Coefficiente stechiometrico. Determinazione dei coefficienti stechiometrici nelle equazioni delle reazioni redox

Tutti i rapporti quantitativi nel calcolo dei processi chimici si basano sulla stechiometria delle reazioni. È più conveniente esprimere la quantità di una sostanza in tali calcoli in moli o unità derivate (kmol, mmol, ecc.). La talpa è una delle unità SI di base. Una mole di qualsiasi sostanza corrisponde alla sua quantità, numericamente uguale al peso molecolare. Pertanto, il peso molecolare in questo caso va considerato come un valore dimensionale con unità: g/mol, kg/kmol, kg/mol. Quindi, ad esempio, il peso molecolare dell'azoto è 28 g/mol, 28 kg/kmol, ma 0,028 kg/mol.

La massa e le quantità molari di una sostanza sono correlate da relazioni note

N A \u003d m A / M A; m A = N A M A,

dove N A è la quantità del componente A, mol; m A è la massa di questo componente, kg;

M A - peso molecolare del componente A, kg/mol.

Nei processi continui, il flusso della sostanza A può essere espresso dalla sua mole

quantità per unità di tempo

dove WA è il flusso molare del componente A, mol/s; τ - tempo, s.

Per una reazione semplice che procede quasi irreversibilmente, di solito uno stechiomet

l'equazione ric è scritta nella forma

v UN A + v B B = v R R + v S S.

Tuttavia, è più conveniente scrivere l'equazione stechiometrica sotto forma di un'algebrica

th, supponendo che i coefficienti stechiometrici dei reagenti siano negativi e che i prodotti di reazione siano positivi:

Quindi per ogni semplice reazione possiamo scrivere le seguenti uguaglianze:

L'indice "0" si riferisce all'importo iniziale del componente.

Queste uguaglianze danno motivo per ottenere le seguenti equazioni di bilancio materiale per il componente per una semplice reazione:

Esempio 7.1. La reazione di idrogenazione del fenolo al cicloesanolo procede secondo l'equazione

C 6 H 5 OH + ZN 2 \u003d C 6 H 11 OH o A + 3B \u003d R.

Calcolare la quantità di prodotto formato se la quantità iniziale del componente A era di 235 kg e la quantità finale era di 18,8 kg

Soluzione: scriviamo la reazione come

R - A - ZV \u003d 0.

I pesi molecolari dei componenti sono: M A = 94 kg/kmol, M B = 2 kg/kmol e

M R = 100 kg/kmol. Quindi le quantità molari di fenolo all'inizio e alla fine della reazione saranno:

N A 0 \u003d 235/94 \u003d 2,5; N A 0 \u003d 18,8 / 94 \u003d 0,2; n \u003d (0,2 - 2,5) / (-1) \u003d 2,3.

La quantità di cicloesanolo formata sarà uguale a

N R \u003d 0 + 1 ∙ 2,3 \u003d 2,3 kmol o m R \u003d 100 2,3 \u003d 230 kg.

La determinazione delle reazioni stechiometricamente indipendenti nel loro sistema nel materiale e nei calcoli termici degli apparati di reazione è necessaria per escludere reazioni che sono la somma o la differenza di alcune di esse. Tale valutazione può essere eseguita più facilmente utilizzando il criterio di Gram.

Per non effettuare calcoli inutili, occorre valutare se il sistema è stechiometricamente dipendente. Per questi scopi è necessario:

Trasporre la matrice originale del sistema di reazione;

Moltiplica la matrice originale per quella trasposta;

Calcola il determinante della matrice quadrata risultante.

Se questo determinante è uguale a zero, il sistema di reazione è stechiometricamente dipendente.

Esempio 7.2. Abbiamo un sistema di reazione:

FeO + H 2 \u003d Fe + H 2 O;

Fe 2 O 3 + 3H 2 \u003d 2Fe + 3H 2 O;

FeO + Fe 2 O 3 + 4H 2 \u003d 3Fe + 4H 2 O.

Questo sistema è stechiometricamente dipendente poiché la terza reazione è la somma delle altre due. Facciamo una matrice

Per ogni sostanza nella reazione, ci sono le seguenti quantità della sostanza:

Quantità iniziale della i-esima sostanza (quantità di sostanza prima dell'inizio della reazione);

La quantità finale della i-esima sostanza (la quantità della sostanza alla fine della reazione);

La quantità di sostanza reagita (per le sostanze di partenza) o formata (per i prodotti di reazione).

Poiché la quantità di una sostanza non può essere negativa, per le sostanze di partenza

Dal >.

Per i prodotti di reazione >, quindi, .

Rapporti stechiometrici - rapporti tra quantità, masse o volumi (per i gas) di sostanze reagenti o prodotti di reazione, calcolati sulla base dell'equazione di reazione. I calcoli che utilizzano le equazioni di reazione si basano sulla legge di base della stechiometria: il rapporto tra le quantità di sostanze reagenti o formate (in moli) è uguale al rapporto dei coefficienti corrispondenti nell'equazione di reazione (coefficienti stechiometrici).

Per la reazione alluminotermica descritta dall'equazione:

3Fe 3 O 4 + 8Al = 4Al 2 O 3 + 9Fe,

le quantità di sostanze reagite e prodotti di reazione sono correlate come

Per i calcoli, è più conveniente utilizzare un'altra formulazione di questa legge: il rapporto tra la quantità di una sostanza reagita o formata come risultato di una reazione al suo coefficiente stechiometrico è una costante per una data reazione.

In generale, per una reazione della forma

aA + bB = cC + dD,

dove lettere minuscole denotano coefficienti e lettere grandi denotano sostanze chimiche, le quantità di reagenti sono correlate da:

Due termini qualsiasi di questo rapporto, correlati per uguaglianza, formano la proporzione di una reazione chimica: ad esempio,

Se la massa della sostanza formata o reagita della reazione è nota per la reazione, la sua quantità può essere trovata dalla formula

e poi, usando la proporzione della reazione chimica, si possono trovare le restanti sostanze della reazione. Una sostanza, per massa o quantità di cui si trovano le masse, le quantità o i volumi di altri partecipanti alla reazione, è talvolta chiamata sostanza di riferimento.

Se vengono fornite le masse di più reagenti, il calcolo delle masse delle restanti sostanze viene effettuato in base alla sostanza che scarseggia, cioè è completamente consumata nella reazione. Le quantità di sostanze che corrispondono esattamente all'equazione di reazione senza eccesso o carenza sono chiamate quantità stechiometriche.

Pertanto, nelle attività relative ai calcoli stechiometrici, l'azione principale è trovare la sostanza di riferimento e calcolarne la quantità che è entrata o formata a seguito della reazione.

Calcolo della quantità di un singolo solido

dove è la quantità di singolo solido A;

Massa del singolo solido A, g;

Massa molare della sostanza A, g/mol.

Calcolo della quantità di minerale naturale o miscela di solidi

Sia data la pirite minerale naturale, il cui componente principale è FeS 2 . Inoltre, la composizione della pirite include impurità. Il contenuto del componente principale o delle impurità è indicato in percentuale di massa, ad esempio .

Se il contenuto del componente principale è noto, allora

Se si conosce il contenuto delle impurità, allora

dov'è la quantità di sostanza individuale FeS 2, mol;

Massa della pirite minerale, g.

Allo stesso modo, la quantità di un componente in una miscela di solidi viene calcolata se è noto il suo contenuto in frazioni di massa.

Calcolo della quantità di sostanza di un liquido puro

Se la massa è nota, il calcolo è simile al calcolo per un singolo solido.

Se il volume del liquido è noto, allora

1. Trova la massa di questo volume di liquido:

m f = V f s f,

dove m W è la massa del liquido g;

V W - volume di liquido, ml;

c w è la densità del liquido, g/ml.

2. Trova il numero di moli di liquido:

Questa tecnica è adatta a qualsiasi stato aggregato della materia.

Determinare la quantità di sostanza H 2 O in 200 ml di acqua.

Soluzione: se la temperatura non è specificata, si presume che la densità dell'acqua sia 1 g / ml, quindi:

Calcola la quantità di un soluto in una soluzione se la sua concentrazione è nota

Se si conoscono la frazione di massa del soluto, la densità della soluzione e il suo volume

m r-ra \u003d V r-ra s r-ra,

dove m p-ra è la massa della soluzione, g;

V p-ra - il volume della soluzione, ml;

con r-ra - la densità della soluzione, g / ml.

dove è la massa della sostanza disciolta, g;

Frazione di massa della sostanza disciolta, espressa in%.

Determinare la quantità di sostanza di acido nitrico in 500 ml di una soluzione acida al 10% con una densità di 1,0543 g/ml.

Determina la massa della soluzione

m r-ra \u003d V r-ra s r-ra \u003d 500 1.0543 \u003d 527.150 g

Determinare la massa di HNO 3 puro

Determina il numero di moli di HNO 3

Se sono noti la concentrazione molare del soluto e della sostanza e il volume della soluzione, allora

dove è il volume della soluzione, l;

Concentrazione molare della i-esima sostanza in soluzione, mol/l.

Calcolo della quantità di una singola sostanza gassosa

Se viene data la massa di una sostanza gassosa, viene calcolata con la formula (1).

Se viene fornito il volume misurato in condizioni normali, secondo la formula (2), se il volume di una sostanza gassosa viene misurato in qualsiasi altra condizione, secondo la formula (3), le formule sono riportate alle pagine 6-7.

Uno dei concetti chimici più importanti su cui si basano i calcoli stechiometrici è quantità chimica di una sostanza. La quantità di una sostanza X è indicata con n(X). L'unità per misurare la quantità di una sostanza è Talpa.

Una mole è la quantità di una sostanza che contiene 6,02 10 23 molecole, atomi, ioni o altre unità strutturali che compongono la sostanza.

Si chiama la massa di una mole di qualche sostanza X massa molare M(X) di questa sostanza. Conoscendo la massa m(X) di una sostanza X e la sua massa molare, possiamo calcolare la quantità di questa sostanza usando la formula:

Viene chiamato il numero 6.02 10 23 Il numero di Avogadro(N / a); la sua dimensione mol –1.

Moltiplicando il numero di Avogadro N a per la quantità di sostanza n(X), possiamo calcolare il numero di unità strutturali, ad esempio le molecole N(X) di una sostanza X:

N(X) = N un · n(X) .

Per analogia con il concetto di massa molare, è stato introdotto il concetto di volume molare: volume molare V m (X) di una sostanza X è il volume di una mole di questa sostanza. Conoscendo il volume di una sostanza V(X) e il suo volume molare, possiamo calcolare la quantità chimica di una sostanza:

In chimica si ha spesso a che fare con il volume molare dei gas. Secondo la legge di Avogadro, volumi uguali di tutti i gas presi alla stessa temperatura e pressione contengono lo stesso numero di molecole. A parità di condizioni, 1 mole di qualsiasi gas occupa lo stesso volume. In condizioni normali (n.s.) - temperatura 0 ° C e pressione 1 atmosfera (101325 Pa) - questo volume è di 22,4 litri. Così, al n. V m (gas) = ​​​​22,4 l / mol. Va sottolineato che viene applicato il valore di volume molare di 22,4 l/mol solo per i gas.

Conoscere le masse molari delle sostanze e il numero di Avogadro permette di esprimere la massa di una molecola di qualsiasi sostanza in grammi. Di seguito è riportato un esempio di calcolo della massa di una molecola di idrogeno.

1 mole di idrogeno gassoso contiene 6,02 10 23 H 2 molecole e ha una massa di 2 g (perché M (H 2) \u003d 2 g / mol). Di conseguenza,

6.02·10 23 Le molecole di H 2 hanno una massa di 2 g;

1 molecola H 2 ha una massa x g; x \u003d 3,32 10 -24 g.

Il concetto di "mole" è ampiamente utilizzato per eseguire calcoli secondo le equazioni delle reazioni chimiche, poiché i coefficienti stechiometrici nell'equazione di reazione mostrano in quali rapporti molari le sostanze reagiscono tra loro e si formano come risultato della reazione.

Ad esempio, l'equazione di reazione 4 NH 3 + 3 O 2 → 2 N 2 + 6 H 2 O contiene le seguenti informazioni: 4 mol di ammoniaca reagiscono senza eccesso e carenza con 3 mol di ossigeno e 2 mol di azoto e 6 mol di acqua si formano.

Esempio 4.1 Calcolare la massa del precipitato formato durante l'interazione di soluzioni contenenti 70,2 g di calcio diidrogeno fosfato e 68 g di idrossido di calcio. Quale sostanza sarà lasciata in eccesso? Qual è la sua massa?

3 Ca(H 2 PO 4) 2 + 12 KOH ® Ca 3 (PO 4) 2 ¯ + 4 K 3 PO 4 + 12 H 2 O

Si può vedere dall'equazione di reazione che 3 mol di Ca(H 2 PO 4) 2 reagiscono con 12 mol di KOH. Calcoliamo le quantità di sostanze reagenti, che sono date in base alla condizione del problema:

n (Ca (H 2 PO 4) 2) \u003d m (Ca (H 2 PO 4) 2) / M (Ca (H 2 PO 4) 2) \u003d 70,2 g: 234 g / mol \u003d 0,3 mol ;

n(KOH) = m(KOH) / M(KOH) = 68 g: 56 g/mol = 1.215 mol.

3 mol di Ca(H 2 PO 4) 2 richiedono 12 mol di KOH

0,3 mol di Ca (H 2 PO 4) 2 richiedono x mol KOH

x \u003d 1,2 mol - sarà necessario così tanto KOH affinché la reazione proceda senza eccessi e carenze. E secondo la condizione del problema, ci sono 1.215 mol di KOH. Pertanto, KOH è in eccesso; la quantità di KOH rimanente dopo la reazione:

n(KOH) \u003d 1,215 mol - 1,2 mol \u003d 0,015 mol;

la sua massa è m(KOH) = n(KOH) × M(KOH) = 0,015 mol × 56 g/mol = 0,84 g.

Il calcolo del prodotto di reazione risultante (precipitato Ca 3 (PO 4) 2) deve essere effettuato in base alla sostanza che scarseggia (in questo caso Ca (H 2 PO 4) 2), poiché questa sostanza reagirà completamente. Dall'equazione di reazione si può vedere che il numero di moli di Ca 3 (PO 4) 2 formate è 3 volte inferiore al numero di moli di Ca (H 2 PO 4) 2 reagito:

n (Ca 3 (PO 4) 2) = 0,3 mol: 3 = 0,1 mol.

Pertanto, m (Ca 3 (PO 4) 2) \u003d n (Ca 3 (PO 4) 2) × M (Ca 3 (PO 4) 2) \u003d 0,1 mol × 310 g / mol \u003d 31 g.

Compito numero 5

a) Calcolare le quantità chimiche dei reagenti riportate in Tabella 5 (i volumi delle sostanze gassose sono dati in condizioni normali);

b) disporre i coefficienti in un dato schema di reazione e, utilizzando l'equazione di reazione, determinare quale delle sostanze è in eccesso e quale scarseggia;

c) trovare la quantità chimica del prodotto di reazione indicata in tabella 5;

d) calcolare la massa o il volume (vedi tabella 5) di questo prodotto di reazione.

Tabella 5 - Condizioni dell'attività n. 5

numero di opzione	Sostanze reattive	Schema di reazione	Calcolare
	m(Fe)=11,2 g; V (Cl 2) \u003d 5,376 l	Fe + Cl 2 ® FeCl 3	m(FeCl 3)
	m(Al)=5,4 g; m(H 2 SO 4) \u003d 39,2 g	Al + H 2 SO 4 ® Al 2 (SO 4) 3 + H 2	V(H2)
	V(CO)=20 l; m(O 2) \u003d 20 g	CO+O2® CO2	V(CO2)
	m(AgNO 3)=3,4 g; m(Na2S)=1,56 g	AgNO 3 +Na 2 S®Ag 2 S+NaNO 3	m(Ag 2 S)
	m(Na 2 CO 3)=53 g; m(HCl)=29,2 g	Na 2 CO 3 +HCl®NaCl+CO 2 +H 2 O	V(CO2)
	m (Al 2 (SO 4) 3) \u003d 34,2 g; m (BaCl 2) \u003d 52 g	Al 2 (SO 4) 3 + BaCl 2 ®AlCl 3 + BaSO 4	m(BaSO4)
	m(KI)=3,32 g; V(Cl 2) \u003d 448 ml	KI+Cl 2 ® KCl+I 2	m(I2)
	m(CaCl 2)=22,2 g; m(AgNO 3) \u003d 59,5 g	CaCl 2 + AgNO 3 ®AgCl + Ca (NO 3) 2	m(AgCl)
	m(H 2 )=0,48 g; V (O 2) \u003d 2,8 l	H 2 + O 2 ® H 2 O	m(H2O)
	m (Ba (OH) 2) \u003d 3,42 g; V(HCl)=784 ml	Ba(OH) 2 +HCl® BaCl 2 +H 2 O	m(BaCl2)

La tabella 5 continua

numero di opzione	Sostanze reattive	Schema di reazione	Calcolare
	m(H 3 PO 4)=9,8 g; m(NaOH)=12,2 g	H 3 PO 4 + NaOH ® Na 3 PO 4 + H 2 O	m(Na3PO4)
	m(H 2 SO 4)=9,8 g; m(KOH)=11,76 g	H 2 SO 4 + KOH ® K 2 SO 4 + H 2 O	m(K 2 SO 4)
	V(Cl 2)=2,24 l; m(KOH)=10,64 g	Cl 2 +KOH ® KClO + KCl + H 2 O	m(KClO)
	m ((NH 4) 2 SO 4) \u003d 66 g; m (KOH) \u003d 50 g	(NH 4) 2 SO 4 +KOH®K 2 SO 4 +NH 3 +H 2 O	V(NH3)
	m(NH 3)=6,8 g; V (O 2) \u003d 7,84 l	NH 3 + O 2 ® N 2 + H 2 O	V(N2)
	V(H 2 S)=11,2 l; m(O 2) \u003d 8,32 g	H 2 S+O 2 ® S+H 2 O	SM)
	m(MnO2)=8,7 g; m(HCl)=14,2 g	MnO 2 +HCl ® MnCl 2 +Cl 2 +H 2 O	V(Cl2)
	m(Al)=5,4 g; V (Cl 2) \u003d 6,048 l	Al+Cl 2 ® AlCl 3	m(AlCl 3)
	m(Al)=10,8 g; m(HCl)=36,5 g	Al+HCl® AlCl 3 +H 2	V(H2)
	m(P)=15,5 g; V (O 2) \u003d 14,1 l	P+O 2 ® P 2 O 5	m(P 2 O 5)
	m (AgNO 3) \u003d 8,5 g; m (K 2 CO 3) \u003d 4,14 g	AgNO 3 + K 2 CO 3 ®Ag 2 CO 3 + KNO 3	m(Ag 2 CO 3)
	m(K 2 CO 3)=69 g; m(HNO 3) \u003d 50,4 g	K 2 CO 3 + HNO 3 ® KNO 3 + CO 2 + H 2 O	V(CO2)
	m(AlCl 3)=2,67 g; m(AgNO 3) \u003d 8,5 g	AlCl 3 + AgNO 3 ®AgCl + Al (NO 3) 3	m(AgCl)
	m(KBr)=2,38 g; V(Cl 2) \u003d 448 ml	KBr+Cl 2 ® KCl+Br 2	m(Br2)
	m(CaBr 2)=40 g; m(AgNO 3) \u003d 59,5 g	CaBr 2 + AgNO 3 ®AgBr + Ca (NO 3) 2	m(AgBr)
	m(H 2 )=1,44 g; V (O 2) \u003d 8,4 l	H 2 + O 2 ® H 2 O	m(H2O)
	m (Ba (OH) 2) \u003d 6,84 g; V (HI) \u003d 1,568 l	Ba(OH) 2 +HI ® BaI 2 +H 2 O	m(BaI 2)
	m(H 3 PO 4)=9,8 g; m(KOH)=17,08 g	H 3 PO 4 +KOH ® K 3 PO 4 +H 2 O	m(K 3 PO 4)
	m(H 2 SO 4)=49 g; m(NaOH)=45 g	H 2 SO 4 + NaOH ® Na 2 SO 4 + H 2 O	m(Na 2 SO 4)
	V(Cl 2)=2,24 l; m(KOH)=8,4 g	Cl 2 +KOH ® KClO 3 + KCl + H 2 O	m(KClO 3)
	m(NH 4 Cl)=43 g; m (Ca (OH) 2) \u003d 37 g	NH 4 Cl + Ca (OH) 2 ® CaCl 2 + NH 3 + H 2 O	V(NH3)
	V(NH 3) \u003d 8,96 l; m(O 2) \u003d 14,4 g	NH 3 + O 2 ® NO + H 2 O	V(NO)
	V(H 2 S)=17,92 l; m(O 2) \u003d 40 g	H 2 S + O 2 ® SO 2 + H 2 O	V(SO2)
	m(MnO2)=8,7 g; m(HBr)=30,8 g	MnO 2 +HBr ® MnBr 2 +Br 2 +H 2 O	m(MnBr 2)
	m(Ca)=10 g; m(H 2 O)=8,1 g	Ca + H 2 O ® Ca (OH) 2 + H 2	V(H2)

CONCENTRAZIONE DELLA SOLUZIONE

Come parte del corso di chimica generale, gli studenti imparano 2 modi per esprimere la concentrazione di soluzioni: frazione di massa e concentrazione molare.

Frazione di massa della sostanza disciolta X è calcolato come rapporto tra la massa di questa sostanza e la massa della soluzione:

,

dove ω(X) è la frazione di massa della sostanza disciolta X;

m(X) è la massa della sostanza disciolta X;

m soluzione - la massa della soluzione.

La frazione di massa di una sostanza calcolata secondo la formula precedente è una quantità adimensionale espressa in frazioni di unità (0< ω(X) < 1).

La frazione di massa può essere espressa non solo in frazioni di unità, ma anche in percentuale. In questo caso, la formula di calcolo è simile a:

Spesso viene chiamata frazione di massa, espressa in percentuale concentrazione percentuale . Ovviamente la concentrazione percentuale del soluto è 0%< ω(X) < 100%.

La concentrazione percentuale mostra quante parti di massa di un soluto sono contenute in 100 parti di massa di una soluzione. Se scegli i grammi come unità di massa, questa definizione può anche essere scritta come segue: concentrazione percentuale mostra quanti grammi di un soluto sono contenuti in 100 grammi di soluzione.

È chiaro che, ad esempio, una soluzione al 30% corrisponde a una frazione di massa di una sostanza disciolta pari a 0,3.

Un altro modo per esprimere il contenuto di un soluto in una soluzione è la concentrazione molare (molarità).

La concentrazione molare di una sostanza, o la molarità di una soluzione, mostra quante moli di un soluto sono contenute in 1 litro (1 dm 3) di una soluzione

dove C(X) è la concentrazione molare del soluto X (mol/l);

n(X) è la quantità chimica della sostanza disciolta X (mol);

Soluzione V: il volume della soluzione (l).

Esempio 5.1 Calcolare la concentrazione molare di H 3 PO 4 nella soluzione, se è noto che la frazione di massa di H 3 PO 4 è del 60% e la densità della soluzione è 1,43 g / ml.

Per definizione di concentrazione percentuale

100 g di soluzione contengono 60 g di acido fosforico.

n (H 3 PO 4) \u003d m (H 3 PO 4) : M (H 3 PO 4) \u003d 60 g: 98 g / mol \u003d 0,612 mol;

Soluzione V \u003d soluzione m: soluzione ρ \u003d 100 g: 1,43 g / cm 3 \u003d 69,93 cm 3 \u003d 0,0699 l;

C (H 3 PO 4) \u003d n (H 3 PO 4): soluzione V \u003d 0,612 mol: 0,0699 l \u003d 8,755 mol / l.

Esempio 5.2 Esiste una soluzione 0,5 M di H 2 SO 4 . Qual è la frazione di massa dell'acido solforico in questa soluzione? Prendere la densità della soluzione pari a 1 g/ml.

Per definizione di concentrazione molare

1 litro di soluzione contiene 0,5 mol H 2 SO 4

(La voce "soluzione 0,5 M" significa che C (H 2 SO 4) \u003d 0,5 mol / l).

m soluzione = V soluzione × ρ soluzione = 1000 ml × 1 g/ml = 1000 g;

m (H 2 SO 4) \u003d n (H 2 SO 4) × M (H 2 SO 4) \u003d 0,5 mol × 98 g / mol \u003d 49 g;

ω (H 2 SO 4) \u003d m (H 2 SO 4): m soluzione \u003d 49 g: 1000 g \u003d 0,049 (4,9%).

Esempio 5.3 Quali volumi di acqua e una soluzione al 96% di H 2 SO 4 con una densità di 1,84 g / ml dovrebbero essere presi per preparare 2 litri di una soluzione al 60% di H 2 SO 4 con una densità di 1,5 g / ml.

Quando si risolvono i problemi per la preparazione di una soluzione diluita da una concentrata, è necessario tenere conto del fatto che la soluzione iniziale (concentrata), l'acqua e la soluzione risultante (diluita) hanno densità diverse. In questo caso va tenuto presente che V della soluzione originaria + V di acqua ≠ V della soluzione risultante,

perché nel corso della miscelazione di una soluzione concentrata e acqua, si verifica una variazione (aumento o diminuzione) del volume dell'intero sistema.

La soluzione di tali problemi deve iniziare con la scoperta dei parametri di una soluzione diluita (cioè la soluzione che deve essere preparata): la sua massa, la massa della sostanza disciolta, se necessario, e la quantità della sostanza disciolta.

M soluzione al 60% = V soluzione al 60% ∙ ρ soluzione al 60% = 2000 ml × 1,5 g/ml = 3000 g

m (H 2 SO 4) in soluzione al 60% \u003d m Soluzione al 60% w (H 2 SO 4) in soluzione al 60% \u003d 3000 g 0,6 \u003d 1800 g.

La massa di acido solforico puro nella soluzione preparata deve essere uguale alla massa di acido solforico in quella porzione della soluzione al 96% che deve essere assunta per preparare la soluzione diluita. In questo modo,

m (H 2 SO 4) in soluzione al 60% \u003d m (H 2 SO 4) in soluzione al 96% \u003d 1800 g.

m Soluzione al 96% = m (H 2 SO 4) in soluzione al 96%: w (H 2 SO 4) in soluzione al 96% = 1800 g: 0,96 = 1875 g.

m (H 2 O) \u003d m soluzione al 40% - m soluzione al 96% \u003d 3000 g - 1875 g \u003d 1125 g.

V soluzione al 96% \u003d m soluzione al 96%: ρ soluzione al 96% \u003d 1875 g: 1,84 g / ml \u003d 1019 ml » 1,02 l.

V acqua \u003d m acqua: ρ acqua \u003d 1125g: 1 g / ml \u003d 1125 ml \u003d 1,125 l.

Esempio 5.4 Mescolare 100 ml di una soluzione 0,1 M di CuCl 2 e 150 ml di una soluzione 0,2 M di Cu(NO 3) 2 Calcolare la concentrazione molare di Cu 2+, Cl - e NO 3 - ioni nella soluzione risultante.

Quando si risolve un problema simile di miscelazione di soluzioni diluite, è importante capire che le soluzioni diluite hanno approssimativamente la stessa densità, approssimativamente uguale alla densità dell'acqua. Quando vengono miscelati, il volume totale del sistema praticamente non cambia: V 1 di una soluzione diluita + V 2 di una soluzione diluita + ... "V della soluzione risultante.

Nella prima soluzione:

n (CuCl 2) \u003d C (CuCl 2) V soluzione di CuCl 2 \u003d 0,1 mol / l × 0,1 l \u003d 0,01 mol;

CuCl 2 - elettrolita forte: CuCl 2 ® Cu 2+ + 2Cl -;

Pertanto, n (Cu 2+) \u003d n (CuCl 2) \u003d 0,01 mol; n(Cl -) \u003d 2 × 0,01 \u003d 0,02 mol.

Nella seconda soluzione:

n (Cu (NO 3) 2) \u003d C (Cu (NO 3) 2) × V soluzione Cu (NO 3) 2 \u003d 0,2 mol / l × 0,15 l \u003d 0,03 mol;

Cu(NO 3) 2 - elettrolita forte: CuCl 2 ® Cu 2+ + 2NO 3 -;

Pertanto, n (Cu 2+) \u003d n (Cu (NO 3) 2) \u003d 0,03 mol; n (NO 3 -) \u003d 2 × 0,03 \u003d 0,06 mol.

Dopo aver miscelato le soluzioni:

n(Cu2+)tot. = 0,01 mol + 0,03 mol = 0,04 mol;

V comune. » Vsoluzione CuCl 2 + Vsoluzione Cu(NO 3) 2 \u003d 0,1 l + 0,15 l \u003d 0,25 l;

C(Cu 2+) = n(Cu 2+) : Vtot. \u003d 0,04 mol: 0,25 l \u003d 0,16 mol / l;

C(Cl -) = n(Cl -) : Vtot. \u003d 0,02 mol: 0,25 l \u003d 0,08 mol / l;

C (NO 3 -) \u003d n (NO 3 -): V totale. \u003d 0,06 mol: 0,25 l \u003d 0,24 mol / l.

Esempio 5.5 Nel pallone sono stati aggiunti 684 mg di solfato di alluminio e 1 ml di una soluzione di acido solforico al 9,8% con una densità di 1,1 g/ml. La miscela risultante è stata disciolta in acqua; Il volume della soluzione è stato portato a 500 ml con acqua. Calcolare le concentrazioni molari di H + , Al 3+ SO 4 2– ioni nella soluzione risultante.

Calcola la quantità di sostanze disciolte:

n (Al 2 (SO 4) 3) \u003d m (Al 2 (SO 4) 3) : M (Al 2 (SO 4) 3) \u003d 0,684 g: 342 g mol \u003d 0,002 mol;

Al 2 (SO 4) 3 - elettrolita forte: Al 2 (SO 4) 3 ® 2Al 3+ + 3SO 4 2–;

Pertanto, n(Al 3+)=2×0,002 mol=0,004 mol; n (SO 4 2–) \u003d 3 × 0,002 mol \u003d 0,006 mol.

m soluzione di H 2 SO 4 \u003d V soluzione di H 2 SO 4 × ρ soluzione di H 2 SO 4 \u003d 1 ml × 1,1 g / ml \u003d 1,1 g;

m (H 2 SO 4) \u003d m soluzione di H 2 SO 4 × w (H 2 SO 4) \u003d 1,1 g 0,098 \u003d 0,1078 g.

n (H 2 SO 4) \u003d m (H 2 SO 4): M (H 2 SO 4) \u003d 0,1078 g: 98 g / mol \u003d 0,0011 mol;

H 2 SO 4 è un elettrolita forte: H 2 SO 4 ® 2H + + SO 4 2–.

Pertanto, n (SO 4 2–) \u003d n (H 2 SO 4) \u003d 0,0011 mol; n(H +) \u003d 2 × 0,0011 \u003d 0,0022 mol.

A seconda delle condizioni del problema, il volume della soluzione risultante è di 500 ml (0,5 l).

n(SO 4 2–)tot. \u003d 0,006 mol + 0,0011 mol \u003d 0,0071 mol.

C (Al 3+) \u003d n (Al 3+): soluzione V \u003d 0,004 mol: 0,5 l \u003d 0,008 mol / l;

C (H +) \u003d n (H +) : soluzione V \u003d 0,0022 mol: 0,5 l \u003d 0,0044 mol / l;

C (SO 4 2–) \u003d n (SO 4 2–) totale. : soluzione V \u003d 0,0071 mol: 0,5 l \u003d 0,0142 mol / l.

Esempio 5.6 Quale massa di solfato ferroso (FeSO 4 7H 2 O) e quale volume di acqua deve essere preso per preparare 3 litri di una soluzione al 10% di solfato di ferro (II). Prendere la densità della soluzione pari a 1,1 g/ml.

La massa della soluzione da preparare è:

m soluzione = V soluzione ∙ ρ soluzione = 3000 ml ∙ 1,1 g/ml = 3300 g.

La massa di solfato di ferro (II) puro in questa soluzione è:

m (FeSO 4) \u003d m soluzione × w (FeSO 4) \u003d 3300 g × 0,1 \u003d 330 g.

La stessa massa di FeSO 4 anidro deve essere contenuta nella quantità di idrato cristallino che deve essere assunta per preparare la soluzione. Da un confronto delle masse molari M (FeSO 4 7H 2 O) \u003d 278 g / mol e M (FeSO 4) \u003d 152 g / mol,

otteniamo la proporzione:

278 g di FeSO 4 7H 2 O contengono 152 g di FeSO 4;

x g di FeSO 4 7H 2 O contiene 330 g di FeSO 4;

x \u003d (278 330): 152 \u003d 603,6 g.

m acqua \u003d m soluzione - m solfato ferroso \u003d 3300 g - 603,6 g \u003d 2696,4 g.

Perché la densità dell'acqua è 1 g / ml, quindi il volume d'acqua che deve essere preso per preparare la soluzione è: V acqua \u003d m acqua: ρ acqua \u003d 2696,4 g: 1 g / ml \u003d 2696,4 ml.

Esempio 5.7 Quale massa di sale di Glauber (Na 2 SO 4 10H 2 O) deve essere disciolta in 500 ml di soluzione di solfato di sodio al 10% (densità di soluzione 1,1 g/ml) per ottenere una soluzione di Na 2 SO 4 al 15%?

Si richiedono x grammi di sale di Glauber Na 2 SO 4 10H 2 O. Quindi la massa della soluzione risultante è:

m soluzione al 15% = m soluzione originale (10%) + m sale di Glauber = 550 + x (g);

m soluzione iniziale (10%) = V soluzione al 10% × ρ soluzione al 10% = 500 ml × 1,1 g/ml = 550 g;

m (Na 2 SO 4) nella soluzione originale (10%) \u003d m soluzione al 10% a w (Na 2 SO 4) \u003d 550 g 0,1 \u003d 55 g.

Esprimi con x la massa di Na 2 SO 4 puro contenuta in x grammi di Na 2 SO 4 10H 2 O.

M (Na 2 SO 4 10H 2 O) \u003d 322 g / mol; M (Na 2 SO 4) \u003d 142 g / mol; Di conseguenza:

322 g di Na 2 SO 4 10H 2 O contengono 142 g di Na 2 SO 4 anidro;

x g di Na 2 SO 4 10H 2 O contiene m g di Na 2 SO 4 anidro.

m(Na 2 SO 4) \u003d 142 x: 322 \u003d 0,441 x x.

La massa totale di solfato di sodio nella soluzione risultante sarà uguale a:

m (Na 2 SO 4) in soluzione al 15% = 55 + 0,441 × x (g).

Nella soluzione risultante: = 0,15

, da cui x = 94,5 g.

Compito numero 6

Tabella 6 - Condizioni dell'attività n. 6

numero di opzione	Testo della condizione
	5 g di Na 2 SO 4 × 10H 2 O sono stati sciolti in acqua e il volume della soluzione risultante è stato portato a 500 ml con acqua. Calcolare la frazione di massa di Na 2 SO 4 in questa soluzione (ρ = 1 g/ml) e le concentrazioni molari di ioni Na + e SO 4 2–.
	Soluzioni miste: 100 ml di 0,05 M Cr 2 (SO 4) 3 e 100 ml di 0,02 M Na 2 SO 4 . Calcolare le concentrazioni molari di ioni Cr 3+ , Na + e SO 4 2– nella soluzione risultante.
	Quali volumi di acqua e una soluzione al 98% (densità 1,84 g/ml) di acido solforico dovrebbero essere presi per preparare 2 litri di una soluzione al 30% con una densità di 1,2 g/ml?
	50 g di Na 2 CO 3 × 10 H 2 O sono stati sciolti in 400 ml di acqua Quali sono le concentrazioni molari di ioni Na + e CO 3 2– e la frazione di massa di Na 2 CO 3 nella soluzione risultante (ρ = 1,1 g/ml)?
	Soluzioni miste: 150 ml di Al 2 (SO 4) 3 0,05 M e 100 ml di NiSO 4 0,01 M. Calcolare le concentrazioni molari di Al 3+ , Ni 2+ , SO 4 2- ioni nella soluzione risultante.
	Quali volumi di acqua e una soluzione al 60% (densità 1,4 g/ml) di acido nitrico saranno necessari per preparare 500 ml di una soluzione 4 M (densità 1,1 g/ml)?
	Quale massa di solfato di rame (CuSO 4 × 5H 2 O) è necessaria per preparare 500 ml di una soluzione al 5% di solfato di rame con una densità di 1,05 g / ml?
	Nel pallone sono stati aggiunti 1 ml di una soluzione al 36% (ρ = 1,2 g/ml) di HCl e 10 ml di una soluzione 0,5 M di ZnCl 2 . Il volume della soluzione risultante è stato portato a 50 ml con acqua. Quali sono le concentrazioni molari di ioni H + , Zn 2+ , Cl - nella soluzione risultante?
	Qual è la frazione di massa di Cr 2 (SO 4) 3 in una soluzione (ρ » 1 g / ml), se è noto che la concentrazione molare di ioni solfato in questa soluzione è 0,06 mol / l?
	Quali volumi di acqua e 10 M di soluzione (ρ=1,45 g/ml) di idrossido di sodio saranno necessari per preparare 2 litri di soluzione di NaOH al 10% (ρ= 1,1 g/ml)?
	Quanti grammi di solfato ferroso FeSO 4 × 7H 2 O si possono ottenere evaporando acqua da 10 litri di una soluzione di solfato di ferro (II) al 10% (densità della soluzione 1,2 g / ml)?
	Soluzioni miste: 100 ml di 0,1 M Cr 2 (SO 4) 3 e 50 ml di 0,2 M CuSO 4 . Calcolare le concentrazioni molari di ioni Cr 3+ , Cu 2+ , SO 4 2- nella soluzione risultante.

La tabella 6 continua

numero di opzione	Testo della condizione
	Quali volumi di acqua e una soluzione al 40% di acido fosforico con una densità di 1,35 g / ml saranno necessari per preparare 1 m 3 di una soluzione al 5% di H 3 PO 4, la cui densità è 1,05 g / ml?
	16,1 g di Na 2 SO 4 × 10H 2 O sono stati sciolti in acqua e il volume della soluzione risultante è stato portato a 250 ml con acqua. Calcolare la frazione di massa e la concentrazione molare di Na 2 SO 4 nella soluzione risultante (supponendo che la densità della soluzione sia 1 g/ml).
	Soluzioni miste: 150 ml di 0,05 M Fe 2 (SO 4) 3 e 100 ml di 0,1 M MgSO 4 . Calcolare le concentrazioni molari di Fe 3+ , Mg 2+ , SO 4 2– ioni nella soluzione risultante.
	Quali volumi di acqua e acido cloridrico al 36% (densità 1,2 g/ml) sono necessari per preparare 500 ml di una soluzione al 10% con una densità di 1,05 g/ml?
	20 g di Al 2 (SO 4) 3 × 18H 2 O sono stati sciolti in 200 ml di acqua Qual è la frazione di massa del soluto nella soluzione risultante, la cui densità è 1,1 g / ml? Calcolare le concentrazioni molari di Al 3+ e SO 4 2– ioni in questa soluzione.
	Soluzioni miste: 100 ml di 0,05 M Al 2 (SO 4) 3 e 150 ml di 0,01 M Fe 2 (SO 4) 3 . Calcolare le concentrazioni molari degli ioni Fe 3+, Al 3+ e SO 4 2– nella soluzione risultante.
	Quali volumi di acqua e soluzione all'80% di acido acetico (densità 1,07 g/ml) saranno necessari per preparare 0,5 l di aceto da tavola, in cui la frazione di massa di acido è del 7%? Prendi la densità dell'aceto da tavola pari a 1 g/ml.
	Quale massa di solfato ferroso (FeSO 4 × 7H 2 O) è necessaria per preparare 100 ml di una soluzione al 3% di solfato ferroso? La densità della soluzione è 1 g/ml.
	Nel pallone sono stati aggiunti 2 ml di soluzione di HC1 al 36% (densità 1,2 g/cm 3 ) e 20 ml di soluzione di CuCl 2 0,3 M. Il volume della soluzione risultante è stato portato a 200 ml con acqua. Calcolare le concentrazioni molari di ioni H + , Cu 2+ e Cl - nella soluzione risultante.
	Qual è la concentrazione percentuale di Al 2 (SO 4) 3 in una soluzione in cui la concentrazione molare di ioni solfato è 0,6 mol / l. La densità della soluzione è 1,05 g/ml.
	Quali volumi di acqua e 10 M di soluzione di KOH (densità della soluzione 1,4 g/ml) saranno necessari per preparare 500 ml di soluzione al 10% di KOH con una densità di 1,1 g/ml?
	Quanti grammi di solfato di rame CuSO 4 × 5H 2 O si possono ottenere evaporando acqua da 15 litri di soluzione di solfato di rame all'8%, la cui densità è 1,1 g / ml?
	Soluzioni miste: 200 ml di 0,025 M Fe 2 (SO 4) 3 e 50 ml di 0,05 M FeCl 3 . Calcolare la concentrazione molare di Fe 3+ , Cl - , SO 4 2- ioni nella soluzione risultante.
	Quali volumi di acqua e una soluzione al 70% di H 3 PO 4 (densità 1,6 g/ml) saranno necessari per preparare 0,25 m 3 di una soluzione al 10% di H 3 PO 4 (densità 1,1 g/ml)?
	6 g di Al 2 (SO 4) 3 × 18H 2 O sono stati sciolti in 100 ml di acqua Calcolare la frazione di massa di Al 2 (SO 4) 3 e le concentrazioni molari di Al 3+ e SO 4 2– negli ioni soluzione risultante, la cui densità è 1 g /ml
	Soluzioni miste: 50 ml di 0,1 M Cr 2 (SO 4) 3 e 200 ml di 0,02 M Cr(NO 3) 3 . Calcolare le concentrazioni molari di Cr 3+ , NO 3 - , SO 4 2- ioni nella soluzione risultante.
	Quali volumi di una soluzione al 50% di acido perclorico (densità 1,4 g/ml) e acqua sono necessari per preparare 1 litro di una soluzione all'8% con una densità di 1,05 g/ml?
	Quanti grammi di sale di Glauber Na 2 SO 4 × 10H 2 O devono essere sciolti in 200 ml di acqua per ottenere una soluzione di solfato di sodio al 5%?
	Nel pallone sono stati aggiunti 1 ml di soluzione all'80% di H 2 SO 4 (densità di soluzione 1,7 g/ml) e 5000 mg di Cr 2 (SO 4) 3. La miscela è stata sciolta in acqua; il volume della soluzione è stato portato a 250 ml. Calcolare le concentrazioni molari di ioni H + , Cr 3+ e SO 4 2– nella soluzione risultante.

La tabella 6 continua

EQUILIBRIO CHIMICO

Tutte le reazioni chimiche possono essere suddivise in 2 gruppi: reazioni irreversibili, ad es. reazioni che procedono fino al completo consumo di almeno una delle sostanze reagenti, e reazioni reversibili in cui nessuna delle sostanze reagenti è completamente consumata. Ciò è dovuto al fatto che una reazione reversibile può procedere sia in avanti che in retromarcia. Un classico esempio di reazione reversibile è la sintesi di ammoniaca da azoto e idrogeno:

N 2 + 3 H 2 ⇆ 2 NH 3.

All'inizio della reazione, le concentrazioni delle sostanze iniziali nel sistema sono massime; in questo momento, anche la velocità della reazione diretta è massima. All'inizio della reazione, non ci sono ancora prodotti di reazione nel sistema (in questo esempio, ammoniaca), quindi la velocità della reazione inversa è zero. Poiché le sostanze iniziali interagiscono tra loro, le loro concentrazioni diminuiscono, quindi diminuisce anche la velocità della reazione diretta. La concentrazione del prodotto di reazione aumenta gradualmente, pertanto aumenta anche la velocità della reazione inversa. Dopo qualche tempo, la velocità della reazione diretta diventa uguale alla velocità della reazione inversa. Questo stato del sistema viene chiamato stato di equilibrio chimico. Si chiamano le concentrazioni di sostanze in un sistema che si trova in uno stato di equilibrio chimico concentrazioni di equilibrio. La caratteristica quantitativa di un sistema in uno stato di equilibrio chimico è equilibrio costante.

Per ogni reazione reversibile a A + b B+ ... ⇆ p P + q Q + …, l'espressione per la costante di equilibrio chimico (K) è scritta come una frazione, al numeratore della quale sono le concentrazioni di equilibrio dei prodotti di reazione , e al denominatore sono le concentrazioni di equilibrio delle sostanze di partenza, inoltre, la concentrazione di ciascuna sostanza deve essere portata ad una potenza pari al coefficiente stechiometrico nell'equazione di reazione.

Ad esempio, per la reazione N 2 + 3 H 2 ⇆ 2 NH 3.

Va tenuto presente che l'espressione della costante di equilibrio include le concentrazioni di equilibrio delle sole sostanze gassose o allo stato disciolto . Si presume che la concentrazione di un solido sia costante e non sia scritta nell'espressione costante di equilibrio.

CO 2 (gas) + C (solido) ⇆ 2CO (gas)

CH 3 COOH (soluzione) ⇆ CH 3 COO - (soluzione) + H + (soluzione)

Ba 3 (PO 4) 2 (solido) ⇆ 3 Ba 2+ (soluzione satura) + 2 PO 4 3– (soluzione satura) K \u003d C 3 (Ba 2+) C 2 (PO 4 3–)

Esistono due tipi più importanti di problemi associati al calcolo dei parametri di un sistema di equilibrio:

1) sono note le concentrazioni iniziali delle sostanze di partenza; dalla condizione del problema si possono ricavare le concentrazioni di sostanze che hanno reagito (o formate) al raggiungimento dell'equilibrio; nel problema è necessario calcolare le concentrazioni di equilibrio di tutte le sostanze e il valore numerico della costante di equilibrio;

2) sono note le concentrazioni iniziali delle sostanze iniziali e la costante di equilibrio. La condizione non contiene dati sulle concentrazioni di sostanze reagite o formate. È necessario calcolare le concentrazioni di equilibrio di tutti i partecipanti alla reazione.

Per risolvere tali problemi, è necessario comprendere che la concentrazione di equilibrio di qualsiasi iniziale le sostanze possono essere trovate sottraendo la concentrazione della sostanza reagita dalla concentrazione iniziale:

Equilibrio C \u003d C iniziale - C della sostanza reagita.

Concentrazione di equilibrio prodotto di reazione è uguale alla concentrazione del prodotto formatosi al momento dell'equilibrio:

C equilibrio \u003d C del prodotto risultante.

Pertanto, per calcolare i parametri di un sistema di equilibrio, è molto importante poter determinare quanta sostanza iniziale aveva reagito al raggiungimento dell'equilibrio e quanta parte del prodotto di reazione si era formato. Per determinare la quantità (o concentrazione) delle sostanze reagite e formate, i calcoli stechiometrici vengono eseguiti secondo l'equazione di reazione.

Esempio 6.1 Le concentrazioni iniziali di azoto e idrogeno nel sistema di equilibrio N 2 + 3H 2 ⇆ 2 NH 3 sono rispettivamente 3 mol/le 4 mol/l. Quando l'equilibrio chimico è stato raggiunto, il 70% di idrogeno dalla sua quantità iniziale è rimasto nel sistema. Determina la costante di equilibrio di questa reazione.

Dalle condizioni del problema deriva che al raggiungimento dell'equilibrio aveva reagito il 30% di idrogeno (tipo di problema 1):

4 mol/l H 2 - 100%

x mol / l H 2 - 30%

x \u003d 1,2 mol / l \u003d C proreag. (H2)

Come si può vedere dall'equazione di reazione, l'azoto avrebbe dovuto reagire 3 volte meno dell'idrogeno, cioè Con proreazione. (N 2) \u003d 1,2 mol / l: 3 \u003d 0,4 mol / l. L'ammoniaca si forma 2 volte più dell'azoto che ha reagito:

Dalle immagini. (NH 3) \u003d 2 × 0,4 mol / l \u003d 0,8 mol / l

Le concentrazioni di equilibrio di tutti i partecipanti alla reazione saranno le seguenti:

Pari (H 2) \u003d C iniziale. (H 2) - C proreazione. (H 2) \u003d 4 mol / l - 1,2 mol / l \u003d 2,8 mol / l;

Pari (N 2) \u003d C implorare. (N 2) – C proreazione. (N 2) \u003d 3 mol / l - 0,4 mol / l \u003d 2,6 mol / l;

Pari (NH 3) = C immagini. (NH 3) \u003d 0,8 mol / l.

Costante di equilibrio = .

Esempio 6.2 Calcolare le concentrazioni di equilibrio di idrogeno, iodio e acido iodio nel sistema H 2 + I 2 ⇆ 2 HI, se è noto che le concentrazioni iniziali di H 2 e I 2 sono rispettivamente 5 mol/l e 3 mol/l, e la costante di equilibrio è 1.

Va notato che nella condizione di questo problema (compito di tipo 2), la condizione non dice nulla sulle concentrazioni delle sostanze iniziali reagite e dei prodotti formati. Pertanto, quando si risolvono tali problemi, la concentrazione di una sostanza reagita viene generalmente assunta come x.

Lascia che x mol/l H 2 abbiano reagito prima del raggiungimento dell'equilibrio. Quindi, come segue dall'equazione di reazione, x mol/l I 2 dovrebbe reagire e si dovrebbe formare 2 x mol/l HI. Le concentrazioni di equilibrio di tutti i partecipanti alla reazione saranno le seguenti:

Pari (H 2) \u003d C implorare. (H 2) - C proreazione. (H 2) \u003d (5 - x) mol / l;

Pari (I 2) = C implorare. (I 2) – C proreazione. (I 2) \u003d (3 - x) mol / l;

Pari (HI) = immagini C. (HI) = 2x mol/l.

4x2 = 15 - 8x + x2

3x2 + 8x - 15 = 0

x 1 = -3,94 x 2 = 1,27

Solo la radice positiva x = 1,27 ha un significato fisico.

Pertanto, C è uguale. (H 2) \u003d (5 - x) mol / l \u003d 5 - 1,27 \u003d 3,73 mol / l;

Pari (I 2) \u003d (3 - x) mol / l \u003d 3 - 1,27 \u003d 1,73 mol / l;

Pari (HI) \u003d 2x mol / l \u003d 2 1,27 \u003d 2,54 mol / l.

Compito numero 7

Tabella 7 - Condizioni dell'attività n. 7

La tabella 7 continua

Quando si compilano le equazioni delle reazioni redox, è necessario osservare le due regole importanti seguenti:

Regola 1: In ogni equazione ionica deve essere osservata la conservazione della carica. Ciò significa che la somma di tutte le cariche sul lato sinistro dell'equazione ("sinistra") deve corrispondere alla somma di tutte le cariche sul lato destro dell'equazione ("destra"). Questa regola si applica a qualsiasi equazione ionica, sia per le reazioni complete che per le semireazioni.

Addebiti da sinistra a destra

Regola 2: Il numero di elettroni persi nella semireazione di ossidazione deve essere uguale al numero di elettroni acquisiti nella semireazione di riduzione. Ad esempio, nel primo esempio fornito all'inizio di questa sezione (la reazione tra ferro e ioni rameosi idrati), il numero di elettroni persi nella semireazione ossidativa è due:

Pertanto, anche il numero di elettroni acquisiti nella semireazione di riduzione deve essere uguale a due:

La procedura seguente può essere utilizzata per derivare l'equazione redox completa dalle equazioni delle due semireazioni:

1. Le equazioni di ciascuna delle due semireazioni sono bilanciate separatamente e, per soddisfare la regola 1 di cui sopra, il numero appropriato di elettroni viene aggiunto al lato sinistro o destro di ciascuna equazione.

2. Le equazioni di entrambe le semireazioni sono bilanciate l'una rispetto all'altra in modo che il numero di elettroni persi in una reazione diventi uguale al numero di elettroni guadagnati nell'altra semireazione, come richiesto dalla regola 2.

3. Le equazioni per entrambe le semireazioni vengono sommate per ottenere l'equazione completa per la reazione redox. Ad esempio, sommando le equazioni delle due semireazioni sopra e rimuovendo dai lati sinistro e destro dell'equazione risultante

uguale numero di elettroni, troviamo

Bilanciamo le equazioni delle semireazioni riportate di seguito e componiamo un'equazione per la reazione redox dell'ossidazione di una soluzione acquosa di qualsiasi sale ferroso in un sale ferrico con una soluzione acida di potassio.

Fase 1. Innanzitutto, bilanceremo l'equazione di ciascuna delle due semireazioni separatamente. Per l'equazione (5) abbiamo

Per bilanciare entrambi i lati di questa equazione, devi aggiungere cinque elettroni al suo lato sinistro o sottrarre lo stesso numero di elettroni dal lato destro. Dopo di che otteniamo

Questo ci permette di scrivere la seguente equazione bilanciata:

Poiché gli elettroni dovevano essere aggiunti al lato sinistro dell'equazione, descrive una semireazione di riduzione.

Per l'equazione (6), possiamo scrivere

Per bilanciare questa equazione, puoi aggiungere un elettrone al suo lato destro. Quindi