Współczynnik stechiometrii. Wyznaczanie współczynników stechiometrycznych w równaniach reakcji redoks
Wszystkie stosunki ilościowe w obliczeniach procesów chemicznych oparte są na stechiometrii reakcji. Ilość substancji w takich obliczeniach wygodniej jest wyrazić w molach lub jednostkach pochodnych (kmol, mmol itp.). Kret jest jedną z podstawowych jednostek SI. Jeden mol dowolnej substancji odpowiada jej ilości, liczbowo równej masie cząsteczkowej. Dlatego masę cząsteczkową w tym przypadku należy traktować jako wartość wymiarową z jednostkami: g/mol, kg/kmol, kg/mol. Na przykład masa cząsteczkowa azotu wynosi 28 g/mol, 28 kg/kmol, ale 0,028 kg/mol.
Masowe i molowe ilości substancji są powiązane znanymi zależnościami
N A \u003d m A / M A; m A = N A M A,
gdzie NA oznacza ilość składnika A, mol; m A to masa tego składnika, kg;
M A - masa cząsteczkowa składnika A, kg/mol.
W procesach ciągłych przepływ substancji A można wyrazić przez jej mol-
ilość na jednostkę czasu
gdzie WA jest przepływem molowym składnika A, mol/s; τ - czas, s.
Dla prostej reakcji, która przebiega prawie nieodwracalnie, zwykle stechiometem
równanie ric jest zapisane w postaci
v A A + v B B = v R R + v S S.
Jednak wygodniej jest zapisać równanie stechiometryczne w postaci algebraicznej
th, zakładając, że współczynniki stechiometryczne reagentów są ujemne, a produkty reakcji dodatnie:
Następnie dla każdej prostej reakcji możemy zapisać następujące równości:
Indeks „0” odnosi się do początkowej kwoty składnika.
Równania te dają podstawę do uzyskania następujących równań bilansu materiałowego składnika dla reakcji prostej:
Przykład 7.1. Reakcja uwodornienia fenolu do cykloheksanolu przebiega zgodnie z równaniem
C 6 H 5 OH + ZN 2 \u003d C 6 H 11 OH lub A + 3B \u003d R.
Oblicz ilość powstałego produktu, jeśli początkowa ilość składnika A wynosiła 235 kg, a końcowa ilość 18,8 kg
Rozwiązanie: Piszemy reakcję jako
R - A - ZV \u003d 0.
Masy cząsteczkowe składników wynoszą: MA = 94 kg/kmol, MB = 2 kg/kmol i
MR = 100 kg/kmol. Wtedy molowe ilości fenolu na początku i na końcu reakcji będą wynosić:
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.
Ilość utworzonego cykloheksanolu będzie równa
N R \u003d 0 + 1 ∙ 2,3 \u003d 2,3 kmol lub m R \u003d 100 2,3 \u003d 230 kg.
Wyznaczenie stechiometrycznie niezależnych reakcji w ich układzie w obliczeniach materiałowych i cieplnych aparatów reakcyjnych jest konieczne, aby wykluczyć reakcje będące sumą lub różnicą niektórych z nich. Taką ocenę najłatwiej przeprowadzić za pomocą kryterium Grama.
Aby nie przeprowadzać zbędnych obliczeń, należy ocenić, czy układ jest zależny stechiometrycznie. Do tych celów konieczne jest:
Transponuj oryginalną macierz układu reakcyjnego;
Pomnóż oryginalną macierz przez transponowaną;
Oblicz wyznacznik wynikowej macierzy kwadratowej.
Jeśli ten wyznacznik jest równy zero, to układ reakcji jest zależny stechiometrycznie.
Przykład 7.2. Mamy system reakcji:
FeO + H2 \u003d Fe + H2O;
Fe2O3 + 3H2 \u003d 2Fe + 3H2O;
FeO + Fe2O3 + 4H2 \u003d 3Fe + 4H2O.
Ten układ jest zależny stechiometrycznie, ponieważ trzecia reakcja jest sumą dwóch pozostałych. Zróbmy macierz
Dla każdej substancji w reakcji występują następujące ilości substancji:
Początkowa ilość i-tej substancji (ilość substancji przed rozpoczęciem reakcji);
Ostateczna ilość i-tej substancji (ilość substancji na końcu reakcji);
Ilość przereagowanej (dla substancji wyjściowych) lub uformowanej substancji (dla produktów reakcji).
Ponieważ ilość substancji nie może być ujemna, dla substancji wyjściowych
Od >.
Dla produktów reakcji > zatem .
Stosunki stechiometryczne - stosunki między ilościami, masami lub objętościami (dla gazów) reagujących substancji lub produktów reakcji, obliczone na podstawie równania reakcji. Obliczenia z wykorzystaniem równań reakcji opierają się na podstawowym prawie stechiometrii: stosunek ilości reagujących lub uformowanych substancji (w molach) jest równy stosunkowi odpowiednich współczynników w równaniu reakcji (współczynniki stechiometryczne).
Dla reakcji aluminotermicznej opisanej równaniem:
3Fe 3 O 4 + 8Al = 4Al 2 O 3 + 9Fe,
ilości przereagowanych substancji i produktów reakcji są powiązane jak
Do obliczeń wygodniej jest zastosować inne sformułowanie tego prawa: stosunek ilości przereagowanej lub uformowanej substancji w wyniku reakcji do jej współczynnika stechiometrycznego jest dla danej reakcji stałą.
Ogólnie dla reakcji formy
aA + bB = cC + dD,
gdzie małe litery oznaczają współczynniki, a duże litery oznaczają chemikalia, ilości reagentów są powiązane przez:
Dowolne dwa składniki tego stosunku, powiązane równością, tworzą proporcję reakcji chemicznej: na przykład
Jeżeli masa powstałej lub przereagowanej substancji reakcji jest znana dla reakcji, to jej ilość można znaleźć za pomocą wzoru
a następnie, używając proporcji reakcji chemicznej, można znaleźć pozostałe substancje reakcji. Substancja, według masy lub ilości, której znaleziono masy, ilości lub objętości innych uczestników reakcji, jest czasami nazywana substancją odniesienia.
Jeżeli podano masy kilku odczynników, to obliczanie mas pozostałych substancji przeprowadza się zgodnie z jedną z substancji, której brakuje, tj. jest całkowicie zużyta w reakcji. Ilości substancji, które dokładnie pasują do równania reakcji bez nadmiaru lub niedoboru, nazywane są wielkościami stechiometrycznymi.
Zatem w zadaniach związanych z obliczeniami stechiometrycznymi głównym działaniem jest znalezienie substancji odniesienia i obliczenie jej ilości, która weszła lub powstała w wyniku reakcji.
Obliczanie ilości pojedynczego ciała stałego
gdzie jest ilość pojedynczego ciała stałego A;
Masa pojedynczego ciała stałego A, g;
Masa cząsteczkowa substancji A, g/mol.
Obliczanie ilości naturalnego minerału lub mieszaniny ciał stałych
Podajmy naturalny mineralny piryt, którego głównym składnikiem jest FeS 2 . Oprócz tego skład pirytu zawiera zanieczyszczenia. Zawartość głównego składnika lub zanieczyszczeń podaje się w procentach masowych, na przykład .
Jeżeli zawartość głównego składnika jest znana, to
Jeżeli znana jest zawartość zanieczyszczeń, to
gdzie jest ilość pojedynczej substancji FeS 2, mol;
Masa mineralnego pirytu, gr.
Podobnie ilość składnika w mieszaninie ciał stałych oblicza się, jeśli znana jest jego zawartość we frakcjach masowych.
Obliczanie ilości substancji czystej cieczy
Jeśli masa jest znana, obliczenia są podobne do obliczeń dla pojedynczej bryły.
Jeśli znana jest objętość cieczy, to
1. Znajdź masę tej objętości cieczy:
mf = Vfsf,
gdzie m W jest masą cieczy g;
V W - objętość cieczy, ml;
cw to gęstość cieczy, g/ml.
2. Znajdź liczbę moli cieczy:
Ta technika jest odpowiednia dla każdego skupionego stanu materii.
Oznaczyć ilość substancji H 2 O w 200 ml wody.
Rozwiązanie: jeśli temperatura nie jest określona, przyjmuje się, że gęstość wody wynosi 1 g / ml, a następnie:
Oblicz ilość substancji rozpuszczonej w roztworze, jeśli znane jest jej stężenie
Jeśli znany jest ułamek masowy substancji rozpuszczonej, gęstość roztworu i jego objętość
m r-ra \u003d V r-ra s r-ra,
gdzie m p-ra jest masą roztworu, g;
V p-ra - objętość roztworu, ml;
z r-ra - gęstość roztworu, g / ml.
gdzie jest masa rozpuszczonej substancji, g;
Udział masowy rozpuszczonej substancji, wyrażony w %.
Oznaczyć ilość substancji kwasu azotowego w 500 ml 10% roztworu kwasu o gęstości 1,0543 g/ml.
Wyznacz masę roztworu
m r-ra \u003d V r-ra s r-ra \u003d 500 1,0543 \u003d 527,150 g
Wyznacz masę czystego HNO 3
Określ liczbę moli HNO 3
Jeżeli znane są stężenie molowe substancji rozpuszczonej i substancji oraz objętość roztworu, to
gdzie jest objętość roztworu, l;
Stężenie molowe i-tej substancji w roztworze, mol/l.
Obliczanie ilości pojedynczej substancji gazowej
Jeżeli podano masę substancji gazowej, to oblicza się ją według wzoru (1).
Jeżeli podano objętość zmierzoną w warunkach normalnych, to według wzoru (2), jeśli objętość substancji gazowej mierzono w innych warunkach, to według wzoru (3) wzory podano na stronach 6-7.
Jednym z najważniejszych pojęć chemicznych, na których opierają się obliczenia stechiometryczne, jest ilość chemiczna substancji. Ilość jakiejś substancji X oznaczona jest przez n(X). Jednostką pomiaru ilości substancji jest Kret.
Mol to ilość substancji, która zawiera 6,02 10 23 cząsteczek, atomów, jonów lub innych jednostek strukturalnych tworzących substancję.
Nazywa się masę jednego mola jakiejś substancji X masa cząsteczkowa M(X) tej substancji. Znając masę m(X) jakiejś substancji X i jej masę molową, możemy obliczyć ilość tej substancji ze wzoru:
Numer 6.02 10 23 nazywa się Numer Avogadro(Na); jego wymiar mol –1.
Mnożąc liczbę Avogadro N a przez ilość substancji n(X), możemy obliczyć liczbę jednostek strukturalnych, na przykład cząsteczki N(X) jakiejś substancji X:
N(X) = Na · n(X) .
Przez analogię do pojęcia masy molowej wprowadzono pojęcie objętości molowej: objętość molowa V m (X) jakiejś substancji X to objętość jednego mola tej substancji. Znając objętość substancji V(X) i jej objętość molową, możemy obliczyć ilość chemiczną substancji:
W chemii często mamy do czynienia z molową objętością gazów. Zgodnie z prawem Avogadro, równe objętości dowolnych gazów pobrane w tej samej temperaturze i pod takim samym ciśnieniem zawierają tę samą liczbę cząsteczek. W równych warunkach 1 mol dowolnego gazu zajmuje tę samą objętość. W normalnych warunkach (n.s.) - temperatura 0 ° C i ciśnienie 1 atmosfera (101325 Pa) - objętość ta wynosi 22,4 litra. Tak więc pod n.o. Vm (gaz) = 22,4 l / mol. Należy podkreślić, że stosowana jest wartość objętości molowej 22,4 l/mol tylko dla gazów.
Znajomość mas molowych substancji i liczby Avogadro pozwala wyrazić masę cząsteczki dowolnej substancji w gramach. Poniżej znajduje się przykład obliczenia masy cząsteczki wodoru.
1 mol gazowego wodoru zawiera 6,02 10 23 cząsteczek H 2 i ma masę 2 g (ponieważ M (H 2) \u003d 2 g / mol). W konsekwencji,
6,02·10 23 molekuły H2 mają masę 2 g;
1 cząsteczka H2 ma masę x g; x \u003d 3,32 10 -24 g.
Pojęcie „mola” jest szeroko stosowane do wykonywania obliczeń zgodnie z równaniami reakcji chemicznych, ponieważ współczynniki stechiometryczne w równaniu reakcji pokazują, w jakich stosunkach molowych substancje reagują ze sobą i powstają w wyniku reakcji.
Na przykład równanie reakcji 4 NH 3 + 3 O 2 → 2 N 2 + 6 H 2 O zawiera następujące informacje: 4 mole amoniaku reagują bez nadmiaru i niedoboru z 3 molami tlenu oraz 2 molami azotu i 6 molami wody.
Przykład 4.1 Oblicz masę osadu powstałego podczas interakcji roztworów zawierających 70,2 g diwodorofosforanu wapnia i 68 g wodorotlenku wapnia. Jaka substancja zostanie w nadmiarze? Jaka jest jego masa?
3 Ca(H 2 PO 4) 2 + 12 KOH ® Ca 3 (PO 4) 2 ¯ + 4 K 3 PO 4 + 12 H 2 O
Z równania reakcji widać, że 3 mole Ca(H2PO4)2 reagują z 12 molami KOH. Obliczmy ilości reagujących substancji, które są podane w zależności od stanu problemu:
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 Ca(H 2 PO 4) 2 wymaga 12 mol KOH
0,3 mol Ca (H 2 PO 4) 2 wymaga x mol KOH
x \u003d 1,2 mola - tyle KOH będzie wymagane, aby reakcja przebiegała bez nadmiaru i niedoboru. I zgodnie ze stanem problemu, jest 1,215 mola KOH. Dlatego KOH jest w nadmiarze; ilość KOH pozostała po reakcji:
n(KOH) \u003d 1,215 mola - 1,2 mola \u003d 0,015 mola;
jego masa to m(KOH) = n(KOH) × M(KOH) = 0,015 mol × 56 g/mol = 0,84 g.
Obliczenie powstałego produktu reakcji (osad Ca 3 (PO 4) 2) należy przeprowadzić zgodnie z substancją, której brakuje (w tym przypadku Ca (H 2 PO 4) 2), ponieważ ta substancja zareaguje całkowicie. Z równania reakcji widać, że liczba moli powstałego Ca 3 (PO 4) 2 jest 3 razy mniejsza niż liczba moli przereagowanego Ca (H 2 PO 4) 2:
n (Ca 3 (PO 4) 2) = 0,3 mola: 3 = 0,1 mola.
Dlatego 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.
Zadanie numer 5
a) obliczyć ilości chemiczne reagentów podane w tabeli 5 (objętości substancji gazowych podano w warunkach normalnych);
b) ułożyć współczynniki w zadanym schemacie reakcji i korzystając z równania reakcji określić, która z substancji jest w nadmiarze, a której brakuje;
c) znaleźć chemiczną ilość produktu reakcji wskazaną w tabeli 5;
d) obliczyć masę lub objętość (patrz Tabela 5) tego produktu reakcji.
Tabela 5 - Warunki zadania nr 5
| numer opcji | Substancje reaktywne | Schemat reakcji | Oblicz |
| m(Fe)=11,2 g; V (Cl 2) \u003d 5,376 l | Fe + Cl 2 ® FeCl 3 | m(FeCl3) | |
| 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(AgNO3)=3,4 g; m(Na2S)=1,56 g | AgNO 3 +Na 2 S®Ag 2 S + NaNO 3 | m(Ag2S) | |
| m(Na2CO3)=53 g; m(HCl)=29,2 g | Na2CO3 +HCl®NaCl+CO2 +H2O | 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+Cl2 ® KCl+I 2 | m(I2) | |
| m(CaCl2)=22,2 g; m(AgNO 3) \u003d 59,5 g | CaCl 2 + AgNO 3 ®AgCl + Ca (NO 3) 2 | m(AgCl) | |
| m(H2)=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)=784ml | Ba(OH)2 +HCl® BaCl2+H2O | m(BaCl2) |
Tabela 5 ciąg dalszy
| numer opcji | Substancje reaktywne | Schemat reakcji | Oblicz |
| m(H3PO4)=9,8 g; m(NaOH)=12,2 g | H 3 PO 4 + NaOH ® Na 3 PO 4 + H 2 O | m(Na3PO4) | |
| m(H2SO4)=9,8 g; m(KOH)=11,76 g | H 2 SO 4 + KOH ® K 2 SO 4 + H 2 O | m(K2SO4) | |
| V(Cl2)=2,24 l; m(KOH)=10,64 g | Cl2 +KOH® KClO + KCl + H2O | 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(NH3)=6,8 g; V (O 2) \u003d 7,84 l | NH3 + O2® N2 + H2O | V(N2) | |
| V(H2S)=11,2 l; m(O 2) \u003d 8,32 g | H2S+O2® S+H2O | SM) | |
| m(MnO2)=8,7 g; m(HCl)=14,2 g | MnO2 +HCl ® MnCl2 +Cl2 +H2O | V(Cl2) | |
| m(Al)=5,4 g; V (Cl 2) \u003d 6,048 l | Al+Cl2 ® AlCl3 | m(AlCl3) | |
| m(Al)=10,8 g; m(HCl)=36,5 g | Al+HCl® AlCl3 +H2 | 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(K2CO3)=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(AlCI3)=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+Cl2® KCl+Br2 | 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(H2)=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(H3PO4)=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(H2SO4)=49 g; m(NaOH)=45 g | H 2 SO 4 + NaOH® Na 2 SO 4 + H 2 O | m(Na2SO4) | |
| V(Cl2)=2,24 l; m(KOH)=8,4 g | Cl2 +KOH® KClO3 +KCl + H2O | m(KClO3) | |
| m(NH4CI)=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(NIE) | |
| V(H2S)=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 | MnO2 +HBr® MnBr2 +Br2 +H2O | m(MnBr 2) | |
| m(Ca)=10 g; m(H2O)=8,1 g | Ca + H 2 O ® Ca (OH) 2 + H 2 | V(H2) |
KONCENTRACJA ROZTWORU
W ramach przedmiotu z chemii ogólnej studenci poznają 2 sposoby wyrażania stężenia roztworów - ułamek masowy i stężenie molowe.
Udział masowy rozpuszczonej substancji X oblicza się jako stosunek masy tej substancji do masy roztworu:
,
gdzie ω(X) jest ułamkiem masowym rozpuszczonej substancji X;
m(X) to masa rozpuszczonej substancji X;
m rozwiązanie - masa roztworu.
Ułamek masowy substancji liczony według powyższego wzoru jest wielkością bezwymiarową wyrażoną w ułamkach jednostki (0< ω(X) < 1).
Ułamek masowy można wyrazić nie tylko w ułamkach jednostki, ale także w procentach. W tym przypadku wzór obliczeniowy wygląda tak:
Ułamek masowy wyrażony w procentach jest często nazywany stężenie procentowe . Oczywiście procentowe stężenie substancji rozpuszczonej wynosi 0%< ω(X) < 100%.
Stężenie procentowe pokazuje, ile części masowych substancji rozpuszczonej zawiera 100 części masowych roztworu. Jeśli wybierzesz gramy jako jednostkę masy, to definicja ta może być również zapisana w następujący sposób: stężenie procentowe pokazuje, ile gramów substancji rozpuszczonej zawiera 100 gramów roztworu.
Oczywiste jest, że na przykład 30% roztwór odpowiada ułamkowi masowemu rozpuszczonej substancji równemu 0,3.
Innym sposobem wyrażania zawartości substancji rozpuszczonej w roztworze jest stężenie molowe (molarność).
Stężenie molowe substancji lub molarność roztworu pokazuje, ile moli substancji rozpuszczonej zawiera 1 litr (1 dm 3) roztworu
gdzie C(X) to stężenie molowe substancji rozpuszczonej X (mol/l);
n(X) to chemiczna ilość rozpuszczonej substancji X (mol);
Rozwiązanie V - objętość roztworu (l).
Przykład 5.1 Oblicz stężenie molowe H 3 PO 4 w roztworze, jeśli wiadomo, że udział masowy H 3 PO 4 wynosi 60%, a gęstość roztworu wynosi 1,43 g / ml.
Z definicji stężenia procentowego
100 g roztworu zawiera 60 g kwasu fosforowego.
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;
roztwór V \u003d m roztwór: roztwór ρ \u003d 100 g: 1,43 g / cm3 \u003d 69,93 cm3 \u003d 0,0699 l;
C (H 3 PO 4) \u003d n (H 3 PO 4): roztwór V \u003d 0,612 mol: 0,0699 l \u003d 8,755 mol / l.
Przykład 5.2 Jest 0,5 M roztwór H 2 SO 4 . Jaki jest udział masowy kwasu siarkowego w tym roztworze? Wziąć gęstość roztworu równą 1 g/ml.
Z definicji stężenia molowego
1 litr roztworu zawiera 0,5 mola H 2 SO 4
(Wpis „0,5 M roztwór” oznacza, że C (H 2 SO 4) \u003d 0,5 mol / l).
roztwór m = roztwór V × roztwór ρ = 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 roztwór \u003d 49 g: 1000 g \u003d 0,049 (4,9%).
Przykład 5.3 Jakie objętości wody i 96% roztworu H 2 SO 4 o gęstości 1,84 g/ml należy pobrać, aby przygotować 2 litry 60% roztworu H 2 SO 4 o gęstości 1,5 g/ml.
Rozwiązując problemy związane z przygotowaniem rozcieńczonego roztworu ze stężonego, należy wziąć pod uwagę, że początkowy roztwór (stężony), woda i powstały roztwór (rozcieńczony) mają różne gęstości. W takim przypadku należy pamiętać, że V pierwotnego roztworu + V wody ≠ V roztworu wynikowego,
ponieważ w trakcie mieszania stężonego roztworu z wodą następuje zmiana (zwiększenie lub zmniejszenie) objętości całego układu.
Rozwiązanie takich problemów należy rozpocząć od ustalenia parametrów roztworu rozcieńczonego (tj. roztworu, który należy przygotować): jego masy, masy rozpuszczonej substancji, jeśli to konieczne, i ilości rozpuszczonej substancji.
M 60% roztwór = V 60% roztwór ρ ρ 60% roztwór = 2000 ml × 1,5 g/ml = 3000 g
m (H 2 SO 4) w 60% roztworze \u003d m 60% roztwór w (H 2 SO 4) w 60% roztworze \u003d 3000 g 0,6 \u003d 1800 g.
Masa czystego kwasu siarkowego w przygotowanym roztworze powinna być równa masie kwasu siarkowego w tej porcji 96% roztworu, którą należy pobrać do przygotowania roztworu rozcieńczonego. W ten sposób,
m (H 2 SO 4) w 60% roztworze \u003d m (H 2 SO 4) w 96% roztworze \u003d 1800 g.
m 96% roztwór = m (H 2 SO 4) w 96% roztwór: w (H 2 SO 4) w 96% roztwór = 1800 g: 0,96 = 1875 g.
m (H 2 O) \u003d m 40% roztwór - m 96% roztwór \u003d 3000 g - 1875 g \u003d 1125 g.
V 96% roztwór \u003d m 96% roztwór: ρ 96% roztwór \u003d 1875 g: 1,84 g / ml \u003d 1019 ml » 1,02 l.
V woda \u003d m woda: ρ woda \u003d 1125g: 1 g / ml \u003d 1125 ml \u003d 1,125 l.
Przykład 5.4 Zmieszane 100 ml 0,1 M roztworu CuCl 2 i 150 ml 0,2 M roztworu Cu(NO 3) 2 Obliczyć stężenie molowe jonów Cu 2+, Cl - i NO 3 - w otrzymanym roztworze.
Rozwiązując podobny problem mieszania rozcieńczonych roztworów, ważne jest zrozumienie, że rozcieńczone roztwory mają w przybliżeniu taką samą gęstość, w przybliżeniu równą gęstości wody. Po ich zmieszaniu całkowita objętość układu praktycznie się nie zmienia: V 1 rozcieńczonego roztworu + V 2 rozcieńczonego roztworu + ... "V powstałego roztworu.
W pierwszym rozwiązaniu:
n (CuCl 2) \u003d C (CuCl 2) V roztwór CuCl 2 \u003d 0,1 mol / l × 0,1 l \u003d 0,01 mol;
CuCl 2 - mocny elektrolit: CuCl 2 ® Cu 2+ + 2Cl -;
Dlatego n (Cu 2+) \u003d n (CuCl 2) \u003d 0,01 mola; n(Cl -) \u003d 2 × 0,01 \u003d 0,02 mol.
W drugim rozwiązaniu:
n (Cu (NO 3) 2) \u003d C (Cu (NO 3) 2) × V roztwór Cu (NO 3) 2 \u003d 0,2 mol / l × 0,15 l \u003d 0,03 mol;
Cu(NO 3) 2 - mocny elektrolit: CuCl 2 ® Cu 2+ + 2NO 3 -;
Dlatego n (Cu 2+) \u003d n (Cu (NO 3) 2) \u003d 0,03 mola; n (NO 3 -) \u003d 2 × 0,03 \u003d 0,06 mol.
Po zmieszaniu roztworów:
n(Cu2+)całk. = 0,01 mola + 0,03 mola = 0,04 mola;
V wspólne. » Vroztwór CuCl 2 + Vroztwór Cu(NO 3) 2 \u003d 0,1 l + 0,15 l \u003d 0,25 l;
C(Cu 2+) = n(Cu 2+) : Vcał. \u003d 0,04 mol: 0,25 l \u003d 0,16 mol / l;
C(Cl-) = n(Cl-): Vcał. \u003d 0,02 mol: 0,25 l \u003d 0,08 mol / l;
C (NO 3 -) \u003d n (NO 3 -): V ogółem. \u003d 0,06 mol: 0,25 l \u003d 0,24 mol / l.
Przykład 5.5 Do kolby dodano 684 mg siarczanu glinu i 1 ml 9,8% roztworu kwasu siarkowego o gęstości 1,1 g/ml. Otrzymaną mieszaninę rozpuszczono w wodzie; Objętość roztworu uzupełniono wodą do 500 ml. Oblicz stężenie molowe jonów H + , Al 3+ SO 4 2– w otrzymanym roztworze.
Oblicz ilość rozpuszczonych substancji:
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 - mocny elektrolit: Al 2 (SO 4) 3 ® 2Al 3+ + 3SO 4 2–;
Zatem n(Al 3+)=2×0,002 mol=0,004 mola; n (SO 4 2-) \u003d 3 × 0,002 mola \u003d 0,006 mola.
m roztwór H 2 SO 4 \u003d V roztwór H 2 SO 4 × ρ roztwór H 2 SO 4 \u003d 1 ml × 1,1 g / ml \u003d 1,1 g;
m (H 2 SO 4) \u003d m roztwór 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 mola;
H 2 SO 4 to silny elektrolit: H 2 SO 4 ® 2H + + SO 4 2–.
Dlatego n (SO 4 2-) \u003d n (H 2 SO 4) \u003d 0,0011 mola; n(H +) \u003d 2 × 0,0011 \u003d 0,0022 mola.
W zależności od stanu problemu objętość powstałego roztworu wynosi 500 ml (0,5 l).
n(SO 4 2–)całk. \u003d 0,006 mola + 0,0011 mola \u003d 0,0071 mola.
C (Al 3+) \u003d n (Al 3+): roztwór V \u003d 0,004 mol: 0,5 l \u003d 0,008 mol / l;
C (H +) \u003d n (H +) : roztwór V \u003d 0,0022 mola: 0,5 l \u003d 0,0044 mola / l;
C (SO 4 2–) \u003d n (SO 4 2–) ogółem. : roztwór V \u003d 0,0071 mol: 0,5 l \u003d 0,0142 mol / l.
Przykład 5.6 Jaką masę siarczanu żelazawego (FeSO 4 7H 2 O) i jaką objętość wody należy pobrać, aby przygotować 3 litry 10% roztworu siarczanu żelaza (II). Wziąć gęstość roztworu równą 1,1 g/ml.
Masa przygotowywanego roztworu to:
m roztwór = V roztwór ∙ ρ roztwór = 3000 ml ∙ 1,1 g/ml = 3300 g.
Masa czystego siarczanu żelaza (II) w tym roztworze wynosi:
m (FeSO 4) \u003d m roztwór × w (FeSO 4) \u003d 3300 g × 0,1 \u003d 330 g.
Ta sama masa bezwodnego FeSO4 musi być zawarta w ilości krystalicznego hydratu, którą należy przyjąć do przygotowania roztworu. Z porównania mas molowych M (FeSO 4 · 7H 2 O) \u003d 278 g / mol i M (FeSO 4) \u003d 152 g / mol,
otrzymujemy proporcję:
278 g FeSO 4 7H 2 O zawiera 152 g FeSO 4;
x g FeSO 4 7H 2 O zawiera 330 g FeSO 4;
x \u003d (278 330) : 152 \u003d 603,6 g.
m woda \u003d m roztwór - m siarczan żelaza \u003d 3300 g - 603,6 g \u003d 2696,4 g.
Dlatego gęstość wody wynosi 1 g / ml, wówczas objętość wody, którą należy pobrać w celu przygotowania roztworu, wynosi: V woda \u003d m woda: ρ woda \u003d 2696,4 g: 1 g / ml \u003d 2696,4 ml.
Przykład 5.7 Jaką masę soli Glaubera (Na 2 SO 4 10 H 2 O) należy rozpuścić w 500 ml 10% roztworu siarczanu sodu (gęstość roztworu 1,1 g/ml), aby otrzymać 15% roztwór Na 2 SO 4?
Niech będzie wymagane x gram soli Glaubera Na 2 SO 4 10 H 2 O. Wtedy masa powstałego roztworu wynosi:
m 15% roztwór = m oryginalny (10%) roztwór + m sól Glaubera = 550 + x (g);
m roztwór początkowy (10%) = V 10% roztwór × ρ 10% roztwór = 500 ml × 1,1 g/ml = 550 g;
m (Na 2 SO 4) w pierwotnym (10%) roztworze \u003d m 10% roztwór a w (Na 2 SO 4) \u003d 550 g 0,1 \u003d 55 g.
Wyraź przez x masę czystego Na 2 SO 4 zawartego w x gramach Na 2 SO 4 10 H 2 O.
M (Na2SO4 10H2O) \u003d 322 g / mol; M (Na2SO4) \u003d 142 g / mol; W konsekwencji:
322 g Na2SO4 10H2O zawiera 142 g bezwodnego Na2SO4;
x g Na 2 SO 4 10 H 2 O zawiera mg bezwodnego Na 2 SO 4.
m(Na 2 SO 4) \u003d 142 x: 322 \u003d 0,441 x x.
Całkowita masa siarczanu sodu w powstałym roztworze będzie równa:
m (Na2SO4) w 15% roztworze = 55 + 0,441 × x (g).
W powstałym rozwiązaniu: 
= 0,15
, skąd x = 94,5 g.
Zadanie numer 6
Tabela 6 - Warunki zadania nr 6
| numer opcji | Tekst warunku |
| 5 g Na 2 SO 4 x 10 H 2 O rozpuszczono w wodzie i objętość powstałego roztworu uzupełniono wodą do 500 ml. Oblicz ułamek masowy Na 2 SO 4 w tym roztworze (ρ = 1 g/ml) oraz stężenia molowe jonów Na + i SO 4 2–. | |
| Roztwory mieszane: 100 ml 0,05M Cr 2 (SO 4) 3 i 100 ml 0,02 M Na 2 SO 4 . Oblicz stężenia molowe jonów Cr 3+ , Na + i SO 4 2– w otrzymanym roztworze. | |
| Jakie objętości wody i 98% roztworu (gęstość 1,84 g/ml) kwasu siarkowego należy zużyć do przygotowania 2 litrów 30% roztworu o gęstości 1,2 g/ml? | |
| W 400 ml wody rozpuszczono 50 g Na 2 CO 3 × 10 H 2 O. Jakie są stężenia molowe jonów Na + i CO 3 2– oraz udział masowy Na 2 CO 3 w otrzymanym roztworze (ρ = 1,1 g / ml)? | |
| Roztwory mieszane: 150 ml 0,05 M Al 2 (SO 4) 3 i 100 ml 0,01 M NiSO 4 . Oblicz stężenia molowe jonów Al 3+ , Ni 2+ , SO 4 2- w otrzymanym roztworze. | |
| Jakie objętości wody i 60% roztworu (gęstość 1,4 g/ml) kwasu azotowego będą potrzebne do przygotowania 500 ml roztworu 4 M (gęstość 1,1 g/ml)? | |
| Jaka masa siarczanu miedzi (CuSO 4 × 5H 2 O) jest potrzebna do przygotowania 500 ml 5% roztworu siarczanu miedzi o gęstości 1,05 g/ml? | |
| Do kolby dodano 1 ml 36% roztworu (ρ = 1,2 g/ml) HCl i 10 ml 0,5 M roztworu ZnCl2. Objętość powstałego roztworu doprowadzono do 50 ml wodą. Jakie są stężenia molowe jonów H + , Zn 2+ , Cl - w otrzymanym roztworze? | |
| Jaki jest ułamek masowy Cr 2 (SO 4) 3 w roztworze (ρ » 1 g/ml), jeśli wiadomo, że stężenie molowe jonów siarczanowych w tym roztworze wynosi 0,06 mol/l? | |
| Jakie objętości wody i 10 M roztworu (ρ=1,45 g/ml) wodorotlenku sodu będą potrzebne do przygotowania 2 litrów 10% roztworu NaOH (ρ=1,1 g/ml)? | |
| Ile gramów siarczanu żelazawego FeSO 4 × 7 H 2 O można otrzymać przez odparowanie wody z 10 litrów 10% roztworu siarczanu żelaza(II) (gęstość roztworu 1,2 g/ml)? | |
| Roztwory mieszane: 100 ml 0,1 M Cr 2 (SO 4) 3 i 50 ml 0,2 M CuSO 4 . Oblicz stężenia molowe jonów Cr 3+ , Cu 2+ , SO 4 2- w otrzymanym roztworze. |
Tabela 6 ciąg dalszy
| numer opcji | Tekst warunku |
| Jakie objętości wody i 40% roztworu kwasu fosforowego o gęstości 1,35 g / ml będą potrzebne do przygotowania 1 m 3 5% roztworu H 3 PO 4, którego gęstość wynosi 1,05 g / ml? | |
| 16,1 g Na2SO4 x 10H2O rozpuszczono w wodzie i objętość powstałego roztworu uzupełniono wodą do 250 ml. Oblicz ułamek masowy i stężenie molowe Na2SO4 w otrzymanym roztworze (przyjmij, że gęstość roztworu wynosi 1 g/ml). | |
| Roztwory mieszane: 150 ml 0,05 M Fe 2 (SO 4) 3 i 100 ml 0,1 M MgSO 4 . Oblicz stężenie molowe jonów Fe 3+ , Mg 2+ , SO 4 2– w otrzymanym roztworze. | |
| Jakie objętości wody i 36% kwasu solnego (gęstość 1,2 g/ml) są potrzebne do przygotowania 500 ml 10% roztworu o gęstości 1,05 g/ml? | |
| W 200 ml wody rozpuszczono 20 g Al 2 (SO 4) 3 × 18 H 2 O. Jaki jest udział masowy substancji rozpuszczonej w powstałym roztworze, którego gęstość wynosi 1,1 g/ml? Oblicz stężenia molowe jonów Al 3+ i SO 4 2– w tym roztworze. | |
| Roztwory mieszane: 100 ml 0,05 M Al 2 (SO 4) 3 i 150 ml 0,01 M Fe 2 (SO 4) 3 . Oblicz stężenia molowe jonów Fe 3+ , Al 3+ i SO 4 2– w otrzymanym roztworze. | |
| Jakie objętości wody i 80% roztworu kwasu octowego (gęstość 1,07 g/ml) będą potrzebne do przygotowania 0,5 l octu stołowego, w którym udział masowy kwasu wynosi 7%? Przyjmij gęstość octu stołowego równą 1 g/ml. | |
| Jaka masa siarczanu żelazawego (FeSO 4 × 7 H 2 O) jest potrzebna do przygotowania 100 ml 3% roztworu siarczanu żelazawego? Gęstość roztworu wynosi 1 g/ml. | |
| Do kolby dodano 2 ml 36% roztworu HCl (gęstość 1,2 g/cm3) i 20 ml 0,3 M roztworu CuCl2. Objętość powstałego roztworu doprowadzono do 200 ml wodą. Oblicz stężenia molowe jonów H + , Cu 2+ i Cl - w otrzymanym roztworze. | |
| Jakie jest procentowe stężenie Al 2 (SO 4) 3 w roztworze, w którym stężenie molowe jonów siarczanowych wynosi 0,6 mol/l. Gęstość roztworu wynosi 1,05 g/ml. | |
| Jakie objętości wody i 10 M roztworu KOH (gęstość roztworu 1,4 g/ml) będą potrzebne do przygotowania 500 ml 10% roztworu KOH o gęstości 1,1 g/ml? | |
| Ile gramów siarczanu miedzi CuSO 4 × 5 H 2 O można uzyskać przez odparowanie wody z 15 litrów 8% roztworu siarczanu miedzi, którego gęstość wynosi 1,1 g/ml? | |
| Roztwory mieszane: 200 ml 0,025 M Fe 2 (SO 4) 3 i 50 ml 0,05 M FeCl 3 . Oblicz stężenie molowe jonów Fe 3+ , Cl - , SO 4 2- w otrzymanym roztworze. | |
| Jakie objętości wody i 70% roztworu H 3 PO 4 (gęstość 1,6 g/ml) będą potrzebne do przygotowania 0,25 m 3 10% roztworu H 3 PO 4 (gęstość 1,1 g/ml)? | |
| W 100 ml wody rozpuszczono 6 g Al 2 (SO 4) 3 × 18 H 2 O Oblicz udział masowy Al 2 (SO 4) 3 oraz stężenia molowe jonów Al 3+ i SO 4 2– w powstały roztwór, którego gęstość wynosi 1 g /ml | |
| Roztwory mieszane: 50 ml 0,1 M Cr 2 (SO 4) 3 i 200 ml 0,02 M Cr(NO 3) 3 . Oblicz stężenia molowe jonów Cr 3+ , NO 3 - , SO 4 2- w otrzymanym roztworze. | |
| Jakie objętości 50% roztworu kwasu nadchlorowego (gęstość 1,4 g/ml) i wody są potrzebne do przygotowania 1 litra 8% roztworu o gęstości 1,05 g/ml? | |
| Ile gramów soli Glaubera Na 2 SO 4 × 10 H 2 O należy rozpuścić w 200 ml wody, aby otrzymać 5% roztwór siarczanu sodu? | |
| Do kolby dodano 1 ml 80% roztworu H2SO4 (gęstość roztworu 1,7 g/ml) i 5000 mg Cr2(SO4)3. Mieszaninę rozpuszczono w wodzie; objętość roztworu doprowadzono do 250 ml. Oblicz stężenia molowe jonów H + , Cr 3+ i SO 4 2– w otrzymanym roztworze. |
Tabela 6 ciąg dalszy
RÓWNOWAGA CHEMICZNA
Wszystkie reakcje chemiczne można podzielić na 2 grupy: reakcje nieodwracalne, tj. reakcje zachodzące aż do całkowitego zużycia co najmniej jednej z reagujących substancji oraz reakcje odwracalne, w których żadna z reagujących substancji nie jest całkowicie zużyta. Wynika to z faktu, że reakcja odwracalna może przebiegać zarówno w kierunku do przodu, jak i do tyłu. Klasycznym przykładem reakcji odwracalnej jest synteza amoniaku z azotu i wodoru:
N 2 + 3 H 2 2 NH 3.
Na początku reakcji stężenia substancji wyjściowych w układzie są maksymalne; w tym momencie szybkość reakcji do przodu również jest maksymalna. Na początku reakcji w układzie nadal nie ma produktów reakcji (w tym przykładzie amoniak), dlatego szybkość reakcji odwrotnej wynosi zero. Ponieważ początkowe substancje oddziałują ze sobą, ich stężenia maleją, dlatego zmniejsza się również szybkość reakcji bezpośredniej. Stężenie produktu reakcji stopniowo wzrasta, dlatego wzrasta również szybkość reakcji odwrotnej. Po pewnym czasie szybkość reakcji do przodu staje się równa szybkości reakcji wstecznej. Ten stan systemu nazywa się stan równowagi chemicznej. Stężenia substancji w układzie, który jest w stanie równowagi chemicznej, nazywa się stężenia równowagowe. Ilościowa charakterystyka układu w stanie równowagi chemicznej to stała równowagi.
Dla dowolnej reakcji odwracalnej a A + b B+ ... ⇆ p P + q Q + … wyrażenie na stałą równowagi chemicznej (K) jest zapisane jako ułamek, w którego liczniku są stężenia równowagowe produktów reakcji , aw mianowniku są stężenia równowagowe substancji wyjściowych, ponadto stężenie każdej substancji musi być podniesione do potęgi równej współczynnikowi stechiometrycznemu w równaniu reakcji.
Na przykład dla reakcji N 2 + 3 H 2 ⇆ 2 NH 3.
Należy pamiętać, że wyrażenie stałej równowagi obejmuje stężenia równowagi tylko substancji gazowych lub substancji, które są w stanie rozpuszczonym . Zakłada się, że stężenie ciała stałego jest stałe i nie jest zapisywane w wyrażeniu na stałą równowagi.
CO 2 (gaz) + C (ciało stałe) ⇆ 2CO (gaz)
CH 3 COOH (roztwór) ⇆ CH 3 COO - (roztwór) + H + (roztwór)
Ba 3 (PO 4) 2 (ciało stałe) ⇆ 3 Ba 2+ (roztwór nasycony) + 2 PO 4 3– (roztwór nasycony) K \u003d C 3 (Ba 2+) C 2 (PO 4 3–)
Istnieją dwa najważniejsze rodzaje problemów związanych z obliczaniem parametrów układu równowagi:
1) znane są początkowe stężenia substancji wyjściowych; ze stanu problemu można znaleźć stężenia substancji, które przereagowały (lub utworzyły) do osiągnięcia równowagi czasowej; w zadaniu wymagane jest obliczenie stężeń równowagowych wszystkich substancji oraz wartości liczbowej stałej równowagi;
2) znane są początkowe stężenia substancji wyjściowych i stała równowagi. Warunek nie zawiera danych o stężeniach przereagowanych lub powstałych substancji. Wymagane jest obliczenie stężeń równowagowych wszystkich uczestników reakcji.
Aby rozwiązać takie problemy, należy zrozumieć, że stężenie równowagowe dowolnego Inicjał substancje można znaleźć, odejmując stężenie przereagowanej substancji od stężenia początkowego:
C równowaga \u003d C początkowe - C przereagowanej substancji.
Koncentracja równowagowa produkt reakcji równa się stężeniu produktu powstałego w czasie równowagi:
Równowaga C \u003d C otrzymanego produktu.
Tak więc, aby obliczyć parametry układu równowagi, bardzo ważne jest, aby móc określić, ile początkowej substancji przereagowało do momentu osiągnięcia równowagi czasowej i jaka część produktu reakcji została utworzona. Aby określić ilość (lub stężenie) przereagowanych i powstałych substancji, wykonuje się obliczenia stechiometryczne zgodnie z równaniem reakcji.
Przykład 6.1 Początkowe stężenia azotu i wodoru w układzie równowagi N 2 + 3H 2 ⇆ 2 NH 3 wynoszą odpowiednio 3 mol/l i 4 mol/l. Do czasu osiągnięcia równowagi chemicznej w układzie pozostało 70% wodoru z jego początkowej ilości. Wyznacz stałą równowagi tej reakcji.
Z warunków zadania wynika, że do czasu osiągnięcia równowagi przereagowało 30% wodoru (typ problemu 1):
4 mol/l H2 - 100%
x mol/l H 2 - 30%
x \u003d 1,2 mol / l \u003d C proreag. (H2)
Jak widać z równania reakcji, azot powinien przereagować 3 razy mniej niż wodór, tj. Z proreact. (N 2) \u003d 1,2 mol / l: 3 \u003d 0,4 mol / l. Amoniak powstaje 2 razy częściej niż przereagował azot:
Z obrazów. (NH 3) \u003d 2 × 0,4 mol / l \u003d 0,8 mol / l
Stężenia równowagowe wszystkich uczestników reakcji będą następujące:
Równy (H 2) \u003d C początkowe. (H 2) - C proreact. (H 2) \u003d 4 mol / l - 1,2 mol / l \u003d 2,8 mol / l;
Równy (N 2) \u003d C bł. (N 2) – C proreact. (N 2) \u003d 3 mol / l - 0,4 mol / l \u003d 2,6 mol / l;
Równy (NH 3) = obrazy C. (NH 3) \u003d 0,8 mola / l.
Stała równowagi = 
.
Przykład 6.2 obliczyć równowagowe stężenia wodoru, jodu i jodowodoru w układzie H 2 + I 2 ⇆ 2 HI, jeśli wiadomo, że początkowe stężenia H 2 i I 2 wynoszą odpowiednio 5 mol/l i 3 mol/l, a stała równowagi wynosi 1.
Należy zauważyć, że w warunkach tego problemu (zadanie typu II) warunek ten nie mówi nic o stężeniach przereagowanych substancji wyjściowych i powstałych produktów. Dlatego przy rozwiązywaniu takich problemów zwykle przyjmuje się stężenie jakiejś przereagowanej substancji jako x.
Niech x mol/l H 2 przereaguje do czasu osiągnięcia równowagi. Następnie, jak wynika z równania reakcji, powinno zareagować x mol/l I 2 i powinno powstać 2 x mol/l HI. Stężenia równowagowe wszystkich uczestników reakcji będą następujące:
Równy (H 2) \u003d C bł. (H 2) - C proreact. (H 2) \u003d (5 - x) mol / l;
Równy (I 2) = C bł. (I 2) – C proreact. (I 2) \u003d (3 - x) mol / l;
Równy (HI) = obrazy C. (HI) = 2x mol/l.
4x2 = 15 - 8x + x2
3x2 + 8x - 15 = 0
x 1 = -3,94 x 2 = 1,27
Tylko pierwiastek dodatni x = 1,27 ma znaczenie fizyczne.
Dlatego C równe. (H 2) \u003d (5 - x) mol / l \u003d 5 - 1,27 \u003d 3,73 mol / l;
Równy (I 2) \u003d (3 - x) mol / l \u003d 3 - 1,27 \u003d 1,73 mol / l;
Równy (HI) \u003d 2x mol / l \u003d 2 1,27 \u003d 2,54 mol / l.
Zadanie numer 7
Tabela 7 - Warunki zadania nr 7
Tabela 7 ciąg dalszy
Podczas kompilowania równań reakcji redoks należy przestrzegać dwóch ważnych zasad:
Zasada 1: W każdym równaniu jonowym należy przestrzegać zasady zachowania ładunku. Oznacza to, że suma wszystkich ładunków po lewej stronie równania („po lewej”) musi odpowiadać sumie wszystkich ładunków po prawej stronie równania („po prawej”). Zasada ta dotyczy dowolnego równania jonowego, zarówno dla reakcji całkowitych, jak i dla reakcji połówkowych.
Opłaty od lewej do prawej
Zasada 2: Liczba elektronów utraconych w połówkowej reakcji utleniania musi być równa liczbie elektronów uzyskanych w połówkowej reakcji redukcji. Na przykład, w pierwszym przykładzie podanym na początku tej sekcji (reakcja między jonami żelaza i uwodnionych jonów miedzi), liczba elektronów utraconych w utleniającej reakcji połówkowej wynosi dwa:
Dlatego liczba elektronów nabytych w połówkowej reakcji redukcji musi być również równa dwóm:
Poniższa procedura może być zastosowana do wyprowadzenia pełnego równania redoks z równań dwóch reakcji połówkowych:
1. Równania każdej z dwóch reakcji połówkowych są równoważone oddzielnie i aby spełnić powyższą zasadę 1, odpowiednią liczbę elektronów dodaje się po lewej lub prawej stronie każdego równania.
2. Równania obu połówkowych reakcji są równoważone względem siebie tak, że liczba elektronów utraconych w jednej reakcji staje się równa liczbie elektronów uzyskanych w drugiej połówkowej reakcji, zgodnie z regułą 2.
3. Równania obu reakcji połówkowych są sumowane w celu uzyskania pełnego równania reakcji redoks. Na przykład zsumowanie równań dwóch reakcji połówkowych powyżej i usunięcie z lewej i prawej strony otrzymanego równania
równą liczbę elektronów, znajdujemy
Zrównoważmy równania reakcji połówkowych podanych poniżej i skomponujmy równanie reakcji redoks utleniania wodnego roztworu dowolnej soli żelaza w sól żelazową z kwaśnym roztworem potasu.
Etap 1. Najpierw równoważymy równanie każdej z dwóch reakcji połówkowych osobno. Dla równania (5) mamy
Aby zrównoważyć obie strony tego równania, musisz dodać pięć elektronów po jego lewej stronie lub odjąć tę samą liczbę elektronów po prawej stronie. Potem dostajemy
To pozwala nam napisać następujące zbilansowane równanie:
Ponieważ elektrony musiały zostać dodane po lewej stronie równania, opisuje ono połówkową reakcję redukcji.
Dla równania (6) możemy napisać
Aby zrównoważyć to równanie, możesz dodać jeden elektron po jego prawej stronie. Następnie
Ładowanie...