При съставянето на уравнение за редокс реакция е необходимо да се определи редуциращият агент, окислителят и броят на дадените и получените електрони. Има основно два метода за съставяне на уравнения на редокс реакции:
1) електронен баланс– въз основа на определянето на общия брой електрони, движещи се от редуктора към окислителя;
2) йонно-електронен баланс- предвижда отделно съставяне на уравнения за процеса на окисление и редукция с последващото им сумиране в общо йонно уравнение - метод на полуреакция. При този метод е необходимо да се намерят не само коефициентите за редуциращия агент и окислителя, но и за молекулите на средата. В зависимост от естеството на средата, броят на електроните, приети от окислителя или загубени от редуциращия агент, може да варира.
1) Електронен баланс - метод за намиране на коефициентите в уравненията на окислително-възстановителните реакции, който разглежда обмена на електрони между атомите на елементите, които променят степента си на окисление. Броят на електроните, отдадени от редуциращия агент, е равен на броя на електроните, получени от окислителя.
Уравнението се съставя на няколко етапа:
1. Запишете схемата на реакцията.
KMnO 4 + HCl → KCl + MnCl 2 + Cl 2 + H 2 O
2. Запишете степените на окисление над знаците на елементите, които се променят.
KMn +7 O 4 + HCl -1 → KCl + Mn +2 Cl 2 + Cl 2 0 + H 2 O
3. Разпределете елементи, които променят степента на окисление и определят броя на електроните, придобити от окислителя и отдадени от редуктора.
Mn +7 + 5ē = Mn +2
2Cl -1 - 2ē \u003d Cl 2 0
4. Изравнете броя на придобитите и дарените електрони, като по този начин установите коефициентите за съединения, в които има елементи, които променят степента на окисление.
Mn +7 + 5ē = Mn +2 2
2Cl -1 - 2ē \u003d Cl 2 0 5
––––––––––––––––––––––––
2Mn +7 + 10Cl -1 = 2Mn +2 + 5Cl 2 0
5. За всички останали участници в реакцията се избират коефициенти. В този случай 10 молекули HCl участват в процеса на редукция и 6 в йонообменния процес (свързване на калиеви и манганови йони).
2KMn +7 O 4 + 16HCl -1 = 2KCl + 2Mn +2 Cl 2 + 5Cl 2 0 + 8H 2 O
2) Метод на йонно-електронния баланс.
1. Запишете схемата на реакцията.
K 2 SO 3 + KMnO 4 + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 2 O
2. Запишете схеми на полуреакции, като използвате действително присъстващи частици (молекули и йони) в разтвора. В същото време обобщаваме материалния баланс, т.е. броят на атомите на елементите, участващи в полуреакцията от лявата страна, трябва да бъде равен на броя им отдясно. Окислени и редуцирани формиокислител и редуктор често се различават по съдържание на кислород (сравнете Cr 2 O 7 2− и Cr 3+). Следователно, когато се съставят уравнения на полуреакция, използвайки метода на електрон-йонния баланс, те включват двойки H + /H 2 O (за киселиненсреда) и OH - / H 2 O (за алкалензаобикаляща среда). Ако по време на прехода от една форма към друга, първоначалната форма (обикновено − окислени) губи своите оксидни йони (показани по-долу в квадратни скоби), последните, тъй като не съществуват в свободна форма, трябва да бъдат в киселиненсреда се комбинират с водородни катиони и в алкаленсреда - с водни молекули, което води до образуването водни молекули(в кисела среда) и хидроксидни йони(в алкална среда):
кисела среда+ 2H + = H 2 O пример: Cr 2 O 7 2− + 14H + = 2Cr 3+ + 7H 2 O
алкална среда+ H 2 O \u003d 2 OH - пример: MnO 4 - + 2H 2 O \u003d MnO 2 + 4OH -
липса на кислородв оригиналната форма (по-често във възстановената форма) в сравнение с окончателната форма се компенсира чрез добавяне водни молекули(В киселиненсреда) или хидроксидни йони(В алкалензаобикаляща среда):
кисела среда H 2 O = + 2H + пример: SO 3 2- + H 2 O = SO 4 2- + 2H +
алкална среда 2 OH - \u003d + H 2 O пример: SO 3 2- + 2OH - \u003d SO 4 2- + H 2 O
Редукция на MnO 4 - + 8H + → Mn 2+ + 4H 2 O
SO 3 2- + H 2 O → SO 4 2- + 2H + окисление
3. Обобщаваме електронния баланс, следвайки необходимостта от равенство на общия заряд в дясната и лявата част на уравненията на полуреакция.
В горния пример, от дясната страна на уравнението на редукционната полуреакция, общият заряд на йоните е +7, отляво - +2, което означава, че трябва да се добавят пет електрона от дясната страна:
MnO 4 - + 8H + + 5ē → Mn 2+ + 4H 2 O
В уравнението на полуреакцията на окисление, общият заряд от дясната страна е -2, от лявата страна 0, което означава, че два електрона трябва да бъдат извадени от дясната страна:
SO 3 2- + H 2 O - 2ē → SO 4 2- + 2H +
Така и в двете уравнения е реализиран йонно-електронният баланс и в тях е възможно да се поставят знаци за равенство вместо стрелки:
MnO 4 - + 8H + + 5ē \u003d Mn 2+ + 4H 2 O
SO 3 2- + H 2 O - 2ē \u003d SO 4 2- + 2H +
4. Следвайки правилото за необходимостта от равенство на броя електрони, приети от окислителя и отдадени от редуктора, намираме най-малкото общо кратно за броя на електроните в двете уравнения (2∙5 = 10).
5. Умножаваме по коефициентите (2.5) и сумираме двете уравнения, като събираме лявата и дясната част на двете уравнения.
MnO 4 - + 8H + + 5ē \u003d Mn 2+ + 4H 2 O 2
SO 3 2- + H 2 O - 2ē \u003d SO 4 2- + 2H + 5
–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––
2MnO 4 - + 16H + + 5SO 3 2- + 5H 2 O = 2Mn 2+ + 8H 2 O + 5SO 4 2- + 10H +
2MnO 4 - + 6H + + 5SO 3 2- = 2Mn 2+ + 3H 2 O + 5SO 4 2-
или в молекулярна форма:
5K 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 6K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 3H 2 O
Този метод разглежда прехода на електрони от един атом или йон към друг, като се взема предвид естеството на средата (киселинна, алкална или неутрална), в която протича реакцията. В кисела среда, в уравненията на полуреакция, за изравняване на броя на водородните и кислородните атоми трябва да се използват водородни йони H + и водни молекули, в основната, хидроксидни йони OH - и водни молекули. Съответно в получените продукти от дясната страна на електронно-йонното уравнение ще има водородни йони (а не хидроксидни йони) и водни молекули (киселинна среда) или хидроксидни йони и водни молекули (алкална среда). Така например уравнението за редукционната полуреакция на перманганатен йон в кисела среда не може да бъде съставено с наличието на хидроксидни йони от дясната страна:
MnO 4 - + 4H 2 O + 5ē \u003d Mn 2+ + 8OH -.
вярно: MnO 4 - + 8H + + 5ē \u003d Mn 2+ + 4H 2 O
Тоест, когато пишете електронно-йонни уравнения, трябва да изхождате от състава на йоните, които действително присъстват в разтвора. Освен това, както при изготвянето на съкратени йонни уравнения, веществата, които са слабо дисоцииращи, слабо разтворими или освободени под формата на газ, трябва да бъдат записани в молекулна форма.
Съставянето на уравненията на редокс реакциите с помощта на метода на полуреакцията води до същия резултат като метода на електронния баланс.
Нека сравним двата метода. Предимството на метода на полуреакцията в сравнение с метода на електронния баланс е, че че използва не хипотетични йони, а реални.
Когато се използва методът на полуреакция, не е необходимо да се знае степента на окисление на атомите. Писането на отделни уравнения на йонна полуреакция е необходимо, за да се разберат химичните процеси в галванична клетка и по време на електролиза. При този метод се вижда ролята на околната среда като активен участник в целия процес. И накрая, когато се използва методът на полуреакция, не е необходимо да се знаят всички получени вещества, те се появяват в уравнението на реакцията при извеждането му. Следователно методът на полуреакциите трябва да бъде предпочитан и използван при изготвянето на уравнения за всички редокс реакции, протичащи във водни разтвори
При този метод степента на окисление на атомите в първоначалното и крайното вещество се сравнява, като се ръководи от правилото: броят на електроните, отдадени от редуктора, трябва да бъде равен на броя на електроните, прикрепени към окислителя. За да съставите уравнение, трябва да знаете формулите на реагентите и реакционните продукти. Последните се определят или емпирично, или въз основа на известни свойства на елементите.
Методът на йонно-електронния баланс е по-универсален от метода на електронния баланс и има неоспоримо предимство при избора на коефициенти в много редокс реакции, по-специално с участието на органични съединения, при които дори процедурата за определяне на степента на окисление е много сложно.
Помислете например за процеса на окисление на етилен, който се случва, когато той премине през воден разтвор на калиев перманганат. В резултат на това етиленът се окислява до етиленгликол HO-CH 2 -CH 2 -OH, а перманганатът се редуцира до манганов (IV) оксид, освен това, както ще бъде очевидно от уравнението на крайния баланс, калиевият хидроксид също се образува върху десния:
KMnO 4 + C 2 H 4 + H 2 O → C 2 H 6 O 2 + MnO 2 + KOH
Уравнение на полуреакция на редукция и окисление:
MnO 4 - + 2H 2 O + 3e \u003d MnO 2 + 4OH - 2 възстановяване
C 2 H 4 + 2OH - - 2e \u003d C 2 H 6 O 2 3 окисление
Обобщаваме двете уравнения, изваждаме хидроксидните йони, присъстващи от лявата и дясната страна.
Получаваме крайното уравнение:
2KMnO 4 + 3C 2 H 4 + 4H 2 O → 3C 2 H 6 O 2 + 2MnO 2 + 2KOH
Когато се използва методът на йонно-електронния баланс за определяне на коефициентите в реакциите, включващи органични съединения, е удобно да се разглеждат степени на окисление на водородните атоми, равни на +1, кислород -2, и да се изчисли въглеродът, като се използва балансът на положителните и отрицателните заряди в молекулата (йон). И така, в една етиленова молекула общият заряд е нула:
4 ∙ (+1) + 2 ∙ X \u003d 0,
означава степента на окисление на два въглеродни атома - (-4) и един (X) - (-2).
По същия начин, в молекулата на етилен гликол C 2 H 6 O 2 намираме степента на окисление на въглерода (X):
2 ∙ X + 2 ∙ (-2) + 6 ∙ (+1) = 0, X = -1
В някои молекули на органични съединения такова изчисление води до частична стойност на степента на окисление на въглерода, например за молекула ацетон (C 3 H 6 O), тя е -4/3. Електронното уравнение оценява общия заряд на въглеродните атоми. В молекулата на ацетона тя е -4.
Подобна информация.
Една от най-важните химични концепции, на които се основават стехиометричните изчисления, е химично количество на веществото. Количеството на някакво вещество X се означава с n(X). Единицата за измерване на количеството вещество е къртица.
Един мол е количеството вещество, което съдържа 6,02 10 23 молекули, атоми, йони или други структурни единици, които изграждат веществото.
Масата на един мол от някакво вещество X се нарича моларна маса M(X) на това вещество. Познавайки масата m(X) на някакво вещество X и неговата моларна маса, можем да изчислим количеството на това вещество по формулата:
Извиква се числото 6.02 10 23 Числото на Авогадро(Na); неговото измерение мол –1.
Чрез умножаване на числото на Авогадро N a по количеството вещество n(X), можем да изчислим броя на структурните единици, например молекули N(X) на някакво вещество X:
N(X) = N a · n(X) .
По аналогия с понятието моларна маса е въведено понятието моларен обем: моларен обем V m (X) на някакво вещество X е обемът на един мол от това вещество. Познавайки обема на веществото V(X) и неговия моларен обем, можем да изчислим химичното количество на веществото:
В химията често трябва да се работи с моларния обем на газовете. Според закона на Авогадро, равни обеми от всички газове, взети при една и съща температура и еднакво налягане, съдържат еднакъв брой молекули. При равни условия 1 мол от всеки газ заема същия обем. При нормални условия (n.s.) - температура 0 ° C и налягане 1 атмосфера (101325 Pa) - този обем е 22,4 литра. Така при н.о. V m (газ) = 22,4 l / mol. Трябва да се подчертае, че се прилага стойността на моларния обем от 22,4 l/mol само за газове.
Познаването на моларните маси на веществата и числото на Авогадро ви позволява да изразите масата на молекула на всяко вещество в грамове. По-долу е даден пример за изчисляване на масата на водородна молекула.
1 mol водороден газ съдържа 6,02 10 23 H 2 молекули и има маса 2 g (тъй като M (H 2) = 2 g / mol). следователно
6,02·10 23 H 2 молекулите имат маса 2 g;
1 H 2 молекула има маса x g; x \u003d 3,32 10 -24 g.
Концепцията за "мол" се използва широко за извършване на изчисления според уравненията на химичните реакции, тъй като стехиометричните коефициенти в уравнението на реакцията показват в какви моларни съотношения веществата реагират помежду си и се образуват в резултат на реакцията.
Например уравнението на реакцията 4 NH 3 + 3 O 2 → 2 N 2 + 6 H 2 O съдържа следната информация: 4 mol амоняк реагират без излишък и дефицит с 3 mol кислород и 2 mol азот и 6 mol вода се образуват.
Пример 4.1Изчислете масата на утайката, образувана при взаимодействието на разтвори, съдържащи 70,2 g калциев дихидрогенфосфат и 68 g калциев хидроксид. Какво вещество ще остане в излишък? Каква е неговата маса?
3 Ca(H 2 PO 4) 2 + 12 KOH ® Ca 3 (PO 4) 2 ¯ + 4 K 3 PO 4 + 12 H 2 O
От уравнението на реакцията може да се види, че 3 mol Ca(H 2 PO 4) 2 реагира с 12 mol KOH. Нека изчислим количествата на реагиращите вещества, които са дадени според условието на задачата:
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 = 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 изискват 12 mol KOH
0,3 mol Ca (H 2 PO 4) 2 изисква x mol KOH
x \u003d 1,2 mol - толкова много KOH ще е необходимо, за да може реакцията да протече без излишък и дефицит. И според условието на задачата има 1,215 mol КОН. Следователно KOH е в излишък; количеството KOH, оставащо след реакцията:
n(KOH) \u003d 1,215 mol - 1,2 mol \u003d 0,015 mol;
масата му е m(KOH) = n(KOH) × M(KOH) = 0,015 mol × 56 g/mol = 0,84 g.
Изчисляването на получения реакционен продукт (утайка Ca 3 (PO 4) 2) трябва да се извърши според веществото, което е в недостиг (в този случай Ca (H 2 PO 4) 2), тъй като това вещество ще реагира напълно. От уравнението на реакцията може да се види, че броят на моловете на получения Ca 3 (PO 4) 2 е 3 пъти по-малък от броя на моловете на реагиралия Ca (H 2 PO 4) 2:
n (Ca 3 (PO 4) 2) = 0,3 mol: 3 = 0,1 mol.
Следователно, m (Ca 3 (PO 4) 2) \u003d n (Ca 3 (PO 4) 2) × M (Ca 3 (PO 4) 2) = 0,1 mol × 310 g / mol = 31 g.
Задача номер 5
а) Изчислете химичните количества на реагентите, дадени в таблица 5 (обемите на газообразните вещества са дадени при нормални условия);
б) подредете коефициентите в дадена реакционна схема и по уравнението на реакцията определете кое от веществата е в излишък и кое в недостиг;
в) намерете химичното количество на реакционния продукт, посочен в таблица 5;
г) изчислете масата или обема (вижте таблица 5) на този реакционен продукт.
Таблица 5 - Условия на задача No5
| номер на опцията | Реактивни вещества | Реакционна схема | Изчисли |
| m(Fe)=11,2 g; V (Cl 2) \u003d 5,376 л | Fe + Cl 2 ® FeCl 3 | m(FeCl3) | |
| m(Al)=5.4 g; m(H2SO4) \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(AgN03)=3.4 g; m(Na2S)=1.56 g | AgNO 3 +Na 2 S®Ag 2 S+NaNO 3 | m(Ag 2 S) | |
| 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+Cl 2 ® KCl+I 2 | m(I2) | |
| m(CaCl2)=22.2 g; m(AgNO3) \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 ® BaCl 2 +H 2 O | m(BaCl2) |
Таблица 5 продължава
| номер на опцията | Реактивни вещества | Реакционна схема | Изчисли |
| 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(K 2 SO 4) | |
| V(Cl2)=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(NH3)=6.8 g; V (O 2) \u003d 7,84 l | NH 3 + O 2 ® N 2 + H 2 O | V(N2) | |
| V(H2S)=11.2 l; m(O 2) \u003d 8,32 g | H 2 S+O 2 ® S+H 2 O | Госпожица) | |
| m(Mn02)=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(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(HNO3) \u003d 50,4 g | K 2 CO 3 + HNO 3 ®KNO 3 + CO 2 + H 2 O | V(CO2) | |
| m(AlCl3)=2.67 g; m(AgNO3) \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(CaBr2)=40 g; m(AgNO3) \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 | H3PO4 +KOH ® K3PO4 +H2O | 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(Na 2 SO 4) | |
| V(Cl2)=2.24 l; m(KOH)=8,4 g | Cl 2 + KOH ® KClO 3 + KCl + H 2 O | 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(NH3) \u003d 8,96 l; m(O 2) \u003d 14,4 g | NH 3 + O 2 ® NO + H 2 O | V(НЕ) | |
| V(H2S)=17.92 l; m(O 2) \u003d 40 g | H 2 S + O 2 ® SO 2 + H 2 O | V(SO2) | |
| m(Mn02)=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(H20)=8.1 g | Ca + H 2 O ® Ca (OH) 2 + H 2 | V(H2) |
КОНЦЕНТРАЦИЯ НА РАЗТВОРА
Като част от курса по обща химия учениците научават 2 начина за изразяване на концентрацията на разтворите - масова фракция и моларна концентрация.
Масова част на разтвореното вещество X се изчислява като съотношението на масата на това вещество към масата на разтвора:
,
където ω(X) е масовата част на разтвореното вещество X;
m(X) е масата на разтвореното вещество X;
m разтвор - масата на разтвора.
Масовата част на веществото, изчислена съгласно горната формула, е безразмерна величина, изразена в части от единица (0< ω(X) < 1).
Масовата част може да бъде изразена не само в части от единица, но и като процент. В този случай формулата за изчисление изглежда така:
Масовата част, изразена като процент, често се нарича процентна концентрация . Очевидно процентната концентрация на разтвореното вещество е 0%< ω(X) < 100%.
Процентната концентрация показва колко масови части от разтвореното вещество се съдържат в 100 масови части от разтвора. Ако изберете грамове като единица за маса, тогава това определение може да се напише и по следния начин: процентната концентрация показва колко грама разтворено вещество се съдържат в 100 грама разтвор.
Ясно е, че например 30% разтвор съответства на масова част от разтвореното вещество, равна на 0,3.
Друг начин за изразяване на съдържанието на разтворено вещество в разтвор е моларната концентрация (моларност).
Моларната концентрация на вещество или моларността на разтвор показва колко мола разтворено вещество се съдържат в 1 литър (1 dm 3) разтвор
където C(X) е моларната концентрация на разтвореното вещество X (mol/l);
n(X) е химичното количество разтворено вещество X (mol);
V разтвор - обемът на разтвора (l).
Пример 5.1Изчислете моларната концентрация на H 3 PO 4 в разтвора, ако е известно, че масовата част на H 3 PO 4 е 60%, а плътността на разтвора е 1,43 g / ml.
По дефиниция на процентна концентрация
100 g разтвор съдържа 60 g фосфорна киселина.
n (H3PO4) \u003d m (H3PO4) : M (H3PO4) \u003d 60 g: 98 g / mol \u003d 0,612 mol;
V разтвор \u003d m разтвор: ρ разтвор \u003d 100 g: 1,43 g / cm 3 = 69,93 cm 3 = 0,0699 l;
C (H 3 PO 4) \u003d n (H 3 PO 4): V разтвор \u003d 0,612 mol: 0,0699 l = 8,755 mol / l.
Пример 5.2Има 0,5 М разтвор на H 2 SO 4 . Каква е масовата част на сярната киселина в този разтвор? Вземете плътността на разтвора равна на 1 g/ml.
По дефиниция на моларна концентрация
1 литър разтвор съдържа 0,5 mol H2SO4
(Записът "0,5 M разтвор" означава, че C (H 2 SO 4) \u003d 0,5 mol / l).
m разтвор = V разтвор × ρ разтвор = 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 = 49 g;
ω (H 2 SO 4) \u003d m (H 2 SO 4) : m разтвор \u003d 49 g: 1000 g = 0,049 (4,9%).
Пример 5.3Какви обеми вода и 96% разтвор на H 2 SO 4 с плътност 1,84 g / ml трябва да се вземат за приготвяне на 2 литра 60% разтвор на H 2 SO 4 с плътност 1,5 g / ml.
При решаване на задачи за приготвяне на разреден разтвор от концентриран, трябва да се има предвид, че първоначалният разтвор (концентриран), водата и полученият разтвор (разреден) имат различна плътност. В този случай трябва да се има предвид, че V от първоначалния разтвор + V вода ≠ V от получения разтвор,
защото в процеса на смесване на концентриран разтвор и вода настъпва промяна (увеличаване или намаляване) на обема на цялата система.
Решаването на такива проблеми трябва да започне с установяване на параметрите на разреден разтвор (т.е. разтворът, който трябва да се приготви): неговата маса, масата на разтвореното вещество, ако е необходимо, и количеството на разтвореното вещество.
M 60% разтвор = V 60% разтвор ∙ ρ 60% разтвор = 2000 ml × 1,5 g/ml = 3000 g
m (H 2 SO 4) в 60% разтвор \u003d m 60% разтвор w (H 2 SO 4) в 60% разтвор \u003d 3000 g 0,6 = 1800 g.
Масата на чистата сярна киселина в приготвения разтвор трябва да бъде равна на масата на сярната киселина в тази част от 96% разтвор, която трябва да се вземе за приготвяне на разредения разтвор. По този начин,
m (H 2 SO 4) в 60% разтвор \u003d m (H 2 SO 4) в 96% разтвор \u003d 1800 g.
m 96% разтвор = m (H 2 SO 4) в 96% разтвор: w (H 2 SO 4) в 96% разтвор = 1800 g: 0,96 = 1875 g.
m (H 2 O) \u003d m 40% разтвор - m 96% разтвор \u003d 3000 g - 1875 g \u003d 1125 g.
V 96% разтвор \u003d m 96% разтвор: ρ 96% разтвор \u003d 1875 g: 1,84 g / ml \u003d 1019 ml » 1,02 l.
V вода \u003d m вода: ρ вода \u003d 1125 g: 1 g / ml = 1125 ml = 1,125 l.
Пример 5.4Смесени 100 ml от 0,1 M разтвор на CuCl 2 и 150 ml от 0,2 M разтвор на Cu(NO 3) 2 Изчислете моларната концентрация на Cu 2+, Cl - и NO 3 - йони в получения разтвор.
При решаването на подобен проблем за смесване на разредени разтвори е важно да се разбере, че разредените разтвори имат приблизително еднаква плътност, приблизително равна на плътността на водата. Когато се смесват, общият обем на системата практически не се променя: V 1 на разреден разтвор + V 2 на разреден разтвор + ... "V на получения разтвор.
В първото решение:
n (CuCl 2) \u003d C (CuCl 2) V разтвор на CuCl 2 \u003d 0,1 mol / l × 0,1 l \u003d 0,01 mol;
CuCl 2 - силен електролит: CuCl 2 ® Cu 2+ + 2Cl -;
Следователно, n (Cu 2+) \u003d n (CuCl 2) \u003d 0,01 mol; n(Cl -) \u003d 2 × 0,01 \u003d 0,02 mol.
Във второто решение:
n (Cu (NO 3) 2) \u003d C (Cu (NO 3) 2) × V разтвор Cu (NO 3) 2 \u003d 0,2 mol / l × 0,15 l = 0,03 mol;
Cu(NO 3) 2 - силен електролит: CuCl 2 ® Cu 2+ + 2NO 3 -;
Следователно, n (Cu 2+) \u003d n (Cu (NO 3) 2) \u003d 0,03 mol; n (NO 3 -) \u003d 2 × 0,03 \u003d 0,06 mol.
След смесване на разтворите:
n(Cu2+)общ. = 0,01 mol + 0,03 mol = 0,04 mol;
V общ. » Vразтвор CuCl 2 + Vразтвор 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-) : Vобщ. \u003d 0,02 mol: 0,25 l \u003d 0,08 mol / l;
C (NO 3 -) \u003d n (NO 3 -): V общо. \u003d 0,06 mol: 0,25 l \u003d 0,24 mol / l.
Пример 5.5В колбата се добавят 684 mg алуминиев сулфат и 1 ml 9,8% разтвор на сярна киселина с плътност 1,1 g/ml. Получената смес се разтваря във вода; Обемът на разтвора се довежда до 500 ml с вода. Изчислете моларните концентрации на H + , Al 3+ SO 4 2– йони в получения разтвор.
Изчислете количеството на разтворените вещества:
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 = 0,002 mol;
Al 2 (SO 4) 3 - силен електролит: Al 2 (SO 4) 3 ® 2Al 3+ + 3SO 4 2–;
Следователно, n(Al3+)=2×0.002 mol=0.004 mol; n (SO 4 2–) \u003d 3 × 0,002 mol \u003d 0,006 mol.
m разтвор на H 2 SO 4 \u003d V разтвор на H 2 SO 4 × ρ разтвор на H 2 SO 4 \u003d 1 ml × 1,1 g / ml = 1,1 g;
m (H 2 SO 4) \u003d m разтвор на 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 = 0,0011 mol;
H 2 SO 4 е силен електролит: H 2 SO 4 ® 2H + + SO 4 2–.
Следователно, n (SO 4 2–) \u003d n (H 2 SO 4) \u003d 0,0011 mol; n(H +) \u003d 2 × 0,0011 \u003d 0,0022 mol.
Според условието на задачата обемът на получения разтвор е 500 ml (0,5 l).
n(SO 4 2–)общ. \u003d 0,006 mol + 0,0011 mol \u003d 0,0071 mol.
C (Al 3+) \u003d n (Al 3+): V разтвор \u003d 0,004 mol: 0,5 l \u003d 0,008 mol / l;
C (H +) \u003d n (H +) : V разтвор \u003d 0,0022 mol: 0,5 l \u003d 0,0044 mol / l;
C (SO 4 2–) \u003d n (SO 4 2–) общо. : V разтвор \u003d 0,0071 mol: 0,5 l \u003d 0,0142 mol / l.
Пример 5.6Каква маса железен сулфат (FeSO 4 7H 2 O) и какъв обем вода трябва да се вземат за приготвяне на 3 литра 10% разтвор на железен (II) сулфат. Вземете плътността на разтвора равна на 1,1 g/ml.
Масата на приготвения разтвор е:
m разтвор = V разтвор ∙ ρ разтвор = 3000 ml ∙ 1,1 g/ml = 3300 g.
Масата на чист железен (II) сулфат в този разтвор е:
m (FeSO 4) \u003d m разтвор × w (FeSO 4) \u003d 3300 g × 0,1 \u003d 330 g.
Същата маса безводен FeSO 4 трябва да се съдържа в количеството кристален хидрат, което трябва да се вземе за приготвяне на разтвора. От сравнение на моларните маси M (FeSO 4 7H 2 O) \u003d 278 g / mol и M (FeSO 4) \u003d 152 g / mol,
получаваме пропорцията:
278 g FeSO 4 7H 2 O съдържа 152 g FeSO 4;
x g FeSO 4 7H 2 O съдържа 330 g FeSO 4;
x \u003d (278 330) : 152 \u003d 603,6 g.
m вода \u003d m разтвор - m железен сулфат \u003d 3300 g - 603,6 g \u003d 2696,4 g.
защото плътността на водата е 1 g / ml, тогава обемът на водата, който трябва да се вземе за приготвяне на разтвора, е: V вода \u003d m вода: ρ вода \u003d 2696,4 g: 1 g / ml \u003d 2696,4 ml.
Пример 5.7Каква маса от глауберовата сол (Na 2 SO 4 · 10H 2 O) трябва да се разтвори в 500 ml 10% разтвор на натриев сулфат (плътност на разтвора 1,1 g / ml), за да се получи 15% разтвор на Na 2 SO 4?
Нека са необходими x грама глауберова сол Na 2 SO 4 10H 2 O. Тогава масата на получения разтвор е:
m 15% разтвор = m оригинален (10%) разтвор + m глауберова сол = 550 + x (g);
m първоначален (10%) разтвор = V 10% разтвор × ρ 10% разтвор = 500 ml × 1,1 g/ml = 550 g;
m (Na 2 SO 4) в оригиналния (10%) разтвор \u003d m 10% разтвор a w (Na 2 SO 4) = 550 g 0,1 \u003d 55 g
Изразете чрез x масата на чистия Na 2 SO 4, съдържащ се в x грама 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; следователно:
322 g Na 2 SO 4 · 10H 2 O съдържа 142 g безводен Na 2 SO 4;
x g Na 2 SO 4 10H 2 O съдържа m g безводен Na 2 SO 4.
m(Na 2 SO 4) \u003d 142 x: 322 \u003d 0,441 x x.
Общата маса на натриев сулфат в получения разтвор ще бъде равна на:
m (Na 2 SO 4) в 15% разтвор = 55 + 0,441 × x (g).
В получения разтвор: 
= 0,15
, откъдето x = 94,5 g.
Задача номер 6
Таблица 6 - Условия на задача No6
| номер на опцията | Текст на условието |
| 5 g Na 2 SO 4 × 10H 2 O се разтварят във вода и обемът на получения разтвор се довежда до 500 ml с вода. Изчислете масовата част на Na 2 SO 4 в този разтвор (ρ = 1 g/ml) и моларните концентрации на Na + и SO 4 2– йони. | |
| Смесени разтвори: 100 ml 0.05M Cr2(SO4)3 и 100 ml 0.02M Na2SO4. Изчислете моларните концентрации на йони Cr 3+, Na + и SO 4 2– в получения разтвор. | |
| Какви обеми вода и 98% разтвор (плътност 1,84 g/ml) на сярна киселина трябва да се вземат за приготвяне на 2 литра 30% разтвор с плътност 1,2 g/ml? | |
| В 400 ml вода се разтварят 50 g Na 2 CO 3 × 10H 2 O. Какви са моларните концентрации на Na + и CO 3 2– йони и масовата част на Na 2 CO 3 в получения разтвор (ρ = 1,1 g / ml)? | |
| Смесени разтвори: 150 ml 0,05 M Al 2 (SO 4) 3 и 100 ml 0,01 M NiSO 4 . Изчислете моларните концентрации на Al 3+ , Ni 2+ , SO 4 2- йони в получения разтвор. | |
| Какви обеми вода и 60% разтвор (плътност 1,4 g/ml) азотна киселина ще са необходими за приготвяне на 500 ml 4 М разтвор (плътност 1,1 g/ml)? | |
| Каква маса меден сулфат (CuSO 4 × 5H 2 O) е необходима за приготвяне на 500 ml 5% разтвор на меден сулфат с плътност 1,05 g / ml? | |
| В колбата се добавят 1 ml от 36% разтвор (ρ = 1,2 g/ml) на НС1 и 10 ml от 0,5 М разтвор на ZnCl2. Обемът на получения разтвор се довежда до 50 ml с вода. Какви са моларните концентрации на H + , Zn 2+ , Cl - йони в получения разтвор? | |
| Каква е масовата част на Cr 2 (SO 4) 3 в разтвор (ρ » 1 g / ml), ако е известно, че моларната концентрация на сулфатни йони в този разтвор е 0,06 mol / l? | |
| Какви обеми вода и 10 M разтвор (ρ=1,45 g/ml) на натриев хидроксид ще са необходими за приготвяне на 2 литра 10% разтвор на NaOH (ρ= 1,1 g/ml)? | |
| Колко грама железен сулфат FeSO 4 × 7H 2 O могат да бъдат получени чрез изпаряване на вода от 10 литра 10% разтвор на железен (II) сулфат (плътност на разтвора 1,2 g / ml)? | |
| Смесени разтвори: 100 ml 0,1 M Cr 2 (SO 4) 3 и 50 ml 0,2 M CuSO 4 . Изчислете моларните концентрации на Cr 3+ , Cu 2+ , SO 4 2- йони в получения разтвор. |
Таблица 6 продължава
| номер на опцията | Текст на условието |
| Какви обеми вода и 40% разтвор на фосфорна киселина с плътност 1,35 g / ml ще са необходими за приготвяне на 1 m 3 от 5% разтвор на H 3 PO 4, чиято плътност е 1,05 g / ml? | |
| 16.1 g Na2SO4 × 10H2O се разтварят във вода и обемът на получения разтвор се довежда до 250 ml с вода. Изчислете масовата част и моларната концентрация на Na 2 SO 4 в получения разтвор (да приемем, че плътността на разтвора е 1 g/ml). | |
| Смесени разтвори: 150 ml 0,05 M Fe 2 (SO 4) 3 и 100 ml 0,1 M MgSO 4 . Изчислете моларните концентрации на йони Fe 3+, Mg 2+, SO 4 2– в получения разтвор. | |
| Какви обеми вода и 36% солна киселина (плътност 1,2 g/ml) са необходими за приготвяне на 500 ml 10% разтвор с плътност 1,05 g/ml? | |
| В 200 ml вода се разтварят 20 g Al 2 (SO 4) 3 × 18H 2 O. Каква е масовата част на разтвореното вещество в получения разтвор, чиято плътност е 1,1 g / ml? Изчислете моларните концентрации на Al 3+ и SO 4 2– йони в този разтвор. | |
| Смесени разтвори: 100 ml от 0,05 M Al 2 (SO 4) 3 и 150 ml от 0,01 M Fe 2 (SO 4) 3 . Изчислете моларните концентрации на йони Fe 3+, Al 3+ и SO 4 2– в получения разтвор. | |
| Какви обеми вода и 80% разтвор на оцетна киселина (плътност 1,07 g / ml) ще са необходими за приготвяне на 0,5 l трапезен оцет, в който масовата част на киселината е 7%? Вземете плътността на трапезния оцет, равна на 1 g/ml. | |
| Каква маса железен сулфат (FeSO 4 × 7H 2 O) е необходима за приготвяне на 100 ml 3% разтвор на железен сулфат? Плътността на разтвора е 1 g/ml. | |
| 2 ml от 36% разтвор на НС1 (плътност 1,2 g/cm3) и 20 ml от 0,3 М разтвор на CuCl2 се добавят към колбата. Обемът на получения разтвор се довежда до 200 ml с вода. Изчислете моларните концентрации на H + , Cu 2+ и Cl - йони в получения разтвор. | |
| Каква е процентната концентрация на Al 2 (SO 4) 3 в разтвор, в който моларната концентрация на сулфатни йони е 0,6 mol / l. Плътността на разтвора е 1,05 g/ml. | |
| Какви обеми вода и 10 M разтвор на KOH (плътност на разтвора 1,4 g/ml) ще са необходими за приготвяне на 500 ml 10% разтвор на KOH с плътност 1,1 g/ml? | |
| Колко грама меден сулфат CuSO 4 × 5H 2 O могат да се получат чрез изпаряване на вода от 15 литра 8% разтвор на меден сулфат, чиято плътност е 1,1 g / ml? | |
| Смесени разтвори: 200 ml 0,025 M Fe 2 (SO 4) 3 и 50 ml 0,05 M FeCl 3 . Изчислете моларната концентрация на Fe 3+ , Cl - , SO 4 2- йони в получения разтвор. | |
| Какви обеми вода и 70% разтвор на H 3 PO 4 (плътност 1,6 g/ml) ще са необходими за приготвяне на 0,25 m 3 от 10% разтвор на H 3 PO 4 (плътност 1,1 g/ml)? | |
| В 100 ml вода са разтворени 6 g Al 2 (SO 4) 3 × 18H 2 O. Изчислете масовата част на Al 2 (SO 4) 3 и моларните концентрации на Al 3+ и SO 4 2– йони в получен разтвор, чиято плътност е 1 g / ml | |
| Смесени разтвори: 50 ml 0,1 M Cr 2 (SO 4) 3 и 200 ml 0,02 M Cr (NO 3) 3 . Изчислете моларните концентрации на Cr 3+ , NO 3 - , SO 4 2- йони в получения разтвор. | |
| Какви обеми от 50% разтвор на перхлорна киселина (плътност 1,4 g/ml) и вода са необходими за приготвяне на 1 литър от 8% разтвор с плътност 1,05 g/ml? | |
| Колко грама глауберова сол Na 2 SO 4 × 10H 2 O трябва да се разтворят в 200 ml вода, за да се получи 5% разтвор на натриев сулфат? | |
| 1 ml от 80% разтвор на H2SO4 (плътност на разтвора 1,7 g/ml) и 5000 mg Cr2(SO4)3 се добавят към колбата. Сместа се разтваря във вода; обемът на разтвора се довежда до 250 ml. Изчислете моларните концентрации на H + , Cr 3+ и SO 4 2– йони в получения разтвор. |
Таблица 6 продължава
ХИМИЧНО РАВНОВЕСИЕ
Всички химични реакции могат да бъдат разделени на 2 групи: необратими реакции, т.е. реакции, протичащи до пълното изразходване на поне едно от реагиращите вещества, и обратими реакции, при които нито едно от реагиращите вещества не се изразходва напълно. Това се дължи на факта, че обратима реакция може да протича както в права, така и в обратна посока. Класически пример за обратима реакция е синтезът на амоняк от азот и водород:
N 2 + 3 H 2 ⇆ 2 NH 3.
В началото на реакцията концентрациите на изходните вещества в системата са максимални; в този момент скоростта на предната реакция също е максимална. В началото на реакцията в системата все още няма реакционни продукти (в този пример амоняк), следователно скоростта на обратната реакция е нула. Тъй като първоначалните вещества взаимодействат помежду си, техните концентрации намаляват, следователно скоростта на директната реакция също намалява. Концентрацията на реакционния продукт постепенно се увеличава, следователно скоростта на обратната реакция също се увеличава. След известно време скоростта на предната реакция става равна на скоростта на обратната. Това състояние на системата се нарича състояние на химично равновесие. Концентрациите на вещества в система, която се намира в състояние на химично равновесие, се наричат равновесни концентрации. Количествената характеристика на система в състояние на химично равновесие е равновесна константа.
За всяка обратима реакция a A + b B+ ... ⇆ p P + q Q + ..., изразът за константата на химичното равновесие (K) се записва като дроб, в чийто числител са равновесните концентрации на реакционните продукти , а в знаменателя са равновесните концентрации на изходните вещества, освен това концентрацията на всяко вещество трябва да се повиши до степен, равна на стехиометричния коефициент в уравнението на реакцията.
Например за реакцията N 2 + 3 H 2 ⇆ 2 NH 3.
Трябва да се има предвид, че изразът на равновесната константа включва равновесните концентрации само на газообразни вещества или вещества, които са в разтворено състояние . Концентрацията на твърдо вещество се приема за постоянна и не се записва в израза за равновесна константа.
CO 2 (газ) + C (твърдо вещество) ⇆ 2CO (газ)
CH 3 COOH (разтвор) ⇆ CH 3 COO - (разтвор) + H + (разтвор)
Ba 3 (PO 4) 2 (твърд) ⇆ 3 Ba 2+ (наситен разтвор) + 2 PO 4 3– (наситен разтвор) K \u003d C 3 (Ba 2+) C 2 (PO 4 3–)
Има два най-важни вида проблеми, свързани с изчисляването на параметрите на равновесна система:
1) първоначалните концентрации на изходните вещества са известни; от условието на задачата могат да се намерят концентрациите на веществата, които са реагирали (или образували) до момента на достигане на равновесие; в задачата се изисква да се изчислят равновесните концентрации на всички вещества и числената стойност на равновесната константа;
2) началните концентрации на изходните вещества и равновесната константа са известни. Условието не съдържа данни за концентрациите на реагирали или образувани вещества. Необходимо е да се изчислят равновесните концентрации на всички участници в реакцията.
За решаването на такива проблеми е необходимо да се разбере, че равновесната концентрация на всеки начален вещества могат да бъдат намерени чрез изваждане на концентрацията на реагиралото вещество от първоначалната концентрация:
C равновесие \u003d C първоначално - C на реагиралото вещество.
Равновесна концентрация реакционен продукт е равна на концентрацията на продукта, образуван в момента на равновесие:
C равновесие \u003d C на получения продукт.
По този начин, за да се изчислят параметрите на равновесна система, е много важно да можете да определите какво количество от първоначалното вещество е реагирало до момента на достигане на равновесието и какво количество от реакционния продукт се е образувало. За определяне на количеството (или концентрацията) на реагиралите и образуваните вещества се извършват стехиометрични изчисления съгласно уравнението на реакцията.
Пример 6.1Началните концентрации на азот и водород в равновесната система N 2 + 3H 2 ⇆ 2 NH 3 са съответно 3 mol/l и 4 mol/l. До достигането на химичното равновесие в системата остават 70% водород от първоначалното му количество. Определете равновесната константа на тази реакция.
От условията на задачата следва, че до момента на достигане на равновесие 30% от водорода е реагирал (задача 1 тип):
4 mol/l H 2 - 100%
x mol / l H 2 - 30%
x \u003d 1,2 mol / l \u003d C proreag. (H2)
Както се вижда от уравнението на реакцията, азотът трябва да е реагирал 3 пъти по-малко от водорода, т.е. С proreact. (N 2) \u003d 1,2 mol / l: 3 \u003d 0,4 mol / l. Амоняк се образува 2 пъти повече от реагиращия азот:
От изображения. (NH 3) \u003d 2 × 0,4 mol / l \u003d 0,8 mol / l
Равновесните концентрации на всички участници в реакцията ще бъдат както следва:
Равен (H 2) \u003d C първоначално. (H 2) - C прореагирайте. (H 2) \u003d 4 mol / l - 1,2 mol / l \u003d 2,8 mol / l;
Равен (N 2) \u003d C нач. (N 2) – C proreact. (N 2) \u003d 3 mol / l - 0,4 mol / l \u003d 2,6 mol / l;
Равен (NH 3) = C изображения. (NH 3) \u003d 0,8 mol / l.
Константа на равновесие = 
.
Пример 6.2Изчислете равновесните концентрации на водород, йод и йодоводород в системата H 2 + I 2 ⇆ 2 HI, ако е известно, че началните концентрации на H 2 и I 2 са съответно 5 mol/l и 3 mol/l, и равновесната константа е 1.
Трябва да се отбележи, че в условието на тази задача (задача от тип 2) условието не казва нищо за концентрациите на реагиралите изходни вещества и образуваните продукти. Следователно, когато се решават такива задачи, концентрацията на някакво реагирало вещество обикновено се приема като x.
Нека x mol/l H 2 е реагирал до момента на достигане на равновесие. Тогава, както следва от уравнението на реакцията, x mol/l I 2 трябва да реагира и трябва да се образува 2x mol/l HI. Равновесните концентрации на всички участници в реакцията ще бъдат както следва:
Равен (H 2) \u003d C нач. (H 2) - C прореагирайте. (H 2) \u003d (5 - x) mol / l;
Равен (I 2) = C нач. (I 2) – C proreact. (I 2) \u003d (3 - x) mol / l;
Равен (HI) = C изображения. (HI) = 2x mol/l.
4x2 = 15 - 8x + x2
3x2 + 8x - 15 = 0
x 1 = -3,94 x 2 = 1,27
Само положителният корен x = 1,27 има физическо значение.
Следователно C е равно. (H 2) \u003d (5 - x) mol / l \u003d 5 - 1,27 \u003d 3,73 mol / l;
Равен (I 2) \u003d (3 - x) mol / l \u003d 3 - 1,27 \u003d 1,73 mol / l;
Равен (HI) \u003d 2x mol / l \u003d 2 1,27 \u003d 2,54 mol / l.
Задача номер 7
Таблица 7 - Условия на задача No7
Таблица 7 продължава
стехиометрия- количествени съотношения между реагиращите вещества.
Ако реагентите влизат в химическо взаимодействие в строго определени количества и в резултат на реакцията се образуват вещества, чието количество може да се изчисли, тогава такива реакции се наричат стехиометричен.
Закони на стехиометрията:
Коефициентите в химичните уравнения пред формулите на химичните съединения се наричат стехиометричен.
Всички изчисления съгласно химичните уравнения се основават на използването на стехиометрични коефициенти и са свързани с намирането на количества на дадено вещество (брой молове).
Количеството вещество в уравнението на реакцията (брой молове) = коефициент пред съответната молекула.
N A=6,02×10 23 mol -1.
η - съотношението на действителната маса на продукта m pдо теоретично възможното м t, изразено в части от единица или като процент.
Ако добивът на реакционните продукти не е посочен в условието, тогава при изчисленията той се приема равен на 100% (количествен добив).
Схема за изчисление според уравненията на химичните реакции:
- Напишете уравнение за химична реакция.
- Над химичните формули на веществата напишете известни и неизвестни количества с мерни единици.
- Под химичните формули на вещества с известни и неизвестни запишете съответните стойности на тези количества, намерени от уравнението на реакцията.
- Съставете и решете пропорции.
Пример.Изчислете масата и количеството на веществото магнезиев оксид, образувано при пълното изгаряне на 24 g магнезий.
|
дадени: м(Mg) = 24 g Намирам: ν (MgO) м (MgO) |
Решение: 1. Нека съставим уравнението на химичната реакция: 2Mg + O 2 \u003d 2MgO. 2. Под формулите на веществата посочваме количеството вещество (брой молове), което съответства на стехиометричните коефициенти: 2Mg + O 2 \u003d 2MgO 2 mol 2 mol 3. Определете моларната маса на магнезия: Относителна атомна маса на магнезия Ar(Mg) = 24. защото тогава стойността на моларната маса е равна на относителната атомна или молекулна маса M(Mg)= 24 g/mol. 4. По масата на веществото, дадено в условието, изчисляваме количеството на веществото:
5. Над химичната формула на магнезиевия оксид MgO, чиято маса е неизвестна, задаваме хкъртица, над магнезиева формула мгнапишете неговата моларна маса: 1 mol хкъртица 2Mg + O 2 \u003d 2MgO 2 mol 2 mol
Според правилата за решаване на пропорции:
Количеството магнезиев оксид v(MgO)= 1 mol. 7. Изчислете моларната маса на магнезиевия оксид: M (Mg)\u003d 24 g / mol, М (О)=16 g/mol. M(MgO)= 24 + 16 = 40 g/mol. Изчислете масата на магнезиевия оксид: m (MgO) \u003d ν (MgO) × M (MgO) \u003d 1 mol × 40 g / mol = 40 g. Отговор: ν (MgO) = 1 mol; m(MgO) = 40 g. |
При съставянето на уравненията на редокс реакциите трябва да се спазват следните две важни правила:
Правило 1: Във всяко йонно уравнение трябва да се спазва запазването на заряда. Това означава, че сборът от всички заряди от лявата страна на уравнението („ляво“) трябва да съответства на сбора от всички заряди от дясната страна на уравнението („дясно“). Това правило се прилага за всяко йонно уравнение, както за пълни реакции, така и за полуреакции.
Зарежда отляво надясно
Правило 2: Броят на електроните, загубени в полуреакцията на окисление, трябва да бъде равен на броя на електроните, получени в полуреакцията на редукция. Например, в първия пример, даден в началото на този раздел (реакцията между железни и хидратирани медни йони), броят на загубените електрони в окислителната полуреакция е два:
Следователно броят на електроните, придобити в полуреакцията на редукция, също трябва да бъде равен на две:
Следната процедура може да се използва за извличане на пълното редокс уравнение от уравненията на двете полуреакции:
1. Уравненията на всяка от двете полуреакции се балансират отделно и за да се изпълни горното правило 1, съответният брой електрони се добавя към лявата или дясната страна на всяко уравнение.
2. Уравненията на двете полуреакции са балансирани едно спрямо друго, така че броят на загубените електрони в една реакция става равен на броя на получените електрони в другата полуреакция, както се изисква от правило 2.
3. Уравненията за двете полуреакции се сумират, за да се получи пълното уравнение за редокс реакцията. Например, сумиране на уравненията на двете полуреакции по-горе и премахване от лявата и дясната страна на полученото уравнение
равен брой електрони, намираме
Ние балансираме уравненията на полуреакциите, дадени по-долу, и съставяме уравнение за редокс реакцията на окисление на воден разтвор на всяка желязна сол в желязна сол с киселинен калиев разтвор.
Етап 1. Първо балансираме уравнението на всяка от двете полуреакции поотделно. За уравнение (5) имаме
За да балансирате двете страни на това уравнение, трябва да добавите пет електрона към лявата му страна или да извадите същия брой електрони от дясната страна. След това получаваме
Това ни позволява да напишем следното балансирано уравнение:
Тъй като електроните трябваше да се добавят към лявата страна на уравнението, то описва редукционна полуреакция.
За уравнение (6) можем да напишем
За да балансирате това уравнение, можете да добавите един електрон към дясната му страна. Тогава
Коефициентът на излишък на въздух при този метод за организиране на горивния процес трябва да съответства на богати смеси, близки до стехиометричните. В този случай ще бъде много трудно да се организира ефективно изгаряне на бедни смеси поради недостатъчно високата скорост на разпространение на фронта на пламъка с голяма вероятност от затихване на източниците на запалване, значителна циклична неравномерност на горенето и в крайна сметка прекъсвания на запалването. По този начин тази посока може да се нарече изключително бавно изгаряне на богати газово-въздушни смеси.[ ...]
Коефициентът на излишък на въздух (а) значително влияе върху процеса на горене и състава на продуктите от горенето. Очевидно е, че при 1,0) той практически не влияе върху компонентния състав на димните газове и води само до намаляване на концентрацията на компонентите поради разреждане с въздух, който не се използва в процеса на горене.[ ...]
Въз основа на стехиометричните коефициенти на реакцията за получаване на диалкилхлоротиофосфат и оптималното решение за критерий 2, ние налагаме ограничението X3 = -0,26 (1,087 mol/mol).[ ...]
| 24.5 |
Това дава стойността на стехиометричния коефициент за приема на полифосфат 1/us,p = g P/g COD(HAc).[ ...]
В табл. 24.5 показва стехиометричните фактори на добив, определени в експерименти, проведени в периодични реактори за чиста култура. Тези стойности са в доста добро съответствие въпреки различните микробиологични условия на растеж.[ ...]
От израз (3.36) намираме стехиометричния коефициент "sat.r = 0,05 g P / g COD (HAc).[ ...]
[ ...]
От пример 3.2 можете да намерите стехиометричните коефициенти на уравнението за отстраняване на оцетна киселина: 1 mol HAs (60 g HAs) изисква 0,9 mol 02 и 0,9 32 = 29 g 02.[ ...]
| 3.12 |
В тези формули първият изходен материал е включен във всички стехиометрични уравнения и неговият стехиометричен коефициент в тях е V/, = -1. За това вещество са дадени степените на трансформация lu във всяко стехиометрично уравнение (всички - K). В уравнения (3.14) и (3.15) се приема, че i-тият компонент - продуктът, за който се определят селективността и добивът, се формира само в 1-вото стехиометрично уравнение (тогава E / \u003d x () . Количествата на компонентите в тези формули се измерват в молове (означение LO, както е традиционно прието в химичните науки.[ ...]
При съставяне на редокс уравнения се намират стехиометрични коефициенти за окисление на елемента преди и след реакцията. Окисляването на елемент в съединенията се определя от броя на електроните, изразходвани от атома за образуване на полярни и йонни връзки, а знакът на окисление се определя от посоката на изместване на свързващите електронни двойки. Например окисляването на натриевия йон в съединението NaCl е +1, а това на хлора е -I.[ ...]
По-удобно е да се представи стехиометрията на микробиологична реакция със стехиометрично уравнение на баланса, отколкото под формата на таблици с коефициент на добив. Подобно описание на състава на компонентите на микробиологичната клетка изискваше използването на емпирична формула. Експериментално е установена формулата на веществото на клетката C5H702N, която често се използва при изготвянето на стехиометрични уравнения.[...]
В табл. Фигура 3.6 показва типични стойности за кинетични и други константи, както и стехиометрични коефициенти, за аеробен процес на пречистване на градски отпадъчни води. Трябва да се отбележи, че има известна корелация между отделните константи, така че е необходимо да се използва набор от константи от един източник, а не да се избират отделни константи от различни източници. В табл. 3.7 показва подобни корелации.[ ...]
Методът е стандартизиран с известни количества йод, превърнати в озон, на базата на стехиометричен коефициент, равен на единица (1 мол озон освобождава 1 мол йод). Този коефициент се подкрепя от резултатите от редица изследвания, въз основа на които са установени стехиометричните реакции на озон с олефини. С различен коефициент тези резултати биха били трудни за обяснение. В работата обаче се установи, че посоченият коефициент е 1,5. Това е в съответствие с данните, според които при pH 9 се получава стехиометричен коефициент, равен на единица, и в кисела среда се отделя много повече йод, отколкото в неутрална и алкална.[...]
Тестовете бяха проведени при пълно натоварване и постоянна скорост на коляновия вал от 1500 min1. Коефициентът на излишък на въздух варира в диапазона от 0,8 [ ...]
Материалните процеси в живата природа, циклите на биогенните елементи са свързани с енергийните потоци чрез стехиометрични коефициенти, които варират в голямо разнообразие от организми само в рамките на един и същи ред. В същото време, поради високата ефективност на катализата, енергийните разходи за синтеза на нови вещества в организмите са много по-малко, отколкото при техническите аналози на тези процеси.[...]
Измерванията на характеристиките на двигателя и емисиите на вредни емисии за всички горивни камери бяха извършени в широк диапазон от промени в коефициента на излишък на въздух от стехиометрична стойност до изключително бедна смес. На фиг. 56 и 57 показват основните резултати в зависимост от a, получени при скорост 2000 min и широко отворена дроселна клапа. Стойността на ъгъла на изпреварване на запалването е избрана от условието за получаване на максимален въртящ момент.[...]
Биологичният процес на отстраняване на фосфор е сложен, така че, разбира се, нашият подход е значително опростен. В табл. 8.1 е представен набор от стехиометрични коефициенти, описващи процесите, протичащи с участието на FAO. Таблицата изглежда сложна, но в нея вече са направени опростявания.[ ...]
В една от последните работи се приема, че 1 mol NO2 дава 0,72 g-йон NO7. Според данни, предоставени от Международната организация по стандартизация, стехиометричният коефициент зависи от състава на реагентите от типа на Грийс. Предлагат се шест варианта на този реагент, които се различават по състава на неговите компоненти и се посочва, че ефективността на абсорбция за всички видове абсорбционни разтвори е 90%, а стехиометричният коефициент, като се вземе предвид ефективността на абсорбция, варира от 0,8 до 1. Намаляването на количеството NEDA и замяната на сулфаниловата киселина със сулфаниламид (бял стрептоцид) дава по-голяма стойност на този коефициент. Авторите на работата обясняват това със загубата на HN02 поради образуването на NO по време на странични реакции.[...]
При проектирането на биохимични пречиствателни станции и анализирането на тяхната работа обикновено се използват следните проектни параметри: скорост на биологично окисление, стехиометрични коефициенти за акцептори на електрони, скорост на растеж и физични свойства на биомасата от активна утайка. Изследването на химичните промени във връзка с биологичните трансформации, протичащи в биореактора, позволява да се получи доста пълна картина на работата на структурата. За анаеробните системи, които включват анаеробни филтри, такава информация е необходима за осигуряване на оптимална стойност на pH на средата, което е основният фактор за нормалната работа на пречиствателните съоръжения. В някои аеробни системи, като тези, в които протича нитрификация, контролът на рН на средата също е необходим, за да се осигурят оптимални темпове на микробен растеж. За затворените пречиствателни станции, навлезли в практиката в края на 60-те години, които използват чист кислород (окси-танк), изследването на химичните взаимодействия стана необходимо не само за контрол на рН, но и за инженерни изчисления на газопроводно оборудване.[ . ..]
Константата на скоростта на каталитичната конверсия k в общия случай при дадена температура е функция на константите на скоростта на директните, обратните и страничните реакции, както и коефициентите на дифузия на изходните реагенти и продуктите на тяхното взаимодействие. Скоростта на хетерогенния каталитичен процес се определя, както беше отбелязано по-горе, от относителните скорости на отделните му етапи и се ограничава от най-бавния от тях. В резултат на това редът на каталитичната реакция почти никога не съвпада с молекулярността на реакцията, съответстваща на стехиометричното съотношение в уравнението за тази реакция, а изразите за изчисляване на константата на скоростта на каталитичното превръщане са специфични за конкретни етапи и условия за изпълнението му.[ ...]
За да се контролира реакцията на неутрализация, трябва да се знае колко киселина или основа да се добави към разтвора, за да се получи желаната стойност на pH. За решаването на този проблем може да се използва методът за емпирична оценка на стехиометричните коефициенти, който се извършва чрез титруване.[...]
Равновесният състав на продуктите от горенето в камерата се определя от закона за действието на масите. Съгласно този закон скоростта на химичните реакции е правопропорционална на концентрацията на изходните реагенти, всеки от които се взема в степен, равна на стехиометричния коефициент, с който веществото влиза в уравнението на химичната реакция. Въз основа на състава на горивата може да се предположи, че продуктите от изгарянето, например течни ракетни горива в камерата ще се състоят от CO2, H20, CO, NO, OH, N2, H2, N. H, O, за твърдо ракетно гориво - от A1203, N2, H2, HC1, CO, CO2, H20 при T= 1100...2200 K.[ ...]
За да се обоснове възможността за използване на двустепенно изгаряне на природен газ, бяха проведени експериментални изследвания на разпределението на локалните температури, концентрациите на азотни оксиди и горими вещества по дължината на пламъка в зависимост от коефициента на излишък на въздух, подаван през горелката. . Експериментите са проведени с изгаряне на природен газ в пещта на котел PTVM-50, оборудван с вихрова горелка VTI с периферно газово струйно изхвърляне във завихрен напречен въздушен поток. Установено е, че при ag O.wb процесът на изгаряне на горивото завършва на разстояние 1f/X>out = 4,2, а при ag = 1,10 - на разстояние bf10out = 3,6. Това показва удължаване на процеса на горене при условия, значително различни от стехиометричните.[ ...]
Опростена матрица на параметрите на процеса с активна утайка без нитрификация е представена в табл. 4.2. Тук се приема, че три основни фактора допринасят за процеса на преобразуване: биологичен растеж, разграждане и хидролиза. Скоростите на реакцията са посочени в дясната колона, а коефициентите, представени в таблицата, са стехиометрични. Използвайки данните от таблицата, може да се напише уравнението на масовия баланс, например, за лесно разградимата органична материя Bae в реактор с идеално разбъркване. Изразите, отговарящи за транспорта, не се нуждаят от обяснение. Намираме два израза, описващи трансформациите на дадено вещество чрез умножаване на стехиометричните коефициенти от (в този случай) колони „компоненти“ по съответните скорости на реакция от дясната колона на табл. 4.2.[ ...]
На фиг. 50 показва промяната в съдържанието на Wx в продуктите на горенето (g / kWh) в зависимост от състава на сместа и времето на запалване. защото образуването на NOx до голяма степен зависи от температурата на газа, при ранно запалване емисиите на NOx се увеличават. Зависимостта на образуването на 1 Ux от коефициента на излишък на въздух е по-сложна, т.к Има два противоположни фактора. Образуването на 1NHOx зависи от концентрацията на кислород в горимата смес и температурата. Намаляването на сместа повишава концентрацията на кислород, но намалява максималната температура на горене. Това води до факта, че максимално съдържание се постига при работа със смеси, малко по-бедни от стехиометричните. При същите стойности на коефициента на излишък на въздух, ефективната ефективност има максимум.[ ...]
На фиг. Фигура 7.2 показва експерименталните зависимости на концентрацията на метанол от концентрацията на NO3-N на изхода на биофилтъра с пълно изместване. Линиите, свързващи експерименталните точки, характеризират разпределението на веществото по протежение на филтъра при различни съотношения Smc/Sn.Наклонът на кривите съответства на стойността на стехиометричния коефициент: 3,1 kg CH3OH/kg NO -N.
Връзката, свързваща концентрациите на реагиращите вещества с равновесната константа, е математически израз на закона за масовото действие, който може да се формулира по следния начин: за дадена обратима реакция в състояние на химично равновесие съотношението на произведението на равновесните концентрации на реакционните продукти към произведението на равновесните концентрации на изходните вещества при дадена температура е постоянна стойност и концентрацията на всяко вещество трябва да се повиши до степента на неговия стехиометричен коефициент.[...]
В Съветския съюз методът на Полежаев и Гирина се използва за определяне на NO¡¡ в атмосферата. Този метод използва 8% разтвор на KJ за улавяне на азотен диоксид. Определянето на нитритни йони в получения разтвор се извършва с помощта на реактива Griess-Ilosvay. Разтворът на калиев йодид е много по-ефективен абсорбатор на NO2 от алкалния разтвор. Със своя обем (само 6 ml) и скорост на въздушния поток (0,25 l / min), не повече от 2% NO2 преминава през абсорбционното устройство с пореста стъклена плоча. Избраните образци са добре запазени (около месец). Стехиометричният коефициент за абсорбция на NOa от разтвора KJ е 0,75, като се вземе предвид пробивът. Според нашите данни, NO не пречи на този метод при съотношение на концентрациите на NO: NOa 3: 1.[...]
Недостатъците на този метод, широко въведен в практиката на високотемпературна обработка на отпадъци, е необходимостта от използване на скъпи алкални реагенти (NaOH и Na2CO3). По този начин е възможно да се задоволят нуждите на много индустрии, които трябва да неутрализират малки количества течни отпадъци с широка гама от компоненти на химичния състав и всякакво съдържание на органохлорни съединения. Въпреки това, изгарянето на хлорсъдържащи разтворители трябва да се подхожда с повишено внимание, тъй като при определени условия (1 > 1200 ° C, коефициент на излишък на въздух > 1,5), отработените газове могат да съдържат фосген - силно токсичен въглероден хлор или хлорид на въглеродна киселина (COC12 ). Животозастрашаващата концентрация на това вещество е 450 mg на 1 m3 въздух.[...]
Процесите на излугване или химическо изветряне на слабо разтворими минерали или техните асоциации се характеризират с образуването на нови твърди фази; равновесията между тях и разтворените компоненти се анализират с помощта на термодинамични диаграми на състоянието. Фундаменталните трудности тук обикновено възникват във връзка с необходимостта да се опише кинетиката на процесите, без които тяхното разглеждане често не е оправдано. Съответните кинетични модели изискват отразяване на химичните взаимодействия в ясна форма - чрез парциалните концентрации на реагентите cx, като се вземат предвид стехиометричните коефициенти V. на конкретни реакции.
