При складанні рівняння окислювально-відновної реакції необхідно визначити відновник, окислювач і число електронів, що віддаються і приймаються. Застосовуються в основному два методи складання рівнянь окисно-відновних реакцій:
1) електронного балансу– ґрунтується на визначенні загальної кількості електронів, що переміщуються від відновника до окислювача;
2) іонно-електронного балансу– передбачає роздільне складання рівнянь для процесу окислення та відновлення з подальшим підсумовуванням їх у загальне іонне рівняння-метод напівреакції. У цьому вся методі слід знайти як коефіцієнти для відновника і окислювача, але й молекул середовища. Залежно від характеру середовища число електронів, що приймаються окислювачем або відновником, що втрачається, може змінюватися.
1) Електронний баланс - метод знаходження коефіцієнтів у рівняннях окислювально-відновних реакцій, у якому розглядається обмін електронами між атомами елементів, що змінюють свій ступінь окиснення. Число електронів, віддане відновником дорівнює числу електронів, одержуваних окислювачем.
Рівняння складається у кілька стадій:
1. Записують схему реакції.
KMnO 4 + HCl → KCl + MnCl 2 + Cl 2 + H 2 O
2. Проставляють ступеня окислення над знаками змінюваних елементів.
KMn +7 O 4 + HCl -1 → KCl + Mn +2 Cl 2 + Cl 2 0 + H 2 O
3. Виділяють елементи, що змінюють ступеня окислення і визначають число електронів, придбаних окислювачем і відновлюваних.
Mn +7 + 5? = Mn +2
2Cl -1 - 2ē = Cl 2 0
4. Зрівнюють число придбаних і електронів, що віддаються, встановлюючи тим самим коефіцієнти для сполук, в яких присутні елементи, що змінюють ступінь окислення.
Mn +7 + 5? = Mn +2 2
2Cl -1 - 2ē = Cl 2 0 5
––––––––––––––––––––––––
2Mn +7 + 10Cl -1 = 2Mn +2 + 5Cl 2 0
5. Підбирають коефіцієнти для решти учасників реакції. При цьому 10 молекул HCl беруть участь у відновлювальному процесі, а 6 в - іонообмінному (зв'язування іонів калію та марганцю).
2KMn +7 O 4 + 16HCl -1 = 2KCl + 2Mn +2 Cl 2 + 5Cl 2 0 + 8H 2 O
2) Метод іонно-електронного балансу.
1. Записують схему реакції.
K 2 SO 3 + KMnO 4 + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 2 O
2. Записують схеми напівреакцій, з використанням реально присутніх частинок (молекул та іонів) у розчині. У цьому підбиваємо матеріальний баланс, тобто. кількість атомів елементів, що беруть участь у напівреакції в лівій частині, повинна дорівнювати їх кількості у правій. Окислена та відновлена формиокислювача та відновника часто відрізняються за вмістом кисню (порівняйте Cr 2 O 7 2− та Cr 3+). Тому при складанні рівнянь напівреакцій методом електронно-іонного балансу в них включають пари Н+/Н2О (для кислотноїсередовища) та ВІН − /Н 2 О (для лужнийсередовища). Якщо при переході від однієї форми до іншої вихідна форма (зазвичай – окислена) втрачає свої оксид-іони (нижче показані у квадратних дужках), то останні, так як вони не існують у вільному вигляді, повинні бути в кислотноїсередовищі з'єднані з катіонами водню, а в лужнийсередовищі – з молекулами води, що призводить до утворення молекул води(у кислотному середовищі) та гідроксид-іонів(У лужному середовищі):
кислотне середовище+ 2H + = H 2 O приклад: Cr 2 O 7 2− + 14H + = 2Cr 3+ + 7H 2 O
лужне середовище+ H 2 О = 2 ВІН − приклад: MnO 4 - +2H 2 O = MnO 2 + 4ОH -
Нестача киснюу вихідній формі (частіше – у відновленій) порівняно з кінцевою формою компенсується додаванням молекул води(у кислотноїсередовищі) або гідроксид-іонів(у лужнийсередовищі):
кислотне середовище H 2 O = + 2H + приклад: SO 3 2- + H 2 O = SO 4 2- + 2H +
лужне середовище 2 ВІН − = + H 2 Про приклад: SO 3 2− + 2OH − = SO 4 2− + H 2 O
MnO 4 - + 8H + → Mn 2+ + 4H 2 O відновлення
SO 3 2- + H 2 O → SO 4 2- + 2H + окислення
3. Підводимо електронний баланс, слідуючи необхідності рівності сумарного заряду у правій та лівій частинах рівнянь напівреакцій.
У наведеному прикладі у правій частині рівняння напівреакції відновлення сумарний заряд іонів дорівнює +7, у лівій - +2, отже, у правій частині необхідно додати п'ять електронів:
MnO 4 - + 8H + + 5? → Mn 2+ + 4H 2 O
У рівнянні напівреакції окислення сумарний заряд у правій частині дорівнює -2, у лівій 0, значить у правій частині необхідно відняти два електрони:
SO 3 2- + H 2 O – 2ē → SO 4 2- + 2H +
Таким чином, в обох рівняннях здійснено іонно-електронний баланс і можна в них замість стрілок поставити знаки рівності:
MnO 4 - + 8H + + 5? = Mn 2+ + 4H 2 O
SO 3 2- + H 2 O – 2ē = SO 4 2- + 2H +
4. Дотримуючись правила необхідність рівності кількості електронів прийнятих окислювачем і відданих відновником, знаходимо найменше загальне кратне для кількостей електронів в обох рівняннях (2∙5 = 10).
5. Помножуємо на коефіцієнти (2,5) і підсумовуємо обидва рівняння склавши ліві та праві частини обох рівнянь.
MnO 4 - + 8H + + 5? = Mn 2+ + 4H 2 O 2
SO 3 2- + H 2 O – 2ē = 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-
або в молекулярній формі:
5K 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 6K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 3H 2 O
У цьому методі розглядають перехід електронів від одних атомів або іонів до інших з урахуванням характеру середовища (кисле, лужне або нейтральне), в якому протікає реакція. У кислому середовищі в рівняннях напівреакцій для зрівнювання числа атомів водню та кисню повинні використовуватися іони водню Н + та молекули води, в основній – гідроксид-іони ВІН - та молекули води. Відповідно і в одержуваних продуктах у правій частині електронно-іонного рівняння будуть знаходитися іони водню (а не гідроксид-іони) та молекули води (кисле середовище) або гідроксид-іони та молекули води (лужне середовище). Так, наприклад, рівняння напівреакції відновлення перманганат-іону в кислому середовищі не можна складати з наявністю гідроксид-іонів у правій частині:
MnO 4 - + 4H 2 O + 5? = Mn 2+ + 8ОH - .
Правильно: MnO 4 - + 8H + + 5? = Mn 2+ + 4H 2 O
Т. е. при написанні електронно-іонних рівнянь потрібно виходити зі складу іонів, що дійсно є в розчині. Крім того, як і при складанні скорочених іонних рівнянь, речовини малодисоціюючі, погано розчинні або такі, що виділяються у вигляді газу, слід писати в молекулярній формі.
Складання рівнянь окислювально-відновних реакцій з допомогою методу напівреакцій призводить до результату, як і метод електронного балансу.
Порівняємо обидва методи. Гідність методу напівреакцій проти методом електронного балансу у цьому. що у ньому застосовуються не гіпотетичні іони, а реально існуючі.
При використанні методу напівреакції не потрібно знати ступінь окислення атомів. Написання окремих іонних рівнянь напівреакцій необхідне розуміння хімічних процесів у гальванічному елементі і за електролізі. У цьому методі видно роль середовища як активного учасника всього процесу. Нарешті, при використанні методу напівреакцій не потрібно знати всі речовини, що виходять, вони з'являються в рівнянні реакції при виведенні його. Тому методу напівреакцій слід віддати перевагу та застосовувати його при складанні рівнянь усіх окислювально-відновних реакцій, що протікають у водних розчинах
У цьому методі порівнюють ступеня окислення атомів у вихідних і кінцевих речовинах, керуючись правилом: число електронів, відданих відновником, дорівнюватиме кількості електронів, приєднаних окислювачем. Для складання рівняння треба знати формули реагуючих речовин та продуктів реакції. Останні визначаються або досвідченим шляхом, або основі відомих властивостей елементів.
Метод іонно-електронного балансу більш універсальний порівняно з методом електронного балансу та має незаперечну перевагу при доборі коефіцієнтів у багатьох окислювально-відновних реакціях, зокрема, за участю органічних сполук, у яких навіть процедура визначення ступенів окислення є дуже складною.
Розглянемо, наприклад, процес окислення етилену, що відбувається при пропусканні його через водний розчин калію перманганату. В результаті етилен окислюється до етиленгліколю НО-CH 2 -СН 2 -ОН, а перманганат відновлюється до оксиду марганцю (IV), крім того, як буде очевидно з підсумкового рівняння балансу, справа утворюється гідроксид калію:
KMnO 4 + C 2 H 4 + Н 2 О → C 2 H 6 O 2 + MnO 2 + KOH
Рівняння напівреакцій відновлення та окислення:
MnO 4 - +2H 2 O + 3е = MnO 2 + 4ОH - 2 відновлення
З 2 Н 4 + 2ОН - - 2е = C 2 H 6 O 2 3 окислення
Підсумовуємо обидва рівняння, віднімаємо наявні в лівій та правій частині гідроксид-іони.
Отримуємо підсумкове рівняння:
2KMnO 4 + 3C 2 H 4 + 4Н 2 О → 3C 2 H 6 O 2 + 2MnO 2 + 2KOH
З використанням методу іонно-електронного балансу визначення коефіцієнтів у реакціях з участю органічних сполук зручно вважати ступеня окислення атомів водню рівними +1, кисню -2, а вуглецю вирахувати, використовуючи баланс позитивних і негативних зарядів у молекулі (іоні). Так, у молекулі етилену сумарний заряд дорівнює нулю:
4 ∙ (+1) + 2 ∙ Х = 0,
означає ступінь окиснення двох атомів вуглецю - (-4), а одного (Х) - (-2).
Аналогічно в молекулі етиленгліколю C 2 H 6 O 2 знаходимо ступінь окиснення вуглецю (Х):
2 ∙ Х + 2 ∙ (-2) + 6 ∙ (+1) = 0, Х = -1
У деяких молекулах органічних сполук такий розрахунок призводить до дробового значення ступеня окиснення вуглецю, наприклад, у молекули ацетону (3Н6О) вона дорівнює -4/3. У електронному рівнянні оцінюється загальний заряд атомів вуглецю. У молекулі ацетону він дорівнює -4.
Подібна інформація.
Одним з найважливіших хімічних понять, на якому ґрунтуються стехіометричні розрахунки, є хімічна кількість речовини. Кількість деякої речовини X позначається n(X). Одиницею вимірювання кількості речовини є моль.
Моль - це кількість речовини, в якій міститься 6,02 · 1023 молекул, атомів, іонів або інших структурних одиниць, з яких складається речовина.
Маса одного моля деякої речовини Х називається молярною масою M(X) цієї речовини. Знаючи масу m(X) деякої речовини X та її молярну масу, можна розрахувати кількість цієї речовини за формулою:
Число 6,02 · 10 23 називається числом Авогадро(N a); його розмірність міль -1.
Помножуючи число Авогадро N a кількість речовини n(X), можна розрахувати число структурних одиниць, наприклад, молекул N(X) деякої речовини X:
N(X) = N a · n(X) .
За аналогією з поняттям молярної маси ввели поняття молярного об'єму: молярний обсяг V m (X) деякої речовини X – це обсяг одного моля цієї речовини. Знаючи об'єм речовини V(X) та її молярний об'єм, можна розрахувати хімічну кількість речовини:
У хімії особливо часто доводиться мати справу з молярним об'ємом газів. Відповідно до закону Авогадро в рівних обсягах будь-яких газів, взятих при одній і тій же температурі і рівному тиску, міститься одне й те ж число молекул . За рівних умов 1 моль будь-якого газу займає той самий обсяг. За нормальних умов (н.у.) – температура 0°С та тиск 1 атмосфера (101325 Па) – цей обсяг дорівнює 22,4 л. Таким чином, за н.у. V m (газу) = 22,4 л/моль. Слід особливо наголосити, що величина молярного об'єму 22,4 л/моль застосовується. тільки для газів.
Знання молярних мас речовин та числа Авогадро дозволяє виразити масу молекули будь-якої речовини у грамах. Нижче наведено приклад розрахунку маси молекули водню.
1 моль газоподібного водню містить 6,02·10 23 молекул H 2 і має масу 2 г (тому що M(H 2) = 2 г/моль). Отже,
6,02·10 23 молекул H 2 мають масу 2 г;
1 молекула H2 має масу x р; x = 3,32 · 10 -24 р.
Поняття «моль» широко використовується щодо розрахунків за рівняннями хімічних реакцій, оскільки стехиометрические коефіцієнти у рівнянні реакції показують, у яких молярних співвідношеннях речовини реагують друг з одним і утворюються внаслідок реакції.
Наприклад, рівняння реакції 4 NH 3 + 3 O 2 → 2 N 2 + 6 H 2 O містить таку інформацію: 4 моль аміаку реагують без надлишку і нестачі з 3 моль кисню, при цьому утворюється 2 моль азоту та 6 моль води.
Приклад 4.1Розрахуйте масу осаду, що утворюється при взаємодії розчинів, що містять 70,2 г кальцію дигідрофосфату і 68 г гідроксиду кальцію. Яка речовина залишиться надлишком? Чому дорівнює його маса?
3 Ca(H 2 PO 4) 2 + 12 KOH ® Ca 3 (PO 4) 2 ¯ + 4 K 3 PO 4 + 12 H 2 O
З рівняння реакції видно, що 3 моль Ca(H 2 PO 4) 2 реагує з 12 моль KOH. Розрахуємо кількості реагуючих речовин, які дано за умовою завдання:
n(Ca(H 2 PO 4) 2) = m(Ca(H 2 PO 4) 2) / M(Ca(H 2 PO 4) 2) = 70,2 г: 234 г/моль = 0,3 моль ;
n(KOH) = m(KOH) / M(KOH) = 68 г: 56 г/моль = 1,215 моль.
на 3 моль Ca(H 2 PO 4) 2 потрібно 12 моль KOH
на 0,3 моль Ca(H 2 PO 4) 2 потрібно х моль KOH
х = 1,2 моль – стільки KOH потрібно, щоб реакція пройшла без надлишку і нестачі. А за умовою завдання є 1215 моль KOH. Отже, KOH – у надлишку; кількість залишився після реакції KOH:
n(KOH) = 1,215 моль - 1,2 моль = 0,015 моль;
його маса m(KOH) = n(KOH) × M(KOH) = 0,015 моль × 56 г/моль = 0,84 г.
Розрахунок продукту реакції, що утворюється (осад Ca 3 (PO 4) 2) слід вести по речовині, яка знаходиться в нестачі (в даному випадку - Ca(H 2 PO 4) 2), так як ця речовина прореагує повністю. З рівняння реакції видно, що число моль утворюється Ca 3 (PO 4) 2 в 3 рази менше числа моль, що прореагував Ca(H 2 PO 4) 2:
n(Ca 3 (PO 4) 2) = 0,3 моль: 3 = 0,1 моль.
Отже, m(Ca 3 (PO 4) 2) = n(Ca 3 (PO 4) 2)×M(Ca 3 (PO 4) 2) = 0,1 моль×310 г/моль = 31 г.
Завдання №5
а) Розрахуйте хімічні кількості реагуючих речовин, наведених у таблиці 5 (обсяги газоподібних речовин наведені за нормальних умов);
б) розставте коефіцієнти в заданій схемі реакції та за рівнянням реакції визначте, яка з речовин перебуває у надлишку, а яка у нестачі;
в) знайдіть хімічну кількість продукту реакції, зазначеного в таблиці 5;
г) розрахуйте масу чи обсяг (див. таблицю 5) цього продукту реакції.
Таблиця 5 - Умови завдання № 5
| № варіанта | Реагуючі речовини | Схема реакції | Розрахувати |
| m(Fe)=11,2 г; V(Cl 2)=5,376 л | Fe+Cl 2 ® FeCl 3 | m(FeCl 3) | |
| m(Al)=5,4 г; m(H 2 SO 4)=39,2 г | Al+H 2 SO 4 ® Al 2 (SO 4) 3 +H 2 | V(H 2) | |
| V(CO)=20 л; m(O 2)=20 г | CO+O 2 ® CO 2 | V(CO 2) | |
| m(AgNO 3)=3,4 г; m(Na 2 S)=1,56 г | AgNO 3 +Na 2 S®Ag 2 S+NaNO 3 | m(Ag 2 S) | |
| m(Na 2 CO 3)=53 г; m(HCl)=29,2 г | Na 2 CO 3 +HCl®NaCl+CO 2 +H 2 O | V(CO 2) | |
| m(Al 2 (SO 4) 3)=34,2 г;m(BaCl 2)=52 г | Al 2 (SO 4) 3 +BaCl 2 ®AlCl 3 +BaSO 4 | m(BaSO 4) | |
| m(KI)=3,32 г; V(Cl 2)=448 мл | KI+Cl 2 ® KCl+I 2 | m(I 2) | |
| m(CaCl 2)=22,2 г; m(AgNO 3)=59,5 г | CaCl 2 +AgNO 3 ®AgCl+Ca(NO 3) 2 | m(AgCl) | |
| m(H 2)=0,48 г; V(O 2)=2,8 л | H 2 +O 2 ® H 2 O | m(H 2 O) | |
| m(Ba(OH) 2)=3,42г; V(HCl)=784мл | Ba(OH) 2 +HCl ® BaCl 2 +H 2 O | m(BaCl 2) |
Продовження таблиці 5
| № варіанта | Реагуючі речовини | Схема реакції | Розрахувати |
| m(H 3 PO 4)=9,8 г; m(NaOH)=12,2 г | H 3 PO 4 +NaOH ® Na 3 PO 4 +H 2 O | m(Na 3 PO 4) | |
| m(H 2 SO 4)=9,8 г; m(KOH)=11,76 г | H 2 SO 4 +KOH ® K 2 SO 4 +H 2 O | m(K 2 SO 4) | |
| V(Cl 2)=2,24 л; m(KOH)=10,64 г | Cl 2 +KOH ® KClO+KCl+H 2 O | m(KClO) | |
| m((NH 4) 2 SO 4)=66 г;m(KOH)=50 г | (NH 4) 2 SO 4 +KOH®K 2 SO 4 +NH 3 +H 2 O | V(NH 3) | |
| m(NH 3)=6,8 г; V(O 2)=7,84 л | NH 3 +O 2 ® N 2 +H 2 O | V(N 2) | |
| V(H 2 S)=11,2 л; m(O 2)=8,32 г | H 2 S+O 2 ® S+H 2 O | m(S) | |
| m(MnO 2)=8,7 г; m(HCl)=14,2 г | MnO 2 +HCl ® MnCl 2 +Cl 2 +H 2 O | V(Cl 2) | |
| m(Al)=5,4 г; V(Cl 2)=6,048 л | Al+Cl 2 ® AlCl 3 | m(AlCl 3) | |
| m(Al)=10,8 г; m(HCl)=36,5 г | Al+HCl ® AlCl 3 +H 2 | V(H 2) | |
| m(P)=15,5 г; V(O 2)=14,1 л | P+O 2 ® P 2 O 5 | m(P 2 O 5) | |
| m(AgNO 3)=8,5 г;m(K 2 CO 3)=4,14 г | AgNO 3 +K 2 CO 3 ®Ag 2 CO 3 +KNO 3 | m(Ag 2 CO 3) | |
| m(K 2 CO 3)=69 г; m(HNO 3)=50,4 г | K 2 CO 3 +HNO 3 ®KNO 3 +CO 2 +H 2 O | V(CO 2) | |
| m(AlCl 3)=2,67 г; m(AgNO 3)=8,5 г | AlCl 3 +AgNO 3 ®AgCl+Al(NO 3) 3 | m(AgCl) | |
| m(KBr)=2,38 г; V(Cl 2)=448 мл | KBr+Cl 2 ® KCl+Br 2 | m(Br 2) | |
| m(CaBr 2)=40 г; m(AgNO 3)=59,5 г | CaBr 2 +AgNO 3 ®AgBr+Ca(NO 3) 2 | m(AgBr) | |
| m(H 2)=1,44 г; V(O 2)=8,4 л | H 2 +O 2 ® H 2 O | m(H 2 O) | |
| m(Ba(OH) 2)=6,84 г;V(HI)=1,568 л | Ba(OH) 2 +HI ® BaI 2 +H 2 O | m(BaI 2) | |
| m(H 3 PO 4)=9,8 г; m(KOH)=17,08 г | H 3 PO 4 +KOH ® K 3 PO 4 +H 2 O | m(K 3 PO 4) | |
| m(H 2 SO 4)=49 г; m(NaOH)=45 г | H 2 SO 4 +NaOH ® Na 2 SO 4 +H 2 O | m(Na 2 SO 4) | |
| V(Cl 2)=2,24 л; m(KOH)=8,4 г | Cl 2 +KOH ® KClO 3 +KCl+H 2 O | m(KClO 3) | |
| m(NH 4 Cl)=43 г; m(Ca(OH) 2)=37 г | NH 4 Cl+Ca(OH) 2 ®CaCl 2 +NH 3 +H 2 O | V(NH 3) | |
| V(NH 3)=8,96 л; m(O 2)=14,4 г | NH 3 +O 2 ® NO+H 2 O | V(NO) | |
| V(H 2 S)=17,92 л; m(O 2)=40 г | H 2 S+O 2 ® SO 2 +H 2 O | V(SO 2) | |
| m(MnO 2)=8,7 г; m(HBr)=30,8 г | MnO 2 +HBr ® MnBr 2 +Br 2 +H 2 O | m(MnBr 2) | |
| m(Ca)=10 г; m(H 2 O)=8,1 г | Ca+H 2 O ® Ca(OH) 2 +H 2 | V(H 2) |
КОНЦЕНТРАЦІЯ РОЗЧИН
В рамках курсу загальної хімії студенти вивчають 2 способи вираження концентрації розчинів – масова частка та молярна концентрація.
Масова частка розчиненої речовиниХ розраховується як відношення маси цієї речовини до маси розчину:
,
де ω(X) - масова частка розчиненої речовини X;
m(X) – маса розчиненої речовини X;
m розчину – маса розчину.
Масова частка речовини, розрахована за наведеною вище формулою - безрозмірна величина, виражена в частках одиниці (0< ω(X) < 1).
Масову частку можна висловити у частках одиниці, а й у відсотках. У цьому випадку розрахункова формула має вигляд:
Масову частку, виражену у відсотках, часто називають процентною концентрацією . Очевидно, що процентна концентрація розчиненої речовини 0%< ω(X) < 100%.
Відсоткова концентрація показує, скільки масових частин розчиненої речовини міститься у 100 масових частинах розчину. Якщо в якості одиниці маси вибрати грам, то це визначення можна записати так: процентна концентрація показує, скільки грамів розчиненої речовини міститься в 100 грамах розчину .
Зрозуміло, що, наприклад, 30% розчину відповідає масова частка розчиненої речовини, що дорівнює 0,3.
Іншим способом вираження вмісту розчиненої речовини у розчині є молярна концентрація (молярність).
Молярна концентрація речовини, або молярність розчину, показує, скільки моль розчиненої речовини міститься в 1 літрі (1 дм 3) розчину
де C(X) – молярна концентрація розчиненої речовини X (моль/л);
n(X) – хімічна кількість розчиненої речовини Х (моль);
V розчину – об'єм розчину (л).
Приклад 5.1Розрахуйте молярну концентрацію H 3 PO 4 у розчині, якщо відомо, що масова частка H 3 PO 4 дорівнює 60%, а щільність розчину – 1,43 г/мл.
За визначенням процентної концентрації
100 г розчину міститься 60 г фосфорної кислоти.
n(H 3 PO 4) = m(H 3 PO 4) : M(H 3 PO 4) = 60 г: 98 г/моль = 0,612 моль;
V розчину = m розчину: розчину = 100 г: 1,43 г/см 3 = 69,93 см 3 = 0,0699 л;
С(H 3 PO 4) = n(H 3 PO 4) : V розчину = 0,612 моль: 0,0699 л = 8,755 моль/л.
Приклад 5.2Є 0,5 М розчин H2SO4. Чому дорівнює масова частка сірчаної кислоти у цьому розчині? Щільність розчину прийняти рівною 1 г/мл.
За визначенням молярної концентрації
в 1 л розчину міститься 0,5 моль H 2 SO 4
(запис «0,5 М розчин» означає, що (H 2 SO 4) = 0,5 моль/л).
m розчину = V розчину × ρ розчину = 1000 мл × 1 г/мл = 1000 г;
m(H 2 SO 4) = n(H 2 SO 4) × M(H 2 SO 4) = 0,5 моль × 98 г/моль = 49 г;
ω(H 2 SO 4) = m(H 2 SO 4): m розчину = 49 г: 1000 г = 0,049 (4,9%).
Приклад 5.3Які об'єми води та 96% розчину H 2 SO 4 щільністю 1,84 г/мл необхідно взяти для приготування 2 л 60% розчину H 2 SO 4 щільністю 1,5 г/мл.
При вирішенні завдань на приготування розведеного розчину з концентрованого слід враховувати, що вихідний розчин (концентрований), вода та отриманий розчин (розведений) мають різні густини. У цьому випадку слід мати на увазі, що V вихідного розчину + V води ≠ V отриманого розчину,
тому що в ході змішування концентрованого розчину та води відбувається зміна (збільшення або зменшення) обсягу всієї системи.
Вирішення подібних завдань потрібно починати з з'ясування параметрів розбавленого розчину (тобто того розчину, який потрібно приготувати): його маси, маси розчиненої речовини, якщо необхідно, і кількості розчиненої речовини.
M 60% розчину = V 60% розчину ∙ ρ 60% розчину = 2000 мл × 1,5 г/мл = 3000 г.
m(H 2 SO 4) у 60% р-рі = m 60% р-ну · w(H 2 SO 4) у 60% р-рі = 3000 г · 0,6 = 1800 р.
Маса чистої сірчаної кислоти в приготованому розчині повинна дорівнювати масі сірчаної кислоти в тій порції 96%-го розчину, яку необхідно взяти для приготування розведеного розчину. Таким чином,
m(H 2 SO 4) у 60% р-рі = m(H 2 SO 4) у 96% р-рі = 1800 р.
m 96% розчину = m (H 2 SO 4) в 96% розчині: w(H 2 SO 4) в 96% розчині = 1800 г: 0,96 = 1875 р.
m (H 2 O) = m 40% розчину – m 96% розчину = 3000 г – 1875 р = 1125 р.
V 96% розчину = m 96% розчину: ρ 96% розчину = 1875 р: 1,84 г/мл = 1019 мл » 1,02 л.
V води = m води: ? води = 1125г: 1 г/мл = 1125 мл = 1,125 л.
Приклад 5.4Змішали 100 мл 0,1 M розчину CuCl 2 і 150 мл 0,2 М розчину Cu(NO 3) 2 Розрахувати молярну концентрацію іонів Cu 2+ , Cl - та NO 3 - в отриманому розчині.
При вирішенні подібного завдання на змішування розведених розчинів, важливо розуміти, що розведені розчини мають приблизно однакову щільність, приблизно рівну щільності води. При їх змішуванні загальний обсяг системи практично не змінюється: V 1 розбавленого розчину + V 2 розбавленого розчину + ... V отриманого розчину.
У першому розчині:
n(CuCl 2) = C(CuCl 2) · V розчину CuCl 2 = 0,1 моль/л × 0,1 л = 0,01 моль;
CuCl 2 – сильний електроліт: CuCl 2 ® Cu 2+ + 2Cl –;
Тому n(Cu 2+) = n(CuCl 2) = 0,01 моль; n(Cl -) = 2 × 0,01 = 0,02 моль.
У другому розчині:
n(Cu(NO 3) 2) = C(Cu(NO 3) 2)×V розчину Cu(NO 3) 2 = 0,2 моль/л × 0,15 л = 0,03 моль;
Cu(NO 3) 2 – сильний електроліт: CuCl 2 ® Cu 2+ + 2NO 3 – ;
Тому n(Cu 2+) = n(Cu(NO 3) 2) = 0,03 моль; n(NO 3 -) = 2×0,03 = 0,06 моль.
Після змішування розчинів:
n(Cu 2+) заг. = 0,01 моль + 0,03 моль = 0,04 моль;
V заг. » V розчину CuCl 2 + V розчину Cu (NO 3) 2 = 0,1 л + 0,15 л = 0,25 л;
C(Cu 2+) = n(Cu 2+): V заг. = 0,04 моль: 0,25 л = 0,16 моль/л;
C(Cl –) = n(Cl –): V заг. = 0,02 моль: 0,25 л = 0,08 моль/л;
C(NO 3 –) = n(NO 3 –): V заг. = 0,06 моль: 0,25 л = 0,24 моль/л.
Приклад 5.5У колбу внесли 684 мг сульфату алюмінію та 1 мл 9,8% розчину сірчаної кислоти щільністю 1,1 г/мл. Суміш, що утворилася, розчинили у воді; об'єм розчину довели водою до 500 мл. Розрахувати молярні концентрації іонів H + , Al 3+ SO 4 2 в отриманому розчині.
Розрахуємо кількості розчинних речовин:
n(Al 2 (SO 4) 3)=m(Al 2 (SO 4) 3) : M(Al 2 (SO 4) 3)=0,684 г: 342 г моль=0,002 моль;
Al 2 (SO 4) 3 – сильний електроліт: Al 2 (SO 4) 3 ® 2Al 3+ + 3SO 4 2– ;
Тому n(Al 3+)=2×0,002 моль=0,004 моль; n(SO 4 2–)=3×0,002 моль=0,006 моль.
m розчину H 2 SO 4 = V розчину H 2 SO 4 × ρ розчину H 2 SO 4 = 1 мл × 1,1 г/мл = 1,1 г;
m(H 2 SO 4) = m розчину H 2 SO 4 × w(H 2 SO 4) = 1,1 г · 0,098 = 0,1078 р.
n(H 2 SO 4) = m(H 2 SO 4): M(H 2 SO 4) = 0,1078 г: 98 г/моль = 0,0011 моль;
H 2 SO 4 – сильний електроліт: H 2 SO 4 ® 2H + + SO 4 2– .
Тому n(SO 4 2–) = n(H 2 SO 4) = 0,0011 моль; n(H +) = 2 × 0,0011 = 0,0022 моль.
За умовою завдання обсяг отриманого розчину дорівнює 500 мл (0,5 л).
n(SO 4 2–) заг. = 0,006 моль + 0,0011 моль = 0,0071 моль.
С(Al 3+) = n(Al 3+) : V розчину = 0,004 моль: 0,5 л = 0,008 моль/л;
С(H +) = n(H +): V розчину = 0,0022 моль: 0,5 л = 0,0044 моль/л;
З(SO 4 2–) = n(SO 4 2–) заг. : V розчину = 0,0071 моль: 0,5 л = 0,0142 моль/л.
Приклад 5.6Яку масу залізного купоросу (FeSO 4 ·7H 2 O) та який обсяг води необхідно взяти для приготування 3 л 10% розчину сульфату заліза (II). Щільність розчину прийняти 1,1 г/мл.
Маса розчину, який необхідно приготувати, дорівнює:
m розчину = V розчину ∙ ρ розчину = 3000 мл ∙ 1,1 г/мл = 3300 г.
Маса чистого сульфату заліза (II) у цьому розчині дорівнює:
m(FeSO 4) = m розчину x w(FeSO 4) = 3300 г × 0,1 = 330 г.
Така ж маса безводного FeSO 4 повинна міститися в тій кількості кристалогідрату, яку необхідно взяти для приготування розчину. Зі зіставлення молярних мас М(FeSO 4 ·7H 2 O) = 278 г/моль і М(FeSO 4) = 152 г/моль,
отримуємо пропорцію:
у 278 г FeSO 4 ·7H 2 O міститься 152 г FeSO 4 ;
в х г FeSO 4 ·7H 2 O міститься 330 г FeSO 4;
x = (278 · 330): 152 = 603,6 р.
m води = m розчину - m залізного купоросу = 3300 г - 603,6 г = 2696,4 г.
Т.к. щільність води дорівнює 1 г/мл, то об'єм води, який необхідно взяти для приготування розчину, дорівнює: V води = m води: ρ води = 2696,4 г: 1 г/мл = 2696,4 мл.
Приклад 5.7Яку масу глауберової солі (Na 2 SO 4 ·10H 2 O) потрібно розчинити в 500 мл 10% розчину сульфату натрію (щільність розчину 1,1 г/мл), щоб отримати 15% розчин Na 2 SO 4 ?
Нехай потрібно x грамів глауберової солі Na 2 SO 4 ·10H 2 O. Тоді маса розчину, що утворюється, дорівнює:
m 15% розчину = m вихідного (10%) розчину + m глауберової солі = 550 + х (г);
m вихідного (10%) розчину = V 10% розчину × ρ 10% розчину = 500 мл × 1,1 г/мл = 550 г;
m(Na 2 SO 4) у вихідному (10%) розчині = m 10% розчин a · w(Na 2 SO 4) = 550 г · 0,1 = 55 г.
Виразимо через ікс масу чистого Na 2 SO 4 міститься в х грамах Na 2 SO 4 ·10H 2 O.
М(Na 2 SO 4 ·10H 2 O) = 322 г/моль; М(Na 2 SO 4) = 142 г/моль; отже:
в 322 г Na 2 SO 4 · 10H 2 O міститься 142 г безводного Na 2 SO 4;
в х г Na 2 SO 4 ·10H 2 O міститься m г безводного Na 2 SO 4 .
m(Na 2 SO 4) = 142 x: 322 = 0,441×x .
Загальна маса сульфату натрію в отриманому розчині дорівнюватиме:
m(Na 2 SO 4) у 15% розчині = 55 + 0,441×x (г).
В отриманому розчині: 
= 0,15
, Звідки x = 94,5 р.
Завдання №6
Таблиця 6 - Умови завдання № 6
| № варіанта | Текст умови |
| У воді розчинили 5 г Na 2 SO 4 ×10H 2 O і обсяг розчину, що утворився, довели водою до 500 мл. Розрахуйте масову частку Na 2 SO 4 у цьому розчині (ρ = 1 г/мл) та молярні концентрації іонів Na + та SO 4 2– . | |
| Змішали розчини: 100 мл 0,05 М Cr 2 (SO 4) 3 і 100 мл 0,02 М Na 2 SO 4 . Розрахуйте молярні концентрації іонів Cr 3+ , Na + та SO 4 2- в отриманому розчині. | |
| Які об'єми води і 98% розчину (щільність 1,84 г/мл) сірчаної кислоти потрібно взяти для приготування 2 літрів 30% розчину, щільністю 1,2 г/мл? | |
| У 400 мл води розчинили 50 г Na 2 CO 3 ×10H 2 O. Якими є молярні концентрації іонів Na + та CO 3 2– та масова частка Na 2 CO 3 в отриманому розчині (ρ=1,1 г/мл)? | |
| Змішали розчини: 150 мл 0,05 М Al 2 (SO 4) 3 і 100 мл 0,01 М NiSO 4 . Розрахуйте молярні концентрації іонів Al 3+ , Ni 2+ , SO 4 2 в отриманому розчині. | |
| Які об'єми води та 60% розчину (щільність 1,4 г/мл) азотної кислоти потрібні для приготування 500 мл 4 М розчину (щільністю 1,1 г/мл)? | |
| Яка маса мідного купоросу (CuSO 4 ×5H 2 O) необхідна для виготовлення 500 мл 5% розчину сульфату міді щільністю 1,05 г/мл? | |
| У колбу внесли 1 мл 36% розчину (ρ = 1,2 г/мл) HCl і 10 мл 0,5 М розчину ZnCl 2 . Об'єм розчину, що утворився, довели водою до 50 мл. Якими є молярні концентрації іонів H + , Zn 2+ , Cl – в отриманому розчині? | |
| Яка масова частка Cr 2 (SO 4) 3 у розчині (ρ » 1 г/мл), якщо відомо, що молярна концентрація сульфат іонів у цьому розчині дорівнює 0,06 моль/л? | |
| Які об'єми води та 10 М розчину (ρ=1,45 г/мл) гідроксиду натрію потрібні для приготування 2 л 10% розчину NaOH (ρ= 1,1 г/мл)? | |
| Скільки грамів залізного купоросу FeSO 4 ×7H 2 O можна отримати, випаривши воду з 10 л 10% розчину сульфату заліза (II) (щільність розчину 1,2 г/мл)? | |
| Змішали розчини: 100 мл 0,1 М Cr 2 (SO 4) 3 і 50 мл 0,2 М CuSO 4 . Розрахувати молярні концентрації іонів Cr 3+ , Сu 2+ , SO 4 2 в отриманому розчині. |
Продовження таблиці 6
| № варіанта | Текст умови |
| Які об'єми води і 40% розчину фосфорної кислоти з щільністю 1,35 г/мл потрібні для приготування 1 м 3 5% розчину H 3 PO 4 , щільність якого дорівнює 1,05 г/мл? | |
| У воді розчинили 16,1 г Na 2 SO 4 ×10H 2 O і обсяг розчину, що утворився, довели водою до 250 мл. Розрахуйте масову частку і молярну концентрацію Na 2 SO 4 в розчині (щільність розчину вважати рівною 1 г/мл). | |
| Змішали розчини: 150 мл 0,05 М Fe 2 (SO 4) 3 і 100 мл 0,1 М MgSO 4 . Розрахуйте молярні концентрації іонів Fe 3+ , Mg 2+ , SO 4 2- в отриманому розчині. | |
| Які об'єми води та 36% соляної кислоти (щільністю 1,2 г/мл) необхідні для приготування 500 мл 10% розчину, щільність якого 1,05 г/мл? | |
| У 200 мл води розчинили 20 г Al 2 (SO 4) 3 ×18H 2 O. Яка масова частка розчиненої речовини в отриманому розчині, густина якого дорівнює 1,1 г/мл? Розрахуйте молярні концентрації іонів Al 3+ та SO 4 2– у цьому розчині. | |
| Змішали розчини: 100 мл 0,05 М Al 2 (SO 4) 3 і 150 мл 0,01 М Fe 2 (SO 4) 3 . Розрахуйте молярні концентрації іонів Fe 3+ , Al 3+ та SO 4 2- в отриманому розчині. | |
| Які об'єми води та 80% розчину оцтової кислоти (щільністю 1,07 г/мл) знадобляться для приготування 0,5 л столового оцту, в якому масова частка кислоти становить 7%? Щільність столового оцту прийняти дорівнює 1 г/мл. | |
| Яка маса залізного купоросу (FeSO 4 ×7H 2 O) необхідна для виготовлення 100 мл 3% розчину сульфату заліза? Щільність розчину дорівнює 1 г/мл. | |
| У колбу внесли 2 мл 36% розчину HCl (щільність 1,2 г/см 3 ) та 20 мл 0,3 М розчину CuCl 2 . Об'єм розчину, що утворився, довели водою до 200 мл. Розрахуйте молярні концентрації іонів H + , Cu 2+ та Cl – в отриманому розчині. | |
| Чому дорівнює процентна концентрація Al 2 (SO 4) 3 у розчині, в якому молярна концентрація сульфат-іонів дорівнює 0,6 моль/л. Щільність розчину 1,05 г/мл. | |
| Які об'єми води та 10 М розчину KOH (щільність розчину 1,4 г/мл) потрібні для приготування 500 мл 10% розчину KOH щільністю 1,1 г/мл? | |
| Скільки грамів мідного купоросу CuSO 4 ×5H 2 O можна отримати, випаривши воду з 15 л 8% розчину сульфату міді, густина якого дорівнює 1,1 г/мл? | |
| Змішали розчини: 200 мл 0,025 М Fe 2 (SO 4) 3 і 50 мл 0,05 М FeCl 3 . Розрахуйте молярну концентрацію іонів Fe 3+ , Cl – , SO 4 2– в отриманому розчині. | |
| Які об'єми води та 70% розчину H 3 PO 4 (щільністю 1,6 г/мл) потрібні для приготування 0,25 м 3 10% розчину H 3 PO 4 (щільністю 1,1 г/мл)? | |
| У 100 мл води розчинили 6 г Al 2 (SO 4) 3 ×18H 2 O. Розрахуйте масову частку Al 2 (SO 4) 3 та молярні концентрації іонів Al 3+ та SO 4 2– в отриманому розчині, щільність якого дорівнює 1 г / Мол. | |
| Змішали розчини: 50 мл 0,1 М Cr 2 (SO 4) 3 і 200 мл 0,02 М Cr(NO 3) 3 . Розрахуйте молярні концентрації іонів Cr 3+ , NO 3 – , SO 4 2- в отриманому розчині. | |
| Які об'єми 50% розчину хлорної кислоти (щільність 1,4 г/мл) та води необхідні для приготування 1 літра 8% розчину щільністю 1,05 г/мл? | |
| Скільки грамів глауберової солі Na 2 SO 4 ×10H 2 O потрібно розчинити в 200 мл води, щоб отримати 5% розчин сульфату натрію? | |
| У колбу внесли 1 мл 80% розчину H 2 SO 4 (щільність розчину 1,7 г/мл) та 5000 мг Cr 2 (SO 4) 3 . Суміш розчинили у воді; об'єм розчину довели до 250 мл. Розрахуйте молярні концентрації іонів H + , Cr 3+ та SO 4 2- в отриманому розчині. |
Продовження таблиці 6
ХІМІЧНА РІВНОВАГА
Усі хімічні реакції можна розділити на 2 групи: реакції необоротні, тобто. протікають до повного витрати хоча б однієї з реагуючих речовин, і реакції оборотні, в яких жодна з реагуючих речовин не витрачається повністю. Це з тим, що оборотна реакція може протікати як і прямому, і у зворотному напрямі. Класичним прикладом оборотної реакції може бути реакція синтезу аміаку з азоту та водню:
N 2 + 3 H 2 ⇆ 2 NH 3 .
У момент початку реакції концентрації вихідних речовин у системі максимальні; у цей момент максимальна швидкість прямої реакції. У момент початку реакції у системі ще відсутні продукти реакції (у цьому прикладі – аміак), отже, швидкість зворотної реакції дорівнює нулю. У міру взаємодії вихідних речовин одна з одною їх концентрації зменшуються, отже, зменшується і швидкість прямої реакції. Концентрація продукту реакції поступово зростає, отже, зростає і швидкість зворотної реакції. Через деякий час швидкість прямої реакції стає дорівнює швидкості зворотної. Цей стан системи називається станом хімічної рівноваги. Концентрації речовин у системі, яка перебуває у стані хімічної рівноваги, називаються рівноважними концентраціями. Кількісною характеристикою системи у стані хімічної рівноваги є константа рівноваги.
Для будь-якої оборотної реакції a A + b B+ ... ⇆ p P + q Q + … вираз константи хімічної рівноваги (К) записується у вигляді дробу, у чисельнику якого знаходяться рівноважні концентрації продуктів реакції, а в знаменнику – рівноважні концентрації вихідних речовин, причому концентрація кожної речовини повинна бути зведена в ступінь, що дорівнює стехіометричному коефіцієнту в рівнянні реакції.
Наприклад, для реакції N 2 + 3 H 2 ⇆ 2 NH 3 .
Слід мати на увазі, що у вираз константи рівноваги входять рівноважні концентрації тільки газоподібних речовин або речовин, що знаходяться в розчиненому стані . Концентрація твердої речовини вважається постійною і не записується у вираз константи рівноваги.
CO 2 (газ) + C (тв.) ⇆ 2CO (газ)
CH 3 COOH (розчин) ⇆ CH 3 COO - (розчин) + H + (розчин)
Ba 3 (PO 4) 2 (тв.) ⇆ 3 Ba 2+ (насич. розчин) + 2 PO 4 3– (насич. розчин) К=C 3 (Ba 2+)·C 2 (PO 4 3–)
Існує два найбільш важливі типи завдань, пов'язаних з розрахунком параметрів рівноважної системи:
1) відомі початкові концентрації вихідних речовин; з умови завдання можна знайти концентрації речовин, що прореагували (або утворилися) на момент настання рівноваги; у завданні потрібно розрахувати рівноважні концентрації всіх речовин та чисельну величину константи рівноваги;
2) відомі початкові концентрації вихідних речовин та константа рівноваги. В умові немає даних про концентрації речовин, що прореагували або утворилися. Потрібно розрахувати рівноважні концентрації всіх учасників реакції.
Для вирішення подібних завдань необхідно розуміти, що рівноважну концентрацію будь-якого вихідного речовини можна знайти, відібравши від початкової концентрації концентрацію речовини, що прореагував:
З рівноважна = З початкова – З речовини, що прореагувала.
Рівноважна концентрація продукту реакції дорівнює концентрації продукту, що утворився на момент настання рівноваги:
З рівноважна = З продукту, що утворився.
Таким чином, для розрахунку параметрів рівноважної системи дуже важливо вміти визначити, скільки на момент настання рівноваги прореагувало вихідної речовини і скільки утворилося продукту реакції. Для визначення кількості (або концентрації) речовин, що прореагували і утворилися, проводяться стехіометричні розрахунки за рівнянням реакції.
Приклад 6.1Початкові концентрації азоту та водню в рівноважній системі N 2 + 3H 2 ⇆ 2 NH 3 відповідно дорівнюють 3 моль/л та 4 моль/л. На момент настання хімічної рівноваги у системі залишилося 70% водню від його початкової кількості. Визначити константу рівноваги цієї реакції.
З умови завдання випливає, що на момент настання рівноваги прореагувало 30% водню (завдання 1 типу):
4 моль/л H 2 – 100%
х моль/л H 2 – 30%
х = 1,2 моль/л = З прореаг. (H 2)
Як очевидно з рівняння реакції, азоту мало розпочати реакцію втричі менше, ніж водню, тобто. З прореаг. (N 2) = 1,2 моль/л: 3 = 0,4 моль/л. Аміаку ж утворюється в 2 рази більше, ніж прореагувало азоту:
З образів. (NH 3) = 2 × 0,4 моль/л = 0,8 моль/л
Рівноважні концентрації всіх учасників реакції будуть такі:
З рівн. (H 2) = C поч. (H 2) - C прореаг. (H 2) = 4 моль/л – 1,2 моль/л = 2,8 моль/л;
З рівн. (N 2) = C поч. (N 2) - C прореаг. (N 2) = 3 моль/л - 0,4 моль/л = 2,6 моль/л;
З рівн. (NH 3) = З образів. (NH 3) = 0,8 моль/л.
Константа рівноваги = 
.
Приклад 6.2Розрахувати рівноважні концентрації водню, йоду та йодоводороду в системі H 2 + I 2 ⇆ 2 HI, якщо відомо, що початкові концентрації H 2 і I 2 дорівнюють 5 моль/л і 3 моль/л відповідно, а константа рівноваги дорівнює 1.
Слід звернути увагу, що в умові цього завдання (завдання 2 типу) в умові нічого не йдеться про концентрації вихідних речовин, що прореагували, і продуктів, що утворилися. Тому при вирішенні таких завдань зазвичай концентрація якої-небудь речовини, що прореагувала, приймається за ікс.
Нехай на момент настання рівноваги прореагувало x моль/л H 2 . Тоді, як випливає з рівняння реакції, має прореагувати x моль/л I 2 і утворитися 2x моль/л HI. Рівноважні концентрації всіх учасників реакції будуть такі:
З рівн. (H2) = C поч. (H 2) - C прореаг. (H 2) = (5 - x) моль/л;
З рівн. (I 2) = C поч. (I 2) - C прореаг. (I 2) = (3 – x) моль/л;
З рівн. (HI) = З образів. (HI) = 2x моль/л.
4x 2 = 15 - 8x + x 2
3x 2 + 8x - 15 = 0
x 1 = -3,94 x 2 = 1,27
Фізичний сенс має лише позитивний корінь x = 1,27.
Отже, С рівн. (H 2) = (5 - x) моль/л = 5 - 1,27 = 3,73 моль/л;
З рівн. (I 2) = (3 – x) моль/л = 3 – 1,27 = 1,73 моль/л;
З рівн. (HI) = 2x моль/л = 2·1,27 = 2,54 моль/л.
Завдання №7
Таблиця 7 - Умови завдання № 7
Продовження таблиці 7
Стехіометрія- кількісні співвідношення між речовинами, що вступають у реакцію.
Якщо реагенти вступають у хімічну взаємодію в строго певних кількостях, а в результаті реакції утворюються речовини, кількість яких можна розрахувати, такі реакції називаються стехіометричними.
Закони стехіометрії:
Коефіцієнти у хімічних рівняннях перед формулами хімічних сполук називаються стехіометричними.
Всі розрахунки за хімічними рівняннями ґрунтуються на використанні стехіометричних коефіцієнтів і пов'язані зі знаходженням кількостей речовини (чисел молей).
Кількість речовини в рівнянні реакції (кількість молей) = коефіцієнту перед відповідною молекулою.
N A=6,02×10 23 моль-1.
η - Відношення реальної маси продукту m pдо теоретично можливої mт, виражене у частках одиниці чи відсотках.
Якщо умови вихід продуктів реакції не зазначений, то розрахунках його приймають рівним 100% (кількісний вихід).
Схема розрахунку за рівняннями хімічних реакцій:
- Скласти рівняння хімічної реакції.
- Над хімічними формулами речовин написати відомі та невідомі величини з одиницями виміру.
- Під хімічними формулами речовин із відомими та невідомими записати відповідні значення цих величин, знайдені за рівнянням реакцій.
- Скласти та вирішити пропорцію.
приклад.Обчислити масу та кількість речовини оксиду магнію, що утворився при повному згорянні 24 г магнію.
|
Дано: m(Mg) = 24 г Знайти: ν (MgO) m (MgO) |
Рішення: 1. Складемо рівняння хімічної реакції: 2Mg + O2 = 2MgO. 2. Під формулами речовин вкажемо кількість речовини (число молей), яка відповідає стехіометричним коефіцієнтам: 2Mg + O 2 = 2MgO 2 моль 2 моль 3. Визначимо молярну масу магнію: Відносна атомна маса магнію Ar (Mg) = 24. Т.к. значення молярної маси дорівнює відносній атомній або молекулярній масі, то M (Mg)= 24 г/моль. 4. За масою речовини, заданої в умові, обчислимо кількість речовини:
5. Над хімічною формулою оксиду магнію MgO, маса якого невідома, ставимо xмольнад формулою магнію Mgпишемо його молярну масу: 1 моль xмоль 2Mg + O 2 = 2MgO 2 моль 2 моль
За правилами вирішення пропорції:
Кількість оксиду магнію ν (MgO)= 1 моль. 7. Обчислимо молярну масу оксиду магнію: М (Mg)=24 г/моль, М(О)= 16 г/моль. M (MgO)= 24 + 16 = 40 г/моль. Розраховуємо масу оксиду магнію: m (MgO) = ν (MgO) ×M (MgO) = 1 моль×40 г/моль = 40 г. Відповідь: ν (MgO) = 1 моль; m (MgO) = 40 г. |
При складанні рівнянь окисно-відновних реакцій необхідно дотримуватися двох наступних важливих правил:
Правило 1: У будь-якому іонному рівнянні повинне дотримуватися збереження зарядів. Це означає, що сума всіх зарядів у лівій частині рівняння («ліворуч») має збігатися із сумою всіх зарядів у правій частині рівняння («праворуч»). Це правило відноситься до будь-яких іонних рівнянь як для повних реакцій, так і для напівреакцій.
Заряди ліворуч
Правило 2: Число електронів, що втрачаються в окислювальній напівреакції, повинно дорівнювати числу електронів, що придбаваються в відновлювальній напівреакції. Наприклад, у першому прикладі, наведеному на початку даного розділу (реакція між залізом і гідратованими іонами двовалентної міді), число електронів, що втрачаються в окислювальній напівреакції, дорівнює двом:
Отже, число електронів, що придбаваються у відновлювальній напівреакції, теж має дорівнювати двом:
Для складання рівняння повної окислювально-відновної рекції із рівнянь двох напівреакцій може використовуватися така процедура:
1. Рівняння кожної з двох напівреакцій балансуються окремо, причому для виконання зазначеного вище правила 1 до лівої або правої частини кожного рівняння додається відповідне число електронів.
2. Рівняння обох напівреакцій балансуються по відношенню один до одного, так щоб число електронів, що втрачаються в одній реакції, дорівнювало числу електронів, що придбаваються в іншій напівреакції, як цього вимагає правило 2.
3. Рівняння обох напівреакцій підсумовують для отримання повного рівняння окисно-відновної реакції. Наприклад, підсумовуючи рівняння двох наведених вище напівреакцій і видаляючи з лівої та правої частини отриманого рівняння
рівну кількість електронів, знаходимо
Збалансуємо рівняння наведених нижче напівреакцій і складемо рівняння окислювально-відновної реакції окислення водного розчину будь-якої солі двовалентного заліза в сіль тривалентного заліза за допомогою кислого розчину калію.
Стадія 1. Збалансуємо спочатку окремо рівняння кожної з двох напівреакцій. Для рівняння (5) маємо
Щоб збалансувати обидві сторони цього рівняння, необхідно додати до його лівої частини п'ять електронів або відняти стільки ж електронів з правої частини. Після цього отримаємо
Це дозволяє записати наступне збалансоване рівняння:
Оскільки до лівої частини рівняння довелося додавати електрони, воно описує відновлювальну напівреакцію.
Для рівняння (6) можна записати
Щоб збалансувати це рівняння, можна додати один електрон до його правої частини. Тоді
Коефіцієнт надлишку повітря при такому способі організації процесу згоряння повинен відповідати багатим сумішам, близьким до стехіометричних. Організувати ефективне згоряння бідних сумішей у разі буде дуже складно внаслідок недостатньо високої швидкості поширення фронту полум'я з великою ймовірністю згасання вогнищ займання, значною цикловою нерівномірністю згоряння і, зрештою, пропусками займання. Таким чином, цей напрямок можна назвати гранично повільним згорянням багатих газоповітряних сумішей.
Коефіцієнт надлишку повітря (а) істотно впливає на процес горіння та компонентний склад продуктів згоряння. Очевидно, що за а 1,0) практично не впливає на компонентний склад димових газів і призводить тільки до зниження концентрації компонентів за рахунок розведення не використаним в процесі горіння повітрям.
Виходячи зі стехіометричних коефіцієнтів реакції отримання діалкілхлортіофосфату та оптимального рішення для критерію 2, накладаємо обмеження Х3 =-0,26 (1,087 моля/моль).
| 24.5 |
Це дає значення стехіометричного коефіцієнта для споживання поліфосфату 1/нас, р = р Р/г ГПК(НАс).
У табл. 24.5 наведено стехіометричні коефіцієнти виходу, визначені в дослідах, що проводяться в реакторах періодичної безперервної дії з чистою культурою. Ці значення досить добре узгоджуються, незважаючи на різні умови мікробіологічного зростання.
З виразу (3.36) знаходимо стехіометричний коефіцієнт "нас.р = 0,05 г Р/г ГПК(НАс). [...]
[ ...]
З прикладу 3.2 можна знайти стехіометричні коефіцієнти рівняння видалення оцтової кислоти: 1 моль НАс (60 г НАс) вимагає 0,9 моль 02 та 0,9 32 = 29 г 02.
| 3.12 |
У цих формулах перша вихідна речовина входить у всі стехіометричні рівняння та її стехіометричний коефіцієнт у них V/, = -1. Для цієї речовини задані ступеня перетворення лу у кожному стехіометричному рівнянні (всього їх - К). У рівняннях (3.14) і (3.15) передбачається, що г -й компонент - продукт, для якого визначають селективність і вихід, утворюється тільки в 1-му стехіометричному рівнянні (тоді Е / = х (). Кількості компонентів у цих формулах вимірюються в молях (позначення ЛВ, як це традиційно прийнято в хімічних науках. [...]
При складанні окислювально-відновних рівнянь знаходять стехіометричні коефіцієнти за окисленістю елемента до і після реакції. Окисленість елемента в з'єднаннях визначається числом електронів, що витрачаються атомом на утворення полярних та іонних зв'язків, а знак окислення - на напрям зсуву сполучних електронних пар. Наприклад, окисленість іону натрію в поєднанні NaCl дорівнює +1, а хлору -I.
Більш зручно уявити стехіометрію мікробіологічної реакції стехіометричним рівнянням балансу, а не у формі таблиць значень коефіцієнтів виходу. Такий опис складу компонентів мікробіологічної клітини вимагає застосування емпіричної формули. Експериментально була встановлена формула речовини клітини C5H702N, яка часто застосовується при складанні стехіометричних рівнянь.
У табл. 3.6 представлені типові значення кінетичних та інших констант, а також стехіометричних коефіцієнтів для аеробного процесу очищення міських стоків. Слід зазначити, що між індивідуальними константами існує певна кореляція, тому необхідно користуватися набором констант з одного джерела, а чи не вибирати окремі константи із джерел. У табл. 3.7 представлені подібні кореляції.
Метод стандартизується за відомою кількістю йоду, що перераховується на озон, виходячи зі стехіометричного коефіцієнта, що дорівнює одиниці (1 моль озону звільняє 1 моль йоду). На користь такого коефіцієнта свідчать результати низки робіт, на підставі яких було встановлено стехіометричність реакцій озону з олефінами. За іншого коефіцієнта ці результати було б важко пояснити. Однак у роботі знайдено, що цей коефіцієнт дорівнює 1,5. Це узгоджується з даними, за якими стехіометричний коефіцієнт, рівний одиниці, виходить при pH 9, а в кислому середовищі виділяється значно більше йоду, ніж у нейтральній та лужній.
Випробування проводилися при повному навантаженні та постійній частоті обертання колінчастого валу 1500 хв1. Коефіцієнт надлишку повітря змінювався в діапазоні 0,8 [...]
Матеріальні процеси в живій природі, круговороти біогенних елементів пов'язані з потоками енергії стехіометричними коефіцієнтами, що змінюються у різних організмів лише в межах одного порядку. При цьому завдяки високій ефективності каталізу витрати енергії на синтез нових речовин в організмах набагато менші ніж у технічних аналогах цих процесів.
Вимірювання характеристик двигуна та емісій шкідливих викидів для всіх камер згоряння проведено у широкому діапазоні зміни коефіцієнта надлишку повітря від стехіометричного значення до гранично бідної суміші. На рис. 56 і 57 наведені основні результати в залежності від а, отримані при частоті обертання 2 ТОВ хв і повністю відкритою дросельною заслінкою. Значення кута випередження запалювання вибиралося з умови отримання максимального моменту, що крутить.
Біологічний процес видалення фосфору складний, тому, звичайно, підхід, що використовується нами, істотно спрощений. У табл. 8.1 представлений набір стехіометричних коефіцієнтів, що описують процеси, що протікають за участю ФАО. Таблиця виглядає складно, адже в ній вже зроблено спрощення.
В одній з останніх робіт прийнято, що 1 моль N02 дає 0,72 г-іона N07. За даними, поданими Міжнародною організацією стандартизації, стехіометричний коефіцієнт залежить від складу реагентів типу Гриса. Запропоновано шість варіантів цього реагенту, що відрізняються складом компонентів, що входять до нього, і зазначено, що ефективність поглинання для всіх типів поглинальних розчинів 90%, а стехіометричний коефіцієнт з урахуванням ефективності поглинання варіює від 0,8 до 1. Зменшення кількості NEDA і заміна сульфанілової кислоти сульфанілами (білий стрептоцид) дає більшого значення цього коефіцієнта. Автори роботи пояснюють це втратами HN02 за рахунок утворення NO при побічних реакціях.
При проектуванні споруд біохімічної очистки стічних вод та аналізі їх роботи зазвичай використовують такі розрахункові параметри: швидкість біологічного окислення, стехіометричні коефіцієнти для акцепторів електронів, швидкість росту та фізичні властивості біомаси активного мулу. Вивчення хімічних змін у взаємозв'язку з біологічними перетвореннями, що відбуваються в біореакторі, дає можливість отримати досить повне уявлення про роботу споруди. Для анаеробних систем, яких можна віднести анаеробні фільтри, такі відомості потрібні, щоб забезпечити оптимальне значення pH середовища, що є основним фактором нормальної роботи очисних споруд. У деяких аеробних системах, наприклад, таких, в яких відбувається нітрифікація, контроль pH середовища також необхідний для забезпечення оптимальної швидкості росту мікроорганізмів. Для закритих очисних споруд, що увійшли до практики наприкінці 60-х років, у яких використовується чистий кисень (окси-тенк), вивчення хімічних взаємодій стало необхідним як регулювання pH, але й інженерного розрахунку газопровідного оборудования.[ ...]
Константа швидкості каталітичного перетворення в загальному випадку являє собою при даній температурі функцію констант швидкостей прямої, зворотної та побічних реакцій, а також коефіцієнтів дифузії вихідних реагентів та продуктів їх взаємодії. Швидкість гетерогенного каталітичного процесу визначається, як зазначено вище, відносними швидкостями окремих його стадій і лімітується найповільнішою з них. Внаслідок цього порядок каталітичної реакції майже ніколи не збігається з молекулярністю реакції, що відповідає стехіометричному співвідношенню в рівнянні цієї реакції, а вирази для розрахунку константи швидкості каталітичного перетворення є специфічними для конкретних стадій та умов його реалізації.
Щоб контролювати реакцію нейтралізації, треба знати, яку кількість кислоти або лугу слід додати до розчину для отримання необхідного значення pH. Для вирішення цієї проблеми може бути використаний метод емпіричної оцінки стехіометричних коефіцієнтів, що здійснюється за допомогою титрування.
Рівноважний склад продуктів згоряння камері визначається згідно із законом діючих мас. Відповідно до цього закону швидкість хімічних реакцій прямо пропорційна концентрації вихідних реагентів, кожен з яких береться до ступеня, що дорівнює стехіометричному коефіцієнту, з яким речовина входить до рівняння хімічної реакції. Виходячи зі складу палив, можна вважати, що продукти згоряння, наприклад, рідких ракетних палив в камері будуть складатися з С02, Н20, СО, N0, ОН, Ы2, Н2, N. Н, Про для твердого ракетного палива - з А1203, Ы2, Н2, НС1, СО, С02, Н20 при Т = 1100 ... 2200 К. [...]
Для обґрунтування можливості застосування двоступінчастого спалювання природного газу були проведені експериментальні дослідження розподілу локальних температур, концентрацій оксидів азоту та горючих речовин по довжині смолоскипу залежно від коефіцієнта надлишку повітря, що подається через пальник. Досліди виконувалися при спалюванні природного газу в топці котла ПТВМ-50, обладнаного вихровим пальником ВТІ з периферійною видачею газових струменів у закручений поперечний потік повітря. Встановлено, що за аг О.вб процес вигоряння палива закінчується з відривом 1ф/Х>Вых = 4,2, а за аг=1,10 - з відривом Ьф10вых = 3,6. Це вказує на розтягнутість процесу горіння в умовах, що значно відрізняються від стехіометричних.
Спрощена матриця параметрів процесу з активним мулом без нітрифікації представлена у табл. 4.2. Тут прийнято, що в процес конверсії внесок вносять три основні фактори: біологічне зростання, розпад та гідроліз. Швидкості реакцій вказані у правій колонці, а подані в таблиці коефіцієнти є стехіометричними. За допомогою даних таблиці можна написати рівняння масового балансу, наприклад, для органічної речовини Бе, що легко розкладається, в реакторі ідеального перемішування. Вирази, відповідальні за транспорт, не потребують пояснень. Два вирази, що описують перетворення речовини, знаходимо, помножуючи стехіометричні коефіцієнти (в даному випадку) «компонентних» колонок на відповідні швидкості реакцій з правої колонки табл. 4.2.
На рис. 50 наведено зміну вмісту Шх у продуктах згоряння (г/кВт-год) залежно від складу суміші та кута випередження запалення. Т.к. утворення ЫОх значною мірою залежить від температури газу, при ранньому запаленні емісія ЫОх зростає. Залежність освіти 1 Юх від коефіцієнта надлишку повітря є складнішою, т.к. існують два протилежно діючі фактори. Освіта 1ЧОх залежить від концентрації кисню в згоряючій суміші та температури. Збіднення суміші підвищує концентрацію кисню, але знижує максимальну температуру згоряння. Це призводить до того, що максимум змісту досягається при роботі на сумішах трохи біднішими від стехіометричних. При цих значеннях коефіцієнта надлишку повітря ефективний ККД має максимум.
На рис. 7.2 показано експериментальні залежності концентрації метанолу від концентрації NO3-N на виході з біофільтра повного витіснення. Лінії, що з'єднують експериментальні точки, характеризують розподіл речовини вздовж фільтра за різних відносин Smc/Sn- Нахил кривих відповідає значенню стехіометричного коефіцієнта: 3,1 кг СН3ОН/кг NO -N.
Співвідношення, що пов'язує концентрації реагуючих речовин з константою рівноваги, є математичним виразом закону дії мас, який можна сформулювати так: для даної оборотної реакції при стані хімічної рівноваги відношення добутку рівноважних концентрацій продуктів реакції до твору рівноважних концентрацій вихідних речовин при даній температурі є постійна величина, причому концентрація кожної речовини повинна бути зведена до ступеня її стехіометричного коефіцієнта.
У Радянському Союзі визначення NO¡¡ в атмосфері застосовується метод Полежаєва і Гириной . Для уловлювання двоокису азоту в цьому методі використовується 8% розчин KJ. Визначення нітрит-іонів в отриманому розчині виробляють за допомогою реагенту Гриса-Ілосвая. Розчин іодиду калію - значно ефективніший поглинач N02, ніж розчин лугу. При його обсязі (всього 6 мл) та швидкості пропускання повітря (0,25 л/хв) за поглинальний прилад з скляною пористою пластинкою проскакує не більше 2% N02. Відібрані проби добре зберігаються (близько місяця). Стехіометричний коефіцієнт при поглинанні NOa розчином KJ становить 0,75 з урахуванням проскоку. За нашими даними, у цьому методі не заважає NO щодо концентрацій NO: NOa 3: 1.
Недоліками цього, широко впровадженого у практику високотемпературної переробки відходів, є необхідність застосування дорогих лужних реагентів (ИаОН і Ыа2С03). Таким чином, можна задовольнити потреби багатьох галузей промисловості, які відчувають необхідність знешкодження невеликих кількостей рідких відходів з широким спектром компонентів хімічного складу та будь-яким вмістом хлорорганічних сполук. Однак до спалювання розчинів, що містять хлор, слід підходити обережно, так як за певних умов (1 > 1200°С, коефіцієнт надлишку повітря > 1,5) у відхідних газах може міститися фосген - високотоксичний хлороксид вуглецю, або хлорангідрид вугільної кислоти (СОС12). Небезпечна життя концентрація цієї речовини становить 450 мг на 1 м3 повітря.
Для процесів вилуговування або хімічного вивітрювання важкорозчинних мінералів або їх асоціацій характерне утворення нових твердих фаз; рівноваги між ними та розчиненими компонентами аналізуються за допомогою термодинамічних діаграм стану. Принципові складності тут зазвичай виникають у зв'язку з необхідністю опису кінетики процесів, якого їх розгляд часто не виправдано. Відповідні кінетичні моделі вимагають відображення хімічних взаємодій у явному вигляді - через парціальні концентрації реагуючих речовин сх з урахуванням стехіометричних коефіцієнтів V. конкретних реакцій.
