Вопросы и задачи
1 Что называется концентрацией раствора, способы её выражения. Дать определение и показать на конкретных примерах.
2 Сколько граммов KCl следует растворить в 100 г воды для получения 5%- ного раствора?
3. Какова процентная концентрация раствора, полученного в результате растворения 90 г вещества в 180 г воды?
4 В 240 мл воды растворили 80 г соли, плотность воды равна 1 г/мл. Какова процентная концентрация?
5 Что означает 1н Ca(OH)2, PbCl2, AgNO3; 2M Al(OH)3, KNO3, CaCl2? Покажите расчетами.
6 Рассчитать навеску K2Cr2O7, необходимого для приготовления 2 %-ного раствора объемом в 250 мл, плотностью 1,0347 г/мл.
7 Сколько граммов Na2SO3 потребуется для приготовления 5 л 8 %-ного раствора, плотность которого 1,075 г/мл?
8 Чем объяснить устойчивость истинных растворов?
9 Чему равна молярность и нормальность 3 %-ного раствора FeCl3, плотность которого 1,037 г/мл?
10 Дать определение понятия раствор.
11 Раствор содержит смесь солей: AgNO3, Ba(NO3)2 и Zn(CH3COO)2. К нему добавили избыток HCl. Написать ионные уравнения возможных реакций.
12 Написать уравнения ступенчатой диссоциации H2S. В каком направлении будут смещаться эти равновесия при добавлении HCl и NaOH?
13 На нейтрализацию 25 мл раствора HCl неизвестной концентрации было потрачено 30 мл 0,1 н раствора NaOH. Вычислить нормальность и молярность, а также титр раствора HCl.
14 Попарно смешали растворы следующих веществ:
-
а) NaCl + CH3COOH;
г) NaClO + CH3COOH;
б) NaCl + KOH;
д) Na2SO4 + NaOH;
в) MgCl2 + KOH;
е) NaHSO4 + NaOH.
Между какими из указанных веществ возможны реакции обмена? Написать ионные реакции возможных реакций.
15 Какова нормальность 40%-ного раствора H2SO4 плотностью 1,3 г/см?
Лабораторная работа № 4
СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ
ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ
Понятие о химической кинетике. Скорость химических реакций
Термодинамический подход к описанию химических процессов позволяет оценить энергию взаимодействия и вероятность направления протекания реакции. При этом рассматриваются только равновесные системы, т.е. процессы, которые протекают бесконечно медленно. С этих позиций невозможно анализировать развитие процесса во времени, т.к. время (как переменная) неустойчиво при термодинамическом описании. Поэтому вторым этапом в изучении закономерности протекания химических процессов является рассмотрение их развития во времени.
В обычных условиях протекание химических процессов связано с преодолением энергетических барьеров, которые могут быть весьма значительными. Поэтому термодинамическая возможность осуществления данной реакции (ΔG~0) является необходимой.
Основополагающим понятием в химической кинетике является понятие о скорости химической реакции. Скорость химической реакции это количество элементарных актов взаимодействия в единицу времени.
Рассмотрим реакцию общего вида А + В = АВ, протекающую при постоянном давлении и температуре. Если концентрация А в момент времени t0 равна С0, то за время t1 (t1<t0) концентрация А уменьшится до С, за счет образования продуктов реакций, С1 < С0. За промежуток времени (t1–t0) концентрация вещества А изменилась: С1 – С0, т.е. средняя скорость изменения концентрации А выразится следующим образом:
Знак “минус”, стоящий перед дробью, означает снижение концентрации вещества А. Аналогичное выражение для скорости изменения концентрации АВ имеет вид
Знак "плюс" означает увеличение концентрации АВ. Эти формулы позволяют учесть и систему, в которой идет реакция. В случае если реакция протекает в гомогенной фазе, то
,
где V объем реакционной среды.
Если реакция протекает в гетерогенной фазе, то учитывается площадь поверхности раздела фаз S:
.