Факторы, влияющие на скорость химической реакции

1) Природа реагирующих веществ (характер связи в молекулах реагентов); 2) Концентрация реагентов; 3) Температура; 4) Катализатор; 5) Давление (для газов); 6) Излучение (ИК-, УФ-, рентгеновское, радиоактивное и др.); 7) Площадь поверхности раздела фаз (для гетерогенных реакций).

Влияние концентрации реагирующих веществ выражается законом действия масс: при постоянной температуре скорость химической реакции, протекающей в однородной среде, пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, возведенных в степени их стехиометрических коэффициентов.

Например, для обратимой гомогенной реакции, выражающейся уравнением  aA  +  bB  ↔  cC  +  dD, в соответствии с законом действия масс, можно записать выражение скорости прямой и обратной реакций:

Где k1 и k2 – константы скоростей прямой и обратной реакций.

Физический смысл константы скорости заключается в том, что она показывает численное значение скорости химической реакции, с которой реагируют вещества при их концентрации (или произведении концентраций), равной единице. Константа скорости реакции зависит от природы реагентов, температуры, наличия катализатора, но не зависит от концентрации реагентов.

   Зависимость скорости от температуры определяется правилом Вант-Гоффа: При повышении температуры на каждые 10°C скорость реакции возрастает в 2-4 раза. При увеличении температуры от t₁ до t₂ изменение скорости реакции можно рассчитать по формуле:

		(t2 - t1) / 10
Vt2 / Vt1	= 

 (где Vt₂ и Vt₁ - скорости реакции при температурах t₂ и t₁ соответственно; - температурный коэффициент данной реакции).

Правило Вант-Гоффа применимо только в узком интервале температур. Более точным является уравнение Аррениуса:

  k = A • e ^–Ea/RT

где A - постоянная, зависящая от природы реагирующих веществ;

R - универсальная газовая постоянная [8,314 Дж/(моль • К) = 0,082 л •  атм/(моль • К)];

Ea - энергия активации, т.е. энергия, которой должны обладать сталкивающиеся молекулы, чтобы столкновение привело к химическому превращению.

20. Теория активированного комплекса. Уравнение Аррениуса. Энергия активации. Основные способы ускорения химического процесса.

Суть теории переходного состояния (активированного комплекса):

1) частицы реагентов при взаимодействии теряют свою кинетическую энергию, которая превращается в потенциальную, и для того чтобы реакция свершилась, необходимо преодолеть некий барьер потенциальной энергии; 2) разница между потенциальной энергией частиц и упомянутым энергетическим барьером и есть энергия активации; 3) переходное состояние находится в равновесии с реагентами; 4) в тех реакциях, где энергия активации существенно ниже энергии разрыва химических связей, процессы образования новых связей и разрушения старых связей могут полностью или частично совпадать по времени.

Время существования активированного комплекса равно периоду колебания одной молекулы ( 10^-13 с), поэтому он не может быть обнаружен экспериментально и, соответственно, его нельзя выделить и изучить. Следовательно, доказать истинность теории переходного состояния можно только с помощью расчетов. И для этой цели ученые задействовали самую передовую на тот момент методику, которая тогда переживала бурный расцвет - квантовую химию. Выделилось даже целое направление в квантовой химии по расчетам энергии переходного состояния. 

Уравнение Аррениуса- Энергия активации есть минимальная энергия, которой должны обладать молекулы, чтобы их столкновение могло привести к химическому взаимодействию.

Уравне́ние Арре́ниуса устанавливает зависимость константы скорости {\displaystyle k}химической реакции от температуры {\displaystyle T}

Здесь A – предэкспоненциальный множитель, R – универсальная газовая постоянная, T – абсолютная температура.

29. Химическое равновесие. термодинамическое и кинетическое условие химического равновесия. Константа химического равновесия. Её связь с термодинамическим потенциалом.

Химическое равновесие - состояние системы, в котором скорость прямой реакции (V₁) равна скорости обратной реакции (V₂). При химическом равновесии концентрации веществ остаются неизменными. Химическое равновесие имеет динамический характер: прямая и обратная реакции при равновесии не прекращаются. Состояние химического равновесия количественно характеризуется константой равновесия, представляющей собой отношение констант прямой (K₁) и обратной (K₂) реакций.

Для реакции mA + nB = pC + dD константа равновесия равна

 

K = K₁ / K₂ = ([C]^p • [D]^d) / ([A]^m • [B]ⁿ)

К₁ и К₂ - константы скорости прямой и обратной реакции

A и B  - равновесные концентрации исходных веществ

C и D - равновесные концентрации продуктов реакции

m, n, p, d – коэффициенты в уравнении реакции

Константа равновесия зависит от температуры и природы реагирующих веществ. Чем больше константа равновесия, тем больше равновесие сдвинуто в сторону образования продуктов прямой реакции.

 Способы смещения равновесия. Принцип Ле-Шателье. Если на систему, находящуюся в равновесии, производится внешнее воздействие (изменяются концентрация, температура, давление), то оно благоприятствует протеканию той из двух противоположных реакций, которая ослабляет это воздействие.

1. Увеличение давления (для газов) смещает равновесие в сторону реакции, ведущей к уменьшению объема (т.е. к образованию меньшего числа молекул).

2. Увеличение температуры смещает положение равновесия в сторону эндотермической реакции (т.е. в сторону реакции, протекающей с поглощением теплоты)

3. Увеличение концентрации исходных веществ и удаление продуктов из сферы реакции смещает равновесие в сторону прямой реакции.

4. Катализаторы не влияют на положение равновесия. 

ПОТЕНЦИАЛ ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЙ — термодинамическая функция состояния, имеющая размерность энергии и являющаяся в определенных условиях критерием равновесности и направления процесса в системе. Возможные неравновесные процессы в данных условиях сопровождаются уменьшением П. т.; состояние равновесия характеризуется минимумом П. т. системы. Наибольшее практическое значение имеют изобарно-изотермический и изохорно-изотермический П. т. Первый потенциал, или Z (синоним: изобарный потенциал, потенциал Гиббса, энтальпия свободная), равен энтальпии — H, уменьшенной на величину произведения энтропии — S на абс. температуру — Т. Изобарно-изотермический потенциал является критерием равновесности и направленности процессов при постоянных температуре и давлении. Приращение изобарно-изотермического потенциала Z в этих условиях для равновесных процессов равно 0, для неравновесных — < 0. Приращение изобарно-изотермического потенциала ΔZ при реакции (и тесно связанную с ним константу равновесия) можно вычислить, если известны термические константы (стандартная энтальпия образования и энтропия) всех участвующих в реакции веществ. Критерием равновесности и направленности процессов, протекающих при постоянных температуре и объме, является изохорно-изотермический потенциал — F (синоним: изохорный потенциал, свободная энергия), равный внутренней энергии — U, уменьшенной на величину произведения энтропии —S на абсолютную температуру.

29. Катализ. Гомогенный и гетерогенный катализ. Основные положения теории каталитических реакций.

. Вещества, которые участвуют в реакциях и увеличивают ее скорость, оставаясь к концу реакции неизменными, называются катализаторами. Явление изменения скорости реакции под действием таких веществ называется катализом. Реакции, протекающие под действием катализаторов, называются каталитическими. Катализ называют положительным, если скорость реакции увеличивается, и отрицательным, если скорость уменьшается. В большинстве случаев действие катализатора объясняется тем, что он снижает энергию активации реакции. В присутствии ката­лизатора реакция проходит через другие промежуточные стадии, чем без него, причем эти стадии энергетически более доступны. Иначе говоря, в присутствии катализатора возникают другие активированные комплексы, причем для их образования требуется меньше энергии, чем для образования активированных комплексов, возникающих без катализатора. Таким образом, энергия активации резко понижается: некоторые молекулы, энергия которых была недостаточна для активных столкновений, теперь оказываются активными. Различают гомогенный и гетерогенный катализ. В случае гомогенного катализа катализатор и реагирующие вещества образуют одну фазу (газ или раствор). В случае гетерогенного катализа катализатор находится в системе в виде самостоятельной фазы. Широкое применение в химической промышленности находит гетерогенный катализ. Большая часть продукции, вырабатываемой в настоящее время этой промышленностью, получается с помощью гетерогенного катализа. При гетерогенном катализе реакция протекает на поверхности катализатора. Отсюда следует, что активность катализатора зависит от величины и свойств его поверхности. Для того чтобы иметь большую («развитую») поверхность, катализатор должен обладать пористой структурой или находиться в сильно раздробленном (высокодисперсном) состоянии. При практическом применении катализатор обычно наносят на носитель, имеющий пористую структуру (пемза, асбест и др.).Как и в случае гомогенного катализа, при гетерогенном катализе реакция протекает через активные промежуточные соединения. Но здесь эти соединения представляют собой поверхностные соединения катализатора с реагирующими веществами. Проходя через ряд стадий, в которых участвуют эти промежуточные соединения, реакция заканчивается образованием конечных продуктов, а катализатор в результате не расходуется.Все каталитические гетерогенные реакции включают в себя стадии адсорбции и десорбции. Каталитическое действие поверхности сводится к двум факторам: увеличение концентрации на границе раздела и активирование адсорбированных молекул. Промотирование– увеличение активности катализатора в присутствии веществ, которые сами не являются катализаторами данного процесса (промоторов).Промоторы – вещества, добавление которых к катализаторам повышает их активность и избирательность, а иногда – и устойчивость. Промоторы входят в большинство промышленных катализаторов; например, в синтезе аммиака используют катализатор губчатое железо, а в качестве промоторов содержит Al₂О₃ , К₂О и др. Катализатор, замедляющий скорость химической реакции, называют ингибитором.

29. Напишите выражение для константы равновесия гомогенной системы: 2S0₂ + О₂ = 2S0₂. Как изменится скорость прямой реакции - образования серного ангидрида, если увеличить давление, газовой смеси в 4 раза ?

Для уравнения гомогенной реакции 2SO₂ + O₂ = 2SO₃ выражение константы равновесия выглядит так

К = SO₃  ² / SO₂ ²O₂ .

₁ = К₁ ·С² (SO₂)· С (O₂)

₂ = К₁ ·4С(SO₂) ² ·4 С (O₂) = К₁ ·16 С² (SO₂)· 4С (O₂) = К₁ ·64 С² (SO₂)· С (O₂)

Т.е., при увеличении давления в газовой смеси скорость реакции образования серного ангидрида увеличится в 64 раза.

29. Реакция идет по уравнению : 2NО + О₂ = 2NO₂ . Напишите выражение для константы химического равновесия. Как следует изменить концентрацию веществ и давление, чтобы повысить выход N0? Расчёты обоснуйте теоретическими положениями.

Для реакции 2NO + O₂ = 2NO₂ константа равновесия равна

К =  NO₂ ² /  NO ²O₂ .

Так как обратная реакция идет с увеличением объема, то для увеличения выхода NO, т.е. для смещения равновесия в сторону образования исходных веществ, надо понизить давление (согласно принципу Ле Шателье). Концентрацию исходных веществ (NO и O₂ ) также надо понижать, и повышать концентрацию продукта реакции NO_2.

29. Константа химического равновесия . Из 2-х молей СО и двух молей СL₂ образовалось 0,45 моля СОСL₂ по реакции : СО + СL₂ = СОСL₂.

По уравнению реакции CO + Cl₂ = COCl₂ видно, что количественные отношения газов в реакции 1: 1 : 1, т.е., если в ходе реакции образовалось 0,45 моль COCl₂ , значит в реакцию вступили по 0,45 моль СО и Cl₂. Каждого из исходных веществ осталось в момент равновесия по (2 – 0,45) моль = 1,55 моль. Тогда константа равновесия равна

К = 0,45/1,55 · 1,55 = 0,1875

29. Реакция идёт по уравнению: N₂+ 0₂= 2NО. Концентрации исходных веществ были: [N₂]= 0,049моль/л, [О₂]= 0,01моль/л; Вычислите концентрации этих веществ , когда [ N₂ ]= 0,005 моль/ л.

. N₂+О₂=2NО [N₂]=0,049-0,005/2=0,0465моль/л [O₂] = 0,01 - 0,005/2 = 0,0075 моль/л

29. Как изменится скорость реакции N₂ + ЗН₂ =2NНз ∆ Н₂₉₈ =-92,4 кДж, если уменьшить объём газовой смеси в 3 раза? Как следует изменить концентрации веществ, температуру и давление, чтобы сместить равновесие вправо?

Для реакции N₂ + 3H₂ = 2NH₃ H ₂₉₈ = - 92,4 кДж скорость реакции рассчитывается по уравнению ₁ = К₁ ·С (N₂)· С³ (H₂). При увеличении давления в 3 раза концентрации обоих газов увеличится в 3 раза, тогда ₂ = К₁ ·3С (N₂)·  3С (H₂) ³ = 27 К₁ ·С (N₂)· С³ (H₂), т.е. скорость реакции синтеза аммиак увеличится в 27 раз.

Для смещения равновесия этой реакции в сторону продуктов реакции (вправо) надо: 1) постоянно добавлять исходные вещества азот и водород в реакционную смесь, а продукт реакции аммиак постоянно выводить из сферы взаимодействия; 2) т.к. реакция идет с уменьшением объема надо повысить давление; 3) т.к. прямая реакция экзотермическая (идет с выделением тепла), надо понизить температуру до оптимального значения и не допускать её превышения.

29. В каком направлении будет смещаться равновесие с повышением температуры и давления для следующих обратимых реакций: N₂+O₂=2NО ∆Н>0 и 2S0₂ + 0₂ = 2S0_з ∆Н<0 . Ответы обоснуйте теоретическими положениями .

При повышении температуры равновесие реакции 2NO + O₂ = 2NO₂ H 0 (реакция идет с поглощением тепла – эндотермическая), равновесие смещается вправо в сторону образования продуктов реакции. При повышении давления равновесие этой реакции также будет смещать вправо, т. к. прямая реакция идет с уменьшением объема.

При повышении температуры равновесие реакции 2SO₂ + O₂ = 2SO₃ H  0 (реакция идет с выделением тепла – экзотермическая), равновесие смещается влево в сторону образования исходных веществ. При повышении давления равновесие этой реакции будет смещать вправо, т. к. прямая реакция идет с уменьшением объема.

29. В какой из двух систем вызовет смещение равновесия понижение давления: N₂ + ЗН₂ = 2NН_З; N₂ + 0₂ = 2NО. Ответ подтвердите расчётом скоростей прямой и обратной реакций при условии, что давление понизилось в 2 раза. Напишите выражения для констант равновесия этих реакций .

Реакция синтеза аммиака идет с уменьшением объёма N₂ + 3H₂ = 2NH₃ (1), поэтому понижение давления сместит равновесие в сторону образования исходных веществ (они занимают больший объём) согласно принципу Ле Шателье

Реакция окисления азота N₂ + O₂ = 2NO (2) идет без изменения объёма, поэтому изменение давления не повлияет на состояние равновесия.

Для реакции (1) уменьшение давления в 2 раза приведет к уменьшению концентрации газов в 2 раза. Тогда: _1пр = k C_N2 C_H2³ , а _2пр = k 1/2C_N2 1/2C_H2 ³ = 1/16 k C_N2 C_H2³

_1обр = k₁ C_NН3² , а _2обр = k₁ 1/2C_NН3 ² = 1/4 k₁ C_NН3²

т.е., при уменьшении давления в 2 раза скорость прямой реакции (1) уменьшится в 16 раз, а скорость обратной уменьшится в 4 раза.

Для реакции (1) константа равновесия: К =  NH₃ ²/  N₂   H₂³

Для реакции (2) константа равновесия: К =  NО ²/  N₂   О₂

29. Константа равновесия галогенной системы СО + H₂0 = С0₂+ Н₂ при 650⁰ С равна 1. Вычислить концентрации всех веществ при равновесии, если исходные концентрации [СО] = 3 моль / л , [Н₂0] = 2 моль / л.

При равновесии скорости прямой и обратной реакций равны, а отношение констант этих скоростей постоянно и называется константой равновесия данной системы:

v_прК₁ [СО][Н₂О]; v_обр = К₂[СО₂][Н₂];

В условии задачи даны исходные концентрации, тогда как в выражение К_р входят только равновесные концентрации всех веществ системы. Предположим, что к моменту равновесия концентрации [СО₂]_р = х моль/л. Согласно уравнению системы число молей образовавшегося водорода при этом будет также х моль/л. По столько же молей (х моль/л) СО и Н₂О расходуется для образования по х молей СО₂ и Н₂. Следовательно, равновесные концентрации всех четырех веществ:

[СО₂]_р = [Н₂]_р = х моль/л; [СО]_р = (3 – х) моль/л;

[Н₂О]_р = (2 – х) моль/л.

Зная константу равновесия, находим значение х, а затем исходные концентрации всех веществ:

Таким образом, искомые равновесные концентрации:

[СО₂]_р = 1,2 моль/л;

[Н₂]_р= 1,2 моль/л;

[СО]_р = 3 – 1,2 = 1,8 моль/л;

[Н₂О]_р = 2 – 1,2 = 0,8 моль/л.

29. Во сколько раз следует увеличить давление в системе С(к)+Н₂0 = СО(г)+Н₂(г) чтобы скорость прямой реакции возросла в 100 раз ?

29. При некоторой температуре равновесие гомогенной системы 2СО+ 0₂= 2СО₂ установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ: [ СО ]= 0,2 моль/ л, [ 0₂ ]== 0,1 моль/ л, [ СО₂ ]= 0,1 моль/л. Вычислите константу равновесия и исходные концентрации СО и О₂

Константа равновесия=[CO2]^2 / ( [CO]^2 * [O2]) = 0,1^2 / (0,2^2 *0,1) =... Сисходная= С равн + С реаг. в момент равновесия [CO2=0,1 моль/л, значит СО прореагировало 0,1 моль, а О2 0,05 моль ( см.стех. к-ты) С исх(СО)=0,2+0,1=0,3 моль/л С исх(О2)=0,1+0,05=0,15 моль/л

29. В каком направлении сместится равновесие реакции А₂( г) + В₂( г) = 2АВ( г), если давление увеличить в 2 раза и одновременно повысить температуру на 50 С ? Температурные коэффициенты скорости прямой и обратной реакции равны соответственно 2 и 3 . Каков знак ∆Н этой реакции ? Расчёты обоснуйте теоретическими положениями.

. Реакция идет согласно уравнению: А2 (г) + В2 (г)  2АВ (г). Если в системе увеличить давление, то концентрации газов увеличатся в 2 раза. Тогда:

_1пр = k C_А C_В , а _2пр = k 2C_А 2C_В = 4k C_А C_В, т.е скорость прямой реакции увеличится в 4 раза

_1обр= k C_АВ² , а _2обр = k 2C_АВ ² = 4k C_АВ

Скорость обратной реакции также возрастет в 4 раза.

При увеличении температуры на 50⁰ С скорость прямой реакции возрастет в 32 раза, а скорость обратной – в 128 раз:

_2пр/_1пр = 2⁵ = 32 _2обр/_1обр = 3⁵ = 128

Равновесие будет смещено в сторону обратной реакции

42Сорбция. Виды сорбции. Сорбаты. Сорбенты.

Сорбция (от лат. sorbeo — поглощаю) — поглощение твёрдым телом либо жидкостью различных веществ из окружающей среды. Поглощаемое вещество, находящееся в среде, называют сорбатом (сорбтивом), поглощающее твёрдое тело или жидкость — сорбентом.

По характеру поглощения сорбата сорбционные явления делятся на два типа: адсорбцию — концентрирование сорбата на поверхности раздела фаз или его поглощение поверхностным слоем сорбента и абсорбцию — объёмное поглощение, при котором сорбат распределяется по всему объёму сорбента.

В свою очередь, различают два типа адсорбции — физическую адсорбцию, при которой повышение концентрации сорбата на поверхности раздела фаз обусловлено неспецифическими (то есть не зависящие от природы вещества) силами Ван-дер-Ваальса и химическую адсорбцию (хемосорбцию), обусловленную протеканием химических реакций сорбата с веществом поверхности сорбента. Физическая адсорбция слабоспецифична, обратима и её тепловой эффект невелик (единицы кДж/моль). Хемосорбция избирательна, обычно необратима и её теплота составляет от десятков до сотен (хемосорбция кислорода на металлах) кДж/моль.

43 Характеристика растворов. Процесс растворения. Термические эффекты при растворении.

Характеристика растворов. Растворами называются гомогенные системы переменного состава, в которых растворенное вещество находится в виде атомов, ионов или молекул, равномерно окруженных атомами, ионами или молекулами растворителя. Любой раствор состоит по меньшей мере из двух веществ, одно из которых считается растворителем, а другое - растворенным веществом. Растворителем считается компонент, агрегатное состояние которого такое же, как и агрегатное состояние раствора. Деление это довольно условно. В этом случае растворителем считается компонент, находящийся в растворе в большем количестве. Состав растворов может меняться в довольно широких пределах, в этом растворы сходны с механическими смесями. По другим признакам, таким как однородность, наличие теплового эффекта и окраски растворы сходны с химическими соединениями. Растворы могут существовать в газообразном, жидком или твердом агрегатном состоянии. Воздух, например, можно рассматривать как раствор кислорода и других газов в азоте; морская вода - это водный раствор различных солей в воде. Металлические сплавы относятся к твердым растворам одних металлов в других. Растворение веществ является следствием взаимодействия частиц растворяемого вещества и растворителя. В начальный момент времени растворение идет с большой скоростью, однако по мере увеличения количества растворенного вещества возрастает скорость обратного процесса - кристаллизации. Кристаллизацией называется выделение вещества из раствора и его осаждение. В какой-то момент скорости растворения и осаждения сравняются и наступит состояние динамического равновесия. Раствор, в котором вещество при данной температуре уже больше не растворяется, или иначе, раствор, находящийся в равновесии с растворяемым веществом, называется насыщенным. Для большинства твердых веществ растворимость в воде увеличивается с повышением температуры. Если раствор, насыщенный при нагревании, осторожно охладить так, чтобы не выделялись кристаллы, то образуется пересыщенный раствор. Пересыщенным называется раствор, в котором при данной температуре содержится большее количество растворенного вещества, чем в насыщенном растворе. Пересыщенный раствор крайне нестабилен и при изменении условий (энергичное встряхивание или внесение активных центров кристаллизации - кристалликов соли, пылинок) образуется насыщенный раствор и кристаллы соли. Раствор, содержащий меньше растворенного вещества, чем насыщенный, называется ненасыщенным раствором.

В создании современной физико-химической теории растворов большую роль сыграли работы русских ученых Д.И. Менделеева, И.А. Каблукова, Д.П. Коновалова и др.

В конце 19 в. все растворы считались физическими смесями веществ, в которых отсутствуют взаимодействия между растворенным веществом и растворителем. Химические явления при растворении были отмечены Д.И. Менделеевым. Взаимодействие молекул растворителя с растворенным веществом называется сольватацией, а образующиеся соединения – сольватами. Если растворителем является вода, то процесс называется гидратацией, а образующиеся соединения – гидратами. Образованием гидратов можно объяснить выделение теплоты при растворении. Образованием гидратов можно объяснить скачкообразное изменение свойств растворов при непрерывном изменении содержания растворенного вещества, что соответствует изменению состава продукта взаимодействия растворителя с растворенным веществом при увеличении содержания вещества в растворе.

44. Растворимость. Зависимость растворимости от внешних условий. Закон Генри. Закон распределения.

Понятие «растворимость» имеет качественный смысл. В качественном смысле растворимостью вещества называется его способность образовывать однородную систему с другим веществом, выполняющим функцию растворителя. Эта способность определяется характером взаимодействия между молекулами растворитель – растворитель, растворенное вещество – растворенное вещество, растворитель – растворенное вещество. Наибольшая взаимная растворимость достигается тогда, когда все эти силы имеют подобный характер. Зависимость растворимости  твердых тел от температуры выражают в виде кривых (таблицы растворимости). Некоторые вещества при повышении температуры резко повышают растворимость, у других она падает. Растворимость газов падает. Неполярные или малополярные соединения хорошо растворимы в неполярных или малополярных растворителях и менее растворимы в высокополярных растворителях.. Так оксид углерода СО – малополярное соединение (дипольный момент 0,4×10-30Кл×м) – хорошо растворим в бензоле, молекулы которого неполярны, и ограниченно растворим в воде – соединении с сильно выраженным дипольным характером (дипольный момент 6,11×10-30Кл×м). Вода является хорошим растворителем полярных  соединений, например аммиака или этилового спирта, не только потому, что их молекулы обладают значительной полярностью (соответственно 4,94×10-30Кл×м и 5,66×10-30Кл×м), но и потому, что при этом сохраняется характер связей, существовавших в исходных компонентах. Вместо водородных связей между молекулами каждого компонента – воды, аммиака и спирта возникают подобные вязи между растворителем и растворенным веществом. Растворимость газов в жидкостях определяется не только природой компонентов, но и изменяется в широких пределах в зависимости от давления и температуры. С увеличением давления растворимость газов в жидкостях увеличивается. Эта закономерность выражается законом Генри:

рi = Кi Хi где Хi – молярная доля i –го газа в растворе; рi – парциальное давление газа над раствором; Кi – постоянная Генри для i –го компонента. Закон Генри не выполняется, если растворение газа в жидкости сопровождается образованием новых химических веществ.

Закон распределения: если в системе, состоящей из 2-ух несмешиваемых растворителей ввести 3-ее вещество, которое способно раствориться в обоих растворителях, то оно распределится м/у этими растворителями, т.о. чтобы отношение его концентрации в этих растворителях при постоянной температуре оставалось величиной постоянной независящей от количества введённого 3 -го компонента.

44. Насыщенные и разбавленные растворы. Способы выражения содержания растворённого вещества в растворе. Определить массовую долю, молярность, моляльность, нормальность и титр водного раствора азотной кислоты , если в 50 г воды растворено 50 г кислоты, плотность получившегося раствора 1,52 г/см^З.

Растворы, в которых данное вещество при данной температуре больше не растворяется, называются насыщенными. Содержание растворенного вещества в растворе зависит от его растворимости. Такой раствор может концентрированным, а может быть и разбавленным.

Важной характеристикой растворов служит их концентрация, которая выражает относительное количество компонентов в растворе. Различают массовые и объемные концентрации, размерные и безразмерные.

К безразмерным концентрациям (долям) относятся следующие концентрации:

Массовая доля растворенного вещества W (B) выражается в долях единицы или в процентах:

где m (B) и m (A) – масса растворенного вещества B и масса растворителя A.

Мольная доля растворенного вещества χ (B) выражается соотношением

Сумма мольных долей k компонентов раствора χ_i равна единице

К размерным концентрациям относятся следующие концентрации:

Моляльность растворенного вещества C_m (B) определяется количеством вещества n (B) в 1 кг (1000 г) растворителя, размерность моль/кг.

Молярная концентрация вещества B в растворе C (B) – содержание количества растворенного вещества B в единице объема раствора, моль/м³, или чаще моль/литр:

где μ (B) – молярная масса B, V – объем раствора.

Молярная концентрация эквивалентов вещества B C_Э (B) (нормальность – устаревш.) определяется числом эквивалентов растворенного вещества в единице объема раствора, моль∙литр^–1:

где n_Э (B) – количество вещества эквивалентов, μ_Э – молярная масса эквивалента.

Титр раствора вещества B (T_B) определяется массой растворенного вещества в г, содержащегося в 1 мл раствора:

г∙мл–1 или

г∙мл–1.

Дано:

m(H₂O) = 50 г Решение

m(HNO₃) = 50 г m_р-ра(HNO₃) = m(H₂O) + m(HNO₃) = 100 г

_р-ра (HNO₃) = 1,52 г/см³  (HNO₃) = 50 г/ 100 г = 0,5 или 50 % (массовая доля)

Найти: Vр-ра (HNO₃) = m_р-ра(HNO₃)/ _р-ра (HNO₃) = 100 г : 1,52 г/мл =

 (HNO₃) = ? 65,79 мл = 0,066 л

C(HNO₃) = ? n (HNO₃) = 50 г : 63 г/моль = 0,79 моль

C_m(HNO₃) = ? С (HNO₃) = 0,79 моль : 0,066 л = 12 моль/л (молярность)

С_H(HNO₃) = ? C_m(HNO₃) = 0,79 моль : 0,05 кг = 15,8 моль/кг (моляльность)

T(HNO₃) = ? С_H(HNO₃) = 50 г/ 63 г/моль 0,066 л = 12 моль/л (нормальность)

T(HNO₃) = 50 г : 66 мл = 0,75 г/мл (титр)

46 Вычислите массовую долю, моляльность, нормальность и титр 8 М раствора HNO₃ , плотность которого 1,246 г/мл.