630

Важнейшей характеристикой состояния равновесия является константа равновесия. Константа равновесия определяет соотношение концентраций исходных и конечных продуктов в равновесной смеси. Кроме того, она показывает, во сколько раз скорость прямой реакции больше скорости обратной при данной температуре и концентрациях, равных 1 (т. е. не соответствующих равновесию).

Поскольку общее количество твердого вещества не влияет на скорость реакции (скорость реакции зависит от величины поверхности этого вещества), то и концентрации твердых веществ не входят в константу равновесия.

При неизменных условиях состояние равновесия может сохраняться долго.

Если на систему, находящуюся в состоянии подвижного химического равновесия, оказано какое-либо внешнее воздействие, равновесие сдвигается в сторону той реакции, которая ослабит оказанное воздействие (принцип Ле-Шателье).

Пример 1. Реакции СО + О2 = СО2 соответствует константа равновесия К = [СО2] / [СО] · [О2], а реакции С + О2 = СО2 – константа К = [СО2]/ [О2].

Пример 2. Влияние давления на скорость химической реакции в газовой фазе.

Как изменится скорость реакции между сернистым ангидридом и кислородом, если увеличить общее давление в три раза?

Решение: 2SO2 + O2 2SO3

Пусть [SO2] = a, [O2] = b, тогда v1 = k[SO2]2 [O2] = ka2 b.

Увеличить общее давление в системе можно за счет сжатия, т. е. уменьшения объема. При уменьшении объема в 3 раза концентрация каждого из веществ увеличится в 3 раза, тогда

v2 = k(3a)2 (3b) = 27 ka2 b = 27v1.

Таким образом, скорость реакции между сернистым газом и кислородом при увеличении давления в 3 раза увеличится в 27 раз.

Вопросы для самопроверки

1.Что является мерой скорости химической реакции?

2.Сформулируйте закон действующих масс.

32

3.Какие факторы и как влияют на скорость химической реакции?

4.Приведите примеры обратимых и необратимых процессов.

5.Чем характеризуется состояние равновесия? Что такое смещение равновесия?

6.Сформулируйте принцип Ле-Шателье.

7.Как влияют концентрация, температура, давление, катализатор на сдвиг химического равновесия?

33

6. СПОСОБЫ ВЫРАЖЕНИЯ КОНЦЕНТРАЦИИ РАСТВОРОВ

ЛИТЕРАТУРА: [1-4].

Концентрацией растворов называется содержание растворенного вещества в определенной массе, определенном объеме раствора или растворителя.

Существует несколько способов выражения концентрации раствора: процентная концентрация, или массовая доля, моляльная, молярная концентрация эквивалента (нормальная), молярная, титр и др.

Процентная концентрация или массовая доля (ω) веще-

ства в растворе – это число граммов растворенного вещества, содержащееся в 100 граммах раствора, которая может быть рассчитана через пропорцию или по формуле:

mвещества 100,% mраствора

Например, при ω = 1% в 100 г раствора содержится 1 г вещества и 99 г растворителя. Если ω = 20%, то в 100 г раствора содержится 20 г вещества и 80 г растворителя.

Пример 1. Найдите массу воды и массу сахара, необходимые для приготовления 500 г 10% раствора.

Решение.

1. Из формулировки определения процентной концентрации находим массу вещества через пропорцию:

10 г вещества (сахара) содержится в 100 г раствора,

х г ………………………………….в 500 г раствора,

или решаем по формуле mвещества 100,% m

раствора

x 10 500 50 г. 100

34

2. Зная массу растворенного вещества, находим массу растворителя (Н2О):

mН2О = m раствора – m вещества = 500 – 50 =450 г (или мл Н2О,

т.к. ρ Н2О= 1 г/мл).

Ответ: для приготовления 500 г 10% раствора необходимо 50г сахара растворить в 450 г (мл) воды.

Пример 2. Как приготовить 200 г 5% раствора сульфата магния из кристаллогидрата MgSO4 7Н2О.

Решение.

1. Вычисляем массу безводной соли MgSO4 в 200 г раствора: 5 г безводного MgSO4 содержится в 100 г раствора,

хг …………………………………. в 200 г раствора,

5 200

x100 10 г MgSO4.

2.Делаем пересчет на кристаллогидрат:

МMgSO4 = 24 + 32 + 16 4 = 120 г/моль;

M MgSO4 7Н2О = 24 + 32 + 16 4 +7 18 = 246 г/моль. 1 моль MgSO4 содержится в 1 моль MgSO4 7Н2О.

120 г MgSO4 …………………..246 г MgSO4 7Н2О,

10г MgSO4 …………………...….х г MgSO4 7Н2О,

10 246

x120 20,5 г MgSO4 7Н2О.

3. Находим массу воды:

m Н2О= mраствора – m кристаллогидрата = 200 – 20,5 = 179,5 г (мл).

Ответ: для приготовления 200г 5% раствора надо 20,5г кристаллогидрата MgSO4 • 7Н2О растворить в 179,5 мл воды.

Пример 3. Как приготовить 140 мл 30% раствора гидроксида натрия ρ = 1,29 г/мл.

Решение.

1.Находим массу раствора:

Vm ; отсюда m= V.

mраствора=140 1,29=180,6 г.

2. Находим массу гидроксида натрия в 180,6 г 30% раствора. 30 г NaOH содержится в 100 г раствора,

х г………...…………..в 180,6 г раствора,

35

3. Находим массу воды:

m Н2О= mраствора – mвещества=180,6-54,18=126,4 г (мл).

Ответ: чтобы приготовить 140 мл 30% раствора, надо 54,18 г NaOH растворить в 126,42 мл воды

Пример 4. Вычислите процентную концентрацию раствора, если 50 г сахара растворены в 250 мл воды.

Решение.

Расчет ведем по формуле:

Ответ: Процентная концентрация водного раствора сахара

16,66%.

Молярная концентрация (СМ или М) – это число молей растворенного вещества или количество вещества (n), содержащееся в 1 л раствора. Растворы молярной концентрации готовятся в мерных колбах.

Например, при СМ = 1 в 1 л содержится 1 моль вещества. При СМ = 3 в 1 л содержится 3 моль вещества;

где СМ – молярная концентрация раствора, моль/л; n – количество растворенного вещества, моль; m(Х) – масса вещества, г

М – молярная масса или масса 1 моля, г/моль; V – объем раствора, л.

Пример 5. Найти массу Na2CO3, необходимую для приготовления 2 л 0,2 М раствора.

Решение.

36

1.Находим молярную массу вещества: M Na2CO3= 2 23+12+3 16=106 г/моль,

2.Из формулировки определения молярной концентрации находим количество моль вещества через пропорцию:

в1 л раствора содержится 0,2 моль вещества (М),

в2 л ………...……………….х моль (М).

3.Находим массу вещества по формуле

m(Х)=СМ М V=0,2 106 2=42,4 г.

Ответ: Для приготовления 2 л 0,2 М раствора надо 42,4 г

Na2CO3.

Нормальная концентрация (или молярная концентрация эквивалентов) (СН или Н) – это число моль-эквивалентов растворенного вещества, или количество эквивалентов вещества (nэ), содержащихся в 1 л раствора.

Растворы нормальной концентрации готовятся также в мерных колбах.

Например, при СН = 1, в 1 л содержится 1 моль-Эвещества.

n

Cн V (эл) ; nэ m( X )

Э

Следовательно,

где Сн – нормальная концентрация раствора, моль-экв/л; nэ – количество моль-эквивалентов вещества,

m(X) – масса вещества, г;

Э – эквивалентная масса, или масса 1 моль-эквивалента, г-экв/л;

V – объем раствора, л.

Эквивалентом вещества называется такое его количество, которое соединяется с 1 молем атомов водорода или замещает то же количество его в химической реакции. Масса одного эквивалента вещества, выраженная в граммах, называется эквивалентной массой. Для вычисления эквивалентной массы элемента атомную массу его делят на степень окисления:

Для вычисления эквивалентной массы кислоты ее молярную массу делят на число ионов водорода, замещающихся на металл:

Экислоты nHМ ; ЭH2SO4 M2 ; ЭСН3СOOH M1 .

Для вычисления эквивалентной массы основания его молярную массу делят на число гидроксильных групп, участвующих в реакции:

Для вычисления эквивалентной массы соли ее молярную массу делят на суммарную степень окисления металла:

Для вычисления эквивалентной массы окислителя или восстановителя его молярную массу делят на число электронов (n), принятых или отданных 1 молем окислителя или восстановителя:

Эокислитель восстановитель Мn .

ЭKMnO4 M5 ; если KMn+7O4 + 5e Mn+2,

ЭК2Сr2O7 M6 , если K2Cr+62O7 + 6e 2Cr+3,

ЭСr 6 M3 , т.к. Cr+6 + 3e Cr+3,

Согласно закону эквивалентов, все вещества взаимодей-

ствуют в количествах, прямо пропорциональных их эквивалентам.

m1/m2 = Э1/Э2

Поэтому растворы одинаковой нормальности (т.е. содержащие одинаковое число эквивалентов в 1 л раствора) взаимодействуют в равных объемах, а растворы различных нормальностей реагируют в объемах обратно пропорциональных их нормально-

стям правило пропорциональности эквивалентов:

38

V1 Н 2 . V2 Н1

Это правило лежит в основе большинства расчетов в титриметрическом (объемном) анализе.

Пример 6. Сделать расчет на приготовление 300 мл 0,05 н раствора сульфата магния из кристаллогидрата MgSO4 7H2O.

Решение.

1. Находим эквивалентную массу вещества:

Э(ΜgSΟ4.7H2O)=24+32+4.16+7.18/2=123 г/моль.

2. Находим массу вещества MgSO4 0,05 н в 300 мл раствора: 1000 мл р-ра содержит Н Э = 0,05 123 г MgSO4 7H2O,

300 мл………………………..……....х г,

Ответ: 1,845 г MgSO4 7H2O перенести в мерную колбу на 300 мл, растворить, довести до метки водой, перемешать.

Пример 7. Какой объем 60%-ого раствора азотной кислоты необходимо взять для приготовления 250 мл 0,1 н раствора HNO3

(с ρ=1,373 г/мл).

Решение.

1. Рассчитываем m HNO3 для приготовления раствора, исходя из нормальной концентрации.

1000 мл (1 л) раствора содержат Н Э=0,1 63=6,3 г HNO3,

250 мл……………………………......…...……х г,

250 6,3

x 1,575 г. 1000

или по формуле m(HNO3)=Сн Э V(л)=0,1 63 0,25=1,575 г. 2. Пересчитываем на 60% раствор HNO3:

60 г HNO3 содержится в 100 г раствора,

1,575 г HNO3……………… х г раствора,

3.Переводим массу раствора в мл:

m ; V m ,

V

39

2,625

V 1,373 1,91 мл.

Ответ: Для приготовления 250 мл 0,1 н раствора надо взять 1,91 мл конц. 60% HNO3, перенести в мерную колбу V=250 мл, довести до метки водой, перемешать.

Титр (Т) – это число граммов вещества, содержащееся в 1 мл раствора, которое можно рассчитать по формулам:

атакже через нормальную концентрацию

ТСн Э ,

1000

или молярную концентрацию

Т См М

1000

Пример 8. Определите титр раствора, в 100 мл которого содержится 1,9060 г буры. Определите нормальную концентрацию раствора.

Решение.

1.Находим титр буры через расчетную формулу:

Tmбуры 1,9060 0,001906 г/мл. V (л) 100

2.Находим эквивалентную массу буры:

Ответ: Титр раствора буры 0,001906 г/мл. Нормальная концентрация раствора буры 0,1 моль-экв./л.

40

7. РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

ЛИТЕРАТУРА:[1-4]

Все химические вещества подразделяются на электролиты и неэлектролиты. Электролитами называются вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток. К электролитам относятся кислоты, основания и соли, к неэлектролитам – большинство органических соединений, а также вещества, в молекулах которых имеются только неполярные или малополярные связи. Объяснение этому явлению было дано шведским ученым С. Аррениусом в 1887 году в виде теории электролитической диссоциации. В дальнейшем она была развита многими учеными на основе учения о строении атомов и химической связи. Большой вклад в эту теорию среди русских ученых внесли Д. И. Менделеев и его последователи - Д.П.Коновалов, В.А.Кистяковский, Н.А.Каблуков и др.

Современное содержание теории электролитической диссоциаци можно свести к следующим положениям:

1. Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на положительно и отрицательно заряженные ионы (кати-

оны и анионы). Распад молекул электролитов на ионы под

действием полярных молекул растворителя называется электролитической диссоциацией.

NaCl Na+ + Cl-

HNO3 H+ + NO3-

KOH K+ + OH-

H2SO4 2H+ + SO42-

Na3PO4 3Na+ + PO43-

2. Диссоциация – процесс обратимый: параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциация) протекает процесс соединения ионов (ассоциация). Поэтому в уравнениях электролитической диссоциации вместо знака равенства ставят знак обратимости: диссоциация

HCl H+ + Cl-

41