Справочники / Оганесян Э.Т., Попков В.А. Химия, ЕГЭ

равновесие в ту сторону, которая противодействует этому изменению, т.е. процесс идет с поглощением теплоты. Таковым является разложение SO3.

При повышении температуры в системе усиливается эндотермический процесс. При понижении температуры начинает преобладать экзотермический процесс. Из этого следует вывод, что если температура равновесной системы изменяется, то повышение температуры смещает равновесие в сторону эндотермического процесса. Понижение температуры, наоборот, смещает равновесие в сторону экзотермического процесса. Влияние давления определяется изменением объема, которое происходит в ходе реакции. В приведенном примере по мере образования SO3 давление системы будет понижаться, поскольку из каждых двух молей оксида серы (IV) и одного моля кислорода образуются только два моля оксида серы (VI).

Следовательно, при увеличении давления равновесие будет смещаться в сторону образования меньшего количества вещества (молей) газа, а уменьшение давления смещает равновесие в сторону образования большего количества вещества (молей) газа. Из этого следует, что в рассматриваемой равновесной системе увеличение давления сместит реакцию в сторону образования SO3.

При изменении концентрации компонентов равновесной системы значение константы равновесия остается неизменным, однако само равновесие смещается, так как при этом создаются более благоприятные условия для протекания прямой или обратной реакции. Увеличение концентрации SO2 или О2 (или одновременно и того, и другого) сместит реакцию в сторону образования SO3 как процесса, приводящего к уменьшению концентрации SO2 и О2. Если по мере образования из реакционной среды удалять SO3, то равновесие тоже сдвинется вправо. Таким образом, если в реакционную смесь ввести избыток одного из исходных веществ, то равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции. Аналогичный результат может быть достигнут путем удаления из системы продуктов реакции.

ВОПРОСЫ И ЗАДАНИЯ

1. Почему химическое равновесие называют динамическим?

?2. Напишите выражение константы равновесия для реакции2SO + O 2SO ; ∆Н = –791,6 кДж.

3.Какие условия способствуют увеличению выхода продукта реакции, приведенной в вопросе 2?

4.Как будет влиять повышение давления и температуры на смещение равновесия в системе 2СО СO2 + С; Н < 0?

5.В какую сторону сместится равновесие обратимой реакции при увели-

?чении:

а) концентрации хлорида олова (II); б) хлорида олова (IV)

SnCl2 + 2FеСl3 SnCl4 + 2FеСl2? 6. В какую сторону сместится равновесие

СО(г) + Н2О(г) СО2(г) + Н2(г); ∆H = 43 кДж: а) при уменьшении концентрации воды; б) при повышении температуры; в) при понижении давления?

7.Почему в системе Н2(г) + I2(г) 2НI(г) изменение давления не смещает равновесие?

8.Напишите выражения константы равновесия для процесса:

Fе(т) + Н2O(г) FеО(т) + Н2(г).

Изменится ли состояние равновесия при: а) увеличении в системе количества железа; б) при изменении давления?

§ 4. Классификация химических реакций

Классифицировать химические реакции можно на основе разных признаков.

Самая простая классификация — по природе и количеству исходных веществ и продуктов реакции.

Реакции соединения — реакции, при которых из нескольких веществ образуется одно вещество, более сложное, чем исходные:

Реакции разложения — реакции, при которых из одного сложного вещества образуется несколько веществ. Конечными продуктами могут быть как простые, так и сложные вещества:

2HgO = 2Hg + O2

2KClO3 = 2KCl + 3O2 AB = A + B. CaCO3 = CaO + CO2

Реакции замещения — реакции, при которых атомы одного элемента замещают атомы другого элемента в сложном веществе и при этом образуются два новых вещества — простое и сложное:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

Реакции обмена — реакции, при которых реагирующие вещества обмениваются своими составными частями, в результате чего из двух сложных веществ образуются два новых сложных вещества:

BaCl2 + Na2SO4 = 2NaCl + BaSO4↓ AgNO3 + HCl = HNO3 + AgCl↓

По термохимическим показателям химические реакции можно подразделить на экзотермические:

С + О2 = СО2; ∆H < 0

С учетом явления катализа реакции могут быть каталитические и некаталитические. К первым относятся все процессы, протекающие с участием катализаторов. Например, реакция

кат.

2SO2 + O2 2SO3.

К некаталитическим относятся любые мгновенно протекающие реакции в растворах, например:

BaCl2 + H2SO4 = 2HCl + BaSO4↓.

По признаку обратимости реакции делят на обратимые и необратимые, о которых говорилось ранее.

ВОПРОСЫ И ЗАДАНИЯ

1.Какие из приведенных реакций можно отнести к реакциям присоеди-

?нения, разложения, замещения, обмена: а) AgNO3 + HCl = AgCl + HNO3;

б) CaO + CO2 = CaCO3; в) 2CuO + C = 2Cu + CO2;

г) Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2; д) Cu + S = CuS;

е) HgS = Hg + S;

ж) Fe2O3 + 2Al = Al2O3 + 2Fe?

2.К каким типам можно отнести приведенные реакции (по разным при-

знакам):

а) 2H2 + O2 = 2H2O; ∆H < 0;

о скорости химических реакций. Скорость химической реакции зависит от многих факторов, но важнейшими являются природа реагирующих веществ, концентрация, температура, давление и действие катализаторов. При постоянной температуре скорость реакции прямо пропорциональна концентрации реагирующих веществ. Данное количественное соотношение известно как закон действующих масс. Зависимость скорости реакции от температуры выражается правилом Вант-Гоффа. Если процесс протекает только в одном направлении, то его называют необратимым. Процессы, протекающие в двух противоположных направлениях, называют обратимыми. Когда в обратимом процессе скорости прямой и обратной реакций становятся равными, то в системе устанавливается динамическое равновесие. Смещение химического равновесия осуществляется в соответствии с принципом Ле Шателье.

Законы химической кинетики распространяются на все типы реакций, в основу классификации которых положены различные критерии.

ГЛАВА 5 РАСТВОРЫ. ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ

Изучив главу, следует уметь: охарактеризовать понятия «раствор», «растворимость», определить концентрацию растворов и осуществить пересчет одной концентрации в другую, исходя из объемов и плотностей; объяснить процесс растворения и тепловые явления, сопровождающие данный процесс; описать закономерности взаимосвязи между растворимостью, давлением, температурой и природой растворяемого вещества; охарактеризовать кислоты, основания и соли с точки зрения электролитической диссоциации; объяснить процессы, происходящие при растворении кислот, оснований и солей в воде; рассчитать концентрации Н+- и ОН–-ионов по заданным параметрам и на основании этого определить рН растворов.

§ 1. Общие представления о растворах

Термин «раствор» обычно используют для описания гомогенных (однородных) смесей, в которых составляющие компоненты равномерно распределены по всему объему.

Растворы — гомогенные системы переменного состава, состоящие из двух и более компонентов.

Тот компонент, который количественно преобладает и находится в том же агрегатном состоянии, что и образующийся раствор, называют растворителем.

В общем случае свойства растворов, в первую очередь их устойчивость, зависят от размеров распределенных частиц. Поэтому различают взвеси, коллоидные и истинные растворы.

Частицы взвесей имеют обычно размер 10–5–10–7 м. Характерной особенностью взвесей является их неустойчивость во времени: взвешенные частицы (диспергированная фаза) либо оседают, либо всплывают на поверхность в зависимости от соотношения плотностей.

Если распределенное вещество имеет размер частиц менее 10–9 м, система является устойчивой и не расслаивается при длительном сто-

янии. Такие растворы называют истинными (или молекулярными) растворами.

Промежуточными между истинными растворами и взвесями являются коллоидные растворы, в которых размеры распределенных частиц находятся между размерами частиц взвесей и истинных растворов. Размеры частиц коллоидных растворов лежат в интервале 10–7–10–9 м.

Основным признаком, характеризующим раствор, является его однородность. По этому признаку растворы больше напоминают химические соединения и отличаются от механических смесей. Однако растворы не имеют строго определенного состава, поскольку содержание компонентов можно изменять в определенных пределах без нарушения однородности. В этом их существенное отличие от химических соединений.

§ 2. Количественная характеристика растворов

Состав любого раствора может быть выражен как качественно, так и количественно. Обычно при качественной оценке растворов применяют такие понятия, как разбавленный и концентрированный раствор. Раствор с относительно низким содержанием растворенного вещества называют разбавленным, а раствор с относительно высоким содержанием растворенного вещества — концентрированным. Такая качественная оценка весьма условна, так как для растворов различных веществ эти понятия имеют свои ограничения. Например, для серной кислоты концентрированным считают раствор, содержащий 98% H2SO4, в то время как это же обозначение применительно к НС1 подразумевает раствор, содержащий 38% НСl. Для более точной количественной оценки растворов используют такое понятие, как массовая доля (символ ω, безразмерная величина) — отношение массы растворенного вещества к массе раствора:

Для перевода массовой доли растворенного вещества в % необходимо величину ω умножить на 100.

Если известны плотность раствора — ρ и объем раствора, то массовую долю в % определяют по формуле:

m (вещества) .

ω%= ρV 100%.

Когда для количественной оценки раствора используют отношение количества растворенного вещества к общему объему раствора V, то применяют понятие концентрация с: с = n/V. Концентрация — физическая величина (размерная или безразмерная), определяющая количественный состав раствора, смеси или расплава.

При расчетах с целью нахождения необходимых соотношений двух растворов известной концентрации для получения нового раствора заданной концентрации целесообразно использовать правило креста,

что может быть представлено в виде схемы:

Способы выражения концентрации могут быть различными. Молярная концентрация, или концентрация количества вещества

(символ с или М; единица — моль/л), — это отношение количества растворенного вещества к объему раствора, т.е. количество растворенного вещества, содержащееся в 1 дм3 (литре) раствора, выражается в моль/л. Например, с = 1 моль/л, с = 0,5 моль/л.

Вместо молярности часто применяют более точный термин — формульная концентрация F — число молей вещества, соответствующих его химической формуле, содержащееся в 1 дм3 раствора. Она равна отношению формульной массы вещества, выраженной в граммах, к объему раствора. При этом учитывают, что вещество в растворе обычно распадается на ионы.

Для приготовления раствора (а это достигается смешением либо растворенного вещества и растворителя, либо растворителя с другим раствором и т.д.) необходимо произвести расчет, чтобы знать, сколько брать того и другого.

Пример 1

В 135 г воды растворили 15 г соли. Какова массовая доля (%) растворенного вещества в растворе?

Пример 2

Какие массы соли и воды требуются для приготовления 500 г раствора с массовой долей 18%?

Пример 3

Какова массовая доля (%) соли в упаренном растворе, если 1200 г раствора соли с концентрацией 20% упарили до 800 г?

Определяем массовую долю аммиака в растворе:

ω = m2(NH3) . 100%; m(раствора)

ω = 75,89 100% = 20, 29%. 375,89

Пример 6

Какова массовая доля (%) серной кислоты в растворе после разбавления, если 50 мл раствора H2SO4 с массовой долей 96%, плотностью

1,836 г/мл разбавили 250 мл воды?

m(H2SO4) = 91,8 . 0,96 = 88,128 г H2SO4; ρ(H2O) = 1 г/мл, а ее масса m(H2O) =250 г. Масса раствора после разбавления: m2(раствора) = m(H2O) + m(H2SO4); m2(раствора) = 250 г + 91,8 г = 341,8 г.

После разбавления массовая доля серной кислоты в растворе:

ω2 = m1(H2SO4) . 100%; m2(раствора)

ω2 = 88,128 100% = 25,78%.

341,8