Упражнения и задачи для самостоятельного решения

1. Напишите выражения констант химического равновесия Кс следующих обратимых реакций (V = const. Т = const)

а)N₂(г) + 3H₂(г) = 2NH₃(г)

б)C(тв)+ CO₂(г) =2CO(г)

в)4HCl(г) +O₂(г) = 2H₂O(г) + 2Cl₂(г)

г)2NO₂(г) =2NO(г) +O₂(г)

2. В каком направлении смещено равновесие в реакции Н₂(г)+ J₂(г)= 2HJ(г), если при некоторой температуре константа равновесия Кс>1?

Ответ: вправо; в сторону увеличения равновесной концентрации HI.

­­3. С ростом температуры равновесие в реакции

N₂(г) + O₂(г)= 2NO(г) сдвигается в сторону прямой реакции.

Сделайте вывод о знаке энтальпии реакции.

Ответ: ∆Н_р-ции >0

4. При некоторой температуре константа равновесия реакции А=В равна 4.

Как изменится константа равновесия реакции, если концентрацию вещества А увеличить в 10 раз?

Ответ: не изменится

5. При температуре 298К константа равновесия реакции А=В равна 410^-4, а при температуре 1000К равна 510^-6. Экзотермическая или эндотермическая эта реакция?

Ответ: экзотермическая

6. Как повлияет повышение давления на состояние равновесия системы: СН₄(г) = С(тв) + 2Н₂(г) ?

Ответ: равновесие сместится влево.

7. Как повлияет понижение температуры на величину константы равновесия реакции N₂(г)+ ЗН₂(г)=2 NH₃(г), если стандартная энтальпия реакции –92,4кДж.

Ответ: Величина константы равновесия увеличится.

8. Исходные концентрации СО и Н₂О соответственно равны

0,08 моль/л, а СО₂ и Н₂ — 0 моль/л. Вычислите равновесные концентрации СО, Н₂О и Н₂ в системе

СО(г)+ Н₂0(г)= СО₂(г)+ Н₂(г), если равновесная концентрация СО₂ оказалась равной 0,05моль/л.

Ответ: [CO] = 0,03 моль/л; [H₂O] = 0,03 моль/л; [H₂] = 0,05 моль/л.

9. Равновесие реакции 4HCl(г) + 0₂(г)= 2H₂O(г)+ 2Cl₂(г) установилось

при следующих концентрациях реагирующих веществ (в моль/л):

[Н₂О] = [Cl₂ ] = 0.4; [HCl] = [О₂] = 0.2. Вычислите константу равновесия Кс и исходную концентрацию кислорода в реакционной смеси.

Ответ: Кс = 200; [O₂]_исх = 0,6 моль/л.

4. Растворы

4.1. Основные понятия. Образование растворов

Растворами называются однородные системы, состоящие из двух и более компонентов, состав которых можно изменять в определённых пределах без нарушения однородности. Растворы бывают газовые, жидкие и твёрдые. В химии, биологии и медицине чаще всего приходится иметь дело с жидкими растворами. В жидких растворах принято различать растворитель и растворённое вещество. Растворителем называют (чаще всего) тот компонент раствора, которого больше, либо тот компонент, который не меняет своего агрегатного состояния при растворении.

Причина образования истинного раствора ― уменьшение энергии Гиббса в результате взаимодействия компонентов раствора ΔG_{растворения} < 0.

При внесении растворяемого вещества в растворитель процесс растворения идёт самопроизвольно (ΔG_{растворения} < 0) и раствор остаётся ненасыщенным. Когда энтальпийный и энтропийный факторы процесса станут одинаковыми, т.е. ΔG_{растворения} = 0, система окажется в состоянии истинного равновесия. Раствор становится насыщенным.

Таким образом, раствор — это равновесная однородная система, которая достигла минимума энергии Гиббса в результате взаимодействия всех её частиц за счёт всех возможных типов взаимодействия между ними.

Можно получить и пересыщенный раствор, т.е. такой, концентрация которого выше концентрации насыщенного раствора (при данной температуре и давлении). Такой раствор получается при осторожном и медленном охлаждении насыщенных при высокой температуре растворов. Пересыщенный раствор представляет собой систему, находящуюся в кажущемся равновесии (∆G>0). Встряхивание или внесение в раствор кристаллов того же вещества вызывает кристаллизацию и раствор становится насыщенным.

Растворимость данного вещества определяется концентрацией его в насыщенном растворе.

Эффекты, возникающие в результате взаимодействия молекул растворителя с частицами растворённого вещества, называются сольватационными. По своей природе они являются частично электростатическими (физическая сольватация), частично химическими (химическая сольватация). В растворителях неполярных и малополярных, не содержащих ни подвижных протонов, ни донорных атомов, способных к образованию координационных связей, возможна только физическая сольватация, обусловленная ван-дер-ваальсовыми силами (углеводороды и их галогенопроизводные).В полярных растворителях, имеющих донорные атомы, содержащих или не содержащих подвижных протонов (кетоны, простые эфиры, вода спирты, карбоновые кислоты, амины) возможна как физическая, так и химическая сольватация. Для недиссоциированных молекул и ионов, недостаточно склонных к образованию координационных связей (катионы большинства щелочных и щелочно-земельных металлов, органические ионы, многие анионы) характерна физическая сольватация.

Химическая сольватация обусловлена образованием координационных связей между молекулами растворителя и частицами растворённого вещества. Она характерна для катионов d- и p- элементов. Такие катионы, например, образуют в воде аквакомплексы: [Cr(H₂O)₆]3+ , [Zn(H₂O)₄]2+, [Al(H₂O)₆]3+ и т.д.

Термодинамика процесса растворения

ΔGрастворения =ΔHрастворения – TΔSрастворения

Если имеет место сильное взаимодействие частиц растворяемого вещества и растворителя, то процесс растворения — экзотермический: ΔHрастворения < 0.

В этом случае изменение энтропии может быть как положительной (ΔSрастворения >0), так и отрицательной величиной (ΔSрастворения<0).

Часто процесс растворения сопровождается изменением агрегатного состояния. Тогда:

ΔHрастворения =ΔНфазового перехода + ΔHсольватации

ΔSрастворения =ΔSфазового перехода + ΔS сольватации

Для кристаллов энтальпия фазового перехода ΔНф.п. равна энергии разрушения кристаллической решётки и, следовательно, ΔНф.п. > 0 и ΔSф.п.> 0.

Сольватация — процесс экзотермический ΔНсольв.<0. Поэтому энтальпия процесса растворения может быть ΔНраств > 0 и < 0.Поскольку процесс растворения связан с взаимодействием растворяемого вещества и растворителя, растворение сопровождается изменением структуры и растворяемого вещества и растворителя.

Сольватация означает упорядочение системы (происходит уменьшение числа частиц, образование новых структур). Следовательно: ΔSсольв.<0. Однако по абсолютной величине изменение энтропии мало и поэтому при растворении ΔS.> 0.

По мере увеличения концентрации раствора усиливается интенсивность

взаимодействия между содержащими его частицами и усложняется его структура. При разбавлении, наоборот, строение раствора упрощается, и взаимодействие между частицами ослабевает. Введение растворённого вещества может привести как к уменьшению энтропии растворителя, так и к её увеличению. Структурирующие ионы для воды (уменьшающими её энтропию) — это малые по размеру и многозарядные ионы: Li+, Na+, Mg2+, Al3+,Fe3+,OH и др. Деструктурирующие ионы (увеличивающие её энтропию) — это большие однозарядные ионы: K+, Rb+, Cs+, Cl-, NO₃-, ClO₄- и др_.. Структурирующие ионы — ионы с высокой напряжённостью электрического поля, которые могут поляризовать молекулы воды за пределами первой гидратной оболочки. Это приводит к повышению вязкости растворов. Деструктурирующие ионы не могут поляризовать воду за пределами первой гидратной оболочки, в результате вязкость этих растворов меньше, чем у чистой воды.