Стандартные абсолютные энтропии S0298 некоторых веществ

Вещество	Состояние	S 0298, Дж/моль×К	Вещество	Состояние	S 0298, Дж/моль×К
C	Алмаз	2,44	NH3	г	192,50
С	Графит	5,69	CO	г	197,91
S	Ромб.	31,9	C2H2	г	200,82
FeO	к	54,0	O2	г	205,03
H2O	ж	69,94	H2S	г	205,64
NH4Cl	к	94,5	NO	г	210,20
CH3OН	ж	126,8	CO2	г	213,65
H2	г	130,59	C2H4	г	219,45
Fe3O4	к	146,4	Cl2	г	222,95
CH4	г	186,19	NO2	г	240,46
HCl	г	186,68	PCl3	г	311,66
H2O	г	188,72	PCl5	г	352,71
N2	г	191,49

Пример 3. На основании стандартных теплот образования (табл. 1) и абсолютных стандартных энтропий веществ (табл. 3) вычислите D G⁰₂₉₈ реакции, протекающей по уравнению:.

СО_(г) + Н₂О_(ж) = СО_2(г) + Н_2(г)

Решение. D G ° = D H ° – T D S °; D H и D S – функции состояния, поэтому:

D Н °_х..р.= SD Н °_прод–SD Н °_исх ; D S °_.х.р.= S S °_прод–S S °_исх.

D Н °_х.р.= (–393,51 + 0) – (–110,52 – 285,84) = + 2,85 кДж;

D S °_х.р.= (213,65 + 130,59) – (197,91 + 69,94) = + 76,39 =0,07639 кДж/моль × град;

D G ° = + 2,85 – 298(0,07639) = – 19,91 кДж

Пример 4. Восстановление Fe₂О₃ водородом протекает по уравнению:

Fe₂О_3(к) + ЗН_2(г) = 2Fe_(к) + ЗН₂O_(г); D Н =.+96,61 кДж.

Возможна ли эта реакция при стандартных условиях, если изменение энтропии D S = 0,1387 кДж/моль×К? При какой температуре начнется восстановлениеFe₂О₃?

Решение. Вычисляем D G ° реакции: D G = D H – T D S = 96,61 – 298(0,1387) = +55,28 кДж. Так как D G > 0, то реакция при стандартных условиях невозможна; наоборот, при этих условиях идет обратная реакция окисления железа (коррозия). Найдем температуру, при которой D G = 0:

D H = T D S; T = D H/ D S = 96,61/0,1387= 696,5 К.

Следовательно, при температуре» 696,5° К начнется реакция восстановления Fe₂О₃. Иногда эту температуру называют температурой начала реакции.

81. Теплоты образования D Н °₂₉₈ оксида и диоксида азота соответственно равны +90,37 кДж и +33,85 кДж. Определите D S °₂₉₈ и D G °₂₉₈ для реакций получения NO и NO₂ из простых веществ. Можно ли получить эти оксиды при стандартных условиях? Какой из оксидов образуется при высокой температуре? Почему?

Ответ: +11,94 Дж/моль×К; –60,315 Дж/моль×К; +86,81 кДж; +51,82 кДж.

82. При какой температуре наступит равновесие системы 4НСl_(г)+О_2(г) ⇄ 2H₂О_(г) + 2Cl_2(г); D Н = –114,42 кДж? Что в этой системе является более сильным окислителем: хлор или кислород и при каких температурах?

Ответ; 891 К.

83. Восстановление Fe₃О₄ оксидом углерода идет по уравнению Fe₃О_4(к) + СО_(г) = 3FeO_(к) + СО_2(г). Вычислите D G °₂₉₈ и сделайте вывод о возможности самопроизвольного протекания этой реакции при стандартных условиях. Чему равно D S °₂₉₈ в этом процессе?

Ответ: +24,19 кДж; +31,34 Дж/моль×К.

84. Реакция горения ацетилена идет по уравнению

С₂Н_2(г) = ⁵/₂О_2(г) = 2СО_2(г) + Н₂О_(ж)

Вычислите D G °₂₉₈ и D S °₂₉₈ объясните уменьшение энтропии в результате этой реакции.

Ответ: –1235,15 кДж; –216,15 Дж/моль×К.

85. Уменьшается или увеличивается энтропия при переходах: а) воды в пар; б) графита в алмаз? Почему? Вычислите D S °₂₉₈ для каждого превращения. Сделайте вывод о количественном изменении энтропии при фазовых и аллотропических превращениях.

Ответ: а) 118,78 Дж/моль×К; б) –3,25 Дж/моль×К.

86. Чем можно объяснить, что при стандартных условиях невозможна экзотермическая реакция, протекающая до уравнению:

Н_2(г) + СО_2(г) = СО_(г) + Н₂О_(ж); D Н = –2,85 кДж.

Зная тепловой эффект реакции и абсолютные стандартные энтропии соответствующих веществ, определите D G ⁰₂₉₈ этой реакции.

Ответ: +19,91 кДж.

87. Прямая или обратная реакция будет протекать при стандартных условиях в системе:

2NO_(г) + O_2(г) ⇄ 2NO_2(г)

Ответ мотивируйте, вычислив D G ⁰₂₉₈ прямой реакции.

Ответ:–69,70 кДж.

88. Исходя из значений стандартных теплот образований и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ вычислите D G ⁰₂₉₈ реакции, протекающей по уравнению

NH_3(г) + HCI_(г) = NH₄Cl_(к)

Может ли эта реакция при стандартных условиях идти самопроизвольно?

Ответ :– 92,08 кДж.

89. При какой температуре наступит равновесие системы

СО_(г) + 2H_2(г) = СН₃ОН_(ж); D Н = –128,05 кДж?

Ответ:» 385,5 К.

90. Эндотермическая реакция взаимодействия метана с диоксидом углерода протекает по уравнению:

СН_4(г) + СО_2(г) = 2СО_(г) + 2Н_2(г); D Н=+ 247,37 кДж.

При какой температуре начнется эта реакция?

Ответ:» 961,9 К.

91. Определите D G ⁰₂₉₈ реакции, протекающей по уравнению:

4NH_3(г) + 5O_2(г) = 4NO_(г) +6Н₂О_(г)

Вычисления сделайте на оснований стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий cоответствующих веществ. Возможна ли эта реакция при стандартных условиях?

Ответ: – 957,77 кДж.

92. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ вычислите D G °₂₉₈ реакции, протекающей по уравнению:

СО_2(г) + 4Н_2(г) = СН_4(г) + 2Н₂О_(ж)

Возможна ли такая реакция при стандартных условиях?

Ответ:–130,89 кДж.

93. Вычислите изменение энтропии в результате реакции образования аммиака из азота и водорода. При расчете можно исходить из S °₂₉₈ соответствующих газов, так как DS с изменением температуры изменяется незна­чительно. Чем можно объяснить отрицательные значения DS?

Ответ: –198,26 кДж/моль×K.

94. Какие из карбонатов: BeCO₃ , СаСО₃ или BàCO₃ – можно получить по реакции взаимодействия соответствующих оксидов с СО₂? Какая реакция идет наиболее энергичнее? Вывод сделайте, вычислив D G °₂₉₈ реакций.

Ответ: +31,24 кДж; –130,17 кДж; –216,02 кДж.

95. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ вычислите D G °₂₉₈ реакций, протекающей по уравнению

СО_(г) + ЗН_2(г) = СН_4(г) + Н₂О_(г)

Возможна ли эта реакция при стандартных условиях?

Ответ: –142,16 кДж.

96. Образование сероводорода из простых веществ протекает по уравнению

Н_2(г) + S _ромб =H₂S_(г); D Н= –20,15 кДж.

Исходя из значений S °₂₉₈ соответствующих веществ определите D S °₂₉₈ и D G °₂₉₈ для этой реакции.

Ответ: +43,15 Дж/моль×K; –33,01 кДж.

97. На основании стандартных теплот образования и абсолютных стандартных энтропий соответствующих веществ вычислите D G °₂₉₈ реакции, протекающей по уравнению

С₂Н_4(г) + 3О_2(г) = 2СО_2(г) + 2Н₂О_(ж)

Возможна ли эта реакция при стандартных условиях?

Ответ: –1331,21 кДж

98. Определите, при какой температуре начнется реакция восстановления Fe₃O₄, протекающая по уравнению

Fe₃O_4(к) + CO_(г) = 3FeO_(к) + CO_2(г); D H = +34,55 кДж.

Ответ: 1102,4 К.

99. Вычислите, при какой температуре начнется диссоциация пентахлорида фосфора, протекающих по уравнениям:

PCl_5(г) = PCl_3(г) + Cl_2(г); D H = +92,59 кДж.

Ответ: 509 К.

100. Вычислите изменение энтропии для реакций, протекающих по уравнениям

2СН_4(г) = С₂Н_2(г) + 3Н_2(г)

N_2(г) + 3Н_2(г) = 2NН_3(г)

С_графит + О_2(г) = СО_2(г)

Почему в этих реакциях D S °₂₉₈ > 0; < 0; @ 0?

Ответ: 220,21 Дж/моль×K; –198,26 Дж/моль×K; 2,93 кДж/моль×K.

 

ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И РАВНОВЕСИЕ

Кинетика - учение о скорости различных процессов, в том числе химических реакции. Критерием принципиальной осуществимости реакции является неравенство D G_р,Т < 0. Но это неравенство не является еще полной гарантией фактического течения процесса в данных условиях, не является достаточным для оценки кинетических возможностей реакции. Так, (D G ⁰₂₉₈)Н₂О_(г)= –228,59 кДж/моль×K, (D G ⁰₂₉₈)АlI_3(к)= –313,8 кДж/моль и, следовательно, при Т = 298 К и р = 1 атм возможны реакции, идущие по уравнениям:

Н_2(г) + ½О_2(г) = Н₂О_(г) (1)

2Al_(к) + 3I_2(к) = 2AlI_3(к) (2)

 

Однако эти реакции при стандартных условиях идут только в присутствии катализатора (платины для первой и воды для второй). Катализатор как бы снимает кинетический “тормоз”, и тогда проявляется термодинамическая природа вещества. Скорость химических реакций зависит от многих факторов, основные из которых – концентрация (давление) реагентов, температура и действие катализатора. Эти же факторы определяют и достижение равновесия в реагирующей системе.

Пример 1. Во сколько раз изменится скорость прямой и обратной реакции в системе 2SO_2(г)+О_2(г) = 2SO_3(г), если объем газовой смеси уменьшить в три раза? В какую сторону сместится равновесие системы?

Решение. Обозначим концентраций реагирующих веществ: [SO₂] = a, [O₂] = b, [SO₃] = с, Согласно закону действия масс скорости (V) прямой и обратной реакции до изменения объема

V _пр = Ка ² b;

V _обр = K ₁ c ².

После уменьшения объема гомогенной системы в три раза концентрация каждого из реагирующих веществ увеличится в три раза: [SO₂] = 3 a, [O₂] = 3 b, [SO₃] = 3 с. При новых концентрациях скорости (V ^/) прямой и обратной реакции:

V ^/_пр = К (3 а)²(3 b) = 27 Ka ² b;

V ^/_обр = К ₁(3 с)² = 9 К ₁ с ².

Отсюда

 

Следовательно, скорость прямой реакции увеличилась в 27 раз, а обратной – только в 9 раз. Равновесие системы сместилось в сторону образования серного ангидрида.

Пример 2. Вычислите, во сколько раз увеличится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, при повышении температуры от 30 ° С до 70 ° С, если температурный коэффициент реакции равен 2.

Решение. Зависимость скорости химической реакции от температуры определяется эмпирическим правилом Вант – Гоффа по формуле:

Следовательно, скорость реакции (V_{t 2}), протекающей при температуре 70° С, увеличилась по сравнение со скоростью реакции (V_{t 1}), протекающей при температуре 30° С, в 16 раз.

Пример 3. Константа равновесия гомогенной системы

СO_(г) + H₂O_(г) ⇄ CO_{2 (г)} + H_2(г)

при 850° С равна 1. Вычислите концентрации всех веществ при равновесии, если исходные концентрации: [СО]_исх = 3 моль/л, [Н₂О]_исх = 2 моль/л.

Решение. При равновесии скорости прямой и обратной реакции равны, а отношение констант этих скоростей есть величина постоянная и называется константой равновесия данной системы:

 

V _пр=К₁[CO][H₂O];

V _обр=К₂[CO₂][H₂];

В условии задачи даны исходные концентрации, тогда как в выражение К _равн входят только равновесные концентрации всех веществ системы. Предположим, что к моменту равновесия концентрация [СО₂]_равн = 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 будут:

[CO]_равн = [Н₂]_равн= х моль/л;

[CO]_равн = (3 – х) моль/л;

[Н₂О]_равн = (2 – х) моль/л.

 

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

1 = x ²/(3 – x)(2 – x)

х ² = 6 – 2 х – 3 х + х ²; 5 х = 6, х = 1,2 моль/л.

Таким образом, искомые равновесные концентрации:

[СО₂]_равн = 1,2 моль/л;

[Н₂]_равн = 1,2 моль/л;

[СО]_равн = 3 – 1,2 = 1,8 моль/л;

[Н₂О]_равн = 2 – 1,2 = 0,8 моль/л.

Пример 4. Эндотермическая реакция разложения пентахлорида фосфора протекает по уравнению

РСI_5(г) ⇄ РСI_3(г) + CI_2(г); ∆ H = +92,59 кДж.

Как надо изменить: а) температуру; б) давление; в) концентрацию, чтобы сместить равновесие в сторону прямой реакции – разложения РСI₅ ?

Решение. Смещением или сдвигом химического равновесия называют изменение равновесных концентраций реагирующих веществ в результате изменения одного из условий реакции. Направление, в котором сместилось равновесие, определяется по принципу Ле Шателье: а) так как реакция разложения РСI₅ эндотермическая (∆ H > 0), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции нужно повысить температуру; б) так как в данной системе разложение РСI₅ ведет к увеличению объема (из одной молекулы газа образуются две газообразные молекулы), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции надо уменьшить давление; в) смещения равновесия в указанном направлении можно достигнуть как увеличением концентрации РСI₅, так и уменьшением концентрации РСI₃ или СI₂.

101. Окисление серы и ее диоксида протекает по уравнениям:

а) S_(к) + О_2(г) = SO_2(г); б) 2SO_2(г) + O_2(г) = 2SO_3(г). Как изменяются скорости этих реакций, если объемы каждой из систем уменьшить в 4 раза?

102. Напишите выражение для константы равновесия гомогенной системы N₂ + 3H₂ ⇄ 2NH₃. Как изменится скорость прямой реакции – образования аммиака, если увеличить концентрацию водорода в 3 раза?

123. Реакция идет по уравнению N₂ + О₂ ⇄ 2NО. Концентрации исходных веществ до начала реакции были: [N₂] = 0,049 моль/л; [O₂] = 0,01 моль/л. Вычислите концентрацию этих веществ в момент, когда [NO] стала равной 0,005 моль/л.

Ответ: [N₂] = 0,0465 моль/л; [O₂] = 0,0075 моль/л.

104. Реакция идет по уравнению N₂ + 3H₂ = 2NH₃. Концентрации участвующих в ней веществ были: [N₂] = 0,80 моль/л; [H₂] = 1,5 моль/л; [NH₃] = 0,10 моль/л. Вычислите концентрацию водорода и аммиака, когда [N₂] стала равной 0,50 моль/л.

Ответ: [NH₃] = 0,70 моль/л; [H₂] = 0,60 моль/л.

105. Реакция идет по уравнению Н₂ + I₂ = 2HI. Константа скорости этой реакции при 508 ° С равна 0,16. Исходные концентрации реагирующих веществ были: [H₂] = 0,04 моль/л; [I₂] = 0,05 моль/л. Вычислите начальную скорость реакции и скорость ее, когда [H₂] стала равной 0,03 моль/л.

Ответ: 3,2 10^–4; 1,92 10^–4.

106. Вычислите, во сколько раз уменьшится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, если понизить температуру от 120 до 80° С. Температурный коэффициент скорости реакции равен трем.

107. Как изменится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, при повышении температуры на 60 град, если температурный коэффициент скорости данной реакции равен двум?

108. Как изменится скорость реакции, протекающей в газовой фазе, при понижении температуры на 30 град, если температурный коэффициент скорости данной реакции равен трем?

109. Напишите выражение для константы равновесия гомогенной системы 2SO₂ + O₂ ⇄ 2SO₃. Как изменится скорость прямой реакции – образования серного ангидрида, если увеличить концентрацию SO₂ в 3 раза?

110. Напишите выражение для константы равновесия гомогенной системы СН₄ + СО ⇄ 2Н₂. Как следует изменить температуру и давление, чтобы повысить выход водорода? Прямая реакция – образования водорода эндотермическая.

111. Реакция идет по уравнению 2NO + O₂ = 2NO₂. Концентрации исходных веществ были: [NO] = 0,03 моль/л; [O₂] = 0,05 моль/л. Как изменится скорость реакции, если увеличить концентрацию кислорода до 0,10 моль/л и концентрацию NO до 0,06 моль/л?

112. Напишите выражение для константы равновесия гетерогенной системы: СО₂ + С = 2СО. Как изменится скорость прямой реакции – образования СО, если концентрацию СО₂ уменьшить в четыре раза? Как следует изменить давление, чтобы повысить выход СО?

113. Напишите выражение для константы равновесия гетерогенной системы С + Н₂О_(г) ⇄ СО + Н₂. Как следует изменить концентрацию и давление, чтобы сместить равновесие в сторону обратной реакции – образования водяных паров?

114. Равновесие гомогенной системы 4НСI_(г) + О_2(г) ⇄ 2Н₂О_(г) +2СI_2(г) установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ: [Н₂О] = 0,14 моль/л; [CI] = 0,14 моль/л; [HCI₂] = 0,20 моль/л; [O₂] = 0,32 моль/л. Вычислите исходные концентрации хлористого водорода и кислорода.

Ответ: [HCI]_исх = 0,48 моль/л; [O₂]_исх = 0,39 моль/л.

115. Вычислите константу равновесия для гомогенной системы СО_(г) + Н₂О_(г) ⇄ СО_2(г) + Н_2(г), если равновесные концентрации реагирующих веществ: [CО] = 0,004 моль/л; [Н₂О] = 0,064 моль/л; [CО₂] = 0,016 моль/л; [Н₂] = 0,016 моль/л.

Ответ: К = 1.

116. Константа равновесия гомогенной системы СО_(г) + Н₂О_(г)⇄ CO_2(г) + Н_2(г) при некоторой температуре равна 1. Вычислите равновесные концентрации всех реагирующих веществ, если исходные концентрации; [CО] = 0,10 моль/л; [Н₂О] = 0,40 моль/л.

Ответ: [CО₂] = [Н₂] = 0,08 моль/л; [CО] = 0,02 моль/л; [Н₂О] = 0,32 моль/л.

117. Константа равновесия гомогенной системы N₂ + 3H₂ ⇄ 2NH₃ при температуре 400° С равна 0,1. Равновесные концентрации водорода и аммиака соответственно равны: 0,2 моль/л и 0,08 моль/л. Вычислите равновесную и исходную концентрацию азота.

Ответ: 8 моль/л; 8,04 моль/л.

118. При некоторой температуре равновесие гомогенной системы 2NO + O₂ ⇄ 2NO₂ установилось при следующих концентрациях реагирующих веществ: [NO] = 0,2 моль/л; [O₂] = 0,1 моль/л; [NO₂] = 0,1 моль/л. Вычислите константу равновесия и исходную концентрацию NO и O_2.

Ответ: К = 2,5: [NO] = 0,3 моль/л; [O₂] = 0,15 моль/л.

119. Почему при изменении давления смещается равновесие системы N₂ + H₂ ⇄ 2NH₃ и не смещается равновесие системы N₂ + O₂ ⇄ 2NO? Напишите выражения для констант равновесия каждой из данных систем.

120. Исходные концентрации NО и CI₂ и в гомогенной системе 2NO + CI₂ ⇄ 2NOCI составляют соответственно: 0,5 и 0,2 моль/л. Вычислите константу равновесия, если к моменту наступления равновесия прореагировало 20 % NO.

Ответ: 0,416

 

СПОСОБЫ ВЫРАЖЕНИЯ КОНЦЕНТРАЦИИ РАСТВОРА

 

Концентрацией раствора называется количество растворенного вещества, содержащегося в определенном весовом или объемном количестве раствора или растворителя,

Пример 1. Массовая доля растворенного вещества,

Определите массовую долю (%) хлорида калия в растворе, содержащем 0,053 кг КС1 в 0,5 л раствора, плотность которого 1,063 г/см ³.

Решение. Массовая доля w показывает, сколько единиц массы растворенного вещества содержится в 100 единицах массы раствора. Массовая доля – безразмерная величина, ее выражают в долях единицы или процентах:

где w - массовая доля (%) растворенного вещества; m ₁ – масса растворенного вещества, г; m – масса раствора, г.

Масса раствора равна произведению объема раствора V на его плотность r:

m = rV, тогда

ω = (m ₁/ r V)100%

Массовая доля хлорида калия в растворе равна:

 

Пример 2. Молярная концентрация раствора.

Какова масса КОН, содержащегося в 0,2 л раствора, если молярная концентрация раствора 0,4 моль/л?

Решение. Молярная концентрация или молярность (С _м) раствора показывает количество молей растворенного вещества, содержащегося в 1 л раствора.

Молярную концентрацию (моль/л) выражают формулой

С _м = m ₁/ M ×V,

где m ₁ – масса растворенного вещества, г; М – молярная масса растворенного вещество, г/моль; V – объем раствора, л.

М (КОН) = 56,1 г/моль. Масса КОН содержащегося в растворе, равна m = M ×V;× C _M = 56,1×0,2×0,4 = 4,5 моль/л.

Пример 3. Молярная концентрация эквивалента (С _н) или нормальная концентрация.

Определите молярную концентрацию эквивалента хлорида алюминия, если в 0,5 л раствора содержится 33,33 г AlCI₃.

Решение. Молярная концентрация эквивалента (нормальность раствора) показывает число молярных масс эквивалентов растворенного вещества, содержащегося в 1 л раствора (моль/л).

С_Н = m ₁/ V × Э,

 

где m ₁ – масса растворенного вещества, г; Э – молярная масса эквивалента растворенного вещества, г/моль; V – объем раствора, л.

Молярная масса эквивалента равна

Э = М (AlCI₃)/3 = 133,33/3 = 44,44 г/моль.

Молярная концентрация эквивалента раствора AlCI₃ равна

С_Н = 33,33/44,44×0,5 = 1,5 моль/л.

Пример 4. Моляльность раствора

Определите моляльную концентрацию раствора Н₃РО₄, полученного при растворении 18 г кислоты в 282 см ³ воды.

Решение. Моляльность раствора (С_m) показывает количество молей растворенного вещества, содержащихся в 1000 г растворителя.

Массу Н₃РО₄ в 1000 г растворителя находим из соотношения

х = (1000×18)/282 = 63,83 г.

Молярная масса Н₃РО₄ равна 97,99 г, отсюда

С_m = 63,83/97,99 = 0,65 м.

Пример 5. Титр раствора (Т)

Определите титр 0,01 н раствора NaOH.

Решение. Титр раствора показывает массу (г) растворенного вещества, содержащегося в 1 мл раствора. В 1 л 0,01 Н раствора NaOH содержится 0,40 г NaOH. Титр этого раствора равен:

Т = 0,40/1000 = 0,0004 г/мл.

Пример 6. На нейтрализацию 50 см ³ раствора кислоты из расходовано 25 см³ 0,5 н раствора щелочи. Чему равна нормальность кислоты?

Решение. Так как вещества взаимодействуют между собой в эквивалентных количествах, то растворы равной нормальности реагируют в равных объемах. При разных нормальностях объемы раствора реагирующих веществ обратно пропорциональны их нормальностям, т.е.: V ₁/ V ₂ = C_H2/C_H1, или V₁×C_H1= V₂C_H2, 50×C_H1 = 25×0,5 откуда С_Н2 = 25×0,5/50=0,25 н.

Пример 7. К 1 л 10%-ного раствора КОН (плотность 1,092 г/см ³) прибавили 0,5 л 5%-ного раствора КОН (плотность 1,045 г/см ³). Объем смеси довели до 2 л. Вычислите молярную концентрацию полученного раствора.

Решение. Масса одного литра 10 %-ного раствора КОН 1092 г. В этом растворе содержится

1092×10/100 = 109,2 г КОН

Масса 0,5 л 5%-ного раствора 1045×0,5 = 522,5 г. В этом растворе содержится

522,5×5/100 = 25,125 г КОН.

В общем объеме полученного раствора (2 л) масса КОН составляет 109,2 + 26,125 = 135,325 г. Отсюда молярность этого раствора С_М = 135,325/2×56,1 = 1,2 М, где 56,1 – молекулярный вес КОН.

Пример 8. Какой объем 96%-ной кислоты, плотность которой 1,84 г/см ³, потребуется для приготовления 3 л 0,4 н раствора?

Решение. Эквивалент Н₂SO₄ = M/2 = 98,08/2 = 49,04. Для приготовления 3 л 0,4 н раствора требуется 49,04×0,4×3 = 58,848 г Н₂SO₄. Масса 1 см ³ 96%-ной кислоты 1,84 г. В этом растворе содержится

1,84×96/100 = 1,766 г H₂SO₄

Следовательно для приготовления 3 л 0,4 н раствора надо взять 58,848: 1,7660 = 33,32 см ³ этой кислоты.

 

121. Вычислите молярную и нормальную концентрации 20%-ного раствора хлорида кальция, плотность которого 1,178 г/см ³.

Ответ: 2,1 М; 4,2 н.

122. Чему равна нормальность 30%-ного раствора NaOH, плотность которого 1,328 г/см ³?. К 1 л этого раствора прибавили 5 л воды. Вычислите массовую долю NaOH концентрации полученного раствора.

Ответ: 9,96 н.; 6,3%.

123. К 3 литрам 10%-ного раствора НNO₃ , плотность которого 1,054 г/см ³, прибавили 5 л 2%-ного раствора той же кислоты с плотностью 1,009 г/см ³. Вычислите массовую долю НNO₃ и молярную концентрацию полученного раствора, если считать, что его объем равен 8 л.

Ответ: 5,0 %; 0,82 М.

124. Вычислите нормальную и моляльную концентрации 20,8%-ного раствора НNO₃ плотность которого 1,12 г/см ³. Сколько граммов кислоты содержится 4 л этого раствора?

Ответ: 3,70 н.; 4,17, 931,8 г.

125. Вычислите молярную, нормальную и моляльную концентрации 16%-ного раствора хлорида алюминия плотность которого 1,149 г/см ³.

Ответ: 1,38 М; 4,14 н.; 1,43 м.

126. Сколько и какого вещества останется в избытке, если к 75 см ³ 0,3 н раствора Н₂SO₄ прибавить 125 см ³ 0,2 н раствора КОН?

Ответ: 0,14 г КОН.

127. Для осаждения в виде AgCI всего серебра, содержащегося в 100 см ³ раствора AgNO₃ , потребовалось 50 см ³ 0,2 н раствора НCI. Чему равна нормальность раствора AgNO₃ ? Сколько граммов AgCI выпало в осадок?

Ответ: 0,1 н; 1,433 г.

128. Какой объем 20,01%-ного раствора HCI (плотность 1,100 г/см ³) требуется для приготовления 1 л 10,17%-ного раствора (плотность 1,050 г/см ³)?

Ответ: 485,38 см ³.

129. Смешали 10 см ³ 10 %-ного раствора HNO₃ (плотность 1,056 г/см ³) и 100 см ³ 30%-ного раствора HNO₃ (плотность 1,184 г/см ³). Вычислите массовую долю НNO₃ в полученном растворе.

Ответ: 28,38%

130. Какой объем 50%-ного раствора КОН (плотность 1,538 г/см ³) требуется для приготовления 3 л 6%-ного раствора (плотность 1,048 г/см ³)?

Ответ: 245,5 г/см ³.

131. Какой объем 10%-ного раствора карбоната натрия Na₂CO₃ (плотность 1,105 г/см ³) требуется для приготовления 5 л 2%-ного раствора (плотность 1,02 г/см ³)?

Ответ: 923,1 см ³.

132. На нейтрализацию 31 см ³ 0,16 н раствора щелочи требуется 217 см ³ раствора H₂SO₄. Чему равны нормальность и титр раствора H₂SO₄?

Ответ: 0,023 н; 1,127×10^-3 г/см ³.

133. Какой объем 0,3 н раствора кислоты требуется для нейтрализации раствора, содержащего 0,32 г NaOH в 40 см ³?

Ответ: 26,6 см ³.

134. На нейтрализацию 1 л раствора, содержащего 1,4 г КОН, требуется 50 см ³ раствора кислоты. Вычислить нормальность раствора кислоты.

Ответ: 0,53 н.

135. Сколько граммов НNO₃ содержалось в растворе, если на нейтрализацию его потребовалось 35 см ³ 0,4 н раствора NaOH? Чему равен титр раствора.

Ответ: 0,882 г, 0,016 г/см ³.

136. Сколько граммов NaNO₃ нужно растворить в 400 г воды, чтобы приготовить 20%-ный раствор?

Ответ: 100 г.

137. Смешали 300 г 20%-ного раствора и 500 г 40%-ного раствора NaCI. Чему равна массовая доля NaCl в полученном растворе?

Ответ: 32,5%.

138. Смешали 247 г 62%-ного и 145 г 18%-ного раствора серной кислоты. Какова массовая доля H₂SO₄ в растворе после смешения?

Ответ: 45,72%.

139. Из 700 г 60%-ной серной кислоты выпариванием удалили 200 г воды. Чему равна массовая доля H₂SO₄ в оставшемся растворе?

Ответ: 84%.

140. Из 19 кг 20%-ного раствора при охлаждении выделялось 400 г соли. Чему равна массовая доля соли в охлажденном растворе?

Ответ: 16,7%.

 

СВОЙСТВА РАСТВОРОВ

 

Пример 1. Вычислить температуры кристаллизации и кипения 2%-ного водного раствора глюкозы С₆Н₁₂О₆.

Решение. По закону Рауля понижение температуры кристаллизации и повышение температуры кипения раствора (∆ t) по сравнению с температурами кристаллизации и кипения растворителя выражается уравнением:

∆ t = (1)

где К – криоскопическая или эбуллиоскопическая константы. Для воды они соответственно равны 1,86 и 0,52 град; m и М – соответственно масса растворенного вещества и его молекулярный вес; m ₁ – масса растворителя.

Понижение температуры кристаллизации 2%-ного раствора

Вода кристаллизуется при 0° С, следовательно, температура кристаллизации раствора 0 – 0,21= –0,21° С.

Из формулы (1) повышение температуры кипения 2%-ного раствора С₆Н₁₂О₆

Вода кипит при 100° С, следовательно, температура кипения этого раствора 100 + 0,06 = 100,06 ° С.

Пример 2. Раствор, содержащий 1,22 г бензойной кислоты С₆Н₅СООН в 100 г сероуглерода, кипит при 46,529 ° С. Температура кипения сероуглерода 46,38° С. Вычислить эбуллиоскопическую константу сероуглерода.

Решение. Повышение температуры кипения ∆ t = 46,529 – 46,3 = 0,299 град. Грамм-молекула бензойной кислоты 122 г. Из формулы (1) находим эбуллиоскопическую константу:

Пример 3. Раствор, содержащий 11,04 г глицерина в 800 г воды, кристаллизуется при –0,279 ° С. Вычислить молекулярный вес глицерина.

Решение. Температура кристаллизации чистой воды 0° С, следовательно, понижение температуры кристаллизации ∆ t = 0 – (–0,279) = 0,279 град. Масса глицерина m (г), приходящаяся на 1000 г воды,

Подставляя в уравнение

(2)

данные, вычисляем грамм-молекулярный вес глицерина:

Пример 4. Вычислить массовую долю мочевины (NН₂)₂CO в водном ра-творе, зная, что температура кристаллизации этого раствора равна –0,465 ° С .

Решение. Температура кристаллизации чистой воды 0 ° С, следовательно, ∆ t = 0 – (–0,465) = 0,465 град. Зная, что грамм-молекула мочевины 60 г, находим массу m (г) растворенного вещества, приходящуюся на 1000 г воды, из формулы (2):

 

 

 

Общий вес раствора, содержащего 15 г мочевины, составляет 1000 + 15 = 1015 г. Процентное содержание мочевины в данном растворе находим из соотношения

В 1015 г раствора – 15 г вещества

В 100 г раствора – х г вещества

х = 1,48 %

141. Раствор, содержащий 0,512 г неэлектролита в 100 г бензола, кристаллизуется при 5,296 ° С. Температура кристаллизации бензола 5,5° С. Криоскопическая константа 5,1 град. Вычислите молекулярный вес растворенного вещества.

142. Вычислите массовую долю сахара С₁₂Н₂₂О₁₁ в водном растворе, зная температуру кристаллизации раствора (–0,93 ° С). Криоскопическая константа воды 1,86 град.

Ответ: 14,6%.

143. Вычислите температуру кристаллизации раствора мочевины (NH₂)₂CO, содержащего 5 г мочевины в 150 г воды. Криоскопическая константа воды 1,86 град.

144. Раствор, содержащий 3,04 г камфоры С₁₀Н₁₆О в 100 г бензола, кипит при 80,714 ° С. Температура кипения бензола 80,2° С. вычислите эбуллиоскопическую константу бензола.

145. Вычислите массовую долю глицерина С₃Н₅(ОН)₃ в водном растворе, зная, что этот раствор кипит при 100,39 ° С. Эбуллиоскопическая константа воды 0,52 град.

Ответ: 6,45%.

146. Вычислите молекулярный вес неэлектролита, зная, что раствор, содержащий 2,25 г этого вещества в 250 г воды, кристаллизуется при –0,279° С . Криоскопическая константа воды 1,86 град.

147. Вычислите температуру кипения 5%-ного раствора нафталина С₁₀Н₈ в бензоле. Температура кипения бензола 80,2 ° С. Эбуллиоскопическая константа его 2,57 град.

Ответ: 81,25 ° С .

148. Раствор, содержащий 25,65 г некоторого неэлектролита в 300 г воды, кристаллизуется при –0,465° С. Вычислите молекулярный вес растворенного вещества. Криоскопическая константа воды 1,86 град.

149. Вычислите криоскопическую константу уксусной кислоты, зная, что раствор, содержащий 3,56 г антрацена С₁₄Н₁₀ в 100 г уксусной кислоты, кристаллизуется при 15,718 ° С . Температура кристаллизации уксусной кислоты 16,65 ° С.

150. Равные весовые количества камфоры С₁₀Н₁₆О и нафталина С₁₀Н₈ растворены в одинаковых количествах бензола. Какой из растворов кипит при более высокой температуре?

151. Температура кристаллизации раствора, содержащего 66,3 г некоторого неэлектролита в 500 г воды, равна –0,558° С . Вычислите молекулярный вес растворенного вещество. Криоскопическая константа воды 1,86 град.

152. Сколько граммов анилина С₆Н₅NH₂ следует растворить в 50 г этилового эфира, чтобы температура кипения раствора была выше температуры кипения этилового эфира на 0,53 град? Эбуллиоскопическая константа этилового эфира 2,12 град.

Ответ: 1,16 г.

153. Вычислите температуру кристаллизации 2%-ного раствора этилового спирта С₂Н₅ОН, зная, что криоскопическая константа воды 1,86 град.

Ответ: –0,82° С .

154. Сколько граммов мочевины (NH₂)₂CO следует растворить 75 г воды, чтобы температура кристаллизации понизилась на 0,465 град?

Ответ: 1,12 г.

155. Вычислите массовую долю глюкозы С₆Н₁₂О₆, в водном растворе зная, что этот раствор кипит при 100,26 ° С. Эбуллиоскопическая константа воды 0,52 град.

Ответ: 8,25%.

156. Сколько граммов фенола С₆Н₅ОН следует растворить в 125 г бензола, чтобы температура кристаллизации раствора была ниже температуры кристаллизации бензола на 1,7 град? Криоскопическая константа бензола 5,1 град.

Ответ: 3,91 г.

157. Сколько граммов мочевины (NH₂)₂CO, следует растворить в 250 г воды, чтобы температура кипения повысилась на 0,26 град? Эбуллиоскопическая константа воды 0,52 град.

Ответ: 7,5 г.

158. При растворении 2,3 г некоторого неэлектролита в125 г воды температура кристаллизации понижается на 0,372 град. Вычислите молекулярный вес растворенного вещества. Криоскопическая константа воды 1,86 град.

159. Вычислите температуру кипения 15%-ного водного раствора пропилового спирта С₃Н₇ОН, зная, что эбуллиоскопическая константа воды 0,52 град.

Ответ: 101,52° С .

160. Вычислите массовую долю метанола СН₃ОН в водном растворе, температура кристаллизации которого –2,79° С . Криоскопическая константа воды 1,86 град.

Ответ: 4,58%.

ИОННЫЕ РЕАКЦИИ ОБМЕНА

При химической реакции в растворах электролитов взаимодействуют не молекулы, а ионы. Например, уравнение реакции в молекулярной форме:

Ba(NO₃)₂ + H₂SO₄ = BaSO₄↓ + 2HNO₃

уравнение в полном ионном виде, или полное ионное уравнение:

Ba²⁺ + 2NO₃^– + 2H⁺ + SO₄^2– = BaSO₄↓ + 2NO₃^–

уравнение в сокращенном ионном виде, или сокращенное ионное уравнение:

Ba²⁺ + SO₄^2– = BaSO₄↓.

Протекание реакции между электролитами возможно в трех случаях:

1. Если ионы, соединяясь, образуют труднорастворимое соединение.

Например:

CuSO₄ + 2NaOH = Cu(OH)₂↓ + Na₂SO₄

Cu²⁺ + SO₄^2– + 2Na⁺ + 2OH^– = Cu(OH)₂↓ +2Na⁺ + SO₄^2–,

Cu²⁺ + 2OH^– = Cu(OH)₂↓.

2. Если при взаимодействии ионов образуется летучее вещество. Например:

Na₂S + 2HCl = 2NaCl + H₂S↑

2Na⁺ + S^2– + 2H⁺ + 2Cl^– = 2Na⁺ + 2Cl^– + H₂S↑

S^2– + 2H⁺ = H₂S ↑

3. Если при взаимодействии ионов образуется малодиссоциирующий электролит. Например:

NaOH + HCl = NaCl + H₂O

Na⁺ + OH^– + H⁺ + Cl^– = Na⁺ + Cl^– + H₂O

H⁺ + OH^– = H₂O

При всех подобных реакциях взаимодействие между данными ионами происходит независимо от присутствия других, не участвующих в реакции ионов.

Соединения выпадающие в осадок, газообразные и малодиссоциирующие, в ионных уравнениях записываются в молекулярной форме.

161. Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций, протекающих между веществами NaHCO₃ и NaOH; К₂SiO₃ и HCI; ВаСI₂ и Na₂SO₄.

162. Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций, протекающих между веществами К₂S и HCI; FeSO₄ и (NH₄)₂S; Cr(OH)₃ и KOH.

163. Составьте молекулярные уравнения реакций, которые выражаются ионными уравнениями:

Zn²⁺ + H₂S = ZnS + 2H⁺

Mg²⁺ + CO₃^2– = MgCO₃

H⁺ + OH^– = H₂O

164. К каждому из веществ: Al (OH)₃; H₂SO₄; Ba(OH)₂ – прибавили раствор едкого кали. В каких случаях произошли реакции? Выразите их молекулярными и ионными уравнениями.

165. Составьте молекулярные и ионные уравнения реакции, протекающих между веществами КНСО₃ и Н₂SO₄; Zn(OH)₂ и NaOH; CaCI₂ и AgNO₃.

166. Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций, протекающих между веществами CuSO₄ и H₂S; BaCO₃ и HNO₃; FeCI₃ и КОН.

167. Составьте молекулярные уравнения реакций, которые выражаются ионными уравнениями:

Cu²⁺ + S^2– = CuS

Pb(OH)₂ + 2OH^– = PbO₂^2– + 2H₂O

SiO₃^2– + 2H⁺ = H₂SiO₃

168. Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций, протекающих между веществами Sn(OH)₂ и HCI; BeSO₄ и KOH; NH₄CI и Ba(OH)₂.

169. К каждому из веществ: КНСО₃, СН₃СООН, NiSO₄, NaS – прибавили раствор серной кислоты. В каких случаях произошли реакции? Выразите их молекулярными и ионными уравнениями.

170. Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций, протекающих между веществами Нg(NO₃)₂ и NaI; Pb(NO₃)₂ и KI; CdSO₄ и Na₂S.

171. Составьте молекулярные уравнения реакций, которые выражаются ионными уравнениями:

CaCO₃ + 2H⁺ = Ca²⁺ + H₂O + CO₂

Al(OH)₃ + OH^– = AlO₂^– + 2H₂O

Pb²⁺ + 2I^– = PbI₂

172. Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций растворения дигидроксида бериллия в растворе едкого натра; дигидроксида меди в растворе азотной кислоты.

173. Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций, протекающих между веществами Na₃PO₄ и CaCI₂; К₂СО₃ и ВаСI₂; Zn(OH)₂ и КОН.

174. Составьте молекулярные уравнения реакций, ко­торые выражаются ионными уравнениями:

Fe(OH)₃ + ЗH⁺ = Fе³⁺ + ЗН₂O

Сd²⁺ + 2ОН^-= Сd(ОН)₂

H⁺ +NNO₂^– = НNО₂

175. Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций, протекающих между веществами СdS и НСI; Сг(ОН)₃ и NаОН; Ва(ОН)₂ и СоСI₂.

176. Составьте молекулярные уравнения реакций, которые выражаются ионными уравнениями:

Zn²⁺ + Н₂S = ZnS + 2Н⁺

НСО₃^- + Н⁺ = Н₂O + СО₂

Ag⁺ + СI^- = AgСI

177. Составьте молекулярные и ионные уравнения реакций, протекающих между веществами Н₂SО₄ и Ва(ОН)₂; FеС1₃ и NH₄ОН; СН₃СООNа и НСI.

178. Составьте молекулярные и ионные уравнений реакций, протекающих между веществами FеСI₃ и КОH; NiSO₄ и (NH₄)₂S; MgСО₃ и НNO₃.

179. Составьте молекулярные уравнения реакций, которые выражаются ионными уравнениями:

Bе(ОН)₂ + 2OН^– = ВеО₂^2– + 2Н₂O

СН₃СОО^– + Н⁺ = СН₃СООН

Ва²⁺ + SO₄^2– = ВаSO₄

180. K каждому из веществ: NаСI, NiSO₄, Ве(ОН)₂, КНСО₃ – прибавили раствор гидроксида натрия. В каких случаях произошли реакции? Выразите их молекулярными и ионными уравнениями.

Гидролиз солей

 

Гидролизом солей называют реакции обмена между водой и растворенными в ней солями. В результате протекания процесса гидролиза соли в растворе появляется некоторое избыточное количество ионов H⁺ или OH^–, сообщающие раствору кислотные или щелочные свойства. Гидролиз возможен в трех случаях: