724

2. Для исходных веществ кроме равновесных концентраций можно рассчитать концентрации, израсходованные на химическое взаимодействие (Сизр) и исходные (Сисх). Согласно условию задачи, значение Сизр(СО) = Сизр(Н2О) = [СО2] = 0,32 моль/л.

Исходные концентрации веществ:

Сисх(H2O) = Сизр (H2О) + [H2О] = 0,32 + 0,32 = 0,64 моль/л. Сисх(СO) = Сизр (СО) + [СО] = 0,32 + 0,16 = 0,48 моль/л. Ответ: Кравн = 2. Сисх(H2O) = 0,64 моль/л. Сисх(СO) = 0,48

моль/л.

Пример 4.

Какие факторы способствуют смещению равновесия в сторону образования продуктов в реакции:

СО2(г) + С(т) 2СО(г), ∆Н = 72,6 кДж.

Решение:

1.Данная реакция эндотермическая, (∆Н > 0), поэтому для смещения равновесия в сторону прямой реакции необходимо повышение температуры.

2.Для достижения этой цели необходимо также понизить давление, т.к. в прямой реакции образуется 2 молекулы, занимающие больший объём, по сравнению с одной молекулой в обратной реакции.

3.Введение в систему дополнительного количества СО2 (увеличение концентрации) и отвод (уменьшение концентрации) продукта реакции СО2 позволяет также сместить равновесие в направлении прямой реакции.

21

Лабораторная работа № 2 Скорость химических реакций. Подвижное химическое равновесие

Опыт 1. Влияние концентрации реагирующих веществ на скорость химической реакции в гомогенной системе.

Реактивы: дистиллированная вода, 2н раствор серной кислоты, 1н раствор тиосульфата натрия.

Посуда и оборудование: 4 пробирки, пипетка, секундо-

мер.

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ изучить на примере:

Na2S2O3+ Н2SO4=Na2SO4+S+SO2+H2O

Меняя концентрацию только одного из реагирующих веществ – тиосульфата натрия, измерить время течения реакции.

Предварительно проделать качественный опыт, для чего внести в пробирку 5-10 капель 1н раствора тиосульфата натрия и 3 – 5 капель 2н раствора серной кислоты. Наблюдать появление слабой опалесценции и дальнейшее помутнение раствора от выпавшей в осадок серы.

Приготовить три раствора тиосульфата натрия различной концентрации. Для этого в три сухие пробирки внести: в первую – 4 капли 1н раствора тиосульфата натрия и 8 капель воды, во вторую – 8 капель 1н раствора тиосульфата натрия и 4 капли воды, в третью – 12 капель 1н раствора тиосульфата натрия. Первую и вторую пробирки осторожно встряхнуть. Таким образом получены растворы, содержащие в равных объемах различное число молей. Допустить, что в первой пробирке «а» молей, тогда во второй пробирке будет «2а» молей, в третьей – «3а» молей тиосульфата натрия.

Подготовить секундомер. В пробирку 1 добавить 1 каплю 2н серной кислоты. Заметить время от момента добавле-

22

ния кислоты до появления слабого помутнения. Так же, замеряя время, добавить по 1 капле серной кислоты в пробирки 2 и 3.

Данные опыта занести в таблицу:

Начертить график, иллюстрирующий зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ. На оси абсцисс отложить в определенном масштабе относительные концентрации тиосульфата натрия, на оси ординат – соответствующие им скорости (в условных единицах). Сделать вывод о зависимости скорости реакции от концентрации. Написать уравнение изучаемой реакции и дать математическое выражение закона действующих масс.

Опыт 2. Влияние температуры на скорость химической реакции с гомогенной системе.

Реактивы: дистиллированная вода, 2н раствор серной кислоты, 1н раствор тиосульфата натрия.

Посуда и оборудование: 3 пробирки, пипетка, термостат, секундомер.

В термостате приготовить воду с температурой 40-600С. Поместить в пробирку с 5-8 каплями раствора 2н серной кислоты и опущенной в него пипеткой и одну пробирку с 10 каплями 1н раствора тиосульфата натрия. Через 2-3 мин., когда содержимое пробирок нагреется до температуры термостата, в пробирку с тиосульфатом добавить 1 каплю серной кислоты (пробирки не вынимать). Замерить время от момента

23

прибавления 1 капли серной кислоты до появления слабого помутнения. Занести результаты в таблицу. Охладить воду в термостате на 10 градусов и повторить опыт при полученной температуре, замеряя время от времени прибавления 1 капли серной кислоты к тиосульфату натрия до появления осадка серы (слабое помутнение). Охладить воду в термостате еще на 10 градусов и аналогично провести третий опыт.

Полученные данные занести в таблицу:

1

2

3

Подсчитать температурный коэффициент (изменение скорости реакции при изменении температуры на 100С).

Опыт 3. Влияние изменения концентрации реагирующих веществ на равновесие химической реакции.

Реактивы: 0,0025н раствор хлорида железа (III), насыщенный раствор хлорида железа (III), насыщенный раствор роданида калия, насыщенный раствор роданида калия, хлорид калия кристаллический

Посуда и оборудование: 4 пробирки.

В четыре пробирки внести по 5 – 7 капель 0,0025н растворов хлорида железа (III) и роданида калия. Растворы размещать стеклянной палочкой и поставить в штатив. Одну пробирку с полученным раствором сохранить для сравнивания. В остальные пробирки добавить следующие реактивы: в первую – 1 каплю насыщенного раствора хлорида железа (III), во вторую – 1 каплю насыщенного раствора роданида калия, в третью – 2-3 микрошпателя хлорида калия. Сравнить

24

интенсивность окраски полученных растворов с интенсивностью окраски эталона.

Составить уравнение соответствующей обратимой реакции. Написать выражение константы равновесия. Отметить какое вещество придает раствору красную окраску. Указать, как влияет изменение концентрации хлорида железа (III), роданида калия и хлорида калия на смещение равновесия данной реакции. Выводы записать следующим образом:

1)FeCl3

2)KSCN

3)KC1

25

ГЛАВА 2. ХИМИЯ РАСТВОРОВ

Растворы – это однородные (гомогенные) системы, состоящие из двух и более компонентов (составных частей) и продуктов их взаимодействия.

Растворитель – компонент раствора, агрегатное состояние которого не изменяется при образовании раствора. В растворителе однородно распределено растворенное веще-

ство.

Растворенное вещество – компонент раствора, находящийся в растворе в минимальном количестве или его агрегатное состояние может измениться при образовании раствора.

Растворимость – способность вещества растворяться в какой-либо жидкости. По этому признаку вещества делятся на 3 группы: 1) растворимые; 2) мало растворимые; 3) практически нерастворимые. Растворимость зависит от природы вещества, растворителя, температуры и давления. Абсолютно нерастворимых веществ.

2.1. Способы выражения концентрации раствора

Концентрацией раствора называется содержание растворенного вещества в определенной массе или определенном объеме раствора (или растворителя).

Наиболее часто используемые способы выражения концентрации растворов:

1. Массовая доля растворенного вещества (процентная

концентрация ω – отношение массы вещества к массе раствора, показывает, сколько граммов растворенного вещества содержится в 100 граммах раствора.

ω = mвещества / mраствора∙ 100% ;

где m – масса, г

26

катионы и анионы при растворении в воде под действием полярных молекул воды.

Содержание этой теории сводится к трем основным положениям:

1.Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на ионы – положительные и отрицательные.

2.Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: положительно заряженные ионы (катионы) движутся к катоду, отрицательно заряженные (анионы) – к аноду. Направленное движение ионов происходит в результате притяжения их противоположно заряженными электродами.

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

КА К+ + А-.

Механизм электролитической диссоциации

При растворении соединений с ионным типом связи

возникают силы взаимного притяжения между ионами вещества и диполями воды, связи между ионами в кристалле ослабевают и они переходят в раствор. При этом образуются гидратированные ионы (ионы, химически связанные с молекулами воды):

Диссоциация молекул с ковалентной полярной связью

происходит аналогично. Под действием диполей воды, которые своими отрицательными полюсами притягиваются к положительному полюсу молекулы электролита, а положитель-

28

ными полюсами – к отрицательному полюсу. В результате этого взаимодействия происходит смещение общей электронной пары в молекуле вещества к атому с большей электроотрицательностью, полярная молекула становится ионной и легко образует гидратированные ионы:

H+−Cl- + 2n H2O H+·nH2O + Cl-·nH2O

полярная гидратированные ионы молекула

Гидратированные ионы содержат как постоянное, так и переменное число молекул воды. Постоянный состав имеет гидратированный ион водорода Н+, который удерживает только одну молекулу воды: H+·H2O. Его называет катионом гидроксония Н3О+.

Уравнение диссоциации – уравнение, отражающее про-

цесс распада электролита на ионы. Для простоты написания гидратированную воду при ионах опускают:

NaCl Na+ + Cl-;

HCl H+ + Cl-.

Таким образом, электролитами являются соединения с ковалентной полярной или ионной связью – соли, кислоты и основания.

Диссоциация кислот, оснований и солей в водном растворе

Теория электролитической диссоциации позволяет описать свойства этих классов неорганических соединений.

Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катиона образуются только катионы водорода Н+:

HCl H+ + Cl-;

H2SO4 2H+ + SO42-.

Основность кислоты определяется числом катионов водорода, которые образуются при диссоциации.

29

Основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидрок- сид-ионы ОН-.

NaOH Na+ + OH-;

Ba(OH)2 Ba2+ + 2OH-.

Кислотность основания определяется числом его гидроксильных групп.

Амфолиты (амфотерные электролиты) при диссоциа-

ции образуют одновременно катионы водорода и гидроксидион.

К этой группе электролитов относятся амфотерные основания и вода, которая также в незначительной степени диссоциирует на ионы:

Н2О Н+ + ОН-,

т.е. у нее в равной степени выражены как кислотные, так и основные свойства.

Диссоциацию амфотерного гидроксида алюминия можно выразить уравнением:

3ОН- + Al3+ + H2O Al(OH)3 + H2O [Al(OH)4]- + H+.

Солями называются электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов (а также катион аммония NH4+) и анионы кислотных остатков:

Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты

Процесс электролитической диссоциации обратимый, поэтому в растворе электролита, наряду с его ионами присутствуют и молекулы. Соотношение содержания этих частиц определяется степенью электролитической диссоциации, которая является количественной характеристикой процесса диссоциации.

Степень диссоциации (α) – это отношение числа молекул электролита, распавшихся на ионы (n), к общему числу растворенных молекул ( N ):

30