Примеры решения типовых задач 6 страница

Решение.Резкое снижение концентрации продукта реакции приводит к нарушению равновесия. В соответствии с принципом Ле-Шателье система стремится восполнить возникший дефицит концентрации эфира путем протекания процесса слева направо до нового состояния равновесия. Обозначим количество дополнительно образующегося эфира в результате вновь установившегося равновесия через х. Тогда новый состав равновесной смеси в соответствии со стехиометрией реакции будет выглядеть следующим образом:

Константа равновесия в соответствии с результатами ранее установившегося равновесия

.

Новое состояние равновесия характеризуется той же константой

, откуда

.

Это уравнение имеет два решения

; .

Первое, как не имеющее физического смысла, отбрасываем и принимаем . Новому состоянию равновесия соответствуют следующие концентрации компонентов

.

Пример 8. Влияние изменения температуры, давления и концентрации на смещение химического равновесия .

Задача 1. Реакция синтеза метанола протекает по уравнению , .

Как надо изменить температуру, давление и концентрацию, чтобы сместить равновесие в сторону образования метанола.

Решение.А) Поскольку реакция экзотермическая, то на повышение температуры (нагревание) система в соответствии с принципом Ле-Шателье реагирует развитием процесса, который ослабляет это воздействие. Это процесс поглощения тепла, т.е. реакция, обратная синтезу метанола. Таким образом, при повышении температуры равновесие смещается в сторону исходных реагентов. Соответственно, чтобы сместить равновесие в сторону образования метанола, температуру необходимо понижать.

Б) На увеличение объема система в соответствии с принципом Ле-Шателье стремится ослабить это воздействие, принимая меньший объем. Поскольку уменьшение объема соответствует протеканию реакции в сторону образования метанола, то с повышением давления равновесие смещается в правую сторону. Поэтому для смещения равновесия в сторону образования метанола давление необходимо повышать.

В) Применение избытка одного из реагентов является фактором смещения равновесия в сторону образования метанола. Благодаря избытку реагента создается его сверхравновесная концентрация, и реакция протекает в направлении, обеспечивающем снижение этой концентрации, т.е. в сторону образования метанола.

1.6. Растворы

Растворы - это гомогенные системы переменного состава, состоящие из двух или более компонентов. Любой раствор состоит из растворённого вещества и растворителя.

Растворитель - это компонент, который в растворе находится в том же агрегатном состоянии, что и до растворения. Например, в водном растворе глюкозы растворителем является вода, а глюкоза - растворённое вещество.

Способы выражения концентрации растворов

Концентрация является важной характеристикой раствора: она определяет относительное содержание компонентов в растворе.

Используются различные способы выражения концентрации растворов.

Молярная концентрация - это количество вещества, содержащееся в одном литре раствора (моль/л):

,

где: - количество вещества Х (моль);

V(р-ра) - объём раствора (л).

Молярная концентрация эквивалента (нормальная концентрация) - это число молей эквивалентов вещества, содержащихся в одном литре раствора (моль/л):

,

где: - количество вещества эквивалентов (моль);

- фактор эквивалентности;

V(р-ра) - объём раствора (л).

Моляльная концентрация - это количество вещества, содержащееся в одном килограмме растворителя (моль/кг):

,

где: - количество вещества Х (моль);

m (р-ля) - масса растворителя (кг).

Массовая доля равна отношению массы растворённого вещества к массе раствора (безразмерная величина):

,

где: т (Х) - масса растворенного вещества (г);

т (р-ра) - масса раствора (г).

Молярная доля равна отношению количества растворённого вещества к общему количеству веществ в растворе (безразмерная величина):

,

где: п (Х) - количество растворенного вещества (моль);

- общее количество вещества всех компонентов раствора.

1.6.1. Ионно-молекулярные (ионные) реакции обмена

Все многообразие химических превращений можно подразделить на реакции, протекающие без изменения степени окисления атомов элементов, входящих в состав реагентов и продуктов, и реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления атомов элементов, входящих в состав реагентов и продуктов – окислительно-восстановительные реакции.

Реакции без изменения степени окисления атомов элементов наиболее часто протекают с участием ионов в растворах, поскольку исходными реагентами таких реакций являются электролиты.

Обменные ионно-молекулярные реакции с участием электролитов представляют собой процессы замещения одного иона другим одноименным ионом (катионом или анионом) в молекуле электролита. В этих реакциях ионы обладают существенно более высокой реакционной способностью по сравнению с молекулами, и поэтому скорость прямой и обратной реакций зависит от концентрации ионов, фигурирующих в левой и правой частях уравнения. Из сказанного следует, что основным фактором, влияющим на смещение равновесия в реакциях растворов электролитов, является изменение концентрации ионов, и обменные реакции преимущественно протекают в направлении образования из ионов молекулярных соединений: осадков, газов или слабых электролитов, что полностью соответствует принципу Ле-Шателье. Если ионы, фигурирующие в правой части уравнений реакций, объединяются между собой в молекулярные формы, их концентрация резко падает, что обеспечивает смещение равновесия в сторону образования таких ионов.

Ионно-молекулярные или ионные уравнения реакций обмена отражают состояние электролита в растворе. В этих уравнениях сильные растворимые электролиты полностью диссоциированы и поэтому записываются в виде ионов, а слабые электролиты, малорастворимые и газообразные вещества записываются в молекулярной форме.

Растворимость электролитов в насыщенном растворе определяется произведением растворимости ПР, представляющим собой произведение концентраций ионов (катиона и аниона), находящихся в равновесии с осадком вещества, образуемого этими ионами в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам при этих ионах. Так, для осадка , находящегося в равновесии с ионами и в растворе

произведение растворимости выражается равенством:

ПР .

Зная значение ПР, можно решать вопросы, связанные с образованием или растворением осадков в химических реакциях.

Важным количественным показателем, используемым при анализе ионных реакций, является водородный показатель рН, характеризующий концентрацию ионов водорода в водных растворах

(1)

При этом концентрация ионов водорода связана с ионным произведением воды К_w , вытекающим из ее обратимой диссоциации

(2)

Константа диссоциации в соответствии с уравнением (2) определяется как

(3)

Поскольку концентрации [H⁺] и [OH^–]пренебрежимо малы по сравнению с концентрацией воды, последнюю можно считать постоянной. Тогда уравнение (3) можно записать в виде

= (4)

где

Как всякая константа, К_W не зависит от концентрации Н⁺ и ОН^– в растворе. Так, если в воду добавить протонную кислоту, то концентрация ионов Н⁺ резко возрастет. Тогда равновесие (2) заметно сместится в левую сторону, что приведет к значительному снижению концентрации ионов ОН^–, но ионное произведение воды останется неизменным. Таким образом, в водных растворах концентрации Н⁺ и ОН^– в условиях постоянства температуры взаимно связаны между собой: зная концентрацию одного из них, можно определить концентрацию другого, пользуясь выражением (4).

При обычной температуре =10^–14. Поэтому в нейтральном растворе = = ^0,5=10^–7 моль/л и рН в соответствии с выражением (1) равен 7.

В кислой среде и .

В щелочной среде и .

По аналогии с рН введен показатель рОН:

(5)

и показатель , равный . Тогда, логарифмируя уравнение (4), имеем:

(6)

Так как , то =14, и равенство (6) приводится к виду:

. (7)

Уравнения (6) и (7) показывают, что зная рН, можно рассчитать рОН, и наоборот, по известному значению рОН легко определяется рН.

Частным случаем ионных реакций является гидролиз солей – обменное взаимодействие соли с водой, приводящее к образованию слабого электролита. Показателем глубины протекания этой реакции является степень гидролиза, определяемая как отношение концентрации гидролизованных молекул “с” к исходной концентрации растворенных молекул “с_O”:

(8)

Гидролиз является реакцией, обратной нейтрализации, поэтому его результатом является образование пары кислота – основание.

Если объектом гидролиза являются соли сильного основания и сильной кислоты, то такие соли не гидролизуются, так как обратная гидролизу реакция необратима.

Гидролиз соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием.

Рассмотрим пример гидролиза ацетата натрия:

(9)

В ионной форме уравнение (9) примет вид:

(10)

Поскольку результатом гидролиза является образование малодиссоциированного соединения СН₃СООН, реакция, выраженная уравнением (9), принимает обратимый характер. Можно видеть, что результатом гидролиза является образование некоторого избыточного количества гидроксид–ионов. Таким образом, при гидролизе соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой, среда становится щелочной ( ).

В общем виде реакция гидролиза соли сильного основания и слабой кислоты по аналогии с (10) запишется

(11)

Константа равновесия гидролиза выражается через равновесные концентрации как

(12)

Преобразуем это выражение: .

Так как , то ее можно ввести в константу :

(13)

Константа называется константой гидролиза.

Умножая числитель и знаменатель правой части уравнения (13) на , получим

Можно видеть, что , а отношение является константой диссоциации слабой кислоты. Таким образом,

(14)

В соответствии с уравнением (8)

, и .

Подставляя эти значения в уравнение (13), имеем:

(15)

или:

(16)

Обычно . Тогда уравнение (15) принимает вид:

(17)

откуда следует, что

(18)

Тогда равновесная концентрация гидроксид-аниона составит:

(19)

и

Отсюда легко рассчитывается рН раствора соли:

(20)

Если гидролизу подвергается многоосновный анион, то гидролиз протекает по стадиям:

Константа гидролиза по первой ступени (К_г.1 = 2 ^. 10^–4) значительно выше, чем по второй (К_г.2 = 2,2 ^. 10^–8 ), поэтому, при расчете концентраций ионов [Н⁺] или [ОН^–] второй (или третьей) ступенью гидролиза пренебрегают.

Гидролиз соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием.

Рассмотрим пример гидролиза хлорида аммония:

или в ионной форме

Можно видеть, что результатом гидролиза является образование избыточного количества ионов водорода. Таким образом, гидролиз соли, образованной сильной кислотой и слабым основание, приводит к формированию кислой среды.

Степень гидролиза и константа гидролиза описываются в этом случае теми же уравнениями (8), (13) и (16), но с тем исключением, что в уравнения (13) и (16) входит константа диссоциации слабого основания.

Равновесную концентрацию ионов водорода можно вычислить из уравнения, аналогичного уравнению (19):

(21)

Соответственно, водородный показатель среды рассчитывается по уравнению:

(22)

Гидролиз соли, образованной слабой кислотой и слабым основанием.

Рассмотрим пример гидролиза подобной соли:

В общем виде эта реакция может быть представлена уравнением:

(23)

Отдельно гидролиз по катиону и по аниону следует уравнениям:

Можно видеть, что в результате гидролиза образуются и катионы водорода, и анионы гидроксида. Нетрудно показать, что константа гидролиза является функцией констант диссоциации продуктов гидролиза – слабого основания (МОН) и слабой кислоты (НА):

(24)

Степень гидролиза и концентрация в этом случае не зависят от исходной концентрации соли:

(25)

(26)

(27)

Из выражений (26), (27) видно, что в зависимости от соотношения между кислотностью и основностью продуктов гидролиза ( и ) среда может приобретать либо кислую, либо щелочную реакцию.

Ионно-молекулярные реакции обмена имеют важное значение в аналитической химии, в препаративном неорганическом анализе, а также при получении ряда ценных неорганических соединений. В то же время эти реакции занимают заметное место в процедуре подготовки воды, являющейся важной стадией во многих технологических процессах. Целью этой процедуры является снижение содержащихся в природных водах солей кальция, магния и железа.

1.6.2. ЖЕСТКОСТЬ ПРИРОДНЫХ ВОД И ЕЕ УСТРАНЕНИЕ

Мерой содержания в природных водах солей является жесткость воды. Природная вода, содержащая большое количество растворённых солей кальция, магния и железа, называется жёсткой. Различают общую, временную (карбонатную) и постоянную (некарбонатную) жёсткости.

Общей жёсткостью называется суммарная концентрация ионов Ca²⁺, Mg²⁺ и Fe²⁺ в воде, выраженная в ммоль экв/л. Общая жёсткость воды равна сумме постоянной и временной жёсткости.

Постоянной жёсткостью называется часть общей жёсткости, остающаяся после кипячения воды при атмосферном давлении в течение определённого времени. Постоянную жёсткость воды называют также некарбонатной жёсткостью, т.к. она обусловлена наличием сульфатов, хлоридов, силикатов кальция, магния и железа.

Временной жёсткостью называется часть общей жёсткости, удаляющаяся кипячением воды при атмосферном давлении в течение определённого времени. Она равна разности между общей и постоянной жёсткостью. Временную жёсткость также называют карбонатной жёсткостью, т.к. она обусловлена наличием гидрокарбонатов кальция и магния.

По величине жёсткости воду делят на 6 классов.

Жёсткая вода оказывает вредное действие на технологические процессы и вызывает неприятные явления при использовании её в быту.

Обработка воды, приводящая к снижению жесткости воды, называется умягчением воды.

Существующие способы умягчения можно разделить на 3 группы:

q реагентные (химические) методы умягчения воды. Химическая обработка воды основана на переводе растворимых солей кальция и магния в труднорастворимыее соли; В качестве реагентов–осадителей применяют известь, соду, едкий натр, фосфаты натрия и др. Чаще применяется сода в смеси с известью или едким натром;

q умягчение воды методом ионного обмена (пропускание воды через ионообменные смолы);

q термическое умягчение воды (кипячение).

Для устранения временной жёсткости воды применяют:

– термическое умягчение (кипячение):

– реагентное умягчение гашёной известью:

Известь нейтрализует углекислоту, которая является одной из причин коррозии металлов, осаждает железо и способствует коагуляции коллоидов, например, кремниевой кислоты.

Для устранения общей жёсткости методом осаждения используют:

– карбонат натрия (соду):

– фосфат натрия (тринатрийфосфат):

В последнее время для очистки воды стали широко применять иониты (ионообменные смолы). Метод ионного обмена – катионирование основан на фильтровании через слой катионита, при котором происходит замещение ионов Ca² и Mg²⁺, содержащихся в воде, на катионы Na⁺, K⁺ или NH⁺₄, содержащиеся в твёрдой фазе катионита. В качестве катионитов в основном применяют иониты КУ-I и КУ-2.

В некоторых случаях требуется удалить из воды не только катионы Ca²⁺ и Mg²⁺, но и другие катионы и анионы. В таких случаях воду пропускают последовательно через катионит, содержащий в обменной форме водородные ионы (Н⁺-катионит) и анионит, содержащий гидроксильные ионы (ОН^––анионит). В итоге вода освобождается как от катионов, так и от анионов солей. Такая обработка воды называется обессоливанием:

Обменная ёмкость катионита определяется из соотношения:

(ммоль экв/г),

где: V- объём воды, пропущенный через катионит, л;

m – масса катионита, г.

Общая жёсткость воды может быть рассчитана по формуле:

(ммоль экв/л)

где: m₁, m₂, m₃ – массы содержащихся в воде катионов кальция, магния (или соответствующих им солей), мг;

М_экв.1 , М_экв.2 , М_экв.3 – молярные массы эквивалентов металлов (или соответствующих им солей), г/моль экв;

V – объём воды, л.

Примеры решения типовых задач.

Пример 1. Расчет массовой доли, молярной концентрации и молярной концентрации эквивалента раствора.

Задача 1. Определите массовую долю, молярную концентрацию и молярную концентрацию эквивалента раствора, полученного при смешении 200 мл 2М раствора серной кислоты ( =1,18 г/мл) и 200 мл 8% раствора серной кислоты ( =1,05 г/мл).

Решение. Рассчитаем массу первого раствора и массу серной кислоты в нем:

m(р-ра)₁= (р-ра)₁ ^.V(р-ра)₁=1,18 ^.200=236 (г);

m(H₂SO₄)₁ = (H₂SO₄) ^. M(H₂SO₄)=c(H₂SO₄) ^.V(р-ра)₁ ^.М(H₂SO₄)=

=2 ^.0,2 ^.98=39,2(г);

Масса второго раствора и масса серной кислоты в нем равны

m(р-ра)₂ = (р-ра)₂ ^.V(р-ра)₂ = 1,05 ^. 200=210 (г);

m(H₂SO₄)₂ = m(р-ра)₂ ^. (H₂SO₄)=210 ^. 0,08 =16,8 (г).

Массовую долю полученного раствора рассчитываем по формуле:

= (12,6%)

Молярная концентрация раствора

;

Пример 2. Растворение веществ, взаимодействующих с водой, инахождение концентрации полученного раствора.

Дата добавления: 2014-10-14; просмотров: 515; Нарушение авторских прав

Мы поможем в написании ваших работ!