VII. Термохимия и термодинамика

К важнейшим величинам, характеризующим химические системы, относятся внутренняя энергия U, энтальпия, энтропия S и энергия Гиббса. Все эти величины представляют собой функции состояния и не зависят от способа, которым это состояние, достигнуто.

Химические реакции чаще осуществляются при постоянном давлении (изобарный процесс). В подобных случаях для энергетической характеристики процесса удобнее пользоваться не внутренней энергией U, а энтальпией H(кДж).

В результате реакции энтальпия системы либо возврастает (DН > 0), т.е. система поглощает энергию из внешней среды (эндотермическая реакция), либо уменьшается (DН < 0), т.е. система выделяет энергию (экзотермическая реакция).

В основе расчетов, связанных с изменением энтальпии или внутренней энергии системы в результате реакции, лежит закон Гесса:

Тепловой эффект химической реакции зависит только от начального и конечного состояний участвующих в реакции веществ и не зависит от промежуточных стадий процесса.

Упрощает многие термохимические расчеты следствие из закона Гесса:

Стандартное изменение энтальпии химической реакции равно разности между суммами стандартных энтальпий образования продуктов реакции и исходных веществ: DН=å DН_прод - å DН_исх.                                                            

Стандартными в термодинамике приняты следующие условия: давление 101, 3 кПа (1 атмосфера); температура 298 К (25⁰С).

Стандартной энтальпией образования сложного вещества (кДж/моль) называется стандартное изменение энтальпии при химической реакции (или, короче, стандартная энтальпия реакции) образования 1 моля данного вещества из простых веществ.

Энтальпии образования простых веществ принимаются равными нулю.

Направление, в котором самопроизвольно протекает химическая реакция, определяется совместным действием двух факторов:

1) тенденцией к переходу системы в состояние с наименьшей внутренней энергией (энтальпией) и 2) тенденцией к достижению наиболее вероятного состояния, т.е. состояния, которое может быть реализовано наибольшим числом равновероятных способов (микросостояний).

Мерой вероятности состояния системы является энтропия S(Дж/моль^.К) - величина, пропорциональная числу равновероятных микросостояний, которыми может быть реализована данное макросостояние.

Энтропия возрастает при переходе вещества из кристаллического состояния в жидкое, из жидкого в газообразное, при расширении газов, растворении вещества и т.п. Во всех этих случаях упорядоченность системы понижается, беспорядок возрастает, поэтому можно говорить, что энтропия является мерой беспорядка системы.

Влияние обеих тенденций на направление протекание процесса отражает функция состояния, называемая энергией Гиббса; она связана с энтальпией и энтропией соотношением

G = H - TS

Как и в случае DН и DS, изменение энергии Гиббса DG (KДж) в результате химической реакции (или, короче, энергия Гиббса реакции) равно сумме энергий Гиббса образования продуктов реакции за вычетом суммы энергий Гиббса образования исходных веществ:

DG = å DG_прод - å DG_исх

Изменение энергии Гиббса DG является мерой самопроизвольного протекания химической реакции: при постоянных температуре и давлении реакция может протекать самопроизвольно в сторону уменьшения энергии Гиббса (DG=G₂-G₁< 0).

Из анализа выражения DG=DH-TDS видно, что наиболее вероятно самопроизвольное протекание экзотермических реакций, протекающих с повышением энтропии и, с другой стороны, самопроизвольное протекание эндотермических реакций, идущих с уменьшением энтропии, невозможно. При низких температурах наиболее вероятно протекание экзотермических реакций, при высоких - реакций, сопровождающихся возрастанием энтропии.

 

Примеры решения задач

 

Пример 1. Могут ли в стандартных условиях самопроизвольно протекать в прямом направлении при 298 К реакции

Cl_{2 (г.)} + 2HJ_(г.)=J_2(K.)+2HCl_(г.),          (1)

J_2(K.)+H₂S_(г.)=2HJ_(г.)+S_(K.)?                   (2)

Как скажется рост температуры на направлении протекания этих реакций?

Решение

Находим знаки DG⁰₂₉₈ для этих реакций. Используем справочные данные DG⁰ образования (кДж/моль) для HJ (1, 8), HCl (-95, 2) и H₂S (-33, 8).

Тогда для реакций (1) и (2) соответственно:

DG=å DG_прод-å DG_исх

DG⁰₁=-95, 2× 2 - 1, 8× 2= -194, 0 кДж

DG⁰₂=1, 8× 2- (-33, 8)=37, 4 кДж

Отрицательный знак DG⁰₁, указывает на возможность самопроизвольного протекания реакции (1); положительный знак DG⁰₂ означает, что реакция (2) в указанных условиях протекать не может.

Ответ на второй вопрос определяется знаком DS⁰ данных реакций. В реакции (1) число молей веществ в газообразном состоянии уменьшается, в реакции (2) - возрастает. Следовательно, DS⁰₁< 0 и DS⁰₂> 0, т.е. в уравнении DG=DH⁰-TDS второй член для реакции (1) положителен, а для реакции (2) - отрицателен. Значит, с возрастанием Т значение DG⁰₁ будет возрастать (т.е. становиться менее отрицательным), а DG⁰₂ - уменьшаться (становиться менее положительным). Это означает, что повышение температуры будет препятствовать протеканию реакции (1) и благоприятствовать протеканию реакции (2) в прямом направлении.

 

Пример 2. Установить, возможно ли при температурах 298 и 2500 К^¢ восстановление диоксида титана до свободного металла по реакции

TiO_2(k)+2C_(k) = Ti_(k)+2CO_(г)

Зависимостью DН⁰ и DS⁰ от температуры пренебречь.

Решение

Используем справочные данные по величинам DG_обр (кДж/моль) при 298К для TiO₂ (-888, 6) и СО (-137, 1). Тогда для данной реакции:

DG=å DG_прод-å DG_исх

DG⁰₂₉₈=-137, 1× 2-(-888, 6)=614, 4кДж

Поскольку DG⁰₂₉₈> 0, восстановление TiO₂ при 298⁰К^¢ невозможно.

Для расчета DG⁰₂₅₀₀ воспользуемся уравнением DG⁰=DH⁰-TDS⁰. При этом, в соответствии с указанием в условии задачи, используем справочные значения DН⁰ и S⁰ при 298⁰К. DН⁰_обр(кДж/моль) TiO₂=-943, 9; CO=-110, 5; S⁰(Дж/моль× К) TiO₂=50, 3; C=5, 7; Ti=30, 6 и СО=197, 5

Тогда для рассматриваемой реакции

DН⁰=-110, 5× 2-(-943, 9)=722, 9 кДж,

DS⁰=30, 6+197, 5× 2-50, 3-5, 7× 2=363, 9 Дж/К.

Находим DG⁰₂₅₀₀ реакции (выражая DS⁰ в кДж/К):

DG⁰₂₅₀₀=DH₂₅₀₀-TDS₂₅₀₀=722, 9-2500× 363, 9/1000=-186, 9кДж.

Таким образом, DG⁰₂₅₀₀< 0, так что восстановление TiO₂ графитом при

2500 К возможно.

 

Задачи

 

71. Вычислите энергию Гиббса и определите возможность протекания реакции

                                       Fe₂O₃ (т) + 3CO (г) = 2Fe (т) + 3CO₂ (г)

∆ H_298, кДж/моль              -823       -110, 6   0         -393, 8

S₂₉₈, Дж/ (моль • град)   87, 5         197, 7   27, 2      213, 8

при температурах 1000 и 2000 К.

 

72.*

Fe₂O₃ (т) + 3H₂ (г) = 2Fe (т) + 3H ₂O (г)

∆ H_298, кДж/моль            -823         0         0        -242

S₂₉₈, Дж/ (моль • град)   87, 5      130, 7   27, 2      189

 

при температурах 500 и 2000 К.

 

73.*

WO₃ (т) + 3H₂ (г) = W (т) + 3H ₂O (г)

∆ H_298, кДж/моль            -843         0         0        -242

S₂₉₈, Дж/ (моль • град)   75, 9      130, 7   32, 6      189

 

при температурах 600 и 1500 К.

 

74.*

TiCl₄ (г) + 2Mg (т) = Ti (т) + 2MgCl₂ (г)

∆ H_298, кДж/моль            -763         0         0        -641

S₂₉₈, Дж/ (моль • град)   352       32, 7   30, 6        90

 

при температурах 400 и 1600 К.

 

75.*

TiO₂ (г) + 2C (т) + 2Cl₂ (г) = TiСl₄ (г) + 2СО (г)

∆ H_298, кДж/моль            -943, 5   0         0      -763       -110, 6

S₂₉₈, Дж/ (моль • град)   50, 2    5, 7     223     352         197, 7

 

при температурах 800 и 1500 К

 

76.*

MgO (г) + C (т) = Mg (т) + СО (г)

∆ H_298, кДж/моль            -691, 8    0         0   -110, 6

S₂₉₈, Дж/ (моль • град)   26, 9    5, 7     32, 7  197, 7

 

при температурах 1000 и 3000 К.

 

77.*

3V₂O₅ (т) + 10Al (г) = 6V (г) + 5Al₂O₃ (т)

∆ H_298, кДж/моль            -1573         0         0     -1677

S₂₉₈, Дж/ (моль • град)   131         28, 4     28, 9   50, 9

 

при температурах 500 и 1500 К.

 

78.*

4Fe(OH)₂ (т) + O₂ (г) + 2H₂O (ж) = Fe(OH)₃ (т)

∆ G_298, кДж/моль                -480         0      -237           -700

 

при стандартных условиях.

 

79.*

Cr₂O₃ (т) + 3C (т) = 2Cr (т) + 3СO (г)

∆ H_298, кДж/моль            -1141         0         0     -110, 6

S₂₉₈, Дж/ (моль • град)   81, 2         5, 7     23, 6   197, 7

 

при температурах 1000 и 3000 К.

 

80.*

NiO (т) + CO (г) = Ni (т) + СO₂ (г)

∆ H_298, кДж/моль            -239, 7 -110, 6   0         -393, 8

S₂₉₈, Дж/ (моль • град)   37, 9   197, 7 29, 9     213, 8       

 

при температурах 800 и 1500 К.

* См. условие задачи 71.

VIII. Скорость химической реакции.

Химическое равновесие

Скорость химической реакции измеряется качеством вещества, вступающего в реакцию или образующегося в результате реакции в единицу времени в единице объема системы (для гомогенной, т.е. однофазной реакции) или на единице площади поверхности раздела фаз (для гетерогенной, т.е. двухфазной реакции).

Для гомогенной реакции, протекающей при постоянном объеме,

V_гомог =DС/Dt (DС - изменение мольной концентрации какого-либо из веществ- исходных или конечных).

Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ, их концентрации, температуры и присутствия в системе катализаторов.

Согласно закону действия масс при постоянной температуре скорость реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам. Например, для реакции

2NO + O₂ = 2NO₂

выражение скорости по закону действия масс будет следующим:

V = k[NO]²[O₂],

где k - константа скорости реакции, ее значение зависит от природы реагирующих веществ.

При гетерогенных реакциях концентрации веществ в твердой фазе обычно не изменяются в ходе реакции и поэтому не включаются в уравнение закона действия масс:

3Fe_(T) + 2CO_(г) = Fe₃C_(T) + CO_{2 (г)}

V = k[CO]²

Зависимость скорости (или константы скорости) от температуры может быть выражена уравнением

V_t+Dt = V_tg^Dt/10,

выражающим эмпирическое правило Вант-Гоффа: повышение температуры на каждые 10⁰С увеличивает скорость реакции в 2-4 раза. Здесь V_t- скорость реакции при температуре t, V_t+Dt - скорость реакции при повышенной температуре, g-температурный коэффициент скорости реакции.

Для обратимых реакций характерно состояние, называемое химическим равновесием, при котором скорости прямой и обратной реакций одинаковы и изменения концентраций реагирующих веществ, называемых равновесными, не происходит.

Так, для реакции А+2В « C+D по закону действия масс имеем:

                                  ®   ®           

V = k [A][B]², V = k [C][D]

                                                             ®      ®             

В состоянии химического равновесия V = V, т.е. k [A]_R[B]²_R = k [C]_R[D]. Отсюда

® 

k / k = [C]_R[D]_R /([A]_R[B]²_R)= Kр,

 

где Кр - константа равновесия реакции. Численное значение константы равновесия характеризует выход данной реакции. Так, Кр> > 1 при значительном превышении концентраций продуктов реакции над концентрациями исходных веществ, а это значит, что выход реакции велик. При Кр< < 1 (по аналогичной причине) выход реакции мал.

Константа зависит от природы реагирующих веществ, от температуры и не зависит от концентраций веществ. Независима она и от присутствия катализаторов. Изменение концентраций любого из веществ, составляющих равновесную систему, влечет за собой изменение концентраций всех остальных веществ, в итоге устанавливаются новые концентрации, но соотношение между ними вновь отвечает константе равновесия.

Процесс перехода от одного равновесного состояния к новому равновесию называется смещением химического равновесия. Направление этого смещения подчиняется принципу Ле Шателье:

Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказать какое-либо воздействие, то равновесие сместится в таком направлении, что оказанное воздействие будет ослаблено.

Константа равновесия химической реакции связана со стандартным изменением энергии Гиббса этой реакции уравнением

DG⁰= - 2, 3RTlgK

Анализ уравнения показывает, что при отрицательных значениях DG равновесие смещено в направлении прямой реакции, и выход продуктов сравнительно велик, при положительном знаке DG⁰ равновесие смещено в сторону обратной реакции, и выход продуктов прямой реакции сравнительно мал.

 

Примеры решения задач

Пример 1. Сместится ли равновесие системы

 

4HCl_(г)+O_2(г) « 2Cl_2(г)+2H₂O_(г)+Q

если повысить давление в 2 раза; если повысить температуру?

Решение. По закону действия масс имеем

                           ®    ®                 

V₀ = k [HCl]⁴ [O₂], V₀ = k [Cl₂]²[H₂O]²

Для веществ в газовой фазе повышение давления в системе означает увеличение их концентраций в соответствующее число раз.

Тогда

                         ® ®                    

V = k [2HCl]⁴[2O₂], V = k [2Cl₂]²[2H₂O]²

 

или

 

          ®        ®                   ®                                  

V = 2⁴× 2× k [HCl]⁴[O₂] = 32V₀, V = 2² × 2² × k [Cl₂][H₂O] = 16V₀

То есть, скорость прямой реакции возрастет в 32 раза, а скорость обратной - в 16 раз.

Таким образом, равновесие системы нарушится и сместится в сторону прямой реакции.

На этот же вопрос можно ответить, используя принцип Ле Шателье.

Равновесие системы при повышении давления сместится так, чтобы ослабить это воздействие, т.е. в сторону реакции, идущей с понижением давления. А понижается давление по прямой реакции, т.к. она протекает с уменьшением числа газообразных молекул (обратная реакция идет, соответственно, с повышением давления). Следовательно, повышение давления в данной равновесной системе приведет к смещению равновесия в сторону прямой реакции.

Принцип Ле Шателье дает ответ и на второй вопрос задачи. При повышении температуры равновесие системы сместится так, чтобы ослабить это воздействие, т.е. в сторону реакции, идущей с поглощением тепла. По условию задачи прямая реакция - экзотермическая, идет с выделением тепла, значит, обратная - эндотермическая, идет с поглощением тепла. Следовательно, повышение температуры приведет к смещению равновесия в сторону обратной реакции.

В реальности закон действия масс неприменим к данной реакции в целом, поскольку одновременное столкновение более чем трех частиц крайне маловероятно. Реакции, в уравнения которых входит большее число частиц, протекают в несколько стадий, и закон действия масс применим лишь к отдельным стадиям процесса.

 

Пример 2. В системе А_(г) + 2В_(г) ® С_(г) равновесные концентрации равны: [А]_R = 0, 06 моль/л; [В]_R = 0, 12 моль/л; [С]_R = 0, 216 моль/л. Найти константу равновесия и исходные концентрации веществ А и В.

Решение

Подставляем данные задачи в выражение константы равновесия:

К=[С]_р / ([А]_р[В]²_р) = 0, 216 / (0, 06× 0, 12²) = 250

Для нахождения исходных концентраций веществ А и В учтем, что, если известно изменение концентрации одного из веществ, то по уравнению реакции можно найти изменения концентраций всех других веществ, составляющих реакционную систему. Согласно уравнению реакции, из 1 моля А и 2 молей В образуется 1 моль С. Поскольку по условию задачи в каждом литре системы образовалось 0, 216 моля вещества С, то при этом было израсходовано 0, 216 моля А и 0, 216 × 2=0, 432 моля В. Таким образом, искомые исходные концентрации равны:

[А]₀ = 0, 06+0, 216 = 0, 276 моль/л

[В]₀ = 0, 12+0, 432 = 0, 552 моль/л

 

Пример 3. Константа равновесия гомогенной системы

                 СО_(г)+Н₂О_(г) « СО_2(г)+Н_2(г)

при 850⁰С равна 1. Вычислить равновесные концентрации веществ, если исходные концентрации: [СО]₀=3 моль/л, [Н₂О]₀=2 моль/л.

Решение

Выражение константы равновесия данной реакции

К=[СО₂]_р[Н₂]_р / [СО]_р[Н₂О]_р

Пусть к моменту равновесия концентрация [СО₂]_р= х моль/л. Согласно уравнению реакции число молей образовавшегося водорода при этом будет также х моль/л. По столько же молей (х) СО и Н₂О расходуется для образования х молей СО₂ и Н₂. Следовательно, равновесные концентрации всех веществ:

[СО₂]_р=[Н₂]_р= х моль/л; [СО]_р=(3-х) моль/л; [Н₂О]_р=(2-х) моль/л

Тогда

1=х² / (3-х)(2-х); х²=6-2х-3х+х²; 5х=6; х=1, 2 моль/л.

Искомые равновесные концентрации:

[СО₂]_р=1, 2 моль/л

[Н₂]_р=1, 2 моль/л

[СО]_р=3-1, 2=1, 8 моль/л

[Н₂О]_р=2-1, 2=0, 8 моль/л

 

4. Температурный коэффициент скорости реакции равен 2, 8. Во сколько раз возрастет скорость реакции при повышении температуры от 20 до 75⁰С?

Решение

Отношение скоростей реакции при температурах 75⁰(V_t+Dt) и 20⁰(V_t) равно

V_t+Dt / V_t= g^Dt/10

Dt = 75-20 =55⁰; V_t+Dt / V_t = 2, 8 ^{5, 5} = 287

Скорость реакции увеличится в 287 раз.

Задачи

 

81. Во сколько раз изменится скорость химической реакции N₂ (г)+ 3H₂ (г) = 2NH₃ (г), если: а) увеличить давление в 2 раза; б) увеличить концетрацию N₂ в 3 раза; в) понизить температуру на 40°С (g=3)?

82. Во сколько раз надо увеличить концентрацию CO₂, чтобы скорость реакции CO₂ (г)+C(г) = 2CO (г) увеличилась в 4 раза?

83. Во сколько раз надо увеличить давление, чтобы скорость реакции CaO (т) +CO₂ (г) = CaCO₃ (г) увеличилась в 12 раз?

84. При 1300 К константа равновесия реакции FeO (т) + CO (г)= Fe (т) + CO₂ (г) равна 0, 5. Вычислить равновесные концентрации CO и CO₂, если исходные концентрации [CO]_исх = 0, 05 моль/л и [CO₂]_исх = 0. В какую сторону сместится равновесие при увеличении концентрации СО?

85. При установлении равновесия: ZnO (т) + CO (г) = Zn (т) + CO₂ (г) концентрация [СО]=1моль/л, [СО₂]=1моль/л. Вычислите исходную концентра-

цию [СО]_исх, если исходная концентрация [CO₂]_исх равна нулю.

86. При установлении равновесия N₂ (г) + 3H₂ (г) = 2NH₃ (г) концентрация [N₂] = 0.02 моль/л, [H₂] = 7, 2 моль/л и [NH₃] = 0, 8 моль/л. Вычислите исходную концентрацию азота и водорода, если начальная концентрация аммиака равна нулю. В какую сторону сместится равновесие при увеличении давления.

87. При установлении равновесия 2CO () + O₂ () = 2CO₂ () + 566, 2 кДж концентрация [CO]_(г) = 2 моль/л, [О₂]_(г) = 0, 5 моль/л, и [CO₂]_(г) = 2моль/л. Вычислите исходную концентрацию CO и O₂ , если начальная концентрация CO₂ равна нулю. В какую сторону сместится равновесие при повышении температуры?

88. При установлении равновесия Fe₂O₃ (т) + 3CO (г) = 2Fe (т) + 3CO₂ (г) концентрация [CO] = 1моль/л и [CO₂] = 2моль/л. Вычислите исходную концентрацию [СО]_исх, если начальная концентрация CO₂ равна нулю.

89. Вычислите исходную концентрацию водорода: ZnO(т) + H₂ (г) =

= Zn(т) +H₂O (г), если константа равновесия при некоторой температуре равна 0, 5, а равновесная концентрация [H₂O] = 0, 6 моль/л. В какую сторону сместится равновесие при увеличении концентрации H₂O?

90. В какую сторону сместится равновесие: а) при понижении давления;

б) при повышени температуры?

FeО (т) + H₂ (г) « Fe (т) + H₂O (г) –23кДж

Fe₂O₃ (т) +3SO₃ (г) « Fe₂(SO₄)₃ (т) – 1081кДж

TiO₂ (т) + 2C (т) + 2Cl₂ (г) « TiCl₄ (г) + 2CO (г) + 32, 7 кДж

 

 

IX. Растворы.

Способы выражения содержания

растворенного вещества в растворе

 

Растворы - это гомогенные химические системы переменного состава, образованные двумя или несколькими веществами.

Состав раствора определяется количествами растворенного вещества и растворителя.

Существует несколько способов количественного выражения состава растворов в виде различных долей либо в виде различных концентраций растворенного вещества. Концентрацией раствора называется количество растворенного вещества, содержащееся в единице массы или объема раствора или растворителя.

Наиболее часто употребляемые в химии способы выражения содержания растворенного вещества в растворе следующие:

1) массовая доля w - отношение массы растворенного вещества к общей массе раствора

w = (m_в / m_р-ра )× 100% (в долях или %);

2) мольная доля N - отношение количества растворенного вещества (в молях) к сумме количеств всех веществ, составляющих раствор:

N₁=n₁ / (n₁+n₂+n₃+...)   (в долях);

3) моляльность m - отношение количества растворенного вещества (в молях) к массе растворителя:

m=n / m_р-ля (моль/кг р-ля);

4) молярность С_м или М - отношение количества растворенного вещества (в молях) к объему раствора:

С_м=n / V (моль/ л);

5) эквивалентная концентрация или нормальность С_н - отношение числа эквивалентов растворенного вещества к объему раствора:

С_н=n_экв / V (экв/л или н)

6) титр (Т) - количество граммов растворенного вещества в 1см³ (мл) раствора

Т=m_в / V_(мл)  (г/мл).

Первые три вида концентраций - массовые, вторые три вида - объемные. Пересчет массовых концентраций в объемные и наоборот можно произвести только зная плотность раствора.

Примеры решения задач

Пример 1. Вычислите: массовую, моляльную, молярную, нормальную концентрации, мольную долю, титр раствора Н₃РО₄, полученного при растворении 18г кислоты в 282 мл воды, если его плотность 1, 031 г/см³.

 

Решение

 Масса раствора 282+18=300г. Тогда массовая доля w=m_в / m_p-pa=18 / 300 = 0, 06 (6%).

Для нахождения моляльности сначала вычисляем количество растворенного вещества n=m_в / М=18 / 98=0, 184 моль. Тогда моляльность m=0, 184 / 0, 282=0, 65 моль/кгН₂О.

Для определения мольной доли кислоты сначала вычисляем количества растворенного вещества (n₁) и растворителя (n₂):

n₁=18 / 98=0, 184 моль n₂=282 / 18=15, 67 моль.

Отсюда мольная доля N=0, 184 / (0, 184+15, 67) =0, 012.

При нахождении молярности используем уже найденное количество растворенного вещества n₁=0, 184 моль в 300г раствора. Определяем объем раствора V=300 / 1, 031 = 290, 98 мл = 0, 291 л; следовательно, молярность С_М=0, 184/0, 291=0, 63 моль/л.

Для вычисления нормальности сначала определяем эквивалент Н₃РО₄

Э=1 / (1× 3) = 0, 33 моль

и находим число эквивалентов растворенного вещества в известном объеме раствора (0, 291 л):

                           0, 33 моль - 1экв

                           0, 184 моль - х экв

                           х=0, 56 экв.

Отсюда нормальность С_н = 0, 56 / 0, 291 = 1, 92 н. 

Определяем титр раствора. Так как в 291 мл раствора содержится 18г кислоты, то

Т=18 / 291=0, 0618 г/мл.  

 

Пример 2. На нейтрализацию 50 см³ раствора кислоты израсходовано 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 растворов реагирующих веществ обратно пропорциональны их нормальностям, т.е.:

V₁ / V₂ = C_{н, 2} / C_{н, 1}, или V₁C_{н, 1} = V₂ C_{н, 2},

 

50 C_{н, 1} = 25´ 0, 5, откуда C_{н, 1}= 25´ 0, 5/50=0, 25 н.

 

Пример 3. К 1 л 10% - ного раствора KOH (плотность 1, 092 г/см³) прибавили 0, 5 л 5% -ного раствора KOH (плотность 1, 045 г/см³). Объем смеси довели до 2 л. Вычислите молярную концентрацию полученного раствора.

Решение

В 1 л 10%-го раствора содержится

1092´ 10/100 = 109, 2 г KOH.

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

522, 5´ 5/100 = 26, 125 г KOH.

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

 

Пример 4. Какой объем 96% - ной кислоты, плотность которой 1, 84 г/см³, потребуется для приготовления 3 л 0, 4 н. раствора?

Решение

Эквивалентная масса H₂SO₄ = М/2 = 98, 08/2 = 49, 04 г. Для приготовления 3 л 0, 4 н. раствора требуется 49, 04´ 0, 4´ 3 = 58, 848 г H₂SO₄. Масса 1 см³ 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, 766 = 33, 32 см³ этой кислоты.

Задачи

 

91. Сколько мл 60% -ного раствора азотной кислоты (плотность 1, 367 г/см³) и воды нужно для приготовления 1 л 10% -ного раствора азотной кислоты (плотность 1, 054 г/см³).

92. Определить процентную концентрацию раствора, полученного при прибавлении 300 г воды к 250 г 15% -ного раствора едкого натра.

93. Вычислите молярную, нормальную, моляльную концентрацию и титр 20%-ного раствора хлорида натрия (плотность 1, 148 г/см³).

94. Вычислите молярную и нормальную концентрацию раствора серной кислоты, в 200 мл которого содержится 9 г H₂SO₄.

95. До какого объема нужно довести раствор, содержащий 20 г NaOH, чтобы его концентрация была равна 0, 2 М, 0, 5 н.

96. Вычислите молярную, нормальную, моляльную концентрации 10%-ного раствора, азотной кислоты (плотность 1, 056 г/см³).

97. Сколько мл 30%-ного раствора едкого кали (плотность 1, 29 г/см³) необходимо для приготовления 3 л 0, 54 М раствора?

98. Вычислите молярную, нормальную, моляльную концентрации и титр раствора, содержащего 2 г глюкозы (C₂H₁₂O₆) в 60 г воды (плотность 1, 01 г/см³).

99. Для нейтрализации 20 мл 0, 1 н. раствора кислоты потребовалось 6 мл раствора едкого натра. Определить нормальную концентрацию раствора едкого натра и его титр.

100. Определить нормальную концентрацию раствора, полученного при смешении 800 мл 3, 0 н раствора едкого кали и 1, 2 л 12% -ного раствора едкого кали (плотность 1, 10 г/см³).

 

 

⇐ Предыдущая12345678910Следующая ⇒

Поделиться: