- •Теоретические основы химии
- •Введение
- •1 Количество вещества в химических и инженерных расчетах. Концентрация растворов
- •Основные понятия и определения
- •Основные типы задач
- •Тогда в полученном растворе
- •2 Строение атома. Периодический закон и таблица элементов д.И.Менделеева
- •3 Химическая связь
- •Из таблицы 3.1 видно, что:
- •Кратность химической связи
- •Направленность ковалентной связи. Гибридизация орбиталей
- •Насыщаемость ковалентной связи
- •Поляризуемость ковалентной связи
- •Межмолекулярное взаимодействие
- •4 Общие закономерности протекания химических реакций
- •4.1 Тепловой эффект химической реакции. Понятие об энтальпии
- •Тогда для изобарного процесса
- •Закон Гесса: тепловой эффект реакции зависит только от состояния исходных веществ и продуктов реакции и не зависит от пути перехода (т.Е. От числа промежуточных стадий).
- •4.3 Химическое равновесие
- •Влияние давления на равновесие
- •Расчет материального баланса в состоянии химического равновесия
- •4.4 Основы химической кинетики
- •5 Общие свойства растворов. Идеальные растворы. Законы Рауля
- •6 Растворы электролитов. Электролитическая диссоциация.
- •Если в раствор добавить, например гидроксид натрия
- •7 Гидролиз солей
- •8 Гетерогенные равновесия в растворах электролитов. Произведение растворимости
- •Влияние pH на растворимость электролитов
- •9 Комплексные соединения
- •10 Ионно-молекулярные (обменные) реакции в водных растворах электролитов
- •Примеры
- •Преимущественное направление ионно-молекулярных реакций
- •Получение заданного вещества реакцией обмена
- •11 Окислительно-восстановительные свойства веществ.
- •Определение возможности окислительно-восстановительных реакций по степеням окисления элементов
- •Окислители –пероксиды
- •Восстановители-металлы (простые вещества)
- •Составление материального баланса в полуреакциях
- •Примеры
- •Примеры
- •Примеры
- •Комплексные соединения в окислительно-восстановительных реакциях Примеры
- •Электронный баланс в полуреакциях
- •12 Электрохимические реакции
- •Уравнение Нернста для металлического электрода
- •Электрохимический ряд металлов
- •13 Коррозия металлов
- •Электролиз
- •Материальный баланс электрохимических реакций. Законы Фарадея
- •Пример 2. Рассчитать время электролиза раствора хлорида калия, если при силе тока 100 ампер на аноде выделилось 5,6 литра хлора.
- •Список литературы
- •Теоретические основы химии
- •212027, Могилев, пр-т Шмидта, 3
Расчет материального баланса в состоянии химического равновесия
Для любой равновесной системы, например 2A3D+B, расчет материального баланса можно сделатьтолько с применением константы равновесия:
Для любой равновесной системы делается баланс по каждому реагенту с учетом начального его количества, прореагировавшего количества и остатка, участвующего в равновесии. Например, для приведенной выше реакции баланс по веществу А можно записать так: Снач.(А) = Ср.(А) + [A],
где Cр.(А) – концентрация веществаАпрореагировавшего и [A] – его равновесная концентрация.
Веществ B и D– продуктов, до реакции не было, поэтому для них
Снач.(B) = 0 и Снач.(D) = 0.
Зная, сколько прореагировало исходного вещества А, можно с помощью уравнения реакции (по соотношению коэффициентов) определить равновесные концентрации продуктов веществBиD: по уравнению реакции из 2 моль веществаАобразуются 1 моль веществаВ, поэтому, если прореагировалоCр.(А), то образуется вдвое меньше веществаВ, т.е. [B] = 0,5Ср.(А); далее, из 2 моль веществаАобразуется 3/2 моль веществаD, тогда [D] =Ср.(А).
Если вещества Апрореагировало Ср.(А), то его осталось и участвует в равновесии Снач.(А) – Ср.(А) = [A].
Различные варианты расчетов материального баланса рассмотрим далее на примере равновесия 2NO+Cl22NOCl.
Пример 1. По равновесным концентрациям реагентов, равным:
[NO] = 2 моль/л, [Cl2] = 1 моль/л, [NOCl] = 2 моль/л рассчитать начальные концентрации реагентов и константу равновесия.
Решение: на начало реакции продуктаNOClне было, поэтому Снач.(NOCl) = 0.
Из уравнения реакции видно, что для образования 2 моль/л NOClдолжно прореагировать столько жеNO(коэффициенты в уравнении одинаковые).
Следовательно, прореагировало NO: Ср(NO) = [NOCl] = 2 моль/л.
Тогда начальная концентрация NO:
Снач.(NO) = [NO] + Ср(NO) = 2 + 2 = 4 моль/л.
Расчет прореагировавшего Cl2 можно сделать уже двумя вариантами: либо черезNOCl(см. выше), либо по прореагировавшемуNO:
Из уравнения видно, что если в реакцию вступило Ср(NO), то с ним прореагировало в два раза меньшеCl2, т.е. Ср(Cl2) = 0,5Ср(NO) = 0,5·2 = 1 моль/л.
Тогда начальная концентрация Cl2:
Снач.(Cl2) = [Cl2] + Ср(Cl2) = 1 + 1 = 2 моль/л.
Рассчитаем константу равновесия:
Пример 2. По заданным начальным концентрациям Снач.(Cl2) = 2 моль/л, Снач.(NO) = 2 моль/л и К = 0,5 рассчитать равновесные концентрации [NO], [Cl2] и [NOCl] и степень протекания реакции поNO.
Решение: 2NO+Cl22NOCl
Решение данной задачи сводится к тому, чтобы в уравнении константы
равновесия вместо трех неизвестных иметь одно и через него выразить остальные.
Обозначим [NO] =x, и рассчитаем концентрацию прореагировавшегоNO: Ср(NO) = Снач.(NO) – [NO] = Снач.(NO) –x= 2 –x
Из уравнения реакции видно, что, сколько прореагирует NO, столько же получитсяNOCl, и это его равновесная концентрация, т.е. [NOCl] = 2 –x
Из уравнения реакции видно, что хлора прореагирует в 2 раза меньше, чем NO, т.е. Ср(Cl2) = 0,5Ср(NO) = 0,5(2 –x) = 1 – 0,5x.
Тогда [Cl2] = 2 – (1 – 0,5x) = 1 + 0,5x
Из константы равновесия рассчитаем [NO] =x:
; откудаx= 1,1 моль/л
Таким образом:
[NO] = 1,1 моль/л, [Cl2] = 1 + 0,5x= 1,55 моль/л,
[NOCl] = 2 –x= 0,9 моль/л
Степень протекания реакции по NO:
α = Ср(NO)/Снач.(NO) = (Снач.(NO) – [NO])/Снач.(NO) = (2 – 1,1)/2 = 0,45
α = 0,45 или 45 %.