- •Руководство
- •Оглавление
- •Глава 1. Растворы……………………..………………………………………………..…...7
- •Глава 2. Элементы химической термодинамики и био-
- •Глава 1. Растворы
- •1.1. Способы выражения концентрации растворов
- •Примеры решения задач Массовая доля компонента.
- •Молярная концентрация
- •Молярная концентрация эквивалента (нормальная концентрация)
- •Моляльная концентрация
- •Лабораторная работа Приготовление растворов заданной концентрации
- •Вопросы и задачи для самоподготовки.
- •1.2. Растворы сильных и слабых электролитов
- •Примеры решения задач
- •Вопросы и задачи для самоподготовки.
- •1.3. Автопротолиз воды. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатели. Гидролиз солей
- •Примеры решения задач
- •Гидролиз солей
- •1.4. Буферные растворы
- •Приготовление буферных растворов и определение буферной ёмкости
- •Примеры решения задач
- •Вопросы и задачи для самоподготовки.
- •1.5. Гетерогенное равновесие
- •Лабораторная работа Ислледование гетерогенных равновесий на реакциях ионного обмена
- •Примеры решения задач
- •Вопросы и задачи для самоподготовки
- •1.6. Коллигативные свойства растворов неэлектролитов
- •Примеры решения задач
- •Вопросы и задачи для самоподготовки.
- •Глава 2. Элементы химической термодинамики и биоэнергетики. Термохимия
- •Примеры решения задач
- •Вопросы и задачи для самоподготовки.
- •Глава 3. Химическая кинетика и катализ. Равновесие
- •3.1. Химическая кинетика и катализ
- •Скорость химической реакции
- •Примеры решения задач
- •Вопросы и задачи для самоподготовки.
- •3.2. Химическое равновесие
- •Химическое равновесие
- •Примеры решения задач
- •Вопросы и задачи для самоподготовки
- •Глава 4. Основы электрохимии
- •4.1. Электрическая проводимость растворов электролитов. Кондуктометрия
- •Кондуктометрические измерения
- •4.2. Потенциометрическое измерение рН растворов
- •Потенциометрическое измерение рН растворов
- •Примеры решения задач
- •Вопросы и задачи для самоподготовки
- •Глава 5. Поверхностные явления
- •5.1. Адсорбция на твердой поверхности
- •Адсорбция на твердом теле
- •Исходя из термодинамических представлений, д.Гиббс вывел зависимость между адсорбцией и поверхностным натяжением, т.Е. Уравнение изотермы адсорбции на жидкой поверхности: ,
- •Адсорбция на жидкой поверхности
- •5.3. Хроматография
- •Гель-фильтрация голубого декстрана и витамина в2 (рибофламина) на сефадексе g-25
- •Примеры решения задач
- •Вопросы и задачи для самоподготовки
- •Глава 6. Лиофобные коллоидные системы
- •6.1. Получение и очищение коллоидных растворов
- •Получение золей
- •6.2. Электрические свойства коллоидных систем
- •Определение знака заряда коллоидных частиц
- •6.3. Коагуляция в коллоидных растворах
- •Определение зависимости коагулирующей способности электролитов
- •Примеры решения задач
- •Вопросы и задачи для самоподготовки
- •Глава 7. Высокомолекулярные соединения
- •7.1. Свойства растворов высокомолекулярных соединений
- •Свойства растворов высокомолекулярных соединений
- •7.2. Вязкость растворов высокомолекулярных соединений
- •Вискозиметрическое определение молекулярной массы полиэтиленгликоля
- •Примеры решения задач
- •7.3. Углеводы
- •Определение константы скорости гидролиза сахарозы
- •Вопросы и задачи для самоподготовки
- •Глава 8. Мицеллярные поверхностно-активные вещества (системы с самопроизвольным мицеллообразованием, полуколлоиды)
- •Определение критической концентрации мицеллообразования методом измерения поверхностного натяжения
- •Вопросы и задачи для самоподготовки
- •Глава 9. Микрогетерогенные системы
- •Свойства эмульсий и пен
- •Примеры решения задач
- •Вопросы и задачи для самоподготовки
- •Образец билета модуля № 1 «Элементы общей химии. Поверхностные явления. Коллоидные системы»
- •Образец билета модуля № 2 «Микрогетерогенные системы»
Примеры решения задач
Пример 1. При состоянии равновесия в системе N2(г) + 3H2(г) ↔2NH3(г); Н = 92,4кДж концентрации веществ равны: [N2] = 3моль/л; [H2] = 9моль/л; [NH3] = 4моль/л. Определите: а) константу равновесия реакции; б) исходные концентрации N2 и H2; в) в каком направлении сместится равновесие с ростом температуры; с уменьшением объёма реакционного сосуда?
Решение: а) в соответствии с уравнением реакции константа равновесия определяется соотношением: Kс = = 0,0073.
Kс << 1, т.е. равновесие смещено влево, преобладает обратная реакция.
б) исходная концентрация вещества складывается из прореагировавшей и равновесной: C(N2) = C(N2) + [N2]; C(H2) = C(H2) + [H2].
Из уравнения реакции видно, что для образования 2 моль NH3 расходуется 1 моль N2 и 3 моль Н2. Т.к. в момент равновесия [NH3] = 4 моль/л, то С(N2) = 2 моль/л; C(H2) = 6 моль/л: C(N2) = 3 + 2 = 5 (моль/л), C(H2) = 9 + 6 = 15 (моль/л).
в) при увеличении температуры равновесие сместится влево, в сторону эндотермической реакции; при уменьшении объёма реакционного сосуда увеличивается давление и равновесие смещается вправо, в сторону уменьшения числа молей газовой смеси.
Ответ: Kс = 0,0073; 5 моль/л N2, 15 моль/л Н2.
Пример 2. Константа равновесия реакции FeO(K) + CO(г) Fe(K) + CO2(г) при некоторой температуре равна 0,5. Вычислите равновесные концентрации CO и CO2, если начальные концентрации составляли: C(CO2) = 0,05 моль/л; C(CO2) = 0,01 моль/л.
Решение: запишем выражение константы равновесия: Kс = = 0,5.
Пусть прореагировало х моль СО, тогда по уравнению реакции из х моль СО получилось х моль СО2. Тогда:
[CO] = C(CO) C'(CO) = (0,05 х) моль/л
58
[CO2] = C(CO2) C'(CO) = (0,01 + х) моль/л
Kс = = 0,5. Отсюда х = 0,01 моль.
Тогда равновесные концентрации будут равны:
[CO] = 0,05 0,01 = 0,04 (моль/л)
[CO2] = 0,01 + 0,01 = 0,02 (моль/л)
Ответ: [CO] = 0,04 M, [CO2] = 0,02 M.
Пример 3. При отравлениях арсенатами в крови обнаруживают ионы, способные замещатьионы в процессе метаболизма. Рассчитайте равновесную концентрациюионов в водном растворе, если [] =
104 моль/л, а константа равновесия для реакции ↔ H++ при 250 равна 1012.
Решение: 1) По закону действующих масс: Kс = = 1012.
2) По уравнению реакции [] = [H+] и пусть равнохмоль/л, тогдаKс = = 1012. Отсюда x == 108 моль/л.
Ответ: 108 моль/л.
Пример 4. Чему равна массовая доля водорода и йода, превращающихся в йодоводород, если они взяты в реакцию по 1 моль каждый, а константа равновесия при температуре опыта равна 4?
Решение: составим таблицу:
H2 + I2 ↔ 2HI
Взято, моль/л 1 1
К моменту равновесия прореагировало х х
Осталось 1х 1х
Образовалось 2х
Если равновесные концентрации водорода и йода составляют 1 х, а йодоводорода 2х моль/л, то
Kр = = 4, отсюдах = 0,5 (моль/л).
Таким образом, массовые доли Н2 и I2, превратившихся в HI, равны и составляют 50%.
Ответ: 50%.
59
Пример 5. Для реакции 2CO2 ↔ 2CO + O2 при 20000С состав равновесной смеси выражается объёмными долями: 85,2% CO2, 9,9%CO и 4,9%O2, а общее давление в системе составляет 101,3 кПа. Чему равна константа равновесия этой реакции при данной температуре, выраженная через:
а) парциальные давления реагирующих веществ (Kp),
б) их молярные концентрации (Kс)?
Решение: парциальное давление газа равно общему давлению, умноженному на объёмную долю газа в смеси, поэтому:
а) р(CO2) = 101,3.0,852 = 86,3 (кПа)
б) p(CO) = 101,3.0,099 = 10,0 (кПа)
в) p(O2) = 101,3.0,049 = 4,9 (кПа)
Kp == 0,067.
Для данной реакции n = 32= 1. Тогда Kр = = 3,6.
Ответ: Kp = 0,067; Kc = 3,6.
Пример 6. Какими способами в системе: 2SO2 + O2 ↔ 2SO3 H можно смещать равновесие в сторону большего выхода SO3 при заданной концентрации SO2?
Решение: по принципу Ле Шателье это достигается:
а) повышением концентрации О2;
б) уменьшением концентрации SO3 (удаления из сферы реакции);
в) повышением давления;
г) понижением температуры до такого ее значения, при котором скорость реакции еще достаточна для относительно быстрого достижения равновесия.