Контрольные вопросы

1. Что следует понимать под скоростью химической реакции? В чем физический смысл константы скорости реакции? От каких факторов она зависит?

2. Сформулировать закон действующих масс с использованием трех конкретных примеров.

3. Каков физический смысл константы химического равновесия и о каких факторов она зависит?

4. Сформулировать принцип Ле-Шателье применительно к пяти конкретным примерам химического равновесия. Перечислить факторы, влияющие на химическое равновесие, к действию которых обычно применяется принцип Ле-Шателье.

5. Вычислить константу химического равновесия реакции NaCl + H₂SO₄ = NaHSO₄ + HCl,если равновесные концентрации [NaCl] и [H₂SO₄] составляют no 1 моль/л, a [NaHSO₄] и [HCl]- по 0,4 моль/л.

6. Реакция протекает по уравнению:

Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + S + H₂O + SO₂

Как изменятся скорость реакции при разбавлении реагирующей смеси в 3 раза?

7. В обратимой реакции А + В = С + D исходные концентрации С_А =C_B= 1 моль/л, а константа равновесия К = 4. Вычислить равновесные концентрации [А] и [В].

8. Исходная концентрация кислорода в реакции 30₂.= 2O₃ равнялась 1,2 моль/л. Определить концентрации кислорода и озона в момент равновесия, если известно, что 75% О₂ превратилось в О₃. Чему равна константа равновесия?

^:

Лабораторная работа №4 буферные растворы. Буфетное действие Теоретическая часть

Растворы, обладающие способностью поддерживать определенное значение рН при разбавлении и при введении в раствор некоторых количеств кислоты или основания, называются буферными.

Способность раствора поддерживать определенное значение рН называется буферным действием. Буферное действие раствора измеряется буферной емкостью, то есть тем количеством щелочи или кислоты, которое требуется прибавить к раствору, чтобы его значение рН изменилось на единицу.

Наиболее эффективные буферные растворы готовят из смесей слабой кислоты и ее соли или слабого основания и его соли, например, СН₃СООН + CH₃COONa (ацетатная буферная смесь) или NH₄OH + NH₄Cl (аммонийно-аммиачная буферная смесь).

Буферное действие подобных смесей основано на следующих процессах. Если к буферному раствору прибавлять щелочь (в пределах буферной емкости), то она нейтрализуется слабой кислотой, например:

СН₃СООН + ОН^– = СН₃СОО^– + Н₂O

При добавлении к буферному раствору сильной кислоты ионы Н⁺ связываются с анионами слабой кислоты, образующейся при диссоциации соли, например:

H⁺ + СН₃СОО^– = СН₃СООН

Буферные растворы могут быть приготовлены также на основе кислоты и ее кислой соли (Н₃РO₄ + NaH₂PO₄, pH<7), двух кислых солей (NaH₂PO₄ + Na₂HPO₄, pH7), а также на основе соли, подвергающейся гидролизу, и другой кислой соли (Na₃РO₄ + Na₂HPO₄, рН>7).

Буферные растворы не только сами имеют устойчивый и определенный рН, но могут служить для установления такового и в других растворах.

Буферными способностями обладают природные воды, что позволяет им нейтрализовывать определенную часть кислоты, попадающей в результате выпадения «кислотных дождей».

Расчет рН буферного раствора

Рассмотрим равновесия в ацетатном буферном растворе.

CH₃COOH  H⁺ + CH₃COO^–

CH₃COONa  Na⁺ + CH₃COO^–

Равновесная концентрация ацетат-ионов определяется суммой концентраций этих ионов, получающихся при диссоциации кислоты и соли:

[CH₃COO^–] = С_соли + [CH₃COO^–]_кисл.

Концентрацией [CH₃COO^–]_кисл. можно пренебречь, так как равновесие процесса диссоциации кислоты сильно смещено влево. Тогда:

[CH₃COO^–] = С _соли ; [CH₃COOH] = С _{кислоты}

Поэтому,

К_д = С _соли* [H⁺] / С _{кислоты}

[H⁺] = К_{д кислоты}  С _{кислоты} / С _соли

Прологарифмируем выражение:

- lg[H⁺] = - lgK_{д кислоты} – lg (С _{кислоты} / С _соли)

рН = рК_д + lg С _соли / С _{кислоты}

Аммонийно-аммиачный буферный раствор состоит из смеси слабого основания NH₄OH и его соли NH₄Cl.

Рассмотрим равновесия в аммиачном буферном растворе.

NH₄OH  NH₄⁺ + OH^–

NH₄Cl  NH₄⁺ + Cl^–

К_д = [NH₄⁺] [OH^–] / [NH₄OH] = 1,8  10^–5

Равновесная концентрация ионов аммония определяется суммой концентраций этих ионов, получающихся при диссоциации основания и соли: [NH₄⁺] = С_соли + [NH₄⁺]_осн.

Концентрацией [NH₄⁺]_осн. можно пренебречь, так как равновесие процесса диссоциации аммиака сильно смещено влево. Тогда:

[NH₄⁺] = С_соли; [NH₄OH] = С_{основания}

Поэтому: К_д = С_соли *[ОH^–] / С_{основания}

[ОH^-] = К_{д основания} ∙ С_{основания} / С_соли

[H⁺] = (K_w / K_{д основания}) *( С_соли ∕ С_{основания})

- lg[H⁺] = - lg K_w + lgK_{д кислоты} – lg (С_{основания} / С_соли )

рН = рK_w + рK_{д кислоты} – lg (С_{основания} / С_соли )

рОН = рК + lg С_соли / С_{основания}

рН =14 – рОН