Общая химия. Избранные главы - Вольхин В.В.
ISBN 5-88151-282-0
Скачать (прямая ссылка):
3.45. Вычислите растворимость S оксалата кальция CaC2O4 в следующих средах: а) в воде, б) в 0,01 M HCl. Объясните причину повышения растворимости CaC2O4 в кислой среде.
3.46. Известно, что в кислой среде H2S(P) осаждает NiS, но не осаждает ZnS. Вычислите предельные значения [H+], выше которых не происходит осаждение каждого из указанных сульфидов при условиях: [Ni2+] = [Zn2+] =0,15 Ми [H2S] = = 0,10 М. Для H2S(p) можно оперировать с равновесием:
H2S(P)-I- 2Н20(Ж) "=*= 2H3O+(P) + S2-(p).
3.47. Выполните необходимые расчеты, чтобы определить, возможно или нет осажде-
ние MnS из раствора под действием H2S(P), если раствор насыщают H2S(r) при P||,,s = 1 атм. AT1(H2S) = 1,05-10"1 моль/(л- атм).
3.48. Растворимость Al(OH)3 связана с образованием преимущественно ионов А13+(р) и Al(OH)4-(P). Следовательно, можно записать: 5{Al(OH)3} = [Al3+] + [Al(OH)4-].
Ионные равновесия в растворах
169
Выразите величины [Al3+] и [Al(OH)4 ] через известные константы и получите их зависимости от pH растворов. Вычислите значения 5{Al(OH)3} при pH 5,0 и 12,0. Сделайте вывод о том, каков вклад ионов А13+(Р) и А1(ОН)4~(Р) в растворимость At(OH)3 при разных pH растворов.
3.49. Процесс ионизации H2S включает в себя две ступени:
H2S(P) + H2O0K, *=* Н30+(р) + HS~(p). AT1C 1.0-10"7, HS (р) + H2O0K) **г Н30Н(Р) + S2 (р), КК2= 1,3 - IO 13.
Вычислите концентрационные константы кислотности H2S0,) при I = 0,1. При вычислении коэффициентов активности можно использовать уравнение Девиса. Для нейтральных форм примите у -» 1.
3.50. Раствор содержит 0,010 MH2SO3 и 0,100 M KCl. а) Вычислите концентрацию в растворе ионов HSO3", образовавшихся при диссоциации H2SO3 по первой ступени, полагая раствор идеальным; б) вычислите те же характеристики с учетом коэффициентов активности ионов, соответствующих заданной ионной силе раствора. Сопоставьте результаты вычислений по обоим вариантам.
3.51. В гальваническом элементе протекает окислительно-восстановительная реакция
Zn(K) +PbSO4(K) РЬ(к) + Zn2+(P) + S042-(p), Е° = 0,41 В.
Заданы условия: [ZnSO4] = 0,002 M1T= 298 К.
а) Напишите уравнения полуреакций; б) представьте уравнение Нернста в форме, учитывающей коэффициенты активности ионов, в) вычислите величину E с учетом неидеальности раствора.
170
В.В. Вольхин. Общая химия
Кинетика химических реакций
4.1. Скорость и механизм химических реакций
Химическая термодинамика как наука ограничивается описанием преимущественно химического равновесия. Результаты термодинамических расчетов указывают направление химической реакции, которое приводит ее к состоянию химического равновесия, позволяют определить выход реакции и состав равновесной реакционной смеси (в зависимости от состава исходной смеси, температуры и давления). Поскольку химическая термодинамика учитывает только параметры начального и конечного состояния системы, то при термодинамическом анализе химических реакций игнорируются промежуточные стадии процесса, которые реализуются в ходе превращения реагентов в продукты реакции. Но именно они определяют не только скорость, но и путь (возможно несколько путей) прохождения реакции. Таким образом, химическая термодинамика указывает лишь на возможность химического превращения, но не дает ответа на вопросы об их скорости и механизме.
Жизненный опыт убеждает, что некоторые термодинамически нестабильные вещества могут существовать в течение неопределенно долгого промежутка времени. Более того, в результате синтеза из одних и тех же исходных веществ могут одновременно образовываться разные продукты, в том числе термодинамически не самые стабильные. Так, из «синтез-газа», включающего в основном СО и H2, в ходе каталитических процессов получается смесь углеводородов, состав которых характеризуется общей формулой С„Н2„+2, а также в той или иной мере - олефины, метанол и другие органические вещества. Конечные результаты во многом зависят от условий синтеза. Выбор факторов, определяющих высокую скорость химических реакций, и условий, способствующих образованию нужных продуктов (из числа термодинамически возможных), осуществляют с помощью химической кинетики.
Химическая кинетика - учение о скоростях и механизме химических реакций.
Изложение представлений о скорости реакции и первичные сведения о факторах, влияющих на ее величину, приведены в любом учебнике химии.
Данная глава посвящена более детальному обсуждение химической кинетики, составляющей наряду с химической термодинамикой теоретическую основу науки о химических превращениях.
Скорость реакции. Изменение количества вещества, участвующего в реакции, в единицу времени в единице объема характеризует скорость реакции:
Кинетика химических реакций
171
(4.1)
где п - число молей реагента или продукта реакции. Положительный знак в уравнении соответствует увеличению количества продукта реакции, а отрицательный - уменьшению количества реагента. При этом скорость реакции всегда остается положительной величиной. Поскольку количества всех веществ, участвующих в реакции, взаимосвязаны, то нет необходимости указывать скорости образования или расходования каждого из них. Величины скоростей реакций, определенные по разным веществам, пропорциональны их стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.
