Când se elaborează o ecuație pentru o reacție redox (ORR), este necesar să se determine agentul reducător, agentul de oxidare și numărul de electroni dați și primiți. Coeficienții stoichiometrici OVR sunt selectați fie folosind metoda echilibrului electronilor, fie metoda echilibrului electron-ion (cea din urmă este numită și metoda semireacției). Să ne uităm la câteva exemple. Ca exemplu de compilare a ecuațiilor OVR și de selectare a coeficienților stoichiometrici, analizăm procesul de oxidare a disulfurei de fier (II) (pirită) cu acid azotic concentrat: În primul rând, determinăm posibilii produși de reacție. Acidul azotic este un agent oxidant puternic, astfel încât ionul sulfură poate fi oxidat fie la starea de oxidare maximă S (H2S04), fie la S (SO2), iar Fe la Fe, în timp ce HN03 poate fi redus la N0 sau N02 (multul de produse specifice se determină concentrațiile de reactivi, temperatura etc.). Să alegem următoarea opțiune posibilă: H20 va fi în partea stângă sau dreaptă a ecuației, nu știm încă. Există două metode principale de selectare a coeficienților. Să aplicăm mai întâi metoda echilibrului electron-ion. Esența acestei metode este în două afirmații foarte simple și foarte importante. În primul rând, această metodă ia în considerare tranziția electronilor de la o particulă la alta cu luarea în considerare obligatorie a naturii mediului (acid, alcalin sau neutru). În al doilea rând, atunci când se compilează ecuația echilibrului electron-ion, sunt scrise doar acele particule care există efectiv în cursul unui OVR dat - doar cationii sau anonii existenți cu adevărat sunt scrisi sub formă de ioni; Substanțele de puțin diosociru-yushchne, insolubile sau eliberate sub formă de gaz sunt scrise în formă moleculară. La alcătuirea unei ecuații pentru procesele de oxidare și reducere, pentru a egaliza numărul de atomi de hidrogen și oxigen, se introduc (în funcție de mediu) fie molecule de apă și ioni de hidrogen (dacă mediul este acid), fie molecule de apă și ioni de hidroxid. (dacă mediul este alcalin). Considerăm pentru cazul nostru semireacția de oxidare. Moleculele de FeS2 (o substanță slab solubilă) sunt transformate în ioni de Fe3+ (nitratul de fier (II) se disociază complet în ioni) și ioni de sulfat S042" (disocierea H2SO4): Luați în considerare semireacția de reducere a nitraților: pentru a egaliza oxigenul, adăugați 2 în partea dreaptă a moleculelor de apă, iar în stânga - 4 ioni H +: Pentru a egaliza sarcina în partea stângă (sarcină +3), adăugați 3 electroni: În final, avem: Reducerea ambelor părți cu 16H + și 8H20, avem obțineți ecuația ionică finală redusă a reacției redox: prin adăugarea numărului corespunzător de ioni NOJ nH+ de ambele părți ale ecuației, găsim ecuația moleculară a reacției: În plus, am luat în considerare influența mediului și am determinat „automat” că H20 se află în partea dreaptă a ecuației. Nu există nicio îndoială că această metodă are o mare semnificație chimică. Metoda echilibrului empiric. Esența metodei de aflare a coeficienților stoichiometrici în ecuațiile OVR este determinarea obligatorie a stărilor de oxidare ale atomilor elementelor implicate în OVR. Folosind această abordare, egalăm din nou reacția (11.1) (mai sus am aplicat metoda semireacțiilor acestei reacții). Procesul de reducere este descris simplu: este mai dificil să se elaboreze o schemă de oxidare, deoarece două elemente sunt oxidate simultan - Fe și S. Puteți atribui o stare de oxidare de +2 fierului, sulfului - 1 și luați în considerare că există doi atomi de S per atom de Fe: Puteți, totuși, să faceți fără determinarea stărilor de oxidare și să scrieți o schemă asemănătoare cu schema (11.2): Partea dreaptă are o sarcină de +15, partea stângă are o sarcină de 0 , deci FeS2 trebuie să cedeze 15 electroni. Notăm echilibrul general: trebuie să „înțelegem” mai mult ecuația rezultată - arată că 5 molecule HN03 sunt folosite pentru a oxida FeS2 și alte 3 molecule HNO sunt necesare pentru a forma Fe(N03)j: Pentru a egaliza hidrogenul și oxigen, în partea dreaptă trebuie să adăugați 2 molecule de H2O: metoda echilibrului electron-ion este mai versatilă decât metoda echilibrului electronic și are un avantaj incontestabil în selectarea coeficienților în multe OTS, în special, cu participarea compuși organici, în care chiar și procedura de determinare a stărilor de oxidare este foarte complicată. - Luați în considerare, de exemplu, procesul de oxidare a etilenei, care are loc atunci când este trecut printr-o soluție apoasă de permanganat de potasiu. Ca urmare, etilena este oxidată la etilenglicol HO - CH2 - CH2 - OH, iar permanganatul este redus la oxid de mangan (TV), în plus, după cum va fi evident din ecuația bilanțului final, în dreapta se formează și hidroxid de potasiu. : După efectuarea reducerilor necesare ale unor astfel de termeni, scriem ecuația în forma moleculară finală * Influența mediului asupra naturii fluxului OVR Exemplele (11.1) - (11.4) ilustrează clar „tehnica” de utilizare a metoda echilibrului electron-ion în cazul curgerii OVR într-un mediu acid sau alcalin. Natura mediului înconjurător! influențează cursul unuia sau altuia OVR; pentru a „simți” această influență, să luăm în considerare comportamentul aceluiași agent oxidant (KMnO4) în diferite medii, recuperând până la Mn+4. (Mn0j), iar minimul - în puterea ultimului, în care Shaiyaaapsya a crescut până la (mvnganat-nOn Mn042"). Acest lucru este explicat după cum urmează. Acizii liniei de disociere formează ioni de hidroxid ffjO +, care polarizează puternic ionii de 4 "MoOH Slăbesc legăturile manganului cu oxigenul (întărind astfel acțiunea agentului reducător) .. Într-un mediu neutru, efectul de polarizare al moleculelor de apă este semnificativ c-aafep. >"ioni de MnO; mult mai putin polarizat. Într-un mediu puternic alcalin, ionii de hidroxid „chiar întăresc legătura Mn-O, drept urmare eficacitatea agentului reducător scade și MnO^ acceptă doar un electron. Un exemplu de comportare a permanganatului de potasiu într-un mediu neutru este reprezentat de reacția (11.4). Să dăm, de asemenea, un exemplu de reacții care implică KMnOA în medii acide și alcaline

Când se elaborează o ecuație pentru o reacție redox, este necesar să se determine agentul reducător, agentul de oxidare și numărul de electroni dați și primiți. Există în principal două metode de compilare a ecuațiilor reacțiilor redox:
1) balanță electronică– pe baza determinării numărului total de electroni care se deplasează de la agentul reducător la agentul oxidant;
2) echilibru ion-electronic- prevede compilarea separată a ecuațiilor pentru procesul de oxidare și reducere cu însumarea lor ulterioară într-o metodă comună de ecuație ionică-semi-reacție. În această metodă, este necesar să se găsească nu numai coeficienții pentru agentul reducător și agentul de oxidare, ci și pentru moleculele mediului. În funcție de natura mediului, numărul de electroni acceptați de agentul de oxidare sau pierduți de agentul reducător poate varia.
1) Balanța electronică - o metodă de găsire a coeficienților în ecuațiile reacțiilor redox, care are în vedere schimbul de electroni între atomi de elemente care își schimbă starea de oxidare. Numărul de electroni donați de agentul reducător este egal cu numărul de electroni primiți de agentul de oxidare.

Ecuația este compilată în mai multe etape:

1. Notează schema de reacție.

KMnO 4 + HCl → KCl + MnCl 2 + Cl 2 + H 2 O

2. Puneți stările de oxidare deasupra semnelor elementelor care se schimbă.

KMn +7 O 4 + HCl -1 → KCl + Mn +2 Cl 2 + Cl 2 0 + H 2 O

3. Alocați elemente care modifică gradul de oxidare și determină numărul de electroni dobândiți de agentul oxidant și cedați de agentul reducător.

Mn +7 + 5ē = Mn +2

2Cl -1 - 2ē \u003d Cl 2 0

4. Egalizarea numărului de electroni dobândiți și donați, stabilindu-se astfel coeficienții pentru compuși în care există elemente care modifică starea de oxidare.

Mn +7 + 5ē = Mn +2 2

2Cl -1 - 2ē \u003d Cl 2 0 5

––––––––––––––––––––––––

2Mn +7 + 10Cl -1 = 2Mn +2 + 5Cl 2 0

5. Coeficienții sunt selectați pentru toți ceilalți participanți la reacție. În acest caz, 10 molecule de HCl participă la procesul de reducere și 6 la procesul de schimb ionic (legarea ionilor de potasiu și mangan).

2KMn +7 O 4 + 16HCl -1 = 2KCl + 2Mn +2 Cl 2 + 5Cl 2 0 + 8H 2 O

2) Metoda echilibrului ion-electron.

1. Notează schema de reacție.

K 2 SO 3 + KMnO 4 + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 2 O

2. Scrieți scheme de semireacții, folosind particule prezente efectiv (molecule și ioni) în soluție. În același timp, însumăm bilanțul material, adică. numărul de atomi ai elementelor care participă la semireacția din partea stângă trebuie să fie egal cu numărul lor din dreapta. Forme oxidate și reduse oxidantul și reductorul diferă adesea în conținutul de oxigen (comparați Cr 2 O 7 2− și Cr 3+). Prin urmare, atunci când se compilează ecuații de semireacție folosind metoda echilibrului electron-ion, acestea includ perechi H + /H 2 O (pentru acid mediu) și OH - / H 2 O (pentru alcalin mediu inconjurator). Dacă în timpul trecerii de la o formă la alta, forma originală (de obicei − oxidat) își pierde ionii de oxid (prezentați mai jos între paranteze drepte), aceștia din urmă, deoarece nu există în formă liberă, trebuie să fie în acid mediu sunt combinate cu cationi de hidrogen, iar în alcalin mediu - cu molecule de apă, ceea ce duce la formare molecule de apă(în mediu acid) și ioni de hidroxid(în mediu alcalin):

mediu acid+ 2H + = H 2 O exemplu: Cr 2 O 7 2− + 14H + = 2Cr 3+ + 7H 2 O
mediu alcalin+ H 2 O \u003d 2 OH - exemplu: MnO 4 - + 2H 2 O \u003d MnO 2 + 4OH -

lipsă de oxigenîn forma originală (mai des în forma restaurată) comparativ cu forma finală se compensează prin adăugare molecule de apă(în acid mediu) sau ioni de hidroxid(în alcalin mediu inconjurator):

mediu acid H 2 O = + 2H + exemplu: SO 3 2- + H 2 O = SO 4 2- + 2H +
mediu alcalin 2 OH - \u003d + H 2 O exemplu: SO 3 2- + 2OH - \u003d SO 4 2- + H 2 O

MnO 4 - + 8H + → Mn 2+ + 4H 2 O reducere

SO 3 2- + H 2 O → SO 4 2- + 2H + oxidare

3. Însumăm balanța electronică, urmărind necesitatea egalității sarcinii totale în părțile din dreapta și din stânga ecuațiilor semireacției.

În exemplul de mai sus, în partea dreaptă a ecuației semireacției de reducere, sarcina totală a ionilor este +7, în stânga - +2, ceea ce înseamnă că trebuie adăugați cinci electroni în partea dreaptă:

MnO 4 - + 8H + + 5ē → Mn 2+ + 4H 2 O

În ecuația semireacției de oxidare, sarcina totală pe partea dreaptă este -2, pe partea stângă 0, ceea ce înseamnă că doi electroni trebuie scăzuți din partea dreaptă:

SO 3 2- + H 2 O - 2ē → SO 4 2- + 2H +

Astfel, în ambele ecuații, echilibrul ion-electron este implementat și este posibil să se pună semne egale în loc de săgeți în ele:

MnO 4 - + 8H + + 5ē \u003d Mn 2+ + 4H 2 O

SO 3 2- + H 2 O - 2ē \u003d SO 4 2- + 2H +

4. Urmând regula privind necesitatea egalității numărului de electroni acceptați de agentul oxidant și cedați de agentul reducător, găsim cel mai mic multiplu comun pentru numărul de electroni din ambele ecuații (2∙5 = 10).

5. Înmulțim cu coeficienții (2.5) și însumăm ambele ecuații adunând părțile din stânga și din dreapta ambelor ecuații.

MnO 4 - + 8H + + 5ē \u003d Mn 2+ + 4H 2 O 2

SO 3 2- + H 2 O - 2ē \u003d SO 4 2- + 2H + 5

–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––

2MnO 4 - + 16H + + 5SO 3 2- + 5H 2 O = 2Mn 2+ + 8H 2 O + 5SO 4 2- + 10H +

2MnO 4 - + 6H + + 5SO 3 2- = 2Mn 2+ + 3H 2 O + 5SO 4 2-

sau sub formă moleculară:

5K 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 6K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 3H 2 O

Această metodă are în vedere trecerea electronilor de la un atom sau ion la altul, ținând cont de natura mediului (acid, alcalin sau neutru) în care are loc reacția. Într-un mediu acid, în ecuațiile semireacției, pentru egalizarea numărului de atomi de hidrogen și oxigen, se folosesc ionii de hidrogen H + și moleculele de apă, în cel de bază, ionii de hidroxid OH - și moleculele de apă. În consecință, în produsele obținute, în partea dreaptă a ecuației electron-ionice, vor exista ioni de hidrogen (și nu ionii de hidroxid) și molecule de apă (mediu acid) sau ioni de hidroxid și molecule de apă (mediu alcalin). Deci, de exemplu, ecuația pentru semireacția de reducere a unui ion permanganat într-un mediu acid nu poate fi compilată cu prezența ionilor de hidroxid pe partea dreaptă:

MnO 4 - + 4H 2 O + 5ē \u003d Mn 2+ + 8OH -.

Corect: MnO 4 - + 8H + + 5ē \u003d Mn 2+ + 4H 2 O

Adică atunci când scrii un electronic ecuații ionice se procedează de la compoziţia ionilor prezenţi efectiv în soluţie. În plus, ca și în prepararea ecuațiilor ionice abreviate, substanțele care sunt slab disociante, slab solubile sau eliberate sub formă de gaz ar trebui scrise în formă moleculară.

Întocmirea ecuațiilor reacțiilor redox folosind metoda semireacției conduce la același rezultat ca și metoda echilibrului electronic.

Să comparăm ambele metode. Avantajul metodei semireacției în comparație cu metoda echilibrului electronic este că că folosește nu ioni ipotetici, ci reali.

Când se utilizează metoda semireacției, nu este necesar să se cunoască starea de oxidare a atomilor. Este necesar să se înțeleagă scrierea ecuațiilor individuale de semireacție ionică procese chimiceîntr-o celulă galvanică și în electroliză. Cu această metodă, este vizibil rolul mediului ca participant activ în întregul proces. În cele din urmă, atunci când se folosește metoda semireacției, nu este necesar să se cunoască toate substanțele rezultate, acestea apar în ecuația reacției la derivarea acesteia. Prin urmare, metoda semireacțiilor ar trebui să fie preferată și utilizată în pregătirea ecuațiilor pentru toate reacțiile redox care apar în soluții apoase.

În această metodă, se compară stările de oxidare ale atomilor din substanțele inițiale și finale, ghidându-se după regula: numărul de electroni donați de agentul reducător trebuie să fie egal cu numărul de electroni atașați agentului oxidant. Pentru a întocmi o ecuație, trebuie să cunoașteți formulele reactanților și produșilor de reacție. Acestea din urmă sunt determinate fie empiric, fie pe baza proprietăților cunoscute ale elementelor.

Metoda echilibrului ion-electron este mai versatilă decât metoda echilibrului electronic și are un avantaj incontestabil în selectarea coeficienților în multe reacții redox, în special, cu participarea compușilor organici, în care chiar și procedura de determinare a stărilor de oxidare este foarte complicat.

Luați în considerare, de exemplu, procesul de oxidare a etilenei care are loc atunci când este trecut printr-o soluție apoasă de permanganat de potasiu. Ca rezultat, etilena este oxidată la etilen glicol HO-CH 2 -CH 2 -OH, iar permanganatul este redus la oxid de mangan (IV), în plus, după cum va fi evident din ecuația bilanțului final, se formează și hidroxid de potasiu pe dreapta:

KMnO 4 + C 2 H 4 + H 2 O → C 2 H 6 O 2 + MnO 2 + KOH

Ecuația semireacției de reducere și oxidare:

MnO 4 - + 2H 2 O + 3e \u003d MnO 2 + 4OH - 2 recuperare

C 2 H 4 + 2OH - - 2e \u003d C 2 H 6 O 2 3 oxidare

Rezumăm ambele ecuații, scădem ionii de hidroxid prezenți pe partea stângă și dreaptă.

Obtinem ecuatia finala:

2KMnO 4 + 3C 2 H 4 + 4H 2 O → 3C 2 H 6 O 2 + 2MnO 2 + 2KOH

Când se utilizează metoda echilibrului ion-electron pentru a determina coeficienții în reacțiile care implică compuși organici, este convenabil să se ia în considerare stările de oxidare ale atomilor de hidrogen egale cu +1, oxigen -2 și să se calculeze carbonul folosind balanța pozitivă și sarcini negativeîntr-o moleculă (ion). Deci, într-o moleculă de etilenă, sarcina totală este zero:

4 ∙ (+1) + 2 ∙ X \u003d 0,

înseamnă gradul de oxidare a doi atomi de carbon - (-4) și a unuia (X) - (-2).

În mod similar, în molecula de etilenglicol C 2 H 6 O 2 găsim starea de oxidare a carbonului (X):

2 ∙ X + 2 ∙ (-2) + 6 ∙ (+1) = 0, X = -1

În unele molecule de compuși organici, un astfel de calcul conduce la o valoare fracțională a stării de oxidare a carbonului, de exemplu, pentru o moleculă de acetonă (C 3 H 6 O), aceasta este -4/3. Ecuația electronică estimează sarcina totală a atomilor de carbon. Într-o moleculă de acetonă, este -4.

Informații similare.

Care studiază relațiile cantitative dintre substanțele care au intrat în reacție și s-au format în timpul acesteia (din altă greacă „stechion” – „compoziție elementară”, „meitren” – „măsur”).

Stoichiometria este cea mai importantă pentru calculele de materiale și energie, fără de care este imposibil să se organizeze orice producție chimică. Stoichiometria chimică vă permite să calculați cantitatea de materii prime necesară pentru o anumită producție, ținând cont de performanța dorită și de posibilele pierderi. Nicio întreprindere nu poate fi deschisă fără calcule preliminare.

Un pic de istorie

Însuși cuvântul „stoichiometrie” este o invenție a chimistului german Jeremy Benjamin Richter, propusă de acesta în cartea sa, în care a fost descrisă pentru prima dată ideea posibilității calculelor folosind ecuații chimice. Mai târziu, ideile lui Richter au primit justificare teoretică odată cu descoperirea legilor lui Avogadro (1811), a lui Gay-Lussac (1802), a legii constanței compoziției (J.L. Proust, 1808), a raporturilor multiple (J. Dalton, 1803) și a dezvoltării teoria atomică și moleculară. Acum aceste legi, precum și legea echivalentelor, formulată de însuși Richter, se numesc legile stoichiometriei.

Conceptul de „stoichiometrie” este folosit atât în ​​raport cu substanțele, cât și cu reacțiile chimice.

Ecuații stoichiometrice

Reacții stoichiometrice - reacții în care substanțele inițiale interacționează în anumite rapoarte, iar cantitatea de produse corespunde calculelor teoretice.

Ecuațiile stoichiometrice sunt ecuații care descriu reacțiile stoichiometrice.

Ecuațiile stoichiometrice) arată relațiile cantitative dintre toți participanții la reacție, exprimate în moli.

Majoritatea nu reacții organice- stoichiometrice. De exemplu, trei reacții succesive pentru a produce acid sulfuric din sulf sunt stoichiometrice.

S + O 2 → SO 2

SO 2 + ½O 2 → SO 3

SO3 + H2O → H2SO4

Calculele folosind aceste ecuații de reacție pot determina cât de mult trebuie luată fiecare substanță pentru a obține o anumită cantitate de acid sulfuric.

Majoritatea reacțiilor organice sunt nestoichiometrice. De exemplu, ecuația de reacție pentru cracarea etanului arată astfel:

C2H6 → C2H4 + H2.

Cu toate acestea, în realitate, în timpul reacției, se vor obține întotdeauna cantități diferite de produse secundare - acetilenă, metan și altele, care nu pot fi calculate teoretic. Unele reacții anorganice sfidează și calculele. De exemplu, nitrat de amoniu:

NH4NO3 → N2O + 2H2O.

Merge în mai multe direcții, deci este imposibil să se determine câtă materie primă trebuie luată pentru a obține o anumită cantitate de oxid nitric (I).

Stoichiometria este baza teoretică a producției chimice

Toate reacțiile care sunt utilizate în sau în producție trebuie să fie stoichiometrice, adică supuse unor calcule precise. Uzina sau fabrica vor fi profitabile? Stoichiometria vă permite să aflați.

Pe baza ecuațiilor stoichiometrice se realizează o bilanţ teoretică. Este necesar să se determine cât de mult din materiile prime va fi necesară pentru a obține cantitatea dorită de produs de interes. În continuare, sunt efectuate experimente operaționale, care vor arăta consumul real al materiilor prime și randamentul produselor. Diferența dintre calculele teoretice și datele practice vă permite să optimizați producția și să evaluați eficiența economică viitoare a întreprinderii. Calculele stoichiometrice fac, de asemenea, posibilă compilarea bilanțului termic al procesului pentru a selecta echipamentele, a determina masele de produse secundare formate care vor trebui îndepărtate și așa mai departe.

Substanțe stoichiometrice

Potrivit legii constanței compoziționale propusă de J.L. Proust, orice substanță chimică are o compoziție constantă, indiferent de metoda de preparare. Aceasta înseamnă că, de exemplu, într-o moleculă de acid sulfuric H 2 SO 4, indiferent de metoda prin care a fost obținut, vor exista întotdeauna un atom de sulf și patru atomi de oxigen la doi atomi de hidrogen. Toate substanțele care au o structură moleculară sunt stoichiometrice.

Cu toate acestea, substanțele sunt larg răspândite în natură, a căror compoziție poate diferi în funcție de metoda de preparare sau de sursa de origine. Marea majoritate a acestora sunt substanțe cristaline. S-ar putea spune chiar că pentru solide, stoichiometria este mai degrabă excepția decât regula.

De exemplu, luați în considerare compoziția carburii și oxidului de titan bine studiat. În oxid de titan TiO x X=0,7-1,3, adică de la 0,7 la 1,3 atomi de oxigen per atom de titan, în carbură TiC x X=0,6-1,0.

Nestoichiometrice solide se explică printr-un defect interstițial la nodurile rețelei cristaline sau, dimpotrivă, prin apariția de goluri la noduri. Astfel de substanțe includ oxizi, siliciuri, boruri, carburi, fosfuri, nitruri și alte substanțe anorganice, precum și cele organice cu molecul mare.

Și, deși dovezile pentru existența compușilor cu o compoziție variabilă au fost prezentate abia la începutul secolului al XX-lea de către I.S. Kurnakov, astfel de substanțe sunt adesea numite berthollide cu numele omului de știință K.L. Berthollet, care a sugerat că compoziția oricărei substanțe se schimbă.

Pentru fiecare substanță din reacție, există următoarele cantități de substanță:

Cantitatea inițială a i-a substanță (cantitatea de substanță înainte de începerea reacției);

Cantitatea finală a i-a substanță (cantitatea de substanță la sfârșitul reacției);

Cantitatea de substanță reacționată (pentru substanțele inițiale) sau formată (pentru produșii de reacție).

Deoarece cantitatea unei substanțe nu poate fi negativă, pentru substanțele inițiale

De când >.

Pentru produsele de reacție >, prin urmare, .

Raporturi stoichiometrice - raporturi între cantitățile, mase sau volume (pentru gaze) de substanțe sau produși de reacție, calculate pe baza ecuației reacției. Calculele folosind ecuații de reacție se bazează pe legea de bază a stoichiometriei: raportul dintre cantitățile de substanțe care reacţionează sau formate (în moli) este egal cu raportul coeficienţilor corespunzători din ecuaţia de reacţie (coeficienţii stoichiometrici).

Pentru reacția aluminotermă descrisă de ecuație:

3Fe 3 O 4 + 8Al = 4Al 2 O 3 + 9Fe,

cantităţile de substanţe reacţionate şi produşi de reacţie sunt legate ca

Pentru calcule, este mai convenabil să folosiți o altă formulare a acestei legi: raportul dintre cantitatea de substanță reacționată sau formată ca urmare a unei reacții și coeficientul său stoechiometric este o constantă pentru o reacție dată.

În general, pentru o reacție a formei

aA + bB = cC + dD,

unde literele mici denotă coeficienți, iar literele mari - substanțe chimice, cantitățile de reactanți sunt legate prin raportul:

Oricare doi termeni ai acestui raport, legați prin egalitate, formează proporția unei reacții chimice: de exemplu,

Dacă masa substanței formate sau reacționate a reacției este cunoscută pentru reacție, atunci cantitatea acesteia poate fi găsită prin formula

iar apoi, folosind proporția reacției chimice, poate fi găsită pentru substanțele rămase ale reacției. O substanță, după masă sau cantitatea căreia se găsesc masele, cantitățile sau volumele altor participanți la reacție, este uneori numită substanță de referință.

Dacă sunt date masele mai multor reactivi, atunci calculul maselor substanțelor rămase se efectuează în funcție de substanța care este insuficientă, adică este complet consumată în reacție. Cantitățile de substanțe care se potrivesc exact cu ecuația reacției fără exces sau deficiență se numesc mărimi stoichiometrice.

Astfel, în sarcinile legate de calcule stoichiometrice, acțiunea principală este găsirea substanței de referință și calcularea cantității acesteia care a intrat sau s-a format ca urmare a reacției.

Calculul cantității de solid individual

unde este cantitatea de solid individual A;

Masa solidului individual A, g;

Masa molară a substanței A, g/mol.

Calculul cantității de mineral natural sau amestec de solide

Să fie dat pirita minerală naturală, a cărei componentă principală este FeS 2 . În plus față de aceasta, compoziția piritei include impurități. Conținutul de component sau impurități principale este indicat în procente de masă, de exemplu, .

Dacă conținutul componentei principale este cunoscut, atunci

Dacă conținutul de impurități este cunoscut, atunci

unde este cantitatea de substanță individuală FeS 2, mol;

Masa mineralului pirita, g.

În mod similar, cantitatea unui component dintr-un amestec de solide este calculată dacă se cunoaște conținutul său în fracții de masă.

Calculul cantității de substanță dintr-un lichid pur

Dacă masa este cunoscută, atunci calculul este similar cu calculul pentru un solid individual.

Dacă volumul lichidului este cunoscut, atunci

1. Aflați masa acestui volum de lichid:

m f = V f s f,

unde m W este masa lichidului g;

V W - volumul lichidului, ml;

c w este densitatea lichidului, g/ml.

2. Aflați numărul de moli de lichid:

Această tehnică este potrivită pentru orice starea de agregare substante.

Determinați cantitatea de substanță H 2 O în 200 ml apă.

Soluție: dacă temperatura nu este specificată, atunci se presupune că densitatea apei este de 1 g / ml, atunci:

Calculați cantitatea de dizolvat într-o soluție dacă este cunoscută concentrația acestuia

Dacă se cunosc fracția de masă a substanței dizolvate, densitatea soluției și volumul acesteia, atunci

m r-ra \u003d V r-ra s r-ra,

unde m p-ra este masa soluției, g;

V p-ra - volumul soluției, ml;

cu r-ra - densitatea soluției, g / ml.

unde este masa substanței dizolvate, g;

Fracția de masă a substanței dizolvate, exprimată în %.

Se determină cantitatea de substanță de acid azotic în 500 ml dintr-o soluție acidă 10% cu o densitate de 1,0543 g/ml.

Determinați masa soluției

m r-ra \u003d V r-ra s r-ra \u003d 500 1,0543 \u003d 527,150 g

Determinați masa HNO3 pur

Determinați numărul de moli de HNO3

Dacă se cunosc concentrația molară a substanței și a substanței și volumul soluției, atunci

unde este volumul soluției, l;

Concentrația molară a i-a substanță în soluție, mol/l.

Calculul cantității unei substanțe gazoase individuale

Dacă este dată masa unei substanțe gazoase, atunci aceasta se calculează prin formula (1).

Dacă volumul măsurat în condiții normale este dat, atunci conform formulei (2), dacă volumul unei substanțe gazoase este măsurat în orice alte condiții, atunci conform formulei (3), formulele sunt date la paginile 6-7.

Unul dintre cele mai importante concepte chimice, pe care se bazează calculele stoichiometrice, este cantitatea chimică a unei substanțe. Cantitatea unei substanțe X se notează cu n(X). Unitatea de măsură a cantității de substanță este cârtiță.

Un mol este cantitatea dintr-o substanță care conține 6,02 10 23 molecule, atomi, ioni sau alte unități structurale care alcătuiesc substanța.

Se numește masa unui mol dintr-o substanță X Masă molară M(X) din această substanță. Cunoscând masa m(X) a unei substanțe X și masa ei molară, putem calcula cantitatea acestei substanțe folosind formula:

Se numește numărul 6.02 10 23 numărul lui Avogadro(N / A); dimensiunea acestuia mol –1.

Înmulțind numărul Avogadro N a cu cantitatea de substanță n(X), putem calcula numărul de unități structurale, de exemplu, molecule N(X) ale unei substanțe X:

N(X) = N a · n(X) .

Prin analogie cu conceptul de masă molară, a fost introdus conceptul de volum molar: volumul molar V m (X) al unei substanțe X este volumul unui mol din această substanță. Cunoscând volumul unei substanțe V(X) și volumul molar al acesteia, putem calcula cantitatea chimică a unei substanțe:

În chimie, de multe ori trebuie să se ocupe de volumul molar al gazelor. Conform legii lui Avogadro, volume egale de orice gaz luate la aceeași temperatură și presiune egală conțin același număr de molecule. În condiții egale, 1 mol din orice gaz ocupă același volum. În condiții normale (n.s.) - temperatură 0 ° C și presiune 1 atmosferă (101325 Pa) - acest volum este de 22,4 litri. Astfel, la n.o. V m (gaz) = ​​22,4 l / mol. Trebuie subliniat faptul că se aplică valoarea volumului molar de 22,4 l/mol numai pentru gaze.

Cunoştinţe mase molare substanțe și numărul Avogadro vă permite să exprimați masa unei molecule a oricărei substanțe în grame. Mai jos este un exemplu de calcul al masei unei molecule de hidrogen.

1 mol de hidrogen gazos conține 6,02 10 23 molecule H 2 și are o masă de 2 g (deoarece M (H 2) \u003d 2 g / mol). Prin urmare,

6,02.10 23 moleculele de H2 au o masă de 2 g;

1 moleculă de H2 are o masă x g; x \u003d 3,32 10 -24 g.

Conceptul de „mol” este utilizat pe scară largă pentru a efectua calcule conform ecuațiilor reacțiilor chimice, deoarece coeficienții stoichiometrici din ecuația de reacție arată în ce rapoarte molare reacționează substanțele între ele și se formează ca rezultat al reacției.

De exemplu, ecuația reacției 4 NH 3 + 3 O 2 → 2 N 2 + 6 H 2 O conține următoarele informații: 4 moli de amoniac reacţionează fără exces și deficiență cu 3 moli de oxigen și 2 moli de azot și 6 moli. de apă se formează.

Exemplul 4.1 Calculați masa precipitatului format în timpul interacțiunii soluțiilor care conțin 70,2 g de fosfat dihidrogen de calciu și 68 g de hidroxid de calciu. Ce substanță va rămâne în exces? Care este masa lui?

3 Ca(H 2 PO 4) 2 + 12 KOH ® Ca 3 (PO 4) 2 ¯ + 4 K 3 PO 4 + 12 H 2 O

Din ecuația reacției se poate observa că 3 moli Ca(H2PO4)2 reacţionează cu 12 moli KOH. Să calculăm cantitățile de substanțe care reacţionează, care sunt date în funcţie de starea problemei:

n (Ca (H 2 PO 4) 2) \u003d m (Ca (H 2 PO 4) 2) / M (Ca (H 2 PO 4) 2) \u003d 70,2 g: 234 g / mol \u003d 0,3 mol ;

n(KOH) = m(KOH) / M(KOH) = 68 g: 56 g/mol = 1,215 mol.

3 moli Ca(H2PO4)2 necesită 12 moli KOH

0,3 mol Ca (H2PO4)2 necesită x mol KOH

x \u003d 1,2 mol - va fi necesară atât de mult KOH pentru ca reacția să se desfășoare fără exces și deficiență. Și în funcție de starea problemei, există 1,215 moli de KOH. Prin urmare, KOH este în exces; cantitatea de KOH rămasă după reacție:

n(KOH) \u003d 1,215 mol - 1,2 mol \u003d 0,015 mol;

masa sa este m(KOH) = n(KOH) × M(KOH) = 0,015 mol × 56 g/mol = 0,84 g.

Calculul produsului de reacție rezultat (precipitatul Ca 3 (PO 4) 2) trebuie efectuat în funcție de substanța care este insuficientă (în acest caz, Ca (H 2 PO 4) 2), deoarece această substanță va reacționa complet. Din ecuația reacției se poate observa că numărul de moli ai Ca 3 (PO 4 ) 2 rezultat este de 3 ori mai mic decât numărul de moli ai Ca (H 2 PO 4 ) 2 reacționat:

n (Ca3(P04)2) = 0,3 mol: 3 = 0,1 mol.

Prin urmare, m (Ca 3 (PO 4) 2) \u003d n (Ca 3 (PO 4) 2) × M (Ca 3 (PO 4) 2) \u003d 0,1 mol × 310 g / mol \u003d 31 g.

Sarcina numărul 5

a) Calculați cantitățile chimice ale reactanților din tabelul 5 (volumele de substanțe gazoase sunt date în condiții normale);

b) aranjați coeficienții în schema de reacție dată și, folosind ecuația de reacție, determinați care dintre substanțe este în exces și care este insuficientă;

c) găsiți cantitatea chimică a produsului de reacție indicată în tabelul 5;

d) se calculează masa sau volumul (vezi Tabelul 5) acestui produs de reacție.

Tabelul 5 - Condițiile sarcinii nr. 5

Tabelul 5 a continuat

CONCENTRAȚIA SOLUȚIEI

În cadrul cursului Chimie generală elevii învață 2 moduri de exprimare a concentrației soluțiilor - fracția de masă și concentrația molară.

Fracția de masă a substanței dizolvate X se calculează ca raportul dintre masa acestei substanțe și masa soluției:

,

unde ω(X) este fracția de masă a substanței dizolvate X;

m(X) este masa substanței dizolvate X;

m soluție - masa soluției.

Fracția de masă a unei substanțe calculată conform formulei de mai sus este o cantitate adimensională exprimată în fracții de unitate (0< ω(X) < 1).

Fracția de masă poate fi exprimată nu numai în fracții de unitate, ci și ca procent. În acest caz, formula de calcul arată astfel:

Fracția de masă, exprimată ca procent, este adesea numită concentrație procentuală . Evident, concentrația procentuală a solutului este de 0%< ω(X) < 100%.

Concentrația procentuală arată câte părți de masă dintr-un dizolvat sunt conținute în 100 de părți de masă dintr-o soluție. Dacă alegeți gramele ca unitate de masă, atunci această definiție poate fi scrisă și astfel: concentrația procentuală arată câte grame de substanță dizolvată sunt conținute în 100 de grame de soluție.

Este clar că, de exemplu, o soluție de 30% corespunde unei fracțiuni de masă a unei substanțe dizolvate egală cu 0,3.

O altă modalitate de exprimare a conținutului unei substanțe dizolvate într-o soluție este concentrația molară (molaritatea).

Concentrația molară a unei substanțe sau molaritatea unei soluții arată câți moli de substanță dizolvată sunt conținute în 1 litru (1 dm 3) de soluție.

unde C(X) este concentrația molară a solutului X (mol/l);

n(X) este cantitatea chimică de substanță dizolvată X (mol);

V soluție - volumul soluției (l).

Exemplul 5.1 Calculați concentrația molară de H 3 PO 4 în soluție, dacă se știe că fracția de masă a H 3 PO 4 este de 60%, iar densitatea soluției este de 1,43 g/ml.

Prin definiția concentrației procentuale

100 g de soluție conțin 60 g de acid fosforic.

n (H3PO4) \u003d m (H3PO4): M (H3PO4) \u003d 60 g: 98 g / mol \u003d 0,612 mol;

Soluție V \u003d m soluție: ρ soluție \u003d 100 g: 1,43 g / cm 3 \u003d 69,93 cm 3 \u003d 0,0699 l;

C (H 3 PO 4) \u003d n (H 3 PO 4): soluție V \u003d 0,612 mol: 0,0699 l \u003d 8,755 mol / l.

Exemplul 5.2 Există o soluţie 0,5 M de H2S04. Care este fracția de masă a acidului sulfuric din această soluție? Se ia densitatea soluției egală cu 1 g/ml.

Prin definiția concentrației molare

1 litru de soluție conține 0,5 mol H2SO4

(Intrarea „soluție 0,5 M” înseamnă că C (H 2 SO 4) \u003d 0,5 mol / l).

m soluție = V soluție × ρ soluție = 1000 ml × 1 g/ml = 1000 g;

m (H 2 SO 4) \u003d n (H 2 SO 4) × M (H 2 SO 4) \u003d 0,5 mol × 98 g / mol \u003d 49 g;

ω (H 2 SO 4) \u003d m (H 2 SO 4): m soluție \u003d 49 g: 1000 g \u003d 0,049 (4,9%).

Exemplul 5.3 Ce volume de apă și o soluție 96% de H2SO4 cu o densitate de 1,84 g/ml trebuie luate pentru a prepara 2 litri dintr-o soluție 60% de H2SO4 cu o densitate de 1,5 g/ml.

La rezolvarea problemelor pentru prepararea unei soluții diluate dintr-una concentrată, trebuie avut în vedere că soluția inițială (concentrată), apa și soluția rezultată (diluată) au densități diferite. În acest caz, trebuie avut în vedere că V din soluția inițială + V de apă ≠ V din soluția rezultată,

deoarece în timpul amestecării unei soluții concentrate și a apei, are loc o modificare (creștere sau scădere) a volumului întregului sistem.

Rezolvarea unor astfel de probleme trebuie să înceapă cu aflarea parametrilor unei soluții diluate (adică, soluția care trebuie preparată): masa acesteia, masa substanței dizolvate, dacă este necesar, și cantitatea de substanță dizolvată.

M 60% soluție = V 60% soluție ∙ ρ 60% soluție = 2000 ml × 1,5 g/ml = 3000 g

m (H 2 SO 4) în soluție 60% \u003d m soluție 60% w (H 2 SO 4) în soluție 60% \u003d 3000 g 0,6 \u003d 1800 g.

Masa de acid sulfuric pur din soluția preparată trebuie să fie egală cu masa de acid sulfuric din acea porțiune a soluției 96% care trebuie luată pentru a prepara soluția diluată. În acest fel,

m (H 2 SO 4) în soluție 60% \u003d m (H 2 SO 4) în soluție 96% \u003d 1800 g.

m soluție 96% = m (H2SO4) în soluție 96%: w (H2SO4) în soluție 96% = 1800 g: 0,96 = 1875 g.

m (H 2 O) \u003d m soluție 40% - m soluție 96% \u003d 3000 g - 1875 g \u003d 1125 g.

V soluție 96% \u003d m soluție 96%: ρ soluție 96% \u003d 1875 g: 1,84 g / ml \u003d 1019 ml » 1,02 l.

V apă \u003d m apă: ρ apă \u003d 1125g: 1 g / ml \u003d 1125 ml \u003d 1,125 l.

Exemplul 5.4 Se amestecă 100 ml dintr-o soluție 0,1 M de CuCl 2 și 150 ml dintr-o soluție 0,2 M de Cu(NO 3) 2 Calculați concentrația molară a ionilor de Cu 2+, Cl - și NO 3 - în soluția rezultată.

Când rezolvați o problemă similară de amestecare a soluțiilor diluate, este important să înțelegeți că soluțiile diluate au aproximativ aceeași densitate, aproximativ egală cu densitatea apei. Când sunt amestecate, volumul total al sistemului practic nu se modifică: V 1 a unei soluții diluate + V 2 a unei soluții diluate + ... "V a soluției rezultate.

In prima solutie:

n (CuCl 2) \u003d C (CuCl 2) V soluție de CuCl 2 \u003d 0,1 mol / l × 0,1 l \u003d 0,01 mol;

CuCl 2 - electrolit puternic: CuCl 2 ® Cu 2+ + 2Cl -;

Prin urmare, n (Cu 2+) \u003d n (CuCl 2) \u003d 0,01 mol; n(Cl -) \u003d 2 × 0,01 \u003d 0,02 mol.

In a doua solutie:

n (Cu (NO 3) 2) \u003d C (Cu (NO 3) 2) × V soluție Cu (NO 3) 2 \u003d 0,2 mol / l × 0,15 l \u003d 0,03 mol;

Cu(NO 3) 2 - electrolit puternic: CuCl 2 ® Cu 2+ + 2NO 3 -;

Prin urmare, n (Cu 2+) \u003d n (Cu (NO 3) 2) \u003d 0,03 mol; n (NO 3 -) \u003d 2 × 0,03 \u003d 0,06 mol.

După amestecarea soluțiilor:

n(Cu2+)tot. = 0,01 mol + 0,03 mol = 0,04 mol;

V comună. » Vsoluție CuCl 2 + Vsoluție Cu(NO 3) 2 \u003d 0,1 l + 0,15 l \u003d 0,25 l;

C(Cu 2+) = n(Cu 2+) : Vtot. \u003d 0,04 mol: 0,25 l \u003d 0,16 mol / l;

C(Cl -) = n(Cl -) : Vtot. \u003d 0,02 mol: 0,25 l \u003d 0,08 mol / l;

C (NO 3 -) \u003d n (NO 3 -): V total. \u003d 0,06 mol: 0,25 l \u003d 0,24 mol / l.

Exemplul 5.5 S-au adăugat în balon 684 mg de sulfat de aluminiu și 1 ml de soluție de acid sulfuric 9,8% cu o densitate de 1,1 g/ml. Amestecul rezultat a fost dizolvat în apă; Volumul soluției a fost adus la 500 ml cu apă. Calculați concentrațiile molare ale ionilor H + , Al 3+ SO 4 2– din soluția rezultată.

Calculați cantitatea de substanțe dizolvate:

n (Al 2 (SO 4) 3) \u003d m (Al 2 (SO 4) 3): M (Al 2 (SO 4) 3) \u003d 0,684 g: 342 g mol \u003d 0,002 mol;

Al 2 (SO 4) 3 - electrolit puternic: Al 2 (SO 4) 3 ® 2Al 3+ + 3SO 4 2–;

Prin urmare, n(Al3+)=2x0,002 mol=0,004 mol; n (SO 4 2–) \u003d 3 × 0,002 mol \u003d 0,006 mol.

m soluție de H 2 SO 4 \u003d V soluție de H 2 SO 4 × ρ soluție de H 2 SO 4 \u003d 1 ml × 1,1 g / ml \u003d 1,1 g;

m (H 2 SO 4) \u003d m soluție de H 2 SO 4 × w (H 2 SO 4) \u003d 1,1 g 0,098 \u003d 0,1078 g.

n (H2SO4) \u003d m (H2SO4): M (H2SO4) \u003d 0,1078 g: 98 g / mol \u003d 0,0011 mol;

H 2 SO 4 este un electrolit puternic: H 2 SO 4 ® 2H + + SO 4 2–.

Prin urmare, n (SO 4 2–) \u003d n (H 2 SO 4) \u003d 0,0011 mol; n(H +) \u003d 2 × 0,0011 \u003d 0,0022 mol.

În funcție de starea problemei, volumul soluției rezultate este de 500 ml (0,5 l).

n(SO 4 2–)tot. \u003d 0,006 mol + 0,0011 mol \u003d 0,0071 mol.

C (Al 3+) \u003d n (Al 3+): soluție V \u003d 0,004 mol: 0,5 l \u003d 0,008 mol / l;

C (H +) \u003d n (H +): soluție V \u003d 0,0022 mol: 0,5 l \u003d 0,0044 mol / l;

C (SO 4 2–) \u003d n (SO 4 2–) total. : soluție V \u003d 0,0071 mol: 0,5 l \u003d 0,0142 mol / l.

Exemplul 5.6 Ce masă de sulfat feros (FeSO 4 7H 2 O) și ce volum de apă trebuie luate pentru a prepara 3 litri dintr-o soluție 10% de sulfat de fier (II). Se ia densitatea soluției egală cu 1,1 g/ml.

Masa soluției de preparat este:

m soluție = V soluție ∙ ρ soluție = 3000 ml ∙ 1,1 g/ml = 3300 g.

Masa de sulfat de fier pur (II) din această soluție este:

m (FeSO 4) \u003d m soluție × w (FeSO 4) \u003d 3300 g × 0,1 \u003d 330 g.

Aceeași masă de FeSO4 anhidru trebuie să fie conținută în cantitatea de hidrat cristalin care trebuie luată pentru prepararea soluției. Dintr-o comparație a maselor molare M (FeSO 4 7H 2 O) \u003d 278 g / mol și M (FeSO 4) \u003d 152 g / mol,

obținem proporția:

278 g de FeS047H20 conţin 152 g de FeS04;

x g de FeS047H20 conţine 330 g de FeS04;

x \u003d (278 330): 152 \u003d 603,6 g.

m apă \u003d m soluție - m sulfat feros \u003d 3300 g - 603,6 g \u003d 2696,4 g.

pentru că densitatea apei este de 1 g / ml, apoi volumul de apă care trebuie luat pentru a prepara soluția este: V apă \u003d m apă: ρ apă \u003d 2696,4 g: 1 g / ml \u003d 2696,4 ml.

Exemplul 5.7 Ce masă de sare Glauber (Na 2 SO 4 10H 2 O) trebuie dizolvată în 500 ml soluție de sulfat de sodiu 10% (densitatea soluției 1,1 g/ml) pentru a obține o soluție de Na 2 SO 4 15%?

Fie necesare x grame de sare Glauber Na 2 SO 4 10H 2 O. Atunci masa soluției rezultate este:

m soluție 15% = m soluție originală (10%) + m sare Glauber = 550 + x (g);

m soluție inițială (10%) = V 10% soluție × ρ 10% soluție = 500 ml × 1,1 g/ml = 550 g;

m (Na 2 SO 4) în soluția originală (10%) \u003d m soluție 10% a w (Na 2 SO 4) \u003d 550 g 0,1 \u003d 55 g.

Exprimați prin x masa de Na 2 SO 4 pur conținută în x grame de Na 2 SO 4 10H 2 O.

M (Na2SO410H2O) \u003d 322 g / mol; M (Na 2 SO 4) \u003d 142 g / mol; Prin urmare:

322 g de Na2S0410H20 conţin 142 g de Na2S04 anhidru;

x g de Na2SO410H2O conţine mg de Na2SO4 anhidru.

m(Na 2 SO 4) \u003d 142 x: 322 \u003d 0,441 x x.

Masa totală de sulfat de sodiu din soluția rezultată va fi egală cu:

m (Na2SO4) în soluție 15% = 55 + 0,441 × x (g).

În soluția rezultată: = 0,15

, de unde x = 94,5 g.

Sarcina numărul 6

Tabelul 6 - Condițiile sarcinii nr. 6

Tabelul 6 a continuat

Tabelul 6 a continuat

ECHILIBRU CHIMIC

Toate reacții chimice poate fi împărțit în 2 grupe: reacții ireversibile, i.e. reacții care au loc până la consumarea completă a cel puțin uneia dintre substanțele care reacţionează și reacții reversibile în care niciuna dintre substanțele care reacţionează nu este consumată complet. Acest lucru se datorează faptului că o reacție reversibilă poate avea loc atât direct cât și în direcție inversă. Un exemplu clasic de reacție reversibilă este sinteza amoniacului din azot și hidrogen:

N 2 + 3 H 2 ⇆ 2 NH 3.

La începutul reacţiei, concentraţiile substanţelor iniţiale din sistem sunt maxime; în acest moment, viteza reacției înainte este de asemenea maximă. La începutul reacției, încă nu există produse de reacție în sistem (in acest exemplu- amoniac), prin urmare, viteza reacției inverse este zero. Pe măsură ce substanțele inițiale interacționează între ele, concentrațiile lor scad, prin urmare, scade și viteza reacției directe. Concentrația produsului de reacție crește treptat, prin urmare, crește și viteza reacției inverse. După un timp, viteza reacției directe devine egală cu viteza inversă. Această stare a sistemului este numită starea de echilibru chimic. Se numesc concentrațiile de substanțe dintr-un sistem care se află într-o stare de echilibru chimic concentratii de echilibru. Caracteristica cantitativă sistemele aflate în stare de echilibru chimic este constanta de echilibru.

Pentru orice reacție reversibilă a A + b B+ ... ⇆ p P + q Q + ..., expresia constantei de echilibru chimic (K) se scrie sub formă de fracție, în numărătorul căreia se află concentrațiile de echilibru ale produselor de reacție. , iar la numitor sunt concentrațiile de echilibru ale substanțelor inițiale, mai mult, concentrația fiecărei substanțe trebuie ridicată la o putere egală cu coeficientul stoechiometric din ecuația de reacție.

De exemplu, pentru reacția N 2 + 3 H 2 ⇆ 2 NH 3.

Trebuie avut în vedere faptul că expresia constantei de echilibru include concentrațiile de echilibru numai ale substanțelor gazoase sau ale substanțelor care sunt în stare dizolvată . Concentraţie materie solidă este considerată constantă și nu este scrisă în expresia constantei de echilibru.

CO 2 (gaz) + C (solid) ⇆ 2CO (gaz)

CH 3 COOH (soluție) ⇆ CH 3 COO - (soluție) + H + (soluție)

Ba 3 (PO 4) 2 (solid) ⇆ 3 Ba 2+ (soluție saturată) + 2 PO 4 3– (soluție saturată) K \u003d C 3 (Ba 2+) C 2 (PO 4 3–)

Există două cele mai importante tipuri de probleme asociate cu calcularea parametrilor unui sistem de echilibru:

1) se cunosc concentrațiile inițiale ale substanțelor inițiale; din starea problemei, se pot găsi concentrațiile de substanțe care au reacționat (sau s-au format) până la atingerea echilibrului; în problemă se cere să se calculeze concentrațiile de echilibru ale tuturor substanțelor și valoarea numerică a constantei de echilibru;

2) se cunosc concentrațiile inițiale ale substanțelor inițiale și constanta de echilibru. Condiția nu conține date despre concentrațiile substanțelor reacţionate sau formate. Este necesar să se calculeze concentrațiile de echilibru ale tuturor participanților la reacție.

Pentru a rezolva astfel de probleme, este necesar să înțelegem că concentrația de echilibru a oricărui original substanțele pot fi găsite scăzând concentrația substanței reactionate din concentrația inițială:

Echilibrul C \u003d C inițial - C al substanței reacționate.

Concentrația de echilibru produs de reacție este egală cu concentrația produsului format la momentul echilibrului:

Echilibrul C \u003d C al produsului rezultat.

Astfel, pentru a calcula parametrii unui sistem de echilibru, este foarte important să se poată determina cât de mult din substanța inițială a reacționat până la atingerea echilibrului și cât de mult din produsul de reacție s-a format. Pentru a determina cantitatea (sau concentrația) substanțelor reacţionate și formate, se efectuează calcule stoichiometrice conform ecuației reacției.

Exemplul 6.1 Concentrațiile inițiale de azot și hidrogen în sistemul de echilibru N 2 + 3H 2 ⇆ 2 NH 3 sunt de 3 mol/l, respectiv 4 mol/l. Până la atingerea echilibrului chimic, 70% din hidrogen din cantitatea sa inițială a rămas în sistem. Determinați constanta de echilibru a acestei reacții.

Din condițiile problemei rezultă că până la atingerea echilibrului, 30% din hidrogen reacționase (tip de problemă 1):

4 mol/l H2 - 100%

x mol/l H2 - 30%

x \u003d 1,2 mol / l \u003d C proreag. (H2)

După cum se poate observa din ecuația reacției, azotul ar fi trebuit să reacționeze de 3 ori mai puțin decât hidrogenul, adică. Cu proreact. (N 2) \u003d 1,2 mol / l: 3 \u003d 0,4 mol / l. Amoniacul se formează de 2 ori mai mult decât a reacţionat azotul:

Din imagini. (NH 3) \u003d 2 × 0,4 mol / l \u003d 0,8 mol / l

Concentrațiile de echilibru ale tuturor participanților la reacție vor fi după cum urmează:

Egal (H 2) \u003d C inițială. (H2) - C proreact. (H 2) \u003d 4 mol / l - 1,2 mol / l \u003d 2,8 mol / l;

Egal (N 2) \u003d C beg. (N 2) – C proreac. (N 2) \u003d 3 mol / l - 0,4 mol / l \u003d 2,6 mol / l;

Egal (NH3) = C imagini. (NH 3) \u003d 0,8 mol / l.

Constanta de echilibru = .

Exemplul 6.2 Calculați concentrațiile de echilibru de hidrogen, iod și hidrogen iod în sistemul H 2 + I 2 ⇆ 2 HI, dacă se știe că concentrațiile inițiale ale H 2 și I 2 sunt de 5 mol/l, respectiv 3 mol/l, iar constanta de echilibru este 1.

Trebuie remarcat faptul că, în starea acestei probleme (sarcină de al 2-lea tip), condiția nu spune nimic despre concentrațiile substanțelor inițiale reactionate și ale produselor formate. Prin urmare, atunci când se rezolvă astfel de probleme, concentrația unei substanțe reactionate este de obicei luată ca x.

Fie ca x mol/l H 2 să fi reacţionat până la atingerea echilibrului. Apoi, după cum rezultă din ecuația reacției, x mol/l I 2 ar trebui să reacționeze și ar trebui să se formeze 2x mol/l HI. Concentrațiile de echilibru ale tuturor participanților la reacție vor fi după cum urmează:

Egal (H 2) \u003d C beg. (H2) - C proreact. (H 2) \u003d (5 - x) mol / l;

Egal (I 2) = C beg. (I 2) – C proreac. (I 2) \u003d (3 - x) mol / l;

Egal (HI) = C imagini. (HI) = 2x mol/l.

4x2 = 15 - 8x + x2

3x2 + 8x - 15 = 0

x 1 = -3,94 x 2 = 1,27

sens fizic are doar rădăcină pozitivă x = 1,27.

Prin urmare, C egal. (H 2) \u003d (5 - x) mol / l \u003d 5 - 1,27 \u003d 3,73 mol / l;

Egal (I 2) \u003d (3 - x) mol / l \u003d 3 - 1,27 \u003d 1,73 mol / l;

Egal (HI) \u003d 2x mol / l \u003d 2 1,27 \u003d 2,54 mol / l.

Sarcina numărul 7

Tabelul 7 - Condițiile sarcinii nr. 7

Tabelul 7 a continuat