химический каталог




Составление химических уравнений

Автор А.А.Кудрявцев

, коэффициент активности ионов очень близок к единице.

Приведем пример вычисления активности ионов. Пусть надо вычислить активность ионов Na+ и С1" в 0,01 М растворе NaCl.

Находим ионную силу раствора:

1л-=~(12-0'01 + 1?-0'01)==0'01 ?

Средний коэффициент активности, соответствующий найденной ионной силе, в данном случае равен 0,89.

Активность ионов Na+ и С1~ равна:

aNa+ ^аа- = 0,01.0,89 = 8,9-10"3 г-ион/л.

Пользуясь законом действия масс, можно управлять химическим равновесием, смещая его в нужном направлении. Например, при обратимой реакции взаимодействия между растворами хлорного железа FeCl3 и роданистого калия KCNS можно сместить равновесие в сторону образования интенсивно красного роданового железа Fe(CNS)6 и бесцветного хлористого калия КО:

FeCl3 + 3KCNS ? Fe(CNS)3 -f ЗКС1 Уравнение константы равновесия этой реакции имеет вид:

[Fe(CNS)3] [КС1]з „ [FeCl3] [KCNS]3 х*

Смещение химического равновесия можно наблюдать по изменению интенсивности окраски раствора Fe(CNS)3.

Увеличение концентраций FeCl3 и KCNS означает увеличение знаменателя, и чтобы К осталась постоянной, должен увеличиться числитель; при этом произойдет смещение равновесия слева направо, что можно заметить по усилению интенсивности окраски раствора Fe(CNS)3. Наоборот, при увеличении концентрации КО (числитель) для сохранения постоянства К должен увеличиться знаменатель, и в результате реакция пойдет справа налево. Вследствие уменьшения концентрации Fe(CNS)3 интенсивно красный цвет раствора будет бледнеть или совершенно исчезнет*. Таким образом, для смещения равновесия любой обратимой реакции слева направо надо увеличить концентрацию одного или нескольких веществ, стоящих слева от знака обратимости, или уменьшить концентрацию одного из веществ правой части уравнения.

Общую формулировку влияния температуры, давления и концентрации на равновесную систему дает принцип Ле Шателье:

Если на равновесную систему оказывать какое-либо воздействие извне, то внутри системы возникают процессы, которые противодействуют внешнему воздействию.

Из уравнения

ЗН2 -f- N2 2NH3 -f - 92,4 кдж/моль (22,08 ккал/моль)

видно, что соединение водорода с азотом сопровождается выделением, а распад аммиака на водород и азот — поглощением тепла. В этом случае сообщение тепла извне сдвигает равновесие влево, т. е. благоприятствует эндотермической реакции. Наоборот, охлаждение системы способствует более полному образованию аммиака, т. е. экзотермической реакции.

* Исследование А. К. Бабко показало, что окраска возникает за счет образования ионов FeSCN2+ и Fe(SCN)a. Поэтому приведенное нами объяснение следует рассматривать лишь как схему, не вполне отражающую истинное состояние рассматриваемого вопроса.

Для всякой равновесной системы при нагревании равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, при охлаждении — в сторону экзотермической.

В рассматриваемой системе взаимодействуют (левая часть уравнения) 4 объема газа, образуется же только (правая часть уравнения) 2 объема газа. При увеличении давления равновесие сместится в сторону образования аммиака, при уменьшении давления — в сторону его распада.

При увеличении концентрации одного из участвующих в рав~ новесной системе веществ равновесие смещается в сторону реакции, ведущей к уменьшению концентрации того же вещества. Напротив, уменьшение концентрации одного из участвующих в равновесии веществ вызывает смещение равновесия в сторону образования этого вещества. Так, например, в реакции

со2+н2^:со+н2о

при увеличении концентрации С02 равновесие смещается вправо — в сторону образования СО и Н20, вследствие чего общая концентрация С02 понизится; при уменьшении же концентрации С02 равновесие сдвигается влево, в сторону образования С02.

Если химическое равновесие обратимой реакции сильно смещается в одну сторону, то она при данных условиях представляется нам необратимой, т. е. протекающей в одном направлении.

Вообще же при общем рассмотрении этого вопроса следует иметь в виду, что подавляющее большинство химических реакций являются обратимыми, но их равновесие часто настолько сильно сдвинуто в одну сторону, что практически мы их обратимость не замечаем до тех пор, пока не изменим условия. Однако имеются и необратимые реакции, идущие до конца, когда из образовавшихся продуктов невозможно при возвращении к прежним условиям получить исходное вещество, невозможно заставить реакцию идти в обратном направлении. Примером необратимой реакции является реакция разложения при нагревании бертолетовой соли:

2КС103 = f 302 -f 2КС1 Из 02 и КО вновь получить КС103 нельзя.

1. Реакции, протекающие с образованием газов

Нередко реакции между ионами практически идут до конца за счет образования газов, уходящих из сферы реакции.

В результате ионных реакций могут образоваться следующие газы: H2S, H2Se, Н2Те, NH3, РН3, AsH3, СН4, SiH4, NO, N02, CO, C02, S02, HF, НО и др.

Примерами реакций с получением газов могут быть следующие:

2К+ + S2~ + 2Н+ + 2С1- = f H2S -f 2К+ + 2СГ Mg2 4-

страница 10
< К СПИСКУ КНИГ > 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54 55 56 57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86 87 88 89 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102 103 104 105 106 107 108 109 110 111 112 113 114 115 116 117 118 119 120 121 122 123

Скачать книгу "Составление химических уравнений" (2.39Mb)


[каталог]  [статьи]  [доска объявлений]  [прайс-листы]  [форум]  [обратная связь]

 

 

Реклама
матрас 60 на 180
как делают узи почек с цдк
ящики стальные для паркингов
заказать такси в москве по безналу

Рекомендуемые книги

Введение в химию окружающей среды.

Книга известных английских ученых раскрывает основные принципы химии окружающей среды и их действие в локальных и глобальных масштабах. Важный аспект книги заключается в раскрытии механизма действия природных геохимических процессов в разных масштабах времени и влияния на них человеческой деятельности. Показываются химический состав, происхождение и эволюция земной коры, океанов и атмосферы. Детально рассматриваются процессы выветривания и их влияние на химический состав осадочных образований, почв и поверхностных вод на континентах. Для студентов и преподавателей факультетов биологии, географии и химии университетов и преподавателей средних школ, а также для широкого круга читателей.

Химия и технология редких и рассеянных элементов.

Книга представляет собой учебное пособие по специальным курсам для студентов химико-технологических вузов. В первой части изложены основы химии и технологии лития, рубидия, цезия, бериллия, галлия, индия, таллия. Во второй части книги изложены основы химии и технологии скандия, натрия, лантана, лантаноидов, германия, титана, циркония, гафния. В третьей части книги изложены основы химии и технологии ванадия, ниобия, тантала, селена, теллура, молибдена, вольфрама, рения. Наибольшее внимание уделено свойствам соединений элементов, имеющих значение в технологии. В технологии каждого элемента описаны важнейшие области применения, характеристика рудного сырья и его обогащение, получение соединений из концентратов и отходов производства, современные методы разделения и очистки элементов. Пособие составлено по материалам, опубликованным из советской и зарубежной печати по 1972 год включительно.

 

 



Рейтинг@Mail.ru Rambler's Top100

Copyright © 2001-2012
(24.06.2017)