химический каталог




Составление химических уравнений

Автор А.А.Кудрявцев

окислителя и восстановителя); п — зарядность ионов (число электронов, отдаваемых восстановителем и принимаемых окислителем).

Из формулы (4) находим константу равновесия:

/С=1р *>'«»8 . (5)

Зная константу равновесия, можно, не прибегая к опытным данным, рассчитать, насколько полно протекает реакция. Так, например, в реакции

Sn + Pb (СН3СОО)2 ^ Pb + Sn (СН3СОО)2

для пары Pb | Pb2+ EQ = —0,126 в, для пары Sn | Sn2+ Е0 — = — 0,136 в.

Подставляя эти данные в уравнение (4), находим:

[-0,126-(-0,136)] • 2_ 0,02 _

,g Д ~ р58 — 0,058 — °>^> W

откуда

К = ?^ = 10*8« = 2,21. (7)

'РЬ2+

Число 2,21 означает, что равновесие в рассматриваемой реакции наступает тогда, когда концентрация ионов РЬ2+ станет в 2,21 раза меньше концентрации ионов Sn2+.

Концентрация ионов Sn2+ при равновесии в 2,21 раза больше концентрации ионов Pb2+. Поэтому на 2,21 грамм-иона Sn2+ приходится 1 грамм-ион РЬ2+. Всего же в растворе содержится 3,21 грамм-иона (2,21 + 1). Таким образом, на 3,21 грамм-иона в растворе приходится 2,21 грамм-иона Sn2+, а на 100 частей будет приходиться х частей Sn2+.

Отсюда

л ч 91 UJ /0*

2,21 • 100 3,21

Следовательно, данная реакция протекает обратимо. Вычислим константу равновесия для реакции:

5FeCl2 + KMn04 + 4H2S04 = Fe2 (S04)3 + + 3FeCl3 + MnS04 + KC1 + 4H20

или

5Fe2+ + MnO; + 8H+ = 5Fe3+ + Mn2^ + 4H20

Потенциал для пары MnOl + 8Н+ | Мп2+ + 4Н20 = 1,51 в, потенциал для пары Fe2+ | Fe3+ = 0,77 в. Подставив эти величины потенциалов в уравнение (4), находим;

(1,51-0,77).5_ 3,75 fi. ^

1&к——от——от 4,7t (8)

отсюда

v CMti2-bQe3+ 1 „64,7 /Q

А — С гь г* — 1 и \ /

°Mno-UFe2+uH+

Эта константа показывает, что равновесие наступает, когда произведение концентраций ионов в числителе (образующихся при реакции) станет в 10е1'7 раза больше произведения концентраций ионов знаменателя (вступающих в реакцию).

Ясно, что данная реакция протекает практически необратимо (т. е. на 100% слева направо).

Для реакции 2Ag + Hg2+ ^ Hg + Ag+

д-=Ю 0.0B8 = 101.78 = 53,7. (1U)

Расчет (аналогичный приведенному выше) показывает, что эта реакция протекает на 98%.

Равновесие изменяется в зависимости от условий реакции.

Исключительное влияние на величину константы оказывает реакция среды. Так, например, реакция восстановления мышьяковой кислоты ионом иода (I") в кислой среде протекает по уравнению:

Aso;-+2г+2н+ = н2о+АЮ;-+12

Потенциал восстановления мышьяковой кислоты в щелочной среде значительно меньше. Поэтому в щелочной среде имеет место обратный процесс:

AsO;- +1, + 20Н- = AsOf + 21" + Н20

В нейтральной среде (Н20) оба процесса можно было бы представить так:

21- + AsOJ- + Н20 ^ I, + AsOJ- + 20Н-AsOf +12 + Н20 АзОГ + 21" + 2Н+

однако так они не пойдут.

Процесс по первому уравнению не пойдет, потому что он связан с накоплением ионов ОН", которые направляют процесс в обратную сторону; только при создании кислой среды, нейтрализующей гид-роксид-ионы, он пойдет слева направо.

По второму уравнению процесс не пойдет, потому что он связан с накоплением ионов Н+, которые следует нейтрализовать щелочью, если нужно, чтобы реакция шла слева направо.

Существует следующее правило для создания реакционной среды, необходимой для оптимального течения процесса:

Если в результате окислительно-восстановительном, реакции накапливаются водородные или гидроксид-ионы, то для желаемого течения процесса необходимо создать такую среду, которая обладает противоположными свойствами: в случае накопления ионов Н+ среда должна быть щелочной, в случае же накопления ионов ОН" среда должна быть кислой.

Для реакции нужно брать такие компоненты, которые требуют одинаковой среды (кислой или щелочной). Если же в реакции одно вещество является восстановителем в кислой среде, а другое окислителем в щелочной, то может иметь место торможение процесса; в этом случае процесс дойдет до конца лишь при большой разнице потенциалов, т. е. при высокой константе реакции.

Константа равновесия позволяет предсказать возможность окисления, например, CuS и HgS азотной кислотой.

Найдем коистаиту равновесия для реакции растворения CuS в HN03.

или

3CuS -+ 2HN03 + 6HNO3 3S + 3Cu (N03)2 + 2NO + 4H20 3CuS + 2NO; + 8H+ 3S + 3Cu2+ + 2NO + 4H20

По приложению 6 находим окислительно-восстановительный потенциал для пары NO" + 4Н+ + Зе- = N0 + 2Н20 Е'0 = + 0,96 в. Вычислим окислительно-восстановительный лотенциал Е% реакции:

CuS — 2е~ Cu2+ + S

или

CuS:?Cu2+ + S2-S2- — 2^^S Потенциал этой системы будет равен:

EJ = ?os»-|sгде f'osa-is = — 0,51e.

При концентрации [Cu2+] = 1 г-ион/л концентрация ионов S2~ над осадком Си

будет равна: пр

[S2-] = -Qii? =nPcuS—3,2 • Ю-38.

Подставив найденные значения в формулу для определения потенциала восстановителя, находим:

?; = -0.51+^lg5r^5= + 0,63 в.

Из уравнения реакции между CuS и HN03 видно, что общее число электронов, отдаваемых восстановителем CuS и принимаемых окислителем HN03, 6. Находим констан

страница 60
< 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
курсы excel в москве для взрослых
пороги на volvo xc60
аренда авто на 3 часа с водителем
купить поворотную дверную ручку круглой формы

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
(09.12.2016)