Основы неорганической химии

К лиофобным коллоидам относятся системы, в которых частицы дисперсной фазы не взаимодействуют или слабо взаимодействуют с дисперсной средой. Эти системы получают с затратой энергии, и они устойчивы лишь в присутствии стабилизаторов.

У лиофильных коллоидов велико сродство между дисперсной фазой и дисперсионной средой. Такие системы образуются самопроизвольно, благодаря сильному взаимодействию дисперсной фазы с дисперсной средой. Примерами таких систем являются коллоидные растворы мицеллярных ПАВ.

Методы получения гидрофобных золей подразделяются на три группы: методы диспергирования (измельчение вещества до частиц коллоидных размеров), методы пептизации (разъединение слипшихся частиц), методы конденсации (объединение атомов, молекул или ионов в коллоидные частицы).

К методам диспергирования относятся: механическое дробление в коллоидных мельницах, применение для измельчения вещества ультразвука и вольтовой дуги. Образующиеся частицы имеют тенденцию к слипанию (коагуляции), поэтому дробление ведут в дисперсионной среде в присутствии стабилизаторов (электролиты или ПАВ).

При пептизации (физико-химическое дробление) не происходит изменения степени дисперсности частиц. Ионы пептизатора адсорбируются на поверхности коллоидных частиц, заряжая их одноименно, что обеспечивает электростатическое отталкивание и переход частиц во взвешенное состояние. Так образуется золь.

Конденсация бывает физическая и химическая. Физическая конденсация может быть осуществлена при пропускании паров одного вещества (дисперсная фаза) в другое (дисперсионная среда) в присутствии стабилизатора, либо методом замены растворителя: раствор какого-либо вещества постепенно прибавляют при перемешивании к жидкости, в которой это вещество нерастворимо. При этом происходит конденсация молекул и образование коллоидных частиц. Так получают гидрозоли серы, фосфора, канифоли, антрацена при вливании их спиртовых растворов в воду.

Гидрофобные золи можно получить и методом химической конденсации.

Если в результате химической реакции образуется трудно растворимое соединение, то оно при определенных условиях может быть получено в виде коллоидного раствора. Для этого нужно, во-первых, проводить реакцию в разбавленном растворе, чтобы скорость роста кристаллических частиц была невелика, тогда частицы получаются мелкие (10^-7-10^-9м), во-вторых, необходимо одно из реагирующих веществ взять в избытке, чтобы на поверхности кристалла мог образоваться двойной электрический слой - основной фактор агрегативной устойчивости.

Кристалл вместе с двойным электрическим слоем (ДЭС) называется мицеллой.

Рассмотрим строение мицеллы лиофобного золя на примере образования коллоидного раствора иодида серебра при сливании разбавленных растворов нитрата серебра и иодида калия, причем KI взят в избытке и выполняет функцию стабилизатора. Иодид серебра образуется в результате обменной реакции:

AgNO₃+KI=AgI+KNO₃.

Микрокристалл малорастворимого иодида серебра, состоящий из m частиц AgI, называется агрегатом. На поверхности агрегата могут избирательно адсорбироваться ионы из раствора, причем в первую очередь адсорбируются те из них, которые присутствуют в избытке и родственны составу агрегата (правило Панета-Фаянса). В нашем примере - это анионы I-. Их называют потенциалопределяющими ионами. Допустим их n. Агрегат вместе с потенциалопределяющими ионами является частицей твердой фазы и называется ядром.

За счет электростатического притяжения анионы I- будут удерживать возле себя катионы калия, которые также присутствуют в избытке. Эти катионы называются противоионами. Противоионы, наиболее близко расположенные к ядру, находятся в слое жидкости, смачивающей его поверхность, и испытывают не только электростатическое, но и ван-дер-ваальсово притяжение ядра. Поэтому эти ионы наиболее прочно связаны с ядром. Они называются противоионами адсорбционной сферы. Однако их количество недостаточно для полной нейтрализации суммарного заряда потенциалопределяющих ионов. Образование, состоящее из ядра и адсорбционной сферы противоионов, носит название коллоидной частицы или гранулы. Она несет заряд, равный алгебраической сумме зарядов ионов адсорбционной сферы.

Остальные противоионы, слабее связанные с ядром, под действием теплового движения располагаются в жидкой фазе диффузно, то есть размыто. Они образуют диффузную сферу, нейтрализуя заряд коллоидной частицы. Гранула в совокупности с диффузной сферой противоионов образуют мицеллу. Мицелла электронейтральна. Схематично строение мицеллы рассматриваемого золя приведено на рисунке 2.9.1.

AgI_m, n I-, (n-x) K^{+x -} x K⁺

агрегат потенциал- противоионы противоионы

определяющие адсорбционной диффузной

ионы сферы сферы

ядро

коллоидная частица (гранула)

мицелла

Рисунок 2.9.1 - Схема строения мицеллы золя AgI при избытке KI

Если рассматриваемую реакцию проводить в условиях избытка AgNO₃, то формируется другой ДЭС. Тогда формула мицеллы выглядит следующим образом:

AgI_m, n Ag⁺, (n-x) NO₃-^x+ x NO₃-

При движении дисперсной фазы относительно дисперсионной среды граница скольжения проходит вблизи раздела между адсорбционным и диффузным слоем противоионов. То есть гранула движется как целое, а диффузный слой противоионов непрерывно переформировывается во время движения.

Процесс укрупнения коллоидных частиц в результате их слипания под действием межмолекулярных сил притяжения называется коагуляцией.

Процессу коагуляции золя способствуют вибрация, нагревание, замораживание, пропускание электрического тока, длительное стояние (старение золя), прибавление электролита.

Под действием электролита наиболее легко коагулируют золи, у которых основным фактором устойчивости является ДЭС. Коагуляция сопровождается помутнением золя, образованием хлопьев осадка или геля (дисперсной системы с жидкой дисперсионной средой, в которой мицеллы образуют пространственную структурную сетку).

В соответствии с правилом Шульце-Гарди, коагуляцию вызывают ионы электролита, несущие заряд, противоположный по знаку заряду коллоидной частицы, причем коагулирующее действие электролита сильно возрастает с ростом заряда иона-коагулятора.

Минимальная концентрация электролита (может выражаться в моль/л, ммоль/л, кмоль/м³), вызывающая быструю (явную) коагуляцию золя, называется порогом коагуляции. Порог коагуляции С_К, выраженный в моль/л, может быть рассчитан по формуле:

, (2.9.1)

где С(1/z(X)) - молярная концентрация эквивалента электролита Х, моль/л;

V_ЭЛ.. и V_З - объемы электролита и золя соответственно, л.

Теоретические расчеты показывают, что порог коагуляции золя электролитом С_К обратно пропорционален заряду иона-коагулянта Z в шестой степени:

С_К= K/Z⁶,

где К -- постоянная для данного золя величина.

Если принять порог коагуляции трехзарядного иона за единицу, то для соотношения порогов коагуляции ионов с различными зарядами можно записать приближенно:

С_K(z=1):C_K(z=2):C_K(z=3)730:11:1

В реальных системах могут наблюдаться отклонения от приведенных цифр, но порядки величин сохраняется.

При сливании коллоидных растворов с противоположными зарядами частиц, может происходить взаимная коагуляция. Ее можно рассматривать как частный случай коагуляции электролитами, когда вместо ионов-коагуляторов коагуляцию золя вызывают коллоидные частицы, имеющие противоположный заряд.

Пример 1

Пороги коагуляции золя электролитами оказались равными (моль/л): C_к(NaNO₃)=0,25; C_к(Fe(NO₃)₃)=0,0005; C_к(Mg(NO₃)₂)=0,02. Определите ионы-коагуляторы для этих электролитов. Как заряжены частицы золя?

Решение

Все применяемые в качестве коагулянтов электролиты содержат нитрат-анион. Если бы коагулирующей способностью обладали анионы коагулянта, то пороги коагуляции для всех электролитов были бы одинаковыми. Однако, в ряду Na⁺, Mg²⁺, Fe³⁺ значения порогов коагуляции резко уменьшаются. То есть, с ростом заряда катиона коагулянта порог коагуляции падает. Как известно, коагулирующей активностью обладают ионы, противоположно заряженные по отношению к коллоидным частицам, поэтому можно заключить, что коллоидные частицы изучаемого золя имеют отрицательный заряд, а ионами-коагуляторами являются катионы электролита.

Пример 2

Золь кремниевой кислоты Н₂SiO₃ был получен при взаимодействии растворов К₂SiO₃ и HCI. Напишите формулу мицеллы золя и определите, какой из электролитов был в избытке, если противоионы в электрическом поле движутся к катоду?

Решение

Золь получают методом химической конденсации по реакции

К₂SiO₃ + 2HCI = Н₂SiO₃+2KCl

Если противоионы движутся к катоду, то они имеют положительный заряд, а коллоидная частица - отрицательный. Следовательно, потенциалопределяющими ионами в процессе мицеллообразования являются отрицательно заряженные анионы SiO₃^2-, то есть в избытке был взят силикат калия.

Формула мицеллы золя:

H₂SiO_3m; n SiO₃²-; 2(n-x) K^{+2x -} 2x K⁺

Пример 3

Какой объем 0,0025 М раствора КI надо добавить к 0,035л 0,003 н. раствора Рb(NO₃)₂, чтобы получить золь иодида свинца, коллоидные частицы которого двигались бы к аноду при электрофорезе? Напишите формулу мицеллы золя.

Решение:

Золь получают методом химической конденсации по реакции

2КI+ Рb(NO₃)₂= PbI₂+2KNO₃

Из условия следует, что коллоидные частицы заряжены отрицательно. Значит, при образовании золя в избытке был взят иодид калия. Мицелла имеет формулу

PbI_2m, n I-, (n-x) K^{+x -} x K⁺

К раствору Рb(NO₃)₂ нужно добавить такой объем раствора КI, который бы превышал эквивалентный объем.

Пользуясь законом эквивалентов, можно рассчитать объем раствора КI в точке эквивалентности.

V₁C₁(1/z) = V₂C₂(1/z).

V(KI)=V(Рb(NO₃)₂) · C(1/z Рb(NO₃)₂) : C(1/z KI) = 0,035·0,003:0,0025=0,042 л

Итак, объем 0,0025М КI должен превышать 0,042 л.



2.10 Окислительно-восстановительные реакции и электрохимические процессы

Окислительно-восстановительные реакции - это химические процессы, сопровождающиеся изменением степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ.

Окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух процессов - окисления и восстановления.

Окисление - процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом. Степень окисления элемента при этом повышается.

Восстановление - процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом. Степень окисления элемента при этом понижается.

Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, окисляются, сами при этом являются восстановителями. Частицы, принимающие электроны, восстанавливаются, сами при этом являются окислителями.

Для окислительно-восстановительных реакций существует правило: число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, присоединенных окислителем.

Соединения, содержащие атомы элементов в их максимальной степени окисления, могут быть только окислителями за счет этих атомов. Соединения, содержащие атомы элементов в их низшей степени окисления, наоборот, могут служить только восстановителями за счет этих атомов. Соединения, содержащие атомы элементов в их промежуточной степени окисления, могут быть как окислителями, так и восстановителями в зависимости от условий реакции и от природы других веществ, участвующих в реакции.

Если пластинку металла погрузить в раствор его соли, то под действием диполей воды ионы металла, находящиеся в узлах кристаллической решетки, гидратируются и переходят в раствор, оставляя в металле избыточные электроны. Но одновременно происходит обратный процесс: ионы металла из раствора переходят на пластинку (будем называть ее электродом) и разряжаются, превращаясь в атомы металла. В конце концов, скорости этих двух процессов выравниваются, и между металлом и его ионами в растворе устанавливается равновесие:

Meⁿ⁺+ne^- ? Me.

На границе металл-раствор возникает двойной электрический слой. Поверхность металла имеет один заряд, а примыкающий к ней раствор заряжается противоположно. Двойной электрический слой характеризуется разностью потенциалов. Знак и величина потенциала электрода будет зависеть от природы металла, концентрации его ионов в растворе, температуры.

Абсолютное значение электродного потенциала отдельного электрода экспериментально определить нельзя, его измеряют относительно другого электрода, потенциал которого известен. Условились принимать потенциал стандартного водородного электрода равным нулю.

Стандартный водородный электрод представляет собой платиновую пластинку, покрытую губчатой платиной, погруженную в раствор кислоты с активностью ионов водорода, равной 1 моль/л. Электрод омывается газообразным водородом при давлении 1 атм. и температуре 298 К. При этом устанавливается равновесие:

2Н⁺+2 е ^- ? Н₂

Если стандартный водородный электрод связать через электролитический ключ с раствором соли металла, в который погружена пластинка металла (металлический электрод), то при соединении электродов металлическим проводником, по нему потечет электрический ток. Возникнет гальванический элемент - устройство, в котором химическая энергия окислительно-восстановительной реакции превращается в энергию электрического тока. ЭДС (электродвижущая сила) гальванического элемента равна разности равновесных потенциалов электродов:

= _К - _А,

где _К - потенциал катода (электрода, на котором идут процессы восстановления, сам электрод является окислителем);

_А - потенциал анода (электрода, на котором идут процессы окисления, сам электрод является восстановителем).

В гальваническом элементе анод заряжен отрицательно, а катод - положительно. При работе гальванического элемента электроны по внешней цепи переходят от восстановителя (анода) к окислителю (катоду).

В гальваническом элементе полуреакции окисления и восстановления разъединены в пространстве, если же восстановитель непосредственно взаимодействует с окислителем, то направление перехода электронов такое же, и самопроизвольно будет идти только та окислительно-восстановительная реакция, в которой у окислителя электродный потенциал больше, чем у восстановителя.

ЭДС гальванического элемента можно измерить. За стандартный потенциал ⁰ данного металлического электрода принимается ЭДС гальванического элемента, составленного из стандартного водородного электрода и пластинки металла, помещенной в раствор соли этого металла, причем активность (в разбавленных растворах можно использовать концентрацию) катионов металла в растворе должна бать равна 1 моль/л; Т=298 К; р=1 атм. (стандартные условия). Значение стандартного электродного потенциала всегда относят к полуреакции восстановления

Meⁿ⁺+ne^- = Me.

Располагая металлы в порядке возрастания величины их стандартных электродных потенциалов ⁰, отвечающих полуреакции восстановления, получают ряд напряжений металлов (ряд стандартных электродных потенциалов). В этот же ряд помещают стандартный электродный потенциал водородного электрода, принимаемый за нуль. Далее, в таблице 2.10.1, приводится ряд напряжений для наиболее распространенных металлов:

Таблица 2.10.1 - Стандартные электродные потенциалы металлических электродов

Электрод	ц0, В	Электрод	ц0, В	Электрод	ц0, В
Li+/Li	-3,045	Mn2+/Mn	-1,180	Pb2+/Pb	-0,126
K+/K	-2,925	Zn2+/Zn	-0,763	2H+/H2	0,000
Ba2+/Ba	-2,906	Cr3+/Cr	-0,744	Sb3+/Sb	+0,200
Sr2+/Sr	-2,891	Fe2+/Fe	-0,440	Bi3+/Bi	+0,230
Ca2+/Ca	-2,866	Cd2+/Cd	-0,403	Cu2+/Cu	+0,337
Na+/Na	-2,714	Co2+/Co	-0,277	Hg2+/Hg	+0,854
Mg2+/Mg	-2,363	Ni2+/Ni	-0,250	Ag+/Ag	+0,799
Al3+/Al	-1,662	Sn2+/Sn	-0,136	Au3+/Au	+1,498

Зависимость электродных потенциалов от концентрации и температуры выражается уравнением Нернста, которое применительно к системе Meⁿ⁺+ne^-=Me запишется в виде:

, (2.10.1)

где - стандартный электродный потенциал;

R - газовая постоянная;

F - постоянная Фарадея (96500 Кл/моль);

n - число электронов, участвующих в процессе;

а_Меⁿ⁺ - активность ионов металла в растворе.

Принимая Т=298К, получим:

, (2.10.2)

причем активность в разбавленных растворах можно заменить концентрацией ионов, выраженной в моль/л.

Гальванические элементы часто записывают схематически, при этом границу раздела между проводником с электронной проводимостью (проводник первого рода) и проводником с ионной проводимостью (проводник второго рода) изображают одинарной чертой; двойной чертой показывают границу раздела между двумя проводниками второго рода; слева записывают символ более отрицательного электрода (анода), а справа - более положительного электрода (катода); полуреакция, протекающая на левом электроде, записывается как окислительная, а полуреакция на правом электроде - как восстановительная. В соответствии с этим схематическая запись для гальванического элемента Даниэля-Якоби, в котором цинковый и медный электроды погружены в растворы их солей, выглядит следующим образом:

Zn / ZnSO₄ // CuSO₄ /Cu или Zn / Zn²⁺// Cu²⁺/ Cu.

Пример 1

Определите степень окисления серы в соединениях: Н₂S, Na₂S₂O₃, H₂SO₃, H₂SO₄.

Решение

При определении степени окисления элемента в соединении исходят из предпосылок:

- молекула в целом электронейтральна;

- все связи в молекуле между разными по природе элементами - ионные;

- из двух соседствующих атомов отрицательный заряд приобретает тот, который более электроорицателен;

- степень окисления элементов в простых веществах равна нулю;

- атом водорода в соединениях имеет степень окисления +1, кроме гидридов, где водород имеет степень окисления -1;

- степень окисления кислорода в соединениях, кроме перекисных соединений и соединений с фтором, всегда равна -2;

- степень окисления фтора в соединениях равна -1;

- степень окисления щелочных металлов в соединениях равна +1;

- степень окисления щелочноземельных металлов в соединениях равна +2

Определим степень окисления серы в перечисленных соединениях.

(Н⁺¹₂S^х)⁰

2(+1) + х = 0

х = -2.

(Na⁺¹₂S^х₂O^-2₃)⁰

2(+1) + 2х + 3(-2) =0,

х= +2.

(H⁺¹₂S^хO^-2₃)⁰

2(+1) + х + 3(-2) =0

х= +4.

(H⁺¹₂S^хO^-2₄)⁰

2(+1) + х + 4(-2) =0,

х= +6.

Пример 2

Методами электронного баланса и полуреакций расставить коэффициенты в межмолекулярной окислительно-восстановительной реакции

FeSO₄ + KMnO₄ + H₂SO₄ Fe₂(SO₄)₃ + MnSO₄+ K₂SO₄ + H₂O

Определив степени окисления элементов в составе соединений, участвующих в ОВР, можно убедиться, что железо (II) окисляется до железа (Ш), а марганец (VII) восстанавливается до марганца (II).

Fe⁺² - 1е^- Fe⁺³, Mn⁺⁷ + 5е^- Mn⁺²

Метод электронного баланса предусматривает уравнивание количества электронов в процессах окисления и восстановления. Так как в продуктах реакции имеем два атома железа, то это необходимо учесть в электронном балансе.

2Fe⁺² - 2е^- 2Fe⁺³ 5

Mn⁺⁷ + 5е^- Mn⁺² 2

10Fe⁺² + 2Mn⁺⁷ 10Fe⁺³ + 2Mn⁺⁷

Перенеся соответствующие коэффициенты в уравнение реакции, получим:

10FeSO₄ + 2KMnO₄ + H₂SO₄ 5Fe₂ (SO₄)₃ + 2MnSO₄+ K₂SO₄ + H₂O

Коэффициент перед серной кислотой можно вычислить как разницу между количеством сульфат-анионов в продуктах и исходных веществах:

(35 + 2 + 1) - 10 = 8

10FeSO₄ + 2KMnO₄ + 8H₂SO₄ 5Fe₂ (SO₄)₃ + 2MnSO₄+ K₂SO₄ + H₂O

Коэффициент для воды, равный 8, получим, исходя из числа катионов водорода в серной кислоте.

Таким образом, можно написать окончательное уравнение окислительно-восстановительной реакции:

10FeSO₄ + 2KMnO₄ + 8H₂SO₄ 5Fe₂ (SO₄)₃ + 2MnSO₄+ K₂SO₄ + 8H₂O

Теперь применим к указанной реакции метод полуреакций, он еще называется методом электронно-ионного баланса.

Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций, протекающих в водных растворах, предпочтительно использовать именно этот метод. В нем рассматриваются частицы, реально существующие в растворе, видна роль среды, не обязательно знать все образующиеся вещества, недостающие продукты реакции сами появляются при выводе уравнения реакции.

При составлении уравнений окислительно-востановительных реакций методом электронно-ионного баланса рекомендуется придерживаться определенного алгоритма.

- На основании знания свойств веществ, вступающих в реакцию, определяются окислитель, восстановитель и продукты их превращения.

- Составляются схемы полуреакций окисления и восстановления, в которых указываются реально существующие в растворе частицы.

- Уравнивается число атомов элементов в схемах полуреакций. При необходимости для этого используются частицы, существующие в водных растворах: Н₂О, Н⁺, ОН ^-.

Необходимо учитывать, что в кислых растворах избыток кислорода связывается ионами водорода с образованием молекул воды, а в нейтральных и щелочных - молекулами воды с образованием гидроксид-ионов.

Присоединение недостающего кислорода в кислых и нейтральных средах происходит за счет молекул воды и приводит к образованию ионов водорода, в то время как в щелочной среде присоединение кислорода идет за счет гидроксид-ионов с образованием молекул воды.

- Учитывается правило электронейтральности: сумма зарядов в левой и правой части полуреакции должна быть одинакова. Для этого нужно прибавить или отнять от левой части полуреакции соответствующее число электронов. Оно определяется как разность между суммарными зарядами в левой и правой части полуреакции.

- Уравнивается число электронов, отданных восстановителем и принятых окислителем. Для этого вводятся соответствующие коэффициенты для полуреакций.

- Складываются левые и правые части полуреакций.

Таким образом, получают ионно-молекулярное уравнение окислительно-восстановительной реакции.

- Записывается уравнение реакции в молекулярной форме. При этом учитываются частицы, не принимавшие участия в окислительно-восстановительном процессе, но присутствующие в растворе.

2Fe²⁺ - 2е^- 2Fe³⁺ 5

(MnO₄)- + 8Н⁺ + 5е^- Mn²⁺ + 4 H₂O 2

10Fe²⁺ + 2(MnO₄)- + 16Н⁺ 10Fe³⁺ + 5 Mn²⁺ + 8H₂O

10FeSO₄ + 2KMnO₄ + 8H₂SO₄ 5Fe₂(SO₄)₃ + 2MnSO₄+ K₂SO₄ + 8H₂O

Пример 3 .Закончите реакцию и расставьте коэффициенты методом электронного баланса.

Na₂SO₃ + KMnO₄ + KOH Na₂SO₄ + …

В данной реакции Na₂AsO₃ является восстановителем, так как

S⁺⁴ -2е^- S⁺⁶,

тогда KMnO₄ - окислитель.

Известно, что в зависимости от рН среды Mn⁺⁷ может восстанавливаться по-разному, а именно:

^{рН >7} (MnO₄)²-

Mn^{+7 рН=7} MnO₂

^{рН< 7} Mn²⁺

Так как в нашем случае реакция протекает в присутствии щелочи, то есть рН>7, то продуктами реакции будут К₂MnO₄ и вода.

Na₂SO₃ + KMnO₄ + KOH Na₂SO₄ + К₂MnO₄ + H₂O

Расставим коэффициенты методом электронного баланса:

Mn⁺⁷ + 1е^- Mn⁺⁶ 2

S⁺⁴ - 2е^- S⁺⁶ 1

Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + 2KOH Na₂SO₄ + 2К₂MnO₄ + H₂O

Пример 4

Стандартные электродные потенциалы олова и свинцы равны -0,14 В и -0,13 В соответственно. Будет ли олово вытеснять свинец из раствора его соли при 25⁰С, если концентрация Sn²⁺ в растворе равна 0,1 моль/л, а концентрация Pb²⁺ составляет 0,001 моль/л?

Решение

Так как стандартные электродные потенциалы олова и свинца близки по величине, то для ответа на вопрос задачи необходимо рассчитать электродные потенциалы систем Pb²⁺ + 2e ^- =Pb и Sn²⁺ + 2e ^- =Sn в условиях, отличных от стандартных. Для этого воспользуемся уравнением Нернста:

.



_Sn = -0,14 + 0,059 : 2 lg0,1 = -0,17 В;

_Pb = -0,13 + 0,059 : 2 lg0,001 = -0,22 В.

Так как потенциал олова в данных условиях больше потенциала свинца, то олово не может выступать в качестве восстановителя, оно не будет вытеснять свинец из раствора его соли.

Пример 5

Гальванический элемент составлен из свинцовых пластинок, контактирующих с растворами нитрата свинца (II) различных концентраций: 10-¹ моль/л и 10-⁴ моль/л. Принимается, что степень электролитической диссоциации нитрата свинца равна 100%, температура 298 К. Определите потенциалы электродов. Какой из них является катодом, какой - анодом? Запишите схему гальванического элемента, вычислите его ЭДС, запишите уравнеиия полуреакций на катоде и на аноде.

Решение

Определить потенциалы электродов в условиях, отличных от стандартных, можно в соответствии с уравнением Нернста:

.

Стандартный электродный потенциал свинца 0,126 В; n=2, так как в процессе Pb²⁺+ 2е^- =Pb участвуют два электрона.

Вычислим потенциал первого электрода, погруженного в раствор нитрата свинца концентрацией 10 ^-1моль/л. Так как диссоциация соли считается полной, то концентрация нитрата свинца равна концентрации катионов свинца в растворе, и тогда

.

Вычислим потенциал второго электрода, погруженного в раствор нитрата свинца концентрацией 10 ^-4моль/л:

.

В гальваническом элементе катодом является электрод с большим значением электродного потенциала, а анодом - с меньшим значением. Следовательно, та свинцовая пластинка, которая погружена в 0,1 М раствор нитрата свинца, является катодом, а та, которая находится в 0,0001 М растворе - анодом.

Схема гальванического элемента:

(-) Pb/Pb²⁺(0,0001 М)//Pb²⁺(0,1 М)/Pb (+).

В схеме одинарной чертой показана граница раздела между проводниками первого и второго рода (металл - раствор электролита), а двойной чертой - граница между проводниками второго рода (растворы электролита различной концентрации).

ЭДС гальванического элемента вычисляется как разность потенциалов катода и анода:

ЭДС=₁ - ₂ =-0,156 - (-0,244)=0,088 (В).

Анодный процесс (окисление): Pb - 2e^- = Pb²⁺.

Катодный процесс (восстановление): Pb²⁺ + 2e^- = Pb.

3. Варианты заданий

Варианты заданий расчетно-графической работы представлены в таблице 3.1. Условия задач приводятся после таблицы. Задачи сгруппированы по десяти разделам:

- Основные понятия и стехиометрические законы химии (1 - 30)

- Основные классы неорганических соединений (31 - 57)

- Химическая кинетика и равновесие (58 - 87)

- Способы выражения состава растворов. Коллигативные свойства растворов (88 - 107)

- Электролитическая диссоциация, ионное произведение воды, произведение растворимости (108 - 140)

- Буферные растворы (141 - 160)

- Гидролиз солей (161 - 178)

- Жесткость воды (179 - 191)

- Коллоидно-дисперсные системы (192 - 216)

- Окислительно-восстановительные реакции и электрохимические системы (217 - 249)

Таблица 3.1 - Варианты заданий

Вариант	Номера заданий
1	1; 31; 58; 88; 108; 141; 161; 179; 215; 235
2	2; 32; 59; 89; 140; 142; 162; 180; 214; 249
3	3; 33; 60; 90; 139; 143; 163; 181; 213; 248
4	4; 34; 61; 91; 138; 144; 164; 182; 212; 347
5	5; 35; 62; 92; 137; 145; 165; 183; 211; 246
6	6; 36; 63; 93; 136; 146; 166; 184; 210; 245
7	7; 37; 64; 94; 135; 147; 167; 185; 209; 244
8	8; 38; 65; 95; 134; 148; 168; 186; 208; 243
9	9; 39; 66; 96; 133; 149; 169; 187; 207; 242
10	10; 40; 67; 97; 132; 150; 170; 188; 206; 241
11	11; 41; 68; 98; 131; 151; 171; 189; 205; 240
12	12; 42; 69; 99; 130; 152; 172; 190; 204; 239
13	13; 43; 70; 100; 129; 153; 173; 191; 203; 238
14	14; 44; 71; 101; 128; 154; 174; 179; 202; 237
15	15; 45; 72; 102; 127; 155; 175; 180; 201; 236
16	16; 46; 73; 103; 126; 156; 176; 181; 200; 235
17	17; 47; 74; 104; 125; 157; 177; 182; 199; 234
18	18; 48; 75; 105; 124; 158; 178; 183; 198; 233
19	19; 49; 76; 106; 123; 159; 161; 184; 197; 232
20	20; 50; 77; 107; 122; 160; 162; 185; 196; 231
21	21; 51; 78; 88; 121; 141; 163; 186; 195; 230
22	22; 52; 79; 89; 120; 142; 164; 187; 194; 229
23	23; 53; 80; 90; 119; 143; 165; 188; 193; 228
24	24; 54; 81; 91; 118; 144; 166; 189; 192; 227
25	25; 55; 82; 92; 117; 145; 167; 190; 216; 226
26	26; 56; 83; 93; 116; 146; 168; 191; 215; 225
27	27; 57; 84; 94; 115; 147; 169; 179; 214; 224
28	28; 31; 85; 95; 114; 148; 170; 180; 213; 223
29	29; 32; 86; 96; 113; 149; 171; 181; 212; 222
30	30; 33; 87; 97; 112; 150; 172; 182; 211; 221
31	1; 34; 58; 98; 111; 151; 173; 183; 210; 220
32	2; 35; 59; 99; 110; 152; 174; 184; 209; 219
33	3; 36; 60; 100; 109; 153; 175; 185; 208; 218
34	4; 37; 61; 101; 108; 154; 176; 186; 207; 217
35	6; 38; 62; 102; 140; 155; 177; 187; 206; 249
36	7; 39; 63; 103; 139; 156; 178; 188; 205; 248
37	8; 40; 64; 104; 138; 157; 161; 189; 204; 247
38	9; 41; 65; 105; 137; 158; 162; 190; 203; 246
39	10; 42; 66; 106; 136; 159; 163; 191; 202; 245
40	11; 43; 67; 107; 135; 160; 164; 179; 201; 244
41	12; 44; 68; 88; 134; 141; 165; 180; 200; 243
42	13; 45; 69; 89; 133; 142; 166; 181; 199; 242
43	14; 46; 70; 90; 132; 143; 167; 182; 198; 241
44	15; 47; 71; 91; 131; 144; 168; 183; 197; 240
45	16; 48; 72; 92; 130; 145; 169; 184; 196; 239
46	17; 49; 73; 93; 129; 146; 170; 185; 195; 238
47	18; 50; 74; 94; 128; 147; 171; 186; 194; 237
48	19; 52; 75; 95; 127; 148; 172; 187; 193; 236
49	20; 53; 76; 96; 126; 149; 173; 188; 192; 235
50	21; 54; 77; 97; 125; 150; 174; 189; 216; 234
51	22; 55; 78; 98; 124; 151; 175; 190; 215; 233
52	23; 56; 79; 99; 123; 152; 176; 191; 214; 232
53	24; 57; 80; 100; 122; 153; 177; 179; 213; 231
54	25; 31; 81; 101; 121; 154; 178; 180; 212; 230
55	26; 32; 82; 102; 120; 155; 161; 181; 211; 229
56	27; 33; 83; 103; 119; 156; 162; 182; 210; 228
57	28; 34; 84; 104; 118; 157; 163; 183; 209; 227
58	29; 35; 85; 105; 117; 158; 164; 184; 208; 226
59	30; 36; 86; 106; 116; 159; 165; 185; 207; 225
60	1; 37; 87; 107; 115; 160; 166; 186; 206; 224
61	2; 38; 58; 88; 114; 141; 167; 187; 205; 223
62	3; 39; 59; 89; 113; 142; 168; 188; 204; 222
63	4; 40; 60; 90; 112; 143; 169; 189; 203; 221
64	5; 41; 61; 91; 111; 144; 170; 190; 202; 220
65	6; 42; 62; 92; 110; 145; 171; 191; 201; 219
66	7; 43; 63; 93; 109; 146; 172; 179; 200; 218
67	8; 44; 64; 94; 108; 147; 173; 180; 199; 217
68	9; 45; 65; 95; 140; 148; 174; 181; 198; 249
69	10; 46; 66; 96; 139; 149; 175; 182; 197; 248
70	11; 47; 67; 97; 138; 150; 176; 183; 196; 247
71	12; 48; 68; 98; 137; 151; 177; 184; 195; 246
72	13; 49; 69; 99; 136; 152; 178; 185; 194; 245
73	14; 50; 70; 100; 135; 153; 161; 186; 193; 244
74	15; 51; 71; 88; 134; 154; 162; 187; 192; 243
75	16; 52; 72; 89; 133; 155; 163; 188; 216; 242
76	17; 53; 73; 90; 132; 156; 164; 189; 215; 241
77	18; 54; 74; 91; 131; 157; 165; 190; 214; 240
78	19; 55; 75; 92; 130; 158; 166; 191; 213; 239
79	20; 56; 76; 93; 129; 159; 167; 179; 212; 238
80	21; 57; 77; 94; 128; 160; 168; 180; 211; 237
81	22; 51; 78; 95; 127; 141; 169; 181; 210; 236
82	23; 31; 79; 96; 126; 142; 170; 182; 209; 235
83	24; 32; 80; 97; 125; 143; 171; 183; 208; 234
84	25; 33; 81; 98; 124; 144; 172; 184; 207; 233
85	26; 34; 82; 99; 123; 145; 173; 185; 206; 232
86	27; 35; 83; 100; 122; 146; 174; 186; 205; 231
87	28; 36; 84; 101; 121; 147; 175; 187; 204; 230
88	29; 37; 85; 102; 120; 148; 176; 188; 203; 229
89	30; 38; 86; 103; 119; 149; 177; 189; 202; 228
90	1; 39; 87; 104; 118; 150; 178; 190; 201; 227
91	2; 40; 58; 105; 117; 151; 161; 191; 200; 226
92	3; 41; 59; 106; 116; 152; 162; 179; 199; 225
93	4; 42; 60; 107; 115; 153; 163; 180; 198; 224
94	5; 43; 61; 101; 114; 154; 164; 181; 197; 223
95	6; 44; 62; 102; 113; 155; 165; 182; 196; 222
96	7; 45; 63; 103; 112; 156; 166; 183; 195; 221
97	8; 46; 64; 104; 111; 157; 167; 184; 194; 220
98	9; 47; 65; 105; 110; 158; 168; 185; 193; 219
99	10; 48; 66; 106; 109; 159; 169; 186; 192; 218
100	11; 49; 67; 107; 108; 160; 170; 187; 201; 217

Основные понятия и стехиометрические законы химии

В 2,48 г оксида одновалентного металла содержит 1,84 г металла. Вычислите эквивалентные массы металла и его оксида. Чему равна молярная и относительная атомная масса этого металла.

Некоторый металл массой 3,04 г вытесняет 0,252 г водорода, 26,965 г серебра и 15,885 г меди из соединений этих металлов. Вычислите эквивалентные массы указанных металлов.

Оксид металла содержит 28,57% кислорода, а его фторид 48,72% фтора. Вычислите эквивалентные массы металла и фтора.

Напишите уравнение реакций гидроксида железа (III) с соляной кислотой при которой образуются: а) хлорид дигидроксожелеза(III), б) хлорид гидроксожелеза(III), в) хлоид железа (III). Вычислите эквивалент и молярную массу эквивалента гидроксида железа в этих реакциях.

Избытком гидроксида калия подействовали на растворы: а) дигидрофосфата калия, б) нитрата дигидроксовисмута (III). Напишите уравнения реакций и определите эквиваленты и молярные массы эквивалентов указанных солей.

Вещество содержит 38% серы и мышьяк. Эквивалентная масса серы 16,0 г/моль. Вычислите молярную массу эквивалента и валентность мышьяка, составьте формулу данного сульфида.

Избытком соляной кислоты подействовали на растворы: а) гидрокарбоната кальция, б) хлорида гидроксоалюминия. Напишите уравнения реакций этих веществ с НCl, определите их эквиваленты и молярные массы эквивалентов.

При окислении 16,74 г двухвалентного металла образовалось 21,54 г оксида. Вычислите молярные массы эквивалентов металла и его оксида.

При взаимодействии 3,24 г трехвалентного металла с кислотой выделяется 4,03 л водорода (н.у.). Вычислите молярную массу металла.

На нейтрализацию 0,943 г фосфористой кислоты израсходовано 1,291 г КОН. Вычислите основность кислоты и молярную массу эквивалента.

Соединение металла с галогеном содержит 64,5% галогена, оксид того же металла содержит 15,4% кислорода. Определите галоген.

Вычислите молярную массу эквивалента оксида углерода (IV) в реакциях образования с раствором КОН: а) КНСО₃, б) К₂СО₃.

На нейтрализацию 2,3 г основания израсходовано 2,14 г НСl. Вычислить молярную массу эквивалента основания.

В каком количестве NаОН содержится столько же эквивалентов, сколько в 140 г КОН?

В каком количестве Ва(ОН)₂•8Н₂О содержится столько же эквивалентов, сколько в156 г Аl(OH)₃?

Алюминий массой 0,376 г при взаимодействии с кислотой вытеснил 0,468 л водорода, измеренного при нормальных условиях. Определить эквивалентный объем водорода, зная, что эквивалентная масса алюминия равна 8,99 г/моль

Серная и ортофосфорная кислоты имеют одинаковую молярную массу. Каково отношение масс этих кислот, пошедших на нейтрализацию одного и того же количества щелочи, если образовались соответственно сульфат и дигидроортофосфат?

1,6 г кальция и 2,61 г цинка вытесняют из кислоты одинаковые количества водорода. Вычислить молярную массу эквивалента цинка, зная, что эквивалентная масса кальция равна 20,0 г/моль?

Медь образует два оксида. На определенное количество меди при образовании первого оксида пошло вдвое больше кислорода, чем при образовании второго. Каково отношение валентности меди в первом оксиде к ее валентности во втором?

При взаимодействии 5,95 г некоторого вещества с 2,75 г хлороводорода получилось 4,4 г соли. Вычислить молярную массу эквивалента вещества и образовавшейся соли.

При взрыве смеси, полученной из одного объема некоторого газа и двух объемов кислорода, образуются два объема СО₂ и один объем N₂. Найти молекулярную формулу газа.

Найти молекулярную формулу соединения бора с водородом, если масса 1 л этого газа равна массе 1 л азота, а содержание бора в веществе составляет 78,2%.

При пропускании над катализатором смеси, состоящей из 10 моль оксида серы (IV) и 15 моль кислорода, образовалось 8 моль оксида серы (VI). Сколько моль диоксида серы и кислорода не вступило в реакцию?

При пропускании водяного пара над раскаленным углем получается водяной газ, состоящий из равных объемов СО и водорода. Какой объем водяного газа (н.у.) может быть получен из 3 кг угля?

Через раствор, содержащий 7,4 г гидроксида кальция, пропустили 3,36 л диоксида углерода (н.у.). Найти массу вещества, образовавшегося в результате реакции.

Рассчитать массу кристаллогидрата Cu(NO₃)₂•3Н₂О, полученного растворением 10 г меди в азотной кислоте с последующим выпариванием раствора.

В одном из двух закрытых баллонов с одинаковыми объемами находится кислород, в другом - азот. Массы обоих газов одинаковы. Температура обоих газов 27⁰С. В каком баллоне давление больше и во сколько раз? До какой температуры следует нагреть содержимое одного баллона, чтобы давление внутри него достигло давления в другом баллоне?

В закрытом баллоне находится 160 г кислорода под давлением 121,6 кПа при 12⁰С. Вычислить массу диоксида углерода в таком же объеме, если он находится под давлением 202,6 кПа и при 37⁰С.

Сколько литров кислорода при 21⁰С и 104,5 кПа выделится при разложении 490 г КС1О₃?

1 г металла соединяется с массой хлора, занимающей 336 мл при 37⁰С и 98 кПа. Вычислить молярную массу эквивалента металла.

Основные классы неорганических соединений

31. Выведите формулы кислот следующих ангидридов: (СН₃СО)₂О; SO₃; N₂O₅; Р₂О₅; N₂O₃; Р₂О₃; SO₂; MnO₃; Mn₂O₇; As₂O₅; As₂O₃; Cl₂O₃; Cl₂O₇. Назовите эти кислоты.

32. Выведите формулы ангидридов, зная формулы следующих кислот: H₂MoO₄; H₂Cr₂O₇; HNO₃; HBO₂; HMnO₄.

33. Составьте формулы средних и кислых бариевых солей следующих кислот: H₂SO₄; H₂S; H₃PO₄; H₂SO₃; H₂C₂O₄; H₂Cr₂O_7. Назовите эти соли.

34. Определите тип соли и назовите ее: Al(OH)Cl₂; (CuOH)₂CO₃; Bi(OH)₂NO₃; ZnOHCl; Ca₃(PO₄)₂; CaHPO₄; Ca(H₂PO₄)₂.

35. Составьте формулы следующих солей: дигидрофосфат кальция, гидрокарбонат кальция, сульфат гидроксоалюминия, сульфит бария, сульфид бария, гидросульфид бария.

36. Составьте формулы и назовите все соли, которые могут быть образованы при взаимодействии гидроксида железа (III) с ортофосфорной кислотой.

37. Назовите следующие соли: Na₂S; KClO₃; CuS; FePO₄; MgOHCl; Al₄(P₂O₇)₃; KH₃P₂O₇; (MgOH)₂CO₃.

38. Какие оксиды можно получить, разлагая при нагревании следующие вещества: Fe(OH)₃, Cr(OH)₃, Pb(NO)₃, H₂SiO₃, H₂SO₄, H₃PO₄, Ca(HCO₃)₂? Напишите уравнения реакций.

39. Напишите уравнения реакций образования всех возможных кислых солей для пар веществ:

а) KOH + H₂SO₃; б) Ca(OH)₂ + H₃PO₄; в) KOH + H₃PO₄; г) NaOH + H₂S;

д) KOH + CO₂; е) Ba(OH)₂ + H₂SO₄

40. Напишите уравнения реакций образования всех возможных основных солей для пар веществ:

а) Аl(OH)₃ + HNO₃; б) Mg(OH)₂ + HCl; в) Cu(OH)₂ +HNO₃; г) Bi(OH)₃ + HNO₃; д) Fe(OH)₃+ H₂SO₄; е) Al (OH)₃ + H₂SO₄

41. Напишите реакции образования всех солей, образовавшиеся при взаимодействии гидроксида железа (III) c ортофосфорной кислотой. Назовите эти соли.

42. Напишите реакции образования всех солей, которые можно получить при взаимодействии гидроксида железа (II) c ортофосфорной кислотой. Назовите эти соли.

43. На примере сульфата дигидроксожелеза (III) покажите химизм последовательного перехода основной соли в кислую (гидросульфат железа III).

44. На примере сульфата гидроксожелеза (II) покажите химизм последовательного перехода основной соли в кислую (гидросульфат железа II).

45. На примере дигидроортофосфата железа (III) покажите химизм последовательного перехода кислой соли в основную (ортофосфат дигидроксожелеза (III)).

46. На примере гидроортофосфата железа (II) покажите химизм последовательного перехода кислой соли в основную (ортофосфат гидроксожелеза (II)).

47. Переведите в средние соли следующие соединения: гидрокарбонат натрия, хлорид гидроксоцинка, нитрат дигидроксовисмута, гидрокарбонат кальция, гидросульфит магния, гидросульфид бария, гидросульфат калия.

48. Напишите уравнения реакций для следующих превращений:

Zn > ZnSO₄ > Zn(OH)₂ > Na₂ZnO₂ > ZnCl₂ > ZnCO₃ > ZnO.

49. Напишите уравнения реакций для следующих превращений:

Al > AlPO₄ > [Al(OH)₂]₃PO₄ > Al(OH)₃ > Na[Al(OH)₄] > [Al(OH)]₃(PO₄)₂ > > [Al(OH)₂]₃PO₄ > Al(H₂PO₄)₃ > Al₂(HPO₄)₃ > AlPO₄.

Назовите все указанные соли.

50. Почему различный порядок смешивания сульфата алюминия и гидроксида натрия приводит к различным результатам? Записать уравнения реакций.

51. Каким одним реактивом можно распознать хлориды магния, аммония и алюминия, находящиеся в разных пробирках? Дать обоснованный ответ. Записать уравнения реакций. Указать видимые признаки реакций.

52. Осуществить превращения:

NaCl > Na > NaOH > Na₂CO₃ > NaHCO₃ > Na₂CO₃ > CaCO₃> Ca(HCO₃)₂ > > CaCO₃ > CaO > Ca(OH)₂ > Ca(OCl)₂

53. Осуществить превращения:

N₂ > NH₃ > NH₄NO₃ > NH₄OH > [Ag(NH₃)₂]Cl > AgCl > Ag

54. Имеются отдельные пробирки с растворами хлоридов аммония, алюминия, магния, железа(II) и железа (III). Как можно установить содержимое каждой пробирки? Приведите уравнения химических реакций, укажите видимые признаки химических превращений.

55. Имеются 4 банки кристаллических веществ: карбоната натрия, сульфида натрия, сульфита калия и сульфата аммония. Какими химическими превращениями можно определить содержимое каждой банки? Приведите уравнения химических реакций, укажите видимые признаки химических превращений.

56. Напишите химические формулы веществ: малахита (карбоната гидроксомеди (II)), сульфата хрома (III), перманганата калия и гидрокарбоната кальция. Отберите из указанных солей только кислые и основные и напишите реакции их перевода в средние соли.

57. Напишите химические реакции образования солей, получающихся при смешивании гидроксида алюминия и серной кислоты в мольных соотношениях: а) 1:2, б) 1:3, в) 2:3. Назовите эти соли.

Химическая кинетика и равновесие

58. Реакция протекает по схеме 2А+3В =С. Концентрация А уменьшилась на 0,1 моль/л. Как при этом изменятся концентрации веществ В и С?

59. Начальные концентрации веществ, участвующих в реакции

СО+Н₂О = СО₂ +Н₂,

были равны (моль/л, слева на право): 0,3; 0,4; 0,4; 0,05. Каковы концентрации всех веществ в момент, когда прореагировала половина от начальной концентрации СО?

60. Начальные концентрации веществ, участвующих в реакции

N₂+3H₂ = 2NH₃,

равны (моль/л, слева на право): 0,2; 0,3; 0. Каковы концентрации азота и водорода в момент, когда концентрация аммиака станет равной 0,1 моль/л?

61. Во сколько раз изменится скорость реакции 2А + В С, если концентрацию вещества А увеличить в 2 раза, а концентрацию вещества В уменьшить в 3 раза?

62. Через некоторое время после начала реакции 3А + В 2С +D концентрации веществ составляли (моль/л, слева на право): 0,03; 0,01; 0,008. Каковы исходные концентрации веществ А и В?

63. В системе СО + СI₂ CОCI₂ концентрацию СО увеличивали от 0,03 до 0,12 моль/л, а концентрацию хлора - от 0,02 до 0,06 моль/л. Во сколько раз возросла скорость прямой реакции?

64. Начальные концентрации веществ А и В в реакции А+2В С были равны 0,03 и 0,05 моль/л соответственно. Константа скорости реакции равна 0,4. Найти начальную скорость реакции и скорость по истечении некоторого времени, когда концентрация вещества А уменьшится на 0,01 моль/л.

65. Как изменится скорость реакции 2NO + O₂2NO₂, если: а) увеличить давление в системе в 3 раза; б) уменьшить объем системы в 3 раза?

66. Во сколько раз следует увеличить концентрацию вещества В в системе 2А + ВА₂В, чтобы при уменьшении концентрации вещества А в 4 раза скорость прямой реакции не изменилась?

67. Во сколько раз следует увеличить концентрацию оксида углерода (II) в системе 2СОСО₂ + С, чтобы скорость реакции увеличилась в 100 раза? Как изменится скорость реакции при увеличении давления в 5 раз?

68. Начальные концентрации веществ в реакции СО + Н₂ОСО₂ + Н₂ были равны (моль/л, слева на право): 0,05; 0,06; 0,4 и 0,2. Вычислить концентрации всех участвующих в реакции веществ после того, как прореагировала 60% воды.

69. При повышении температуры на 60⁰С скорость реакции увеличилась в 4000 раз. Вычислить температурный коэффициент скорости реакции.

70. Сколько времени потребуется для завершения реакции при 18⁰ С, если при 90⁰С она завершается за 20 секунд, а температурный коэффициент скорости реакции равен 3,2?

71. При 10⁰С реакция заканчивается за 95 с, а при 20⁰С за 60с. Вычислить энергию активации.

72. Во сколько раз возрастет скорость реакции при повышении температуры с 30⁰ до 50⁰С, если энергия активации равна 125,5 кДж/моль?

73. Каково значение энергии активации реакции, скорость которой при 300 К в 10 раз больше, чем при 280 К?

74. Чему равна энергия активации реакции, если при повышении температуры от 290 до 300 К скорость ее увеличится в 2 раза?

75. Энергия активации некоторой реакции равна 100 кДж/моль. Во сколько раз изменится скорость реакции при повышении температуры от 27 до 37⁰С?

76. При 150⁰С некоторая реакция заканчивается за 16 минут. Принимая температурный коэффициент скорости за 2,5 рассчитать, через какое время закончится эта реакция, если проводить её: а) при 200⁰ С, б) при 80⁰С?

77. При какой температуре реакция закончится за 45 минут, если при 293К на это требуется 3 часа? Температурный коэффициент скорости реакции равен 3,2.

78. Энергия активации реакции NO₂ = NO + 1/2O₂ равна 103,5 кДж/моль. Константа скорости этой реакции при 298К равна 2,03•10⁴ с^-1. Вычислить константу скорости этой реакции при 288 К.

79. Реакция CO + CI₂ ? COCI₂ протекает в объеме 10 литров. Состав равновесной смеси: 14г СО; 35,6г CI₂; и 49,5г СOCI₂. Вычислить константу равновесия реакции.

80. Константа равновесия реакции FeO + CO ? Fe + CO₂ при некоторой температуре равна 0,5. Найти равновесные концентрации СО и СО₂, если начальные концентрации этих веществ составляли (моль/л): 0,05 для СО и 0,01 для CO₂.

81. Найти константу равновесия реакции N₂O₄ ? 2NO₂, если начальная концентрация N₂O₄ составляет 0,08моль/л, а к моменту наступления равновесия продиссоциировало 50% N₂O₄.

82. Константа равновесия реакции А+В?С+D равна единице. Начальная концентрация вещества А равна 0,02моль/л. Сколько процентов А подвергнется превращению, если начальные концентрации В, С и D равны соответственно 0,02; 0,1 и 0,2 моль/л?

83. В начальный момент реакции синтеза аммиака концентрации были равны (моль/л): 1,5 для N₂; 2,5 для H₂ и 0 для NH₃. Какова концентрация азота и водорода при концентрации аммиака 0,15 моль/л?

84. Равновесие в системе H₂+I₂?2HI установилось при следующих концентрациях (моль/л): [H₂] = 0,025; [I₂] = 0,005; [HI] = 0,09. Определить исходные концентрации йода и водорода, если в начальный момент реакции концентрация HI равнялась нулю.

85. Оксид углерода (II) и хлор были помещены в закрытый сосуд при постоянной температуре. Начальные их концентрации равны 1 моль/л, давление в сосуде 101325 Па. В результате реакции CO + Cl₂?COCl₂ к моменту равновесия осталось 50% СО. Каково давление в сосуде при равновесии?