Устойчивость комплексных соединений. Константа нестойкости

В растворах комплексных соединений существует система динамических равновесий, т. е. комплексные соединения подвержены в значительной степени электролитической диссоциации. Ионы или молекулы, находящиеся во внешней сфере, связаны в комплексном соединении гораздо слабее, чем ионы или молекулы, находящиеся во внутренней сфере. Такая различная прочность связи обусловливает характер диссоциации комплексных соединений.

Диссоциация комплексных соединений протекает по стадиям. На первой стадии комплексное соединение диссоциирует как сильный электролит, т. е. практически полностью. Далее, комплексный ион диссоциирует как слабый электролит по ступеням, т. е. лиганды отделяются от комплексообразователя постепенно. Например, диссоциация комплексной соли [Ag(NH₃)₂]Cl протекает по следующим стадиям:

Первая стадия: [Ag(NH3)2]Cl [Ag(NH₃)₂]⁺ + Cl^-

Вторая стадия:1. Ag(NH₃)₂]⁺ AgNH₃₊ + NH₃

2. AgNH₃₊ Ag⁺ + NH₃

Диссоциация комплекса идет лишь в незначительной степени и может быть охарактеризована величиной общей константы ионизации данного комплекса, которая определяется как произведение констант диссоциации по отдельным ступеням. Так, в данном примере

(9.1)

Чем больше величина этой константы, тем сильнее комплекс диссоциирует, тем менее он устойчив. Эта константа называется константой нестойкости. Обратная величина константы нестойкости называется константой устойчивости :

(9.2)

Константы нестойкости для различных комплексных ионов различны и могут служить мерой устойчивости комплекса. Наиболее устойчивые в растворах комплексные ионы имеют наименьшие константы нестойкости. Так, среди соединений

[Ag(NO₂)₂] ^- [Ag(NH₃)₂] ⁺ [Ag(S₂O₃)] ^- [Ag(CN)₂] ^-

K _нест 1,3 · 10^-3 5,8 · 10 ^-8 1,5 · 10 ^-9 1,4 · 10^-20

устойчивость комплекса возрастает при переходе от [Ag(NO₂)₂] ^- к [Ag(CN)₂] ^-.

Значения констант нестойкости и устойчивости приводятся в справочниках по химии

http://kurs.ido.tpu.ru/courses/Analyt_chem_1/tema9.htm

Задача 11.

Напишите формулы комплексных частиц (с указанием их заряда), которые могут быть образованы ионами-комплексообразователями и лигандами.

Вари- ант Ионы-комплексо- образователи и лиганды

Со²⁺, Н₂О, NO₂^–

А1³⁺, ОН^–, Н₂О

Hg²⁺, CNS^–, NH₃

Сг³⁺, ОН^–, Н₂О

Zn²⁺, ОН^–, Н₂О

Au³⁺, CN^–, С1^–

Со³⁺, Br^–, NH₃

Cu²⁺, C₂O₄^2–, NH₃

Pb²⁺, OH^–, H₂O

Be²⁺, (H₂N—(CH₂)₂—NH₂), Cl

Pt²⁺, NH₃, Br^–

Mn²⁺, H₂O, Cl^–

Cd²⁺, H₂O, CN^–

Сг³⁺, Н₂О, С1^–

Ni²⁺, NO₂^–, H₂O

Со³⁺, NO₂, NH₃

Pt⁴⁺, NH₃, Cl^–

Mn²⁺, H₂O, Br^–

Ti³⁺, C1^–, H₂O

Fe³⁺, H₂O, Cl^–

Cu²⁺, CNS^–, NH₃

Cr³⁺, NH₃, Cl^–

Co³⁺, CO₃^2–, NH₃

Co³⁺, CN^–, C₂O₄^2-

Pt²⁺, C1^–, H₂O

Комплексные соединения
Образование к/с связано со способностью катионов Ме присоединять определенные молекулы и/или отрицательно заряженные ионы.
Cu2++4NH3=[Cu(NH3)4]2+
NH3+H+→NH4+
[ ] – связь прочна – донорноакцекторная связь
В составе комплексного иона можно выделить ион-комплексообразователь Cu2+, связанные с ним молекулы аммиака-лиганды (лиганды – связанные с ион-к/о молекулы или отрицательнозаряженные ионы) NH3.
Анионы – отр/зар ионы: OH-, Cl-, Br-, J-, CNS-, CN-
4 – координатное число [Cu(NH3)m], т.е. к/ч показывают количество лигандов, присоединенных к ион-к/о.
Ион-к/о и лиганды образуют внутреннюю сферу к/с […]. Противоионы, окружающие комплексный ион, составляют внешнюю сферу. Заряд комплексного иона равен алгеб сумме зарядов иона-к/о и лигандов. Если лигандами являются анионы, то заряд комплексного иона становится отрицательным.
[Cu(CN)4]2- CN-*4=-4 & Cu=+2 => -2
[Al(OH)6]3- - гидроксоалюминат
Часто к/ч равняется удвоенной степени окисления иона-к/о. К/с могут относится к различным классам: солям, основаниям, кислотам.
В принципе построения названия к/с (номинклатуры) сохраняют положения, которые приняты для обычных соединений, но имеет свои особенности. В названии к/с отражается его состав с права на лево, в названии комплексного иона (то что в […]) последовательно перечисляется число лигандов, название лиганда, название иона-к/о, причем, для аниона используются латинская основа слова, а для катиона – русская.
[Cu(NH3)4]2+ ион тетрааминмеди (II);
NH3-амин; CN-цеано

Ag(NH3)2]+ - ион диамин серебра
[Al(H2O)6]3+ - ион гексааква алюминия
[Al(OH)4]- - тетрагидроксоалюминат
[Cu(CN)4]2- - тетрацианокупрат (II)
[Al(OH)6]3- гексагидроксоалюминат
[Fe(CN)6]3- - гексацианоферат III
[Fe(CN)6]4- гексацианоферат II
[Cu(NH3)4]SO4 – сульфат тетраамин меди
K2[Zn(OH)4] – тетрагидроксоцинкат калия
K3[Fe(CN)6]3- гексацианоферат (III) калия
K4[Fe(CN)6]3- гексацианоферат (II) калия
[Cu(NH3)4](OH)2 – гидроаксидтетраамин меди II
H2[TiCl6] – гексахлортитановая кислота

К/ч К/ч
Al3+ 4,6 Ag+ 2
Zn2+ 4 Hg+ 2
Fe2+ 4,6 Hg2+ 4
Fe3+ 4,6
Один из способов получения к/с основан на введении в хим систему избытка лигандов для создания соотношения соответствующего координационному числу. На этом принципе основаны реакции растворения некоторых осадков, в т.ч. амфотерных гидроксидов в растворах щелочей.
Zn(OH)2(осадок)+2KOH=K2[Zn(OH)4]
Zn(OH)2+2OH-=[Zn(OH)4]2-
AlCl3+3KOH=↓Al(OH)3+3KCl
Al(OH)3+KOH=K[Al(OH)4]
Al(OH)3+3KOH=K3[Al(OH)6]
HgJ2(оадок)+2KJ=K2[HgJ4]-2 – тетраиодогидроаргат(II)калия
HgJ2+2J-=[HgJ4]2-
Комплексным соединениям присущи многие свойства обычных соединений (н-р: реакции обмена с участием двух солей 3FeCl2+2K3[Fe(CN)6]=Fe3[Fe(CN)6]+6KCL
3Fe2++2[Fe(CN)6]3-=Fe3[Fe(CN)6] )
Для к/с характерны специфические реакции связанные с замещением одного лиганда другим.
[Cu(H2O)4]SO4+4NH3=[Cu(NH3)4]SO4+4H2O
[Cu(H2O)4]2++4NH3=[Cu(NH3)4]+4H2O
CN->NO2->NH3>CNS->H2O>OH->Cl->Br->J- *
Способность к замещению одного лиганда другим связано с прочностью комл ионов. К/п компл иона возрастает с увеличением силы лиганда (см ряд выше *). Лиганды расположенные в левой части назыв сильными, в правой – слабыми (относительно середины).
При растворении в воде к/с распадаются по типу сильных электролитов на компл ионы и противоположно заряженные ионы внешней среды.
K2Zn(CN)4]→2K++[Zn(CN)4]2-
[Cu(NH3)4]SO4→[Cu(NH3)4]2++SO42-
В водных растворах этот процесс протекает практически полностью (распад электролита на ион).
[Zn(CN)4]2-←→Zn2++4CN- *
Для характеристики прочности компл иона введено понятие: константы нестойкости Кн, которая представляет собой Кн реакции диссоциации ком иона *
Kн=(CZn2+C4CN-)/C[Zn(CN)4] где С – концентрация, Кн-приводится в справочниках. Чем меньше величина Кн, тем прочнее данный компел ион.
Задача 12.

На основании стандартных энтальпий образования ΔН˚₂₉₈ и абсолютных энтропии S˚₂₉₈ веществ определите: 1) ΔН˚₂₉₈ реакции, ΔS˚₂₉₈ реакции и ΔG˚₂₉₈ реакции. Сделайте вывод о термодинамической вероятности протекания реакции при стандартных условиях; 2) температуру, при которой константа равновесия реакции равна единице (ΔG реакции равна нулю). Влиянием температуры на ΔН и ΔS реакции пренебречь; 3) область температур, в которой протекание данной реакции термодинамически вероятно. Расчеты провести по уравнениям реакций, приведенным в таблице.

Вариант Уравнение реакции

СО_(г) + Н₂О_(ж) = СО_2(г) + Н_2(г)

Fe₃O₄ + СО = 3FeO + СО₂

2С₂Н₂ + 5О₂ = 4СО₂ + 2Н₂О

Н₂ + СО₂ = СО + Н₂О

СО + 3Н₂ = СН₄ + Н₂О

С₂Н₄ + 3О₂ = 2СО₂ + 2Н₂О

4NH₃ + 5О₂ = 4NO + 6Н₂О

NH₃ + HC1 = NH₄C1

2Н₂О₂ = 2Н₂О + О₂

2SO₂ + О₂ = 2SO₃

SO₂ + NO₂ = SO₃ + NO

CH₄ + 4C1₂ = CC1₄ + 4HC1

SO₂ + 2H₂S = 3S + 2H₂O

2H₂S + 3O₂ = 2H₂O + 2SO₂

CaO + 3C = CaC₂ + CO

4NH₃ + 3O₂ = 6H₂O + 2N₂

CS₂ + 3O₂ = CO₂ + 2SO₂

Fe₂O₃ + 3CO = 2Fe + 3CO₂

2H₂S + SO₂ = 3S + 2H₂О

2CH₃OH + 3O₂ = 2CO₂ + 4H₂O

PbS + PbSO₄ = 2Pb + 2SO₂

2C₂H₆+ 7O₂ = 4CO₂ + 6H₂O

CH₄ + 2O₂ = CO₂ + 2H₂O

4HC1 + О₂ = 2H₂О + 2C1₂

2PH₃+ 4O₂ = P₂O₅ + 3H₂O

Задача 13.

Варианты 1-8. Вычислите, во сколько раз увеличивается скорость химической реакции при повышении температуры на при данном значении .

Вариант Вариант

Варианты 9-16. В таблице приведен температурный коэффициент химической реакции . При температуре 15°С реакция заканчивается за х мин. Определите время протекания реакции при температуре 25, 35, 45°С.

Вариант x Вариант x

2,5

2,5 12,5

Варианты 17-25. На сколько градусов надо повысить температуру, чтобы скорость реакции возросла в n раз при данном значении ?

Вариант n Вариант n

2,5

2,5

Правило Вант-Гоффа — эмпирическое правило, позволяющее в первом приближении оценить влияние температуры на скорость химической реакции в небольшом температурном интервале (обычно от 0 °C до 100 °C). Я. Х. Вант-Гофф на основании множества экспериментов сформулировал следующее правило:

При повышении температуры на каждые 10 градусов константа скорости гомогенной элементарной реакции увеличивается в два — четыре раза.

Уравнение, которое описывает это правило следующее:

где — скорость реакции при температуре , — скорость реакции при температуре , — температурный коэффициент реакции (если он равен 2, например, то скорость реакции будет увеличиваться в 2 раза при повышении температуры на 10 градусов).

Следует помнить, что правило Вант-Гоффа применимо только для реакций с энергией активации 60-120 кДж/моль в температурном диапазоне 10-400^oC. Правилу Вант-Гоффа также не подчиняются реакции, в которых принимают участие громоздкие молекулы, например белки в биологических системах. Температурную зависимость скорости реакции более корректно описывает уравнение Аррениуса.

Из уравнения Вант-Гоффа температурный коэффициент вычисляется по формуле:

Скорость гомогенной реакции – это количество вещества, вступающего в реакцию или образующегося в результате реакции за единицу времени в единице объема системы:

Другими словами, скорость гомогенной реакции равна изменению молярной концентрации какого-либо из реагирующих веществ за единицу времени. Скорость реакции – величина положительная, поэтому в случае выражения ее через изменение концентрации продукта реакции ставят знак «+», а при изменении концентрации реагента знак «–».

Задача 14.

Напишите выражение константы равновесия обратимой реакции, приведенной в таблице. Определите, в какую сторону сместится равновесие обратимой реакции: а) при повышении температуры (р = const); б) при увеличении давления (Т = const).

Вариант Уравнение реакции ΔН˚_р,кДж

СОС1₂ ⇄ СО + С1₂ 112,5

СО₂ + 2Н₂ ⇄ СН₃ОН_(г) 193,3

2N₂O ⇄ 2N₂ + О₂ -163,1

2NO + Cl₂ ⇄ 2NOC1 -73,6

3О₂ ⇄ 2О₃ 184,6

СО + Н₂О_(г) ⇄ СО₂ + Н₂ -41,2

Н₂ + I_2(г) ⇄ 2HI 51,9

N₂ + О₂ ⇄ 2NO 180,7

2Н₂ + О₂ ⇄ 2Н₂О_(г) 483,7

2СО + О₂ ⇄ 2СО₂ -566

N₂O₄ ⇄ 2NO₂

2NO + О₂ ⇄ 2NO₂ -113

2SO₃ ⇄ 2SO₂ + О₂ 196,6

N₂ + 3Н₂ ⇄ 2NH₃ -92,5

2НВr ⇄ Н₂ + Вr_2(г) 72,5

4НС1 + О₂ ⇄ 2Н₂О_(г) + 2С1₂ -114,5

N₂ + 2О₂ ⇄ 2NO₂ 67,5

С + Н₂О_(г) ⇄ СО + Н₂

2NH₃ ⇄ N₂ + 3Н₂ 92,5

2SO₂ + О₂ ⇄ 2SO₃ -196,6

2NOC1 ⇄ 2NO + С1₂ 73,6

Н₂ + СО₂ ⇄ СО + Н₂O_(г) 41,2

СО + С1₂ ⇄ СОС1₂ -112,5

2NO₂ ⇄ N₂O₄ -58

2H₂S + 3О₂ ⇄ 2Н₂О + 2SO₂ -561,1

http://losevahimiya.far.ru/point33.html

Влияние Т на смещение химического равновесия: при повышении Т Кр уменьшается для экзотермических реакций и увеличивается для эндотермических.

Влияние р на смещение химического равновесия: если соотношение неравновесных парциальных давлений (в соответствии с з.д.м.) меньше Кр, то равновесие сдвигается в сторону образования продуктов, если больше Кр, то равновесие сдвигается в сторону образования реагентов.

Задача 1. В системе А + В С, ΔH⁰ < 0, где А, В и С - газы, установилось равновесие. Какое влияние на равновесную концентрацию вещества С окажут: а) увеличение давления; б) увеличение концентрации вещества А; в) повышение температуры?

Решение.

а) При протекании реакции общее количество газообразных веществ уменьшается с 2 до 1. В соответствии с принципом Ле Шателье повышение давления приведет к смещению равновесия в сторону меньшего количества газообразных веществ (т.е. в сторону образования вещества С), следовательно, [С] увеличится.

б) Увеличение концентрации вещества А приведет к смещению равновесия в сторону образования продукта С, т.е. [С] увеличится.

в) Так как ΔH⁰ < 0, теплота выделяется, реакция - экзотермическая. Обратная реакция обязательно будет эндотермической. Повышение температуры всегда благоприятствует протеканию реакции с поглощением теплоты, т.е. равновесие сместится в сторону веществ А и В и [С] уменьшится.

Задача 15.

Варианты 1-13. Как изменится скорость прямой и обратной реакции, если объем газовой смеси увеличить (уменьшить) в n раз?

Вариант Уравнение реакции n

2SO₂ + О₂ ⇄ 2SO₃ Увеличить в 3 раза

2NO + О₂ ⇄ 2NO₂ Увеличить в 3 раза

N₂ + 3Н₂ ⇄ 2NH₃ Уменьшить в 3 раза

2NO + С1₂ ⇄ 2NOC1 Увеличить в 4 раза

СО + Н₂О_(г) ⇄ CO₂ + H₂ Уменьшить в 3 раза

2N₂ + О₂ ⇄ 2N₂O Увеличить в 3 раза

4NH₃ + 5О₂ ⇄ 4NO + 6H₂O Уменьшить в 2 раза

4NH₃ + 3О₂ ⇄ 2N₂ + 6H₂O Уменьшить в 2 раза

N₂O₄ ⇄ 2NO₂ Увеличить в 4 раза

4НС1 + О₂ ⇄ 2H₂O_(г) + 2C1₂ Увеличить в 2 раза

2H₂S + 3О₂ ⇄ 2SO₂ + 2H₂O Увеличить в 2 раза

3О₂ ⇄ 2О₃ Увеличить в 3 раза

СО + С1₂ ⇄ COC1₂ Увеличить в 4 раза

р и м е р 54 Как изменится скорость реакции:

2№(г) + 02(г) = 2№ад;

если уменьшить объем реакционной смеси в 3 раза?

Решение До изменения объема скорость реакции выражалась уравнением:

и = к [N0]2 [02].

Вследствие уменьшения объема концентрация каждого из реагирующих веществ возрастет в три раза. Следовательно: и' = к (3[N0])2 (3[О2]) = 27к [N0]2 [О2].

Сравнивая выражения для и и и', находим, что скорость реакции возрастает в 27 раз.

Варианты 14-25. Как изменится скорость прямой и обратной реакции, если давление увеличить (уменьшить) в n раз?

Вариант Уравнение реакции n

2NO₂ ⇄ 2NO + O₂ Уменьшить в 3 раза

2SO₃ ⇄ 2SO₂ + O₂ Уменьшить в 2 раза

2NH₃ ⇄ N₂ + 3H₂ Увеличить в 3 раза

2NOC1 ⇄ 2NO + Cl₂ Уменьшить в 4 раза

2N₂O ⇄ 2N₂ + O₂ Увеличить в 3 раза

4NH₃ +5O₂ ⇄ 2N₂O₂ + 6H₂О (только прямой) Уменьшить в 2 раза

4NH₃ +3O₂ ⇄ 2N₂ + 6H₂O(г) Уменьшить в 2 раза

2H₂S +3O₂ ⇄ 2SO₂ + 2H₂O(г) (только прямой) Уменьшить в 2 раза

4HC1 +O₂ ⇄ 2H₂O(r) + 2C1₂ Увеличить в 2 раза

COC1₂ ⇄ CO + Cl₂ Уменьшить в 4 раза

2O₃ ⇄ 3O₂ Уменьшить в 3 раза

N₂O₄ ⇄2NO₂ Увеличить в 4 раза

1. Во сколько раз изменится скорость прямой реакции N₂(г)+3Н₂(г) 2NH₃(г), если давление в системе увеличить в 2 раза?

Решение.

Увеличение давления в системе в 2 раза равносильно уменьшению объема системы в 2 раза. При этом концентрации реагирующих веществ возрастут в 2 раза. Согласно закону действия масс , начальная скорость реакции равна v_н=k·[N₂]·[H₂]³. После увеличения давления в 2 раза концентрации азота и водорода увеличатся в 2 раза, и скорость реакции станет равна v_к=k·2[N₂]·2³[H₂]³=k·32[N₂]·[H₂]³. Отношение v_к./v_н показывает, как изменится скорость реакции после изменения давления. Следовательно, v_к/v_н=k·32[N₂]·[H₂]³/(k·[N₂]·[H₂]³)=32. Ответ: скорость реакции увеличится в 32 раза.

Задача 16.

Вычислите: константу равновесия обратимой реакции, исходные и равновесные концентрации компонентов в системах (величины, которые нужно вычислить, обозначены в таблице через х).

Вариант Уравнение реакции K_p Равновесные концентрации, моль/л Исходные концентрации, моль/л

2SO₂ + О₂ ⇄ 2SO₃ x [SO₂] = 0,04, [О₂] = 0,06 [SO₃] = 0,02 [SO₂] = x₁ [О₂] = х₂

N₂ + 3Н₂ ⇄ 2NH₃ x [N₂] = 0,03, [Н₂] = 0,1 [NH₃] = 0,4 [N₂] = х₁ [Н₂] = х₂

2СО + О₂ ⇄ 2СО₂ x [СО] = 4[О₂], 1[СО₂] = 2 [СО] = х₁ [О₂] = х₂

Н₂ + I₂ ⇄ 2HI x [Н₂] = x₁ [I₂], x₂[HI] = 0,04 [Н₂] = 0,03 [I₂] = 0,03

СО + Н₂О ⇄ СО₂ + Н₂ x [СО₂] = 0,01,[СО] = х₁[Н₂О] = х₂, [Н₂] = х₃ [СО] = 0,03 [Н₂О] = 0,03

2N₂ + О₂ ⇄ 2N₂O x [N₂] = 0,72, [О₂]= 1,12 [N₂O] = 0,84 [N₂] = х₁ [О₂] = х₂

N₂ + 3Н₂ ⇄ 2NH₃ x [N₂] = 3, [Н₂] = 9, [NH₃] = 4 [N₂] = х₁ [Н₂] = х₂

СО + С1₂ ⇄ СОС1₂ 39,4 [СО] = 0,2, [СОСl₂] = 0,8 [С1₂] = х

Н₂ + I₂ ⇄ 2HI x [HI] = 0,08, [Н₂] = 0,04, [1₂] = 0,025 [Н₂] = х₁ [I₂] = x₂

2NO + O₂ ⇄ 2NO₂ x [NO] = 0,02, [О₂] = 0,3 [NO₂] = 0,06 [NO] = х₁ [О₂] = х₂

СО + Н₂О ⇄ СО₂ + Н₂О [СО] = х₁, [СО₂] = х₂[Н₂О] = х₃, [Н₂] = х₄ [СО]=[Н₂О] =0,02

4НС1 + О₂ ⇄ 2Н₂О + 2С1₂ x [Н₂О] = [С1₂] = 0,14 [НС1] = 0,2, [О₂] = 0,32 [HC1] = x₁ [O₂] = x₂

Н₂ + I₂ ⇄ 2HI [HI] = х [H₂] = 2 [I₂] = 1

СО + Н₂О ⇄ СО₂ + Н₂ [СО] = х₁, [СО₂] = х₂[Н₂О] = х₃, [Н₂] = х₄ [CO] = 0,01 [H₂O] = 0,03

СО + С1₂ ⇄ СОС1₂ x [СОС1₂] = 0,45 [CO]=[Cl₂] =2

Н₂ + I₂ ⇄ 2HI [HI] = 0,0315, [Н₂] = х [1₂] = 0,0114

РС1₅ ⇄ РС1₃ + С1₂ 0,0414 [С1₂] = 0,1 [PC1₅] = x

2HI ⇄ Н₂ + I₂ 0,02 [Н₂] = х [HI] = 0,05

СО + Н₂О ⇄ СО₂ + Н₂ [СО] = x_l [CO₂] = х₂[Н₂О] = х₃, [Н₂] = х₄ [CO] = 1 [H₂O] = 3

2NO₂ ⇄ N₂O₄ 7,15 [NO₂] = х [NO₂] = 3

СН₂О ⇄ Н₂ + СО x [Н₂] = 0,2 [CH₂O] = 1

СО + Н₂О ⇄ СО₂ + Н₂ [Н₂] = х [CO]=[H₂O] =2

SO₂ + NO₂ ⇄ SO₃ + NO x [SO₂] = 0,6, [NO₂] = 0,2 [SO₂] = x₁ [SO₃] = 0 [NO₂] = x₂

Н₂ + I₂ ⇄ 2HI x [H₂] = 0,l, [I₂] = 0,2 [HI] = 0,6 [H₂] = x, [I₂] = x₂

СО + Н₂О ⇄ СО₂ + Н₂ x [CO₂] = 0,05, [CO] = x [H₂] = x, [H₂O] = x [CO] = 0,08 [H₂O] = 0,06

Химическая кинетика. Скорость химической реакции. Равновесие

Скорость химической реакции (v) характеризуется изменением концентрации реагирующих веществ (моль/л или моль/см³) в единицу времени (сек., мин., ч.). Для гомогенной (однородной) системы скорость химической реакции измеряется количеством веществ, вступивших в реакцию или образовавшихся в результате реакции за единицу времени в единице объема системы. Для гетерогенной системы скорость химической реакции измеряется количеством веществ, вступивших в реакцию или образовавшихся в результате реакции за единицу времени на единице поверхности раздела фаз. Факторы, влияющие на скорость химической реакции 1) Природа реагирующих веществ (характер связи в молекулах реагентов); 2) Концентрация реагентов; 3) Температура; 4) Катализатор; 5) Давление (для газов); 6) Излучение (ИК-, УФ-, рентгеновское, радиоактивное и др.); 7) Площадь поверхности раздела фаз (для гетерогенных реакций). Влияние концентрации реагирующих веществ выражается законом действия масс: при постоянной температуре скорость химической реакции, протекающей в однородной среде, пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, возведенных в степени их стехиометрических коэффициентов. Например, для обратимой гомогенной реакции, выражающейся уравнением aA + bB ↔ cC + dD, в соответствии с законом действия масс, можно записать выражение скорости прямой и обратной реакций: где k₁ и k₂ – константы скоростей прямой и обратной реакций. Физический смысл константы скорости заключается в том, что она показывает численное значение скорости химической реакции, с которой реагируют вещества при их концентрации (или произведении концентраций), равной единице. Константа скорости реакции зависит от природы реагентов, температуры, наличия катализатора, но не зависит от концентрации реагентов. Химическое равновесие Химические реакции по признаку обратимости делятся на необратимые и обратимые. К необратимым реакциям относятся такие реакции, которые протекают до тех пор, пока один из реагентов полностью не израсходуются. Признаками необратимых реакций, протекающих в растворах, являются: а) выпадение осадка, б) образование газа, в) образование слабого электролита. Обратимыми реакциями называются такие реакции, которые протекают одновременно в двух взаимно противоположных направлениях. Для подобных реакций вместо знака равенства пользуются противоположно направленными стрелками (↔). С течением времени скорость любой реакции, измеряется по убывающим концентрациям исходных веществ, будет уменьшаться, так как по мере взаимодействия веществ их концентрации уменьшаются (скорость прямой реакции). Если реакция является обратимой, то по мере увеличения концентрации продуктов ее скорость будет возрастать (скорость обратной реакции). Как только скорости прямой и обратной реакций становятся одинаковыми, в системе устанавливается химическое равновесие и дальнейшее изменение концентраций всех веществ, находящихся в системе, прекращается. Количественной характеристикой состояния равновесия является константа химического равновесия К, которая определяется отношением констант скоростей прямой и обратной реакцией В подавляющем большинстве случаев константы скоростей прямой и обратной реакций не равны. Константа равновесия – постоянная при данной температуре величина и определяет соотношение между равновесными концентрациями продуктов реакции и исходных веществ, возведенных в степени их стехиометрических коэффициентов. Например, для процесса N₂ + 3H₂ ↔ 2NH₃ Квадратной скобкой обозначена концентрация каждого вещества в момент равновесия, так называемая равновесная концентрация. Константа равновесия зависит от природы реагирующих веществ и температуры. Катализатор не влияет на состояние равновесия. Присутствие катализатора в системе лишь изменяет время его достижения. В состоянии равновесия система может находиться до тех пор, пока не изменится хотя бы одно из внешних воздействий: температура, концентрация одного из реагентов, давление (для газов). Изменения, происходящие в равновесной системе в результате внешних воздействий, определяются принципом подвижного равновесия (принцип Ле-Шателье):внешнее воздействие на систему, находящуюся в состоянии равновесия, приводит к смещению этого равновесия в направлении, при котором эффект произведенного воздействия ослабляется. На смещение равновесия оказывает влияние: 1)изменение температуры: эндотермический процесс ускоряется в большей степени при повышении температуры и, наоборот, при понижении температуры ускоряется экзотермический процесс; 2)изменение давления(для реакций, протекающих в газовой фазе): при повышении давления равновесие реакции смещается в направлении образования веществ, занимающих меньший объем, и, наоборот, понижение давления способствует процессу, сопровождающемуся увеличением объема. Если реакция протекает без изменения объема, то изменение давления в системе не оказывает влияниена химическое равновесие. 3)изменение концентрации:увеличение концентрации исходных веществ приводит к увеличению скорости прямой реакции, при этом протекающий в системе процесс завершится, когда скорости прямой и обратной реакций станут равны и установится новое равновесие. Уменьшение концентрации одного из продуктов реакции (вывод из системы) приводит к смещению равновесия в сторону его образования. Критерием принципиальной осуществимости реакций является неравенство ΔG_p_,_T < 0. Но это неравенство не является еще полной гарантией фактического течения процесса в данных условиях, не является достаточным для оценки кинетических возможностей реакции. Так, ΔG^о_298,H₂O(г) = - 228,59 кДж/моль, а ΔG^о_298,AlI₃(к)= -313;8 кДж/моль и, следовательно, при Т = 298 К и р = 1,013 • 10⁵ Па возможны реакции, идущие по уравнениям: Н₂(г) + ½О₂(г) = Н₂О (1) 2Аl(к) + 3l₂(к) = 2Аll₃(к) (2) Однако эти реакции при стандартных условиях идут только в присутствии катализатора (платины для первой и воды для второй). Катализатор как бы снимает кинетический "тормоз", и тогда проявляется термодинамическая природа вещества, Скорость химических реакций зависит от многих факторов, основные из которых – концентрация (давление) реагентов, температура и действие катализатора. Эти же факторы определяют и достижение равновесия в реагирующей системе. Пример 3. Константа равновесия гомогенной системы: СО(г) + Н₂О(г) = СО₂(г) + Н₂(г) при 850^оС равна 1. Вычислите концентрации всех веществ при равновесии, если исходные концентрации: [СО]_исх =3 моль/л, [Н₂О]_исх= 2 моль/л. Решение. При равновесии скорости прямой и обратной реакций равны, а отношение констант этих скоростей постоянно и называется константой равновесия данной системы: v_прК₁ [СО][Н₂О]; v_обр = К₂[СО₂][Н₂]; В условии задачи даны исходные концентрации, тогда как в выражение К_р входят только равновесные концентрации всех веществ системы. Предположим, что к моменту равновесия концентрации [СО₂]_р = х моль/л. Согласно уравнению системы число молей образовавшегося водорода при этом будет также х моль/л. По столько же молей (х моль/л) СО и Н₂О расходуется для образования по х молей СО₂ и Н₂. Следовательно, равновесные концентрации всех четырех веществ: [СО₂]_р = [Н₂]_р = х моль/л; [СО]_р= (3 – х) моль/л; [Н₂О]_р = (2 – х) моль/л. Зная константу равновесия, находим значение х, а затем исходные концентрации всех веществ: Таким образом, искомые равновесные концентрации: [СО₂]_р = 1,2 моль/л; [Н₂]_р= 1,2 моль/л; [СО]_р= 3 – 1,2 = 1,8 моль/л; [Н₂О]_р = 2 – 1,2 = 0,8 моль/л.

http://www.chemguru.ru/information/40-himicheskaja-kinetika-i-ravnovesie
Задача 17.

Напишите уравнения реакций: а) в молекулярной и ионно-молекулярной формах; б) в молекулярной форме.

Вариант а б

KHS + КОН СrОНС1₂ + НС1 Na₂SO₃ + HC1 Pb(OH)₂ + NaOH Zn²⁺ + 2OH^– = Zn(OH)₂ Ni(OH)₂ + 2H⁺ = Ni²⁺ + 2H₂O HS^– + OH^– = S^2– + H₂O Ba²⁺ + SO₄^2– = BaSO₄

Ba(HSO₃)₂ + Ba(OH)₂ CrOH(NO₃)₂ + HNO₃ K₂CO₃ + HC1 Sb(OH)₃ + KOH SiO₃^2– + 2H⁺ = H₂SiO₃ Ni²⁺ + 2OH^– = Ni(OH)₂ A1(OH)₃ + 3H⁺ = Al³⁺ + 3H₂O Ca²⁺ + CO₃^2– = CaCO₃

Mn(HSO₄)₂ + NaOH Fe(OH)₂NO₃ + HNO₃ Sr(OH)₂ + H₂SO₄ Mn(OH)₄ + KOH S^2– + H₂S = 2HS^– Ag⁺ + Br^– = AgBr Bi³⁺ + 3ОН^– = Bi(OH)₃ CaOH⁺ + H⁺ = Ca²⁺ + H₂O

Ca(HS)₂ + Ca(OH)₂ Ba(OH)₂ + HNO3 (MgOH)₂SO₄ + H₂SO₄ A1(OH)₃ + NaOH PO₄^3– + 3H⁺ = H₃PO₄ NiOH⁺ + H⁺ = Ni²⁺ + H₂O 3Ca²⁺ + 2PO₄^3– = Ca₃(PO₄)₂ HSO₃^– + OH^– = SO₃^2– + H₂O

KH₂PO₄ + KOH MnOHCl + HC1 Ca(OH)₂ + H₂SO₄ Be(OH)₂ + Ca(OH)₂ [Cr(OH)₆]^3– + 3H⁺ = Cr(OH)₃ + 3H₂O Mn²⁺ + S^2– = MnS Co²⁺ + 2OH^– = Co(OH) HS^– + OH^– = S^2– + H₂O

Na₂HPO₄ + NaOH CaOHCl + HC1 Cu(OH)₂ + HNO₃ Sn(OH)₂ + Ba(OH)₂ [Pb(OH)₄]^2– + 2H⁺ = Pb(OH)₂ + 2H₂O Cu²⁺ + CrO₄^2– = CuCrO₄ Cr³⁺ + 3ОН^– = Cr(OH)₃ Ge(OH)₂ + 2H⁺ = Ge²⁺ + 2H₂O

NaHSO₄ + NaOH (MgOH)₂SO₄ + H₂SO₄ LiOH + HC1 Cr(OH)₃ + Ca(OH)₂ S^2– + 2H⁺ = H₂S Ag⁺ + Cl^– = AgCl FeOH⁺ + H⁺ = Fe²⁺ + H₂O CO₃^2– + 2H⁺ = CO₂ + H₂O

Mg(HSiO₃)₂ + KOH SbOHSO₄ + H₂SO₄ KCN + H₂SO₄ A1(OH)₃ + Ca(OH)₂ P₂O₇^4– + 4H⁺ = H₄P₂O₇ HSO₃^– + OH^– = SO₃^2– + H₂O Sb³⁺ + 3ОН^– = Sb(OH)₃ Cr(OH)₂⁺ + 2H+ = Cr³⁺ + 2H₂O

KHCO₃ + KOH MgOHCl + HC1 Ba(OH)₂ + HC1 Zn(OH)₂ + KOH NO₂^– + H⁺ = HNO₂ Cu²⁺ + 2OH^– = Cu(OH)₂ FeOH²⁺ + H⁺ = Fe³⁺ + H₂O Pb²⁺ + 2I^– = PbI₂

Ba(H₂PO₄)₂ + Ba(OH)₂ (CaOH)₂SO₄ + H₂SO₄ NaOH + H₃PO₄ Cr(OH)₃ + Ba(OH)₂ CN^– + H⁺ = HCN Fe³⁺ + OH^– = FeOH²⁺ Ag⁺ +I^– = AgI Cu(OH)₂ + 2H⁺ = Cu²⁺ + 2H₂O

Zn(HSO₄)₂ + NaOH [Fe(OH)₂]₂SO₄ + H₂SO₄ LiOH + H₂SO₄ Sn(OH)₂ + KOH CO₃^2– + 2H⁺ = H₂CO₃ Mg²⁺ + 2OH^– = Mg(OH)₂ Fe²⁺ + S^2– = FeS 2PO₄^3– + H₃PO₄ = 3HPO₄^2–

Fe₂(HPO₄)₃ + КОН (CaOH)₂SO₄ + H₂SO₄ КОН + H₂SO₄ Pb(OH)₂ + NaOH SO₃^2– + 2H⁺ = SO₂ + H₂O Ba²⁺ + SO₄^2– = BaSO₄ Mn²⁺ + 2OH^– = Mn(OH)₂ HCO₃^– + OH^– = CO₃^2– + H₂O

Ca(HSO₃)₂ + Ca(OH)₂ (BaOH)₃PO₄ + H₃PO₄ Ca(OH)₂ + H₂SO₄ A1(OH)₃ + KOH SO₃^2– + 2H⁺ = SO₂ + H₂O Pb²⁺ + SO₄^2– = PbSO₄ Co²⁺ + 2OH^– = Co(OH)₂ FeOH²⁺ + H⁺ = Fe³⁺ + H₂O

MgSO₄ + KOH SrOHNO₃ + HNO₃ Cd(OH)₂ + HC1 Pb(OH)₂ + Ca(OH)₂ CO₃^2– + 2H⁺ = CO₂ + H₂O Ba²⁺ + CO₃^2– = BaCO₃ MgOH⁺ + H⁺ = Mg²⁺ + H₂O Pb(OH)₂ + 2H⁺ = Pb²⁺ + 2H₂O

Ca(HCO₃)₂ + Ca(OH)₂ MgOHNO₃ + HNO₃ BaCl₂ + H₂SO₄ Be(OH)₂ + KOH HPO₄^2– + 2H+ = H₃PO₄ Pb²⁺ + 2Br^– = PbBr₂ Sr²⁺ + SO₄^2– = SrSO₄ Be(OH)₂ + 2H⁺= Be²⁺ + 2H₂O

A1(HSO₄)₃ + KOH CuOHNO₃ + HNO₃ Fe(OH)₂ + HC1 A1(OH)₃ + Ca(OH)₂ HCO₃^– + H⁺ = CO₂ + H₂O Ba²⁺ + CrO₄^2– = BaCrO₄ CoOH⁺ + OH^– = Co(OH)₂ A1(OH)₃ + 3H⁺ = Al³⁺ + 3H₂O

Fe₂(HPO₄)₃ + NaOH MnOHCl + HC1 Ba(OH)₂ + H₂SO₄ Cr(OH)₃ + KOH HS^– + H⁺ = H₂S 2Ag⁺ + SO₄^2– = Ag₂SO₄ CuOH⁺ + OH^– = Cu(OH)₂ Cr(OH)₃ + 3H⁺ = Cr³⁺ + 3H₂O

CaHPO₄ + Ca(OH)₂ (ZnOH)₂SO₄ + H₂SO₄ Ba(OH)₂ + K₂CrO₄ K₂CO₃ + HNO₃ FeOH²⁺ + 2OH^– = Fe(OH)₃ Mg²⁺ + CO₃^2– = MgCO₃ CN^– + H⁺ = HCN Sn(OH)₂ + 2H⁺ = Sn²⁺ + 2H₂O

KH₂PO₄ + KOH SnOHCl + НС1 NH₄C1 + NaOH Pb(OH)₂ + Ca(OH)₂ CaOH⁺ + H⁺ = Ca²⁺ + H₂O Cd²⁺ + S^2– = CdS HSO₃^– + H⁺ = SO₂ + H₂O Pb(OH)₂ + 2H⁺ = Pb²⁺ + 2H₂O

Sr(HCO₃)₂ + Sr(OH)₂ PbOHNO₃ + HNO₃ Cu(OH)₂ + H₂SO₄ Sb(OH)₃ + NaOH CH₃COO^– + H⁺ = CH₃COOH ZnOH⁺ + OH^– = Zn(OH)₂ H₂PO₄^– + H⁺ = H₃PO₄ Sn(OH)₂ + 2H⁺ = Sn²⁺ + 2H₂O

NH₄H₂PO₄ + NH₄OH MnOHCl + HC1 Ba(OH)₂ + Na₂SO₄ Cr(OH)₃ + NaOH 3H⁺ + PO₄^3– = H₃PO₄ HS^– + OH^– = S^2– + H₂O 2Ag⁺ + CrO₄^2– = Ag₂CrО₄ Cr(OH)₃ + 3H⁺ = Cr³⁺ + 3H₂O

Ba(HCO₃)₂ + Ba(OH)₂ (MnOH)₂SO₄ + H₂SO₄ Ca(OCl)₂ + HC1 Zn(OH)₂ + Ca(OH)₂ MgOH⁺ + OH^– = Mg(OH)₂ Al³⁺ + PO₄^3– = A1PO₄ HPO₄^2– + OH– = PO₄^3– + H₂O Zn(OH)₂ + 2H⁺ = Zn²⁺ + 2H₂O

Sr(HSO₃)₂ + Sr(OH)₂ (CoOH)₂SO₄ + H₂SO₄ CaCO₃ + HC1 K₂[Zn(OH)₄] + H₂SO₄ ClO^– + H⁺ = HClO H₂PO₄^– + 2OH^– = PO4₃^– + 2H₂O Fe³⁺ + 3ОН^– = Fe(OH)₃ Zn(OH)₂ + 2OH^– = [Zn(OH)₄]^2–

Fe(HSO₄)₃ + KOH CuOHCl + HC1 NaOH + H₂SO₄ Cr(OH)₃ + HNO₃ A1(OH)₃ + 3ОН^– = [A1(OH)₆]^3– 2OH^– + Mg²⁺ = Mg(OH)₂ NH₄⁺ + OH^– = NH₄OH CuOH⁺ + OH^– = Cu(OH)₂

KHS + KOH (NiOH)₂SO₄ + H₂SO₄ Al(OH)₃ + KOH K₃[Cr(OH)₆] + NaOH 2H⁺ + SiO₃^2– = H₂SiO₃ Pb²⁺ + CrO₄^2– = PbCrO₄ Fe²⁺ + S^2– = FeS NiOH⁺ + H⁺ = Ni²⁺ + H₂O

http://www.inform.sch404.edusite.ru/p50aa1.html

§ 9. Как подобрать продукты в химической реакции с участием кислой соли ?

1. КИСЛАЯ СОЛЬ + СОЛЬ ®

Две новых соли образуются в результате обмена составными частями исходных солей. При этом возможно 2 случая:

1) В первом случае кислая соль реагирует со средней солью.

КИСЛАЯ СОЛЬ + СРЕДНЯЯ СОЛЬ ® ДРУГАЯ КИСЛАЯ СОЛЬ + ДРУГАЯ СРЕДНЯЯ СОЛЬ

Пример 1: K₂HPO₄ + BaCl₂ ®

средняя средняя

1) В правой части схемы запишите рядом

составные части продуктов - двух солей,

поменяв местами в исходных солях металлы

( K и Ва ).

кислая соль соль кислая соль соль K₂HPO₄ + BaCl₂ ® BaHPO₄ + KCl

2) Составьте формулы образующихся солей по валентности (по правилам). Валентности металлов ( К и Ва ) в продуктах реакции такие же как в исходных солях. I II II I II II I I K₂HPO₄ + BaCl₂ ® BaHPO₄ + KCl кислая соль средняя соль кислая соль средняя соль

2) Во втором случае кислая соль реагирует с другой кислой солью.

КИСЛАЯ СОЛЬ + КИСЛАЯ СОЛЬ ® ДВЕ ДРУГИЕ КИСЛЫХ СОЛИ

Пример 2: Na₂HPO₄ + Ca(H₂PO₄)₂ ®

1) В правой части схемы запишите рядом

составные части продуктов - двух солей,

поменяв местами в исходных солях металлы

( Na и Ca ).

кислая соль кислая соль кислая соль кислая соль Na₂HPO₄+ Ca(H₂PO₄)₂ ® СaHPO₄ + NaH₂PO₄

2) Составьте формулы образующихся солей по валентности (по правилам). Валентности металлов ( Na и Ca ) в продуктах реакции такие же как в исходных солях. I II II I II II I I Na₂HPO₄+ Ca(H₂PO₄)₂ ® СaHPO₄ + NaH₂PO₄ кислая соль кислая соль кислая соль кислая соль

2. КИСЛАЯ СОЛЬ + ОСНОВАНИЕ ( ЩЁЛОЧЬ ) ®

Кислая соль может реагировать с растворимым основанием ( щёлочью ) по разному. Возможны 5 разных случаев:

I. Для любых кислых солей.

В первом случаеобразуются две средних соли и вода в результате реакции между ионами водорода кислой соли ( атомы H в составе ) и гидроксид ионами щёлочи ( группы OH в составе ). При этом исходные соль и щёлочь образованы разными металлами.

КИСЛАЯ СОЛЬ + ОСНОВАНИЕ ( ЩЁЛОЧЬ ) Þ ДВЕ СРЕДНИХ СОЛИ + ВОДА

¾ 33 ¾

Пример: K₂HPO₄ + Ca(OH)₂ ®

⇐ Назад
1
2
3
4
5
67