Фізична та колоїдна хімія Збірник задач

Работа добавлена на сайт samzan.net:

Міністерство освіти і науки України

Миколаївський державний коледж економіки та харчових технологій

Циклова комісія природничо-наукових дисциплін

І.С.Боровик

Фізична та колоїдна хімія

Збірник задач

Фізична та колоїдна хімія. Збірник задач: Навчальне видання. Миколаїв, МДКЕХТ, 2008р. 91с.

Укладач: І.С.Боровик, викладач хімії МДКЕХТ, вища категорія, ст.викладач.

Даний збірник задач укладений згідно навчальної програми дисципліни „Фізична та колоїдна хімія”.

Навчальне видання містить розв’язки типових задач, що охоплюють зміст основних тем фізичної та колоїдної хімії: ”Термодинаміка. Термохімія”, „Агрегатні стани речовини”, „Хімічна кінетика. Хімічна рівновага”, „Істинні розчини”, „Дисперсні системи. Колоїдні розчини”. Кожному розділу передує розгляд необхідних теоретичних положень, що полегшує розуміння розв’язування задач. У кінці кожного розділу подано задачі для самостійного розв’язування , відповідь до них, наведено необхідний довідковий матеріал.

Рекомендовано для студентів спеціальності 5.091711 „Технологія харчування”.

Розглянуто та затверджено на засіданні Методичної ради Миколаївського державного коледжу економіки та харчових технологій. Протокол №______від_______________2008р.

Розглянуто та рекомендовано до затвердження на засіданні обласного методичного об’єднання викладачів хімії, біології, екології ВНЗ І-ІІ рівнів акредитації. Протокол № ______ від __________2008р.

Розглянуто та схвалено на засіданні циклової комісії природничо-наукових дисциплін. Протокол №______ від _________2008р.

ЗМІСТ

Передмова.............................................................................5

1. Термодинаміка. Термохімія..........................................7

1.1. Обчислення теплових ефектів реакцій (ентальпій реакцій), ентальпій утворення речовин...........7

1.2. Обчислення зміни ентропій, вільної енергії Гіббса в хімічних реакціях.................................................14

Задачі для розв’язування.........................................21

Відповіді на задачі...................................................23

2. Агрегатні стани речовини...........................................24

2.1. Обчислення, пов’язані з використанням газових законів і основних рівнянь газового стану.........24 2.2. Обчислення поверхневого натягу і в’язкості рідин.....................................................................................31

2.3. Застосування правила фаз Гіббса....................34

Задачі для розв’язування.........................................36

Відповіді на задачі...................................................38

3. Хімічна кінетика. Хімічна рівновага........................39

3.1. Обчислення швидкості хімічних реакцій.......39

3.2. Обчислення в стані хімічної рівноваги...........43

Задачі для розв’язування.........................................49

Відповіді на задачі...................................................52

4. Істинні розчини.............................................................53

4.1. Обчислення осмотичного тиску, зниження температури замерзання і підвищення температури кипіння розчинів неелектролітів.......................................53

4.2.Обчислення осмотичного тиску, температур замерзання та кипіння розчинів, констант дисоціації, уявного ступеня дисоціації розчинів електролітів..........61

4.3. Обчислення рН розчинів сильних електролітів.........................................................................66

Задачі для розв’язування...........................................69

Відповіді на задачі......................................................72

5. Дисперсні системи. Колоїдні розчини.......................74

5.1. Складання формули міцели колоїдного розчину.................................................................................74

5.2. Обчислення порогів коагуляції колоїдних розчинів................................................................................79

Задачі для розв’язування.........................................82

Відповіді на задачі...................................................85

Додатки...............................................................................86

Література..........................................................................91

Вступ

Даний збірник задач рекомендований для студентів спеціальностей „Технологія харчування”, „Виробництво хліба, кондитерських, макаронних виробів та харчових концентратів”.

Фізична та колоїдна хімія формує наукове мислення необхідне для свідомого обґрунтування технологічних процесів при приготуванні їжі, а також необхідність дотримання технологічних режимів відповідно до нормативно-технологічної документації.

Програмою дисципліни передбачено застосування теоретичних знань для проведення термодинамічних розрахунків, обчислень фізико-хімічних величин, складання формул міцел колоїдних розчинів, схем орієнтації ПАР на межі поділу фаз та вирішення різноманітних завдань прикладного характеру, пов’язаних з практичним застосуванням закономірностей фізичної та колоїдної хімії.

У даному посібнику містяться методичні рекомендації по розв’язуванню задач до тем „Термодинаміка. Термохімія” (термодинамічні та термохімічні розрахунки), ”Агрегатні стани речовини” (обчислення пов’язані з використанням газових законів; обчислення поверхневого натягу та в’язкості рідин), „Хімічна кінетика. Хімічна рівновага” (обчислення швидкості хімічних реакцій та в стані рівноваги), „Істинні розчини” (обчислення для розбавлених розчинів неелектролітів і електролітів, „Дисперсні системи. Колоїдні розчини” (складання формул міцел та обчислення порогів коагуляції золів).

На початку кожної теми стисло розглянуті необхідні теоретичні поняття, закони, закономірності, наведені формули, подано приклади розв’язання типових задач та задачі для самоконтролю. Подано алгоритми розв’язування типових задач з різних тем і вимоги щодо їх оформлення.

При підготовці даного збірника використовувався досвід викладання фізичної та колоїдної хімії в Миколаївському державному коледжі економіки та харчових технологій.

1. Термодинаміка. Термохімія

1.1. Обчислення теплових ефектів реакцій (ентальпій реакцій), ентальпій утворення речовин

Теоретичні положення

Термохімічні обчислення проводять на основі законів Лавуазьє-Лапласа і Гесса та наслідків з нього, з використанням понять: „тепловий ефект реакції”, „теплота (стандартна молярна ентальпія) утворення”, „теплота (стандартна молярна ентальпія) згорання”, „термохімічні рівняння”, „екзотермічні та ендотермічні реакції”.

Пам’ятайте!

Термохімія область хімії, яка займається дослідженням змін ентальпії при перебігу хімічних реакцій і фазових перетвореннях.
Тепловий ефект реакції (∆Н0) – кількість енергії, що вивільняється або поглинається системою в процесі необоротної хімічної реакції (за умов Р = const, Т=const). Одиниці вимірювання – Дж (кДж) до 1 моль речовини.
Запис хімічних рівнянь реакцій з указанням теплових ефектів називають термохімічними рівняннями.
Теплота утворення (стандартна молярна ентальпія утворення) – кількість теплоти, що виділяється або поглинається при утворенні 1моль складної речовини зі стабільних форм простих речовин за стандартних умов, позначається ∆Н0утв.(Х), одиниці вимірювання – кДж/моль.
Теплоти (стандартні молярні ентальпії) утворення простих речовин дорівнюють нулю.
Теплота розкладу (стандартна молярна ентальпія розкладу) – кількість теплоти, що вивільняється або поглинається при розкладанні 1 моль складної речовини на прості речовини за стандартних умов, позначається ∆Н0розкл.(Х), одиниці вимірювання – кДж/моль.
Теплота згорання (стандартна молярна ентальпія згорання) – кількість теплоти, що вивільняється при спалюванні 1 моль речовини в потоці кисню за стандартних умов, позначається ∆Н згор.(Х), одиниці вимірювання – кДж/моль.
У термохімії – протилежна система знаків. Тому для екзотермічної реакції: +Qр = ∆Н, а для ендотермічної реакції: Qр = +∆Н.
Стандартна молярна ентальпія реакції ∆Н0 (тепловий ефект реакції) – це зміна ентальпії на 1моль реакції, що описується її стехіометричним рівнянням за стандартних умов.
Стандартні умови – це температура 298К і тиск 1атм.
Закон Лавуазьє - Лапласа (1780): ентальпія прямої реакції рівна за абсолютним значенням і протилежна за знаком ентальпії зворотної реакції: ∆Нпр.= ∆Нзв.
Закон Гесса, або закон постійності сум тепла (1840): ентальпія реакції залежить лише від початкового та кінцевого станів реагентів і не залежить від шляху перебігу, тобто від числа й характеру проміжних стадій.
Наслідки із закону Гесса:
Ентальпія утворення не залежить від способу одержання сполуки;
Ентальпія реакції (тепловий ефект реакції) дорівнює різниці між сумою ентальпій утворення продуктів реакції та сумою ентальпій утворення вихідних речовин (реагентів) з урахуванням стехіометричних кількостей речовин.

Рівняння хімічної реакції: аА + вВ → сС + dD

А, В – вихідні речовини (реагенти);

С, D – продукти реакції (кінцеві речовини);

a, в, c, d – стехіометричні коефіцієнти.

Математичний вираз наслідку із закону Гесса:

∆Н0 = с∙ΔН0утв.С + d∙∆Н0утв.D – (а∙∆Н0утв.А + в∙ΔН0утв.В)

Всі обчислення теплових ефектів реакцій та ентальпій утворення речовин проводять за алгоритмом:

записують стислу умову задачі, використовуючи позначення:
- ∆Н0утв.(Х) – теплота утворення речовини Х;
- ∆Н розкл.(Х) – теплота розкладання речовини Х;
- ∆Н згор.(Х) – теплота згорання речовини Х;
- ∆Н0 – тепловий ефект реакції;
- Q – кількість теплоти;
записують рівняння відповідної хімічної реакції, розставляють стехіометричні коефіцієнти;
записують математичний вираз наслідку із закону Гесса:

∆Н0=с∙∆Н0утв.С+d∙∆Н0утв.D – (а∙∆Н0утв.А+ b∙∆Н0утв.В)

підставляють чисельні значення величин і роблять відповідні розрахунки;
записують повну відповідь.

Задача №1

При виготовленні тіста як розрихлювач використовують питну соду, яка при термічному нагріванні розкладається з виділенням СО2. Обчислити тепловий ефект реакції:

2NaНСО3 → Na2СО3 + СО2 + Н2О, якщо стандартні молярні ентальпії утворення дорівнюють: ∆Н0утв.(Na2СО3) = 1135,3кДж/моль; ∆Н0утв.(NaНСО3) = 951,3кДж/моль; ∆Н0утв.(СО2) = 393,5кДж/моль; ∆Н0утв.(Н2О) = 285,9кДж/моль.

Дано:

∆Н0утв.(Na2СО3) = 1135,3 кДж/моль;

∆Н0утв.(NaНСО3) = 951,3кДж/моль;

∆Н0утв.(СО2) = 393,5 кДж/моль;

∆Н0утв.(Н2О) = 285,9 кДж/моль.

Обчислити: ∆Н0 ?

Розв’язування:

Рівняння розкладу питної соди при нагріванні:

NaНСО3 → ½ Na2СО3 + ½ СО2 + ½ Н2О

Використовуючи наслідок із закону Гесса, запишемо:

∆Н0=0,5∙∆Н0утв.(Na2СО3) +0,5∙∆Н утв.(СО2) + 0,5∙∆Н утв.Н2О ∆Н утв.(NaНСО3)

Підставивши чисельні значення теплот утворення, отримаємо:

∆Н0 = 0,5∙( 1135,3) + 0,5∙(393,5) + 0,5∙(285,9) + +1135,3 = 44,95кДж

Відповідь: тепловий ефект реакції термічного розкладу питної соди дорівнює 44,95кДж (реакція супроводжується поглинанням теплоти).

Задача №2

Під час спиртового бродіння 0,5моль глюкози вивільняється 35,1кДж теплоти. Обчислити теплоту утворення глюкози, якщо теплоти утворення вуглекислого газу та етанолу відповідно складають – 393,6кДж/моль та – 277,9кДж/моль.

Дано:

n(С6Н12О6) = 0,5моль

Q = 35,1кДж

∆Н0утв.(СО2) = -393,5кДж/моль

∆Н0утв.(С2Н5ОН) = -277,9кДж/моль

Обчислити: ∆Н0утв.(С6Н12О6) -?

Розв’язування:

Запишемо рівняння спиртового бродіння глюкози:

С6Н12О6 → 2С2Н5ОН + 2СО2

Знаючи, що кількість теплоти, яка виділяється (поглинається) при хімічних реакціях, прямо пропорційна кількості речовини, що приймає участь у хімічній реакції:

Q = n ∙ ∆Н0

Обчислимо тепловий ефект реакції спиртового бродіння глюкози:

∆Н0 =

Враховуючи те, що реакція екзотермічна (супроводжується виділенням теплоти): Q = ∆Н0,

∆Н0 = , тобто ∆Н0 = = 70,2кДж

Запишемо наслідок із закону Гесса для даної реакції:

∆Н0 = 2∙∆Н утв.(С2Н5ОН) + 2∙∆Н утв.(СО2) –Н утв.(С6Н12О6)

Знаходимо,

∆Н утв.(С6Н12О6) = 2∙∆Н0утв.(С2Н5ОН) + 2∙∆Н0утв.(СО2) – ∆Н0

Після підстановки відповідних чисельних значень величин, обчислень отримуємо:

∆Н0утв.(С6Н12О6)= 2∙(277,9) + 2∙(393,6) + 70,2 = 1272,8кДж/моль

Відповідь: ∆Н0утв.(С6Н12О6) = 1272,8кДж/моль

Задача №3

Обчислити теплоту утворення оксиду кальцію за реакцією його взаємодії з водою, якщо кількість теплоти, що виділяється внаслідок реакції, дорівнює 32,53кДж, а ∆Н0утв.[Са(ОН)2] = 986,2кДж/моль; ∆Н0утв.(Н2О)= 285,84кДж/моль

Дано:

Q = 32,53кДж

∆Н0утв.[Са(ОН)2] = 986,2кДж/моль

∆Н0утв.(Н2О) = 285,84кДж/моль

Обчислити: ∆Н0утв.(СаО) ?

Розв’язування:

Запишемо рівняння взаємодії оксиду кальцію з водою:

СаО (тв.) + Н2О (р.) → Са(ОН)2 (тв.)

Молярна маса речовини еквівалента fекв(Х)Х – це маса одного моль речовини еквівалента fекв(Х)Х, дорівнює добутку фактора еквівалентності fекв(Х), на молярну масу речовини Х.

Форма запису молярної маси речовини еквівалента fекв(Х)Х: М(fекв(Х)Х) і обчислюється вона за формулою:

М(fекв (Х)Х) = fекв (Х) ∙ М(Х);

Мекв[Ca(OH)2] = = = 37,05г/моль, де fекв(Ca(OH)2) = ½;

Обчислимо кількість речовини Ca(OH)2, що відповідає 37,05г:

n[Ca(OH)2] = m / Мекв.[Ca(OH)2] =

Q = n ∙ ∆Н0

Обчислимо тепловий ефект реакції утворення гідроксиду кальцію:

∆Н0 =

Враховуючи те, що реакція екзотермічна (супроводжується виділенням теплоти):

Q = ∆Н0, ∆Н0 = ,

тобто ∆Н0 = = 65,06кДж

Запишемо наслідок із закону Гесса для даної реакції:

∆Н0 = ∆Н0утв.[Са(ОН)2] ∙∆Н0утв.(СаО) – ∆Н0утв.(Н2О)

Знаходимо,

∆Н0утв.(СаО) = ∆Н0утв.[Са(ОН)2] – ∆Н0утв.(Н2О) – ∆Н0

Після підстановки відповідних чисельних значень величин і обчислень отримуємо:

∆Н0утв.(СаО) = -986,2 + 285,84 + 65,06 = 635,3кДж/моль

Відповідь: ∆Н0утв.(СаО) = 635,3кДж/моль

1.2. Обчислення змін ентропії, вільної енергії Гіббса в хімічних реакціях

Теоретичні положення

Термодинамічні розрахунки проводять на основі першого та другого законів термодинаміки.

Пам’ятайте!

Кількість теплоти, наданої системі, витрачається на збільшення її внутрішньої енергії та на виконання механічної роботи – формулювання І закону термодинаміки: ∆U = Q + А
ІІ закон термодинаміки проголошує, що повна ентропія системи та її оточення зростає при перебігу спонтанних процесів.
Для будь-яких самодовільних процесів повна зміна ентропії в системі та її оточенні повинна бути додатною: ∆Sповн. > 0, де

∆Sповн. = ∆Sсистема + ∆Sоточення

Стандартна молярна зміна ентропії в хімічній реакції визначається:

∆S0 = ∑S0продукти ∑S0реагенти

Одиниці вимірювання: Дж/(моль∙К).

Зміна вільної енергії Гіббса пов’язана з сумарною зміною ентропії в системі та її оточенні співвідношенням:

∆G = Т∙∆Sповн.

Зміна вільної енергії Гіббса в хімічній реакції є мірою самодовільного перебігу реакції:

∆G = ∆Н – Т∆S

Реакція відбувається самодовільно за умови ∆G<0.
Стандартна молярна зміна вільної енергії в хімічній реакції визначається співвідношенням:

∆G0 = ∑∆G0продукти - ∑∆G0реагенти

Для системи в стані рівноваги ∆G0 = 0.
Якщо ∆G0 > 0, то відбувається зворотний процес.

Задача №4

Обчислити повну зміну ентропії, якою супроводжується спалювання одного моль газуватого водню при 250С. Чи задовольняє отриманий результат ІІ закону термодинаміки?

Дано:

∆Н0утв.(Н2О) = -285,8кДж/моль

S0(Н2) = 131Дж/моль∙К

S0(О2) = 205,0Дж/моль∙К

S0(Н2О) = 189,0Дж/моль∙К

Т = 298К

Обчислити: ∆S0повн. ?

Розв’язування:

Рівняння реакції має вигляд:

Н2(г) + ½ О2(г) → Н2О(г)

Зміна ентропії в системі:

∆S0 = S0(Н2О) – [S (Н2) + ½ S (О2)]

Після підстановки чисельних значень ентропії отримуємо:

∆S0 = 189,0 – 131 – 0,5∙205,0 = 44,5Дж/моль∙К

Повну зміну ентропії можна обчислити за формулою:

∆S0повн. = ∆S0сист ∆S0оточення

∆S0оточення =

∆S0повн. = ∆S0сист , де

∆Н0 – стандартна ентальпія згорання;

Згідно рівняння, ∆Н0=∆Н0утв.(Н2О)= 85,8кДж/моль = 285,8∙103Дж/моль

Повна зміна ентропії дорівнює:

∆S0повн. = 44,5 = 914,6Дж/(моль∙К)

Відповідь: ∆S0повна спалювання водню дорівнює 914,6Дж/моль∙К.

Примітка: хоч зміна ентропії в реакційній системі має від’ємне значення, проте повна зміна ентропії спалювання водню – додатна. Таким чином, отриманий результат задовольняє ІІ закону термодинаміки.

Задача №5

Обчислити стандартну зміну вільної енергії Гіббса при 250С для реакції термічного розкладу карбонату кальцію, якщо ∆Н0=178кДж/моль; ∆S0=161Дж/моль∙К. Чи можливий самодовільний перебіг цієї реакції за температури 250С? За якої температури стає можливим самодовільний перебіг даної реакції, якщо значення ∆Н0 і ∆S0 не залежать від температури?

Дано:

t = 250С

∆Н0=178кДж/моль

∆S0=161Дж/моль∙К

Обчислити: ∆G0 ?

Розв’язування:

Стехіометричне рівняння реакції розкладу карбонату кальцію має вигляд:

СаСО3(т) → СаО(т) + СО2(г)

Для обчислення ∆G0 запишемо рівняння:

∆G0 = ∆Н0 – Т ∙ ∆S0

∆Н0 = 178кДж/моль = 178 ∙ 103 Дж/моль

Т = 273 + 25 = 298К

∆G0 = 178∙103 – 298 ∙ 161 = 130∙103Дж/моль = 130кДж

Оскільки, за температури 250С (298К) величина ∆G0 має додатне значення, то реакція не відбуватиметься самочинно.

Реакція відбуватиметься самочинно за умови, що ∆G0 < 0 , тобто

∆Н0 – Т ∙ ∆S0 < 0

Т∆S0 >∆Н0

Т >

Підставимо чисельні значення і обчислимо температуру, починаючи з якої стає можливим самодовільний перебіг прямої реакції (розкладу карбонату):

Т > = 1,1056 ∙ 103 = 1106К

Відповідь: реакція відбуватиметься самодовільно за температур вищих 1106К.

Задача №6*

Чи відбуватиметься реакція:

NH3 (г) + HCI (г) ®NН4CI (к) самочинно за стандартних умов?

Дано:

Реакція: NH3 (г) + HCI (г) ®NН4CI (к)

∆Н0утв.(NH3)=-46,19кДж/моль	S0(NH3)=192,50Дж/(моль∙К)
∆Н0утв.(HCІ)=-92,30кДж/моль	S0(HCІ)=186,70Дж/(моль∙К)
∆Н0утв.(NН4CI)=-315,39кДж/моль	S0(NН4CI)=94,56Дж/(моль∙К)
Знайти: ∆G0 - ?

Розв’язування:

Зміна вільної енергії Гіббса в хімічній реакції є мірою самодовільного перебігу реакції:

∆G0 = ∆Н0 – Т∆S

Реакція відбувається самодовільно за умови ∆G<0.

Для обчислення теплового ефекту реакції (зміни ентальпії):

Запишемо математичний вираз наслідку із закону Гесса для реакції:

∆Н0 = ∆Н0утв.(NН4CI) ∆Н0утв.(HCI) – ∆Н0утв.(NH3)

Після підстановки чисельних значень одержимо:

∆Н0 = (315,39) + 92,3 +46,19 = 176,9кДж = 176,9∙103Дж = 176900 Дж (реакція екзотермічна, супроводжується виділенням теплоти).

Стандартна молярна зміна ентропії в хімічній реакції визначається:

∆S0 = ∑S0продукти - ∑S0реагенти

Одиниці вимірювання: Дж/(моль∙К).

Для реакції: ∆S0=S0(NН4CI) S0(HCI) S0(NH3)

Після підстановки чисельних значень одержимо:

∆S0 = 94,56 – 186,7 – 192,5 = 284,64Дж/(моль∙К).

Обчислимо зміну вільної енергії Гіббса:

∆G0 = 176900 + 298 ∙ 284,64 = 92077,28Дж/моль = 92,077кДж/моль

Відповідь: Значення ∆G<0 свідчить про те, що реакція відбувається за стандартних умов самовільно.

Задача №7*

За якої температури встановиться рівновага в системі СН4 (г) +СO2 (г) 2СО(г) + 2Н2(г), якщо

ΔН0 = + 247,37 кДж?

Дано:

ΔН0 = +247,37 кДж = 247,37 ∙ 103 Дж

Обчислити: Т ?

Розв’язування:

СН4 (г) + СO2 (г)  2СО(г) + 2Н2 (г)

Зміна вільної енергії Гіббса в хімічній реакції є мірою самодовільного перебігу реакції:

∆G0 = ∆Н0 – Т∆S0

∆Н0 – тепловий ефект реакції;

∆S0 –стандартна молярна зміна ентропії; Дж/(моль∙К).

Стандартна молярна зміна ентропії в хімічній реакції визначається:

∆S0 = ∑S0продукти ∑S0реагенти

Реакція відбувається самочинно за умови ∆G0<0.
Для системи в стані рівноваги ∆G0 = 0.

Звідси, ∆Н0 = Т∆S0

Т =

Для реакції:

∆S0 = 2S0(СO) + 2S0(Н2) –∙S0(СН4) S0(СO2)

Значення стандартних абсолютних ентропій речовин беремо з довідника:

S0(СO2) = 213,6Дж/(моль∙К);

S0(СН4) = 186,19Дж/(моль∙К);

S0 (H2) = 130,6 Дж/(моль∙К);

S0(СO) = 197,91Дж/(моль∙К).

Після підстановки чисельних значень одержимо:

∆S0 = 2∙197,91 + 2 130,6 – 186,19 – 213,6 = 257,23Дж/(моль∙К).

Обчислимо температуру встановлення рівноваги в системі:

Т = = К

Відповідь: рівновага в системі встановиться при температурі 961,7К

Пам’ятайте!

Перед розв’язуванням задач рекомендовано вивчити основний теоретичний матеріал за підручником або опорною лекцією.

При розв’язуванні задач дотримуйтесь таких вимог:

записуйте стислу умову задачі;
записуйте формулу за якою необхідно зробити розрахунки, якщо потрібно, зробіть перевід даних у іншу систему вимірювання;
підставте чисельні значення та зробіть розрахунок;
дайте повну відповідь.

Якщо задача має декілька дій, то до кожної дії записуйте питання.

Задачі для розв’язування

При зберіганні борошна моносахариди повільно окислюються киснем повітря з виділенням теплоти. Обчислити тепловий ефект реакції якщо теплоти утворення дорівнюють: ∆Н0утв.(СО2) = 393,6кДж/моль; ∆Н0утв.(Н2О)= 285,9кДж/моль; ∆Н0утв.(С6Н12О6) = 1272,45кДж/моль.
Обчислити теплоту утворення СН4 за реакцією згорання, якщо ∆Н0утв.(СО2)=393,6кДж/моль; ∆Н0утв.(Н2О)=285,9кДж/моль; ∆Н0згор.(СН4)=890,8кДж/моль.
Скільки теплоти виділиться при спалюванні 10л етилену (н.у.), якщо ∆Н0утв.(СО2)= 393,6кДж/моль; ∆Н0утв.(Н2О)= 285,9кДж/моль; ∆Н0утв.(С2Н4)= 56,8кДж/моль?
Обчислити ентальпію реакції:

4NH3(г) + 5О2(г) → 4NО(г) + 6Н2О(г),

якщо ентальпії утворення амоніаку, Нітроген (ІІ) оксиду, та води відповідно –46, +91 та –242кДж/моль.

Обчислити стандартну ентальпію утворення бензолу, якщо теплота його згорання становить 3169кДж/моль, а ентальпія утворення вуглекислого газу та водяної пари відповідно –393 і –242кДж/моль.
Використати наведені нижчі дані про теплоту реакцій для розрахунку теплоти утворення нітроген (ІІ) оксиду:

4NH3(г) + 5О(г) → 4NО(г) + 6Н2О(р), ∆Н = 1168кДж;

4NH3(г) + 3О2(г) → 2N2(г) + 6Н2О(р), ∆Н = 1532кДж.

Обчислити ентальпію утворення нітроген (І) оксиду згідно рівняння: 2N2(г) + О2(г) → 2N2О(г), якщо відомі термохімічні рівняння:

С(графіт) + О2(г) → СО2(г), ∆Н10 = 393кДж/моль

С(графіт) + 2N2О(г) → СО2(г) + 2N2(г), ∆Н20 = 557кДж/моль

Чи можлива при кімнатній температурі (298К) реакція Н2(г) + СІ2(г) → 2НСІ(г), якщо ∆Н0= 185кДж/моль і ∆S0 = 20Дж/К∙моль?
Чому дорівнюють стандартні зміни ентальпії, ентропії та енергії Гіббса для реакції:

3Н2(г) + N2(г) → 2NН3(г),

якщо ∆Н0 і ∆G0 амоніаку дорівнюють відповідно –46 і –17кДж/моль, а S0 в Дж/К∙моль 131 (водню), 192 (азоту) і 193 (амоніаку)?

Обчислити стандартну зміну вільної енергії реакції: СО2(г) + С(графіт) → 2СО(г), якщо значення енергій Гіббса дорівнюють відповідно для СО та СО2 –137 та –94кДж/моль.
На основі стандартних теплот утворення та абсолютних стандартних ентропій відповідних речовин, обчислити ΔG0298 реакції, що проходить за рівнянням:

СО(г) + 3Н2 (г) → СН4 (г) + Н2О (г). Чи можлива ця реакція за стандартних умов?

Визначити при якій температурі починається реакція відновлення Fe3O4, що проходить за рівнянням: Fe3O4 (к) + СО(г) → 3FeO (к) + СО2 (г); ΔН = + 34,55кДж?
1. *Які з карбонатів – ВеСО3 чи ВаСО3 – можна одержати за реакцією взаємодії відповідних оксидів з СО2? Яка реакція проходить енергійніше? Висновок зробити, розрахувавши ΔG 298 реакції.

Відповіді на задачі

Тема: Термодинаміка. Термохімія

	Відповідь: ∆Н0 = - 2804,45кДж
	Відповідь: ∆Н0утв.(СН4)= - 74,6кДж/моль
	Відповідь: Q = 585,9кДж
	Відповідь: ∆Н0 = - 904кДж
	Відповідь: ∆Н0утв.(С6Н6) = +85кДж/моль
	Відповідь: ∆Н0утв.(NO) = + 91кДж/моль
	Відповідь: ∆Н0утв.(N2О) = + 82,0кДж/моль
	Відповідь: ∆G0 = - 190,96 кДж/моль
	Відповідь: ∆Н0 = - 92кДж; ∆G0 = - 34кДж; ∆S= - 1999Дж/(К∙моль)
	Відповідь: ∆G0 = 120 кДж
	Відповідь: ∆G0 = -55571,473кДж/моль, реакція відбувається самочинно за стандартних умов
	Відповідь: Т > 841К, реакція почнеться самочинно
	Відповідь: ∆G0 = -201кДж/моль. Реакція утворення ВаСО3 відбувається за стандартних умов самовільно, а реакція утворення ВеСО3 - не відбуватиметься (ΔG 298 = +17кДж). Найбільш стійким до розпаду на кислотний та основний оксид буде ВаСО3.

2. Агрегатні стани речовини

2.1. Обчислення, пов’язані з використанням газових законів і основних рівнянь газового стану

Пам’ятайте!

Нормальна температура і тиск дорівнюють:	00С (273,15К) і 1,01∙105Па
Закон Бойля-Маріотта:	Р1V1 = Р2V2 (Т=const)
Закон Гей-Люссака:	V1/T1 = V2 / T2 (P=const)
Закон Шарля:	Р1/Т1 = Р2 /Т2 (V=const)
Закон Авогадро:	n2 / n1 = V2 / V1 (P=const. T=const)
Об’єднаний газовий закон:
Закон Дальтона:	Рі = хі ∙ Р (T=const)
	Р=
Рівняння стану ідеального газу:	РV = nRТ
Рівняння Клапейрона – Менделєєва:	РV=RT
Основне рівняння кінетичної теорії газів:	РV= ∙ N ∙ m ∙ υ2
Середньоквадратична швидкість молекул визначається співвідношенням:	υср-кв =
Кінетичну енергію частинок газу визначають:	Ек = RT
Нормальну густину газу можна обчислити:	ρ=
Відносну густину газу можна обчислити:	Д =

Методичні рекомендації по розв’язуванню задач

•Записати стислу умову задачі.

•Перевести дані задачі з позасистемних одиниць вимірювання в систему СІ: Р – [Па]; V – [м3]; ν – [моль]; Т – [К]; R =8,31Дж/(моль∙К); М – [г/моль]; m – [г].

Температуру за шкалою Кельвіна визначають за формулою: Т = t0+273, де

Т – температура за шкалою Кельвіна;

t0 – температура за шкалою Цельсія.

Тиск в умовах задач інколи подається в атмосферах або міліметрах ртутного стовпа. Щоб перевести такі одиниці вимірювання в Паскалі необхідно врахувати, що:

1атм. = 760мм рт.ст. = 1,013∙105Па

1мм рт. ст. = 133,3Па

1Па = 1Н/м2

Для перетворення позасистемних одиниць об’єму в кубічні метри використовують такі дані:

1см3 = 1мл = 1∙10-6м3;

1л = 1дм3 = 1∙10-3м3;

1м3 = 103л = 106мл.

•Записати необхідну формулу для розрахунків.

•Підставити чисельні значення та зробити обчислення.

При розв’язуванні задач доводиться мати справу як з дуже великими, так і з дуже малими додатними числами. Для більшої зручності при читанні, запису та при виконанні дій рекомендовано подавати такі числа у вигляді а ∙ 10n, де n –ціле число. Наприклад: 1024000 = 1,024∙106

6000000 = 6∙106

0,000004 = 4∙10-6

0,00281 = 2,81∙10-3

Подаючи число у стандартному вигляді, пам’ятаємо, що чисельне значення степеня дорівнює кількості знаків, відокремлених комою при перенесенні її вліво чи вправо.

При виконанні дій із числом а ∙ 10n користуються властивостями степеня з цілим показником:

аm ∙ an = am+n

аm : an = am-n

(am)n = am∙n

(ab)n = an ∙ bn, (m і n – цілі числа, а  0, в  0)

•Дати повну відповідь на питання задачі.

Задача №1

У балоні місткістю 12л знаходиться кисень під тиском 141,85∙105Па при температурі 100С. Який об’єм займатиме газ за нормальних умов?

Дано:

V = 12л = 12∙10-3м3

Р = 141,85∙105Па

t = 100С; Т = 273 + 100С = 283К

Обчислити: V0 ?

Розв’язування:

Запишемо вираз об’єднаного газового закону:

; V0 =

Пам’ятаючи, що нормальні умови: Т0 = 273 К та Р0= 1,01∙105Па, підставимо дані задачі у формулу, обчислимо об’єм кисню за н.у.:

V0 = = 1625,79∙10-3 = 1,63м3

Відповідь: за н.у. кисень займатиме об’єм рівний 1,63м3.

Задача №2

Обчислити молярну масу діетилового ефіру, якщо 215мл його парів при 770С та тиску 700мм рт.ст. мають масу 0,51г.

Дано:

V = 215мл = 215∙10-6м3

t = 770С; Т = 77 + 273 = 350К

Р=700мм рт.ст. = 700∙133,3 = 93310Па = 9,33∙104Па

m=0,51г

R=8,31 Дж/моль∙К

Обчислити: М ?

Розв’язування:

Запишемо рівняння Клапейрона-Менделєєва:

РV=RT; М =

Підставляємо значення у вихідну формулу і обчислюємо молярну масу діетилового ефіру:

М = = 0,7395 ∙ 102 = 73,95г/моль = 74г/моль

Формула діетилового ефіру: С2Н5 – О – С2Н5

М(диетилового ефіру) = 12 ∙ 2 + 10 ∙ 1 + 16 = 74г/моль

Відповідь: молярна маса діетилового ефіру складає 74г/моль.

Задача №3

Обчислити тиск (в Па), під яким знаходитиметься 13,5г СО2 у посудині ємністю 8л при температурі 1500С.

Дано:

m (СО2) = 13,5г

V = 8л = 8∙10-3м3

T = 1500С; Т=150 + 273 = 423К

М(СО2) = 12 ∙ 1 + 16 ∙ 2 = 44г/моль

R = 8,31Дж/моль∙К

Обчислити: Р ?

Розв’язування:

Запишемо рівняння Клапейрона-Менделєєва:

РV=RT; М =

Підставимо чисельні значення і обчислимо тиск:

Р = =134,81∙103Н/м2 = 1,35 ∙ 105Н/м2, або 1,35 ∙ 105Па

Відповідь: Р=1,35 ∙ 105Па

Задача №4

Відносна густина пари речовини за повітрям дорівнює 3,19. Обчислити молярну масу речовини.

Дано:

Д(повітря) = 3,19

М(повітря) = 29г/моль

Обчислити: М(газу) ?

Розв’язування:

Д(повітря) = ;

М(газу) = Д(повітря) ∙ М(повітря)

М(газу) = 3,19 ∙ 29 = 92,51 = 93г/моль

Відповідь: молярна маса речовини дорівнює 93г/моль.

Задача №5

Газоподібний вуглеводень за н.у. має густину 2,5г/л. Обчислити молярну масу вуглеводню.

Дано:

ρ = 2,5г/л

Обчислити: М ?

Розв’язування:

М = ρ ∙ Vm

М= 2,5г/л ∙ 22,4л/моль = 56г/моль

Відповідь: молярна маса вуглеводню 56г/моль

Задача №6

Газова суміш при 1000С і тиску 0,8атм. містить гелій і вуглекислий газ, масова частка яких становить по 50%. Який парціальний тиск кожного з компонентів суміші?

Дано:

ω(Не) = ω(СО2) = 50%

t = 1000С

Р = 0,8атм.

Обчислити: Р(Не) ?

Р(СО2) -?

Розв’язування:

Кількість кожного з газів у 100г суміші:

n(Не) = =12,5моль;

n(СО2) = =1,14моль;

Молярні частки гелію та вуглекислого газу можна обчислити:

х(Не) = =0,92

х(СО2) = =0,08

За законом Дальтона обчислимо парціальні тиски кожного з газів суміші:

Р(Не) = х(Не) ∙ Р = 0,92 ∙ 0,8 = 0,736атм.

Р(СО2) = х(СО2) ∙ = 0,08 ∙ 0,8 = 0,064атм.

Відповідь: Р(Не) = 0,736атм., Р(СО2) = 0,064атм.

Задача №7

Обчислити кінетичну енергію й середньоквадратичну швидкість, що припадає при 3000С на моль молекул водню.

Дано:

t = 300С; Т=300+273=573К

М(Н2) = 1 ∙ 2 = 2г/моль = 2∙10-3кг/моль

Обчислити: Ек ?, υср.-кв. ?

Розв’язування:

Обчислимо кінетичну енергію 1 моль водню:

Ек = RT Ек = = 7142,45Дж/моль

Обчислимо середньоквадратичну швидкість частинок водню:

υср.кв.= = =26,725∙102 = 2673м/с

Відповідь: Ек = 7142Дж/моль, υср.-кв. = 2673м/с.

2.2. Обчислення поверхневого натягу і в’язкості рідин

Теоретичні положення

Поверхневий натяг – це мінімальна сила, що необхідна для подолання спрямовування частинок рідини всередину, утримує поверхню рідини від скорочення.
Позначається σ, одиниці вимірювання: ;
Поверхневий натяг обчислюється за формулою: σ = σ0 ∙ , де

σ – поверхневий натяг рідини;

σ0 – поверхневий натяг води;

ρ і ρ0 – густини рідини і води;

n і n0 – кількість крапель досліджуваної рідини і води.

В’язкість – це властивість рідин, що характеризує опір їхньої течії під дією зовнішніх сил. Зумовлена рухливістю окремих молекул або атомів.
Позначається η, одиниці вимірювання: [];
В’язкість рідин можна обчислити за формулою:

η = η0 , де

η – відносна в’язкість досліджуваної рідини відносно води;

η0 – коефіцієнт в’язкості води;

ρ і ρ0 – густини досліджуваної рідини і води, кг/м3;

τ і τ0 – час витікання (сек.) рідини та води.

Задача №8

Обчислити поверхневий натяг толуолу при 600С, якщо при повільному його витіканні з сталагмометра, маса 38 крапель дорівнює 1,4864г. При випусканні з того ж самого сталагмометра води при тій же температурі маса 25 крапель дорівнює 2,6570г.

Дано:

n = 38

m = 1,4864г

n0 = 25

m0 = 2,6570г

t = 600С

σ0 = 66,18∙10-3Н/м (з довідника)

Обчислити: σ ?

Розв’язування:

Записуємо формулу для обчислення поверхневого натягу методом рахування крапель:

σ = σ0

Для толуолу: ρ =

Для води: ρ0 = , причому V=V0

Замість ρ і ρ0 підставляємо відношення m/V:

σ = σ0

Для підстановки чисельних значень отримуємо:

σ = =24,36∙10-3Н/м

Відповідь: поверхневий натяг толуолу при 600С дорівнює 24,36∙10-3Н/м.

Задача №9

Обчислити в’язкість розчину гліцерину при 220С, якщо він витікає з віскозиметру за 8хв. 10сек., а для того ж самого об’єму води (за тих же умов), необхідно 1хв. 5сек. Густина розчину гліцерину – 809кг/м3, густина води – 996кг/м3, в’язкість води – 0,9679мПа∙с.

Дано:

τ = 8хв. 10сек. = 490сек.

τ0 = 1хв. 5сек. = 65сек.

ρ = 809кг/м3

ρ0 = 996кг/м3

η0 = 0,9679мПа∙с = 0,9679∙10-3Па∙с

Обчислити: η ?

Розв’язування:

Запишемо формулу для обчислення в’язкості рідини:

η = η0

Після підстановки чисельних значень отримуємо:

η = = 5,93∙10-3 Па∙с

Враховуючи, що 1 пуаз (П) = 0,1Па∙с, η = 5,92∙10-3∙101 = 5,92∙10-2П

Відповідь: в’язкість гліцерину дорівнює 5,92∙10-2П (Пуаз)

2.3. Застосування правила фаз Гіббса*

Фаза – сукупність гомогенних частин системи, що мають однаковий хімічний склад і фізичні властивості та відокремлених від інших частин системи межею розподілу.

Складові речовини речовини, що входять до складу системи, можуть бути виділені з системи та існувати без неї.

В хімічних системах деякі складові речовини можуть утворюватися в результаті перебігу хімічної реакції. Такі складові речовини називаються залежними.

Вихідні речовини, що складаються систему – незалежні.

Компонент – це така складова системи, найменшої кількості якої достатньо для побудови будь-якої фази в системі, що знаходиться в рівновазі.

У фізичних системах число компонентів дорівнює числу складових речовин системи, так як вони не вступають в хімічну взаємодію. У хімічних системах кількість компонентів менша кількості складових речовин, що утворюють систему, на число хімічних рівнянь згідно яких речовини, що утворюють систему, обернено реагують між собою за даних умов існування системи.

Правило фаз Гіббса: у рівноважній багатофазовій термодинамічній системі, на яку ззовні впливають тільки температура та тиск, кількість ступенів свободи дорівнює кількості компонентів плюс два, мінус кількість фаз: С = К + 2 Ф

Число незалежних компонентів в системі К;

Кількість фаз Ф;

Кількість ступенів вільності системи С.

Приклад 1

Визначити максимальне число ступенів вільності для однокомпонентної, двокомпонентної і трикомпонентної системи

Вирішення:

Для однокомпонентної системи (К = 1), правило фаз має вигляд: С = 3 – Ф. Якщо Ф=1, то С = 2 (коли вся рідина перейшла у пару). Число рівноважних фаз не може бути більше 3 (С = 0).

Для двокомпонентної системи (К = 2), правило фаз має вигляд: С = 4 – Ф. За умови Ф=1, С = 3. Число рівноважних фаз не може бути більш за 4 (С=0).

Для трикомпонентної системи (К = 3), правило фаз виглядає: С = 5 – Ф. За умови Ф=1, С=4. Число рівноважних фаз в системі не може бути більшим за 5 (С= 0).

Хімічна система	Кількість
	склад. реч.	рівн.	фаз	компон.
2СО+О2↔ 2СО2	3	1	1 (г)	3 - 1 = 2
СuO(т)+H2↔Сu(т)+H2O(р)	4	1	4 (1г, 2т., 1р)	4 - 1 = 3
FeO(т)+СО↔Fe(т)+СО2(г)	4	1	3 (2 т., 1г.)	4 - 1 = 3

Задачі для розв’язування

Об’єм газу при 600С і 1,05∙105Па становить 60мл. Яким він стане за нормальних умов?

Звести до нормальних умов 1л газу, який має температуру 730С і тиск 0,9атм.
Визначити молекулярну масу газу, якщо 1,56л його при температурі 270С і тиску 1,037∙105Па має масу 2,86г.
Знайти відношення середньоквадратичних швидкостей кисню та водню за нормальних умов.
Обчислити кінетичну енергію й середньоквадратичну швидкість, що припадає при 3000С на моль молекул водню.
У закритій дволітровій колбі при 270С міститься 4,4г діоксиду вуглецю і 1г азоту. Який тиск всередині колби? Які парціальні тиски кожного з компонентів?
Газова суміш містить однакову кількість аргону та гелію за масою і має загальний тиск 1,11атм. Обчислити парціальний тиск кожного компонента суміші.
Сталевий циліндр місткістю 20,5л заповнений киснем. При 170С тиск газу в циліндрі становить 8,813∙106Н/м2. Визначте масу кисню, який знаходиться в балоні.
При 270С і 10666Н/м2 маса 380мл газу дорівнює 0,4550г. Визначте молярну масу газу і його густину.
Визначте тиск, під яким знаходитиметься 13,5г СО2 в посудині місткістю 8л при 1500С.
Який об’єм займатиме при температурі 200С і тиску 250кПа аміак масою 51г?
Визначте молярну масу газу, який при температурі 210С і тиску 722мм рт.ст. займає об’єм 2л і має масу 5,04г.
Визначте приблизну масу кисню, що міститься в балоні об’ємом 25л при 200С і тиску 120атм.
Маса 87мл пари при 620С і 758 мм рт.ст. дорівнює 0,24г. Обчислити молярну масу речовини.
Обчислити приблизно масу азоту, який заповнює балон об’ємом 20л при 80атм. і температурі 250С.
Відносна густина пари речовини за киснем дорівнює 0,5. Обчислити молярну масу цієї речовини?
Відносна густина пари речовини за вуглекислим газом дорівнює 2,09. Обчислити молярну масу речовини.
Густина газу за н.у. дорівнює 0,09г/л. Яка молярна маса речовини?
Обчислити поверхневий натяг бензолу при 200С, якщо маса 42 крапель бензолу дорівнює 1,5672г. Маса 30 крапель води в тому самому об’ємі складає 2,8180г. Поверхневий натяг води при 200С дорівнює 72,75∙10-3Н/м.
Обчислити відносну в’язкість розчину гліцерину при кімнатній температурі (220С), якщо він витікає із віскозиметра протягом 6хв. 38сек., а для того самого об’єму води за тих самих умов необхідно 1хв. 45сек. Густина розчину спирту – 0,809г/см3, а густина води – 0,996г/см3. В’язкість води при 220С дорівнює 0,01Па∙с.

Відповіді на задачі

Тема: Агрегатні стани речовини

	Відповідь: V0 = 51мл
	Відповідь: V0 = 0,71л
	Відповідь: Мr = 44а.о.м.
	Відповідь: υср.-кв.(О2) : υср.-кв.(Н2) = 1 : 4
	Відповідь: Ек = 7142Дж/моль; υср.-кв. = 2673м/с
	Відповідь: Р(заг.)=1,67атм.; Р(СО2)=1,23атм.; Р(N2)=0,44атм
	Відповідь: Р(Аr) = 0,10атм; Р(Не) = 1,01атм
	Відповідь: m(О2) = 117г
	Відповідь: М = 274г/моль, ρ = 12,23г/л
	Відповідь: Р=1,35∙105Па
	Відповідь: V = 29,2л
	Відповідь: М = 64г/моль
	Відповідь: m(О2) = 4кг
	Відповідь: М(газу) = 76г/моль
	Відповідь: m(N2) = 1,83кг
	Відповідь: М=16г/моль
	Відповідь: М = 92г/моль
	Відповідь: М = 2г/моль
	Відповідь: σ = 28,899∙10-3Н/м
	Відповідь: η = 3,06∙10-2Па∙с

3. Хімічна кінетика. Хімічна рівновага

3.1. Обчислення швидкостей хімічних реакцій

Теоретичні положення

Швидкість реакції визначається швидкістю утворення продуктів або швидкістю витрачання реагентів, і судять про швидкість реакції за зміною концентрації речовин за одиницю часу в даному об’ємі.
Швидкість реакції можна обчислити:

υ = , де

∆ν = n2 – n1 (моль)

∆t = t2 – t1 (сек.)

V – об’єм, л або м3

Швидкість реакції залежить від:

а) концентрації або тиску реагентів (закон дії мас: швидкість гомогенної хімічної реакції прямо пропорційна добутку концентрацій реагуючих речовин, взятих в степенях зі стехіометричними коефіцієнтами).

Для реакції: аА + bВ → сС + dD

υ = κ ∙ САа ∙ СВb, де

υ – швидкість гомогенної реакції;

κ – константа швидкості реакції;

СА і СВ – концентрації реагуючих речовин;

а, b – стехіометричні коефіцієнти.

б) від температури (правило Вант-Гоффа: при підвищенні температури на кожні 100С швидкість реакції зростає в 2-4 рази).

, де

υ2 – швидкість реакції при температурі t2;

υ1 – швидкість реакції при температурі t1;

γ – температурний коефіцієнт реакції.

Задача №1

Реакційна посудина об’ємом 10л містить 0,5моль оксиду сірки (ІV) і кисень. Через 8сек. кількість речовини SO2 дорівнює 0,46моль. Обчислити швидкість реакції протягом даного часу.

Дано:

V=10л

ν1=0,5моль

ν2=0,46моль

∆t=8сек

Обчислити: υ ?

Розв’язування:

Записуємо вираз для швидкості реакції:

υ =

Після підстановки чисельних значень отримаємо:

υ = = 0,0005моль/л∙сек.

Відповідь: швидкість реакції за даний відрізок часу становить 0,0005моль/л∙сек.

Задача №2

Взаємодія між оксидом вуглецю (ІІ) та хлором відбувається за рівнянням: СО + СІ2 → СОСІ2.

Концентрації СО та СІ2 відповідно становлять 0,3моль/л і 0,2моль/л. Як зміниться швидкість реакції при збільшенні концентрації хлору до 0,6моль/л, а концентрації оксиду вуглецю (ІІ) до 1,2моль/л?

Дано:

ССО = 0,3моль/л

С(СІ2) = 0,2моль/л

С′(СІ2) = 0,6моль/л

С′СО = 1,2моль/л

Обчислити: ?

Розв’язування:

Хімічна реакція:

СО + СІ2 → СОСІ2

Запишемо закон дії мас для швидкостей υ і υ′:

υ = κ ∙ ССО ∙ С(СІ2)

υ′ = κ ∙ С′СО ∙ С′(СІ2)

Після підстановки чисельних значень:

υ = κ ∙ 0,3 ∙ 0,2 = κ ∙ 0,06

υ′ = κ ∙ 0,6 ∙ 1,2 = κ ∙ 0,72

Знаходимо співвідношення:

= = 12

Відповідь: швидкість реакції зростає в 12 разів.

Задача №3

Як зміниться швидкість реакції 2NO + О2 ↔ 2NO2 (відбувається в газовій фазі і закритій посудині) при збільшенні тиску в 4 рази.

Дано:

= 4

Обчислити: ?

Розв’язування:

Рівняння хімічної реакції 2NO + О2 ↔ 2NO2.

Записуємо вираз закону дії мас для υ1 і υ2:

υ1 = κ ∙ С2NO ∙ С(О2)

υ2 = κ ∙ С2NO ∙ С(О2)

Позначимо, СNO = х моль/л, С(О2) = х моль/л. Підставимо в рівняння для υ1 замість СNO і С(О2):

υ1 = κ ∙ х2 ∙ х = κ ∙ х3

При підвищенні тиску в 4 рази концентрації NO і О2 збільшуються в 4 рази і становитимуть:

СNO = 4∙х моль/л, С(О2)=4∙х моль/л.

Після підстановки в рівняння для υ2 отримуємо:

υ2 = κ ∙ (4∙х)2 ∙ 4∙х = κ ∙ 64∙х3

Знаходимо співвідношення:

= 64

Відповідь: при збільшенні тиску в 4 рази швидкість зростає в 64 рази.

Задача №4

У скільки разів зменшиться швидкість реакції, що відбувається в газовій фазі, при зниженні температури від 1200С до 800С. Температурний коефіцієнт реакції дорівнює 3.

Дано:

γ = 3

t1 = 1200С

t2 = 800С

Обчислити: ?

Розв’язування:

Запишемо правило Вант-Гоффа:

Після підстановки чисельних значень, одержимо:

= 3= 3– 4 =

Відповідь: швидкість реакції зменшиться у 54 рази.

3.2. Обчислення в стані хімічної рівноваги

Теоретичні положення

Три ознаки того, що система знаходиться в стані хімічної рівноваги:

а) швидкість прямої реакції дорівнює швидкості зворотної реакції;

б) в системі не відбуваються ніякі зміни;

в) система є ізольованою.

Для реакції загального вигляду, що описується стехіометричним рівнянням

аА + bВ → сС + dD,

згідно закону дії мас

Крівн = , де

Крівн – константа рівноваги.

У вираз для константи рівноваги не входять члени, які належать до чистих твердих і рідких речовин, а також розчинників.

Задача №5

Рівновага в системі Н2 + І2 ↔ 2НІ встановилась за наступних концентраціях речовин: [Н2] = 0,25моль/л, [НІ] = 0,9моль/л; [І2] = 0,05моль/л. Обчислити константу рівноваги та вихідні концентрації йоду та водню.

Дано:

[Н2] = 0,25 моль/л

[НІ] = 0,9моль/л

[І2] = 0,05моль/л

Обчислити: Крівн. ?; Свих.(І2) ?; Свих.(Н2) ?

Розв’язування:

Хімічна реакція:

Н2 + І2 ↔ 2НІ

Запишемо вираз для константи рівноваги реакції:

Крівн =

Після підстановки чисельних значень:

Крівн = = 64,8

За рівнянням реакції обчислимо кількість речовини водню та йоду, які реагують з утворенням 0,9моль НІ:

з 1 моль Н2 утворюється 2 моль НІ

х моль Н2 0,9 моль НІ

n(Н2) = = 0,45моль

Обчислимо вихідні концентрації водню та йоду:

Свих.(Н2) = [Н2] + nпрореаг.(Н2) = 0,25+0,45 = 0,7моль/л

з 1 моль І2 утворюється 2 моль НІ

з х моль І2 0,9моль НІ

nпрореаг..(І2) = = 0,45моль

Свих.(І2) = [І2] + νпрореаг.(І2) = 0,45+0,05 = 0,5моль/л

Відповідь: Крівн.=64,8; Свих..(І2)=0,7моль/л; Свих.(Н2)= 0,5моль/л.

Задача №6

Обчислити рівноважні концентрації водню та йоду в системі Н2 + І2 ↔ 2НІ, якщо вихідні концентрації водню та йоду складають по 0,02 моль/л, а рівноважна концентрація НІ дорівнює 0,03моль/л. Обчислити константу рівноваги.

Дано:

СвихН2 = 0,02моль/л

СвихІ2 = 0,02моль/л

[НІ] = 0,03моль/л

Обчислити:

Крівн ?

[Н2] ?

Розв’язування:

Згідно рівняння Н2 + І2 ↔ 2НІ обчислимо кількість моль Н2 і І2, які вступили в реакцію з утворенням 0,03моль НІ:

nпрореагН2 = = 0,015моль

nпрореагІ2 = = 0,015моль

Рівноважні концентрації Н2 і І2 відповідно дорівнюють:

[Н2] = СвихН2 – nпрореагН2 = 0,02 – 0,015 = 0,005моль/л

[І2] = СвихІ2 – νпрораегІ2 = 0,02 – 0,015 = 0,005моль/л

Обчислимо константу рівноваги даної реакції згідно формули:

Крівн =

Крівн = = 36

Відповідь: [Н2] = 0,005моль/л, [І2] = 0,005моль/л, Крівн = 36.

Задача №7

Як зміниться швидкість прямої реакції СО2 + С  2СО при зменшенні концентрації СО2 у чотири рази. Запишіть вираз константи рівноваги даної реакції. Як змістити рівновагу в даній системі у бік прямої реакції , регулюючи тиск?

Дано:

Обчислити:

Розв’язування:

Рівняння хімічної реакції: СО2 + С  2СО

Записуємо вираз закону дії мас для υ1:

υ1 = κ ∙ С (СО2)

Позначимо, С(СО2) = х моль/л. Підставимо в рівняння для υ1 замість С(СО2) –х, тоді υ1 = κ∙х.

Після зменшення концентрації СО2 у 4 рази, вона становитиме ¼ х моль/л:

υ2 = κ∙1/4 х

Відповідь: Після зменшення концентрації СО2 у 4 рази швидкість прямої реакції зменшиться в 4 рази.

СО2 + С(тв.)  2СО (гетерогенна реакція)

Для гетерогенних реакцій у вираз Крівн. входять концентрації речовин, які перебувають у газовій або рідкій фазі.

Крівн. =

Відповідь: так як пряма реакція (утворення СО) супроводжується збільшенням об’єму системи (кількість моль реагентів – 1, кількість моль продуктів – 2), то згідно принципу Ле Шательє, для зміщення рівноваги у бік прямої реакції (збільшення виходу СО) необхідно зменшувати тиск.

Задача №8

Обчислити вихідну та рівноважну концентрації азоту в системі N2 + 3H2  2NH3, якщо рівноважні концентрації водню та аміаку відповідно дорівнюють 0,2 та 0,08моль/л, а константа рівноваги – 0,1.

Дано:

Крівн = 0,1

[H2] = 0,2моль/л

[NH3] = 0,08моль/л

Обчислити:

[N2] = ?

Cвих (N2) = ?

Розв’язування:

Хімічна реакція: N2 + 3H2  2NH3

Запишемо вираз константи рівноваги даної хімічної реакції:

Крівн. =

Звідси знаходимо рівноважну концентрацію азоту:

[N2] = = 8 моль/л

Обчислимо кількість моль азоту, що вступив в реакцію з воднем з утворенням 0,08моль аміаку, за рівнянням хімічної реакції:

;

х = n(N2) =

Вихідна концентрація азоту дорівнює:

Cвих (N2) = n(N2) + [N2]

Після підстановки чисельних значень, одержимо:

Cвих (N2) = 0,04 + 8 = 8,04моль/л

Відповідь: Cвих (N2) = 8,04моль/л; [N2] = 8 моль/л

Приклад 1

Визначити, у який бік зміститься рівновага, якщо 1) у рівноважну суміш водню, азоту та аміаку додати азоту; 2) за рівноважного стану реакції С + СО2 2СО збільшити тиск; 3) підвищити температуру при проведенні реакції СО + СІ2 СОСІ2, ΔН=123кДж.

Відповідь:

рівновага зміститься у бік синтезу аміаку (пряма реакція) тому, що зростає концентрація однієї з реагуючих речовин, згідно принципу Ле Шательє рівновага зміщується у бік прямої реакції (утворення аміаку) при збільшенні концентрації реагенту та зменшенні концентрації продукту.
1. Рівновага зміститься вліво у бік зворотної реакції (число частинок газуватих речовин зменшується, що зумовлює зниження загального тиску). Пряма реакція відбувається із збільшенням об’єму, згідно принципу Ле Шательє збільшення тиску в реакціях, що супроводжуються збільшенням об’єму, спричиняє зміщення рівноваги у бік зворотної реакції (вліво).
2. Рівновага зміститься вліво, тому що пряма реакція відбувається з виділенням теплоти (екзотермічна реакція), згідно принципу Ле Шательє при підвищенні температури рівновага зміщується у бік зворотної реакції (вліво).

Задачі для розв’язування

Як зміниться швидкість прямої реакції N2 + 3Н2 ↔ 2NН3 при зменшенні об’єму газової суміші в 2 рази.
1. У скільки разів необхідно збільшити тиск, щоб швидкість утворення NO2 за реакцією 2NO + О2 ↔ 2NO2 зросла в 1000 разів.
  1. Константа швидкості реакції першого порядку дорівнює 4,5∙10–5 с-1, початкова концентрація реагенту становить 1,6моль/л. Обчислити початкову швидкість реакції.
  2. Реагенти А і В з початковою концентрацією кожного 0,2моль/л беруть участь у реакції другого порядку. Чому дорівнює константа швидкості цієї реакції, якщо її початкова швидкість 1,6∙10–4моль/(л∙с)?
  3. Назвати порядок реакції, обчислити константу швидкості, якщо рівняння швидкості має вигляд υ=κ∙[А]∙[В]2, а υ=0,036моль/л∙год, [А]=0,37моль/л і [В]=1,26моль/л.
  4. У скільки разів зростатиме константа швидкості хімічної рівноваги при підвищенні температури на 400С, якщо температурний коефіцієнт реакції дорівнює 3,5?
  5. Обчислити, як зміниться швидкість реакції 2NO + О2 → 2NO2 внаслідок збільшення тиску втричі?
  6. Як збільшиться швидкість реакції при підвищенні температури з 10 до 1000С, якщо при нагріванні на кожні 100С швидкість подвоюється?
  7. Обчислити швидкість осадження карбонату кальцію з розчину, якщо за 5хв. від початку реакції утворилось 10г осаду в 100мл реакційного об’єму.
  8. У скільки разів збільшиться швидкість реакції Н2 + І2 ↔ 2НІ, якщо збільшити кількість речовини йоду та водню в реакційній системі удвічі при постійному об’ємі.
  9. Записати вирази для констант рівноваги ендотермічних оборотних реакцій:

а) СО2 + С ↔ 2СО;

б) Fe3O4 + 4H2 ↔ 3Fe + 4Н2О.

Вказати напрямок зміщення рівноваги при підвищенні температури, тиску.

При температурі 20000С константа рівноваги реакції N2 + О2 ↔ 2NO дорівнює 6,0∙10–4. Обчислити рівноважну концентрацію оксиду нітрогену, якщо початкові концентрації азоту та кисню становлять відповідно 0,1 і 0,02моль/л.
1. Рівноважні концентрації речовин у системі 2А + В ↔ 2С + D дорівнюють: [А]=2моль/л, [В] = 1моль/л, [С] = 1,6моль/л. Обчислити початкові концентрації цих речовин.
  1. У який бік зміститься рівновага реакцій:

а) N2 + 3H2 ↔ 2NH3, ∆Н = 92,18 кДж;

б) N2O4 ↔ 2NO2, ∆Н = 56,98 кДж;

в) N2 + O2 ↔ 2NO, ∆Н = 181,0кДж при зниженні температури й тиску?

У якому напрямі зміниться рівновага системи

Н2 + S ↔ H2S, а) якщо збільшити концентрацію водню; б) якщо зменшити концентрацію сірководню?

Константа рівноваги гомогенної системи:

СО(г) + Н2О(г)  СО2 (г) + Н2 (г) при деякій температурі дорівнює 1. Обчислити рівноважну концентрацію всіх реагуючих речовин, якщо вихідні концентрації СО та Н2О відповідно дорівнюють 0,1моль/л та 0,4моль/л.

Як зміниться швидкість прямої реакції

СО2 + С  2СО внаслідок зменшення концентрації СО2 у чотири рази. Записати вираз константи рівноваги.

Відповіді на задачі

Тема: Хімічна кінетика. Хімічна рівновага

	Відповідь: υ зменшиться в 16 разів
	Відповідь: збільшити тиск в 10 разів
	Відповідь: υ = 7,2∙10 –5 моль/(л∙с)
	Відповідь: κ=4,0∙10–3л/(моль∙с)
	Відповідь: κ=0,061л2/(моль2∙год)
	Відповідь: у 150 разів
	Відповідь: збільшиться у 27 разів
	Відповідь: у 512 разів
	Відповідь: υ = 3,3∙10 –3моль/(л∙с)
	Відповідь: в 4 рази
	Відповідь: [NO] = 1,1∙10–3моль/л
	Відповідь: Свих.А = 3,6моль/л, Свих.В = 1,8моль/л
	Відповідь: [СО2] = 0,08моль/л; [Н2] = 0,08моль/л; [СО] = 0,02моль/л; [Н2О] = 0,32моль/л
	Відповідь: зменшиться в чотири рази.

4. Істинні розчини

4.1. Обчислення осмотичного тиску, зниження температури замерзання і підвищення температури кипіння розчинів неелектролітів

Теоретичні положення

Неелектроліти – це речовини, розчини яких не проводять електричний струм.
- Осмотичний тиск (πосм) – тиск який необхідно прикласти до концентрованого розчину, щоб завадити перенесенню розчинника через мембрану.
- Рівняння Вант – Гоффа, що визначає осмотичний тиск осм для розведених розчинів, має вигляд:

де

π осм осмотичний тиск розчину, Па;

де

R – універсальна газова стала, 8,31 Дж/ моль К;

Т – температура, К;

m – маса неелектроліту, г;

М молярна маса неелектроліту, г/моль;

V об’єм розчину, м3.

Збільшення температури кипіння визначається ІІ законом Рауля:

де

кип – збільшення температури кипіння розчину;

Кеб ебуліоскопічна константа розчинника;

m (речовини) – маса розчиненої речовини неелектроліту;

m (розчинника) – маса розчинника, г;

М – молекулярна маса речовини.

Δtкип = t кип. розчину – t кип. розчинника

Зниження температури замерзання розчину із–за наявності розчинної речовини визначається ІІ законом Рауля:

де

зам – зниження температури замерзання розчину;

Ккр кріоскопічна константа розчинника;

m(речовини) – маса розчинної речовини неелектроліту;

m (розчинника) – маса розчинника, г;

М – молекулярна маса речовини.

Δtзам = t зам. розчинника – t зам. розчину.

Молярну масу неелектролітів можна обчислити за формулами:

Ккр(H2O) = 1,86

Кеб(H2O) =0,52

Масову частку речовини в розчині (%):

Молярна концентрація (С) – кількість моль речовини, що міститься в 1л розчину, обчислюється за формулами:

;

Методичні рекомендації по розв’язуванню задач

Записати стислу умову задачі;
Записати необхідну формулу для розрахунків;
Перевести дані задачі з позасистемних одиниць вимірювання в систему СІ (див. тему “Агрегатні стані речовини – методичні рекомендації по розв’язуванню задач”);
Підставити чисельні значення та зробити обчислення;
Записати повну відповідь на питання задачі.

Задача №1

Обчислити осмотичний тиск розчину, що містить 90,08 глюкози в 4 л при 270С.

Дано:

m(C6H12O6) = 90,8г

V(розчину) =4л= 4∙10-3 м3

t = 270, T=27+273 =300 K

R=8,31

Обчислити: πосм

Розв’язування:

Запишемо рівняння Вант – Гоффа для обчислення осмотичного тиску:

Після підстановки чисельних значень одержимо:

Відповідь:

Задача №2

Визначте молекулярну масу гемоглобіну, якщо осмотичний тиск розчину (5г речовини в 100 мл розчину) при 270С становить 1,82 •103Па.

Дано:

m(речовини)=5г

V(розчину)=100мл=100•10-6м3

πосм=1,82•103 Па

R=8,31Дж/моль•К

t=270C

T=27+273=300К

Обчислити: М ?

Розв’язування:

Запишемо вираз для обчислення молярної маси неелектроліту:

Підставимо чисельні значення і обчислимо молярну масу гемоглобіну:

Відповідь: молярна маса гемоглобіну становить 68489 г/моль.

Задача № 3

Розрахуйте температуру замерзання 10%-вого розчину глюкози у воді. Кріоскопічна константа для води дорівнює 1,86.

Дано:

Ккр=1,86

Обчислити:

tзам ?

Розв’язування:

Розчин з масовою часткою 10 % означає, що в 100г розчину міститься 10 г глюкози.

m(H2O)= 100-10=90 г

Записуємо вираз ІІ закону Рауля:

Після підстановки чисельних значень одержуємо:

Температура замерзання розчину: tзам = tзамН2О ∆tзам

tзам = 0 –1,15 = 1,150С

Відповідь: tзам розчину глюкози у воді дорівнює 1,150С.

Задача №4

Розчин, що містить 5,4г неелектроліту в 200г води, кипить при 100,078 0С. Обчислити молекулярну масу розчиненої речовини.

Дано:

m(речовини)=5,4г

m(H2O) = 200г

tкип =100,0780С

Обчислити: М ?

Розв’язування:

Знаходимо підвищення температури кипіння розчину: ∆tкип = tкип розчину tкип Н2О

∆tкип =100,78 100 = 0,078 С

Записуємо вираз ІІ закону Рауля для обчислення молекулярної маси речовини:

Після підстановки чисельних значень отримуємо:

Відповідь: молекулярна маса неелектроліту дорівнює 180.

Задача №5

Знайти кріоскопічну константу оцтової кислоти, знаючи, що розчин, що містить 4,25г антрацену С14Н10 в 100г оцтової кислоти, кристалізується при 15,718 С. Температура кристалізації оцтової кислоти – 16,65 С.

Дано:

m(C14H10) = 4,25г

m(СН3СООН) = 100г

tзам. розчину = 15,718 С

tзам. (СН3СООН)= 16,65 С

Обчислити:

Ккр(СН3СООН) = ?

Розв’язування:

Записуємо вираз ІІ закону Рауля:

зам – зниження температури замерзання розчину порівняно з температурою замерзання чистого розчинника (СН3СООН);

Ккр кріоскопічна константа розчинника (СН3СООН);

m (C14H10) – маса розчинної речовини неелектроліту (антрацен);

m (СН3СООН) – маса розчинника, г;

М – молекулярна маса розчиненої речовини C14H10;

Знаходимо зниженя температури замерзання розчину антрацену в оцтовій кислоті:

tзам = t зам розчинника (СН3СООН) t зам. розчину

tзам = 16,65 – 15,718 = 0,932 С

Обчислимо молярну масу антрацену:

М(С14Н10) = 12∙14 + 10 = 178г/моль;

Виражаємо кріоскопічну константу з виразу ІІ закону Рауля:

Після підстановки чисельних значень одержуємо:

Відповідь: Ккр(СН3СООН) = 3,9 С

Задача №6

Яку масу аніліну С6Н5NН2 слід розчинити в 50г етилового ефіру, щоб температура кипіння розчину була вищою за температуру кипіння етилового ефіру на 0,53 С. Ебуліоскопічна константа ефіру дорівнює 2,12 .

Дано:

m(ефіру) = 50г

Кеб (ефіру) = 2,12 С

Δtкип = 0,53 С

Обчислити:

m(С6Н5NН2) ?

Розв’язування:

Збільшення температури кипіння розчину визначається ІІ законом Рауля:

де

кип – підвищення температури кипіння розчину порівняно з температурою кипіння чистого розчинника (ефіру);

tкип = t кип розчину – t кип розчинника.

Кеб ебуліоскопічна константа розчинника (ефіру);

m (речовини) – маса розчиненої речовини неелектроліту (С6Н5NН2) аніліну;

m (розчинника) – маса розчинника (ефір), г;

М – молекулярна маса речовини (анілін).

Виражаємо з формули ІІ закону Рауля масу речовини аніліну (С6Н5NН2):

Обчислимо молярну масу аніліну:

М [С6Н5NH2] = 12 ∙ 6 + 5 + 14 + 2 = 93г/моль

Після підстановки чисельних значень, знаходимо масу аніліну:

Відповідь: у 50г діетилового ефіру необхідно розчинити 1,16г аніліну, для підвищення температури кипіння розчину на 0,53 С.

4.2. Обчислення осмотичного тиску, температур замерзання та кипіння розчинів, констант дисоціації, уявного ступеня дисоціації розчинів електролітів

Теоретичні положення

Електроліти – речовини, розплави і розчини яких проводять електричний струм.
Основна ознака дисоціації – експериментальні дані більші теоретично розрахованих за формулами для розчинів неелектролітів.
Для сильних електролітів фактично виміряний ступінь дисоціації менший за одиницю – уявний ступінь дисоціації ( уявн).
Зв’язок між ізотонічним коефіцієнтом і ступенем дисоціації:

і=1+(n 1) уявн.

Ізотонічний коефіцієнт показує:

Для розчинів сильних електролітів:

=1+(n-1)

Для розчинів слабких електролітів рівняння закону Оствальда пов’язує ступінь дисоціації та константу дисоціації:

Кдис.=

Для дуже слабких електролітів:

;

Кдис.=

Задача №7

При якій температурі почне замерзати розчин ,що містить 100г NaOH в 1000г води, якщо уявний ступінь дисоціації NaOH дорівнює 60 %.

Дано:

m(NaOH) = 100г

m(H2O)= 1000г

Обчислити: tзам. ?

Розв’язування:

Обчислимо за другим законом Рауля теоретичне значення температури замерзання розчину:

При дисоціації: NaOH → Na+ +OH- утворюються 2 іони (n=2)

= 1+(n-1)·α

Після підстановки чисельних значень обчислимо tзам.експ.:

= 1 + (2 1)· 0,6

Δtзам = 7,44 .

Звідси, tзам.=tзам.Н2О tзам.експ= 07,44= 7,440С

Відповідь: розчин NaOH почне замерзати при температурі – 7,440С.

Задача № 8

При розчиненні 12г NaOH в 100г води температура кипіння підвищується на 2,650С. Обчислити уявний ступінь дисоціації.

Дано:

m(NaOH) =12г

m(H2O)=100г

tкип.експ=2,650С

Обчислити:

Розв’язування:

=1+(n-1)

Запишемо вираз другого закону Рауля ∆tкип.теорет.

Кеб = 0,520

∆tкип.теорет.=

Враховуючи дисоціацію ↔ Na+ + OH- (n=2), підставимо чисельні значення і обчислимо уявний ступінь дисоціації розчину лугу:

або 70 %

Відповідь: уявний ступінь дисоціації NaOH в розчині дорівнює 70 %.

Задача №9

Визначити константу дисоціації оцтової кислоти в розчині, якщо ступінь дисоціації її у 0,1М розчині дорівнює 1,3%.

Дано:

С – 0,1 моль/л.

= 1,3% = 0,013

Обчислити: Кдис ?

Розв’язування:

Запишемо вираз закону розведення Оствальда:

Кдис =

Після підстановки чисельних значень:

Відповідь: Кдис (CH3COOH) = 1,710-5.

Задача № 10

Ступінь дисоціації слабкої одноосновної кислоти HCN у розчині невідомої концентрації дорівнює 0,02 %. Визначити молярну концентарацію HCN, якщо її константа дисоціації дорівнює 8 10-10.

Дано:

= 0,02% = 2 10 –4.

Кдис.=810 -10

Обчислити: С ?

Розв’язування:

З виразу закону розведення Оствальда знаходимо молярну концентрацію синільної кислоти.

Кдис =

С = =

Відповідь : С = .

Обчислення pH розчинів сильних електролітів

Теоретичні положення

Вираз іонного добутку води має вигляд

Водневий показник для розчинів сильних електролітів:

рН= lg.

Гідроксильний показник для розчинів сильних електролітів:

рОH= -lg.

Зв’язок між водневим і гідроксидним показниками

рH + рОH = 14

Для нейтральних розчинів:

Для кислих розчинів: рH < 7. [Н+] > 10-7 моль/л

Для лужних розчинів: рH >7 [Н+] < 10-7 моль/л

Концентрацію іонів водню можна обчислити :

Концентрацю гідроксид-іонів можна обчислити:

[ОН-] = 10-рОН, [ОН-] =

При обчисленні користуйтесь властивостями логарифмів:

loga1 =0

loga a=1

logaxn=n logax

Для десяткових логарифмів замість log10 x прийнятий запис lg x.

Справедливі вирази:

10lg a=a

lg 1=0, lg 0,1 =-1

lg 10=1, lg 0,01 = -2

lg 100 = 2, lg 0,001 = - 3

lg1000 = 3, lg 0,0001 = - 4.

lg 10n = n

Задача №11

Обчислити рН 0,1М розчину НСl.

Дано:

С(НСl) = 0,1 моль/л

Обчислити: рН ?

Розв’язування:

З рівняння дисоціації соляної кислоти, припускаючи повну дисоціацію, обчислимо концентрацію іонів водню:

НСl ↔ Н+ + Сl-

З 1 моль НСl утворюється 1 моль Н+

З 0,1 моль НСl х моль Н+

[H+] = 0,1моль/л

pH = lg·

Відповідь : рН(НСl) = 1, середовище кисле.

Задача №12

Обчислити рН 0,1 М розчину NaOH , припускаючи повну дисоціацію лугу.

Дано:

С(NaOH) = 0,1моль/л

Обчислити: рН ?

Розв’язування:

рН =

З рівняння дисоціації обчислимо концентрацію гідроксид іонів:

NaOH ↔ Na+ + OH-

З іонного добутку води визначаємо концентрацію іонів водню:

Обчислимо рН розчину лугу:

рН = 10-13 = 13.

Відповідь: рН (NaOH) =13, середовище лужне.

Задача №13

Обчислити концентрацію іонів водню, гідрооксид-іонів у розчині сильного електроліту з рН = 4.

Дано:

рН= 4

Обчислити:

Розв’язування:

рН = 4 відповідає кислій реакції середовища.

З виразу іонного добутку води обчислимо концентрацію гідроксид – іонів;

Відповідь: , реакція середовища – кисла.

Задачі для розв’язування

Обчислити осмотичний тиск розчину, що містить в 1,4л 63г глюкози С6Н12О6 при 0оС.
Обчислити молярну масу неелектроліту, якщо в 5 л цього розчину міститься 2,5г неелектроліту. Осмотичний тиск розчину дорівнює 0,23∙105 Па при 20оС.
Обчислити осмотичний тиск 18%-вого розчину виноградного цукру (С6Н12О6) при 20оС, якщо густина розчину дорівнює 1,0712 г/мл.
При якій приблизно температурі повинен замерзати 40о/о-й водний розчин етилового спирту.
Температура замерзання чистого бензолу 5,5оС, а розчину, який містить 0,2242г камфори в 30,55г бензолу, 5,254оС. Визначити молекулярну масу камфори. Кріоскопічна стала бензолу – 5,12оС.
При якій температурі замерзатиме 45%-й розчин метилового спирту (СН3ОН) у воді?
Обчислити осмотичний тиск 2% - ного розчину глюкози при 0оС. Густину розчину прийняти за одиницю.
Осмотичний тиск розчину, що містить 7,5г сахарози в 625мл розчину, дорівнює 0,8307105Н/м2 при 12оС. Визначити молярну масу сахарози.
Скільки грамів глюкози потрібно додати до 100г води, щоб розчин закипів при 102,5оС.
Обчисліть температуру кипіння 5%- ного розчину сахарози С12Н22О11 у воді.
Розчин, що містить 5г речовини в 100г води, кипить при 100,42оС. Обчислити молекулярну масу речовини. Кеб.(Н2О) = 0,52оС.
В концентрованому розчині цукру з осм= 3·105 Па відбувається плазмоліз клітин практично всіх мікроорганізмів. Визначити молярну концентрацію даного розчину при 20оС, об’єм розчину – 3л.
Обчислити ступінь дисоціації розчину ціанідної кислоти, якщо її концентрація См=0,01моль/л, а константа дисоціацій Кдис.= 6,2·10-10.
Температура кипіння розчину, що містить 2,83г сірки в 63г сірковуглецю, складає 319,87К. Чистий сірковуглець кипить при 319,46К. Обчислити молекулярну масу сірки, якщо ебуліоскопічна стала дорівнює 2,34.
Обчислити температуру замерзання та кипіння водного розчину глюкози, масова частка якої 15%.
При розчиненні 0,029моль неелектроліту в 100г ацетону температура кипіння останнього підвищилась на 0,43К. Визначити ебуліоскопічну константу ацетону.
Скільки грамів глюкози міститься в 0,2л розчину, осмотичний тиск якого при 370С дорівнює 810,6кПа?
Яка концентрація іонів водню та рН у розчині NaOH з С = 0,005моль/л?
Розчин неелектроліту з концентрацією 2,5г в 1л створює тиск 8,3 10-4атм. при 250С. Обчислити молярну масу неелектроліту.
При розчиненні 5г неелектроліту в 200г води утворився розчин, який замерзає при – 1,550С. Обчислити молекулярну масу речовини.
Розчин, який містить 0,05моль сульфату алюмінію у 100г води, замерзає при температурі – 4,190С. Визначити уявний ступінь дисоціації солі в цьому розчині.
Визначити рН 0,01М розчину КОН, припускаючи повну дисоціацію КОН у розчині.
Обчислити ступінь дисоціації 0,1Н розчину молочної кислоти, якщо константа дисоціації її при 250С дорівнює 1,4 10-4 ?
Розчин, що містить 1,7г хлориду цинку в 250г води замерзає при – 0,230С. Визначити уявний ступінь дисоціації хлориду цинку в цьому розчині.
68,4г сахарози розчинили в 1000г води. Обчислити температуру замерзання та температуру кипіння розчину.
Знайти температуру кристалізації 2%-вого розчину етилового спирту С2Н5ОН. Кріоскопічна константа води дорівнює 1,860С.
Чому дорівнює осмотичний тиск при 350С розчину, що містить 1л 0,005моль розчиненої речовини-неелектроліту?
Розчин, що містить 25,65г неелектроліту в 300г води, кристалізується при – 0,4650С. Обчислити молярну масу розчиненої речовини.
Обчислити температуру кипіння 5%-ного розчину нафталіну С10Н8 в бензолі. Температура кипіння бензолу 80,20С.

Відповіді на задачі

Тема: Істинні розчини

	Відповідь: осм= 5,67 105 Па
	Відповідь: М = 52,93 г/моль
	Відповідь: осм= 2,6 106 Па
	Відповідь: tзам.=-27о С
	Відповідь: М = 152,74
	Відповідь: tзам.= - 47,6о С
	Відповідь: осм=2,521 · 105 Па
	Відповідь: М =342 г/моль
	Відповідь: m = 86,5г
	Відповідь: tкип.=100,08оС
	Відповідь: М =61,9
	Відповідь: См= 1,23 · 10-3моль/л
	Відповідь: = 2,49 · 10-4
	Відповідь: М=256,4; сірка асоційована, її молекула складається з 8 атомів
	Відповідь: Тзам.=271,34К, Ткип= 373,67К
	Відповідь: 1,48 К г/моль
	Відповідь: m (C6H12O6) = 11,3г
	Відповідь:
	Відповідь: М = 7,36 104г/моль
	Відповідь: М = 30
	Відповідь: уявн = 87,6%
	Відповідь: рН= 12
	Відповідь:
	Відповідь:
	Відповідь: tзам= - 0,3720С, tкип= 100,1040С
	Відповідь: tзам = - 0,830С
	Відповідь: = 1,2797 ∙ 104Па
	Відповідь: М = 342
	Відповідь: tкип = 81,260С

ДИсперсні системи. Колоїдні розчини

5.1. Складання формули міцели колоїдного розчину

Теоретичні положення

Міцела – це структурна колоїдна частинка дисперсної фази.

При змішуванні розведених розчинів нітрату срібла та хлориду натрію, взятого у надлишку, хлорид срібла не випадає в осад, а утворює колоїдний розчин.

Спочатку складаємо рівняння реакції в молекулярному та іонному виглядах:

AgNO3 + NaCl → NaNO3 + AgCl

Ag+ + NO3- + Na+ + Cl- → Na+ + NO3- + AgCl

Ag+ + Cl- → AgCl

Основу колоїдних частинок золю AgCl становлять мікрокристали важкорозчинного хлориду срібла, які називаються агрегатами, позначаються m (AgCl)

Ця реакція відбувається при наявності надлишку хлориду натрію, внаслідок вибіркової адсорбції іонів Сl-, на поверхні агрегату виникає негативно заряджений шар з хлорид-іонів.

Cl- називаються потенціалвизначальними іонами.

Агрегат разом з потенціалвизначальними іонами, які міцно адсорбувались і увійшли у кристалічну гратку агрегату, є частинкою твердої фази – ядра.

Позначення: { m (AgCl) n Cl-

Зверніть увагу на те, що потенціалвизначальними іонами можуть бути іони, які добудовують кристалічну решітку агрегату або містяться у складі агрегату.

Під дією електростатичних сил до поверхні ядра притягуються іони протилежного знаку – протиіони. У даному випадку це іони Na+.

{ m (AgCl) n Cl- (n – x) Na+

Адсорбційний шар

Агрегат, ядро, адсорбційний шар утворюють гранулу. Заряд гранули визначається знаком заряду потенціалвизначальних іонів (Сl-), позначається в правому верхньому куті.

Гранула має вигляд:

{ m (AgCl) n Cl- (n – x) Na+ }х-

Оскільки концентрація протиіонів біля поверхні більша, ніж у розчині, то решта протиіонів Na+ слабше зв’язана з ядром і під впливом теплового руху дифундує в бік з меншою концентрацією, утворюючи дифузійний шар протиіонів.

{ m (AgC ) n Cl- (n – x) Na+ }х- x Na+

дифузійний шар

Гранула разом з дифузійним шаром утворює міцелу. Міцели золів електронейтральні.

Формула міцели:

{ m (AgCl) n Cl- (n – x) Na+ } х- x Na+

агрегат адсорбційний шар дифузійний шар

ядро

гранула

m кількість молекул, що входять до складу агрегату;

n кількість потенціалвизначальних іонів;

(n – х) кількість протиіонів, що входять в адсорбційний шар;

х кількість протиіонів, що входять в дифузійний шар.

Завдання №1

Скласти формулу міцели золю, утвореного при змішуванні розведених розчинів сульфату цинку та сульфіду амонію, якщо сульфат цинку був узятий у надлишку.

Вирішення:

При змішуванні розведених розчинів сульфату цинку та сульфіду амонію, якщо один з розчинів реагентів узятий у надлишку, сульфід цинку не випадає в осад, а утворює колоїдний розчин.

Спочатку складаємо рівняння реакції в молекулярному та іонному виглядах:

ZnSO4 + (NH4)2S  ZnS + (NH4)2SO4

Zn2+ + SO42- + 2NH4+ + S2-  ZnS + 2NH4+ + SO42-

Zn2+ + S2-  ZnS

Основу колоїдних частинок золю ZnS становлять мікрокристали важкорозчинного ZnS, які називаються агрегатами, позначаються: m (ZnS).

За умов надлишку ZnSO4:

Ядром колоїдних частинок золю ZnS адсорбуються переважно іони Zn2+- , тому що вони входять до складу осаду ZnS (агрегат) також іони цинку визначають заряд гранули (2х+). Вони називаються потенціалвизначальними іонами. До них за допомогою сил електростатичного притягання притягуються іони протилежного знаку – протиіони (сульфат-іони).

Міцела має вигляд:

{ m (ZnS) n Zn2+- (n – x) SO42- }2х+ x SO42-

агрегат адсорбційний шар дифузійний шар

ядро

гранула

За умов надлишку (NH4)2S міцела має вигляд:

{ m (ZnS) n S2-- 2(n – x) NH4+- }2х- 2x NH4+

агрегат адсорбційний шар дифузійний шар

ядро

гранула

Ядром колоїдних частинок золю ZnS адсорбуються переважно іони S2-, тому що вони входять до складу осаду ZnS (агрегат) також сульфід-іони визначають заряд гранули (2х-). Вони називаються потенціалвизначальними іонами, за допомогою сил електростатичного притягання до них притягуються іони протилежного знаку – протиіони (катіони амонію).

Задача №1

Для добування золю сульфату барію змішали 15мл 0,025н ВаСl2 та 85мл 0,005н розчину K2SO4. Складіть формулу міцели добутого колоїдного розчину.

Дано:

V(BaCl2) = 15мл

Cн(BaCl2) = 0,025моль/л

V(K2SO4) = 85мл

Cн(K2SO4) = 0,005моль/л

Скласти формулу міцели

Розв’язування:

1. Складаємо рівняння реакції, що відбувається.

K2SO4 + BaCl2 → BaSO4↓ + 2KCl

2K+ + SO42- + Ba2+ + 2Cl- → BaSO4↓ + 2K+ + Cl-

SO42- + Ba2+ → BaSO4↓

2. Визначаємо, який з розчинів узятий в надлишку:

nекв.(K2SO4) = 85 ∙ 0,005 = 0,425ммоль

nекв.(BaCl2) = 15 ∙ 0,025 = 0,375ммоль

У надлишку в розчині K2SO4

Складаємо формулу міцели золю.

Агрегат міцели складають частинки дрібнокристалічного осаду сульфату барію (BaSO4). Ядром колоїдних частинок золю BaSO4 адсорбуються переважно іони SO42-, тому що вони входять до складу осаду BaSO4 (агрегат) та сульфат-іони визначають заряд гранули (2х-).

Міцела має вигляд:

{ m (Ba SO4) n SO42- 2 (n – x) K+ }2х- 2x K+

агрегат адсорбційний шар дифузійний шар

ядро

гранула

Задача №2

Який об’єм 0,002Н розчину AgNO3 потрібно добавити до 20мл 0,001Н KI, щоб одержати позитивно заряджений золь йодиду срібла? Скласти формулу міцели.

Дано:

Cн(AgNO3) = 0,002 моль/л

V(KI) = 20 мл

Cн(KI) = 0,001 моль/л

Обчислити:

V(AgNО3) – ?

Розв’язування:

AgNO3 + KI → KNO + AgI

Ag + + NO3- + K+ + I- → K+ + NO3- + AgI

Ag + + I- → AgI

Позитивно заряджений золь йодиду срібла утворюється при дії надлишку AgNO3 на осад AgI.

Формула міцели:

{ m (AgI) n Ag+ (n – x) NO3- }х+ x NO3-

Cн(AgNO3) ∙ V(AgNO3) = Cн(KI) ∙ V(KI)

V(AgNO3) =

Відповідь: для одержання позитивно зарядженого золю йодиду срібла потрібно добавити більше 10мл 0,002Н розчину AgNO3.

5.2. Обчислення порогів коагуляції колоїдних розчинів

Теоретичні положення

Коагуляція це процес злипання частинок дисперсної фази при втраті системою агрегативної стійкості.
Мінімальну молярну концентрацію речовини еквівалента електроліту (в ммоль/л), яка викликає за певний проміжок часу коагуляцію колоїдного розчину, називають порогом коагуляції.
Поріг коагуляції можна розрахувати за формулою:

Величину, обернену до порогу коагуляції, називають коагулюючою здатністю, позначають КЗ.

Коагулюючу дію виявляє не вся молекула електроліту, а лише той з її іонів, що має заряд, протилежний заряду гранули (іон – коагулятор).

Задача №3

До початку явної коагуляції 5мл золю Al(OH)3 потрібно добавити 0,5мл 0,01н розчину Na2SO4. Обчислити поріг коагуляції золю.

Дано:

V(золю Al(OH)3) = 5мл

V(Na2SO4) = 0,5мл

Cн(Na2SO4) = 0,01моль/л

Обчислити:

ПК ?

Розв’язування:

Записуємо формулу для обчислення ПК золю:

nекв. = 0,5 ∙ 0,01 = 0,005 ммоль

Загальний об’єм розчину (золь + розчин електроліту):

V(розчину) = 5 + 0,5 = 5,5 мл

Обчислимо поріг коагуляції колоїдного розчину:

ПК =

Відповідь: поріг коагуляції золю складає 0,909ммоль/л

Задача №4

У першу колбу, що містить 100мл золю гідроксиду заліза (ІІІ), до початку явної коагуляції добавили 10,5мл 1Н розчину хлориду калію, в другу – 62,5мл0,01Н розчину ортофосфату натрію. У якій колбі швидше відбуватиметься коагуляція?. Обчислити пороги коагуляції золів. Який з електролітів виявляє більшу коагулюючу дію. Який заряд має гранула?

Дано:

V(золю Fe(OH)3) = 100мл

V(КСІ) = 10,5мл

Cн(КСІ) = 1моль/л

V(Na3РO4) = 62,5мл

Cн(Na3РO4) = 0,01моль/л

Обчислити:

ПК1 ?

ПК2 ?

Розв’язування:

Записуємо формулу для розрахунку порогу коагуляції золю:

Обчислимо кількість моль речовини еквівалента електроліту:

nекв(КСІ) = V(КСІ) ∙ Сн(КСІ) = 10,5 ∙ 1 = 10,5 ммоль

nекв(Na3РO4) = V(Na3РO4) ∙ Сн(Na3РO4) = 62,5 ∙ 0,01 = =0,625ммоль

Обчислимо загальний об’єм розчину (золь + розчин електроліту):

V1(розчину) = 100 + 10,5 = 110,5 мл (золь + КСІ)

V2(розчину) = 100 + 62,5 = 162,5 мл (золь + Na3РO4)

Розраховуємо пороги коагуляції колоїдного розчину:

ПК1 =

ПК2 =

Відповідь: коагуляція колоїдного розчину відбувається швидше при додаванні Na3РO4 (ПК2 <ПК1), тобто коагулююча здатність Na3РO4 вища, ніж у КСІ. Згідно правила валентності (правило Шульце): коагулююча дія іона – коагулятора тим більша, чим вища його валентність, тому іоном-коагулятором є РO43--іон, заряд гранули – позитивний (згідно правила значності (правило Гарді): коагулюючу дію виявляє не вся молекула електроліту, а лише той іон, що має заряд, протилежний заряду гранули).

Задачі для розв’язування

Написати формулу міцели золю сульфату барію, одержаного при взаємодії 10мл 0,0001Н розчину хлориду барію та 10мл 0,001Н розчину сульфатної кислоти. Вказати основні частини міцели.
Скласти формулу міцели золю берлінської лазурі, одержаного при зливанні розчину FeCІ3 з надлишком К4[Fe(CN)6]. Вказати всі складові частини міцели.
У три склянки налили по 50мл золю Fe(OH)3. Щоб викликати коагуляцію золю потрібно добавити у першу склянку 5,3мл 1н. розчину КСІ, у другу – 31,5мл 0,01н. розчину Na2SO4, у третю – 18,7мл 0,001н. розчину Na3PO4. Обчислити пороги коагуляції золів.
Скласти формулу міцели золю кремнієвої кислоти, утвореного при змішуванні розчинів силікату натрію з соляною кислотою. Вказати всі складові частини міцели.
Для коагуляції 10мл золю йодиду срібла потрібно 0,45мл розчину нітрату барію, концентрація якого дорівнює 0,05ммоль/л. Розрахувати поріг коагуляції.
Який об’єм 0,05н. розчину AgNO3 необхідно добавити до 20мл 0,015н. розчину КІ для одержання позитивно зарядженого золю йодиду срібла?
Скласти формулу міцели золю сірки, утвореного в результаті тривалого зберігання сірководневої води.
До початку явної коагуляції 10мл золю AІ(OH)3 необхідно добавити 5мл 0,001н. розчину Na2SO4. Обчислити поріг коагуляції золю.
Скласти формулу міцели золю BaSO4, утвореного при змішуванні розведеного розчину Na2SO4 з надлишком розчину BaCl2. Вказати всі складові частини міцели.
Для добування золю сульфату барію змішали 15мл 0,025н. розчину BaCІ2 та 85мл 0,005н. розчину K2SO4. Скласти формулу міцели одержаного золю.
Золь броміду срібла був одержаний змішуванням 25мл 0,08 Н розчину КВr і 18мл 0,0096 Н розчину AgNO3. Визначити знак заряду частинок і скласти формулу міцели.
Золь сірки був одержаний додаванням 5мл розчину сірки в спирті до 10мл дистильованої води. Яким методом одержаний золь? Чим пояснити, що у проходящому світлі золь має червоно-оранжевий відтінок, а у відбитому блакитний?
Скласти схему будови та написати формулу міцели золю кремнієвої кислоти.
Записати формулу міцели золю берлінської лазурі, одержаної при взаємодії розчину К4[Fe(CN)6] з надлишком розчину хлориду заліза(ІІІ).
Золь гідроксиду заліза (ІІІ) одержали додаванням до невеликої кількості розчину хлориду заліза (ІІІ) киплячої води. Запишіть будову міцели золя гідроксиду заліза (ІІІ). Який з електролітів NaCl, К2SO4; Na3PO4 має найменший поріг коагуляції для отриманого золю?
Який об’єм 0,05н. розчину нітрату срібла потрібно добавити до 25мл 0,016н. розчину хлориду калію, щоб отримати негативно заряджений золь хлориду срібла. Написати формулу міцели золю.
Скласти формулу міцели золю Fe(OH)3, утвореного внаслідок гідролізу FeCI3, якщо іонним стабілізатором є FeOCI.

Відповіді на задачі

Тема: Дисперсні системи. Колоїдні розчини

	Відповідь: ПК1=95,8 ммоль/л; ПК2=3,87ммоль/л; ПК3 = 0,27ммоль/л
	Відповідь: 2,15 ммоль/л
	Відповідь: більше 6мл
	Відповідь: 0,33 ммоль/л
	Відповідь:
	Відповідь: негативний
	Відповідь: менше 8мл

Додаток 1

Таблиця 1.Термодинамічні величини для простих речовин, неорганічних та органічних речовин

Формула речовини	Характеристика речовини	ΔН 298, кДж/моль	S 298, Дж/(моль∙К)
С	алмаз	1,897	2,38
	графіт	0	5,74
Са	кристал. α	0	41,62
СІ2	газ	0	223,0
Fe	кристал. α	0	27,15
Н	газ	217,9	114,6
Н2	газ	0	130,6
І2	кристал.	0	116,73
	газ	62,24	260,58
N2	газ	0	191,5
О	газ	247,4	160,95
О2	газ	0	205,03
Р	білий	0	44,35
Р	червоний	-18,41	22,8
Р	газ	141,5	218,1
S	ромбічна	0	31,88
СО	газ	-110,5	197,4
СО2	газ	-393,51	213,6
СОСІ2	газ	-223,0	289,2
ВаО	кристал.	-556,6	70,3
ВаСО3	кристал.	-1202	112,1
Ва(ОН)2	кристал.	-946,1	103,8
СаО	кристал.	-635,1	39,7
СаСО3	кальцит.	-1206	92,9
Са(ОН)2	кристал.	-986,2	83,4
СаС2	кристал. α	-62,7	70,3
СаS	кристал.	-478,3	56,5
Формула речовини	Характеристика речовини	ΔН 298, кДж/моль	S 298, Дж/(моль∙К)
FeСО3	кристал.	-747,8	92,88
FeO	кристал.	-263,68	58,79
Fe2O3	кристал.	-821,32	89,96
Fe3O4	кристал.	-1117,71	151,46
FeS	кристал.	-95,40	67,36
FeS2	кристал.	-177,40	53,14
НВr	газ	-35,98	198,40
НСІ	газ	-92,30	186,70
НF	газ	-268,61	173,51
НІ	газ	25,94	206,30
Н2О	газ	-241,84	188,74
	рідина	-285,84	69,96
	кристал.	-291,85	39,33
Н2О2	рідина	-187,02	105,86
NН3	газ	-46,19	192,50
	рідина	-69,87	-
NH4СІ	кристал. β	-315,39	94,56
NO	газ	90,37	210,62
NO2	газ	33,89	240,45
NaBr	кристал.	-359,8	83,7
NaCI	кристал.	-410,9	72,36
NaF	кристал.	-570,3	51,3
NaI	кристал.	-287,9	91,2
NaOH	кристал. α	-426,6	64,18
Na2O	кристал.	-430,6	71,1
Na2S	кристал.	-389,1	94,1
Na2SO3	кристал.	-1090	146,0
Na2SO4	кристал. α	-1384	149,4
SO2	газ	-296,9	248,1
SO3	газ	-395,2	256,23
Формула речовини	Характеристика речовини	ΔН 298, кДж/моль	S 298, Дж/(моль∙К)
PCI3	газ	-277,0	311,7
PCI5	газ	-369,45	362,9
ZnO	кристал.	-349,0	43,5
ZnS	кристал.	-201	57,7
ZnCO3	кристал.	-810,7	82,4
ZnSO4	кристал.	-978,2	124,6
СН4	газ (метан)	-74,847	186,19 ∙ 103
С2Н2	газ (ацетилен)	226,748	200,819 ∙ 103
С2Н4	газ (етилен)	52,283	218,45 ∙ 103
С2Н6	газ (етан)	-84,667	229,49 ∙ 103
С3Н6	газ (пропен)	20,414	266,94 ∙ 103
С3Н8	газ (пропан)	-103,847	269,91 ∙ 103
С4Н10	газ (н-бутан)	-126,15	310,12 ∙ 103
С5Н12	газ (н-пентан)	-146,44	348,95 ∙ 103
С6Н6	газ (бензол)	82,927	269,20 ∙ 103
	рідина (бензол)	49,028	172,80 ∙ 103
С6Н12	газ (циклогексан)	-123,14	298,24 ∙ 103
С6Н5СН3	рідина (толуол)	11,995	219,58 ∙ 103
НСОН	газ	-115,90	220,1 ∙ 103
НСООН	рідина	-409,20	128,95 ∙ 103
СН3ОН	рідина	-238,57	126,8 ∙ 103
СН3СОН	газ	-166,36	265,7 ∙ 103
СН3СООН	газ	-436,4	293,3 ∙ 103
	рідина	-487,0	159,8 ∙ 103
С2Н5ОН	рідина	-277,63	160,7 ∙ 103
С12Н22О11	кристал.	-2220,70	359,824 ∙ 103
СНСІ3	рідина	-131,8	202,9 ∙ 103
С6Н5СІ	рідина	116,3	197,5 ∙ 103
СО(NH2)2	кристал.	-333,189	104,60 ∙ 103
С6Н5NН2	рідина	35,31	191,6 ∙103

Додаток 2

Таблиця 2. Константи іонізації неорганічних та органічних кислот і основ

Назва речовини	Формула	Ступінь іонізації	Константа іонізації	рК
Азотиста кислота	НNO	1	6,9 ∙ 10-4	3,16
Борна кислота (орто)	Н3ВО3	1	7,1 ∙ 10-10	9,15
		2	1,8 ∙ 10-13	12,74
		3	1,6 ∙ 10-14	13,80
Вугільна кислота	Н2СО3	1	4,45 ∙ 10-7	6,35
		2	4,69 ∙ 10-11	10,33
Сірчиста кислота	Н2SO3	1	1,4 ∙ 10-2	1,85
		2	6,2 ∙ 10-8	7,20
Сірководнева кислота	Н2S	1	1,0 ∙ 10-7	6,99
		2	2,5 ∙10-18	12,60
Синільна кислота	НСN	1	5,0 ∙ 10-10	9,3
Фосфорна кислота (орто)	Н3РО4	1	7,1 ∙ 10-3	2,15
		2	6,2 ∙ 10-8	7,21
		3	5,0 ∙ 10-13	12,0
Хромова кислота	Н2СrО4	1	1,6 ∙ 10-1	0,80
		2	3,2 ∙ 10-7	6,50
Гідроксид амонію	NH4OH	1	1,76 ∙ 10-5	4,755
Гідроксид алюмінію	АІ(ОН)3	3	1,38 ∙ 10-9	8,86
Гідроксид заліза (ІІ)	Fe(OH)2	2	1,3 ∙ 10-4	3,89
Гідроксид заліза (ІІІ)	Fe(OH)3	3	1,35 ∙ 10-12	11,87
Назва речовини	Формула	Ступінь іонізації	Константа іонізації	рК
Гідроксид кальцію	Са(ОН)2	2	4,0 ∙ 10-2	1,40
Гідроксид магнію	Мg(OH)2	2	2,5 ∙ 10-3	2,60
Гідроксид свинцю (ІІ)	Рb(OH)2	1	9,55 ∙ 10-4	3,02
		2	3,0 ∙ 10-8	7,52
Гідроксид хрому (ІІІ)	Сr(ОН)3	3	1,02 ∙ 10-10	9,99
Гідроксид цинку	Zn(OH)2	2	4 ∙ 10-5	4,4
Аскорбінова кислота	С6Н8О6	1	9,1 ∙ 10-5	4,95
Бензойна кислота	С6Н5СООН	1	6,3 ∙ 10-5	4,20
Оцтова кислота	СН3СООН	1	1,74 ∙ 10-5	4,76
Трихлороцтова кислота	ССІ3СООН	1	2,0 ∙ 10-1	0,70
Молочна кислота	СН3СН(ОН)СООН	1	1,5 ∙ 10-4	3,83
Мурашина кислота	НСООН	1	1,8 ∙ 10-4	3,75
Пропанова кислота	СН3СН2 СООН	1	1,3 ∙ 10-5	4,87
Фенілоцтова кислота	С6Н5СН2 СООН	1	4,88 ∙ 10-5	4,31
Фенол	С6Н5ОН	1	1,0 ∙ 10-10	10,0
Щавлева кислота	Н2С2О4	1	5,6 ∙ 10-2	1,25
		2	5,4 ∙ 10-5	4,27
Анілін	С6Н5NН2	1	4,3 ∙ 10-10	9,37

Література

Липатников В.Е., Казаков К.М. Физическая и коллоидная химия, учебник для техникумов. Москва: ВШ, 1981.
Лукьянов А.К. Физическая и коллоидная химия, учебник для техникумов. Москва: Высшая школа, 1980.
Писаренко А.Л., Поспелов К.А. Курс коллоидной химии. Москва: Высшая школа, 1969.
Фримантл М. Химия в действии, 1 том. Издательство «Мир», 1991.
Кузнецов В.В. Физическая и коллоидная химия Москва: Высшая школа, 1968.
Эткинс П. Порядок и беспорядок в природе, перевод с анг. Москва: Мир, 1987.
Мороз А.С., Ковальова А.Г. Фізична та колоїдна хімія. – Львів: Світ, 1994.
Захарченко В.Я. Коллоидная химия. Москва: Высшая школа, 1987.
Кемп П., Армс К. Введение в биологию. М.: Мир, 1988.
Боєчко Ф.Ф. Біологічна хімія. К.: ВШ, 1995.
Гурецкая В.Л. Органическая химия. М.: ВШ, 1983.
Телегус В.С. та ін. Основи загальної хімії. – Л.: Світ 2000.
Шумило Г.І. Технологія приготування їжі. – Ужгород, 1999, ст.135-136.
Сирохман І.В., Задорожний І.М., Пономарьов П.Х. Товарознавство продовольчих товарів. Підручник. – Київ: Лібра, 2002.

1. статья Это что ирония Отнюдь
2. Актуальные процессы рекламной и массовой коммуникации проводится исследование направленное на выявление
3. В биологии эволюция это изменение наследственных признаков популяции организмов в течение нескольких п
4. Государственный надзор за безопасностью дорожного движения
5. . Технология строительства магистральных трубопроводов.
6. Реферат- Поняття біологічної зброї
7. Целюлітні препарати
8. Возраст Адрес
9. Горе от ума и роман А.html
10. ММГГГГ Профессия аниматортанцор артист цирка и др
11. тема программ 1С- Предприятие включает в себя платформу и прикладные решения разработанные на ее основе.
12. ИСТОРИЯ РЕЛИГИИ 1
13. Затраты в денежном выражении Валовой доход общая сумма дохода предприятия от всех видов деятельности в
14. 1 Охрана земель
15. Советское национально-государственное строительство накануне и в годы Великой Отечественной войны
16. тема психических функций обеспечивающих отражение познание субъектом явлений объективного мира т
17. по теме Рентгеновское излучение
18. реферат дисертації на здобуття наукового ступеня кандидата сільськогосподарських наук3
19. Федерация армейского рукопашного боя Узунов Д
20. Компьютерное моделирование рыночных механизмов

Материалы собраны группой SamZan и находятся в свободном доступе