Сумма стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции. Стехиометрия. Схема расчёта по уравнениям химических реакций

При составлении уравнения окислительно-восстановительной реакции необходимо определить восстановитель, окислитель и число отдаваемых и принимаемых электронов. Применяются в основном два метода составления уравнений окислительно-восстановительных реакций:
1) электронного баланса – основан на определении общего количества электронов, перемещающихся от восстановителя к окислителю;
2) ионно-электронного баланса – предусматривает раздельное составление уравнений для процесса окисления и восстановления с последующим суммированием их в общее ионное уравнение-метод полуреакции. В этом методе следует найти не только коэффициенты для восстановителя и окислителя, но и для молекул среды. В зависимости от характера среды число электронов, принимаемых окислителем или теряемых восстановителем, может изменяться.
1) Электронный баланс - метод нахождения коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций, в котором рассматривается обмен электронами между атомами элементов, изменяющих свою степень окисления. Число электронов, отданное восстановителем равно числу электронов, получаемых окислителем.

Уравнение составляется в несколько стадий:

1. Записывают схему реакции.

KMnO 4 + HCl → KCl + MnCl 2 + Cl 2 + H 2 O

2. Проставляют степени окисления над знаками элементов, которые меняются.

KMn +7 O 4 + HCl -1 → KCl + Mn +2 Cl 2 + Cl 2 0 + H 2 O

3. Выделяют элементы, изменяющие степени окисления и определяют число электронов, приобретенных окислителем и отдаваемых восстановителем.

Mn +7 + 5ē = Mn +2

2Cl -1 - 2ē = Cl 2 0

4. Уравнивают число приобретенных и отдаваемых электронов, устанавливая тем самым коэффициенты для соединений, в которых присутствуют элементы, изменяющие степень окисления.

Mn +7 + 5ē = Mn +2 2

2Cl -1 - 2ē = Cl 2 0 5

––––––––––––––––––––––––

2Mn +7 + 10Cl -1 = 2Mn +2 + 5Cl 2 0

5. Подбирают коэффициенты для всех остальных участников реакции. При этом 10 молекул HCl участвуют в восстановительном процессе, а 6 в - ионообменном (связывание ионов калия и марганца).

2KMn +7 O 4 + 16HCl -1 = 2KCl + 2Mn +2 Cl 2 + 5Cl 2 0 + 8H 2 O

2) Метод ионно-электронного баланса.

1. Записывают схему реакции.

K 2 SO 3 + KMnO 4 + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 2 O

2. Записывают схемы полуреакций, с использованием реально присутствующих частиц (молекул и ионов) в растворе. При этом подводим материальный баланс, т.е. количество атомов элементов участвующих в полуреакции в левой части должно быть равно их количеству в правой. Окисленная и восстановленная формы окислителя и восстановителя часто отличаются по содержанию кислорода (сравните Cr 2 O 7 2− и Cr 3+). Поэтому при составлении уравнений полуреакций методом электронно-ионного баланса в них включают пары Н + /Н 2 О (для кислотной среды) и ОН − /Н 2 О (для щелочной среды). Если при переходе от одной формы к другой исходная форма (обычно − окисленная ) теряет свои оксид-ионы (ниже показаны в квадратных скобках), то последние, так как они не существуют в свободном виде, должны быть в кислотной среде соединены с катионами водорода, а в щелочной среде − с молекулами воды, что приводит к образованию молекул воды (в кислотной среде) и гидроксид-ионов (в щелочной среде):

кислотная среда + 2H + = H 2 O пример: Cr 2 O 7 2− + 14H + = 2Cr 3+ + 7H 2 O
щелочная среда + H 2 О = 2 ОН − пример: MnO 4 - +2H 2 O = MnO 2 + 4ОH -

Недостаток кислорода в исходной форме (чаще − в восстановленной) по сравнению с конечной формой компенсируется добавлением молекул воды (в кислотной среде) или гидроксид-ионов (в щелочной среде):

кислотная среда H 2 O = + 2H + пример: SO 3 2- + H 2 O = SO 4 2- + 2H +
щелочная среда 2 ОН − = + H 2 О пример: SO 3 2− + 2OH − = SO 4 2− + H 2 O

MnO 4 - + 8H + → Mn 2+ + 4H 2 O восстановление

SO 3 2- + H 2 O → SO 4 2- + 2H + окисление

3. Подводим электронный баланс, следуя необходимости равенства суммарного заряда в правой и левой частях уравнений полуреакций.

В приведенном примере в правой части уравнения полуреакции восстановления суммарный заряд ионов равен +7, в левой - +2, значит в правой части необходимо добавить пять электронов:

MnO 4 - + 8H + + 5ē → Mn 2+ + 4H 2 O

В уравнении полуреакции окисления суммарный заряд в правой части равен -2, в левой 0, значит в правой части необходимо вычесть два электрона:

SO 3 2- + H 2 O – 2ē → SO 4 2- + 2H +

Таким образом, в обоих уравнениях осуществлен ионно-электронный баланс и можно в них вместо стрелок поставить знаки равенства:

MnO 4 - + 8H + + 5ē = Mn 2+ + 4H 2 O

SO 3 2- + H 2 O – 2ē = SO 4 2- + 2H +

4. Следуя правилу о необходимости равенства количества электронов принятых окислителем и отданных восстановителем, находим наименьшее общее кратное для количеств электронов в обоих уравнениях (2∙5 = 10).

5. Умножаем на коэффициенты (2,5) и суммируем оба уравнения сложив левые и правые части обоих уравнений.

MnO 4 - + 8H + + 5ē = Mn 2+ + 4H 2 O 2

SO 3 2- + H 2 O – 2ē = SO 4 2- + 2H + 5

–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––

2MnO 4 - + 16H + + 5SO 3 2- + 5H 2 O = 2Mn 2+ + 8H 2 O + 5SO 4 2- + 10H +

2MnO 4 - + 6H + + 5SO 3 2- = 2Mn 2+ + 3H 2 O + 5SO 4 2-

или в молекулярной форме:

5K 2 SO 3 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 6K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 3H 2 O

В этом методе рассматривают переход электронов от одних атомов или ионов к другим с учетом характера среды (кислая, щелочная или нейтральная), в которой протекает реакция. В кислой среде в уравнениях полуреакций для уравнивания числа атомов водорода и кислорода должны использоваться ионы водорода Н + и молекулы воды, в основной – гидроксид-ионы ОН - и молекулы воды. Соответственно и в получаемых продуктах в правой части электронно-ионного уравнения будут находиться ионы водорода (а не гидроксид-ионы) и молекулы воды (кислая среда) или гидроксид-ионы и молекулы воды (щелочная среда). Так, например, уравнение полуреакции восстановления перманганат-иона в кислой среде нельзя составлять с наличием гидроксид-ионов в правой части:

MnO 4 - + 4H 2 O + 5ē = Mn 2+ + 8ОH - .

Правильно : MnO 4 - + 8H + + 5ē = Mn 2+ + 4H 2 O

Т. е. при написании электронно-ионных уравнений нужно исходить из состава ионов, действительно имеющихся в растворе. Кроме того, как и при составлении сокращенных ионных уравнений, вещества малодиссоциирующие, плохо растворимые или выделяющиеся в виде газа следует писать в молекулярной форме.

Составление уравнений окислительно-восстановительных реакций с помощью метода полуреакций приводит к тому результату, что и метод электронного баланса.

Сопоставим оба метода. Достоинство метода полуреакций по сравнению с методом электронного баланса в том. что в нем применяются не гипотетические ионы, а реально существующие.

При использовании метода полуреакций не нужно знать степень окисления атомов. Написание отдельных ионных уравнений полуреакций необходимо для понимания химических процессов в гальваническом элементе и при электролизе. При этом методе видна роль среды как активного участника всего процесса. Наконец, при использовании метода полуреакций не нужно знать все получающиеся вещества, они появляются в уравнении реакции при выводе его. Поэтому методу полуреакций следует отдать предпочтение и применять его при составлении уравнений всех окислительно-восстановительных реакций, протекающих в водных растворах

В этом методе сравнивают степени окисления атомов в исходных и конечных веществах, руководствуясь правилом: число электронов, отданных восстановителем, должно равняться числу электронов, присоединенных окислителем. Для составления уравнения надо знать формулы реагирующих веществ и продуктов реакции. Последние определяются либо опытным путем, либо на основе известных свойств элементов.

Метод ионно-электронного баланса более универсален по сравнению с методом электронного баланса и имеет неоспоримое преимущество при подборе коэффициентов во многих окислительно-восстановительных реакциях, в частности, с участием органических соединений, в которых даже процедура определения степеней окисления является очень сложной.

Рассмотрим, например, процесс окисления этилена, происходящий при пропускании его через водный раствор перманганата калия. В результате этилен окисляется до этиленгликоля НО-CH 2 -СН 2 -ОН, а перманганат восстанавливается до оксида марганца (IV), кроме того, как будет очевидно из итогового уравнения баланса, справа образуется также гидроксид калия:

KMnO 4 + C 2 H 4 + Н 2 О → C 2 H 6 O 2 + MnO 2 + KOH

Уравнение полуреакций восстановления и окисления:

MnO 4 - +2H 2 O + 3е = MnO 2 + 4ОH - 2 восстановление

С 2 Н 4 + 2ОН - - 2е = C 2 H 6 O 2 3 окисление

Суммируем оба уравнения, вычитаем имеющиеся в левой и правой части гидроксид-ионы.

Получаем итоговое уравнение:

2KMnO 4 + 3C 2 H 4 + 4Н 2 О → 3C 2 H 6 O 2 + 2MnO 2 + 2KOH

При использовании метода ионно-электронного баланса для определения коэффициентов в реакциях с участием органических соединений удобно считать степени окисления атомов водорода равными +1, кислорода -2, а углерода высчитать, используя баланс положительных и отрицательных зарядов в молекуле (ионе). Так, в молекуле этилена, суммарный заряд равен нулю:

4 ∙ (+1) + 2 ∙ Х = 0,

значит степень окисления двух атомов углерода – (-4), а одного (Х) – (-2).

Аналогично в молекуле этиленгликоля C 2 H 6 O 2 находим степень окисления углерода (Х):

2 ∙ Х + 2 ∙ (-2) + 6 ∙ (+1) = 0, Х = -1

В некоторых молекулах органических соединений такой расчет приводит к дробному значению степени окисления углерода, например, у молекулы ацетона (С 3 Н 6 О) она равна -4/3. В электронном уравнении оценивается общий заряд атомов углерода. В молекуле ацетона он равен -4.

Похожая информация.

При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций необходимо соблюдать два следующих важных правила:

Правило 1: В любом ионном уравнении должно соблюдаться сохранение зарядов. Это означает, что сумма всех зарядов в левой части уравнения («слева») должна совпадать с суммой всех зарядов в правой части уравнения («справа»). Это правило относится к любым ионным уравнениям, как для полных реакций, так и для полуреакций.

Заряды слева справа

Правило 2: Число электронов, теряемых в окислительной полуреакции, должно быть равно числу электронов, приобретаемых в восстановительной полуреакции. Например, в первом примере, приведенном в начале данного раздела (реакция между железом и гидратированными ионами двухвалентной меди), число электронов, теряемых в окислительной полуреакции, равно двум:

Следовательно, число электронов, приобретаемых в восстановительной полуреакции, тоже должно быть равно двум:

Для составления уравнения полной окислительно-восстановительной рекции из уравнений двух полуреакций может использоваться следующая процедура:

1. Уравнения каждой из двух полуреакций балансируются порознь, причем для выполнения указанного выше правила 1 к левой или правой части каждого уравнения добавляется соответствующее число электронов.

2. Уравнения обеих полуреакций балансируются по отношению друг к другу, так чтобы число электронов, теряемых в одной реакции, стало равно числу электронов, приобретаемых в другой полуреакции, как этого требует правило 2.

3. Уравнения обеих полуреакций суммируют для получения полного уравнения окислительно-восстановительной реакции. Например, суммируя уравнения двух приведенных выше полуреакций и удаляя из левой и правой части полученного уравнения

равное число электронов, находим

Сбалансируем уравнения приведенных ниже полуреакций и составим уравнение окислительно-восстановительной реакции окисления водного раствора какой-либо соли двухвалентного железа в соль трехвалентного железа с помощью кислого раствора калия.

Стадия 1. Сбалансируем сначала порознь уравнение каждой из двух полуреакций. Для уравнения (5) имеем

Чтобы сбалансировать обе стороны этого уравнения, необходимо добавить к его левой части пять электронов, либо вычесть столько же электронов из правой части. После этого получим

Это позволяет записать следующее сбалансированное уравнение:

Поскольку к левой части уравнения пришлось добавлять электроны, оно описывает восстановительную полуреакцию.

Для уравнения (6) можно записать

Чтобы сбалансировать это уравнение, можно добавить один электрон к его правой части. Тогда

Одним из важнейших химических понятий, на котором основываются стехио­метрические расчёты, является химическое количество вещества . Количество некоторого вещества X обозначается n(X). Единицей измерения количества вещества является моль .

Моль – это количество вещества, в котором содержится 6,02·10 23 молекул, атомов, ионов или других структурных единиц, из которых состоит вещество .

Масса одного моля некоторого вещества Х называется молярной массой M(X) этого вещества. Зная массу m(X) некоторого вещества X и его молярную массу, можно рассчитать количество этого вещества по формуле:

Число 6,02·10 23 называется числом Авогадро (N a); его размерность моль –1 .

Умножая число Авогадро N a на количество вещества n(X), можно рассчитать число структурных единиц, например, молекул N(X) некоторого вещества X:

N(X) = N a · n(X) .

По аналогии с понятием молярной массы ввели понятие молярного объёма: молярный объём V m (X) некоторого вещества X – это объём одного моля этого вещества. Зная объём вещества V(X) и его молярный объём, можно рассчитать химическое количество вещества:

В химии особенно часто приходится иметь дело с молярным объёмом газов. Согласно закону Авогадро в равных объёмах любых газов, взятых при одной и той же температуре и равном давлении, содержится одно и тоже число молекул . При равных условиях 1 моль любого газа занимает один и тот же объём. При нормальных условиях (н.у.) – температура 0°С и давление 1 атмосфера (101325 Па) – этот объём равен 22,4 л. Таким образом, при н.у. V m (газа) = 22,4 л/моль . Следует особо подчеркнуть, что величина молярного объёма 22,4 л/моль применяется только для газов.

Знание молярных масс веществ и числа Авогадро позволяет выразить массу молекулы любого вещества в граммах. Ниже приводится пример расчёта массы молекулы водорода.

1 моль газообразного водорода содержит 6,02·10 23 молекул H 2 и имеет массу 2 г (т.к. M(H 2) = 2 г/моль). Следовательно,

6,02·10 23 молекул H 2 имеют массу 2 г;

1 молекула H 2 имеет массу x г; x = 3,32·10 –24 г.

Понятие «моль» широко используется для проведения расчётов по уравнениям химических реакций, поскольку стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции показывают, в каких молярных соотношениях вещества реагируют друг с другом и образуются в результате реакции.

Например, уравнение реакции 4 NH 3 + 3 O 2 → 2 N 2 + 6 H 2 O содержит следующую информацию: 4 моль аммиака реагируют без избытка и недостатка с 3 моль кис­лорода, при этом образуется 2 моль азота и 6 моль воды.

Пример 4.1 Рассчитайте массу осадка, образующегося при взаимодействии растворов, содержащих 70,2 г дигидрофосфата кальция и 68 г гидроксида кальция. Какое вещество останется в избытке? Чему равна его масса?

3 Ca(H 2 PO 4) 2 + 12 KOH ® Ca 3 (PO 4) 2 ¯ + 4 K 3 PO 4 + 12 H 2 O

Из уравнения реакции видно, что 3 моль Ca(H 2 PO 4) 2 реагирует с 12 моль KOH. Рассчитаем количества реагирующих веществ, которые даны по условию задачи:

n(Ca(H 2 PO 4) 2) = m(Ca(H 2 PO 4) 2) / M(Ca(H 2 PO 4) 2) = 70,2 г: 234 г/моль = 0,3 моль;

n(KOH) = m(KOH) / M(KOH) = 68 г: 56 г/моль = 1,215 моль.

на 3 моль Ca(H 2 PO 4) 2 требуется 12 моль KOH

на 0,3 моль Ca(H 2 PO 4) 2 требуется х моль KOH

х = 1,2 моль – столько KOH потребуется, для того чтобы реакция прошла без избытка и недостатка. А по условию задачи имеется 1,215 моль KOH. Следовательно, KOH – в избытке; количество оставшегося после реакции KOH:

n(KOH) = 1,215 моль – 1,2 моль = 0,015 моль;

его масса m(KOH) = n(KOH) × M(KOH) = 0,015 моль × 56 г/моль = 0,84 г.

Расчёт образующегося продукта реакции (осадок Ca 3 (PO 4) 2) следует вести по веществу, которое находится в недостатке (в данном случае – Ca(H 2 PO 4) 2), так как это вещество прореагирует полностью. Из уравнения реакции видно, что число моль образующегося Ca 3 (PO 4) 2 в 3 раза меньше числа моль прореагировавшего Ca(H 2 PO 4) 2:

n(Ca 3 (PO 4) 2) = 0,3 моль: 3 = 0,1 моль.

Следовательно, m(Ca 3 (PO 4) 2) = n(Ca 3 (PO 4) 2)×M(Ca 3 (PO 4) 2) = 0,1 моль×310 г/моль = 31 г.

Задание №5

а) Рассчитайте химические количества реагирующих веществ, приведённых в таблице 5 (объёмы газообразных веществ даны при нормальных условиях);

б) расставьте коэффициенты в заданной схеме реакции и по уравнению реакции определите, какое из веществ находится в избытке, а какое в недостатке;

в) найдите химическое количество продукта реакции, указанного в таблице 5;

г) рассчитайте массу или объём (см. таблицу 5) этого продукта реакции.

Таблица 5 – Условия задания № 5

Продолжение таблицы 5

КОНЦЕНТРАЦИЯ РАСТВОРОВ

В рамках курса общей химии студенты изучают 2 способа выражения концентрации растворов – массовая доля и молярная концентрация.

Массовая доля растворённого вещества Х рассчитывается как отношение массы этого вещества к массе раствора:

,

где ω(X) – массовая доля растворённого вещества X;

m(X) – масса растворённого вещества X;

m раствора – масса раствора.

Массовая доля вещества, рассчитанная по приведённой выше формуле –безразмерная величина, выраженная в долях единицы (0 < ω(X) < 1).

Массовую долю можно выразить не только в долях единицы, но и в процентах. В этом случае расчётная формула имеет вид:

Массовую долю, выраженную в процентах, часто называют процентной концентрацией . Очевидно, что процентная концентрация растворённого вещества 0% < ω(X) < 100%.

Процентная концентрация показывает, сколько массовых частей растворённого вещества содержится в 100 массовых частях раствора . Если в качестве единицы массы выбрать грамм, то это определение можно также записать следующим образом: процентная концентрация показывает, сколько граммов растворённого вещества содержится в 100 граммах раствора .

Понятно, что, например, 30% раствору соответствует массовая доля растворённого вещества, равная 0,3.

Другим способом выражения содержания растворённого вещества в растворе является молярная концентрация (молярность).

Молярная концентрация вещества, или молярность раствора, показывает, сколько моль растворённого вещества содержится в 1 литре (1 дм 3) раствора

где C(X) – молярная концентрация растворённого вещества X (моль/л);

n(X) – химическое количество растворённого вещества Х (моль);

V раствора – объём раствора (л).

Пример 5.1 Рассчитайте, молярную концентрацию H 3 PO 4 в растворе, если известно, что массовая доля H 3 PO 4 равна 60%, а плотность раствора – 1,43 г/мл.

По определению процентной концентрации

в 100 г раствора содержится 60 г фосфорной кислоты.

n(H 3 PO 4) = m(H 3 PO 4) : M(H 3 PO 4) = 60 г: 98 г/моль = 0,612 моль;

V раствора = m раствора: ρ раствора = 100 г: 1,43 г/см 3 = 69,93 см 3 = 0,0699 л;

С(H 3 PO 4) = n(H 3 PO 4) : V раствора = 0,612 моль: 0,0699 л = 8,755 моль/л.

Пример 5.2 Имеется 0,5 М раствор H 2 SO 4 . Чему равна массовая доля серной кислоты в этом растворе? Плотность раствора принять равной 1 г/мл.

По определению молярной концентрации

в 1 л раствора содержится 0,5 моль H 2 SO 4

(запись «0,5 М раствор» означает, что С(H 2 SO 4) = 0,5 моль/л).

m раствора = V раствора × ρ раствора = 1000 мл × 1 г/мл = 1000 г;

m(H 2 SO 4) = n(H 2 SO 4) × M(H 2 SO 4) = 0,5 моль × 98 г/моль = 49 г;

ω(H 2 SO 4) = m(H 2 SO 4) : m раствора = 49 г: 1000 г = 0,049 (4,9%).

Пример 5.3 Какие объёмы воды и 96% раствора H 2 SO 4 плотностью 1,84 г/мл необходимо взять для приготовления 2 л 60% раствора H 2 SO 4 плотностью 1,5 г/мл.

При решении задач на приготовление разбавленного раствора из концентриро­ванного следует учитывать, что исходный раствор (концентрированный), вода и полученный раствор (разбавленный) имеют различные плотности. В этом случае следует иметь в виду, что V исходного раствора + V воды ≠ V полученного раствора,

потому что в ходе смешивания концентрированного раствора и воды происходит изменение (увеличение или уменьшение) объёма всей системы.

Решение подобных задач нужно начинать с выяснения параметров разбавленного раствора (т.е. того раствора, который нужно приготовить): его массы, массы растворённого вещества, если необходимо, то и количества растворённого вещества.

M 60% р-ра = V 60% р-ра ∙ ρ 60% р-ра = 2000 мл × 1,5 г/мл = 3000 г.

m(H 2 SO 4) в 60% р-ре = m 60% р-ра · w(H 2 SO 4) в 60% р-ре = 3000 г · 0,6 = 1800 г.

Масса чистой серной кислоты в приготовленном растворе должна быть равна массе серной кислоты в той порции 96%-го раствора, которую необходимо взять для приготовления разбавленного раствора. Таким образом,

m(H 2 SO 4) в 60% р-ре = m(H 2 SO 4) в 96% р-ре = 1800 г.

m 96% р-ра = m (H 2 SO 4) в 96% р-ре: w(H 2 SO 4) в 96% р-ре = 1800 г: 0,96 = 1875 г.

m (H 2 O) = m 40% р-ра – m 96% р-ра = 3000 г – 1875 г = 1125 г.

V 96% р-ра = m 96% р-ра: ρ 96% р-ра = 1875 г: 1,84 г/мл = 1019 мл » 1,02 л.

V воды = m воды: ρ воды = 1125г: 1 г/мл = 1125 мл = 1,125 л.

Пример 5.4 Смешали 100 мл 0,1 M раствора CuCl 2 и 150 мл 0,2 М раствора Cu(NO 3) 2 Рассчитать молярную концентрацию ионов Cu 2+ , Cl – и NO 3 – в полученном растворе.

При решении подобной задачи на смешивание разбавленных растворов, важно понимать что разбавленные растворы имеют приблизительно одинаковую плотность, примерно равную плотности воды. При их смешивании общий объём системы практически не изменяется: V 1 разбавленного раствора + V 2 разбавленного раствора +…» V полученного раствора.

В первом растворе:

n(CuCl 2) = C(CuCl 2) · Vраствора CuCl 2 = 0,1 моль/л × 0,1 л = 0,01 моль;

CuCl 2 – сильный электролит: CuCl 2 ® Cu 2+ + 2Cl – ;

Поэтому n(Cu 2+) = n(CuCl 2) = 0,01 моль; n(Cl –) = 2 × 0,01 = 0,02 моль.

Во втором растворе:

n(Cu(NO 3) 2) = C(Cu(NO 3) 2)×Vраствора Cu(NO 3) 2 = 0,2 моль/л × 0,15 л = 0,03 моль;

Cu(NO 3) 2 – сильный электролит: CuCl 2 ® Cu 2+ + 2NO 3 – ;

Поэтому n(Cu 2+) = n(Cu(NO 3) 2) = 0,03 моль; n(NO 3 –) = 2×0,03 = 0,06 моль.

После смешивания растворов:

n(Cu 2+) общ. = 0,01 моль + 0,03 моль = 0,04 моль;

V общ. » Vраствора CuCl 2 + Vраствора Cu(NO 3) 2 = 0,1 л + 0,15 л = 0,25 л;

C(Cu 2+) = n(Cu 2+) : V общ. = 0,04 моль: 0,25 л = 0,16 моль/л;

C(Cl –) = n(Cl –) : V общ. = 0,02 моль: 0,25 л = 0,08 моль/л;

C(NO 3 –) = n(NO 3 –) : V общ. = 0,06 моль: 0,25 л = 0,24 моль/л.

Пример 5.5 В колбу внесли 684 мг сульфата алюминия и 1 мл 9,8% раствора серной кислоты плотностью 1,1 г/мл. Образовавшуюся смесь растворили в воде; объём раствора довели водой до 500 мл. Рассчитать молярные концентрации ионов H + , Al 3+ SO 4 2– в полученном растворе.

Рассчитаем количества растворяемых веществ:

n(Al 2 (SO 4) 3)=m(Al 2 (SO 4) 3) : M(Al 2 (SO 4) 3)=0,684 г: 342 г моль=0,002 моль;

Al 2 (SO 4) 3 – сильный электролит: Al 2 (SO 4) 3 ® 2Al 3+ + 3SO 4 2– ;

Поэтому n(Al 3+)=2×0,002 моль=0,004 моль; n(SO 4 2–)=3×0,002 моль=0,006 моль.

m раствора H 2 SO 4 = V раствора H 2 SO 4 × ρ раствора H 2 SO 4 = 1 мл × 1,1 г/мл = 1,1 г;

m(H 2 SO 4) = m раствора H 2 SO 4 × w(H 2 SO 4) = 1,1 г · 0,098 = 0,1078 г.

n(H 2 SO 4) = m(H 2 SO 4) : M(H 2 SO 4) = 0,1078 г: 98 г/моль = 0,0011 моль;

H 2 SO 4 – сильный электролит: H 2 SO 4 ® 2H + + SO 4 2– .

Поэтому n(SO 4 2–) = n(H 2 SO 4) = 0,0011 моль; n(H +) = 2 × 0,0011 = 0,0022 моль.

По условию задачи объём полученного раствора равен 500 мл (0,5 л).

n(SO 4 2–) общ. = 0,006 моль + 0,0011 моль = 0,0071 моль.

С(Al 3+) = n(Al 3+) : V раствора = 0,004 моль: 0,5 л = 0,008 моль/л;

С(H +) = n(H +) : V раствора = 0,0022 моль: 0,5 л = 0,0044 моль/л;

С(SO 4 2–) = n(SO 4 2–) общ. : V раствора = 0,0071 моль: 0,5 л = 0,0142 моль/л.

Пример 5.6 Какую массу железного купороса (FeSO 4 ·7H 2 O) и какой объём воды необходимо взять для приготовления 3 л 10% раствора сульфата железа (II). Плотность раствора принять равной 1,1 г/мл.

Масса раствора, который необходимо приготовить, равна:

m раствора = V раствора ∙ ρ раствора = 3000 мл ∙ 1,1 г/мл = 3300 г.

Масса чистого сульфата железа (II) в этом растворе равна:

m(FeSO 4) = m раствора × w(FeSO 4) = 3300 г × 0,1 = 330 г.

Такая же масса безводного FeSO 4 должна содержаться в том количестве кристаллогидрата, которое необходимо взять для приготовления раствора. Из сопоставления молярных масс М(FeSO 4 ·7H 2 O) = 278 г/моль и М(FeSO 4) = 152 г/моль,

получаем пропорцию:

в 278 г FeSO 4 ·7H 2 O содержится 152 г FeSO 4 ;

в х г FeSO 4 ·7H 2 O содержится 330 г FeSO 4 ;

x = (278·330) : 152 = 603,6 г.

m воды = m раствора – m железного купороса = 3300 г – 603,6 г = 2696,4 г.

Т.к. плотность воды равна 1 г/мл, то объём воды, который необходимо взять для приготовления раствора равен: V воды = m воды: ρ воды = 2696,4 г: 1 г/мл = 2696,4 мл.

Пример 5.7 Какую массу глауберовой соли (Na 2 SO 4 ·10H 2 O) нужно растворить в 500 мл 10% раствора сульфата натрия (плотность раствора 1,1 г/мл), чтобы получить 15%-ый раствор Na 2 SO 4 ?

Пусть требуется x граммов глауберовой соли Na 2 SO 4 ·10H 2 O. Тогда масса образующегося раствора равна:

m 15% раствора = m исходного (10%) раствора + m глауберовой соли = 550 + x (г);

m исходного (10%) раствора = V 10% раствора × ρ 10% раствора = 500 мл × 1,1 г/мл = 550 г;

m(Na 2 SO 4) в исходном (10%) растворе = m 10% раствор a · w(Na 2 SO 4) = 550 г · 0,1 = 55 г.

Выразим через икс массу чистого Na 2 SO 4 , содержащегося в х граммах Na 2 SO 4 ·10H 2 O.

М(Na 2 SO 4 ·10H 2 O) = 322 г/моль; М(Na 2 SO 4) = 142 г/моль; следовательно:

в 322 г Na 2 SO 4 ·10H 2 O содержится 142 г безводного Na 2 SO 4 ;

в х г Na 2 SO 4 ·10H 2 O содержится m г безводного Na 2 SO 4 .

m(Na 2 SO 4) = 142·x: 322 = 0,441×x .

Общая масса сульфата натрия в полученном растворе будет равна:

m(Na 2 SO 4) в 15% растворе = 55 + 0,441×x (г).

В полученном растворе: = 0,15

, откуда x = 94,5 г.

Задание №6

Таблица 6 – Условия задания № 6

Продолжение таблицы 6

Продолжение таблицы 6

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Все химические реакции можно разделить на 2 группы: реакции необратимые, т.е. протекающие до полного израсходования хотя бы одного из реагирующих веществ, и реакции обратимые, в которых ни одно из реагирующих веществ не расходуется полностью. Это связано с тем, что обратимая реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлении. Классическим примером обратимой реакции может служить реакция синтеза аммиака из азота и водорода:

N 2 + 3 H 2 ⇆ 2 NH 3 .

В момент начала реакции концентрации исходных веществ в системе максимальны; в этот момент максимальна и скорость прямой реакции. В момент начала реакции в системе ещё отсутствуют продукты реакции (в данном примере – аммиак), следовательно, скорость обратной реакции равна нулю. По мере взаимодействия исходных веществ друг с другом, их концентрации уменьшаются, следовательно, уменьшается и скорость прямой реакции. Концентрация же продукта реакции постепенно возрастает, следовательно, возрастает и скорость обратной реакции. Через некоторое время скорость прямой реакции становится равна скорости обратной. Это состояние системы называется состоянием химического равновесия . Концентрации веществ в системе, находящейся в состоянии химического равновесия, называются равновесными концентрациями . Количественной характеристикой системы в состоянии химического равновесия является константа равновесия .

Для любой обратимой реакции a A + b B+ ... ⇆ p P + q Q + … выражение константы химического равновесия (К) записывается в виде дроби, в числителе которой находятся равновесные концентрации продуктов реакции, а в знаменателе – равновесные концентрации исходных веществ, причём концентрация каждого вещества должна быть возведена в степень, равную стехиометрическому коэффициенту в уравнении реакции.

Например, для реакции N 2 + 3 H 2 ⇆ 2 NH 3 .

Следует иметь в виду, что в выражение константы равновесия входят равновесные концентрации только газообразных веществ или веществ, находящихся в растворённом состоянии . Концентрация твёрдого вещества считается постоянной и не записывается в выражение константы равновесия.

CO 2 (газ) + C (тв.) ⇆ 2CO (газ)

CH 3 COOH (раствор) ⇆ CH 3 COO – (раствор) + H + (раствор)

Ba 3 (PO 4) 2 (тв.) ⇆ 3 Ba 2+ (насыщ. раствор) + 2 PO 4 3– (насыщ. раствор) К=C 3 (Ba 2+)·C 2 (PO 4 3–)

Существует два наиболее важных типа задач, связанных с расчётом параметров равновесной системы:

1) известны начальные концентрации исходных веществ; из условия задачи можно найти концентрации веществ, прореагировавших (или образовавшихся) к моменту наступления равновесия; в задаче требуется рассчитать равновесные концентрации всех веществ и численную величину константы равновесия;

2) известны начальные концентрации исходных веществ и константа равновесия. В условии нет данных о концентрациях прореагировавших или образовавшихся веществ. Требуется рассчитать равновесные концентрации всех участников реакции.

Для решения подобных задач необходимо понимать, что равновесную концентрацию любого исходного вещества можно найти, отняв от начальной концентрации концентрацию прореагировавшего вещества:

С равновесная = С начальная – С прореагировавшего вещества.

Равновесная концентрация продукта реакции равна концентрации продукта, образовавшегося к моменту наступления равновесия:

С равновесная = С образовавшегося продукта.

Таким образом, для расчёта параметров равновесной системы очень важно уметь определить, сколько к моменту наступления равновесия прореагировало исходного вещества и сколько образовалось продукта реакции. Для определения количества (или концентрации) прореагировавшего и образовавшегося веществ проводятся стехиометрические расчёты по уравнению реакции.

Пример 6.1 Начальные концентрации азота и водорода в равновесной системе N 2 + 3H 2 ⇆ 2 NH 3 соответственно равны 3 моль/л и 4 моль/л. К моменту наступления химического равновесия в системе осталось 70% водорода от его первоначального количества. Определить константу равновесия данной реакции.

Из условия задачи следует, что к моменту наступления равновесия прореагировало 30% водорода (задача 1 типа):

4 моль/л H 2 – 100%

х моль/л H 2 – 30%

х = 1,2 моль/л = С прореаг. (H 2)

Как видно из уравнения реакции, азота должно было вступить в реакцию в 3 раза меньше, чем водорода, т.е. С прореаг. (N 2) = 1,2 моль/л: 3 = 0,4 моль/л. Аммиака же образуется в 2 раза больше, чем прореагировало азота:

С образов. (NH 3) = 2 × 0,4 моль/л = 0,8 моль/л

Равновесные концентрации всех участников реакции будут таковы:

С равн. (H 2)= C нач. (H 2) - C прореаг. (H 2) = 4 моль/л – 1,2 моль/л = 2,8 моль/л;

С равн. (N 2)= C нач. (N 2) – C прореаг. (N 2) = 3 моль/л – 0,4моль/л = 2,6 моль/л;

С равн. (NH 3) = С образов. (NH 3) = 0,8 моль/л.

Константа равновесия = .

Пример 6.2 Рассчитать равновесные концентрации водорода, йода и йодоводорода в системе H 2 + I 2 ⇆ 2 HI, если известно, что начальные концентрации H 2 и I 2 равны 5 моль/л и 3 моль/л соответственно, а константа равновесия равна 1.

Следует обратить внимание, что в условии этой задачи (задача 2 типа) в условии ничего не говорится о концентрациях прореагировавших исходных веществ и образовавшихся продуктов. Поэтому при решении таких задач обычно концентрация какого-нибудь прореагировавшего вещества принимается за икс.

Пусть к моменту наступления равновесия прореагировало x моль/л H 2 . Тогда, как следует из уравнения реакции, должно прореагировать x моль/л I 2 , и образоваться 2x моль/л HI. Равновесные концентрации всех участников реакции будут таковы:

С равн. (H 2) = C нач. (H 2) – C прореаг. (H 2) = (5 – x) моль/л;

С равн. (I 2) = C нач. (I 2) – C прореаг. (I 2) = (3 – x) моль/л;

С равн. (HI) = С образов. (HI) = 2x моль/л.

4x 2 = 15 – 8x + x 2

3x 2 + 8x – 15 = 0

x 1 = –3,94 x 2 = 1,27

Физический смысл имеет только положительный корень x = 1,27.

Следовательно, С равн. (H 2) = (5 – x) моль/л = 5 – 1,27 = 3,73 моль/л;

С равн. (I 2) = (3 – x) моль/л = 3 – 1,27 = 1,73 моль/л;

С равн. (HI) = 2x моль/л = 2·1,27 = 2,54 моль/л.

Задание №7

Таблица 7 – Условия задания № 7

Продолжение таблицы 7

Который изучает количественные соотношения между веществами, вступившими в реакцию и образовавшимися в ходе нее (от др.-греч. "стехион" - "элементный состав", "мейтрен" - "измеряю").

Стехиометрия является важнейшей для материальных и энергетических расчетов, без которых невозможно организовать ни одно химическое производство. Химическая стехиометрия позволяет рассчитать количество сырья, необходимого для конкретного производства, с учетом нужной производительности и возможных потерь. Ни одно предприятие не может быть открыто без предварительных расчетов.

Немного истории

Само слово «стехиометрия» - это изобретение немецкого химика Иеремии Бениамина Рихтера, предложенное им в своей книге, в которой впервые была описана идея возможности расчетов по химическим уравнениям. Позднее идеи Рихтера получили теоретическое обоснование с открытием законов Авогадро (1811), Гей-Люссака (1802), закона постоянства состава (Ж.Л. Пруст, 1808), кратных отношений (Дж. Дальтон, 1803), развитием атомно-молекулярного учения. Сейчас эти законы, а также закон эквивалентов, сформулированный самим Рихтером, называют законами стехиометрии.

Понятие «стехиометрия» используют в отношении и веществ, и химических реакций.

Стехиометрические уравнения

Стехиометрические реакции - реакции, в которых исходные вещества взаимодействуют в определенных соотношениях, а количество продуктов соответствует теоретическим расчетам.

Стехиометрические уравнения - уравнения, которые описывают стехиометрические реакции.

Стехиометрические уравнений) показывают количественные соотношения между всеми участниками реакции, выраженные в молях.

Большинство неорганических реакций - стехиометрические. Например, стехиометрическими являются три последовательные реакции получения серной кислоты из серы.

S + O 2 → SO 2

SO 2 + ½O 2 → SO 3

SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4

Расчетами по этим уравнениям реакций можно определить, сколько необходимо взять каждого вещества, чтобы получить определенное количество серной кислоты.

Большинство органических реакций являются нестехиометрическими. Например, уравнение реакции крекинга этана выглядит так:

C 2 H 6 → C 2 H 4 + H 2 .

Однако на самом деле в ходе реакции всегда будут получаться разные количества побочных продуктов - ацетилена, метана и других, рассчитать которые теоретически невозможно. Некоторые неорганические реакции тоже не поддаются расчетам. Например, нитрата аммония:

NH 4 NO 3 → N 2 O + 2H 2 O.

Она идет по нескольким направлениям, поэтому невозможно определить, сколько нужно взять исходного вещества, чтобы получить определенное количество оксида азота (I).

Стехиометрия - это теоретическая основа химических производств

Все реакции, которые используются в или на производстве, должны быть стехиометрическими, то есть подвергаться точным расчетам. Будет ли завод или фабрика приносить выгоду? Стехиометрия позволяет это выяснить.

На основании стехиометрических уравнений составляют теоретический баланс. Необходимо определить, какое количество исходных веществ потребуется для получения нужного количества интересующего продукта. Далее проводятся эксплуатационные опыты, которые покажут реальный расход исходных веществ и выход продуктов. Разница между теоретическими расчетами и практическими данными позволяет оптимизировать производство и оценить будущую экономическую эффективность предприятия. Стехиометрические расчеты, кроме того, дают возможность составить тепловой баланс процесса с целью подбора оборудования, определить массы образующихся побочных продуктов, которые нужно будет удалять, и так далее.

Стехиометрические вещества

Согласно закону постоянства состава, предложенному Ж.Л. Прустом, любое химически имеет постоянный состав, вне зависимости от способа получения. Это означает, что, например, в молекуле серной кислоты H 2 SO 4 независимо от способа, которым она была получена, на два атома водорода всегда будет приходиться один атом серы и четыре атома кислорода. Стехиометрическими являются все вещества, имеющие молекулярную структуру.

Однако в природе широко распространены вещества, состав которых может отличаться в зависимости от метода получения или источника происхождения. Подавляющее большинство из них - это кристаллические вещества. Можно даже сказать, что для твердых веществ стехиометрия - это скорее исключение, чем правило.

Для примера рассмотрим состав хорошо изученных карбида и оксида титана. В оксиде титана TiO x X=0.7-1.3, то есть на один атом титана приходится от 0,7 до 1,3 атомов кислорода, в карбиде TiC x X=0.6-1.0.

Нестехиометричность твердых тел объясняется дефектом внедрения в узлах кристаллической решетки либо, наоборот, появлением вакансий в узлах. К таким веществам относятся оксиды, силициды, бориды, карбиды, фосфиды, нитриды и другие неорганические вещества, а также высокомолекулярные органические.

И хотя доказательства существования соединений с переменным составом были представлены только в начале 20-го века И. С. Курнаковым, такие вещества часто называют бертоллидами по фамилии ученого К.Л. Бертолле, предполагавшего, что состав любого вещества меняется.

Коэффициент избытка воздуха при таком способе организации процесса сгорания должен соответствовать богатым смесям, близким к стехиометрическим. Организовать эффективное сгорание бедных смесей в этом случае будет очень сложно вследствие недостаточно высокой скорости распространения фронта пламени с большой вероятностью затухания очагов воспламенения, значительной цикловой неравномерностью сгорания и, в конечном итоге, пропусками воспламенения. Таким образом, данное направление можно назвать предельно медленным сгоранием богатых газовоздушных смесей.[ ...]

Коэффициент избытка воздуха (а) существенно влияет на процесс горения и компонентный состав продуктов сгорания. Очевидно, что при а 1,0) практически не влияет на компонентный состав дымовых газов и приводит только к снижению концентрации компонентов за счет разбавления не использованным в процессе горения воздухом.[ ...]

Исходя из стехиометрических коэффициентов реакции получения диалкилхлортиофосфата и оптимального решения для критерия 2, накладываем ограничение Х3 =-0,26 (1,087 моля/моль).[ ...]

Это дает значение стехиометрического коэффициента для потребления полифосфата 1/нас,р = г Р/г ХПК(НАс).[ ...]

В табл. 24.5 приведены стехиометрические коэффициенты выхода, определенные в опытах, проводимых в реакторах периодического непрерывного действия с чистой культурой. Эти значения довольно хорошо согласуются, несмотря на различные условия микробиологического роста.[ ...]

Из выражения (3.36) находим стехиометрический коэффициент "нас.р = 0,05 г Р/г ХПК(НАс).[ ...]

[ ...]

Из примера 3.2 можно найти стехиометрические коэффициенты уравнения удаления уксусной кислоты: 1 моль НАс (60 г НАс) требует 0,9 моль 02 и 0,9 32 = 29 г 02.[ ...]

В этих формулах первое исходное вещество входит во все стехиометрические уравнения и его стехиометрический коэффициент в них V/, = -1. Для этого вещества заданы степени превращения лу в каждом стехиометрическом уравнении (всего их - К). В уравнениях (3.14) и (3.15) предполагается, что г -й компонент - продукт, для которого определяют селективность и выход, образуется только в 1-м стехиометрическом уравнении (тогда Е/ = х(). Количества компонентов в этих формулах измеряются в молях (обозначение ЛО, как это традиционно принято в химических науках.[ ...]

При составлении окислительно-восстановительных уравнений находят стехиометрические коэффициенты по окисленности элемента до и после реакции. Окисленность элемента в соединениях определяется числом электронов, затрачиваемых атомом на образование полярных и ионных связей, а знак окисленности - на направление смещения связующих электронных пар. Например, окисленность иона натрия в соединении NaCl равна +1, а хлора -I.[ ...]

Более удобно представить стехиометрию микробиологической реакции стехиометрическим уравнением баланса, а не в форме таблиц значений коэффициентов выхода. Такое описание состава компонентов микробиологической клетки потребовало применения эмпирической формулы. Экспериментально была установлена формула вещества клетки C5H702N , которая часто применяется при составлении стехиометрических уравнений .[ ...]

В табл. 3.6 представлены типичные значения кинетических и других констант, а также стехиометрических коэффициентов для аэробного процесса очистки городских стоков. Следует отметить, что между индивидуальными константами существует определенная корреляция, поэтому необходимо пользоваться набором констант из одного источника, а не выбирать отдельные константы из различных источников. В табл. 3.7 представлены подобные корреляции.[ ...]

Метод стандартизируется по известным количествам иода, пересчитываемым на озон, исходя из стехиометрического коэффициента, равного единице (1 моль озона освобождает 1 моль иода) . В пользу такого коэффициента свидетельствуют результаты ряда работ, на основании которых была установлена стехиометричность реакций озона с олефинами . При другом коэффициенте эти результаты было бы трудно объяснить. Однако в работе найдено, что указанный коэффициент равен 1,5. Это согласуется с данными, по которым стехиометрический коэффициент, равный единице, получается при pH 9, а в кислой среде выделяется значительно больше иода, чем в нейтральной и щелочной .[ ...]

Испытания проводились при полной нагрузке и постоянной частоте вращения коленчатого вала 1 500 мин1. Коэффициент избытка воздуха изменялся в диапазоне 0,8 [ ...]

Материальные процессы в живой природе, круговороты биогенных элементов сопряжены с потоками энергии стехиометрическими коэффициентами, изменяющимися у самых различных организмов лишь в пределах одного порядка. При этом благодаря высокой эффективности катализа затраты энергии на синтез новых веществ в организмах гораздо меньше чем в технических аналогах этих процессов.[ ...]

Измерения характеристик двигателя и эмиссий вредных выбросов для всех камер сгорания проведены в широком диапазоне изменения коэффициента избытка воздуха от стехиометрического значения до предельно бедной смеси. На рис. 56 и 57 приведены основные результаты в зависимости от а, полученные при частоте вращения 2 ООО мин и полностью открытой дроссельной заслонкой. Значение угла опережения зажигания выбиралось из условия получения максимального крутящего момента.[ ...]

Биологический процесс удаления фосфора сложен, поэтому, конечно, используемый нами подход существенно упрощен. В табл. 8.1 представлен набор стехиометрических коэффициентов, описывающих процессы, протекающие с участием ФАО. Таблица выглядит сложно, а ведь в ней уже сделаны упрощения.[ ...]

В одной из последних работ принято, что 1 моль N02 дает 0,72 г-иона N07. По данным, представленным Международной организацией стандартизации , стехиометрический коэффициент зависит от состава реагентов типа Грисса. Предложено шесть вариантов этого реагента, отличающихся составом входящих в него компонентов, и указано, что эффективность поглощения для всех типов поглотительных растворов 90%, а стехиометрический коэффициент с учетом эффективности поглощения варьирует от 0,8 до 1. Уменьшение количества NEDA и замена сульфаниловой кислоты сульфаниламидом (белый стрептоцид) дает большее значение этого коэффициента. Авторы работы объясняют это потерями HN02 за счет образования NO при побочных реакциях.[ ...]

При проектировании сооружений биохимической очистки сточных вод и анализе их работы обычно используют следующие расчетные параметры: скорость биологического окисления, стехиометрические коэффициенты для акцепторов электронов, скорость роста и физические свойства биомассы активного ила. Изучение химических изменений во взаимосвязи с биологическими превращениями, происходящими в биореакторе, дает возможность получить достаточно полное представление о работе сооружения. Для анаэробных систем, к которым можно отнести анаэробные фильтры, такие сведения нужны, чтобы обеспечить оптимальное значение pH среды, являющегося основным фактором нормальной работы очистных сооружений. В некоторых аэробных системах, например, в таких, в которых происходит нитрификация, контроль pH среды также необходим для обеспечения оптимальной скорости роста микроорганизмов. Для закрытых очистных сооружений, вошедших в практику в конце 60-х годов, в которых используется чистый кислород (окси-тенк), изучение химических взаимодействий стало необходимым не только для регулирования pH, но и для инженерного расчета газопроводного оборудования.[ ...]

Константа скорости каталитического превращения к в общем случае представляет собой при данной температуре функцию констант скоростей прямой, обратной и побочных реакций, а также коэффициентов диффузии исходных реагентов и продуктов их взаимодействия. Скорость гетерогенного каталитического процесса определяется, как отмечено выше, относительными скоростями отдельных его стадий и лимитируется наиболее медленной из них. Вследствие этого порядок каталитической реакции почти никогда не совпадает с молекулярностью реакции, соответствующей стехиометрическому соотношению в уравнении этой реакции, а выражения для расчета константы скорости каталитического превращения являются специфичными для конкретных стадий и условий его реализации.[ ...]

Чтобы контролировать реакцию нейтрализации, надо знать, какое количество кислоты или щелочи следует добавить в раствор для получения необходимого значения pH. Для решений этой проблемы может быть использован метод эмпирической оценки стехиометрических коэффициентов, которая осуществляется с помощью титрования.[ ...]

Равновесный состав продуктов сгорания в камере определяется по закону действующих масс. Согласно этому закону скорость химических реакций прямо пропорциональна концентрации исходных реагентов, каждый из которых берется в степени, равной стехиометрическому коэффициенту, с которым вещество входит в уравнение химической реакции. Исходя из состава топлив, можно считать, что продукты сгорания, например, жидких ракетных топлив в камере будут состоять из С02, Н20, СО, N0, ОН, Ы2, Н2, N. Н, О, для твердого ракетного топлива - из А1203, Ы2, Н2, НС1, СО, С02, Н20 при Т= 1100...2200 К.[ ...]

Для обоснования возможности применения двухступенчатого сжигания природного газа были проведены экспериментальные исследования распределения локальных температур, концентраций окислов азота и горючих веществ по длине факела в зависимости от коэффициента избытка воздуха, подаваемого через горелку. Опыты выполнялись при сжигании природного газа в топке котла ПТВМ-50, оборудованного вихревой горелкой ВТИ с периферийной выдачей газовых струй в закрученный поперечный поток воздуха. Установлено, что при аг О.вб процесс выгорания топлива заканчивается на расстоянии 1ф/Х>Вых = 4,2, а при аг=1,10 - на расстоянии Ьф10вых = 3,6. Это указывает на растянутость процесса горения в условиях, значительно отличающихся от стехиометрических.[ ...]

Упрощенная матрица параметров процесса с активным илом без нитрификации представлена в табл. 4.2. Здесь принято, что в процесс конверсии вклад вносят три основных фактора: биологический рост, распад и гидролиз. Скорости реакций указаны в правой колонке, а представленные в таблице коэффициенты являются стехиометрическими. С помощью данных таблицы можно написать уравнение массового баланса, например, для легко разлагаемого органического вещества Бэ в реакторе идеального перемешивания. Выражения, ответственные за транспорт, не требуют объяснений. Два выражения, описывающие превращения вещества, находим, умножая стехиометрические коэффициенты из (в данном случае) «компонентных» колонок на соответствующие скорости реакций из правой колонки табл. 4.2.[ ...]

На рис. 50 приведено изменение содержания Шх в продуктах сгорания (г/кВт-ч) в зависимости от состава смеси и угла опережения зажигания. Т.к. образование ЫОх в значительной степени зависит от температуры газа, при раннем зажигании эмиссия ЫОх возрастает. Зависимость образования 1 Юх от коэффициента избытка воздуха является более сложной, т.к. существуют два противоположно действующих фактора. Образование 1ЧОх зависит от концентрации кислорода в сгорающей смеси и температуры. Обеднение смеси повышает концентрацию кислорода, но снижает максимальную температуру сгорания. Это приводит к тому, что максимум содержания достигается при работе на смесях немного беднее стехиометрических. При этих же значениях коэффициента избытка воздуха эффективный КПД имеет максимум.[ ...]

На рис. 7.2 показаны экспериментальные зависимости концентрации метанола от концентрации NO3-N на выходе из биофильтра полного вытеснения. Линии, соединяющие экспериментальные точки, характеризуют распределение вещества вдоль фильтра при различных отношениях Smc/Sn- Наклон кривых соответствует значению стехиометрического коэффициента: 3,1кг СН3ОН/кг NO -N.[ ...]

Соотношение, связывающее концентрации реагирующих веществ с константой равновесия, является математическим выражением закона действия масс, который можно сформулировать так: для данной обратимой реакции при состоянии химического равновесия отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций исходных веществ при данной температуре есть величина постоянная, причем концентрация каждого вещества должна быть возведена в степень его стехиометрического коэффициента.[ ...]

В Советском Союзе для определения NO¡¡ в атмосфере применяется метод Полежаева и Гириной . Для улавливания двуокиси азота в этом методе используется 8%-ный раствор KJ. Определение нитрит-ионов в полученном растворе производят при помощи реагента Грисса-Илосвая. Раствор иодида калия - существенно более эффективный поглотитель N02, чем раствор щелочи. При его объеме (всего 6 мл) и скорости пропускания воздуха (0,25 л/мин) за поглотительный прибор с пористой стеклянной пластинкой проскакивает не более 2% N02. Отобранные пробы хорошо сохраняются (около месяца). Стехиометрический коэффициент при поглощении NOa раствором KJ составляет 0,75 с учетом проскока . По нашим данным, в этом методе не мешает NO при отношении концентраций NO: NOa 3: 1.[ ...]

Недостатками этого метода, широко внедренного в практику высокотемпературной переработки отходов, является необходимость применения дорогостоящих щелочных реагентов (ЫаОН и Ыа2С03). Таким образом,можно удовлетворить потребности многих отраслей промышленности, испытывающих необходимость обезвреживания небольших количеств жидких отходов с широким спектром компонентов химического состава и любым содержанием хлорорганиче-ских соединений. Однако к сжиганию хлорсодержащих растворителей следует подходить осторожно, так как при определенных условиях (1 > 1200°С, коэффициент избытка воздуха > 1,5) в отходящих газах может содержаться фосген - высокотоксичный хлороксид углерода, или хлорангидрид угольной кислоты (СОС12). Опасная для жизни концентрация этого вещества составляет 450 мг на 1 м3 воздуха.[ ...]

Для процессов выщелачивания или химического выветривания труднорастворимых минералов или их ассоциаций характерно образование новых твердых фаз; равновесия между ними и растворенными компонентами анализируются с помощью термодинамических диаграмм состояния. Принципиальные сложности здесь обычно возникают в связи с необходимостью описания кинетики процессов, без которого их рассмотрение часто не оправдано. Соответствующие кинетические модели требуют отражения химических взаимодействий в явном виде - через парциальные концентрации реагирующих веществ сх с учетом стехиометрических коэффициентов V. конкретных реакций.