Все формулы для решения задач химия: Как решать задачи по химии, готовые решения

– Химическая формула и способы ее определения
– Ядро атома и радиоактивные превращения
– Электронное строение атома
– Химическая связь
– Строение и свойства твердых веществ
– Строение и свойства газов
– Уравнения химических реакций

– Смеси веществ
– Химия водорода
– Химия кислорода
– Основные классы неорганических веществ
– Электролитическая диссоциация. Ионные реакции в растворах
– Окислительно-восстановительные реакции

Упражнение

Немецкий химик Фриц Хабер (1868–1934; Нобелевская премия по химии 1918) смог синтезировать аммиак (NH ₃ ) путем реакции 0,1248 M H ₂ и 0,0416 M N ₂ при температуре около 500 ° C. В равновесном состоянии смесь содержала 0,00272 М NH ₃ . Что такое K для реакции N ₂ + 3 H ₂ ⇌ 2NH ₃ при этой температуре? Что такое K _p ?

Ответ: K = 0.105; К _p = 2,61 × 10 ⁻⁵

15.5: Расчет констант равновесия – Chemistry LibreTexts

Расчет константы равновесия на основе равновесных концентраций

Мы видели в упражнении в примере 6 в разделе 15.2, что константа равновесия для разложения \ (CaCO_ {3 (s)} \) до \ (CaO _ {(s)} \) и \ (CO_ {2 (g )} \) равно \ (K = [CO_2] \). При 800 ° C концентрация \ (CO_2 \) в равновесии с твердым \ (CaCO_3 \) и \ (CaO \) равна \ (2.{-3} \). (Помните, что константы равновесия безразмерны.)

Более сложным примером проблемы этого типа является превращение н-бутана, добавки, используемой для повышения летучести бензина, в изобутан (2-метилпропан).

Эту реакцию можно записать так:

\ [\ ce {н-бутан _ {(g)} \ rightleftharpoons isobutane _ {(g)}} \ label {Eq1} \]

и константа равновесия \ (K = [\ text {изобутан}] / [\ text {н-бутан}] \). Было обнаружено, что в состоянии равновесия смесь н-бутана и изобутана при комнатной температуре содержит 0.041 М изобутан и 0,016 М н-бутан. Подставляя эти концентрации в выражение константы равновесия,

\ [K = \ dfrac {[\ textit {изобутан}]} {[\ textit {n-бутан}]} = 0,041 \; M = 2,6 \ label {Eq2} \]

Таким образом, записанная константа равновесия реакции равна 2,6.

Пример \ (\ PageIndex {1} \)

Реакция между газообразным диоксидом серы и кислородом является ключевым этапом промышленного синтеза серной кислоты:

\ [2SO_ {2 (g)} + O_ {2 (g)} \ rightleftharpoons 2SO_ {3 (g)} \ nonumber \]

Смесь \ (SO_2 \) и \ (O_2 \) поддерживалась при 800 К до тех пор, пока система не достигла равновесия. 2 [O_2]} = \ dfrac {(5.{-4} \; М \; И_2 \).

Вычислите \ (K \) и \ (K_p \) для этой реакции.

Ответ

\ (K = 48,8 \) и \ (K_p = 48,8 \)

Химики не часто получают концентрации всех веществ, и они вряд ли могут измерить равновесные концентрации всех соответствующих веществ для конкретной системы. В таких случаях мы можем получить равновесные концентрации из начальных концентраций реагентов и сбалансированного химического уравнения реакции, если известна равновесная концентрация одного из веществ.Пример \ (\ PageIndex {2} \) показывает один из способов сделать это.

Пример \ (\ PageIndex {2} \)

Образец 1,00 моль \ (NOCl \) помещали в реактор объемом 2,00 л и нагревали до 227 ° C до тех пор, пока система не достигла равновесия. Затем было проанализировано содержимое реактора, и было обнаружено, что оно содержит 0,056 моль \ (Cl_2 \). Вычислите \ (K \) при этой температуре. Уравнение разложения \ (NOCl \) в \ (NO \) и \ (Cl_2 \) выглядит следующим образом:

\ [2 NOCl _ {(g)} \ rightleftharpoons 2NO _ {(g)} + Cl_ {2 (g)} \ nonumber \]

Дано : сбалансированное уравнение равновесия, количество реагента, объем и количество одного продукта в состоянии равновесия

Спросил : \ (K \)

Стратегия:

1. Напишите выражение для константы равновесия реакции.Постройте таблицу, показывающую начальные концентрации, изменения концентраций и конечные концентрации (как начальные концентрации плюс изменения в концентрациях).
2. Рассчитайте все возможные начальные концентрации по приведенным данным и вставьте их в таблицу.
3. Используйте коэффициенты в сбалансированном химическом уравнении, чтобы получить изменения концентрации всех других веществ в реакции. Вставьте эти изменения концентрации в таблицу.
4. Получите конечные концентрации, суммируя столбцы.2} \ nonumber \]

   Чтобы получить концентрации \ (NOCl \), \ (NO \) и \ (Cl_2 \) в состоянии равновесия, мы составляем таблицу, показывающую, что известно и что необходимо вычислить. Мы начинаем с написания сбалансированного химического уравнения в верхней части таблицы, за которым следуют три строки, соответствующие начальным концентрациям, изменениям концентраций, необходимым для перехода от начального к конечному состоянию, и конечным концентрациям.

   \ [2 NOCl _ {(g)} \ rightleftharpoons 2NO _ {(g)} + Cl_ {2 (g)} \ nonumber \]

   ДВС	\ ([NOCl] \)	\ ([НЕТ] \)	\ ([Cl_2] \)
   Начальный
   Изменить
   Финал

   B Изначально система содержит 1.00 моль \ (NOCl \) в емкости 2,00 л. Таким образом, \ ([NOCl] _i = 1,00 \; моль / 2,00 \; L = 0,500 \; M \). Начальные концентрации \ (NO \) и \ (Cl_2 \) равны \ (0 \; M \), потому что изначально продукты отсутствуют. Более того, нам говорят, что в состоянии равновесия система содержит 0,056 моль \ (Cl_2 \) в емкости 2,00 л, поэтому \ ([Cl_2] _f = 0,056 \; моль / 2,00 \; L = 0,028 \; M \). Вставляем эти значения в следующую таблицу:

   \ [2 NOCl _ {(g)} \ rightleftharpoons 2NO _ {(g)} + Cl_ {2 (g)} \ nonumber \]

   ДВС	\ ([NOCl] \)	\ ([НЕТ] \)	\ ([Cl_2] \)
   Начальный	0.500	0	0
   Изменить
   Финал			0,028

   C Мы используем стехиометрические соотношения, приведенные в сбалансированном химическом уравнении, чтобы найти изменение концентрации \ (Cl_2 \), вещества, для которого известны начальная и конечная концентрации:

   \ [Δ [Cl_2] = 0.028 \; M _ {(final)} – 0.00 \; M _ {(начальный)}] = +0,028 \; M \ nonumber \]

   Согласно коэффициентам в сбалансированном химическом уравнении, 2 моль \ (NO \) производится на каждый 1 моль \ (Cl_2 \), поэтому изменение концентрации \ (NO \) выглядит следующим образом:

   \ [Δ [NO] = \ left (\ dfrac {0.028 \; \ cancel {mol \; Cl_2}} {L} \ right) \ left (\ dfrac {2 \; mol \; NO} {1 \ cancel {\; моль \; Cl_2}} \ right) = 0,056 \; M \ nonumber \]

   Аналогично, 2 моль \ (NOCl \) расходуется на каждый 1 моль произведенного \ (Cl_2 \), поэтому изменение концентрации \ (NOCl \) выглядит следующим образом:

   \ [Δ [NOCl] = \ left (\ dfrac {0.028 \; \ cancel {mol \; Cl_2}} {L} \ right) \ left (\ dfrac {−2 \; mol \; NOCl} {1 \; \ cancel {mol \; Cl_2}} \ right) = -0,056 \; M \ nonumber \]

   Вставляем эти значения в нашу таблицу:

   \ [2 NOCl _ {(g)} \ rightleftharpoons 2NO _ {(g)} + Cl_ {2 (g)} \ nonumber \]

   ДВС	\ ([NOCl] \)	\ ([НЕТ] \)	\ ([Cl_2] \)
   Начальный	0.500	0	0
   Изменить	-0,056	+0,056	+0,028
   Финал			0,028

   D Суммируем числа в столбцах \ ([NOCl] \) и \ ([NO] \), чтобы получить окончательные концентрации \ (NO \) и \ (NOCl \):

   \ [[НЕТ] _f = 0.000 \; М + 0,056 \; М = 0,056 \; M \ nonumber \]

   \ [[NOCl] _f = 0,500 \; M + (-0,056 \; M) = 0,444 M \ nonumber \]

   Теперь мы можем заполнить таблицу:

   \ [2 NOCl _ {(g)} \ rightleftharpoons 2NO _ {(g)} + Cl_ {2 (g)} \ nonumber \]

   ДВС	\ ([NOCl]	\ ([НЕТ] \)	\ ([Cl_2] \)
   начальная	0. 2} = \ dfrac {(0.{−4} \ nonumber \] Упражнение \ (\ PageIndex {2} \) Немецкий химик Фриц Хабер (1868–1934; Нобелевская премия по химии 1918) смог синтезировать аммиак (\ (NH_3 \)) путем реакции \ (0,1248 \; M \; H_2 \) и \ (0,0416 \; M \ ; N_2 \) примерно при 500 ° C. В состоянии равновесия смесь содержала 0,00272 M \ (NH_3 \). Что такое \ (K \) для реакции \ [N_2 + 3H_2 \ rightleftharpoons 2NH_3 \ nonumber \] при этой температуре? Что такое \ (К_п \)? Ответ \ (К = 0.{-5} \) Расчет равновесных концентраций по константе равновесия Чтобы описать, как рассчитать равновесные концентрации на основе константы равновесия, мы сначала рассмотрим систему, которая содержит только один продукт и один реагент, превращение н-бутана в изобутан (уравнение \ (\ ref {Eq1} \)), для которого K = 2,6 при 25 ° C. Если мы начнем с 1,00 М образца н-бутана, мы сможем определить концентрацию н-бутана и изобутана в равновесии, построив таблицу, показывающую, что известно и что необходимо вычислить, как мы это делали в Примере \ (\ PageIndex {2} \). \ [\ text {н-бутан} _ {(g)} \ rightleftharpoons \ text {изобутан} _ {(g)} \] ДВС \ ([\ text {н-бутан} _ {(g)}] \) \ ([\ text {изобутан} _ {(g)}] \) Начальный Изменить Финал Начальные концентрации реагента и продукта известны: [н-бутан] i = 1.00 M и [изобутан] i = 0 M. Нам необходимо рассчитать равновесные концентрации как н-бутана, так и изобутана. Поскольку обычно трудно рассчитать конечные концентрации напрямую, мы сосредотачиваемся на изменении концентраций веществ между начальным и конечным (равновесными) условиями. Если, например, мы определим изменение концентрации изобутана (Δ [изобутан]) как \ (+ x \), то изменение концентрации н-бутана будет Δ [н-бутан] = \ (- x \). Это связано с тем, что сбалансированное химическое уравнение реакции говорит нам, что 1 моль н-бутана расходуется на каждый 1 моль произведенного изобутана.Затем мы можем выразить конечные концентрации через начальные концентрации и изменения, которым они претерпели. \ [\ text {н-бутан} _ {(g)} \ rightleftharpoons \ text {изобутан} _ {(g)} \] ДВС \ ([\ text {н-бутан} _ {(g)}] \) \ ([\ text {изобутан} _ {(g)}] \) Начальный 1,00 0 Изменить \ (- х \) \ (+ х \) Финал \ ((1.00 – х) \) \ ((0 + х) = х \) Подставив выражения для конечных концентраций н-бутана и изобутана из таблицы в уравнение равновесия, \ [K = \ dfrac {[\ text {изобутан}]} {[\ text {n-бутан}]} = \ dfrac {x} {1,00 − x} = 2,6 \] Перестановка и решение для \ (x \), \ [x = 2,6 (1,00 − x) = 2,6−2,6x \] \ [x + 2,6x = 2,6 \] \ [x = 0,72 \] Мы получаем конечные концентрации, подставляя это значение \ (x \) в выражения для конечных концентраций н-бутана и изобутана, приведенные в таблице: \ [[\ text {н-бутан}] _ f = (1.00 – х) М = (1,00 – 0,72) М = 0,28 \; M \] \ [[\ text {изобутан}] _ f = (0,00 + x) M = (0,00 + 0,72) M = 0,72 \; M \] Мы можем проверить результаты, подставив их обратно в выражение константы равновесия, чтобы увидеть, дают ли они то же значение \ (K \), которое мы использовали в расчетах: \ [K = \ dfrac {[\ text {изобутан}]} {[\ text {n-бутан}]} = \ left (\ dfrac {0.72 \; \ cancel {M}} {0.28 \; \ cancel { M}} \ right) = 2,6 \] Это тот же самый \ (K \), который нам дали, поэтому мы можем быть уверены в наших результатах. Пример \ (\ PageIndex {3} \) иллюстрирует общий тип проблемы равновесия, с которой вы, вероятно, столкнетесь. Пример \ (\ PageIndex {3} \): реакция сдвига вода-газ Реакция конверсии воды в газ играет важную роль в нескольких химических процессах, таких как производство H 2 для топливных элементов. Эту реакцию можно записать так: \ [H_ {2 (g)} + CO_ {2 (g)} \ rightleftharpoons H_2O _ {(g)} + CO _ {(g)} \ nonumber \] \ (K = 0,106 \) при 700 К.Если смесь газов, изначально содержащая 0,0150 M \ (H_2 \) и 0,0150 M \ (CO_2 \), уравновесится при 700 K, каковы конечные концентрации всех присутствующих веществ? Дано : уравнение сбалансированного равновесия, \ (K \), и начальные концентрации Запрошено: конечные концентрации Стратегия : Составьте таблицу, показывающую, что известно и что необходимо вычислить. Определим \ (x \) как изменение концентрации одного вещества.Затем используйте стехиометрию реакции, чтобы выразить изменения концентраций других веществ через \ (x \). По значениям в таблице рассчитайте конечные концентрации. Напишите уравнение равновесия реакции. Подставьте соответствующие значения из таблицы ICE, чтобы получить \ (x \). Рассчитайте конечные концентрации всех присутствующих видов. Проверьте свои ответы, подставив эти значения в выражение константы равновесия, чтобы получить \ (K \). Решение A Начальные концентрации реагентов равны \ ([H_2] _i = [CO_2] _i = 0,0150 \; M \). Как и раньше, мы сосредоточимся на изменении концентраций различных веществ между начальным и конечным состояниями. Если мы определим изменение концентрации \ (H_2O \) как \ (x \), то \ (Δ [H_2O] = + x \). Мы можем использовать стехиометрию реакции, чтобы выразить изменения концентраций других веществ через \ (x \). Например, 1 моль \ (CO \) образуется на каждый 1 моль \ (H_2O \), поэтому изменение концентрации \ (CO \) может быть выражено как \ (Δ [CO] = + x \) .Аналогично, на каждый 1 моль произведенного \ (H_2O \) расходуется по 1 моль каждого из \ (H_2 \) и \ (CO_2 \), поэтому изменение концентрации реагентов составляет \ (Δ [H_2] = Δ [CO_2] = −x \). Мы вводим значения в следующую таблицу и рассчитываем конечные концентрации. \ [H_ {2 (g)} + CO_ {2 (g)} \ rightleftharpoons H_2O _ {(g)} + CO _ {(g)} \ nonumber \] ДВС \ ([H_2] \) \ ([CO_2] \) \ ([H_2O] \) \ ([CO] \) Начальный 0.0150 0,0150 0 0 Изменить \ (- х \) \ (- х \) \ (+ х \) \ (+ х \) Финал \ ((0,0150 – х) \) \ ((0,0150 – х) \) \ (х \) \ (х \) B Теперь мы можем использовать уравнение равновесия и заданное \ (K \), чтобы найти \ (x \): \ [K = \ dfrac {[H_2O] [CO]} {[H_2] [CO_2]} = \ dfrac {(x) (x)} {(0.{−3} \ nonumber \] C Конечные концентрации всех компонентов в реакционной смеси следующие: \ ([H_2] _f = [H_2] _i + Δ [H_2] = (0,0150–0,00369) \; M = 0,0113 \; M \) \ ([CO_2] _f = [CO_2] _i + Δ [CO_2] = (0,0150–0,00369) \; M = 0,0113 \; M \) \ ([H_2O] _f = [H_2O] _i + Δ [H_2O] = (0 + 0,00369) \; M = 0,00369 \; M \) \ ([CO] _f = [CO] _i + Δ [CO] = (0 + 0,00369) \; M = 0,00369 \; M \) Мы можем проверить нашу работу, подставив рассчитанные значения обратно в выражение константы равновесия: \ [K = \ dfrac {[H_2O] [CO]} {[H_2] [CO_2]} = \ dfrac {(0.2} = 0,107 \ nonumber \] Для двух значащих цифр этот K совпадает со значением, указанным в задаче, поэтому наш ответ подтверждается. Упражнение \ (\ PageIndex {3} \) Газообразный водород реагирует с парами йода с образованием иодистого водорода в соответствии со следующим химическим уравнением: \ [H_ {2 (g)} + I_ {2 (g)} \ rightleftharpoons 2HI _ {(g)} \ nonumber \] \ (K = 54 \) при 425 ° C. Если 0,172 M \ (H_2 \) и \ (I_2 \) вводят в реактор и поддерживают при 425 ° C до тех пор, пока система не уравновесится, какова конечная концентрация каждого вещества в реакционной смеси? Ответ \ ([HI] _f = 0.270 \; М \) \ ([H_2] _f = [I_2] _f = 0,037 \; M \) В Примере \ (\ PageIndex {3} \) начальные концентрации реагентов были одинаковыми, что дало нам уравнение в виде полного квадрата и упростило наши вычисления. Однако часто начальные концентрации реагентов не совпадают, и / или один или несколько продуктов могут присутствовать, когда начинается реакция. В этих условиях обычно нет способа упростить задачу, и мы должны определять равновесные концентрации другими способами.Такой случай описан в Примере \ (\ PageIndex {4} \). Пример \ (\ PageIndex {4} \) В реакции сдвига вода-газ, показанной в примере \ (\ PageIndex {3} \), образец, содержащий 0,632 M CO2 и 0,570 M \ (H_2 \), уравновешивается при 700 К. При этой температуре \ (K = 0,106 \). Каков состав реакционной смеси в состоянии равновесия? Дано : уравнение сбалансированного равновесия, концентрации реагентов и \ (K \) Запрошено : состав реакционной смеси при равновесии Стратегия : Напишите уравнение равновесия.Составьте таблицу, показывающую начальные концентрации всех веществ в смеси. Заполните таблицу, показывающую изменения концентраций (\ (x) и конечных концентраций. Напишите выражение для константы равновесия реакции. Подставьте известное значение K и конечные концентрации, чтобы найти \ (x \). Рассчитайте конечную концентрацию каждого вещества в реакционной смеси. Проверьте свои ответы, подставив эти значения в выражение константы равновесия, чтобы получить \ (K \). Решение A \ ([CO_2] _i = 0,632 \; M \) и \ ([H_2] _i = 0,570 \; M \). Опять же, \ (x \) определяется как изменение концентрации \ (H_2O \): \ (Δ [H_2O] = + x \). Поскольку 1 моль \ (CO \) образуется на каждый 1 моль \ (H_2O \), изменение концентрации \ (CO \) совпадает с изменением концентрации h3O, поэтому Δ [CO] = + х. Аналогично, поскольку по 1 моль каждого из \ (H_2 \) и \ (CO_2 \) расходуется на каждый 1 моль произведенного \ (H_2O \), \ (Δ [H_2] = Δ [CO_2] = −x \).Конечные концентрации представляют собой суммы начальных концентраций и изменений концентраций в состоянии равновесия. \ [H_ {2 (g)} + CO_ {2 (g)} \ rightleftharpoons H_2O _ {(g)} + CO _ {(g)} \ nonumber \] ДВС \ (H_ {2 (g)} \) \ (CO_ {2 (г)} \) \ (H_2O _ {(g)} \) \ (CO _ {(g)} \) Начальный 0. 2} {(0.2−4 (0,894) (- 0,0382)}} {2 (0,894)} \ nonumber \] \ [x = 0,148 \ текст {и} −0,290 \ nonumber \] Только ответ с положительным значением имеет физическое значение, поэтому \ (Δ [H_2O] = Δ [CO] = +0,148 M \) и \ (Δ [H_2] = Δ [CO_2] = −0,148 \; M \). ° C Конечные концентрации всех компонентов в реакционной смеси следующие: \ ([H_2] _f [= [H_2] _i + Δ [H_2] = 0,570 \; M −0,148 \; M = 0,422 M \) \ ([CO_2] _f = [CO_2] _i + Δ [CO_2] = 0,632 \; M-0,148 \; M = 0.2} {(0,422) (0,484)} = 0,107 \ nonumber \] Поскольку \ (K \) по существу совпадает со значением, указанным в задаче, наши расчеты подтверждаются. Упражнение \ (\ PageIndex {4} \) Упражнение в примере \ (\ PageIndex {1} \) показало реакцию водорода и паров йода с образованием иодистого водорода, для которой \ (K = 54 \) при 425 ° C. Если образец, содержащий 0,200 M \ (H_2 \) и 0,0450 M \ (I_2 \), уравновешивается при 425 ° C, какова конечная концентрация каждого вещества в реакционной смеси? Ответ \ ([H_I] _f = 0.{−31} \) при 25 ° С. Какое парциальное давление NO в равновесии с \ (N_2 \) и \ (O_2 \) в атмосфере (при 1 атм, \ (P_ {N_2} = 0,78 \; атм \) и \ (P_ {O_2}) = 0,21 \; атм \)? Дано : уравнение сбалансированного равновесия и значения \ (K_p \), \ (P_ {O_2} \) и \ (P_ {N_2} \) Запрошено : парциальное давление NO Стратегия : Создайте таблицу и введите начальные парциальные давления, изменения парциальных давлений, возникающие в ходе реакции, и конечные парциальные давления всех веществ. Напишите уравнение равновесия реакции. Затем подставьте значения из таблицы, чтобы найти изменение концентрации (\ (x). Рассчитайте парциальное давление \ (NO \). Проверьте свой ответ, подставив значения в уравнение равновесия и решив для \ (K \). Решение A Поскольку нам даны значения Kp, а парциальные давления указаны в атмосферах, мы будем использовать парциальные давления. Начальное парциальное давление \ (O_2 \) равно 0.21 атм, а \ (N_2 \) 0,78 атм. Если мы определим изменение парциального давления \ (NO \) как \ (2x \), то изменение парциального давления \ (O_2 \) и \ (N_2 \) будет \ (- x \), потому что По 1 моль каждого из \ (N_2 \) и \ (O_2 \) расходуется на каждые 2 моль образовавшегося NO. У каждого вещества есть конечное парциальное давление, равное сумме начального давления и изменения этого давления при равновесии. \ [N_ {2 (g)} + O_ {2 (g)} \ rightleftharpoons 2NO _ {(g)} \ nonumber \] ДВС \ (P_ {N_2} \) \ (P_ {O_2} \) \ (P_ {NO} \) Начальный 0.78 0,21 0 Изменить \ (- х \) \ (- х \) \ (+ 2x \) Финал \ ((0,78 – х) \) \ ((0,21 – х) \) \ (2x \) B Подставляя эти значения в уравнение для константы равновесия, \ [K_p = \ dfrac {(P_ {NO}) ^ 2} {(P_ {N_2}) (P_ {O_2})} = \ dfrac {(2x) ^ 2} {(0.{−31} \ nonumber \] В принципе, мы могли бы перемножить члены в знаменателе, переставить и решить полученное квадратное уравнение. На практике гораздо легче понять, что константа равновесия такой величины означает, что степень реакции будет очень небольшой; поэтому значение \ (x \) будет незначительным по сравнению с начальными концентрациями. Если это предположение верно, то до двух значащих цифр \ ((0,78 – x) = 0,78 \) и \ ((0,21 – x) = 0,21 \).3 \)). Большая константа равновесия означает, что реагенты почти полностью превращаются в продукты, поэтому мы можем предположить, что реакция протекает на 100% до завершения. Когда мы решаем этот тип проблем, мы рассматриваем систему как уравновешивающую со стороны продуктов реакции, а не со стороны реагентов. Этот подход проиллюстрирован в примере \ (\ PageIndex {6} \). Пример \ (\ PageIndex {6} \) Химическое уравнение реакции водорода с этиленом (\ (C_2H_4 \)) с образованием этана (\ (C_2H_6 \)) выглядит следующим образом: \ [H_ {2 (g)} + C_2H_ {4 (g)} \ overset {Ni} {\ rightleftharpoons} C_2H_ {6 (g)} \ nonumber \] с \ (K = 9.{18} \) при 25 ° С. Если смесь 0,200 M \ (H_2 \) и 0,155 M \ (C_2H_4 \) выдерживается при 25 ° C в присутствии порошкового никелевого катализатора, какова равновесная концентрация каждого вещества в смеси? Дано : сбалансированное химическое уравнение, \ (K \), и начальные концентрации реагентов Запрошено : равновесные концентрации Стратегия : Создайте таблицу, показывающую начальные концентрации, концентрации, которые будут присутствовать, если реакция завершится, изменения в концентрациях и конечные концентрации. Напишите выражение для константы равновесия реакции. Затем подставьте значения из таблицы в выражение, чтобы найти \ (x \) (изменение концентрации). Рассчитайте равновесные концентрации. Проверьте свои ответы, подставив эти значения в уравнение равновесия. Решение : A По величине константы равновесия мы видим, что реакция идет практически до завершения.Поскольку начальная концентрация этилена (0,155 М) меньше, чем концентрация водорода (0,200 М), этилен является ограничивающим реагентом; то есть не более 0,155 М этана может быть образовано из 0,155 М этилена. Если бы реакция дошла до завершения, концентрация этана была бы 0,155 М, а концентрация этилена была бы 0 М. Поскольку концентрация водорода больше, чем требуется для завершения реакции, концентрация непрореагировавшего водорода в реакции смесь будет 0.200 M – 0,155 M = 0,045 М. Константа равновесия для прямой реакции очень велика, поэтому константа равновесия для обратной реакции должна быть очень маленькой. Тогда проблема идентична проблеме в Примере \ (\ PageIndex {5} \). Если мы определим \ (- x \) как изменение концентрации этана для обратной реакции, то изменение концентраций этилена и водорода равно \ (+ x \). Конечные равновесные концентрации представляют собой суммы концентраций для прямой и обратной реакций. \ [H_ {2 (g)} + C_2H_ {4 (g)} \ overset {Ni} {\ rightleftharpoons} C_2H_ {6 (g)} \ nonumber \] IACE \ ([H_ {2 (g)}] \) \ ([C_2H_ {4 (g)}] \) \ ([C_2H_ {6 (g)}] \) Начальный 0.200 0.155 0 При условии 100% реакции 0,045 0 0,155 Изменить \ (+ х \) \ (+ х \) \ (- х \) Финал \ ((0,045 + х) \) \ ((0 + х) \) \ ((0.{−32} \; M \) \ ([Cl_2] _f = 0,135 \; M \) \ ([HCl] _f = 0,514 \; M \) Вычислить массу из примера плотности Задача Плотность – это количество вещества или массы на единицу объема. В этом примере задачи показано, как вычислить массу объекта по известной плотности и объему. Простой пример (метрические единицы) В качестве примера простой задачи найдите массу куска металла объемом 1,25 м 3 и плотностью 3.2 кг / м 3 . Во-первых, вы должны заметить, что и объем, и плотность используют объем в кубических метрах. Это упрощает расчет. Если бы эти две единицы не были одинаковыми, вам нужно было бы преобразовать одну, чтобы они соответствовали друг другу. Затем измените формулу плотности, чтобы найти массу. Плотность = Масса ÷ Объем Умножьте обе части уравнения на объем, чтобы получить: Плотность x Объем = Масса или Масса = Плотность x Объем Теперь вставьте числа, чтобы решить проблему: Масса = 3.2 кг / м 3 x 1,25 м 3 Если вы видите, что единицы не отменяются, значит, вы сделали что-то не так. Если это произойдет, измените условия, пока проблема не исчезнет. В этом примере кубические метры сокращаются, оставляя килограммы, которые являются единицей массы. Масса = 4 кг Простой пример (английские единицы) Найдите массу капли воды объемом 3 галлона. Это кажется достаточно простым. Большинство людей запоминают плотность воды как 1.Но это в граммах на кубический сантиметр. К счастью, легко узнать плотность воды в любой единице. Плотность воды = 8,34 фунта / галлон Итак, проблема становится: Масса = 8,34 фунта / галлон x 3 галлона Масса = 25 фунтов Проблема Плотность золота 19,3 грамма на кубический сантиметр. Какова масса слитка золота в килограммах размером 6 дюймов на 4 дюйма на 2 дюйма? Решение Плотность равна массе, деленной на объем. D = m / V , где D = плотность m = масса V = объем У нас есть плотность и достаточно информации, чтобы найти объем в задаче. Остается только найти массу. Умножьте обе части этого уравнения на объем V и получите: m = DV Теперь нам нужно найти объем золотого слитка. Плотность, которую нам дали, выражается в граммах на кубический сантиметр, а полоса измеряется в дюймах. Во-первых, мы должны преобразовать дюймовые измерения в сантиметры. Используйте коэффициент преобразования 1 дюйм = 2.54 сантиметра. 6 дюймов = 6 дюймов x 2,54 см / 1 дюйм = 15,24 см. 4 дюйма = 4 дюйма x 2,54 см / 1 дюйм = 10,16 см. 2 дюйма = 2 дюйма x 2,54 см / 1 дюйм = 5,08 см. Умножьте все эти три числа вместе, чтобы получить объем золотого слитка. V = 15,24 см x 10,16 см x 5,08 см V = 786,58 см 3 Поместите это в формулу выше: m = DV m = 19,3 г / см 3 x 786,58 см 3 m = 14833,59 грамма Ответ, который нам нужен, – это масса золотого слитка в килограммах.В 1 килограмме 1000 граммов, поэтому: масса в кг = масса в г x 1 кг / 1000 г масса в кг = 14833,59 г x 1 кг / 1000 г масса в кг = 14,83 кг. Ответ Масса золотого слитка в килограммах размером 6 дюймов на 4 дюйма на 2 дюйма составляет 14,83 кг. Советы для успеха Самая большая проблема, с которой сталкиваются учащиеся, решая массу, – это неправильная постановка уравнения. Помните, масса равна плотности, умноженной на объем.Таким образом, единицы объема уравновешиваются, оставляя единицы массы. Убедитесь, что единицы измерения объема и плотности работают вместе. В этом примере смешанные метрические и английские единицы были намеренно использованы, чтобы показать, как конвертировать единицы. Единицы измерения объема, в частности, могут быть непростыми. Помните, что при определении объема необходимо применять правильную формулу. Сводка формул плотности Помните, что вы можете составить одну формулу для вычисления массы, плотности или объема.Вот три уравнения, которые можно использовать: Масса = Плотность x Объем Плотность = Масса ÷ Объем Объем = Масса ÷ Плотность Узнать больше Для получения дополнительных примеров задач используйте Рабочие задачи химии. Он содержит более 100 различных рабочих примеров задач, полезных для студентов-химиков. Источник “Справочник таблиц CRC для прикладных инженерных наук”, 2-е издание.CRC Press, 1976, Бока-Ратон, Флорида, Химические уравнения и расчеты Да, в этом разделе мы будем много заниматься «математикой», вещи, которые вы должны знать, , , чтобы освоить любой респектабельный курс химии. Но не бойтесь, это в основном арифметика четвертого класса: простая пропорциональность и дроби. И даже если вы не планируете заниматься какой-либо серьезной химией позже, вы найдете содержание этого урока отличным обзором этих тем, который позволит вам легко решать любое количество других числовых задач, которые возникают снова и снова в жизнь каждого. 1 Как читать и писать химические уравнения В химической реакции один или несколько реагентов превращаются в продуктов : реактивы → продукты Цель химического уравнения состоит в том, чтобы выразить это отношение в терминах формул фактических реагентов и продуктов, которые определяют конкретное химическое изменение. Например, реакция ртути с кислородом с образованием оксида ртути может быть выражена уравнением Hg + O 2 → HgO 2 Иногда для удобства желательно указать физическое состояние (газ, жидкость или твердое вещество) одного или нескольких видов соответствующими сокращениями: Hg (л) + O 2 (г) → HgO 2 (т) C (графит) + O 2 (г) → CO 2 (г) C (алмаз) + O 2 (г) → CO 2 (г) Однако это всегда необязательно. Химические уравнения должны быть сбалансированы ! По сути, это означает, что химические уравнения должны согласовываться с законом сохранения массы : В контексте обычной химической реакции сохранение массы означает, что атомы не создаются и не разрушаются. Это требование легко удовлетворить, убедившись, что в обеих частях уравнения присутствует равное количество всех атомов. Когда мы уравновешиваем уравнение, мы просто приводим его в соответствие с наблюдаемым фактом, что отдельные атомы сохраняются при химических изменениях. Не существует установленного «рецепта» для уравновешивания обычных химических уравнений; лучше всего начать с тщательного изучения выбранных примеров, таких как приведенные ниже. Подробнее см. Рекомендации и примеры в главе 7 превосходного онлайн-учебника профессора Марка Бишопа Introduction to Chemistry Полезные видеоролики по уравнениям балансировки Руководство для начинающих по уравнениям балансировки (боземанбиол, 11 мин) Уравнения балансировки (MrB, 9½ мин) Уравнения балансировки (Хан, 14½ мин.) Советы и приемы по уравновешиванию уравнений (IsaacsTeach, 7 мин.) Пример задачи 1: сжигание пропана Напишите уравнение горения пропана C 3 H 8 в кислороде O 2 .Продуктами являются углекислый газ CO 2 и вода H 2 O. Решение: Начните с написания несбалансированного уравнения C 3 H 8 + O 2 → CO 2 + H 2 O Обычно лучше начать с балансировки соединений, содержащих наименее распространенный элемент, поэтому сначала мы сбалансируем уравнение для углерода: C 3 H 8 + O 2 → 3 CO 2 + H 2 O Уравновешивая кислород, мы видим, что четное число молекул O 2 слева не может дать нечетное число атомов O, показанное справа.Не беспокойтесь об этом сейчас – просто используйте соответствующий дробный коэффициент: C 3 H 8 + 3 ½ O 2 → 3 CO 2 + H 2 O Наконец, мы уравновешиваем водород, добавляя больше воды справа: C 3 H 8 + 7/2 O 2 → 3 CO 2 + 4 H 2 O А, но теперь кислород снова отключен – исправление этого также позволяет нам избавиться от фракции в левой части: C 3 H 8 + 5 O 2 → 3 CO 2 + 4 H 2 O Однако часто случается, что мы получаем дробный коэффициент, как в этом варианте вышеприведенного примера. Пример проблемы 2: горение этана Напишите вычисленное уравнение горения этана C 2 H 6 в кислороде O 2 . Продуктами являются углекислый газ CO 2 и вода H 2 O. Решение: Начните с написания несбалансированного уравнения C 2 H 6 + O 2 → CO 2 + H 2 O …затем сбалансируйте углерод: C 2 H 6 + O 2 → 2 CO 2 + H 2 O Давайте теперь уравновесим водород: C 2 H 6 + O 2 → 2 CO 2 + 3 H 2 O … но теперь нам нужно слева нецелое число молекул кислорода: C 2 H 6 + 7/2 O 2 → 2 CO 2 + 3 H 2 O Я предпочитаю просто оставить его в этой форме; нет ничего плохого в том, что 7/2 = 3 ½ моля O 2 , и мало что можно получить, умножая каждый член на два – если только ваш учитель не является настоящим приверженцем того, что делает это «по книге», и в этом случае Вам лучше написать 2 C 2 H 6 + 7 O 2 → 4 CO 2 + 6 H 2 O 2 Чистые ионные уравнения Ионные соединения обычно диссоциируют в водном растворе; таким образом, если мы объединим растворы нитрата серебра AgNO 3 и хлорида натрия NaCl, мы действительно объединим четыре разных вида: катионы (положительные ионы), Ag + и Na + и анионы (отрицательные ионы) НЕТ 3 – и Cl –.Бывает, что когда ионы Ag + и Cl – объединяются, они объединяются с образованием нерастворимого осадка хлорида серебра. Чистое уравнение для этой реакции – Ag + ( водн. ) + Cl – ( водн. ) → AgCl ( водн. ) Чистые ионные уравнения на (ChemUTAustin, 4 мин.) – ВПЕРЕД ⇒ . (CarringtonChem, 9 мин.) – GO⇒ . (химводкасты, 8½ мин.) – GO⇒ Обратите внимание, что ионы NO 3 – и Cl – не принимают непосредственного участия в этой реакции; уравнение выражает только чистое изменение , которое представляет собой удаление ионов серебра и хлорида из раствора с образованием нерастворимого твердого вещества. символ ( водн. ) означает, что ионы находятся в водном растворе и, таким образом, гидратированы или присоединены к молекулам воды. Символ ( с ) указывает на то, что вещество AgCl существует в твердом состоянии. Когда в результате реакции, протекающей в растворе, образуется твердое вещество, оно известно как осадок . Об образовании осадка часто говорят подчеркиванием. Прогнозирование результата при смешивании растворенных солей Из приведенного выше примера с хлоридом серебра ясно, что значимое чистое ионное уравнение может быть записано только в том случае, если два иона объединяются с образованием нерастворимого соединения.Чтобы сделать это определение, полезно знать правила растворимости , которые когда-то требовалось запомнить всем студентам-химикам, но в настоящее время их обычно получают из таблиц, подобных приведенной ниже. Анион (отрицательный ион) Катион (положительный ион) Растворимый? любой анион иона щелочного металла (Li + , Na + , K + и др.) да нитрат, NO 3 – любой катион да ацетат, CH 3 COO – любой катион, кроме Ag + да галогенид-ионы Cl – , Br – или I – Ag + , Pb 2+ , Hg 2 2+ , Cu 2+ № галогенид-ионы Cl – , Br – или I – любой другой катион да сульфат, SO 4 2– Ca 2+ , Sr 2+ , Ba 2+ , Ag + , Pb 2+ № сульфат, SO 4 2– любой другой катион да сульфид, S 2 – ионов щелочных металлов или NH 4 + да сульфид, S 2 – Be 2+ , Mg 2+ , Ca 2+ , Sr 2+ , Ba 2+ , Ra 2+ да сульфид, S 2 – любой другой катион № гидроксид, OH – ионы щелочных металлов или NH 4 + да гидроксид, OH – Sr 2+ , Ba 2+ , Ra 2+ слегка гидроксид, OH – любой другой катион № фосфат, PO 4 3– , карбонат CO 3 2– ионов щелочных металлов или NH 4 + да фосфат, PO 4 3– , карбонат CO 3 2– любой другой катион № Пример проблемы 3: чистых ионных уравнений Напишите чистые ионные уравнения того, что происходит при объединении водных растворов следующих солей: а) PbCl 2 + K 2 SO 4 б) K 2 CO 3 + Sr (NO 3 ) 2 в) AlCl 3 + CaSO 4 г) Na 3 PO 4 + CaCl 2 Раствор: Используйте таблицу правил растворимости (выше), чтобы найти нерастворимые комбинации: a) Pb 2+ ( водн. ) + SO 4 2– ( водн. ) → PbSO 4 ( с ) б) Sr 2+ ( водн. ) + CO 3 2– ( водн. ) → SrCO 3 ( с ) в) нет чистой реакции г) 3 Ca 2+ ( водн. ) + 2 PO 4 3– ( водн. ) → 3 Ca 3 (PO 4 ) 2 ( с ) (Обратите внимание на необходимость сбалансировать электрические заряды) 3 Соотношения масс в химических уравнениях Базовая «химическая арифметика» Сбалансированное химическое уравнение выражает относительное количество молей каждого компонента (продукта или реагента), но поскольку каждая формула в уравнении подразумевает определенную массу вещества (его молярную массу), уравнение также подразумевает, что между компоненты.Например, уравнение, описывающее горение окиси углерода до двуокиси углерода 2 CO + O 2 → 2 CO 2 Термин стехиометрия может относиться к любому типу расчета, который связывает количества реагентов и продуктов в химической реакции. Стехиометрия – это, по сути, выражение принципа, согласно которому атомы сохраняют химические изменения. Термин происходит от греческих слов στοιχεῖον stoicheion «элемент» и μέτρον metron «мера» подразумевает следующие отношения: Относительные массы, указанные в нижней строке, определяют стехиометрию реакции, то есть отношения между массами различных компонентов.Поскольку эти массы изменяются прямо пропорционально друг другу, мы можем определить, что составляет коэффициент преобразования (иногда называемый химическим коэффициентом ), который связывает массу любого одного компонента с массой любого другого компонента. Пример задачи 4a: химический коэффициент и преобразование массы Оцените химический коэффициент и коэффициент преобразования, который связывает массу диоксида углерода с массой CO, потребляемого в реакции. Решение: Из вышеприведенного блока массовое отношение CO 2 к CO в этой реакции составляет 88/56 = 1,57 ; это химический коэффициент для преобразования CO в CO 2 . Коэффициент преобразования составляет всего 1,57 / 1, в котором явно указаны единицы массы: (1,57 г CO 2 /1 г CO) Стехиометрия уравнения по (Хан, 10 мин) GO ⇒ . (Сандра Этеридж, 10 мин.) GO ⇒ . (TheChemistrySolution, 7 мин.) GO ⇒ . (химводкасты, 8½ мин.) – GO⇒ Но то же самое соотношение применимо к любому обычному набору единиц массы или веса, поэтому мы можем просто сказать, что отношение масс CO 2 к CO, выраженное приведенным выше уравнением, равно 1.57, что также является соотношением масс этих двух компонентов в уравнении. Это, в свою очередь, позволяет нам легко решать такие проблемы, как: Пример задачи 4b: вычислений массы-массы в различных единицах / промежуток> a) Сколько тонн CO 2 можно получить при сжигании 10 тонн CO? b) Сколько кг CO необходимо сжечь, чтобы получить 20 кг CO 2 ? Решения: а) (1.57 т CO 2 /1 т CO) × (10 т CO) = 15,7 т CO 2 b) Обратите внимание, что ответ на этот вопрос должен относиться к окиси углерода, а не к CO 2 , поэтому мы записываем коэффициент преобразования в обратном порядке: (1 кг CO / 1,57 кг CO 2 ) × (20 кг CO 2 ) = (20 / 1,57) г CO = 12,7 кг CO . Разумен ли этот ответ? Да, потому что в этой реакции масса CO всегда должна быть меньше, чем масса CO 2 . Освоение массово-массовых задач Не рассчитывайте сдать химию, если вы не справитесь с проблемами, подобными перечисленным ниже; они часто возникают в самых разных контекстах. Если вы чувствуете необходимость в дополнительных рекомендациях, просмотрите одно из видеоуроков, перечисленных в нижней части этой страницы. Пример проблемы 5 Руда FeS 2 может быть преобразована в важный промышленный химикат серную кислоту H 2 SO 4 с помощью ряда процессов.Если предположить, что преобразование завершено, сколько литров серной кислоты (плотность 1,86 кг. L –1 ) можно получить из 50 кг руды? Решение: Как и большинство проблем, здесь можно выделить несколько более простых. Мы начинаем с определения стехиометрии в предположении, что вся сера в или заканчивается как H 2 SO 4 , что позволяет нам написать FeS 2 → 2 H 2 SO 4 Хотя это «скелетное» уравнение является неполным (и, следовательно, не сбалансированным), оно сбалансировано по двум интересующим компонентам, и это все, что нам здесь нужно.Молярные массы двух компонентов составляют 120,0 и 98 г / моль –1 соответственно, поэтому уравнение можно интерпретировать с точки зрения масс как [120 единиц массы] FeS 2 → [2 × 98 единиц массы] H 2 SO 4 Таким образом, из 50 кг руды получится (50 кг) × (196/120) = 81,7 кг продукта. [ Проверьте : разумен ли этот ответ? Да, потому что коэффициент (196/120) близок к (200/120) = 5/3, поэтому масса продукта должна быть немного меньше, чем удвоенная масса израсходованной руды.] Из информации о плотности находим, что объем жидкой H 2 SO 4 равен (81,7 кг) ÷ (1,86 кг L –1 ) = 43,9 L [ Проверка : разумен ли этот ответ? Да, потому что плотность говорит нам, что количество литров кислоты будет немного больше, чем половина ее веса.] Пример проблемы 6 Хлорид бария образует кристаллогидрат, BaCl 2 · xH 2 O, в котором x молекул воды включены в кристаллическое твердое вещество на каждую единицу BaCl 2 .Эта вода может быть унесена теплом; если 1,10 г гидратированной соли нагревают и повторно взвешивают несколько раз до тех пор, пока не прекратится дальнейшая потеря веса (т.е. потеря воды), конечный вес образца составит 0,937 г. Какое значение x в формуле гидрата? Решение: Первый шаг – найти количество молей BaCl 2 (молекулярная масса 208,2) из ​​массы обезвоженного образца. (0,937 г) / (208,2 г моль –1 ) = 0,00450 моль Теперь найдите количество молей H 2 O (молекулярная масса 18), потерянных при сушке образца: (1,10 – 0,937) г / (18 г моль –1 ) = 0,00905 моль С учетом разумной ошибки измерения очевидно, что мольное соотношение BaCl 2 : h3O = 1: 2. Формула гидрата BaCl 2 · 2H 2 O . 4 Понимание ограничивающих реагентов Большинство химических реакций, происходящих в реальном мире, начинаются с более или менее произвольных количеств различных реагентов; обычно нам приходится прилагать особые усилия, если мы хотим обеспечить объединение стехиометрических количеств реагентов. Это означает, что один или несколько реагентов обычно присутствуют в избытке; их будет больше, чем может прореагировать, и некоторое количество останется после того, как реакция закончится.При этом полностью израсходуется один реагент; мы называем это ограничивающим реагентом , потому что количество этого присутствующего вещества будет контролировать или ограничивать количества других потребляемых реагентов, а также количества производимых продуктов. Проблемы ограничения реагентов решаются таким же образом, как и обычные проблемы стехиометрии, с одним дополнительным предварительным шагом: вы должны сначала определить, какой из реагентов является ограничивающим, то есть какой из них будет полностью израсходован.Для начала рассмотрим следующий очень простой пример Пример проблемы 7 Для гипотетической реакции 3 A + 4 B → [продукты] , определите, какой реагент будет полностью израсходован, когда мы объединим a) эквимолярное количество A и B; б) 0,57 моль A и 0,68 моль B. Решение: a) Простой анализ уравнения ясно показывает, что требуется больше молей B, поэтому этот компонент будет израсходован (и, таким образом, является ограничивающим реагентом), оставляя после себя ¾ столько же молей A. b) Сколько моль B прореагирует с 0,57 моль A? Ответ будет (4/3 × 0,57 моль). Если это значение меньше 0,68 моль, то ограничивающим реагентом будет B, и вы должны продолжить решение проблемы, исходя из количества присутствующего B. Если ограничивающим реагентом является A, тогда все 0,57 моль A вступят в реакцию, оставляя часть B в избытке. Проработай это! Пример проблемы 8 Сера и медь при совместном нагревании реагируют с образованием сульфида меди (I), Cu 2 S.Сколько граммов Cu 2 S можно получить из 10 г серы и 15 г меди? Решение: Из атомных масс Cu (63,55) и S (32,06) мы можем интерпретировать реакцию 2 Cu + S → Cu 2 S как [2 × 63,55 = 127,1 единиц массы] Cu + [32,06 единиц массы] S → [159,2 единицы массы] Cu 2 S Таким образом, для 10 г S потребуется (10 г S) × (127.1 г Cu) / (32,06 г S) = 39,6 г Cu … что намного больше, чем доступно, поэтому медь здесь является ограничивающим реагентом . [Проверьте: разумен ли этот ответ? Да, потому что химический фактор (127/32) составляет примерно 4, что указывает на то, что сера вступает в реакцию с массой меди, примерно в четыре раза превышающей ее вес.] Масса образовавшегося сульфида меди будет определяться массой доступной меди: (15 г Cu) × (159,2 г Cu 2 S) / (127.1 г Cu) = 18,8 г Cu 2 S [Проверьте: разумен ли этот ответ? Да, потому что химический коэффициент (159,2 / 127,1) немного больше единицы, что указывает на то, что масса продукта немного превышает массу потребленной меди.] Ограничивающие реагенты в быту Концепция ограничения реагентов затрагивает всех нас в нашей повседневной жизни – и, как мы покажем во втором примере ниже, даже в поддержании самой жизни! Соотношение воздух-топливо при сгорании Сгорание – экзотермический процесс, в котором топливо соединяется с кислородом; полное сгорание углеводородного топлива, такого как метан или бензин, дает диоксид углерода и воду: CH 4 + 2 O 2 → CO 2 + 2 H 2 O (г) Пример проблемы 9: массовое отношение топлива к кислороду при сгорании метана Рассчитайте массовое отношение CH 4 к O 2 , необходимое для полного сгорания. Раствор: Это просто отношение молярной массы CH 4 (16 г) к молярной массе двух молей дикислорода (2 x 32 г) Таким образом (64 г) / (16 г) = 4/1 = 4,0 . На полное сгорание каждого кг метана расходуется 4 кг дикислорода, который доставляется воздухом. В классической горелке Бунзена воздух поступает через регулируемое отверстие рядом с основанием.Когда он полностью открыт, пламя синего цвета и достигает максимальной температуры, что указывает на то, что горение является приблизительно стехиометрическим. Если отверстие постепенно закрывается, внешний вид пламени изменяется, как показано на рисунке. В этих условиях кислород становится ограничивающим реагентом, и сгорание продолжается. Неполное сгорание обычно нежелательно, поскольку при этом расходуется топливо, выделяется меньше тепла и выделяются такие загрязнители, как углеродная сажа.Энергетические процессы горения всегда должны протекать в режиме с ограничением количества топлива. В обычных процессах горения источником кислорода является воздух. Поскольку только около 20 процентов молекул в сухом воздухе состоит из O 2 , объем воздуха, который необходимо подать, в пять раз больше, чем требуется для чистого O 2 . Расчет массового отношения воздуха к топливу («соотношение A / F»), применяемого инженерами по сжиганию, затруднен из-за различных молярных масс кислорода и воздуха.Для сжигания метана соотношение A / F составляет около 17,2. (Подробный расчет см. Здесь). Отношения A / F, которые превышают стехиометрические значения, называются бедных , в то время как те, при которых воздух становится ограничивающим компонентом, характеризуются как богатые . Чтобы обеспечить полное сгорание, обычно используют слегка обедненную смесь. Количество так называемого избыточного воздуха , обычно допускаемого к горелкам, варьируется от 5-10% для природного газа до 100% для определенных марок угля. Для двигателей внутреннего сгорания, работающих на бензине (примерно эквивалент C 7 H 14 ) стехиометрическое соотношение A / F составляет 15: 1. Однако практические соображения требуют различных соотношений на разных этапах работы. Типичные значения варьируются от богатого передаточного числа для трогания с места или ускорения до передаточных чисел с небольшим наклоном при обычном вождении. Эти передаточные числа устанавливаются карбюратором с дополнительным управлением компьютером двигателя и датчиком кислорода в выхлопной линии в современных автомобилях или ручной дроссельной заслонкой в более ранних. Аэробное и анаэробное дыхание Нашему телу требуется постоянный источник энергии для поддержания нейронной активности, синтеза белков и других важных биохимических компонентов, замены клеток и усиления мышечной деятельности. «Топливо» – носитель химической энергии – глюкоза, простой сахар, который высвобождается по мере необходимости из крахмалоподобного полимерного гликогена, в котором хранится энергия, которую мы получаем из пищи. Артериальная кровь переносит растворенную глюкозу вместе со связанным с гемоглобином диоксидом кислорода к отдельным клеткам, которые являются местами «горения» глюкозы: C 6 H 12 O 6 + 6 O 2 → 6 CO 2 + 6 H 2 O Чистая реакция и количество выделяемой энергии такие же, как если бы глюкоза была сожжена на открытом воздухе, но внутри клеток реакция протекает серией крошечных шагов, которые захватывают большую часть этой энергии для использования организмом, высвобождая только небольшая его часть в виде тепловой энергии (тепла). Поскольку в этом процессе используется кислород из воздуха, которым мы дышим, он известен как аэробное дыхание . И, как и в любом эффективном процессе сгорания, ограничивающим реагентом здесь является глюкоза. Но бывают случаи, когда при интенсивной физической активности мышцы потребляют глюкозу со скоростью, превышающей способность крови доставлять необходимое количество кислорода. В этих условиях клеточное дыхание переходит в альтернативный анаэробный режим : C 6 H 12 O 6 → 2 CH 3 CH (OH) COOH Как видно из этого уравнения, глюкоза расщепляется лишь частично (на молочную кислоту ), и, таким образом, только часть ее химической энергии улавливается организмом. Аэробные упражнения имеют множество преимуществ для здоровья, в том числе повышают способность организма поддерживать аэробное состояние. Но если вы занимаетесь бегом на короткие дистанции (спринт) или вас преследует тигр, снижение эффективности анаэробных упражнений может оказаться небольшой платой. Видео Видеоуроки из и других источников предоставляют альтернативные средства представления и объяснения концепций, которые могут с пользой дополнить печатное слово.Для пользователей данного устройства рекомендуется следующее. Стехиометрия основной реакции Предельные реагенты Что вы должны уметь Убедитесь, что вы полностью понимаете следующие важные идеи, представленные выше. Особенно важно, чтобы вы знали точное значение всех выделенных терминов в контексте этой темы. Учитывая формулы реагентов и продуктов, запишите сбалансированное химическое уравнение реакции. Учитывая относительную растворимость, напишите сбалансированное уравнение чистых ионов для реакции между водными растворами двух ионных соединений. Напишите соответствующие химические коэффициенты преобразования для расчета масс всех компонентов химической реакции, когда масса любого отдельного компонента указана в любой системе единиц. Если указаны массы двух или более реагентов, определите ограничивающий реагент и найдите массы всех присутствующих компонентов, когда реакция завершится. Опишите, каким образом концепция ограничения реагентов относится к горению и упражнениям человека. Концептуальная карта 13.4 Расчет равновесия – Химия Поскольку значение коэффициента реакции любой реакции в состоянии равновесия равно ее константе равновесия, мы можем использовать математическое выражение для Q c (т. Е. закон действия масс ) для определения количества величин, связанных с реакцией в состоянии равновесия.Это может помочь, если мы будем помнить, что Q c = K c (в равновесии) во всех этих ситуациях и что существует только три основных типа вычислений: Аналогичный список может быть создан с использованием Q P , K P и парциального давления. Мы рассмотрим решение каждого из этих случаев по порядку. Расчет константы равновесия Поскольку закон действия масс – единственное уравнение, которое мы должны описать взаимосвязь между K c и концентрациями реагентов и продуктов, любая проблема, которая требует от нас решения для K c , должна предоставить достаточно информации для определения концентраций реагента и продукта при равновесии.Вооружившись концентрациями, мы можем решить уравнение для K c , так как это будет единственное неизвестное. Пример 2 показал нам, как определить константу равновесия реакции, если мы знаем концентрации реагентов и продуктов в состоянии равновесия. В следующем примере показано, как использовать стехиометрию реакции и комбинацию начальных и равновесных концентраций для определения константы равновесия. Этот метод, обычно называемый диаграммой ICE – для I начального, C отклонения и E равновесия – будет полезен при решении многих задач равновесия.График создается, начиная с рассматриваемой реакции равновесия. Под реакцией перечислены начальные концентрации реагентов и продуктов – эти условия обычно задаются в задаче, и мы считаем, что сдвига к равновесию не произошло. Следующая строка данных – это изменение, которое происходит по мере того, как система приближается к равновесию – не забывайте учитывать стехиометрию реакции, как описано в предыдущем разделе этой главы. Последняя строка содержит концентрации после достижения равновесия.{\; \; -} (водн.) [/ латекс] Если раствор с концентрациями I 2 и I – оба равны 1.000 × 10 −3 M до реакции дает равновесную концентрацию I 2 6,61 × 10 −4 M , какова константа равновесия реакции? Решение Мы начнем эту задачу с расчета изменений концентрации по мере того, как система приходит в состояние равновесия. Затем мы определяем равновесные концентрации и, наконец, константу равновесия.{-4} \; M)} = 776 [/ латекс] Проверьте свои знания Этанол и уксусная кислота вступают в реакцию с образованием воды и этилацетата, растворителя, вызывающего запах некоторых жидкостей для снятия лака. [латекс] \ text {C} _2 \ text {H} _5 \ text {OH} \; + \; \ text {CH} _3 \ text {CO} _2 \ text {H} \; {\ rightleftharpoons} \ ; \ text {CH} _3 \ text {CO} _2 \ text {C} _2 \ text {H} _5 \; + \; \ text {H} _2 \ text {O} [/ latex] Когда 1 моль каждого из C 2 H 5 OH и CH 3 CO 2 H реагирует в 1 л растворителя диоксана, равновесие устанавливается, когда остается 1313 моль каждого из реагентов.Рассчитайте константу равновесия реакции. (Примечание: вода не является растворителем в этой реакции.) Расчет изменений концентрации Если мы знаем константу равновесия для реакции и набор концентраций реагентов и продуктов, которые не находятся в равновесии , мы можем рассчитать изменения концентраций по мере того, как система приходит в равновесие, а также новые концентрации при равновесии. Типичную процедуру можно резюмировать в четыре этапа. Определите направление, в котором реакция приходит к равновесию. Напишите вычисленное химическое уравнение реакции. Если направление, в котором должна протекать реакция для достижения равновесия, неочевидно, рассчитайте Q c из начальных концентраций и сравните с K c , чтобы определить направление изменения. Определите относительные изменения, необходимые для достижения равновесия, затем запишите равновесные концентрации через эти изменения. Определите изменения начальных концентраций, которые необходимы для достижения равновесия реакции. Как правило, мы обозначаем наименьшее изменение символом x , а другие изменения выражаем как наименьшее изменение. Определите недостающие равновесные концентрации в терминах начальных концентраций и изменений в концентрации, определенных в (a). Найдите изменение и равновесные концентрации. Подставьте равновесные концентрации в выражение для константы равновесия, решите для x и проверьте все допущения, использованные для нахождения x . Рассчитайте равновесные концентрации. Проверьте арифметику. Проверьте рассчитанные равновесные концентрации, подставив их в выражение равновесия и определив, дают ли они константу равновесия. Иногда конкретный шаг может отличаться от проблемы к проблеме – он может быть более сложным для одних проблем и менее сложным для других. Однако каждый расчет равновесных концентраций из набора начальных концентраций будет включать эти шаги. При решении задач равновесия, связанных с изменениями концентрации, иногда удобно настроить стол ICE, как описано в предыдущем разделе. Пример 4 Расчет изменений концентрации при переходе реакции к равновесию При определенных условиях константа равновесия для разложения PCl 5 ( г ) на PCl 3 ( г ) и Cl 2 ( г ) равно 0.0211. Каковы равновесные концентрации PCl 5 , PCl 3 и Cl 2 , если исходная концентрация PCl 5 составляла 1,00 M ? Решение Используйте пошаговый процесс, описанный ранее. Определите направление, в котором протекает реакция. Вычисленное уравнение разложения PCl 5 равно [латекс] \ text {PCl} _5 (g) \; {\ rightleftharpoons} \; \ text {PCl} _3 (g) \; + \; \ text {Cl} _2 (g) [/ latex] Поскольку изначально продуктов у нас нет, Q c = 0 и реакция пойдет вправо. Определите относительные изменения, необходимые для достижения равновесия, затем запишите равновесные концентрации через эти изменения. Представим увеличение концентрации PCl 3 символом x . Остальные изменения можно записать в единицах x , учитывая коэффициенты в химическом уравнении. [латекс] \ begin {array} {lcccc} \ text {PCl} _5 (g) & {\ rightleftharpoons} & \ text {PCl} _3 (g) & + & \ text {Cl} _2 (g) \\ [0.5em] -x & & x & & x \ end {array} [/ latex] Изменения концентрации и выражения для равновесных концентраций: Найдите изменение и равновесные концентрации. Подстановка равновесных концентраций в уравнение константы равновесия дает [латекс] K_c = \ frac {[\ text {PCl} _3] [\ text {Cl} _2]} {[\ text {PCl} _5]} = 0,0211 [/ латекс] [латекс] = \ frac {(x) (x)} {(1.00 \; – \; x)} [/ латекс] Это уравнение содержит только одну переменную x – изменение концентрации.{-2})}} {2} [/ латекс] [латекс] = \ frac {-0,0211 \; {\ pm} \; 0,291} {2} [/ латекс] Отсюда [латекс] x = \ frac {-0,0211 \; + \; 0,291} {2} = 0,135 [/ латекс] или [латекс] x = \ frac {-0,0211 \; – \; 0,291} {2} = -0,156 [/ латекс] Квадратные уравнения часто имеют два разных решения: одно физически возможное и другое физически невозможное (посторонний корень). В этом случае второе решение (-0,156) физически невозможно, потому что мы знаем, что изменение должно быть положительным числом (в противном случае мы получили бы отрицательные значения для концентраций продуктов).Таким образом, x = 0,135 M . Равновесные концентрации [латекс] [\ text {PCl} _5] = 1,00 \; – \; 0,135 = 0,87 \; M [/ латекс] [латекс] [\ text {PCl} _3] = x = 0,135 \; M [/ латекс] [латекс] [\ text {Cl} _2] = x = 0,135 \; M [/ латекс] Проверьте арифметику. Подстановка в выражение для K c (для проверки расчета) дает [латекс] K_c = \ frac {[\ text {PCl} _3] [\ text {Cl} _2]} {[\ text {PCl} _5]} = \ frac {(0.135) (0,135)} {0,87} = 0,021 [/ латекс] Константа равновесия, рассчитанная из равновесных концентраций, равна значению K c , заданному в задаче (при округлении до надлежащего числа значащих цифр). Таким образом, проверяются рассчитанные равновесные концентрации. Проверьте свои знания Уксусная кислота, CH 3 CO 2 H, реагирует с этанолом, C 2 H 5 OH с образованием воды и этилацетата, CH 3 CO 2 С 2 Н 5 . [латекс] \ text {CH} _3 \ text {CO} _2 \ text {H} \; + \; \ text {C} _2 \ text {H} _5 \ text {OH} \; {\ leftrightharpoons} \ ; \ text {CH} _3 \ text {CO} _2 \ text {C} _2 \ text {H} _5 \; + \; \ text {H} _2 \ text {O} [/ latex] Константа равновесия для этой реакции с диоксаном в качестве растворителя составляет 4,0. Каковы равновесные концентрации для смеси, которая составляет 0,15 M в CH 3 CO 2 H, 0,15 M в C 2 H 5 OH, 0,40 M в CH 3 CO 2 C 2 H 5 и 0.40 M в H 2 O смешаны с достаточным количеством диоксана, чтобы получить 1,0 л раствора? Ответ: [CH 3 CO 2 H] = 0,36 M , [C 2 H 5 OH] = 0,36 M , [CH 3 CO 2 C 2 H 5 ] = 0,17 M , [H 2 O] = 0,17 M Проверьте свои знания Колба объемом 1,00 л наполнена 1,00 молями H 2 и 2.00 молей I 2 . Значение константы равновесия реакции водорода и йода с образованием иодистого водорода составляет 50,5 при данных условиях. Каковы равновесные концентрации H 2 , I 2 и HI в моль / л? [латекс] \ text {H} _2 (g) \; + \; \ text {I} _2 (g) \; {\ leftrightharpoons} \; 2 \ text {HI} (g) [/ latex] Ответ: [H 2 ] = 0,06 M , [I 2 ] = 1,06 M , [HI] = 1.88 м Иногда можно использовать химическую проницательность, чтобы найти решения проблем равновесия, фактически не решая квадратное (или более сложное) уравнение. {-} (aq) \ ; \; \; \; \; \; \; K_c = 6.{-}] = 0,150 \; – \; y = 0,010 \; M [/ латекс] Таким образом, оба подхода дают одинаковые результаты (до трех знаков после запятой ) и показывают, что и начальных точек приводят к одним и тем же условиям равновесия. Исходная точка «все реагенты» привела к относительно небольшому изменению ( x ), потому что система была близка к равновесию, в то время как исходная точка «все продукты» имела относительно большое изменение ( x ), которое было почти размером начальные концентрации.Можно сказать, что система, которая начинает «близко» к равновесию, потребует лишь «небольшого» изменения условий ( x ) для достижения равновесия. Напомним, что небольшое значение K c означает, что очень мало реагентов образуют продукты, а большое K c означает, что большинство реагентов образуют продукты. Если систему можно организовать так, чтобы она начинала «близко» к равновесию, то, если изменение ( x ) мало по сравнению с любыми начальными концентрациями, им можно пренебречь.{-6} \; M \; (2 \; \ text {sig. \; Figs.}) [/ Latex] Таким образом, [H + ] = [CN – ] = x = 8,6 × 10 –6 M и [HCN] = 0,15 – x = 0,15 M . В этом случае химическая интуиция может предложить более простое решение. Исходя из константы равновесия и начальных условий, x должно быть мало по сравнению с 0,15 M . Более формально, если [латекс] x \; {\ ll} \; 0,15 [/ latex], то 0,15 – x ≈ 0.4} [/ латекс] Если 0,010 моль Cu 2+ добавить к 1,00 л раствора, который составляет 1,00 M NH 3 , каковы будут концентрации, когда система придет в равновесие? Раствор Начальная концентрация меди (II) 0,010 M . Константа равновесия очень велика, поэтому было бы лучше начать с как можно большего количества продукта, потому что «все продукты» намного ближе к равновесию, чем «все реагенты». Обратите внимание, что Cu 2+ является ограничивающим реагентом; если все 0.{\; \; 2+}] = 0,010 \; M [/ латекс] [латекс] [\ text {NH} _3] = 1,00 \; – \; 4 \; \ times \; 0,010 = 0,96 \; M [/ латекс] Использование этих «смещенных» значений в качестве исходных концентраций с x в качестве концентрации свободных ионов меди (II) в равновесии дает эту таблицу ICE. Так как мы приближаемся к равновесию, x должно быть маленьким, чтобы [латекс] 0,96 \; + \; 4x \; {\ приблизительно} \; 0,96 \; M [/ латекс] [латекс] 0,010 \; – \; x \; {\ приблизительно} \; 0,010 \; M [/ латекс] [латекс] K_c = \ frac {(0.{\; \; 2+}] = 0,010 \; – \; x = 0,010 \; M [/ латекс] Начиная с максимального количества продукта, эта система была близка к равновесию, и изменение ( x ) было очень небольшим. После небольшого изменения, необходимого для достижения равновесия, уравнение для x было значительно упрощено и дало действительный результат с точностью до 5% ошибки. Проверьте свои знания Каковы равновесные концентрации при добавлении 0,25 моль Ni 2+ к 1,00 л 2.{\; \; 2+}] = 0,25 \; M [/ латекс], [NH 3 ] = 0,50 M , [Ni 2+ ] = 2,9 × 10 –8 M , ошибка = 1,2 × 10 –5 % Молярность | Химия для неосновных Цели обучения Определите молярность. Выполните вычисления с учетом молярности. Сколько молекул можно найти в реакции? Химики ежедневно имеют дело с определенным количеством молекул.Наши реакции описываются как взаимодействие такого количества молекул соединения A с таким количеством молекул соединения B с образованием такого количества молекул соединения C. Когда мы определяем, сколько реагента использовать, нам нужно знать количество молекул в данном объеме реагент. Процентные растворы говорят нам только количество граммов, а не количество молекул. 100 мл раствора 2% NaCl будет иметь совсем другое количество молекул, чем 2% раствор CsCl. Итак, нам нужен другой способ говорить о количестве молекул. Молярность Химики в первую очередь нуждаются в выражении концентрации растворов таким образом, чтобы учитывать количество частиц, которые вступают в реакцию согласно определенному химическому уравнению.Поскольку процентные измерения основаны либо на массе, либо на объеме, они обычно не используются для химических реакций. Единица концентрации, основанная на молях, является предпочтительной. Молярность (M) раствора – это количество молей растворенного вещества, растворенного в одном литре раствора. Чтобы вычислить молярность раствора, вы разделите моли растворенного вещества на объем раствора, выраженный в литрах. Обратите внимание, что объем указан в литрах раствора, а не в литрах растворителя.Когда указывается молярность, единицей измерения является символ M, который читается как «молярный». Например, раствор, обозначенный как 1,5 M NH 3 , читается как «1,5-молярный раствор аммиака». Пример задачи: расчет молярности Раствор получают растворением 42,23 г NH 4 Cl в воде, достаточной для получения 500,0 мл раствора. Рассчитайте его молярность. Шаг 1. Составьте список известных количеств и спланируйте проблему. Сначала переводят массу хлорида аммония в моль.Затем молярность рассчитывается делением на литры. Обратите внимание, что данный объем был преобразован в литры. Шаг 2: Решить. Шаг 3. Подумайте о своем результате. Молярность составляет 1,579 M, что означает, что литр раствора будет содержать 1,579 моль NH 4 Cl. Уместны четыре значащие цифры. В лабораторных условиях химик должен часто готовить определенный объем растворов известной молярности.Задача состоит в том, чтобы вычислить необходимую массу растворенного вещества. Уравнение молярности может быть преобразовано в моль, которое затем может быть преобразовано в граммы. См. Пример задачи 16.3. Пример задачи: Химику необходимо приготовить 3,00 л 0,250 М раствора перманганата калия (KMnO 4 ). Какая масса KMnO 4 ей нужна для приготовления раствора? Шаг 1. Составьте список известных количеств и спланируйте проблему. Известно молярность = 0.250 млн объем = 3,00 л молярная масса KMnO 4 = 158,04 г / моль Неизвестно моль растворенного вещества рассчитывается путем умножения молярности на литры. Затем моль переводится в граммы. Шаг 2: Решить. Шаг 3. Подумайте о своем результате. Когда 119 г перманганата калия растворяют в воде для получения 3,00 л раствора, молярность составляет 0,250 М. Посмотрите видео о расчетах молярности: http: // www.youtube.com/watch?v=8oTqwBAvbnY Сводка Описаны расчеты с использованием концепции молярности. Практика Читайте материал и решайте задачи на сайте ниже: http://www.occc.edu/kmbailey/Chem1115Tutorials/Molarity.htm Обзор Что означает M? Что говорит нам молярность, чего не говорит информация о процентном растворе? Что нам нужно знать о молекуле, чтобы проводить расчеты молярности? Глоссарий молярность (M): Число молей растворенного вещества, растворенного в одном литре раствора. Плотность решенных практических задач Перейти к: Плотность горных пород и минералов | Удельный вес горных пород и минералов Вы можете загрузить вопросы (Acrobat (PDF) 25kB Jul24 09), если хотите проработать их на отдельном листе бумаги. Расчет плотности горных пород и минералов Задача 1: У вас есть камень объемом 15 см 3 и массой 45 г. Какая у него плотность? Плотность делится на массу, разделенную на объем, так что плотность составляет 45 г, разделенных на 15 см 3 , что составляет 3.0 г / см 3 . Задача 2: У вас есть другой камень объемом 30 см 3 и массой 60 г. Какая у него плотность? Плотность делится на массу, разделенную на объем, так что плотность составляет 60 г, разделенные на 30 см 3 , что составляет 2,0 г / см 3 . Задача 3: В двух приведенных выше примерах какой камень тяжелее? Что легче? Вопрос касается более тяжелого и более легкого , что относится к массе или весу.Следовательно, все, что вас волнует, это масса в граммах, и поэтому камень весом 60 г во второй задаче тяжелее , а камень весом 45 г (в первом вопросе) легче. Задача 4: В двух приведенных выше примерах какая порода более плотная? какой менее плотный? Вопрос касается плотности , и это отношение массы к объему. Следовательно, первая порода более плотная , (плотность = 3,0), а вторая порода менее плотная , хотя и весит больше, потому что ее плотность всего 2.0. Этот пример показывает, почему важно не использовать слова «тяжелее / легче», когда вы имеете в виду более или менее плотный. Задача 5: Вы решили принести домой валун с пляжа. Его длина по 30 сантиметров с каждой стороны, поэтому его объем составляет 27 000 см. 3 . Он изготовлен из гранита, типичная плотность которого составляет 2,8 г / см 3 . Сколько будет весить этот валун? В этом случае вас просят указать массу, а не плотность.Вам нужно будет изменить уравнение плотности, чтобы получить массу. Если умножить обе стороны на объем, мы оставим в покое массу. Подставляя значения из задачи, В результате масса составляет 75 600 грамм. Это более 165 фунтов! Задача 6: Иногда вдоль побережья используют скалы для предотвращения эрозии. Если камень должен весить 2000 кг (около 2 тонн), чтобы его не сдвинули волнами, какого размера (какого объема) он должен быть? Вы используете базальт, типичная плотность которого составляет 3200 кг / м 3 В этой задаче вам нужен объем, поэтому вам нужно будет изменить уравнение плотности, чтобы получить объем. Умножив обе стороны на объем, мы можем получить объем из числителя (внизу). Затем вы можете разделить обе стороны по плотности, чтобы получить только объем: Подставляя значения, перечисленные выше, Таким образом, объем будет 0,625 м 3 Обратите внимание, что вышеупомянутая проблема показывает, что плотности могут быть в единицах, отличных от граммов и кубических сантиметров. Чтобы избежать потенциальных проблем, связанных с различными блоками, многие геологи используют удельный вес (SG), рассмотренный в задачах 8 и 9 ниже. Изображение с http://www.stat.wisc.edu/~ifischer/Collections/Fossils/rocks.html Задача 7: Вам вручают куб золотистого цвета. Человек хочет, чтобы вы купили его за 100 долларов, говоря, что это золотой самородок. Вы достаете свой старый текст по геологии, ищите золото в таблице минералов и читаете, что его плотность составляет 19,3 г / см 3 . Вы измеряете кубик и обнаруживаете, что он равен 2 см с каждой стороны и весит 40 г. Какая у него плотность? Это золото? Стоит ли покупать это? Для определения плотности вам понадобятся объем и масса начиная с . Вы знаете массу (40 г), но не указываете объем. Чтобы найти объем, используйте формулу объема коробки объем = длина x ширина x высота. Объем куба 2см x 2см x 2см = 8см 3 . Тогда плотность равна массе, разделенной на объем: Таким образом, куб НЕ является золотом , поскольку плотность (5,0 г / см 3 ) не такая, как у золота (19.3 г / см 3 ). Скажите продавцу сходить в поход . Вы даже можете заметить, что плотность пирита (также известного как золото дураков) составляет 5,0 г / см 3 . К счастью, вы не дурак и знаете о плотности! Расчет удельного веса горных пород и минералов Задача 8: У вас есть образец гранита плотностью 2,8 г / см 3 . Плотность воды 1,0 г / см 3 . Каков удельный вес вашего гранита? Удельный вес – это плотность вещества, деленная на плотность воды, поэтому Обратите внимание, что единицы отменяют, поэтому в этом ответе единиц нет.Мы говорим «номер без единиц ». Задача 9: У вас есть образец гранита плотностью 174,8 фунта / фут 3 . Оставить комментарий Отменить ответ Для отправки комментария вам необходимо авторизоваться. Меню Поиск: