Изучение химического равновесия

Размещено на http://www.allbest.ru/

Лабораторная работа

Химическое равновесие

1. Теоретическая часть

Равновесное состояние системы - это такое ее состояние, в котором она может находиться бесконечно долго в отсутствие внешнего воздействия. Для обратимой химической реакции равенство скоростей прямой и обратной реакций - условие сохранения равновесного состояния системы.

Обратимые химические реакции - реакции, которые в данных условиях могут самопроизвольно протекать как в прямом, так и в обратном направлении.

Примером обратимой реакции является реакция синтеза йодоводорода из простых веществ:

H2(г) + I2(г) ? 2HI(г)

Изменение скоростей прямой (v1) и обратной (v2) реакций во времени может быть представлено графически следующим образом:

В начальный момент времени в системе присутствуют лишь исходные вещества H2 и I2, и отсутствует HI, поэтому скорость прямой реакции v1 имеет максимальное значение, а скорость обратной реакции v2 равна нулю. С течением времени скорость прямой реакции v1 уменьшается с уменьшением С(H2) и С(I2), а скорость обратной реакции v2 увеличивается с увеличением С(HI). В момент времени, когда скорость прямой реакции станет равна скорости обратной реакции, в системе установится состояние равновесия.

Так как в состоянии равновесия v1 = v2 или k1·[H2]·[I2] = k2·[HI]2, то

,

где К - константа равновесия.

Закон действующих масс. В равновесной системе отношение произведения равновесных концентраций продуктов обратимой реакции к произведению равновесных концентраций исходных веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, есть величина постоянная, называемая константой равновесия.

Для обратимой реакции вида mA + nB ? pC +qD константа равновесия равна

,

а для реакции синтеза аммиака N2 + 3H2 ? 2NH3 константа равновесия имеет вид

Константа равновесия зависит от температуры и природы реагирующих веществ и продуктов реакции, так как от этих параметров зависят константы скорости прямой k1 и обратной k2 реакций. Численное значение константы равновесия не зависит от концентраций реагирующих веществ и продуктов реакции, так как K = k1/k2, а константы скорости реакции не зависят от концентрации реагирующих веществ. Численное значение константы равновесия не зависит также от присутствия в системе катализатора, так как катализатор в одинаковой степени увеличивает или уменьшает значения k1 и k2.

Константа равновесия реакции - это количественная мера степени превращения исходных веществ в продукты реакции. Если для какой-либо химической реакции K = 0, то данная реакция не идет; если К > 1, то равновесие в данной системе смещено вправо, а если К < 1 - то равновесие смещено влево.

Закон смещения равновесия (принцип Ле Шателье - Брауна). Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказывается внешнее воздействие, то равновесие смещается в направлении, уменьшающем данное воздействие.

Под внешним воздействием понимается изменение температуры, давления, концентраций реагентов или продуктов реакции.

Действие температуры. Увеличение температуры смещает равновесие в сторону эндотермической реакции, а уменьшение температуры - в сторону экзотермической реакции.

Например, повышение температуры будет смещать равновесие в системе влево, так как прямая реакция является экзотермической.

2CO(г) + O2(г) - 2CO2(г ) + Q

Действие давления. Повышение давления смещает равновесие в сторону меньшего числа молекул газообразных веществ, а понижение давления - в сторону их большего числа. Давление не влияет на равновесие в жидких и твердых системах.

Например, повышение давления сместит равновесие в системе 2CO(г) + O2(г) - 2CO2(г ) + Q вправо (в сторону меньшего числа молекул газообразных веществ), не повлияет на состояние равновесия в системах H2(г) + Cl2(г) - 2HCl(г) (одинаковое число молекул газообразных веществ) и NaCl(р-р) + AgNO3(р-р) - NaNO3(рр) + AgCl(тв) (отсутствуют газообразные вещества).

Действие концентрации. Увеличение концентрации реагента смещает равновесие в сторону прямой реакции, а увеличение концентрации продукта реакции - в сторону обратной реакции.

Например, увеличение концентрации CO и O2 смещает равновесие в системе 2CO(г) + O2(г) - 2CO2(г) вправо, а увеличение концентрации CO2 смещает равновесие в данной системе влево.

2. Равновесие в гетерогенной системе осадок - насыщенный раствор малорастворимого сильного электролита

В системе, состоящей из осадка какого-либо вещества и его раствора, идут два противоположных по направлению процесса - растворение осадка и осаждение вещества. Равенство скоростей этих двух процессов является условием достижения равновесия в данной системе, а образовавшийся при этом раствор является насыщенным.

1. Термодинамическое и реальное произведения растворимости

Гетерогенное равновесие между осадком малорастворимого сильного электролита KtmAnn и его ионами Ktn+ и Anm- в насыщенном водном растворе может быть представлено следующим уравнением:

KtmAnn m Ktn+ + n Anm-(тв) (насыщенный р-р)

Термодинамическая константа равновесия обратимой реакции растворения-осаждения малорастворимого сильного электролита KtmAnn называется термодинамическим произведением растворимости и выражается следующим образом:

KSо(KtmAnn) ,

где и - активности Ktn+ и Anm- в насыщенном водном растворе, моль/л;

- активность твердого вещества KtmAnn, принимаемая равной единице;

m и n - стехиометрические коэффициенты.

Термодинамическое произведение растворимости малорастворимого сильного электролита - это величина, равная произведению активностей его ионов в насыщенном водном растворе данного электролита, взятых в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам.

Для данного малорастворимого сильного электролита KtmAnn величина KSо(KtmAnn) зависит только от температуры. Она отражает истинную энергию связи ионов в соединении.

Константа равновесия приведенной выше реакции растворения-осаждения KtmAnn, выраженная через равновесные концентрации ионов, называется концентрационным произведением растворимости (KSс):

,

где [Ktn+] и [Anm-] - равновесные концентрации катионов и анионов в насыщенном растворе KtmAnn, моль/л;

f(Ktn+) и f(Аnm-) - коэффициенты активности катионов и анионов;

m и n - стехиометрические коэффициенты.

Величина KSс(KtmAnn) сохраняет постоянство при постоянной температуре и постоянной ионной силе раствора.

Значения термодинамических произведений растворимости большинства малорастворимых в воде сильных электролитов приведены в табл.6 Приложения. Единицы измерения произведения растворимости, равные (моль/л)m+n, обычно опускаются.

2. Условия образования и растворения осадка

Постоянство произведения активностей ионов малорастворимого сильного электролита в насыщенном растворе, находящемся в равновесии с осадком, позволяет решать вопрос о возможности образования или растворения осадка. равновесие осадок раствор электролит

Осадок образуется, если произведение активностей ионов малорастворимого соединения в растворе больше величины его термодинамического произведения растворимости:

аm(Ktn+)Маn(Anm-) > KSо(KtmAnn)

Осадок не образуется или растворяется, если произведение активностей ионов осадка в растворе меньше величины его термодинамического произведения растворимости:

аm(Ktn+)Маn(Anm-) < KSо(KtmAnn)

При равенстве произведения активностей ионов осадка в растворе величине его термодинамического произведения растворимости раствор является насыщенным. Такое состояние системы можно считать соответствующим моменту начала образования осадка.

3. Связь между произведением растворимости и растворимостью малорастворимого электролита

Растворимость - это свойство вещества образовывать гомогенные системы (растворы) с растворителем. Количественно растворимость чаще всего выражается в моль/л (молярная растворимость).

Обозначим молярную растворимость малорастворимого сильного электролита KtmAnn через S(KtmAnn). В случае электролита KtmAnn концентрация катионов Ktn+ в растворе будет равна m·S(KtmAnn) моль/л, а концентрация анионов Anm- - n·S(KtmAnn) моль/л.

После подстановки значений [Ktn+] = m·S(KtmAnn) и [Anm-] = n·S(KtmAnn) в выражение для KSо(KtmAnn) и преобразования полученного выражения, получим формулу, связывающую S(KtmAnn) с Ksо(KtmAnn):

S(KtmAnn)=

Данная формула используется для расчета молярной растворимости малорастворимых соединений в растворе индифферентного сильного электролита (электролита, не имеющего ионов общих с ионами осадка и химически не взаимодействующего с ними).

Для вычисления молярной растворимости в воде малорастворимых соединений используется формула:

S(KtmAnn) =

Зная молярную растворимость соединения KtmAnn, легко вычислить его массовую концентрацию (растворимость в г/л) по формуле:

с(KtmAnn) = S(KtmAnn)·M(KtmAnn)

и рассчитать массу малорастворимого электролита в любом объеме насыщенного раствора по формуле:

m(KtmAnn) = S(KtmAnn)·M(KtmAnn)·V(ppa),

где S(KtmAnn) - молярная растворимость KtmAnn, моль/л;

M(KtmAnn) - молярная масса KtmAnn, г/моль;

V(ppa) - объем насыщенного раствора KtmAnn, л.

3. Экспериментальная часть

Опыт 1. Смещение химического равновесия в гомогенной системе

Смещение химического равновесия вследствие изменения равновесных концентраций реагирующих веществ изучается на примере обратимой реакции между хлоридом железа(III) и тиоцианатом калия. В результате реакции образуется тиоцианат железа(III), окрашивающий раствор в кроваво-красный цвет:

FeCl3 + 3KSCN ? Fe(SCN)3 + 3KCl

Fe3+ + 3SCN- ? Fe(SCN)3

Интенсивность окраски раствора зависит от концентрации Fe(SCN)3.

Смешайте в химическом стакане 20 мл дистиллированной воды с несколькими каплями насыщенных растворов FeCl3 и KSCN. Полученный раствор разделите на три пробирки.

Одну из пробирок оставьте для сравнения. Во вторую пробирку добавьте 5 капель насыщенного раствора FeCl3, а в третью - насыщенного раствора KSCN. Отметьте изменение окраски растворов в каждой из пробирок. Результаты эксперимента занесите в таблицу.

Напишите выражение константы равновесия этой реакции и объясните изменение окраски растворов во второй и в третьей пробирках.

Опыт 2. Условия образования и растворения осадков

Налейте в 3 пробирки по несколько капель раствора хлорида бария, затем прилейте в первую из них раствор сульфата натрия, во вторую - раствор карбоната натрия, а в третью - раствор хромата калия до образования осадков. К каждому из осадков добавьте 2 моль/л раствор уксусной кислоты. Запишите Ваши наблюдения.

BaCl2 + Na2SO4 > BaSO4 + 2NaCl

BaCl2 + Na2CO3 > BaCO3 + 2NaCl

BaCl2 + K2CrO4 > BaCrO4 + 2КCl

BaSO4 + СH3COOH >

BaCO3 + 2СH3COOH > (СH3COO)2Ba + H2O + CO2

BaCrO4 + СH3COOH >

Напишите ионно-молекулярные уравнения реакций осаждения соединений бария и уравнение реакции растворения одного из них в уксусной кислоте. Объясните, почему только одна из малорастворимых солей бария растворилась в уксусной кислоте.

Опыт 3. Смещение химического равновесия в гетерогенной системе

Возьмите в пробирку 5-6 капель раствора нитрата серебра и прибавьте 2-3 капли раствора хромата калия. Обратите внимание на цвет образующегося осадка.

К полученной смеси добавьте 5-6 капель раствора NaCl и перемешайте содержимое пробирки, обратите внимание на изменение цвета осадка.

К содержимому пробирки прибавьте 2-3 капли раствора Na2S и запишите цвет образовавшегося осадка.

Составьте уравнение реакций, описывающих превращение в ряду AgNO3 > Ag2CrO4 > AgCl > Ag2S.

Объясните Ваши наблюдения с использованием значений молярной растворимости соответствующих соединений.

Размещено на Allbest.ru