Новости

Исследование химического равновесия

Работа добавлена:






Исследование химического равновесия на http://mirrorref.ru

8 Лабораторная работа №7

Исследование химического равновесия

Цель работы:познакомитьсяс явлением химического равновесия, изучить влияние изменения концентрации реагирующих веществ и температуры на смещение химического равновесия.

Оборудование и реактивы:стакан или колба на 50 – 100 мл, пробирки, пипетки капельные, шпатели, колбочка на 50мл с отогнутой вниз газоотводной трубкой,U-образная трубка с двумя хорошо подобранными резиновыми пробками или две пробирки, соединенные между собой стеклянной трубкой, два стакана на 200 – 250мл, электроплитка, снег или лед, 0,1М растворыNH4CNSиFeCl3,концентрированные растворыNH4CNSиFeCl3,кристаллическийNH4Cl,медные стружки, концентрированная азотная кислота.

8.1 Теоретические пояснения

Химические реакции бывают обратимые и необратимые. Необратимые протекают только в одном направлении, в сторону образования продуктов реакции до полного расходования исходных веществ. Обратимые реакции одновременно протекают в двух взаимно противоположных направлениях. Такие реакции не доходят до конца ни в одном из направлений, ни одно из реагирующих веществ не расходуется полностью.

Состояние системы, характеризующееся одновременным протеканием с одинаковыми скоростями двух противоположно направленных химических процессов, называется химическим равновесием. В состоянии равновесия концентрации всех веществ остаются неизменными.

Признаки химического равновесия:

  • состояние системы неизменно во времени при отсутствии внешних воздействий;
  • состояние системы изменяется под влиянием внешних воздействий, сколь бы малы они ни были; через некоторое время в такой системе вновь устанавливается равновесие, но уже при другом соотношении равновесных концентраций всех веществ;
  • состояние системы не зависит от того, с какой стороны она подходит к равновесию (со стороны прямой или обратной реакции);
  • при снятии внешнего воздействия система вновь возвращается в исходное состояние.

В изобарно-изотермических условиях (P;T=const) при равновесии изменение энергии Гиббса системы равно нулю (G=0).

Рассмотрим условную обратимую реакцию

aA+bBcC+dD.

Закондействующих масс для нее запишется в виде:

,(8.1)

гдеК – константа равновесия;

A,B,C,D – равновесные концентрации веществ;

a,b,c,d – стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции.

Константа равновесия зависит от температуры и природы веществ, но не зависит от их концентрации Чем больше величина константы равновесия, тем в большей степени равновесие смещено в сторону образования продуктов реакции. Таким образом, константа равновесия характеризует глубину протекания процесса к моменту равновесия.

Для реакций с участием газов константу равновесия (Кр)можно выразить и через парциальные давления газообразных веществ. Если газы не сильно отличаются по свойствам от идеальных, то между константой, выраженной через парциальные давления (Кр), и константой, выраженной через концентрации (Кс), существует связь:

Kp=Kc(RT),(8.2)

где– изменение числамоль газообразных веществ в ходе реакции в соответствии с ее стехиометрией.

Константа равновесия при температуреТ связана с изменением стандартной энергии Гиббса реакцииG0 при той же температуре соотношением

G0= -RTlnKp.(8.3)

В гетерогенных реакциях концентрация конденсированной фазы практически постоянна, она в неявной форме входит в константу равновесия. В выражение для константы равновесия концентрации конденсированной фазы не включаются.

При изменении внешних условий равновесие смещается потому, что эти изменения по-разному влияют на скорости прямой и обратной реакций. Равновесие смещается в сторону той реакции, скорость которой становится больше.

На равновесие влияет изменение температуры, концентрации веществ, давления в системе (если реакция идет с изменением числамоль газообразных веществ). Введение катализатора не смещает равновесие, так как он в равной мере изменяет скорость как прямой, так и обратной реакции. Катализатор лишь сокращает время достижения системой состояния равновесия.

В общем случае направление смещения равновесия определяется принципом Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказать внешнее воздействие, то равновесие сместится в том направлении, которое ослабляет это воздействие.

8.2 Методика проведения опыта

8.2.1 Смещение химического равновесия при изменении концентрации веществ

В небольшом стакане смешайте по 2мл разбавленных растворовFeCl3 иNH4CNS. Разбавьте полученный раствор дистиллированной водой так, чтобы он был светло-красным. В этом случае легко заметить как усиление, так и ослабление интенсивности окраски. Красный цвет раствора обусловлен роданидом железа (III), а точнее комплексным аниономFe(CNS)63-,который образуется в результате обратимой реакции:

FeCl3+6 NH4CNS (NH4)3Fe(CNS)6+3 NH4Cl

Fe3++6 (CNS)-Fe(CNS)63-.

Раствор из стаканчика разлейте поровну в 4 пробирки. Одну из пробирок используйте в качестве контрольной. Во вторую пробирку добавьте 2 – 3 капли концентрированного раствораFeCl3, в третью – немного кристаллическогоNH4Cl, в четвертую добавьте 2 – 3 капли насыщенного раствораNH4CNS. Встряхните содержимое пробирок. Сравните окраску раствора в трех пробирках с контрольной пробиркой. По изменению интенсивности окраски можно судить о направлении смещения химического равновесия. Заполните таблицу 8.1.

Таблица 8.1 – Результаты опыта

№ пробирки

Что добавлено

Как изменилась интенсивность окраски

В какую сторону сместилось равновесие

1

2

3

4

растворFeCl3

кристаллическийNH4Cl

растворNH4CNS

Запишите выражение для константы равновесия данной реакции и на его основе, а также на основе принципа Ле Шателье объясните наблюдаемые явления.

8.2.2 Влияние изменения температуры на смещение химического равновесия (опыт демонстрируется преподавателем)

Оксид азота (IV) способен димеризоваться. В результате обратимой реакции

2NO2N2O4+54,39 кДж

устанавливается химическое равновесие. Так какNO2 – газ темно-бурого цвета, аN2O4 – бледно-желтый, почти бесцветный газ, то по изменению окраски газовой смеси можно судить о концентрации ее компонентов, то есть о смещении равновесия в сторону прямой или обратной реакции.

U-образную трубку заполняют оксидом азота (IV), который получают по реакции взаимодействия меди с концентрированной азотной кислотой. Для этого в колбочку кладут немного медных стружек и приливают к ним 5 – 10мл концентрированной азотной кислоты. Затем закрывают колбу газоотводной трубкой, и опускают ее конец в U-образную трубку. Все операции осуществляются под тягой.

После того, какU-образная трубка наполнится коричневым газом, ее концы плотно закрывают резиновыми пробками. Одно колено трубки помещается в стакан с горячей водой, другой – в воду со льдом или снегом. Наблюдается изменение окраски в обоих коленах. В каком направлении происходит смещение равновесия данной реакции при нагревании и охлаждении?

Заполните таблицу 8.2.

Таблица 8.2 – Результаты опыта

Температура

Как изменилась окраска газа

В какую сторону сместилось равновесие

Выше комнатной

Ниже комнатной

Ле Шателье.

8.3 Примеры решения задач

Пример 1

Как повлияет на равновесие реакции

2SO2+O22SO3;H= - 172,38 кДж

а) увеличение концентрацииSO2,

б) повышение давления в системе,

в) охлаждение системы,

г) введение в систему катализатора?

Решение

В соответствии с принципом Ле Шателье при увеличении концентрацииSO2 равновесие сместится в сторону процесса, приводящего к расходованиюSO2, то есть в сторону прямой реакции образованияSO3.

Реакция идет с изменением числамоль газообразных веществ, поэтому изменение давления приведет к смещению равновесия. При повышении давления равновесие сместится в сторону процесса, противодействующего данному изменению, то есть идущего с уменьшением числамоль газообразных веществ, а, следовательно, и с уменьшением давления. В соответствии с уравнением реакции, числомоль газообразных исходных веществ равно трем, а числомоль продуктов прямой реакции равно двум. Поэтому при повышении давления равновесие сместится в сторону прямой реакции образованияSO3.

Так какН 0, то прямая реакция идет с выделением тепла (экзотермическая реакция). Обратная реакция будет протекать с поглощением тепла (эндотермическая реакция). В соответствии с принципом Ле Шателье, охлаждение вызовет смещение равновесия в сторону реакции, идущей с выделением тепла, то есть в сторону прямой реакции.

Введение в систему катализатора не вызывает смещения химического равновесия.

Пример 2

Вычислить константу равновесия реакции

FeO(к)+H2(г)Fe(к)+H2O(г)

при 250С. В какую сторону смещено равновесие? Определить температуру установления равновесия, если все вещества находятся в стандартных состояниях, а зависимостьюH0 иS0от температуры можно пренебречь.

Решение

Константа равновесия связана с изменением стандартной энергии Гиббса реакции уравнением

,

.

Воспользовавшись справочными значениями стандартных энергий Гиббса образования веществ, найдемG0р-ции:

G0р-ции=G0(H2O(г))+G0(Fe(к))-G0(FeO(к))-G0(H2(г))=

=- 228,61 (кДж/моль) +0 – (-244,3 (кДж/моль))– 0 =15,59 кДж =15,59 103 Дж

Кр==0,0018

Константа равновесия меньше единицы, следовательно, равновесие при 250С (298 К) смещено в сторону обратной реакции.

В состоянии равновесияG0= 0.Так какG0=Н0 -TS0,то равновесие установится при температуреT=Н0 /S0.

Воспользовавшись справочными значениями стандартных энтальпий образования веществ и их стандартных энтропий, вычислим значенияН0р-ции иS0р-ции:

Н0р-ции=Н02О(г)) +Н0(Fe(к)) -Н0(FeO(к)) -Н02(г)) =

=- 241,82 (кДж/моль)+ 0(- 263,7 (кДж/моль)) –0 =21,88 кДж.

S0р-ции=S02О(г)) +S0(Fe(к)) -S0(FeO(к)) -S02(г)) =

=0,1887( кДж/моль К) +0,02715( кДж/моль К) –0,05879 (кДж/моль К) –

-0,13058 (кДж/моль К) = 0,02648 кДж/К.

Найдем значение температуры, при которой установится равновесие:

Т = 21,88( кДж) : 0,02648( кДж/К) = 826 К.

Пример 3

При температуре 973К константа равновесия реакции

NiO +H2Ni +H2O(г)

равна 0,32. Рассчитать равновесные концентрации веществ газовой смеси, если начальная концентрация водорода равна 3 моль/л.

Решение

Считаем, что начальная концентрация паров воды равнялась нулю. Выражение для константы равновесия данной гетерогенной реакции имеет следующий вид:

КС=Н2О /Н2.

Пусть к моменту равновесия концентрация паров воды стала равнах моль/л.Тогда в соответствии со стехиометрией реакции, концентрация водорода уменьшилась нах моль/л и стала равной(3 –х) моль/л.

Подставим равновесные концентрации в выражение для константы равновесия:

КС=х / (3 – х); х / (3 – х)=0,32;х=0,73 моль/л.

Итак, равновесная концентрация паров воды равна 0,73моль/л, равновесная концентрация водорода равна 3 – 0,73 = 2,27моль/л.

8.4 Требования к уровню подготовки студентов

  • Знать понятия: химическое равновесие, константа химического равновесия.
  • Знать признаки химического равновесия, взаимосвязь между константой равновесия и энергией Гиббса, принцип Ле Шателье, как влияют изменения концентрации реагентов, температуры, давления на состояние равновесия.
  • Уметь записывать выражение для константы равновесия гомогенной и гетерогенной реакции, вычислять значение константы равновесия по значениям равновесных концентраций реагентов, определять направление смещения химического равновесия, используя принцип Ле Шателье, вычислять значениеG0по значению константы равновесия и наоборот, оценивать по величинамG0иКглубину протекания процесса в данном направлении, рассчитывать температуру равновесного состояния системы по уравнениюG=Н - TS.

8.5 Задания для самоконтроля

8.5.1 Записать выражения для констант равновесия следующих реакций:

CaCO3CaO + CO2

FeO + H2Fe + H2O(пар)

BaSO4(кр.) Ba2+(р-р) + SO42-(р-р)

N2 + 3H22NH3

8.5.2 Вычислите константу равновесия реакции

N2 + 3H22NH3

При 250С, если стандартная энергия Гиббса образования аммиака при этой температуре  - 16,71 кДж/моль.В какую сторону смещено равновесие?

8.5.3 Определить температуру, при которой установится равновесие реакции из предыдущего задания, принимая, что все газы находятся в стандартных состояниях, а зависимостьюH0 иS0от температуры можно пренебречь. При решении задачи воспользоваться справочником физико-химических величин.

8.5.4 Равновесие реакции

H2 +I22HI

установилось при концентрациях водорода, йода и йодоводорода, равных 0,3; 0,08; 0,35моль/лсоответственно. Определить исходные концентрации йода и водорода.

8.5.5 В какую сторону сместятся равновесия реакций:

2N2+ O22N2O;Н=56,90кДж

2CO + O22CO2;Н= - 568,48кДж

BrH2 +Br2;Н= 59,83 кДж

а) при понижении температуры,

б) при повышении давления,

в) при введении в реакционную смесь дополнительных количеств одного из продуктов реакции?

8.5.6 В каком направлении сместится равновесие обратимой реакции

CO +H2OCO2 +H2 +Q

при понижении температуры?

а) в сторону продуктов реакции;

б) в сторону реакции, приводящей к уменьшению концентрации водорода;

в) в сторону исходный веществ;

г) температура не влияет на равновесие.

8.5.7 Какова сумма показателей степеней в числителе выражения для константы равновесия реакции

4HCl + O2 2H2O (г) + 2Cl2 ?

а) 5;б) 2;в) 3;г) 4

8.5.8 В каком направлении сместится равновесие обратимой реакции

PCl5PCl3 +Cl2

при увеличении концентрации хлора?

а) равновесие не сместится;

б) влево;

в) в сторону реакции разложения;

г) вправо.

8.6 Список рекомендуемой литературы

8.6.1 Коровин Н.В. Общая химия: Учебник для технических направ. и спец. вузов. – М.: Высш. шк., 1998. – 559 с.

8.6.2 Глинка Н.Л. Общая химия: Учебное пособие для вузов/ Под ред. А.И.Ермакова. – М.: Интеграл-Пресс, 2002. – 728 с.

8.6.3 Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии: Учебное пособие для вузов/ Под ред. В.А.Рабиновича и Х.М.Рубиной. – М.: Интеграл-Пресс, 2002. С.79 – 94.

Исследование химического равновесия на http://mirrorref.ru


Похожие рефераты, которые будут Вам интерестны.

1. Реферат Что такое константа равновесия. От каких параметров она зависит. Как, используя константу, определить смещение равновесия реакции Сгр + СО2 = 2 СО с повышением температуры, давления и дисперсности графита

2. Реферат Уравнения равновесия плоской системы сил (три вида). Уравнения равновесия плоской системы параллельных сил (два вида)

3. Реферат Расчет химического аппарата

4. Реферат Фазовые равновесия

5. Реферат Очаги ядерного, химического и бактериального поражения

6. Реферат Теории макроэкономического равновесия

7. Реферат Влияние температуры грунта на степень его химического закрепления

8. Реферат МЕДИКО-САНИТАРНЫЕ ПРОБЛЕМЫ УНИЧТОЖЕНИЯ ХИМИЧЕСКОГО ОРУЖИЯ

9. Реферат Кейнсианская теория макроэкономического равновесия

10. Реферат ИОННЫЕ РАВНОВЕСИЯ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ