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

3. Расчет химического аппарата

4. Фазовые равновесия

5. Очаги ядерного, химического и бактериального поражения

6. Теории макроэкономического равновесия

7. Влияние температуры грунта на степень его химического закрепления

8. МЕДИКО-САНИТАРНЫЕ ПРОБЛЕМЫ УНИЧТОЖЕНИЯ ХИМИЧЕСКОГО ОРУЖИЯ

9. Кейнсианская теория макроэкономического равновесия

10. ИОННЫЕ РАВНОВЕСИЯ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ