Химическое равновесие

Рассматривая любой химический процесс, например:

,

необходимо учитывать его обратимость, т.е. протекание в двух направлениях: прямом, когда реагенты (С и Н₂О) образуют продукты (СО и Н₂) и в обратном, когда взаимодействие продуктов дает исходные вещества. Хотя известны процессы, протекающие только в одном направлении (необратимо), все же большинство их обратимы (т.е. ни одно из реагирующих соединений не расходуется полностью [8]).

Со временем обратимая реакция достигает состояния химического равновесия, характеризующегося неизменностью во времени концентраций всех веществ. (Однако следует помнить, что химическое равновесие является динамическим, т.е. при этом протекают и прямой, и обратный процессы, но, сколько соединения расходуется по первому, столько же его возникает по второму.)

Состояние химического равновесия характеризуется термодинамической константой. Для реакции (1), ее выражение:

,

где , и – равновесные активности. Напомним, что активности веществ – это их эффективные концентрации, которые рассчитываются по формуле: , где С – молярная концентрация соединения, а – коэффициент его активности. Кроме того, для чистых жидкостей и твердых веществ (в нашем примере – графит) при данной Т активности являются постоянными величинами и потому входят в значение а в выражение константы вместо них ставят единицу [8].

На практике удобнее пользоваться концентрационной константой равновесия (). Для рассмотренной реакции , где квадратными скобками обозначают равновесные молярные концентрации соединений. Отметим, что если , то лишь приблизительно равно .

При изменении (под внешним воздействием) параметров системы: Т, р или С веществ, – равновесие нарушается и устанавливается новое (при других значениях концентрации соединений), т.е. имеет место сдвиг химического равновесия.

Направление, в котором происходит этот сдвиг, определяется принципом Ле Шателье: изменение температуры, давления или концентрации в системе, произошедшее под внешним воздействием, вызывает смещение равновесия в направлении реакции (прямой или обратной), ослабляющей произведенное изменение.

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА «Равновесие»

Примечание. При оформлении отчета для всех процессов, которые будут осуществлены в данной работе, привести выражения констант равновесия (не забывая, что они записываются только по сокращенному ионному виду уравнения).

1. Влияние концентрации реагирующих веществ на состояние химического равновесия. Поместить 1 г хлорида калия в фарфоровую чашку (опыт проводить под тягой!) и прилить 10 мл конц.HNO₃. Поставить чашку на водяную баню и выпарить досуха. Примерно 1/10 сухого остатка растворить в воде и добавить раствор нитрата серебра (реактив на Cl^–). Что наблюдается и почему?

Повторить выпаривание 2–3 раза, каждый раз добавляя к сухому остатку по 10мл концентрированной азотной кислоты и анализируя остаток (после выпаривания) на присутствие хлорид-ионов. Каковы результаты?

Затем к полученной соли прилить 10 мл конц.HCl и выпарить на водяной бане. Часть остатка растворить в 0,5 мл воды и добавить 1 каплю нитрата серебра.

Объяснить все результаты, исходя из того, что процессы, происходящие при выпаривании растворов можно отразить схемой:

.

Очевидно, чем больше в растворе будет -ионов, тем выше доля N-содержащих продуктов, в том числе и в твердом остатке после выпаривания. (И аналогично при увеличении концентрации хлорид-ионов в растворе – больше доля NaCl.)

2. Влияние температуры на состояние химического равновесия

а) В водном растворе. В растворе аммиака существуют равновесия:

, <0;

, >0.

Куда при повышении Т смещается равновесие второго процесса? Почему?

Проверить вывод на опыте, для чего в пробирку налить 3-4 мл воды, добавить 6 капель 0,3%-го раствора аммиака и каплю фенолфталеина. Нагреть смесь на водяной бане, затем охладить. Что наблюдается? Объяснить результаты эксперимента.

б) В газовой фазе. Для реакции димеризации диоксида азота:

, кДж/моль;

– бурый газ, а – почти бесцветный. Таким образом, по изменению окраски газовой смеси можно судить об изменении концентрации ее компонентов, то есть о смещении равновесия в сторону прямой или обратной реакции.

При выполнении опыта (проводить под тягой!) вначале получить оксид азота(IV). Для этого в колбу Вюрца насыпать немного медной стружки, добавить конц.HNO₃, закрыть пробкой с газоотводной трубкой и очень осторожно нагреть.

Образующимся газом заполнить V-образную трубку, после чего оба ее конца плотно закрыть резиновыми пробками и, перевернув концами вниз, поместить одно колено в стакан с горячей водой, другое – с холодной водой. Наблюдается ли изменение окраски? Затем поменять положение концов трубки и через 2–3 минуты снова отметить – есть ли изменение окраски.

В каком направлении происходит смещение равновесия при нагревании? при охлаждении? Почему? Объясните с помощью принципа Ле-Шателье.

3. Влияние рН раствора на состояние химического равновесия

а) Гомогенное равновесие. Ионы придают раствору желтый цвет, а – оранжевый, причем в растворах солей и хроматов, и дихроматов устанавливается равновесие:

, .

К 3 каплям дихромата калия (отметить его цвет) прибавить 2 капли 1М NaOH. Изменяется ли окраска раствора. Затем прибавлять к нему по каплям 1М серную кислоту до тех пор, пока цвет не станет прежним. Каковы причины его изменений? Объяснить, используя приведенное уравнение равновесия.

б) Гетерогенная система. В пробирку налить 2 мл раствора хлорида магния и медленно (по каплям при перемешивании) добавлять 1М щелочи до образования обильного осадка (не более!). Взболтать его, и полученную суспензию разлить в три пробирки. Первую оставить для сравнения, во вторую прилить 1 мл 1М HCl, а в третью – 2 мл 1М хлорида аммония. Что при этом наблюдается? Объясните результаты эксперимента, используя уравнение равновесия:

Mg(OH)₂ = Mg²⁺ + 2OH^–.

Какие выводы можно сделать на основании опытов 2 и 3?

Дата добавления: 2014-11-20