Работа 3. Направление химических реакций и
химическое равновесие
Цель работы: исследовать влияние температуры на направление химического процесса, изучить некоторые факторы, влияющие на состояние химического равновесия.
Краткая теория
Направление химических реакций
Возможность самопроизвольного протекания химического процесса определяют с помощью уравнения:
ΔG° = ΔH° – TΔS° (1)
где ΔG° – энергия Гиббса (изобарно – изотермический потенциал);
ΔH° – энтальпия; ΔS°– энтропия.
Изменение энергии Гиббса учитывает изменение энтальпии и энтропии реакци-онной системы.
Процесс принципиально возможен при данных условиях, если ΔG < 0.
Процесс принципиально не возможен при данных условиях, если ΔG > 0. Если ΔG = 0, то система находится в состоянии равновесия.
Для реакций, протекающих с увеличением энтропии, увеличение температуры благоприятствует протеканию процесса. Для реакций с уменьшением энтропии, уве-личение температуры препятствует протеканию процесса, т.е. при определенной тем-пературе реакция протекает в обратном направлении.
Химическое равновесие
Большинство химических реакций обратимы. О степени протекания процесса можно судить на основании закона действующих масс, который гласит: частное от деления произведения равновесных концентраций продуктов реакции на произведение равновесных концентраций исходных веществ является величиной постоянной, эту величину называют константой равновесия. Для реакции
aA+bB+... dD+eE+.. K= , (2)
где [A], [B], [E], [D]... равновесные концентрации реагирующих веществ; a, b, d, e… – стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции.
Выражение для константы не должно включать членов, относящихся к участ-вующим в реакции чистым веществам, чистым жидкостям, растворителям, т. к. эти члены постоянны.
По значению константы можно судить о направлении процесса при исходном со-отношении концентраций реагирующих веществ.
Чем больше значение константы равновесия, тем сильнее сдвинуто равновесие в сторону прямой реакции.
Константа химического равновесия зависит от температуры и от природы реаген-тов. При изменении условий равновесие нарушается согласно принципу Ле Шателье: если находящаяся в равновесии система подвергается внешнему воздействию, равно-весие смещается в таком направлении, которое способствует ослаблению этого воз-действия.
Самоионизация воды, ионизация (в разбавленных растворах) слабых электролитов являются обратимыми процессами и подчиняются законам химического равновесия.
Константа автопротолиза
Самоионизацию воды можно описать уравнением:
H2O + H2O OH+3 + OH или H2O H+ + OH
K298 = - для данной температуры.
Обозначим K[H2O] = Kw, тогда Kw= [H+][OH-]=10-14, Kw – ионное произведение воды. Kw – постоянно для воды и разбавленных водных растворов любых веществ.
[H+]=[OH-]= =10-7 моль/л
[H+] > 10-7 – среда кислая, [H+] < 10-7 – среда щелочная.
На практике используют величину pH= - lg[H+], где рН – водородный показатель.
pH > 7 – среда шелочная.
pH < 7 – среда кислая.
pH = 7 – среда нейтральная.
Экспериментальная часть
Опыт 1. Образование и термическое разложение хлорида аммония.
В пробирку с газоотводной трубкой внесите щепотку хлорида аммония NH4Cl. Про-бирку осторожно нагрейте. Объясните исчезновение хлорида аммония на дне пробирки и появление белого осадка на холодных стенках пробирки и газоотводной трубки. Составьте уравнение реакции. Как влияет температура на направление процесса?
Опыт 2. Влияние концентрации реагирующих веществ на состояние равновесия.
Смешайте в химическом стакане по 10 мл разбавленных растворов хлорида железа (III) FeCl3 и тиоцианата аммония NH4NCS. Полученный раствор разлейте в четыре пробирки. Одну из пробирок оставьте для сравнения, а к двум другим прибавьте со-ответственно по 2–3 капли концентрированных растворов хлорида железа (III) и тио-цианата аммония. В третью пробирку добавьте кристаллический хлорид аммония.
Напишите выражение для константы равновесия обратимой реакции:
FeCl3 (p) + 3NH4NSC (p) → Fe(NSC)3 (p) + 3NH4Cl (p)
Объясните, что происходит при добавлении к системе: 1) FeCl3; 2) NH4NCS; 3) NH4Cl.
Опыт 3. Влияние одноименных ионов на диссоциацию слабого электролита.
В две пробирки с 0,1М уксусной кислотой (5,7 мл на 1 л) добавьте метилового оран-жевого. Одну из пробирок оставьте в качестве контрольной, а в другую внесите ацетат натрия СН3СООNa.
Напишите уравнение ионизации и выражение константы ионизации уксусной кислоты. Как влияет на состояние равновесия ионизации уксусной кислоты добавление в раствор ацетата натрия? Объясните окраску индикатора.
Опыт 4. Приближенное определение рН с помощью универсальной индикаторной бумаги.
В стаканы налейте исследуемые растворы: 0,1М раствор соляной кислоты, 0,1М рас-твор уксусной кислоты, 0,1М раствор гидроксида натрия и т.п. (по заданию препода-вателя).
Стеклянной палочкой перенесите 2–3 капли исследуемого раствора на универсальную индикаторную бумагу. Сравните окраску еще сырого пятна с цветной шкалой. Сделайте вывод о приближенном значении рН растворов.
химическое равновесие
Цель работы: исследовать влияние температуры на направление химического процесса, изучить некоторые факторы, влияющие на состояние химического равновесия.
Краткая теория
Направление химических реакций
Возможность самопроизвольного протекания химического процесса определяют с помощью уравнения:
ΔG° = ΔH° – TΔS° (1)
где ΔG° – энергия Гиббса (изобарно – изотермический потенциал);
ΔH° – энтальпия; ΔS°– энтропия.
Изменение энергии Гиббса учитывает изменение энтальпии и энтропии реакци-онной системы.
Процесс принципиально возможен при данных условиях, если ΔG < 0.
Процесс принципиально не возможен при данных условиях, если ΔG > 0. Если ΔG = 0, то система находится в состоянии равновесия.
Для реакций, протекающих с увеличением энтропии, увеличение температуры благоприятствует протеканию процесса. Для реакций с уменьшением энтропии, уве-личение температуры препятствует протеканию процесса, т.е. при определенной тем-пературе реакция протекает в обратном направлении.
Химическое равновесие
Большинство химических реакций обратимы. О степени протекания процесса можно судить на основании закона действующих масс, который гласит: частное от деления произведения равновесных концентраций продуктов реакции на произведение равновесных концентраций исходных веществ является величиной постоянной, эту величину называют константой равновесия. Для реакции
aA+bB+... dD+eE+.. K= , (2)
где [A], [B], [E], [D]... равновесные концентрации реагирующих веществ; a, b, d, e… – стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции.
Выражение для константы не должно включать членов, относящихся к участ-вующим в реакции чистым веществам, чистым жидкостям, растворителям, т. к. эти члены постоянны.
По значению константы можно судить о направлении процесса при исходном со-отношении концентраций реагирующих веществ.
Чем больше значение константы равновесия, тем сильнее сдвинуто равновесие в сторону прямой реакции.
Константа химического равновесия зависит от температуры и от природы реаген-тов. При изменении условий равновесие нарушается согласно принципу Ле Шателье: если находящаяся в равновесии система подвергается внешнему воздействию, равно-весие смещается в таком направлении, которое способствует ослаблению этого воз-действия.
Самоионизация воды, ионизация (в разбавленных растворах) слабых электролитов являются обратимыми процессами и подчиняются законам химического равновесия.
Константа автопротолиза
Самоионизацию воды можно описать уравнением:
H2O + H2O OH+3 + OH или H2O H+ + OH
K298 = - для данной температуры.
Обозначим K[H2O] = Kw, тогда Kw= [H+][OH-]=10-14, Kw – ионное произведение воды. Kw – постоянно для воды и разбавленных водных растворов любых веществ.
[H+]=[OH-]= =10-7 моль/л
[H+] > 10-7 – среда кислая, [H+] < 10-7 – среда щелочная.
На практике используют величину pH= - lg[H+], где рН – водородный показатель.
pH > 7 – среда шелочная.
pH < 7 – среда кислая.
pH = 7 – среда нейтральная.
Экспериментальная часть
Опыт 1. Образование и термическое разложение хлорида аммония.
В пробирку с газоотводной трубкой внесите щепотку хлорида аммония NH4Cl. Про-бирку осторожно нагрейте. Объясните исчезновение хлорида аммония на дне пробирки и появление белого осадка на холодных стенках пробирки и газоотводной трубки. Составьте уравнение реакции. Как влияет температура на направление процесса?
Опыт 2. Влияние концентрации реагирующих веществ на состояние равновесия.
Смешайте в химическом стакане по 10 мл разбавленных растворов хлорида железа (III) FeCl3 и тиоцианата аммония NH4NCS. Полученный раствор разлейте в четыре пробирки. Одну из пробирок оставьте для сравнения, а к двум другим прибавьте со-ответственно по 2–3 капли концентрированных растворов хлорида железа (III) и тио-цианата аммония. В третью пробирку добавьте кристаллический хлорид аммония.
Напишите выражение для константы равновесия обратимой реакции:
FeCl3 (p) + 3NH4NSC (p) → Fe(NSC)3 (p) + 3NH4Cl (p)
Объясните, что происходит при добавлении к системе: 1) FeCl3; 2) NH4NCS; 3) NH4Cl.
Опыт 3. Влияние одноименных ионов на диссоциацию слабого электролита.
В две пробирки с 0,1М уксусной кислотой (5,7 мл на 1 л) добавьте метилового оран-жевого. Одну из пробирок оставьте в качестве контрольной, а в другую внесите ацетат натрия СН3СООNa.
Напишите уравнение ионизации и выражение константы ионизации уксусной кислоты. Как влияет на состояние равновесия ионизации уксусной кислоты добавление в раствор ацетата натрия? Объясните окраску индикатора.
Опыт 4. Приближенное определение рН с помощью универсальной индикаторной бумаги.
В стаканы налейте исследуемые растворы: 0,1М раствор соляной кислоты, 0,1М рас-твор уксусной кислоты, 0,1М раствор гидроксида натрия и т.п. (по заданию препода-вателя).
Стеклянной палочкой перенесите 2–3 капли исследуемого раствора на универсальную индикаторную бумагу. Сравните окраску еще сырого пятна с цветной шкалой. Сделайте вывод о приближенном значении рН растворов.
Последнее изменение: Воскресенье 11 Сентябрь 2011, 18:47