Материал: 1010

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

(Время на самостоятельную работу − 6 часов)

Прежде чем рассматривать химическое равновесие и его смещение, необходимо четко разграничить понятия обратимых и необратимых реакций. Приведите примеры тех и других. Какие реакции заканчиваются состоянием химического равновесия? Каково основное условие установления химического равновесия и почему его называют динамическим?

Количественной характеристикой глубины протекания обрати-

мой реакции является константа химического равновесия Кр, мате-

матически определяемая так:

KP k1 , k2

гдеk1,k2 –константыскоростипрямойиобратнойреакцийсоответственно. Она показывает глубину протекания реакции и равна отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакции в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам, к произведению равновесных концентраций исходных веществ в степенях, равных

стехиометрическим коэффициентам.

Примеры: 1) NaOH(ж) + H2SО4(ж) → Na2SO4(ж) + H2O(ж);

K Na2SO4 H2O ;

NaOH H2SO4

2) 2Fe (тв) + O2(г) → 2FeO(тв);

1

K O2 .

Концентрации Fe и FeO не учитываются, т.к. это твердые вещества. Константа равновесия зависит от природы веществ, температуры и не зависит от концентрации.

Влияние внешних условий (концентрации реагентов, температуры, давления) на состояние равновесия определяется принципом Ле Шателье (закономерное влияние внешних условий на равновесие, было установлено французским ученым в 1847г.): если на систему, находящуюся в равновесии, оказывать внешнее воздействие, то рав-

25

новесие смещается в таком направлении, которое ослабляет внешнее воздействие (которое противодействует произведенномуизменению).

Рассмотрите, как каждое из указанных условий смещает равновесие. Влияет ли на смещение равновесия присутствие катализатора?

Рассмотренные зависимости скорости химических процессов и химического равновесия от условий протекания химических реакций позволяют регулировать процессы и сознательно выбирать условия их протекания в заданном направлении.

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА №2

ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И РАВНОВЕСИЕ

Опыт 1. Влияние концентраций на скорость реакции.

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ исследуется на примере реакции

Na2S2O3 + H2SO4 → Na2SO4 + H2O + S↓ + SO2.

В результате реакции раствор становится мутным вследствие выделения свободной серы. Для проведения опыта приготовьте в трех пробирках равные объемы растворов тиосульфата натрия Na2S2O3 различной концентрации, добавив в две пробирки воду, как указано в табл. 2.

Таблица 2

Количество реагентов, необходимых для выполнения опыта 1

Осторожно встряхните пробирки № 1 и 2. В пробирку № 1 добавьте одну каплю 2N раствора H2SO4 и определите время с момента добавления кислоты до едва заметного помутнения раствора. Опыт повторите поочередно с пробирками № 2 и 3. Все данные опыта занесите в таблицу. Начертите график зависимости скорости реакции от

26

концентрации тиосульфата натрия. Для этого на оси абсцисс отложите в определенном масштабе относительные концентрации тиосульфата натрия, а на оси ординат – отвечающие им скорости (в условных единицах). Сделайте вывод о характере зависимости скорости реакции от концентрации реагирующих веществ.

Опыт 2. Влияние температуры на скорость реакции.

Пробирку с 2N раствором серной кислоты поставьте в термостат, вода в котором имеет комнатную температуру. В другую пробирку налейте 10 капель 1N раствора тиосульфата натрия и тоже поместите в термостат на 5 – 10 мин. Не вынимая пробирку с тиосульфатом, добавьте в нее одну каплю 2N серной кислоты из пробирки, находящейся в этом же термостате, отмечайте время до появления мути.

Повторите опыт с растворами тиосульфата и серной кислоты при температурах на 10 и 20 оС выше, чем в предыдущем случае. Полученные данные запишите в табл. 3.

Таблица 3

Количества реагентов, необходимых для выполнения опыта 2

Результаты опыта выразите в графике, откладывая на оси абсцисс температуру и по оси ординат относительную скорость реакции. Сделайте вывод о зависимости скорости реакции от температуры.

Опыт 3. Влияние изменения концентрации реагирующих веществ на смещение равновесия.

Влияние изменения концентрации реагирующих веществ исследуется на примере обратимой реакции

3KCNS + FeCl3 ↔ Fe(CNS)3 + 3KCl.

В четыре конические колбы внесите по 5 – 10 капель разбавленных растворов хлорида железа (III) FeCl3 и роданида калия KCNS. Получившийся в результате реакции роданид железа Fe(CNS)3 сообщает раствору красную окраску. По изменению интенсивности окра-

27

ски можно судить об изменении концентрации Fe(CNS)3, т.е. о смещении равновесия.

Одну пробирку с раствором сохраните в качестве контрольной для сравнения, в другую микрошпателем добавьте кристалл хлорида железа, в третью – кристалл роданида калия, в четвертую – несколько кристаллов хлорида калия. Отметьте изменение интенсивности окраски в каждом случае. Напишите выражение константы равновесия и сделайте вывод о направлении смещения равновесия при изменении концентрации реагентов, исходя из принципа Ле Шателье.

Опыт 4. Влияние температуры на химическое равновесие.

При действии йода на крахмал образуется непрочное соединение сложного состава, окрашенное в синий цвет. Равновесие системы можно условно изобразить следующей схемой:

Крахмал + Йод ↔ Окрашенное вещество + Q.

Эта реакция экзотермическая, идет с выделением тепла. Для выполнения опыта в пробирку налейте 2 – 3 мл крахмала и добавьте 2 – 3 капли йодной воды, наблюдайте появление синей окраски. Нагрейте пробирку. Объясните исчезновение синей окраски. Сделайте вывод о влияние температуры на химическое равновесие.

Решение типовых задач

Пример 1. Написать выражения закона действия масс для реакций:

а) 2NO(г)+Cl2(г) → 2NOCl(г); б) CaCO3(k) → CaO(k)+CO2 (г).

Решение.

а) υ = k[NO]² [Cl2];

б) посколькукарбонат кальция твердоевещество, концентрациякоторогонеизменяетсявходереакции,искомоевыражениебудетиметьвид

υ = k,

т.е.вданномслучаескоростьреакцииприопределеннойтемпературепостоянна.

Пример 2. Во сколько раз изменится скорость прямой и обратной реакций в системе 2SO2(г) + O2(г) ↔ 2SO3(г), если объем газовой смеси уменьшить в три раза? В какую сторону сместится равновесие системы?

28

Решение.

Обозначим концентрации реагирующих веществ: [SO2] = a; [O2] = b;, [SO3] = c.

Согласно закону действия масс скорости прямой и обратной реакций до изменения объема равны: υ = ka²b; υ = kc². После уменьшения объема гомогенной системы в три раза концентрация каждого из реагирующих веществ увеличится в три раза: [SO2] = 3a; [O2] = 3b; [SO3] = 3c.

При новых концентрациях скорости прямой и обратной реакций

акции увеличилась в 27 раз, а обратной – только в 9 раз. Равновесие системы сместилось в сторону образования SO3.

Пример 3. Реакция протекает по уравнению A + B = 2C. Через некоторое время после начала реакции концентрации участвующих в ней веществ стали равными: [A] = 0,5 моль/л; [B] = 0,75 моль/л; [С] = 0,5 моль/л. Определите исходные концентрации веществ А и В. Решение.

По мере протекания реакции концентрации веществ А и В вследствие образования вещества С постепенно уменьшаются. Причем на образование каждых 2 молей этого вещества, как следует из уравнения реакции, расходуется по 1 молю веществ А и В.

Согласно условию задачи, в какой-то момент концентрация конечного продукта составляла 0,5 моль/л. Следовательно, концентрации исходных веществ должны уменьшиться при этом на 0,25 моль/л. Тогда их начальные концентрации были равны:

[А]= 0,75 моль/л; [В] = 1 моль/л.

Пример 4. Реакция протекает согласно уравнению

H2(г) + I2(г) ↔ 2HI(г).

При 508 °С константа скорости этой реакции равна 0,16. Исходные концентрации реагирующих веществ [H2] = 0,04 моль/л; [I2] = 0,05 моль/л. Вычислить начальную скорость реакции и скорость ее в тот момент, когда концентрация водорода уменьшилась вдвое.

29