Добавил:
Upload Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз: Предмет: Файл:
Скачиваний:
32
Добавлен:
20.02.2016
Размер:
112.64 Кб
Скачать

Лабораторная работа № 7

Химическое равновесие

Цель работы: определить параметры химического равновесия гомогенной реакции.

Задание

  1. Определить равновесные концентрации веществ в ходе реакции хлорида железа (III) с иодидом калия.

  2. Рассчитать значение константы равновесия вышеуказанной реакции при заданной температуре.

  3. Используя значения константы вышеуказанной реакции для нескольких температур, рассчитать тепловой эффект реакции.

Приборы и материалы

Водяной или воздушный термостат. Конические колбы с притертыми пробками на 100 мл (6 шт.), конические колбы на 100 мл для титрования (6 шт.), бюретка на 25 мл, пипетки на 5, 10 и 25 мл, мерный цилиндр на 100 мл. Растворы FeCl3 – 0,03 M; KJ – 0,03 M; Na2S2O3 – 0,015 М; дистиллированная вода и лед.

Теоретическая часть

Все химические реакции делятся на практически необратимые, например:

BaCl2 + Na2SO4 BaSO4 + 2NaCl

CaCO3 CaO + CO2,

и обратимые, например:

N2 + 3H2 2NH3

FeO + H2 Fe + H2O

Обратимые процессы характеризуются как прямой (), так и обратной () реакции. Согласно закону действующих масс, скорость прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степенях, равных, как правило, стехиометрическим коэффициентам.

Рассмотрим гомогенную реакцию вида:

аА + вВ = сС + dD,

где А и В – исходные вещества,

С и D – продукты реакции,

а, в, с, d – соответствующие стехиометрические коэффициенты.

В процессе реакции скорость прямой реакции (1)

Уменьшается, а обратной (2)

возрастает.

В этих выражениях [ ] – символ концентрации вещества, k – константа химической скорости реакции.

Когда обе скорости сравняются, наступает состояние химического равновесия – число молекул веществ, составляющих химическую систему, перестает меняться и остается постоянным во времени при неизменных внешних условиях. Таким образом, химическое равновесие является динамическим и подвижным – с изменением внешних условий равновесие сдвигается в одну или в другую сторону и возвращается к исходному состоянию, если внешние условия достигает первоначальных значений.

Бесконечно малое изменение внешних условий влечет за собой также бесконечно малое изменение состояния равновесия. Следовательно, химические реакции могут протекать как термодинамически равновесные процессы, т.е. к ним можно применить общие условия термодинамического равновесия.

Из условия , учитывая (1) и (2), можно записать:

k1[A]a[B]b = k2[C]c[D]d или (3)

где КС – константа химического равновесия.

В точных расчетах вместо концентраций используются значения активностей.

Равновесие подвижно, но характеризуется постоянством состава. Для данной реакции КС зависит только от температуры и связана с изменением стандартной энергии Гиббса G уравнением изотермы Вант – Гоффа:

- G = RT ln Kp (4)

Химическая термодинамика позволяет, не проводя процесс, рассчитать величину константы равновесия и оценить выход продуктов реакции.

При изменении внешних условий (температуры, концентрации, давления) состояние равновесия нарушается. Согласно принципу Ле Шателье, если на химическую систему, находящуюся в равновесии, оказать какое-либо воздействие, то в системе усиливаются те процессы, которые стремятся свести это действие к минимуму.

Например, при нагревании равновесной системы, равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, при охлаждении – в сторону экзотермической реакции. Повышение давления сдвигает равновесие в сторону меньших объемов, а понижение – в сторону больших объемов.

Зависимость константы равновесия от температуры при постоянном давлении определяется уравнением изобары (Р=const).

(5)

и изохоры (V = const) Вант – Гоффа.

(6)

где Н и U – выражения тепловых эффектов соответствующих процессов.

В интегральной форме уравнение изобары имеет вид:

(7)

где В – постоянная интегрирования.

Проанализируем уравнение изобары на примере реакции синтеза аммиака: 2 + N2 2NH3 , учитывая, что прямая реакция является экзотермической, а обратная, следовательно, эндотермической.

В экзотермической реакции система теряет тепло и Н  0, в соответствии с выражением (5) и , следовательно, при увеличении температуры (dT  0) константа равновесия будет уменьшаться (dlnR0  0), т.е. при повышении температуры равновесие будет смещаться влево, в сторону обратной эндотермической реакции.

Если же прямая реакция является эндотермической (Н  0), то и и, следовательно, при повышении температуры происходит увеличение КР, т.е. равновесие реакции смещается вправо, но опять же в сторону эндотермической реакции. Следовательно, в обоих случаях концентрации веществ изменябтся, как это и следует из принципа Ле Шателье.

Для интегрирования уравнений изобары и изохоры необходимо знать зависимость теплового эффекта от температуры. Считая, что при небольшом изменении температуры величина Н постоянна, запишем уравнение изобары (7) для температур Т1 и Т2: , .

Отношение между константами равновесия при этих температурах имеет вид:

(8) или же (9).

Из этих уравнений видно, что если тепловой эффект реакции не зависит от температуры, то график зависимости, например представляет собой прямую линию. Если известны константы равновесия для нескольких температур, то построив график в координатах , можно определить константу интегрирования и тепловой эффект реакции.

Так, величина Н = - 2,203Rtg  = - 4,58tg ,

где  – угол наклона прямой к оси абсцисс в координатах Вант – Гоффа.

Экспериментальная часть

В шесть сухих пронумерованных колб с притертыми пробками на 100 мл вносят пипетками заданное количество (табл. 1) растворов KJ и FeCl3 известной концентрации.

Таблица 1.

Объем, мл

Номер колбы

Раствор 0,03 М

1

2

3

4

5

6

FeCl3

25

---

28

---

20

---

KJ

---

25

---

22

---

30

Колбы помещают в термостат при заданной температуре (указывается преподавателем в интервале (30  50)  0,1С.

Приготовить для титрования 6 конических колб емкостью 100 мл, куда вносят по 30 мл дистиллированной воды и ставят их для охлаждения на лед. Охлаждение и разбавление должны приостановить реакцию и фиксировать момент, к которому относится изменение концентрации.

В термостате колбы выдерживают 15 мин, а затем сливают вместе содержимое 1 и 2, 3 и 4, 5 и 6 колб. Момент сливания отмечают по часам и три колбы помещают в термостат. Через 20 минут после смешивания исходных веществ (т.е. после начала реакции), не вынимая колбы из термостата, отбирают по 10 мл каждой реакционной смеси и помещают в охлажденные колбы для титрования. Образующийся в реакции 2FeCl3 + 2KJ = 2FeCl2 + J2 + 2KCl йод титруют 0,015 М раствором тиосульфата натрия (Na2S2O3).

Титрование проводят в два этапа: а) добавляют тиосульфат по каплям до светло-желтой окраски раствора; б) добавляют несколько капель раствора крахмала и продолжают титрование тиосульфатом до исчезновения синего окрашивания (для расчета берется общий объем раствора тиосульфата натрия).

Через 20 минут снова берут пробы для титрования в объеме 10 мл и титруют так, как указано выше. Затем через 20 минут берут третьи пробы и т.д.

Получение одинакового количества мл тиосульфата натрия, пошедшего на титрование йода в двух последовательно взятых пробах, указывает на достижение химического равновесия. Экспериментальные и расчетные данные помещают в табл. 2.

Обработка результатов

Реакция 2FeCl3 + 2KJ = 2FeCl2 + J2 + 2KCl является окислительно-восстановительной, и суть реакции точнее отражается в виде ионного уравнения: 2Fe3+ + 2J- = 2Fe2+ + J2 . Тогда выражение КС для данной реакции можно записать так:

.

Данные титрования и расчеты заносят в таблицу 2.

Таблица 2.

пробы

Колба 1

Колба 2

Колба 3

Вещество

Колба 1

Колба 2

Колба 3

Время отбора пробы

V тиос., мл

Время отбора пробы

V тиос., мл

Время отбора пробы

V тиос., мл

Концентрация, моль/л

Исходная

Равновесная

Исходная

Равновесная

Исходная

Равновесная

1

2

3

4

Значит, для определения КС необходимо знать концентрации

Концентрация йода определяется следующим образом: ,

где - молярность раствора тиосульфата натрия,

Vтиос. – объем тиосульфата натрия, пошедший на титрование пробы, мл

Vаликв. – объем аликвоты, взятой для титрования.

Концентрация железа будет равна удвоенной концентрации Йода, так как на одну молекулу J2 образуется два иона Fe2+

Концентрация Fe3+ определяется так:

, где ,

где С0FeCl3 = 0,03 M

a – количество мл раствора FeCl3

b – количество мл раствора KJ, взятое для реакции.

Концентрация J2 определяется аналогично:

С0KJ = 0,03 M

b – количество мл раствора KJ

a – количество мл раствора FeCl3, взятое для реакции.

8

1

2

7

3

6

4

5