Добавил:
Upload Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз: Предмет: Файл:
Новая метод.вказ.н,ф к.х.doc
Скачиваний:
20
Добавлен:
23.12.2018
Размер:
2.65 Mб
Скачать

Хімічна рівновага

Хімічна рівновага характерна для оборотних реакції, тобто реакцій, що можуть протікати як в прямому, так і в зворотному напрямку. З часом внаслідок зміни концентрації речовин (як вхідних так і продуктів) швидкість прямої і зворотної реакції становляться однаковими, то це означає, що система знаходиться у стані хімічної рівноваги.

Розглянемо цей процес на прикладі оборотної гомогенної реакції в загальному вигляді:

mA + nB  pC + qD

Швидкість прямої реакції відповідно до закону діючих мас (1) визначається рівнянням:

V1 = K1 [A]m[B]n

Швидкість зворотної реакції може бути визначена з рівняння:

V2 = K2 [C]p[D]q

У момент рівноваги V1 = V2 і K1 [A]m[B]n = K2 [C]p[D]q.

Звідки .

Співвідношення двох постійних величин К12 є постійною і можна записати:

(3),

де [A], [B], [C], [D]- рівноважні концентрації речовин, що беруть участь в хімічній реакції, моль/л;

m, n, p, q –стехіометричні коефіцієнти у рівнянні реакції.

Величина К називається константою хімічної рівноваги; вона залежить від температури, природи реагуючих речовин і продуктів реакції, та не залежить від їх концентрацій. Отже хімічна рівновага в оборотних реакціях настає тоді, коли відношення добутку концентрацій утворених продуктів до добутку концентрацій вхідних речовин у відповідних ступенях стають рівними деякій постійній величині.

Хімічна рівновага при незмінних умовах може зберігатися довгий час. Якщо змінити зовнішні умови, в яких система була у стані рівноваги, то рівновага зрушується.

Напрямок зрушування хімічної рівноваги може бути визначений принципом Ле-Шательє: якщо змінити одну з умов при якій система знаходилася в рівновазі (концентрацію, тиск, температуру), то рівновага зрушується у напрямку реакції, що протидіє цій зміні.

Отже, збільшення концентрації вхідних речовин зрушує рівновагу у бік продуктів реакції.

Підвищення температури зрушує рівновагу у напрямку ендотермічного процесу, якщо реакція була екзотермічна.

Збільшення тиску зрушує рівновагу газових реакцій у бік утворення речовин, що мають менший об’єм, або меншу кількість молекул.

Паспорт роботи

Реактиви, посуд.

1.Розчин сірчаної кислоти 2Н

2.Розчин тіосульфату натрію

3.Вода дистильована

4.3 стакани на 50мл

5.1 стакан на 200мл

6.Мірні циліндри по3 шт на одне робоче місце

7.Електроплитка

8.Термометри.

9.Пробірки.

Експеріментальна частина

Техніка безпеки: при роботі з кислотами треба бути обережним. Якщо кислота попадає на одяг або тіло, треба її швидко змити водою, а потім це місце протерти розведеним розчином питної соди.

Електроплитку вимкнути наприкінці заняття!

Дослід №1. Залежність швидкості гомогенної хімічної реакції від концентрації.

В три пробірки налийте по 5мл 2Н розчину H2SO4.

В три стаканчика налийте: в перший 15мл тіосульфату натрію (Na2S2O3), в другий 10мл Na2S2O3 і 5мл Н2О, в третій 5мл Na2S2O3 і 10мл Н2О. Потім по черзі в кожний стаканчик улийте 5мл H2SO4 з пробірки, включіть секундомір і швидко перемішайте. Спостерігайте час появи легкої опалесценції і подальшого помутніння розчину від осадженої вільної сірки в кожному стаканчику. Реакція тіосульфату натрію з сірчаною кислотою йде по рівнянню:

Na2S2O3 + H2SO4= Na2SO4 + S +SO2 +H2O

Результати спостереження записати у таблицю №1.

Таблиця №1

№ стаканчика

Розчин H2SO4 , (мл)

Розчин Na2S2O3, (мл)

H2O, (мл)

Відносна концентрація Na2S2O3

Час до появи помутніння розчину τ, с

Відносна швидкість реакції V=1/τ, (с-1)

1

2

3

5

5

5

15

10

5

0

5

10

3

2

1

Зробіть висновок про зміну швидкості реакції при зміні концентрації і накресліть графік у координатах V=f (С(Na2 S2 O2)).

Дослід №2. Залежність швидкості реакції від температури.

Налийте в одну пробірку 5 мл розчину Na2S2O3, в другу – 5 мл розчину 2Н Н2SO4. Обидві пробірки поставте у стакан з водою і через 5-7 хвилин вимірте температуру води. Потім злийте разом розчини двох пробірок і спостерігайте, за який час з’явиться помутніння. У дві другі пробірки налліть по 5 мл тих самих розчинів. Помістить пробірки в стакан з водою, нагрійте на 100 вище, ніж в попередньому досліді. Злийте розчини і спостерігайте за який час з’явиться помутніння. Повторіть дослід, підняв температуру ще на 100.

Результати досліду запишіть у таблицю №2 і накресліть графік у координатах V =f (t0).

Таблиця №1

№ досліду

Температура досліду, t0 C

Час до появи помутніння τ, с

Відносна швидкість реакції, V=1/τ, (с-1)

1

2

3

Дослід №3. Каталітичне відновлення марганцевокислого калію.

У колбу налити 15 мл 2Н розчину сірчаної кислоти і 0,5 мл розчину КмnO4. Після перемішування розчин порівну розлити в три пробірки. В першу – додайте 0,5 мл 1Н розчину KNO3 і покладіть гранулу цинку. В другу – покладіть тільки гранулу цинку. Третю залиште для порівняння.

Спостерігайте, в якій пробірці розчин марганцевокислого калію швидше знебарвлюється. Запишіть рівняння реакції у відсутності каталізатора, а також рівняння каталітичної реакції з утворенням проміжної сполуки KNO2.

Дослід №4. Вплив зміни концентрації реагуючих речовин на рівновагу хімічної реакції.

У чотири пробірки внесіть по 1 мл розведеного 0,0025Н розчину хлориду тривалентного заліза FeCl3 і роданіда калія KSCN. Одну з пробірок з отриманим розчином зберігайте для порівняння результатів досліду (еталон). В решту пробірок додати такі реактиви: в першу – 1 мл насиченого розчину KSCN, в другу – 1 мл насиченого розчину FeCl3, в третю – декілька кристалів КСІ. Порівняти інтенсивність кольору отриманих розчинів з інтенсивністю кольору еталону. Скласти рівняння відповідної оборотної реакції і написати вираз для константи рівноваги.

Як змінюється інтенсивність забарвлення розчину і в якому напрямку зрушується рівновага системи при додаванні розчинів FeCl3, KSCN і кристалів КСІ.

Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]