Студопедия

КАТЕГОРИИ:

АвтоАвтоматизацияАрхитектураАстрономияАудитБиологияБухгалтерияВоенное делоГенетикаГеографияГеологияГосударствоДомЖурналистика и СМИИзобретательствоИностранные языкиИнформатикаИскусствоИсторияКомпьютерыКулинарияКультураЛексикологияЛитератураЛогикаМаркетингМатематикаМашиностроениеМедицинаМенеджментМеталлы и СваркаМеханикаМузыкаНаселениеОбразованиеОхрана безопасности жизниОхрана ТрудаПедагогикаПолитикаПравоПриборостроениеПрограммированиеПроизводствоПромышленностьПсихологияРадиоРегилияСвязьСоциологияСпортСтандартизацияСтроительствоТехнологииТорговляТуризмФизикаФизиологияФилософияФинансыХимияХозяйствоЦеннообразованиеЧерчениеЭкологияЭконометрикаЭкономикаЭлектроникаЮриспунденкция

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ И ЕГО СМЕЩЕНИЕ




Химическим равновесием называется такое состояние реагирующей системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции.

Химическое равновесие остается неизменным до тех пор, пока условия равновесия, при которых оно установилось, сохраняются постоянными. При изменении условий равновесие нарушается. Через некоторое время в системе вновь наступает равновесие, характеризующееся новым равенством скоростей и новыми равновесными концентрациями всех веществ. Переход системы из одного равновесного состояния в другое называется смещением равновесия.

Направление смещения равновесия определяется принципом Ле Шателье:если на систему, находящуюся в равновесии, оказывать внешнее воздействие, то равновесие смещается в направлении, которое ослабляет эффект внешнего воздействия.

При увеличении концентрации исходных веществ и уменьшении концентрации продуктов реакции равновесие смещается в сторону прямой реакции. При увеличении концентраций продуктов реакции и уменьшении концентраций исходных веществ равновесие смещается в сторону обратной реакции. Например, в реакции

2СО + О2 ↔ 2СО2

увеличение концентраций СО, О2 или уменьшение концентрации СО2 приводит к смещению равновесия вправо. Увеличение концентрации СО2 или уменьшение концентраций исходных веществ смещает равновесие влево.

Когда в реакции участвуют газы, равновесие может нарушиться при изменении давления. При увеличении давления в системе равновесие смещается в сторону реакции, идущей с уменьшением числа молекул газа, то есть в сторону понижения давления; при уменьшении давления равновесие смещается в сторону реакции, идущей с возрастанием числа молекул газов, то есть в сторону увеличения давления. Например, в реакции

N2 + 3H2 ↔ 2NH3

в левой части уравнения четыре молекулы, в правой - две, поэтому при повышении давления равновесие смещается вправо, при понижении давления - влево.

При повышении температуры равновесие смещается в направлении эндотермической, при понижении - в направлении экзотермической реакции. Например, в равновесной системе

N2 + O2 ↔ 2NO; ∆Н0 = 180,5 кДж

повышение температуры приводит к смещению химического равновесия в сторону прямой реакции, а понижение температуры - в сторону обратной реакции.

 

Выполнение работы

Опыт 1. Влияние концентрации реагирующих веществ

На химическое равновесие

Для опыта удобно воспользоваться реакцией

FeCl3 + 3KSCN ↔ Fe(SCN)3 + 3KCl

Из веществ этой системы только роданид железа (III) окрашен в красный цвет. Поэтому всякое изменение его концентрации можно легко заметить по изменению интенсивности окраски раствора, что позволяет сделать вывод о направлении смещения равновесия системы при изменении концентрации реагирующих веществ.

Смешайте в пробирке равные объемы разбавленных растворов хлорида железа (III) и роданида калия. Полученный раствор разделите поровну в 4 пробирки. Оставьте одну пробирку для сравнения, а в трех других измените концентрации реагирующих веществ. Для этого добавьте в первую пробирку несколько капель концентрированного раствора роданида калия, во вторую - несколько капель концентрированного раствора хлорида железа (III), в третью - кристаллического хлорида калия. Сравните окраску в трех пробирках с контрольной и сделайте вывод о смещении химического равновесия в каждом случае исходя из принципа Ле Шателье.

Опыт 2. Влияние температуры на химическое равновесие

Прибор, состоящий из двух шаров, заполнен смесью оксида азота (IV) и его димером.

Чистый оксид азота (IV) существует при температуре выше 140°С. Ниже этой температуры NO2 частично полимеризуется по уравнению:

2NO2 ↔ N2O4 ;          ΔH0 = -23 кДж

NO2 - газ бурого цвета, N2O4 - бесцветен. Изменение температуры позволяет судить о смещении равновесия в системе по изменению интенсивности окраски газов.

Один шар прибора опустите в стакан с холодной, а второй - в стакан с горячей водой. Наблюдайте изменение интенсивности окраски газов в шарах. В каком направлении происходит смещение равновесия в данной реакции при нагревании и охлаждении?

Объясните  происходящие  в  приборе  изменения   исходя   из  принципа

Ле Шателье. Сделайте вывод о влиянии температуры на химическое равновесие.

Лабораторная работа 6

РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток, называются электролитами. Распад молекул вещества на ионы называется электролитической диссоциацией. К электролитам относятся кислоты, основания, соли.

Кислоты - электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием ионов водорода:            HCN ↔ H+ + CN-

Основания - электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием гидроксид-ионов:          NH4OH ↔ NH4+ + OH-

Существуют электролиты, которые могут диссоциировать как кислоты и как основания, например:

2H+ + BeO22- ↔ Be(OH)2 ↔ Be2+ + 2OH-

Такие электролиты называются амфотерными. К ним относятся Al(OH)3, Ga(OH)3, Zn(OH)2, Pb(OH)2, Sn(OH)2 и многие другие.

Соли – электролиты, которые при растворении в воде диссоциируют, отщепляя положительные ионы, отличные от ионов водорода, и отрицательные ионы, отличные от гидроксид-ионов:

                                BaCl2 = Ba2+ + 2Cl-

NaHCO3 = Na+ + HCO3-

                                CuOHCl = CuOH+ + Cl-

Все электролиты делят на сильные и слабые. Сильные электролиты полностью диссоциируют на ионы. Сильными электролитами являются почти все соли, основания щелочных и щелочноземельных металлов, кислоты, например H2SO4, HNO3, HCl, HBr, HI, HClO4.

Слабые электролиты в растворах диссоциируют лишь частично. К слабым электролитам относятся большинство органических кислот, например уксусная кислота CH3COOH. Из важнейших неорганических соединений к ним принадлежат H2O, HCN, H2SiO3, HNO2, NH4OH.

Реакции в растворах электролитов протекают между ионами и идут практически необратимо, если в результате реакции образуются осадки, газы, слабые электролиты. Обычно такие реакции изображаются при помощи ионных уравнений. В ионных уравнениях осадки, газы, слабые электролиты пишутся в виде молекул. Хорошо растворимые сильные электролиты пишутся в виде ионов.

Рассмотрим типичные варианты реакций в растворах электролитов.

 

1. AgNO3 + KCl = AgCl↓ + KNO3                               - молекулярное уравнение

                                                   осадок                                                                         

Ag+ + NO3- + K+ + Cl- = AgCl↓ + K+ + NO3-         - полное ионное уравнение

Ag+ + Cl- = AgCl↓                                       - сокращенное ионное уравнение

Сокращенное ионное уравнение выражает сущность протекающей реакции.

2. 2HCl + Na2S = H2S↑ + 2NaCl

                           газ

2H+ + 2Cl- + 2Na+ + S2- = H2S↑ + 2Na+ +2Cl-

2H+ + S2- = H2S

3. 2KCN + H2SO4 = 2HCN + K2SO4

                          слабый электролит

2K+ + 2CN- + 2H+ + SO42- = 2HCN + 2K+ + SO42-

H+ + CN- = HCN

Нередко встречаются процессы, в уравнениях которых с одной стороны равенства имеется малорастворимое соединение, а с другой - слабый электролит. Так, равновесие в системе:

              Mg(OH)2↓ + 2HCl = MgCl2 + 2H2O

                              Mg(OH)2↓ + 2H+ + 2Cl- = Mg2+ + 2Cl- + 2H2O

                    Mg(OH)2↓ + 2H+ = Mg2+ + 2H2O

смещено вправо, поскольку ионы OH- связываются в малодиссоциированные молекулы воды полнее, чем в гидроксиде магния.

 

Выполнение работы










Последнее изменение этой страницы: 2018-04-12; просмотров: 479.

stydopedya.ru не претендует на авторское право материалов, которые вылажены, но предоставляет бесплатный доступ к ним. В случае нарушения авторского права или персональных данных напишите сюда...