Исследование химического равновесия

Цель работы: познакомитьсяс явлением химического равновесия, изучить влияние изменения концентрации реагирующих веществ и температуры на смещение химического равновесия.

Оборудование и реактивы: стакан или колба на 50 – 100 мл, пробирки, пипетки капельные, шпатели, колбочка на 50 мл с отогнутой вниз газоотводной трубкой, U-образная трубка с двумя хорошо подобранными резиновыми пробками или две пробирки, соединенные между собой стеклянной трубкой, два стакана на 200 – 250 мл, электроплитка, снег или лед, 0,1М растворы NH₄CNS и FeCl₃, концентрированные растворы NH₄CNS и FeCl₃, кристаллический NH₄Cl, медные стружки, концентрированная азотная кислота.

6.1 Теоретические пояснения

Химические реакции бывают обратимые и необратимые. Необратимые протекают только в одном направлении, в сторону образования продуктов реакции до полного расходования исходных веществ. Обратимые реакции одновременно протекают в двух взаимно противоположных направлениях. Такие реакции не доходят до конца ни в одном из направлений, ни одно из реагирующих веществ не расходуется полностью.

Состояние системы, характеризующееся одновременным протеканием с одинаковыми скоростями двух противоположно направленных химических процессов, называется химическим равновесием. В состоянии равновесия концентрации всех веществ остаются неизменными.

Признаки химического равновесия:

˗ состояние системы неизменно во времени при отсутствии внешних воздействий;

˗ состояние системы изменяется под влиянием внешних воздействий, сколь бы малы они ни были; через некоторое время в такой системе вновь устанавливается равновесие, но уже при другом соотношении равновесных концентраций всех веществ;

˗ состояние системы не зависит от того, с какой стороны она подходит к равновесию (со стороны прямой или обратной реакции);

˗ при снятии внешнего воздействия система вновь возвращается в исходное состояние.

В изобарно-изотермических условиях (P; T=const) при равновесии изменение энергии Гиббса системы равно нулю (DG=0).

Рассмотрим условную обратимую реакцию

aA+bB⇄ cC+dD.

Закондействующих масс для нее запишется в виде:

,                                                   (6.1)

где К_С – константа равновесия;

[A], [B], [C], [D] – равновесные концентрации веществ, моль/л;

a, b, c, d – стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции.

Константа равновесия зависит от температуры и природы веществ, но не зависит от их концентраций Чем больше величина константы равновесия, тем в большей степени равновесие смещено в сторону образования продуктов реакции. Таким образом, константа равновесия характеризует глубину протекания процесса к моменту равновесия.

Для реакций с участием газов константу равновесия (К_р)можно выразить и через парциальные давления газообразных веществ. Если газы не сильно отличаются по свойствам от идеальных, то между константой, выраженной через парциальные давления (К_р), и константой, выраженной через концентрации (К_с), существует связь:

K_p=K_c×(RT)^Dn,                                       (6.2)

где Dn– изменение числа моль газообразных веществ в ходе реакции в соответствии с ее стехиометрией.

Константа равновесия при температуре Т связана с изменением стандартной энергии Гиббса реакции DG⁰ при той же температуре соотношением

DG⁰= - RT×lnK,                                    (6.3)

где К – термодинамическая константа равновесия, безразмерная величина, выраженная через относительные парциальные давления.

,                                      (6.4)

где Р₀ – стандартное атмосферное давление.

В гетерогенных реакциях концентрация конденсированной фазы практически постоянна, она в неявной форме входит в константу равновесия. В выражение для константы равновесия концентрации конденсированной фазы не включаются.

При изменении внешних условий равновесие смещается потому, что эти изменения по-разному влияют на скорости прямой и обратной реакций. Равновесие смещается в сторону той реакции, скорость которой становится больше.

На равновесие влияет изменение температуры, концентрации веществ, давления в системе (если реакция идет с изменением числа моль газообразных веществ). Введение катализатора не смещает равновесие, так как он в равной мере изменяет скорость как прямой, так и обратной реакции. Катализатор лишь сокращает время достижения системой состояния равновесия.

В общем случае направление смещения равновесия определяется принципом Ле Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказать внешнее воздействие, то равновесие сместится в том направлении, которое ослабляет это воздействие.

6.2 Методика проведения опыта

6.2.1 Опыт№1. Смещение химического равновесия при изменении концентрации веществ

В небольшом стакане смешайте по 2мл разбавленных растворов FeCl₃ и NH₄CNS. Разбавьте полученный раствор дистиллированной водой так, чтобы он был светло-красным. В этом случае легко заметить как усиление, так и ослабление интенсивности окраски. Красный цвет раствора обусловлен роданидом железа (III), а точнее комплексным анионом [Fe(CNS)₆]^3-,который образуется в результате обратимой реакции:

FeCl₃+6 NH₄CNS⇄ (NH₄)₃[Fe(CNS)₆]+3 NH₄Cl

Fe³⁺+6 (CNS)^- ⇄ [Fe(CNS)₆]^3-.

Раствор из стаканчика разлейте поровну в 4 пробирки. Одну из пробирок используйте в качестве контрольной. Во вторую пробирку добавьте 2 – 3 капли концентрированного раствора FeCl₃, в третью – немного кристаллического NH₄Cl, в четвертую добавьте 2 – 3 капли насыщенного раствора NH₄CNS. Встряхните содержимое пробирок. Сравните окраску раствора в трех пробирках с контрольной пробиркой. По изменению интенсивности окраски можно судить о направлении смещения химического равновесия. Заполните таблицу 6.1.

Таблица 6.1 – Результаты опыта

№ пробирки	Что добавлено	Как изменилась интенсивность окраски	В какую сторону сместилось равновесие
1 2 3 4	раствор FeCl3 кристаллический NH4Cl раствор NH4CNS

Запишите выражение для константы равновесия данной реакции и на его основе, а также на основе принципа Ле Шателье объясните наблюдаемые явления.

6.2.2 Опыт №2. Влияние изменения температуры на смещение химического равновесия (опыт демонстрируется преподавателем)

Оксид азота (IV) способен димеризоваться. В результате обратимой реакции

2NO₂ ⇄ N₂O₄+54,39 кДж

устанавливается химическое равновесие. Так как NO₂ – газ темно-бурого цвета, а N₂O₄ – бледно-желтый, почти бесцветный газ, то по изменению окраски газовой смеси можно судить о концентрации ее компонентов, то есть о смещении равновесия в сторону прямой или обратной реакции.

U-образную трубку заполняют оксидом азота (IV), который получают по реакции взаимодействия меди с концентрированной азотной кислотой. Для этого в колбочку кладут немного медных стружек и приливают к ним 5 – 10 мл концентрированной азотной кислоты. Затем закрывают колбу газоотводной трубкой, и опускают ее конец в U-образную трубку. Все операции осуществляются под тягой.

После того, как U-образная трубка наполнится коричневым газом, ее концы плотно закрывают резиновыми пробками. Одно колено трубки помещается в стакан с горячей водой, другой – в воду со льдом или снегом. Наблюдается изменение окраски в обоих коленах. В каком направлении происходит смещение равновесия данной реакции при нагревании и охлаждении?

Заполните таблицу 6.2.

Таблица 6.2 – Результаты опыта

Дайте объяснение наблюдаемым явлениям, исходя из принципа
Ле Шателье.

6.3 Примеры решения задач

Пример 1