Химическое равновесие и его смещение

Приборы и реактивы: штативы с пробирками, разбавленные и концентрированные растворы FeCl₃, NH₄SCN, кристаллы NH₄Cl.

Опыт 1. Смещение химического равновесия изменением концентрации.

В пробирку налить 5 мл разбавленного раствора хлорида железа и 5 мл разбавленного раствора роданида аммония. Полученный раствор разделить на четыре части.

Первая пробирка служит эталоном сравнения, во вторую пробирку добавить 1 – 2 капли концентрированного хлорида железа, в третью – 1-2 капли концентрированного раствора роданида аммония и в четвертую пробирку – несколько кристалликов хлорида аммония. Сравнить окраски полученных растворов с интенсивностью окраски эталона. Написать уравнение реакции взаимодействия хлорида железа с роданидом аммония. записать выражение константы химического равновесия для данной реакции. Отметить изменение окраски и сделать вывод о смещении химического равновесия при изменении концентрации реагирующих веществ.

3. Растворы. Реакции, протекающие в растворах

3.1. Общая характеристика растворов. Способы выражения концентрации растворов

Вопросы для подготовки к занятию

1. Дисперсные системы. Истинные и коллоидные растворы.

2. Растворимость веществ, факторы, влияющие на растворимость (температура, природа вещества, природа растворителя).

3. Способы выражения концентрации растворов: массовая доля растворенного вещества в растворе, молярная концентрация, молярная концентрация эквивалента, моляльная концентрация, титр, мольная доля, объемная доля.

4. Принцип титриметрического анализа. Расчеты в титриметрии.

Важнейшей характеристикой количественного содержания компонентов в системе является концентрация растворов.

Концентрацией растворов называют определенное массовое (или объемное) содержание растворенного вещества в определенном массовом (или объемном) количестве растворителя или раствора.

Существуют несколько методов выражения концентрации растворов. Рассмотрим самые распространенные из них

Методы выражения концентрации растворов	Обозначение и размерность применяемых величин
Массовая доля растворенного вещества – это отношение массы растворенного вещества к общей массе раствора:	- массовая доля растворенного вещества, безразмерная величина
	mВ - масса растворенного вещества, г
	mР-РА - масса раствора, г
	V - объем раствора, мл
	ρ - плотность раствора, г/мл
Молярная концентрация, или молярность, – число молей растворенного вещества в 1 дм3 (1 литр) раствора:	СМ - молярная концентрация , или молярность; иногда обозначают М
	- количество (число моль) растворенного вещества, моль
	V - объем раствора, дм3 (л)
	mВ - масса растворенного вещества, г
	МВ - молярная масса растворенного вещества, г/моль

Для более рационального решения предложенных задач можно применять вспомогательные формулы

Формула	Применение
mР-РА = V·ρ	Для вычисления массы раствора
	Для воды при 4 оС (1мл = 1 см3)
	Для перехода от процентной к молярной концентрации
	Для перехода от молярной к процентной концентрации
	Для нахождения количества вещества
m1Р-РА+ m2Р-РА= mР-РА	При сливании двух растворов различных концентраций массы первого и второго растворов складываются
m1В+ m2В= mВ	При сливании двух растворов различных концентраций массы растворенных веществ, содержащихся в растворах, складываются
m1В= m2В	При разбавлении растворов водой масса вещества, содержащегося в растворе, остается неизменной

При решении задач необходимо обращать особое внимание на размерность применяемых величин и обязательно приводить их в соответствие друг другу. Поэтому при подстановке численных значений в формулы надо указывать размерность величин.

Титрование – непрерывно контролируемый процесс постепенного небольшими порциями добавления одного вещества к другому. Обычно добавляют вещество, количество которого можно точно измерить, т.е. концентрация которого известна. В титриметрическом анализе измеряют объем реагирующих веществ. Зная количество добавленного вещества, рассчитывают количество определяемого компонента.

Независимо от характера титрования знание точных объемов растворов двух веществ при известной концентрации одного из них – необходимое и достаточное условие успешного определения неизвестной концентрации другого.

Момент, в который при титровании добавлено строго эквивалентное количество вещества, отвечающее стехиометрическому уравнению взаимодействия, называется точкой эквивалентности. В этой точке реакция взаимодействия определяемого вещества с титрантом заканчивается, если она необратима.

Расчеты в титриметрическом анализе

В титриметрическом анализе для выражения концентрации пользуются нормальностью раствора и его титром.

Нормальность раствора — это количество вещества эквивалента растворенного вещества, содержащееся в 1 л раствора. Зная нормальность раствора и эквивалент растворенного вещества, можно рассчитать содержание растворенного вещества в любом объеме раствора.

m =С(f _экв (Х)Х) _* V _* M (f _экв (Х)Х) если объем в л.

Так как растворы одинаковой нормальности содержат в равных объемах одинаковое число эквивалентов растворенных веществ, растворы одинаковой нормальности будут реагировать друг с другом равными объемами. Если же нормальности растворов различны, то отношение объемов реагирующих растворов будет обратно пропорционально отношению их нормальностей. Мате­матически это соотношение выражается таким образом:

где V₁ и V₂—объемы двух реагирующих между собой растворов, а С_н1 и С_н2 их нормальности.

Таким образом, зная нормальность и объем одного раствора и соответствующий ему объем другого раствора, можно определить нормальность этого второго раствора. Это и является основной за­дачей титрования.

Количество граммов растворенного вещества, содержащееся в 1 мл раствора:

где Т—это титр раствора, m — масса растворенного вещест­ва в объеме раствора, равном V мл. Отсюда, зная титр, легко мож­но определить количество растворенного вещества в любом объеме раствора, для этого объем раствора в мл нужно умножить на титр

m = Т _* V

Пример 1. Сколько г H₂SО₄ содержится в 100 мл раствора, титр которого равен 0,0049 г/мл.

m = T _* V = 0,0049 г/мл • 100 мл = 0,49 г.

Нормальность и титр одного и того же раствора можно связать определенным математическим соотношением. Ранее было выве­дено соотношение, с помощью которого можно найти количество вещества в каком-либо объеме раствора, равном V мл:

Отсюда, так как , то

Таким образом, зная нормальность раствора, можно рассчитать его титр, и обратно: зная титр — рассчитать нормальность.

Поправочный коэффициент

При приготовлении растворов очень трудно бывает приготовить раствор точно 0,1 н или 1 н и т. д. Обычно приготовленные рас­творы имеют концентрацию, близкую к заданной (0,1 н или 1 н, или 0,01 н), но все же несколько от нее отличающуюся. Например, приготовленный раствор может иметь концентрацию 0,09897 н или 0,1015 н. Условно оба эти раствора можно считать 0,1 и, так как их концентрация очень близка к 0,1 н, но все же отличается от нее. Чтобы показать, во сколько раз истинная концентрация при­готовленного раствора отличается от теоретической концентрации, которую стремились получить при приготовлении раствора, вводится понятие о поправочном коэффициенте К. Поправочный коэффициент показывает, во сколько раз данный раствор слабее или крепче раствора теоретической концентрации.

Для приведенных выше примеров в первом случае К = 0,09897 / 0,1 = 0, 9897, во втором случае – К = 0,1015 / 0,1 = 1,015.

Оба раствора условно 0,1 н, но для первого К = 0,9897, для второ­го 1,015. Как видно из примеров, поправочный коэффициент всегда близок к единице (1), или несколько меньше или несколько боль­ше ее.

Обычно поправочный коэффициент рассчитывают сразу по ре­зультатам титрования, если только титрованный раствор имеет строго теоретическую концентрацию (0,1 н, 1 н, 0,01 н и т. д.).

Поскольку объемы взаимодействующих растворов обратно про­порциональны их нормальностям

Пример: Допустим, что на титрование 20 мл 0,1 н раство­ра НС1 пошло 19,7 мл приготовленного приблизительно 0,1 н NaOH. Как найти поправочный коэффициент раствора NaOH? Если бы раствор NaOH был бы точно 0,1 н, то на титрование 20 мл 0,1 н НСl пошло бы 20 мл NaOH, на самом же деле пошло 19,7 мл раствора NaOH. О чем это говорит? Видимо, стремились при­готовить 0,1 н раствор NaOH, но он получился несколько крепче, поэтому на титрование его затрачено несколько меньше. Как же узнать поправочный коэффициент? Теоретический объем равен 20мл практический же объем 19,7 мл, значит К = 20 / 19,7 = 1,015, К > 1, так как раствор крепче, чем 0,1 н. Из соотношения можно найти, что V_{теорет.} = К · V _практ.

Отсюда, зная поправочный коэффициент, легко пересчитать объем раствора данной концентрации на эквивалентный ему объем раствора теоретической концентрации.

Например: На титрование H₂SО₄ было затрачено 20 мл 0,1 н NaOH с К=0,9. Какому объему строго 0,1 н раствора NaOH соответствует это количество?

Раствор NaOH имеет К=0,9, т. е. К<1; значит, этот раствор несколько слабее 0,1 н. Следовательно, если бы он был строго 0,1 н, на титрование был бы затрачен меньший объем. Какой же именно ?

V _{теорет.} = K _* V _практ. = 0,9 _* 20 =18 мл.

Возможность с помощью поправочного коэффициента быстро пересчитывать объем раствора данной концентрации на эквива­лентный объем раствора теоретической концентрации очень облег­чает многие аналитические расчеты, поэтому поправочным коэф­фициентом широко пользуются в лабораторной практике, особен­но при производстве массовых анализов.