1372
.pdfМИНОБРНАУКИ РОССИИ
Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение высшего профессионального образования
«НИЖЕГОРОДСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ АРХИТЕКТУРНОСТРОИТЕЛЬНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ»
ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ
Методические указания к лабораторным работам по общей и неорганической химии для студентов 1 курса направления 270100.62 – Строительство
Нижний Новгород, 2012
2
УДК 541.1 Химическое равновесие
Методические указания к лабораторным работам по дисциплине «Химия» для студентов 1 курса общетехнического факультета, направление 270100Строительство.
Н.Новгород, ННГАСУ, 2012 г., 14 с.
В методическом указании рассматривается сущность химического равновесия, факторы, влияющие на смещение равновесия.
Составили: доц. С.В.Митрофанова
ст.преп. Смельцова И.Л.
проф. Зеляев И.А.
Редактор: проф. В.А.Яблоков
© Нижегородский государственный архитектурно-строительный университет, 2012
3
Введение
Реакции, которые одновременно протекают в двух противоположных направлениях, называются обратимыми. Рассмотрим несколько примеров таких реакций, протекающих с участием твердой, жидкой и газообразной фаз:
СаСО3(тв) СаО(тв) + СО2(г)
FeCl3 (р-р) + 3 NH4(CNS)(р-р) Fe(CNS)3 (р-р) + 3 NH4Cl (р-р)
2Н2(г) + О2(г) Н2О(ж)
Особенность обратимых реакций заключается в том, что они никогда не идут до конца, то есть до полного израсходования исходных веществ. Они всегда идут до установления состояния химического равновесия. Это особое состояние, о котором можно составить неверное представление, что реакции прекратились, но это не так. В состоянии равновесия смесь содержит как исходные вещества, так и продукты реакции, и их концентрации не будут изменяться до тех пор, пока не изменится какой-нибудь фактор (давление в реакторе, объем системы или температура смеси).
Считается, что в принципе обратимыми является большинство реакций, но в зависимости от условий (прежде всего температуры) скорость прямой или обратной реакции может стать практически нулевой и реакция становится практически необратимой. Например, при комнатной температуре реакция водорода с кислородом является практически необратимой. При стехиометрическом составе исходной смеси (то есть на каждые 2 моля водорода приходится 1 моль кислорода) после завершения реакции практически не будет обнаружен ни кислород, ни водород, а будет обнаружена только вода.
Однако при более высоких температурах (более 1000°С) после завершения реакции в смеси обнаруживается не только вода, но и значительные количества не прореагировавших водорода и кислорода. Реакция становится обратимой.
Большинство реакций ведут себя аналогично, переходя при изменении температуры из практически необратимых к обратимым или наоборот.
4
В дальнейшем при рассмотрении обратимых реакций будет иметься в виду, что они реально обратимы в данных условиях.
Таким образом, химическое равновесие характеризуется следующими признаками:
1.Носит динамический характер, то есть является причиной равенства скоростей прямого и обратного процесса
2.При сохранении внешних условий состояние системы не изменяется со временем
3.К состоянию равновесия система может подойти с противоположных сторон. Обратимые реакции всегда заканчиваются равновесием
Закон действия масс. Константа химического равновесия.
Суть закона состоит в том, что в равновесной смеси концентрации всех веществ находятся между собой в определенных отношениях. Это отношение называется константой химического равновесия.
Константа химического равновесия представляет собой отношение произведения равновесных концентраций (или давлений) продуктов реакции, возведенных в степени, равные коэффициентам реакции, к аналогичному произведению для исходных веществ.
Рассмотрим это выражение для условной реакции
аА + bВ сС + dD
Тогда концентрационная константа равновесия (выраженная через концентрации) выглядит так:
Cc Cd
KC = C D
CAa CBb
Где Кс – константа химического равновесия, а подстрочный символ С означает, что она выражена через равновесные концентрации.
5
Аналогично выражается константа равновесия через равновесные давления веществ:
|
|
= |
P c P d |
||
K |
|
C |
D |
||
P |
P a P b |
||||
|
|
||||
|
|
|
|||
|
|
|
A |
B |
|
Кр широко применяется для описания равновесий между газообразными веществами.
Химическая термодинамика утверждает, что при постоянной температуре для конкретной реакции константа равновесия имеет постоянную величину независимо от состава исходной смеси (то есть от способа достижения равновесия).
Константа равновесия зависит от природы веществ, участвующих в реакции, и от температуры. Численное значение константы равновесия позволяет оценить относительное содержание продуктов и реагентов в равновесной смеси, то есть оценить глубину превращения исходных веществ
впродукты реакции к моменту наступления равновесия.
Всостоянии равновесия прямая и обратная реакции протекают с одинаковыми скоростями (Wпрям = Wобр), это кинетический критерий равновесия. При изменении внешних условий (р, Т, С) равновесие в системе может смещаться.
Динамический характер химического равновесия позволяет его смещать различными способами. Под смещением понимается переход системы к новому равновесию с другими равновесными концентрациями при изменении условий. К смещению приводит изменение концентрации одного или нескольких веществ, изменение температуры или давления в системе (последнее - для реакций, в которых участвуют или образуются газообразные соединения).
Причиной смещения равновесия является изменение скорости прямой и/или обратной реакции при внешнем воздействии. Равновесие нарушается, и происходит дополнительное протекание реакции в прямом или в обратном направлении до установления нового равновесия.
6
Влияние изменения условий на равновесие определяется принципом
Ле Шателье:
Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, производится воздействие, то равновесие смещается в сторону той реакции (прямой или обратной), которая ослабляет оказанное воздействие.
Рассмотрим смещение равновесия в эндотермической реакции (идущей с поглощением теплоты):
2СО2(г) 2СО(г) + О2(г); Н>0
Влияние концентрации.
Введение в равновесную систему углекислого газа нарушает равновесие, так как ускоряет прямую реакцию. Реакция пойдет в прямом направлении, пока не установится новое равновесие. При этом концентрации СО и кислорода увеличатся, а концентрация СО2 уменьшится. Равновесие сместится вправо. Аналогично при увеличении концентрации кислорода или СО равновесие сместится влево. Однако во всех этих случаях величина константы равновесия не изменится.
Влияние давления.
При увеличении давления (например, путем сжатия равновесной смеси) согласно принципу Ле Шателье равновесие должно сместится в сторону той реакции, которая приводит к снижению давления (к ослаблению воздействия). Это всегда та реакция, которая идет с уменьшением числа молей газообразных веществ. В данном случае равновесие сместится влево. Но величина константы равновесия не изменится, так как температура не меняется.
Для реакций, проходящих без изменения числа молей газообразных веществ, изменение давления не вызывает смещения равновесия. Например, к таким реакциям можно отнести
H2(г) + Cl2(г) = 2HCl(г)
7
Влияние температуры.
При повышении температуры происходит введение в систему дополнительного количества энергии (в форме теплоты). Это воздействие должно ослабиться при дополнительном протекании эндотермической реакции. В данном случае это прямая реакция. Константа равновесия при смещении равновесия увеличится.
В общем случае при повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической, а при понижении – в сторону экзотермической реакции. При этом константа равновесия будет изменяться. Если же реакция протекает без теплового эффекта, то изменением температуры сместить равновесие нельзя.
Влияние изменения температуры связано с тем, что при повышении температуры ускоряются, как известно, все реакции. Однако прямая и обратная реакции ускоряются в разной степени. Всегда сильнее ускоряется та реакция, которая является эндотермической. Поэтому при повышении температуры равновесие нарушается. При нулевом тепловом эффекте такое ускорение одинаково, поэтому равновесие не смещается.
Влияние катализатора.
Катализатор не влияет на значение константы равновесия, поскольку он снижает энергию активации прямой и обратной реакций на одну и ту же величину. При этом одинаково изменяется скорость прямой и обратной реакций. Катализатор лишь ускоряет достижение равновесия, но не влияет на количественный выход продуктов реакции.
Определение направления самопроизвольной реакции. Уравнение изотермы реакции.
Важнейшее теоретическое и практическое значение в химии имеет возможность предсказания того, в каком направлении будет самопроизвольно протекать обратимая реакция при данных условиях (концентрации веществ и температуры системы) и в каком направлении.
8
Если процесс проводится при постоянном давлении и температуре (имеется в виду равенство давления и температуры системы в начале и по окончании процесса), то направление самопроизвольного процесса необходимо оценивать по величине изменения энергии Гиббса системы в процессе реакции ( G).
Рассчитать величину G для конкретной реакции можно по уравнению изотермы. Для стандартных состояний систем уравнение имеет вид:
G = −RT ln KP
G = −RT ln KС
Зависимость константы равновесия от температуры. Уравнение изобары и изохоры реакции
Для процессов, протекающих при постоянном давлении, зависимость константы равновесия от температуры описывается уравнением изобары:
d ln KP |
= |
H |
|
RT 2 |
|
dT |
||
где Н - энтальпия реакции (тепловой эффект при постоянном давлении). Уравнение содержит константу равновесия КР.
Для процессов, протекающих про постоянном объеме, существует аналогичное уравнение, которое носит название уравнения изохоры. Оно содержит концентрационную константу равновесия КС:
d ln KС |
= |
U |
|
RT 2 |
|
dT |
||
где U также является тепловым эффектом реакции, но при условии постоянного объема.
Интегральная форма уравнения изобары
После неопределенного интегрирования получим:
ln K |
|
= − H |
* |
1 |
+ const |
P |
|
||||
|
R |
T |
|||
|
|
||||
Это уравнение, хотя и является приближенным, широко применяется для описания химического равновесия.
9
При определенном интегрировании уравнения изобары для десятичного логарифма получим:
|
KP |
|
H |
|
1 |
|
1 |
|
lg |
|
= − |
|
|
|
− |
|
|
2 |
|
|
|
|||||
|
|
|
|
|
||||
|
KP1 |
|
2.303R T2 |
|
T1 |
|||
Лабораторная работа №1 Смещение химического равновесия при изменении концентрации
реагентов.
Цель работы: исследовать смещение равновесия для реакции, протекающей в жидкой фазе.
Обменная реакция между растворами хлорида железа и роданида аммония сопровождается изменением окраски раствора.
FeCl3 (желтый) + 3 NH4(CNS) (бесцветный) Fe(CNS)3 (красный) + 3 NH4Cl (бесцветный)
При этом устанавливается химическое равновесие, для которого константа равновесия имеет вид:
Кс =
(константу равновесия для данной реакции записать самостоятельно)
Экспериментальная часть
1.В пробирку налить по 5 мл 0,02 М растворов хлорида железа и роданида аммония, интенсивно встряхнуть. Раствор окрасится в темнокрасный цвет. Если окраска раствора очень темная, разбавить раствор водой.
2.Полученный раствор разлить в 4 пробирки. Первую пробирку оставить как эталон окраски.
3.Во вторую добавить 3-4 капли насыщенного раствора FeCl3; в третью – 3-4 капли насыщенного раствора NH4CNS; в четвертую – несколько кристаллов NH4Cl.
10
4.Результаты наблюдения занесите в таблицу и сделайте вывод о направлении смещения равновесия.
5.Раствор в эталонной пробирке разбавить дистиллированной водой и сделайте вывод о смещении равновесия в этом случае.
№ |
Что добавлено |
Изменения |
Направление |
пробирки |
|
интенсивности окраски |
смещения равновесия |
|
|
|
|
1 |
Н2О |
|
|
|
|
|
|
2 |
FeCl3 |
|
|
|
|
|
|
3 |
NH4CNS |
|
|
|
|
|
|
4 |
NH4Cl |
|
|
|
|
|
|
Вывод: …(сделать самостоятельно, отразив соответствие полученных экспериментальных результатов поставленной цели работы).
Лабораторная работа №2 Смещение химического равновесия при изменении температуры.
Цель работы: исследовать смещение химического равновесия для реакции, протекающей в газовой фазе.
Обратимая химическая реакция димеризации оксида азота в газовой фазе сопровождается значительным изменением окраски.
2 NO2(г) (бурый) |
N2O4(г) (бесцветный) |
Константа равновесия данной реакции имеет вид: |
|
Кс = |
Кр = |
(константу равновесия для данной реакции через равновесные концентрации и равновесные парциальные давления записать самостоятельно)