3. Хімічна рівновага

Більшість реакцій є хімічно оборотними, тобто такими, що одночасно перебігають в протилежних напрямках з різною швидкістю. Такі реакції не проходять до кінця. Через деякий час з початку процесу швидкості прямої та зворотної реакцій вирівнюються і хімічна система стає рівноважною. В ній присутні як вихідні речовини, так і продукти реакції, концентрації яких не змінюються з часом.

Кількісною характеристикою рівноважного стану реакції є її константа рівноваги. За законом діючих мас для рівноважного стану відношення добутку рівноважних концентрацій продуктів реакції в степенях, рівних їх стехіометричним коефіцієнтам, до відповідного добутку для вихідних речовин при Т = const є сталою величиною і не залежить від кількості реагуючих речовин.

Взагальному випадку для оборотної реакціїaA + bB eE + fF вираз для константи рівноваги записується як

, (3.1)

де – рівноважні молярні концентрації учасників реакції.

Для гомогенної реакції має розмірність або , де. Для газофазних реакцій константу рівноваги виражають також через рівноважні парціальні тиски і позначають . Рівняння (3.1) є математичним виразом закону діючих мас для стану рівноваги. Для експериментального визначення константи рівноваги необхідно знати рівноважні концентрації всіх учасників процесу.

Залежність констант рівноваги та від температури описується рівняннями ізобари та ізохори хімічної реакції. Рівняння ізохори в диференційній формі має вигляд:

, (3.2)

де – зміна внутрішньої енергії внаслідок перебігу хімічної реакції (тепловий ефект реакції за умови сталого об’єму). У невеликому інтервалі температур можна вважати = const, тому визначене інтегрування рівняння (3.2) призводить до виразу:

_{, (3.3)}

де і– константи рівноваги відповідно при температурахТ₁ та Т₂.

Знаючи константи рівноваги для двох температур і виходячи з рівняння (3.3), можна розрахувати тепловий ефект хімічної реакції:

. (3.4)

Невизначене інтегрування рівняння (3.2) за умови = const дає:

. (3.5)

З рівняння (3.5) випливає, що є лінійною функцією від . Тепловий ефект реакції можна визначити за тангенсом кута нахилу цієї залежності як

. (3.6)

Виконання роботи

Мета роботи: визначити константу рівноваги хімічної реакції при різних температурах та розрахувати за рівнянням ізохори тепловий ефект реакції.

В роботі досліджується оборотна реакція

2FeCl₃ + 2KІ 2FeCl₂ + I₂ + 2KCl.

Оскільки реакція перебігає у розчині, а солі є сильними електролітами, рівняння реакції в скороченому іонному вигляді можна записати як

2Fe³⁺ + 2I⁻ 2Fe²⁺ + I₂.

Тоді вираз для константи рівноваги реакції матиме вигляд:

.

В одну склянку або колбу наливають мірною піпеткою 50 мл 0,03 – молярного розчину KI, у другу – 50 мл розчину FeCl₃ такої самої концентрації. Склянки занурюють у термостат, налаштований на певну температуру, і чекають 10 – 15 хвилин, щоб розчини нагрілися до заданої температури. Після цього розчини зливають і вмикають секундомір (суміш залишається в термостаті).

Через певні проміжки часу залежно від температури досліду (за вказівкою викладача) відбирають піпеткою 10 мл реакційної суміші. Аліквоту виливають у конічну колбу, в якій міститься приблизно 50 мл дистильованої холодної води, та титрують йод 0,01 – молярним розчином тіосульфату натрію Na₂S₂O₃ за наявності крохмалю до зникнення забарвлення, обумовленого взаємодією йоду з крохмалем. Під час вливання в холодну воду проба розводиться та охолоджується, внаслідок чого реакція майже припиняється. Тому часом відбору проби вважається той момент, коли її вливають у воду. Чим більша температура, тим швидше досягається рівновага (проби відбираються частіше).

Експеримент закінчують тоді, коли об’єм Na₂S₂O₃, що витрачається на титрування двох – трьох послідовно взятих проб, буде практично однаковим, тобто концентрація утвореного йоду вже не змінюється. Це означає, що реакція досягла стану рівноваги. Експериментальні дані зводять у таблицю 3.1 (див. звіт).

За даними таблиці 3.1 будують графік і за цим графіком уточнюють об’єм тіосульфату , який відповідає рівноважній концентрації йоду.

Рівноважні концентрації всіх учасників реакції (моль/л) розраховують таким чином:

а) концентрація йоду:

(згідно з реакцією титрування I₂ + 2Na₂S₂O₃ = 2NaI + Na₂S₄O₆ молярна концентрація йоду удвічі менша за молярність тіосульфату);

б) концентрація іонів Fe²⁺ за рівнянням реакції вдвічі більша за концентрацію йоду:

;

в) концентрація іонів Fe³⁺ дорівнює різниці між початковою концентрацією хлориду заліза (III) та рівноважною концентрацією Fe²⁺:

.

Початкову концентрацію хлориду заліза (III) в реакційній суміші розраховують за концентрацією вихідного розчину та за його розведенням внаслідок змішування з розчином КI:

,

де і – відповідно об’єми вихідних розчинів FeCl₃ та KI;

г) концентрація іонів I⁻ (дивись рівняння реакції):

,

де за аналогією до попереднього випадку з FeCl₃ початкова концентрація KI:

.

За обчисленими рівноважними концентраціями розраховують константу рівноваги реакції.

Дослід проводять при 3 – 4 температурах, обчислюють відповідні константи рівноваги і одержані дані записують в таблицю 3.2 (див. звіт).

За константами рівноваги для декількох температур будують графік , визначають тангенс кута нахилу прямої і на основі рівняння (3.6) розраховують тепловий ефект хімічної реакції.

Звіт

1. Дані експерименту:

температура експерименту: ⁰С;

Таблиця 3.1 – Результати титрування

Час від початку реакції τ, хв

Об’єм , витрачений на титрування І2, мл

2. Побудова графіка . Уточнення за цим графіком максимального об’єму Na₂S₂O₃, витраченого на титрування І₂ ().

3. Розрахунок рівноважних концентрацій (моль/л):

_{; ; ; .}

4. _{Розрахунок константи рівноваги реакції (результат скорочується до цілого числа та зазначається розмірність): Kc =}

5. Таблиця 3.2 – Загальні результати експерименту

t, oC	T, K	K-1	, мл	Kc, л/моль

6. _{Побудова за даними табл. 3.2 графіка ln Kc = f(1/T).}

7. Обчислення тангенса кута нахилу прямої lnK_c = f(1/T) за координатами двох довільних точок, позначених по ходу прямої, за рівнянням:

_,

де – відповідні значення , а– відповідні значення .

8. Визначення за формулою (3.6) теплового ефекту процесу:

= (кДж/моль).

9. Висновок.

ЛІТЕРАТУРА: [1, с. 244 – 247, 255 – 258; 2, с. 110 – 113, 123 – 125; 3, с. 151 – 152, 155 – 156; 4, с. 246 – 252, 256 – 258; 7, с. 9 – 13].