Модуль 2. ОБЩИЕ ЗАКОНОМЕРНОСТИ ПРОТЕКАНИЯ ХИМИЧЕСКИХ ПРОЦЕССОВ

Работа 7. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ В ГОМОГЕННЫХ И ГЕТЕРОГЕННЫХ СИСТЕМАХ

Цель работы — ознакомление с понятием химического равновесия в гомогенных реакциях и изучение факторов, влияющих на состояние динамического равновесия.

Теоретическая часть

Химическое равновесие устанавливается в реагирующей системе, между компонентами которой осуществляется обратимая реакция, протекающая как в прямом (от реагентов к продуктам), так и в обратном направлениях (от продуктов к реагентам). Вследствие химической обратимости реакции до конца не идут, и с течением времени скорость прямой реакции уменьшается, а обратной — увеличивается. Когда обе скорости станут равными, система придет в состояние химического равновесия — концентрации реагирующих веществ становятся вполне определенными и постоянными при условии, что давление и температура в системе остаются неизменными.

Истинное химическое равновесие характеризуется:

•термодинамической устойчивостью, т. е. способностью сохранять неизменный состав системы при отсутствии внешних воздействий;

•возможностью установления равновесия как со стороны реагентов, так и со стороны продуктов реакции;

54

•подвижностью, т. е. способностью переходить в новое состояние равновесия при внешнем воздействии или возвращаться в исходное состояние при прекращении воздействия в соответствии

спринципом Ле Шателье — Брауна: если на систему, находящуюся в равновесии, оказывать внешнее воздействие, то в системе происходит смещение равновесия в направлении процесса, ослабляющего оказываемое воздействие;

•динамическим характером, т. е. обратимым равновесным протеканием процесса как в прямом, так и в обратном направлениях.

Равновесие в обратимых химических реакциях описывается законом действующих масс: отношение произведения равновесных концентраций (или парциальных давлений) продуктов реакции, взятых в степенях их стехиометрических коэффициентов, к произведению равновесных концентраций (или парциальных давлений) исходных веществ, взятых в степенях их стехиометрических коэффициентов, есть величина постоянная (при постоянной температуре реакции Т = const). Эту постоянную величину называют

константой равновесия K.

Для обратимой гомогенной реакции

νAA + νBB νDD + νFF,

в которой все реагенты подчиняются законам идеальных газов, константа равновесия может быть выражена в виде отношения равновесных молярных концентраций реагирующих веществ (KC), равновесных парциальных давлений (Kp) или равновесных молярных долей (KX):

Между константами KC, Kp и KX можно установить связь, используя уравнение Менделеева — Клапейрона ( pV = nRT) и закон Дальтона (pi = Xip0, где pi — парциальное давление i-го газа, p0 — общее давление в системе, Xi — молярная доля i-го газа):

Kp = KC(RT)Δν; Kp = KХ (p0)Δν,

где Δνгаз = (νD + νF ) – (νA + ν B).

55

Константы равновесия Kp, KC и KХ вычисляют через равновесные составы реагирующей смеси, они равны, если Δν = 0, и могут быть размерными, если Δν ≠ 0.

Термодинамическая константа равновесия K0 безразмерна и может быть вычислена по стандартной энергии Гиббса:

Константы Kр и KС для идеальной газовой смеси зависят только от температуры, константа KХ зависит от температуры и давления.

Практическая часть

Опыт 1. Влияние концентрации веществ на смещение химического равновесия

В данном опыте влияние концентрации реагирующих веществ на смещение химического равновесия в гомогенной системе изучается на примере реакции между трихлоридом железа FeCl3 и изотиоцианатом (роданидом) аммония NH4NCS:

FeCl3 + 3NH4NCS Fe(NCS)3 + 3NH4Cl

Продукт реакции изотиоцианат (роданид) железа Fe(NCS)3 придает раствору красную окраску. По изменению интенсивности окраски судят об изменении концентрации Fe(NCS)3 и тем самым

онаправлении смещения равновесия в системе.

Вчетыре ячейки капельного планшета внесите по одной капле разбавленного раствора FeCl3, в каждую каплю добавьте по одной капле разбавленного раствора NH4NCS. Отметьте цвет образовавшегося раствора.

К полученным растворам последовательно добавьте: в первую ячейку — одну каплю концентрированного раствора NH4NCS; во вторую — одну каплю концентрированного раствора FeCl3; в третью — несколько кристаллов хлорида аммония NH4Cl; четвертая ячейка остается в качестве эталона для сравнения окраски растворов. Исходные данные и выводы внесите в табл. 7.1.

Напишите выражение константы равновесия KС. Изменяется ли значение константы равновесия KС при изменении концентрации реагирующих веществ или остается постоянной?

56

Объясните, согласуются ли полученные результаты с принци-

пом Ле Шателье — Брауна и законом действующих масс.

Опыт 2. Влияние кислотности среды на положение химического равновесия

Изучение влияния кислотности среды на положение химического равновесия проводится на примере взаимного превращения

Равновесие, устанавливающееся в водных растворах хроматов и дихроматов, может быть нарушено изменением рН среды при введении кислоты или основания.

В две ячейки капельного планшета последовательно внесите по одной капле растворов хромата и дихромата калия. К капле хромата калия добавьте каплю раствора серной кислоты, а к капле дихромата калия добавьте каплю раствора щелочи. Отметьте изменение окраски раствора.

Снова измените рН среды, добавив к первой капле несколько капель щелочи до изменения окраски, ко второй — несколько капель раствора серной кислоты до изменения окраски. Отметьте произошедшие изменения в окраске растворов.

Наблюдения и выводы внесите в табл. 7.2. Укажите, в каких средах устойчивы хромат-, а в каких — дихромат-ионы.

57

Опыт 3. Влияние температуры на смещение равновесия

Изучение влияния температуры на смещение равновесия проводится на процессе образования соединения включения (или клатратного соединения) между крахмалом, состав которого можно выразить формулой (C6H10O5)n, и йодом I2 по обратимой реакции

(C6H10O5)n + mI2 (С6H10O5 )n · mI2.

синий

В пробирку налейте 2–3 мл водного раствора йода. Добавьте 1–2 капли раствора крахмала или опустите индикаторную бумажку, пропитанную крахмальным клейстером. Отметьте происходящие изменения.

Содержимое пробирки тщательно перемешайте интенсивным встряхиванием или стеклянной палочкой и нагрейте в пламени газовой горелки или спиртовки, не доводя его до кипения. Отметьте произошедшие изменения в сравнении с контрольным образцом.

Охладите нагретую пробирку сначала на воздухе, а затем под струей холодной водопроводной воды. Отметьте произошедшие изменения в сравнении с контрольным образцом.

Наблюдения и выводы внесите в табл. 7.3.

Объясните причину изменения окраски раствора при нагревании и охлаждении. Какая из особенностей химического равновесия при этом проявляется? Укажите, с каким тепловым эффектом

rH0 протекает прямая и обратная реакции.

58

Вопросы для подготовки и защиты лабораторной работы

1. В гомогенных химических системах установилось состояние равновесия при постоянных параметрах p, V, T:

а) N2 + 3H2 2NH3

б) 2CO + O2 2CO2

На основании закона действующих масс напишите выражение константы равновесия KC для этих реакций.

2. В гетерогенных химических системах установилось состояние равновесия при постоянных параметрах p, V, T:

а) TiO2(т) + 2C(г) + 2Cl2(г) TiCl4(г) + 2CO(г)

б) CS2(г) + 2Cl2(г) CCl4(г) + 2S(т) в) 2NO(г) + 2S(т) N2(г) + 2SO2(г)

Напишите выражение константы равновесия Kр для этих реакций. 3. Выразите константу равновесия KСа реакции а) через кон-

станты равновесия KСб и KСв реакций б) и в): а) 2C(т) + O2(г) + 2Cl2(г) 2CCl2O(г)

б) 2C(т) + O2(г) 2CO(г)

в) CО(г) +Cl2(г) CCl2O(г)

4.В реактор объемом 10 л для проведения реакции 2SO2 + O2

2SO3 введены 2 моль SO2 и 1,5 л O2. К моменту наступления равновесия концентрация SO2 уменьшилась на 1,5 моль. Определите константу равновесия KС.

5.Предложите оптимальное изменение температуры и давле-

ния для увеличения выхода продуктов в гомогенных реакциях: а) H2 + Br2 2HBr, ∆rH0 < 0;

б) SO3 + NO SO2 + NO2, ∆rH0 > 0;

59