Лабораторна робота № 3 хімічна рівновага
Мета роботи. Визначити константи рівноваги хімічної реакції при різних температурах та розрахувати тепловий ефект реакції за рівнянням ізохори хімічної реакції.
Основні теоретичні відомості
Більшість хімічних реакцій є оборотними, тобто можуть одночасно перебігати в обох напрямках – прямому та зворотному. Через деякий час система досягає стану хімічної рівноваги – концентрації реагентів не змінюються з часом. Досягнення стану рівноваги не означає припинення процесу: хімічна рівновага є динамічною, тобто відповідає одночасному перебігу процесу в протилежних напрямках з однаковою швидкістю.
Кількісною характеристикою рівноваги є константа рівноваги. У загальному випадку рівняння оборотної реакції можна записати так:
V1
V2
А
+
В
Е
+
F.
Стан рівноваги характеризується константою рівноваги:
|
(3.1) |
,
Сі
– рівноважні молярні концентрації
учасників реакції. Розмірність константи
рівноваги гомогенної реакції КC
–
,
де Δn
= (e
+
f
)
– (а
+ b).
Для реакцій, які перебігають у газовій
фазі, константу рівноваги виражають
через рівноважні парціальні тиски і
позначають Кp.
Рівняння (3.1) є математичною формою закону діючих мас для стану рівноваги: співвідношення рівноважних концентрацій при Т = const є величиною сталою і не залежить від кількості реагентів.
Для експериментального визначення константи рівноваги необхідно знати концентрації всіх учасників реакції у стані рівноваги.
Залежність константи рівноваги від температури виражається рівняннями ізобари та ізохори хімічної реакції. Рівняння ізохори в диференційній формі має вигляд:
|
(3.2) |
,де ΔU – зміна внутрішньої енергії внаслідок перебігу хімічної реакції (тепловий ефект реакції за умови сталого об’єму). Інтегрування рівняння (3.2) у невеликому інтервалі температур призводить до виразу:
|
(3.3) |
,
де
та
– константи рівноваги відповідно при
температурі Т1
та Т2;
R
–
універсальна газова стала, яка дорівнює
8,31
.
Визначивши константи рівноваги для двох температур за рівнянням (3.3), можна розрахувати тепловий ефект хімічної реакції, :
|
(3.4) |
.Хід виконання роботи
Хімічна рівновага вивчається на прикладі оборотної реакції:
2FeCl3
+ 2KI
|
(3.5) |
2FeCl2
+ I2
+2KCl.В одну склянку або колбу наливають мірною піпеткою 50 мл 0,03 М розчину KI, в іншу – 50 мл розчину FeCl3 такої самої концентрації. Склянки термостатують протягом 10 - 15 хвилин при вказаній викладачем температурі (дослід проводиться при чотирьох температурах: tкімн., 25, 32, 39 0С). Далі розчини зливають і вмикають секундомір (суміш залишається в термостаті).
Через певні проміжки часу (7 хв при tкімн., 5 хв - 25, 32 0С, 4 хв - 39 0С) відбирають піпеткою 10 мл реакційної суміші, виливають у конічну колбу, в якій міститься приблизно 50 мл дистильованої холодної води, та титрують йод 0,01 М розчином тіосульфату натрію (Na2S2O3) за наявності крохмалю до зникнення синього забарвлення. Під час вливання в холодну воду проба розводиться та охолоджується, внаслідок чого реакція майже припиняється, тому часом відбору проби вважається момент, коли її вливають у воду. Якщо проба взята в інший момент, час у таблиці 3.1 слід змінити. При підвищенні температури рівновага встановлюється швидше і проби потрібно брати частіше. Титрувати потрібно швидко, тому що в розведеній пробі реакція сповільнюється, але не зупиняється повністю.
Проби для аналізу беруть доти, доки об’єм тіосульфату натрію, що витрачається на титрування двох-трьох послідовно взятих проб, не буде практично однаковим (концентрація йоду постійна), тобто реакція досягла стану рівноваги. Експериментальні дані записують у таблицю 3.1.
Таблиця 3.1 – Результати титрування
t = ___ 0С
Час з початку реакції τ, хв |
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
Об’єм
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
|
,
витрачений на титрування йоду, мл