Лабораторна робота №4. Хімічна рівновага

Мета роботи – навчитися розраховувати константу рівноваги та досліджувати вплив різних факторів на зсув рівноваги хімічних реакцій.

ТЕОРЕТИЧНА ЧАСТИНА

Хімічні реакції можуть бути необоротними та оборотними. Необоротні відбуваються до повної витрати хоча б однієї з речовин, що вступили в реакцію. В таких реакціях ні за яких умов продукти не можуть перетворитися на вихідні речовини. Для необоротних реакцій ентальпійний та ентропійний фактори діють узгоджено, спрямовуючи процес лише в бік утворення продуктів, і значення вільної енергії при цьому весь час зменшуються, тобто мінімуму значень на шляху перебігу реакції не виникає.

Реакція, що відбувається в двох взаємно протилежних напрямках, називається оборотними. Для таких реакцій ентальпійний та ентропійний фактори протидіють один одному. Вихідні речовини реагують до утворення рівноважної суміші, що складається з вихідних речовин та продуктів реакції, якій відповідає мінімум значень G. У свою чергу, продукти реакції реагують між собою, утворюючи вихідні речовини знов-таки до виникнення тієї ж рівноважної суміші, якій відповідає мінімум значень G.

В ізольованій системі, яка складається з будь-яких кількостей речовин, що вступають в оборотну реакцію, з часом завжди встановлюється рівновага, тобто такий стан, коли швидкості прямої та зворотної реакцій зрівнюються. Так, якщо взяти реакційну суміш, що складається з водню та йоду, а йодоводень відсутній (початковий момент процесу), швидкість прямої реакції має максимальне значення, яке визначається вихідними концентраціями водню і йоду. Швидкість зворотної реакції дорівнює нулю, тому що С(НІ)=0. Але при перебігу реакції концентрації водню і йоду поступово спадають, а концентрація йодоводню – зростає, тому швидкість прямої реакції з часом зменшується, а зворотної – збільшується. Коли швидкості прямої і зворотної реакцій зрівнюються, тобто υ₁= υ₂, у системі встановлюється рівновага і концентрації речовин набувають сталих значень. Такі концентрації називаються рівноважними і позначаються квадратними дужками. Рівновагу, яка встановилась, називають динамічною, тобто нові порції продуктів реакції не утворюються, в системі продовжують перебігати і пряма, і зворотна реакції, але з однаковими швидкостями.

У основі вчення про хімічну рівновагу реакцій лежить закон діючих мас. Застосовуючи його для хімічних реакцій загального вигляду:

mA + nB ↔ pC + qD

можна написати:

(1)

Величина К_с називають константою хімічної рівноваги, а рівняння - рівнянням хімічної рівноваги або математичним виразом закону діючих мас застосовно до зворотних реакцій. У такому вигляді вираз константи рівноваги застосовується, як правило, до ідеальних систем.

Якщо у реакцій приймають участь газоподібні речовини, то діючі маси виражають крізь парціальні тиски газів. Константи рівноваги у цьому випадку позначають К_р , а рівняння хімічної рівноваги приймає вигляд:

(2)

де р (А), р (В), р (С), р (D) – парціальні тиски газів при рівновазі.

Зв‘язок між К_с і К_р має вираження рівняннями:

, (3)

Якщо реакція йде без зміни числа молекул, то

К_р=К_с

На хімічну рівновагу можна впливати і зміщати її у потрібну сторону, а саме змінювати вихід продуктів реакції.

Вивчення явищ хімічної рівноваги дозволило сформулювати принцип зміщення хімічної рівноваги: якщо змінити одну з умов, при яких система знаходиться у стані хімічної рівноваги, то рівновага зміститься у напрямку той реакції, яка протидіє зробленої зміні (принцип Ле-Шател‘є).

Зсування хімічної рівноваги в основному визначається:

1) концентрацією реагуючих речовин;

2) тиском, якщо реагуючи речовини знаходяться у газоподібному чи пароподібному стані;

3) температурою, при якої відбувається хімічний процес.

Причиною зміщення хімічної рівноваги при зміні концентрації, тиску і температури реагуючих речовин є порушення рівності швидкості прямої та зворотної реакцій. І це зміщення хімічної рівноваги продовжується до тих пір, доки швидкості цих реакцій знову не зрівняються. Якщо зміна умов реакції призводить до однакової зміни прямої і зворотної реакції, то ніякого зміщення хімічної рівноваги відбуватися не буде.

Принцип Ле-Шател‘є з декількома допущеннями має застосування і до гетерогенних систем. Роздивимося реакцію, що йде у домнах і газогенераторах:

С + СО₂ ↔ 2СО; ∆Н = 172,6 кДж

Ця система гетерогенна, так як вугіль являє собою тверду фазу, а СО₂ і СО – газоподібну. Константа рівноваги буде визначатися відношенням концентрацій і парціальних тисків тільки газоподібних речовин. Кількість вуглецю не впливає на константу рівноваги, так як реакція йде тільки на поверхні вуглецю:

і

Для реакції, що відбувається при опіку вапняку:

СаСО₃ → СаО + СО₂ ; К_р = р (СО₂)

Це означає, що кожній температурі відповідає строго визначений рівноважний тиск СО₂ над сумішшю СаСО₃ і СаО, що не залежить від їх концентрацій. Цей тиск називається тиском дисоціації.

Для реакції

Cu + 1/2O₂ ↔ CuO,