Опыт 1. Влияние концентрации реагирующих веществ на химическое равновесие
В данном опыте используется химическая реакция взаимодействия хлорида железа (III) и роданида калия:
FeCl3 + 3KSCN ←→ Fe(SCN)3 + 3KCl ,
которая сопровождается образованием роданида железа (III), придающего раствору кроваво-красную окраску. Поскольку разбавленный раствор FeCl3 слабо окрашен в желтый цвет, а растворы KSCN и KCl бесцветны, то всякое изменение концентрации Fe(SCN)3 сопровождается соответствующим изменением интенсивности окраски раствора. Это позволяет наблюдать, в каком направлении сдвигается равновесие при изменении концентрации того или иного из реагирующих веществ.
В стакан налить 10 мл раствора FeCl3 концентрации 0,1 н и 10 мл раствора KSCN такой же концентрации. Полученный раствор разлить в четыре пробирки. В первую пробирку добавить несколько капель концентрированного раствора FeCl3 , во вторую —несколько капель концентрированного раствора KSCN в третью — 2-3 г кристаллического KCl. Четвертую пробирку оставляют для сравнения.
Сравнить интенсивность окраски полученных растворов с окраской исходного раствора в четвертой пробирке и записать результаты наблюдений по форме таблицы:
| № пробирки | Добавляемое вещество | Изменение интенсивности окраски (усиление, ослабление) | Направление смещения равновесия (вправо, влево) |
| –– | исходная окраска | –– |
По изменению окраски указать в каждом случае направление смещения равновесия. Сделать общий вывод о влиянии фактора изменения концентрации веществ — участников реакции на направление сдвига равновесия.
Опыт 2. Влияние температурына химическое равновесие
В опыте используется реакция взаимодействия иода и крахмала, в результате которой образуется иодокрахмал, имеющий характерную синюю окраску. Иодокрахмал представляет вещество с достаточно сложной формулой, поэтому уравнение протекающей реакции представим условной схемой:
Иод + Крахмал ←→ Иодокрахмал ; ΔH < 0.
Прямая реакция экзотермическая, а обратная — эндотермическая, поэтому равновесие процесса зависит от температуры. По исчезновению или появлению синей окраски иодокрахмала можно установить, в каком направлении сдвигается равновесие при изменении температуры.
В пробирку налить 4-5 мл раствора крахмала и добавить 3-4 капли раствора иода. Наблюдать синюю окраску образовавшегося комплекса иода и крахмала. Пробирку нагреть на пламени газовой горелки до исчезновения окраски (обычно требуется довести жидкость до кипения). Затем оставить пробирку в штативе на 3-4 минуты для охлаждения. Если после этого синяя окраска не восстановится, дополнительно охладить пробирку под струей воды из водопроводного крана.
По изменению окраски указать в обоих случаях направление сдвига равновесия при воздействии каждого фактора и записать результаты наблюдений по форме таблицы:
| № п\п | Фактор влияния на реакцию | Наличие окраски (бесцветный или синий раствор) | Направление смещения равновесия (вправо, влево) |
| нагревание | |||
| охлаждение |
Сделать общий вывод о влиянии фактора изменения температуры на направление сдвига равновесия.
КОНТРОЛЬНОЕ ЗАДАНИЕ
1. Указать, в какую сторону будет смещаться равновесие для реакций
COCl2 (газ) ←→ CO(газ) + Cl2 (газ) ; ΔH > 0
СО2 + С(тверд.) ←→ 2СО ; ΔH < 0
при 1) увеличении давления;
2) понижении температуры;
3) увеличении концентрации CO.
2. Указать, как повлияет увеличение давления на равновесие в системах:
а) SO2 (газ) + Cl2 (газ) ←→ SO2Cl2 (газ)
б) H2 (газ) + Br2 (газ) ←→ 2HBr (газ) .
3. В какую сторону сместится равновесие обратимой системы
SnCl2 + 2FeCl3 ←→ SnCl4 + 2FeCl2
при увеличении:
а) концентрации хлорида олова (II);
б) концентрации хлорида олова (IV)?
4. Сделайте вывод константы равновесия гомогенной реакции
СН4 + СО2 ←→ 2СО + 2Н2 ,
исходя из выражений для скорости реакции по закону действия масс.
КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ
1. Признаки обратимых и необратимых реакций. Для каких реакций имеет смысл говорить о химическом равновесии?
2. Каковы признаки системы, находящейся в состоянии химического равновесия? Почему химическое равновесие является динамическим равновесием?
3. Вывод математического выражения константы равновесия химической реакции с использованием «закона действия масс» для некоторого общего и для конкретного уравнения химической реакции. Выражение константы через парциальные давления.
4. Какие численные значения принимает константа равновесия в зависимости от того, куда сдвинуто равновесие?
5. Принцип Ле Шателье: общая формулировка и частные формулировки в случае действия отдельных факторов. Уметь определить для конкретной реакции, в какую сторону сдвинется равновесие, если увеличить (уменьшить) давление, температуру, концентрацию одного из участников реакции (исходного реагента или продукта).
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА
«ИОНООБМЕННЫЕ РЕАКЦИИ»
Цель работы: изучение закономерностей и условий протекания ионообменных реакций.
ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ
1.1. Электролитическая диссоциация; сильные
и слабые электролиты
В растворах или расплавах перенос тока осуществляется ионами, поэтому их называют ионными проводниками, или проводниками второго рода, в отличие от проводников первого рода — металлов, в которых электрический ток переносится посредством электронов. При пропускании электрического тока через раствор электролита положительно заряженные ионы направляются к катоду (их называют катионами), а отрицательные — к аноду (анионы).
Электролиты – это вещества, диссоциирующие в растворах или расплавах на ионы и способные проводить электрический ток (многие соли, кислоты, основания). Неэлектролиты не проводят в растворе или расплаве электрический ток (это большинство органических соединений: сахар, спирты и др.).
Электролитическая диссоциация — распад молекул электролитов на ионы в результате взаимодействия с растворителем (процесс сольватации; с водой – гидратации). Это обратимый процесс. Обратный процесс соединения ионов называется ассоциацией.
Поскольку электролитическая диссоциация – процесс обратимый, то количественной характеристикой равновесного состояния водного раствора электролита является степень электролитической диссоциации (α) – отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу растворенных молекул. Степень электролитической диссоциации зависит от природы растворенного вещества, растворителя, концентрации и температуры раствора. При разбавлении раствора степень электролитической диссоциации увеличивается. Как правило, она возрастает и при повышении температуры.
По значению степени электролитической диссоциации для 0,1 н. растворов электролиты условно делятся на сильные, слабые и средние.
Сильные электролиты — вещества, молекулы которых при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы (условно принимается, что для них α > 0,3). К сильным электролитам относятся почти все растворимые соли, многие неорганические кислоты (HNO3, HCl, H2SO4 , HClO4 , HClO3 , HBr, HI), основания щелочных и щелочноземельных металлов.
Средние электролиты (0,3 < α <0,03) – некоторые неорганические и органические кислоты, такие как H2SO3 , H3PO4 , HF, H2CrO4 , HCOOH и др.
Слабые электролиты (α < 0,03) – при растворении в воде диссоциируют на ионы частично. К слабым электролитам относятся большинство органических кислот, неорганические кислоты CH3COOH, H2CO3, H2S, HNO2 , HCN, HClO, H2SiO3, H3BO3 , основания металлов (кроме вышеупомянутых оснований щелочных и щелочноземельных металлов), гидроксид аммония NH4OH, некоторые соли (например, Fe(SCN)3, HgCl2 , CdI2), вода.
Многоосновные кислоты, а также основания двухвалентных и более металлов ионизируют ступенчато, отдавая в раствор один, два и более ионов водорода или гидроксид-ионов. Например:
а) H3PO4 = H+ + H2PO4– (I);
H2PO4– = H+ + HPO42– (II);
HPO42– = H+ + PO43– (III);
б) Fe(OH)3 = OH– + Fe(OH)2+ (I);
Fe(OH)2+ = OH– + Fe(OH)2+ (II);
Fe(OH)2+ = OH– + Fe3+ (III).
Способность многоосновных кислот и оснований многовалентных металлов ионизироваться ступенчато объясняет их способность к образованию кислых и основных солей соответственно. Кислые соли образуются, если для нейтрализации взято недостаточное количество гидроксида. Соответственно, основные соли образуются, если для нейтрализации взято недостаточное количество кислоты.
В таблице 3 приведены степени диссоциации α некоторых кислот, оснований и солей в водных растворах для 0,1 н. растворов при 18°С. Для сильных электролитов даны их кажущиеся степени диссоциации, для многоосновных кислот указаны данные по первой ступени диссоциации.
3 Таблица
Степень диссоциации некоторых электролитов
| Соединение | α, % | Соединение | α, % |
| Кислоты Азотная HNO3 Соляная HCl Бромистоводородная HBr Иодистоводородная HI Серная H2SO4 Фосфорная (орто) H3PO4 Сернистая H2SO3 Уксусная CH3COOH Угольная H2CO3 Сероводородная H2S Борная (орто) H3BO3 Цианистоводородная HCN | 1,3 0,17 0,7 0,01 0,007 | Основания Гидроксид калия KOH Гидроксид натрия NaOH Гидроксид аммония NH4OH Соли Типа Me+A– (например, NaCl) Типа Me2+A–2 (например, ZnCl2) Типа Me+2A2– (например, ZnSO4) Типа Me3+A–3 (например, AlCl3) | 1,3 |