Химическое равновесие. Смещение химического равновесия.

Цель работы: изучение влияния различных факторов на химическое равновесие и расчет константы равновесия.

В зависимости от природы реагирующих веществ и условий протекания химического процесса различают обратимые и необратимые реакции. Так, разложение бертолетовой соли по схеме:

KClO₃ KCl +O₂

является реакцией необратимой, поскольку хлорид кальция не способен реагировать с кислородом. Напротив, разложение хлорида аммония при нагревании:

NH₄Cl NH₃ + HCl

реакция обратимая, она не доходит до конца, так как аммиак и хлороводород в свою очередь взаимодействуют, образуя при этих условиях хлорид аммония. Таким образом, обратимыми называют реакции, протекающие в двух противоположных направлениях: необратимыми – реакции, протекающие в одном направлении до конца – до полного израсходования одного из реагирующих веществ

Химическим равновесием называют такое состояние реагирующей системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции. Равенство скоростей является кинетическим условием химического равновесия.

Химическое равновесие обратимой реакции наступает тогда, когда отношение произведения концентрации образующихся веществ к произведению концентрации исходных веществ, становится равным постоянной величине, называемой константой химического равновесия. Для обратимой реакции:

H_{2 (г)} + I_{2 (г)} 2 HI_(г)

константа равновесия имеет вид:

Константа равновесия зависит от природы реагентов, температуры и не зависит от исходной концентрации веществ в системе.

Химическое равновесие остается неизменным до тех пор, пока остаются постоянными параметры (C, P, t), при которых оно установилось. При изменении условий равновесие нарушается. Через некоторое время в системе вновь наступает равновесие, характеризующееся новыми равновесными концентрациями всех веществ.

Равновесие смещается в ту или иную сторону потому, что изменение условий по-разному влияет на скорость прямой и обратной реакции. Равновесие смещается в сторону той реакции, скорость которой при нарушении равновесия становится больше. Например, если при изменении внешних условий равновесие нарушается так, что скорость прямой реакции становится больше обратной реакции, то равновесие смещается вправо.

Направление, в котором смещается равновесие, определяется принципом Ле-Шателье: если на систему, находящийся в равновесии, оказать какое-либо воздействие, то равновесие смещается в том направлении, которое ослабляет эффект внешнего воздействия.

Выше сказанное относится и к водным растворам электролитов, так как электролитическая диссоциация – обратимый процесс, в котором имеет место равновесие между ионами и недиссоциированной частью вещества. Например, электролит КА в водном растворе диссоциирует:

КА К⁺ + А ^-

Сдвиг равновесия в водных растворах электролитов можно вызвать также, изменяя концентрацию частиц, находящихся в равновесии, и температуру.

Экспериментальная часть

Опыт 1. Влияние концентрации веществ на химическое равновесие.

При взаимодействии трихлорида железа FeCl₃ с роданидом аммония NH₄SCN образуется малодиссоциированный трироданид железа Fe(SCN)₃, который имеет характерный красный цвет. Реакция обратима:

FeCl₃ + 3 NH₄SCN Fe(SCN)₃ + 3 NH₄Cl

по изменению интенсивности окраски можно судить об изменении концентрации Fe(SCN)₃ , т.е. о смещении равновесия в ту или иную сторону.

В четыре пробирки внесите 7 - 10 капель разбавленных растворов трихлорида железа FeCl₃ и роданида аммония NH₄SCN. Легким встряхиванием пробирок размешайте растворы. Поставьте все пробирки в штатив.

Одну пробирку с полученным раствором сохранить для сравнения результатов опыта. В остальные пробирки добавить следующие реактивы:

в первую – 1 - 2 капли насыщенного раствора трихлорида железа;

во вторую – 1 - 2 капли насыщенного раствора роданида аммония;

в третью – несколько кристалликов хлорида аммония.

Сравните интенсивность окраски полученных растворов с интенсивностью окраски эталона.

При оформлении отчета: отметьте изменение интенсивности окраски в каждом случае; запишите уравнение реакции между FeCl₃ и NH₄SCN и выражение константы равновесия данной реакции.

В каком направлении смещается равновесие и как изменится концентрация каждого компонента в случае добавления: а) трихлорида железа; б) роданида аммония; в) хлорида аммония?

Опыт 2. Влияние температуры на химическое равновесие.

Влияние температуры на химическое равновесие изучается на примере обратимой реакции:

2 NO₂ N₂O₄ , ΔН = –54,4кДж/моль.

Двуокись азота – бурый газ, четырехокись азота N₂O₄ – бесцветная жидкость. Смещение равновесия отделяется по изменению интенсивности окраски газа. U-образную трубку с двумя хорошо подобранными резиновыми пробками наполните диоксидом азота, который получите разложением нитрата свинца. Реакция протекает по уравнению:

2 Pb(NO₃)₂ = 2 PbO + 4 NO₂ + O₂.

Оба конца U-образной трубки плотно закройте резиновыми пробками, перевернув ее концами вниз, поместите одно колено трубки в стакан с горячей водой, другое – в стакан с ледяной водой.

Наблюдайте изменение окраски в том и другом колене U-образной трубки. Выньте трубку из стаканов и то колено, которое было в холодной воде, опустите в горячую воду, а колено из горячей воды – в холодную. Наблюдайте вновь изменение окраски в каждом колене. Объясните их изменения.

Опыт 3. Смещение равновесия в растворе аммиака.

В пробирку налейте по 4 мл раствора аммиака и добавьте по 2 капли фенолфталеина в каждую.

В одну из пробирок прибавьте кристаллического хлористого аммония, взболтайте и заметьте изменение цвета индикатора.

Объясните наблюдаемое явление и приведите схемы, кратко выражающие происходящие процессы.

Опыт 4. Смещение ионного равновесия при введении одноименного иона в насыщенный раствор хлористого калия.

В пробирке приготовьте насыщенный раствор хлористого калия.

Слейте осторожно с не растворившихся кристаллов раствор в другую пробирку.

К перелитому прозрачному раствору прибавьте по каплям концентрированной соляной кислоты и объясните наблюдаемое при этом явление. Изобразите протекающие реакции схемами.

Опыт 5. Определение константы равновесия гомогенной реакции.

В данном опыте определяют константу равновесия гомогенной реакции между гексаметокситрифенилкарбинолом С₂₅Н₂₈О₇ и соляной кислотой с образованием сложного эфира и воды.

С₂₅Н₂₈О₇ + HCl C₂₅H₂₇O₆Cl + H₂O.