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; Δ H < 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

COCl_{2 (газ)} ←→ CO_(газ) + Cl_{2 (газ)}; Δ H > 0

СО₂ + С_{(тверд.)} ←→ 2СО; Δ H < 0

при 1) увеличении давления;

2) понижении температуры;

3) увеличении концентрации CO.

2. Указать, как повлияет увеличение давления на равновесие в системах:

а) SO_{2 (газ)} + Cl_{2 (газ)} ←→ SO₂Cl_{2 (газ)}

б) H_{2 (газ)} + Br_{2 (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⁺ + HPO₄^2– (II);

HPO₄^2– = H⁺ + PO₄^3– (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