3.2. Химическое равновесие

Изучение данной темы способствует формированию следующих компетенций: ОК-1, ПК-2, ПК-3, ПК-5.

Теоретическое пояснение: химическое равновесие устанавливается в системах, в которых протекают обратимые химические реакции. Количественно оно характеризуется константой равновесия (K). Для гомогенной реакции общего вида аА + вВ ↔ сС + dD:

K_р = , где

[A], [B], [C], [D]  равновесные молярные концентрации веществ A, B, C и D.

Для гетерогенной реакции вида:

1) A_(г) + 2B_(ТВ) ↔ AB_2(ж) K_с =

2) А_(г) + 2В_(ж) ↔ АВ_2(ж) K_с =

3) А_(ж) + 2В_(тв) ↔ АВ_2(ж) K_с =

Таким образом, концентрация твёрдого вещества (всегда), жидкого (в реакциях с газами) не входит в выражение константы равновесия, как и в кинетическое уравнение химической реакции.

Константа равновесия, равная отношению констант скоростей прямой (k₁) и обратной (k₂) реакции зависит от температуры и от природы реагирующих веществ, но не зависит от их концентрации: K_р = .

На состояние химического равновесия оказывают влияние концентрация реагирующих веществ, температура, а для газов и давление. При изменении одного из этих параметров равновесие нарушается и концентрации всех реагирующих веществ изменяются до тех пор, пока не установится новое равновесие, но уже при других значениях равновесных концентраций. Такой переход называется сдвигом или смещением химического равновесия.

О направлении сдвига равновесия судят по принципу Ле Шателье, в соот-ветствии с которым увеличивается скорость той реакции (прямой или обрат-ной), которая ослабляет внешнее воздействие. Действительно, если увеличить, например, концентрацию [С], то должна уменьшиться концентрация [D], и

увеличиться концентрация [А] и [В], т.е. это приведёт к смещению равновесия в сторону исходных веществ.

Лабораторная работа

Химическое равновесие

Задачи работы: изучить влияние различных факторов на состояние химического равновесия.

Оборудование и реактивы: штатив, пробирки, водяная баня, термометр, секундомер, бюретки, растворы тиосульфата натрия, серной кислоты, дистиллированная вода, порошок диоксида марганца.

56

Опыт 1. Смещение химического равновесия при изменении концентрации реагирующих веществ.

Для опыта воспользуемся реакцией образования железа (III) тиоционата: FeCl₃ + 3KCNS ↔ Fe(CNS)₃ + 3KCl

Раствор Fe(CNS)₃  интенсивно красного цвета, раствор FeCl₃  желтоватый, а растворы KCNS и KCl  бесцветны.

При изменении концентрации Fe(CNS)₃ окраска раствора изменяется, что позволяет визуально установить направление смещения равновесия.

Выполнение работы: В журнале для записи и анализа наблюдений подготовить таблицу по следующей форме:

№ пробирки	Добавлено в пробирку	Изменение интенсивности окраски	Вывод о направлении смещения равновесия
1 2 3 4	FeCl3(p) KCNS(р) KCl(т) —

К 12 каплям раствора FeCl₃ в пробирке прилить 12 капли раствора KCNS и добавить столько воды, чтобы получился раствор, окрашенный в розовый цвет. Полученный раствор разлить в четыре пробирки. Затем в 1-ую пробирку прибавить несколько капель концентрированного раствора FeCl₃. Записать в таблицу наблюдаемое изменение окраски и указать направление смещения равновесия (стрелка направо или налево). Затем во вторую пробирку прибавить несколько капель концентрированного раствора KCNS. Снова отметить и записать в тетрадь наблюдаемое изменение окраски и указать направление смещения равновесия. В 3-ю пробирку прибавить немного кристаллического KCl. Сравнить окраску в 3-й пробирке после прибавления KCl с окраской раствора в 4-ой пробирке. Записать изменение окраски и указать направление смещения равновесия. Соответствует ли наблюдаемое смещение химического равновесия принципу Ле Шателье?

Опыт 2. Смещение химического равновесия при изменении температуры.

Выполнение работы: в стакане объёмом 250 мл нагреть воду почти до кипения. В две пробирки внести по 56 капель раствора крахмала и прибавить туда же 5  6 капель раствора йода. Одну из пробирок нагреть, опустив её на несколько минут в стакан с горячей водой. Вторую пробирку оставить для сравнения. Наблюдать, как изменяется окраска раствора в нагретой пробирке. Нагретую пробирку охладить и наблюдать изменение окраски. Записать уравнение изученного равновесия:

I₂ + крахмал ↔ [крахмал ^.I₂]

буро-желтый бесцветный синий

Исходя из принципа Ле Шателье, ответить на вопрос: какой (экзо- или эндотермической) является реакция образования йодокрахмала и реакция его диссоциации?

57

Опыт 3. Обратимость смещения химического равновесия

В растворах, содержащих соединение Cr (VI), имеет место равновесие:

2 CrO₄^2 + 2H⁺ ↔ Cr₂O₇^2 + H₂O

желтый р-р оранжевый р-р

Выполнение работы: в пробирку налить 5–6 капель 0,5 N раствора дихромата калия и по каплям прибавить концентрированный раствор щелочи (NaOH или KOH). Наблюдать изменение окраски. Когда раствор приобретет желтую окраску, добавить туда же по каплям концентрированный раствор серной кислоты и наблюдать появление оранжевой окраски. Отметить, в какой среде устойчивы дихромат-ионы Cr₂O₇^2 и в какой среде устойчивы хромат-ионы CrO₄^2? Сделать вывод о направлении смещения равновесия, исходя из принципа Ле Шателье.