Ананьева О.А., Бурухин С.Б., Мачула А.А. и т.д

Лабораторная работа Химическое равновесие

Цель работы

Изучение влияния различных факторов на установление и смещение химического равновесия.

Оборудование и реактивы

Пробирки. Хлорид аммония. Растворы: хлорида железа (III) (очень разб. и конц.), роданида аммония (очень разб. и конц.), хромата калия (1М), серной кислоты (1М), гидроксида калия (2М).

Опыт 1. Влияние концентрации реагирующих веществ на химическое равновесие

Реакция между хлоридом железа (III) FеСl3 и роданидом аммония NH4SCN протекает по уравнению

FеС13 + 3NH4SCN ↔ Fе(SСN)3 + 3NH4Cl.

Различная окраска исходных и получающихся веществ дает возможность наблюдать смещение химического равновесия в зависимости от концентрации веществ. Образующийся в результате реакции роданид железа (III) Fe(SCN)3 имеет кроваво-красный цвет. По изменению интенсивности окраски раствора можно судить о его концентрации. Если при изменении условий красная окраска раствора усиливается, то равновесие смещается вправо. При уменьшении интенсивности окраски равновесие смещается влево.

Налить в пробирку на 1/4 ее объема разбавленного раствора FеСl3 и прибавить равный объем очень разбавленного раствора NH4SCN. Исходные растворы должны быть бесцветными, а полученный – иметь цвет чая.

Полученный раствор разлить поровну в четыре пробирки. В первую пробирку из капельницы внести 2–3 капли концентрированного раствора FеCl3, во вторую – 2–3 капли концентрированного раствора NH4SCN, в третью – внести шпателем немного кристаллов NH4Cl, четвертую пробирку оставить для сравнения. Содержимое трех пробирок энергично перемешать. Обратить внимание на изменение окраски растворов в пробирках и сравнить с окраской раствора в пробирке, оставленной для сравнения. Результаты опыта записать в таблицу по форме:

21

Объяснить результаты опыта, исходя из принципа Ле Шателье. Написать выражение константы химического равновесия данного процесса. Пользуясь этим выражением, объяснить изменение окраски в каждой пробирке.

Опыт 2. Влияние среды на смещение химического равновесия

Соли хромовой кислоты (хроматы) окрашены в желтый цвет, а соли дихромовой кислоты (дихроматы) – в оранжевый. В растворах

этих солей имеет место равновесие:

2СгО42- + 2H+ ↔ Cr2O72- + H2O,

котороелегкосмещаетсяприизмененииконцентрацииионовводорода. В пробирку внести 5–6 капель раствора дихромата калия и прибавить столько же капель разбавленного раствора гидроксида калия. Наблюдать переход окраски. Затем к этому же раствору по каплям прибавлять раствор H2SO4 до тех пор, пока окраска раствора не станет прежней. Объяснить, исходя из принципа Ле Шателье,

изменение окраски раствора.

ИОННЫЕ РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ Введение

Реакции между ионами и молекулами в растворах электролитов могут приводить к образованию новых ионов и молекул. Условием протекания таких процессов является образование малодиссоциированных («прочных») соединений. Такими соединениями могут быть слабые электролиты (вода, слабые кислоты, основания, комплексные ионы), плохо растворимые вещества, выпадающие в осадок, а также плохо растворимые газообразные вещества.

К процессам, идущим с образованием малодиссоциированных соединений, относятся реакции нейтрализации. Они протекают практически необратимо только в случае нейтрализации сильных кислот сильными основаниями, например:

22

КОН+НС1 → КС1+Н2О ОН-+Н- → Н2О.

Необратимость таких реакций обусловлена тем, что здесь единственным малодиссоциированным соединением является вода. Несколько иначе протекают другие реакции нейтрализации:

а) слабая кислота + сильное основание СН3СООН+КОН ↔ СН3СООК+Н2О

СН3СООН+ОН- ↔ СН3СОО-+Н2О; б) слабое основание + сильная кислота

NH4OH+HNO3 ↔ NH4NO3+H2O

NH4OH+H+ ↔ NH4++H2O;

в) слабое основание + слабая кислота

NH4OH+ СН3СООН ↔ СН3СОО NH4+Н2О,

NH4OH+ СН3СООН ↔ СН3СОО-+ NH4++Н2О.

Реакции обратимы, равновесие данных реакций смещено вправо, т.е. в сторону образования Н2О, т.к. константы диссоциации исходных электролитов больше константы диссоциации воды (вода

более «прочное» соединение): KH2O << KCH3COOH; KH2O<< KNH4OH.

В тех случаях, когда образующиеся малодиссоциированные соединения представляют собой газы (H2S и другие) или крайне непрочные соединения (Н2СО3, H2SO3), разлагающиеся с образованием газообразных продуктов, газы самопроизвольно удаляются из сферы реакции, процесс становится необратимым, например,

Na2CO3+2HCl → NaCl+H2CO3 → NaCl + CO2↑+ H2O,

CO32-+2H+ → CO2↑+H2O.

Реакции гидролиза также являются реакциями, протекающими с образованием малодиссоциирующих соединений:

СН3СООNH4+H2O ↔ CH3СООН+NH4OH.

Реакции обратимы, равновесие сдвинуто в сторону образования

Н2О, т.к. KH2O << KCH3OOH и KNH4OH:

NH4Cl + HOH ↔ NH4OH + HCl,

NH4+HOH ↔ NH4OH + H+.

Более подробно данный тип реакций будет рассмотрен в разделе «Гидролиз солей» данного методического пособия.

23

В насыщенном растворе малорастворимого электролита устанавливается равновесие между осадком (твердой фазой) электролита и ионами электролита в растворе, например,

BaSO4(тв) ↔ Ba2+(р)+SO42-(р).

Это равновесие описывается константой равновесия, которая зависит только от природы вещества и температуры. Эта константа равновесия называется произведением растворимости и обозначается символом ПР:

ПРBaSO4 = [Ва2+] [ SO42-].

Реакции, в которых образуются малорастворимые соединения, практически идут до конца:

Na2S+2AgNO3→Ag2S↓+2NaNO3

2Ag+ + S2- →Ag2S↓ ПРAg2S = [Ag+]2 [S2-].

Образование осадка происходит тогда, когда произведение концентраций ионов малорастворимого электролита превышает значение его ПР.

Растворение осадка – процесс, обратный осаждению. Для того, чтобы создать условия, благоприятствующие переходу осадка в раствор, необходимо уменьшить концентрацию по крайней мере одного из ионов, добавив к системе «осадок – раствор» такой реагент, с которым этот ион может образовать:

а) малодиссоциированное соединение, например, воду

Fe(OH)3↓ +3H+ → 3H2O + Fe3+ , ПР> (KH2O)3 ;

б) газообразное соединение

BaCO3↓+2H+ ↔ CO2↑ + H2O + Ba2+;

в) комплексный ион

AgCl↓ + 2NH4OH →[Ag(NH3)2]++Cl-+2H2O, ПР > Кн.

В приведенных примерах смещение гетерогенных равновесий происходит благодаря образованию более «прочных» соединений (т.е. с меньшей константой равновесия) по сравнению с исходными, либо путем полного вывода продуктов реакции из раствора в виде газа.

Прежде чем приступить к лабораторной работе выполните следующие упражнения.

24

Упражнения

1). В данном ряду из 19 солей найти 5 слаборастворимых, отметив их формулы знаком ↓:

K2SO4, BaSO4, Al2(SO)4, BaCl2, KСl, CuSO4, Pb(NO3)2, PbSO4, K2CrO4, PbCrO4, K2S, PbS, NН4Cl, FeCl3, CH3COOK, KNO3, K2CO3,

CaCO3.

2). В данном ряду из 13 гидроксосоединений (оснований и кислот) найти 6 слаборастворимых, отметив их формулы знаком ↓:

Сu(OH)2, H2SeO4, NH4OH, H3BO3, KOH, Fe(OH)3, NaOH, Ba(OH)2, Mg(OH)2, Pb(OH)2, HClO4, HNO3, H2SiO3.

3). Подчеркнуть формулы шести слабых электролитов: H2CO3, H2O, CH3COOH, NH4OH, H2S, HСl, HF, H2SO4, HNO3.

4). В насыщенном растворе какой из трех солей концентрация

ионов Pb2+ больше:

PbSO4 (ПР = 10-8), PbCrO4 (ПР = 10-14), PbS (ПР = 10-27)?

5). Даны растворы слабых электролитов сероводорода (K1(H2S)= 6 108) и сернистой кислоты (K1(H2SО3)=6 10-2) с одинаковыми концентрациями. В каком растворе концентрация ионов Н+ больше?

6). Пользуясь справочными данными, рассчитайте растворимость Ag2S в воде при комнатной температуре. Чему равны концентрации ионов S2- и Ag+ над осадком сульфида серебра? Предложите способ уменьшения растворимости сульфида серебра.

Лабораторная работа

Реактивы

Водные растворы: соляная кислота НС1 (2н); серная кислота Н2SO4 (2н); сероводород H2S (насыщенный раствор); уксусная кислота СН3СООН (2н); гидроксид натрия NaOH (2н); гидроксид калия КОН (2н); гидроксид бария Ва(ОН)2 (насыщенный раствор); хлорид бария ВаС12 (2н); хлорид железа FeCl3 (2н); хлорид аммония NH4Cl (2н); сульфат натрия Na2SO4 (2н); сульфат кальция CaSO4 (насыщенный раствор), сульфат алюминия Al2(SO)3 (2н); сульфат меди CuSO4 (2н); карбонат калия К2СО3 (2н); нитрат калия KNO3 (2н); нитрат свинца Pb(NO3)2 (2н); ацетат натрия CH3COONa (2н); хромат калия К2CrO4 (2н); сульфид натрия Na2S (2н).

25

Описание работы ВНИМАНИЕ. 1). При проведении реакций растворы реаги-

рующих веществ следует брать в количествах не более 1 мл (высота уровня жидкости в пробирке не больше 1 см).

2). При оформлении отчета следует составить уравнения всех выполненных реакций и в молекулярной, и в ионно–молекулярной формах. Обязательно указать количественные критерии «прочности» осадков и молекул слабых электролитов. Отметить цвет выпавших осадков, запах выделяющихся газов.

I. Реакции образования осадков слаборастворимых веществ

Краствору сульфата натрия прилить раствор хлорида бария.

Краствору сульфата меди прилить раствор хлорида бария.

Краствору сульфата алюминия прилить раствор нитрата свинца.

Краствору сульфата меди добавить раствор гидроксида натрия. Осадок сохранить.

Краствору хлорида железа (III) добавить раствор гидроксида натрия. Осадок сохранить.

Краствору сульфата натрия добавить 1 мл воды и 5 капель раствора нитрата свинца (II). Отметить цвет осадка. Осадок сохранить.

II. Реакции образования молекул слабых электролитов и газообразных веществ

Краствору ацетата натрия добавить раствор серной кислоты. Обратить внимание на появившийся запах.

Краствору карбоната калия добавить соляной кислоты. Что происходит в растворе?

Краствору хлорида аммония добавить гидроксид натрия. Нагреть. Обратить внимание на появившийся запах аммиака:

t0

NH4OH → NH3↑ + H2O.

Краствору гидроксида натрия добавить соляной кислоты. Проведение реакции проконтролировать с помощью лакмусовой бумажки.

III. Реакции образования молекул слабых электролитов при разрушении менее «прочных» веществ

Краствору уксусной кислоты добавить раствор NaOH. Проведение реакции проконтролировать с помощью лакмусовой бумажки.

Косадку гидроксида меди (II) добавить по каплям соляную кислоту до «растворения» осадка.

26

К осадку гидроксида железа (III) добавить по каплям раствор серной кислоты до «растворения» осадка.

Сначала ответьте на вопрос: в насыщенном растворе какого вещества концентрация ионов SO42- больше – в растворе CaSO4 или в растворе BaSO4? А теперь посмотрите, что произойдет, если к насыщенному раствору сульфата кальция добавить 5 капель насыщенного раствора гидроксида бария (ПР(BaSO4)=10-10, ПР(CaSO4)=10-4).

IV. Цепочка последовательно протекающих реакций образования осадков более «прочных» веществ при разрушении осадков менее «прочных» веществ

В пробирку с осадком сульфата свинца добавить 5 капель раствора хромата калия. Отметить изменение цвета осадка. Осадок взболтать, отфильтровать и промыть на фильтре водой. После этого к осадку на фильтре прилить несколько капель насыщенного раствора сероводорода или сульфида натрия. Отметить новое изменение цвета осадка. Объяснить явления, наблюдаемые при проведении опытов. При этом следует учесть результат выполнения упражнений из вводной части.

Составить уравнения реакций в молекулярной и ионно-молекуляр- ной формах. В каких направлениях протекают реакции в системах:

PbSO4↓ + CrO42- = PbCrO4↓ + SO42-.

Контрольные вопросы

1.В каких опытах проведенные реакции являются реакциями нейтрализации?

2.Указать ионно–молекулярное уравнение реакции нейтрализации любой сильной кислоты любым сильным основанием.

3.Указать особенности ионно–молекулярных уравнений реакций нейтрализации с участием слабых кислот и оснований.

4.Какие физико-химические константы веществ можно использовать в качестве критерия их «прочности» при решении вопроса о направлении самопроизвольно протекающих реакций в растворах?

5.Объяснить химизм потемнения старых картин, написанных масляными красками, в которых свинцовые белила со временем чернеют под действием содержащихся в воздухе следов сероводорода.

27

ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ Введение

Вода является слабым электролитом. Диссоциация воды может быть выражена уравнением

Н2О ↔ Н++ОН-. Константа диссоциации определяется уравнением

K = [H+] [OH-] /[H2O].

Поскольку в разбавленных растворах концентрация воды практически постоянна, то

Kw = K [H2O] =[H+] [OH-] = const.

Величина, обозначаемая Kw, называется ионным произведением воды. Она зависит только от температуры. При 25оС

Kw = [H+] [OH-] = 1 10-14.

Постоянство Kw означает, что в любом водном растворе (нейтральном, кислом или щелочном) представлены оба вида ионов, т.е. ионы водорода и гидроксильные ионы. Характер среды определяется теми ионами, концентрация которых больше. Понятия кислая, нейтральная ищелочная среда приобретают количественный смысл:

если [H+]=[OH-]=√1 10-14 = 10-7 моль/л – среда нейтральная; если [H+] > 10-7 моль/л – среда кислая;

если [H+] < 10-7 моль/л – среда щелочная.

Для характеристики среды удобнее пользоваться не значениями концентраций, а их логарифмами, взятыми с обратным знаком. Эти величины называются соответственно водородным и гидроксильным показателями и обозначаются символами рН и рОН:

рН = – lg[H+]; pOH = – lg[OH-],

соответственно

рН + рОН = 14.

Для экспериментального определения кислотности или основности среды используют вещества, которые называются индикаторами, они изменяют свою окраску в зависимости от рНраствора. Окраска индикаторов в недиссоциированном состоянии отличается от окраски их ионов. Диссоциацию на ионы такого индикатора, например, метилового оранжевого, можно представить в общем виде следующим образом:

28

RH ↔ H++R-

красный желтый

При увеличении [H+] равновесие сместится влево, в сторону красной окраски, при уменьшении [H+], т.е. при добавлении [OH-] – соответственно вправо, в сторону желтой окраски.

Интервалы перехода окраски некоторых индикаторов от рН раствора.

На основе свойств кислотно-основных индикаторов создан универсальный индикатор. Смесь простых индикаторов подобрана так, что окраска раствора с каплей такой смеси изменяется непрерывно с изменением рН в широком интервале. Промышленность выпускает универсальную бумагу. По изменению окраски такой индикаторной бумаги с помощью цветовой шкалы определяют рН раствора. Для измерения рН наряду с химическими индикаторами используется специальный прибор – рН-метр. РН-метр состоит из милливольтметра и двух электродов. В исследуемый раствор опускают два электрода – стандартный и индикаторный. Потенциал стандартного электрода ϕстанд. постоянен в любом растворе, потенциал индикаторного электрода ϕинд. зависит рН-метра отградуирован не в вольтах, а в единицах рН. Поэтому при измерении разности потенциалов (ϕстанд. – ϕинд.) по шкале милливольтметра определяется рН раствора.

Лабораторная работа

Реактивы

Соляная кислота (0,2н); гидроксид калия (0,2н); метиловый оранжевый; фенолфталеин; метиловый красный; лакмус; уксусная кислота – конц.; уксусная кислота разной концентрации: 0,1М; 0,2М; 1М и т.д.; гидроксид аммония разной концентрации: 0,1М; 0,2М; 1М и т.д.

29

Опыт 1.

В 3 пробирки налить по 1 мл дистиллированной воды. Во вторую пробирку добавить 2–3 капли соляной кислоты, а в третью 2–3 капли гидроксида калия. С помощью универсальной бумаги определить рН растворов в каждой пробирке, затем в каждую пробирку добавить по 1–2 капли раствора метилового оранжевого. Отметить в таблице цвет индикатора и значение рН определяющих по универсальной бумаге. Повторить опыт для индикаторов, указанных в таблице.

Опыт 2.

Налить в пробирку 4 мл Н2О, прибавить 1–2 капли концентрированной уксусной кислоты и 2 капли метилового оранжевого. Какую окраску принимает раствор и почему? Дать в журнале письменное объяснение. Составить уравнение электролитической диссоциации уксусной кислоты и уравнение для константы ее диссоциации.

Разделить полученный раствор на две пробирки; в одну добавить несколько кристаллов ацетата натрия, взболтать и сравнить окраску растворов в обеих пробирках. Концентрация каких ионов изменилась? Как изменился рН среды? Используйте универсальный индикатор. Сделать вывод о влиянии соли на процессе диссоциации уксусной кислоты.

Опыт 3.

Получить стаканчики с раствором уксусной кислоты или гидроксида аммония различных концентраций. Вместе с лаборантом определить рН раствора с помощью рН-метра. Рассчитать концентрацию ионов водорода, концентрацию гидроксогрупп, степень и константу диссоциации вещества. Концентрацию вещества узнать у

30