- •Химическая Кинетика, равновесия, термодинамика
- •1. Основные понятия кинетики [1, § 57; 2, § 6.2, 6.2.1]
- •1.1. Химическая кинетика
- •1.2. Понятие скорости реакции
- •2. Зависимость скорости гомогенной реакции
- •2.3. Лабораторная работа: определение порядка реакции тиосульфата натрия с кислотой в растворе
- •2.3.1. Постановка задачи
- •2.3.2. Зависимость скорости реакции от концентрации ионов водорода
- •2.3.3. Зависимость скорости реакции от концентрации ионов тиосульфата
- •3. Зависимость скорости реакции от температуры
- •3.3. Лабораторная работа: влияние температуры на скорость реакции
- •4. Катализ [1, § 60; 2, § 6.2.6]
- •5. Особенности кинетики гетерогенных реакций [1, § 61; 2, § 6.2.4]
- •5.1. Общие сведения
- •5.3. Реакции, лимитируемые химическим взаимодействием
- •5.4. Реакции, лимитируемые диффузией в растворе реагента
- •5.5. Реакции, лимитируемые образованием зародышей новой фазы
- •5.6. Демонстрационные опыты
- •6. Обзор факторов, влияющих на скорость
- •7. Общие сведения о Химическом равновесии [1, § 63; 2, § 6.2.8]
- •7.1. Истинное и ложное равновесия
- •7.2. Закон действующих масс (здм) для равновесия
- •7.3. Стандартные состояния веществ и стандартное представление
- •8. Частные случаи констант равновесия
- •8.1. Гомогенные равновесия в растворах электролитов
- •8.2. Гетерогенные равновесия
- •8.3. Квазихимические равновесия в кристаллах
- •9. Факторы, влияющие на смещение равновесия.
- •9.2. Влияние концентрации
- •9.3. Влияние разбавления раствора
- •9.4. Влияние давления
- •9.5. Влияние температуры
- •9.6. Факторы, влияющие на кинетику, но не на равновесие
- •9.7. Выбор оптимальных условий проведения реакций
- •10. Задачи и упражнения по химическому равновесию
- •11. Лабораторная работа по химическому равновесию
- •11.1. Прогноз направления реакций и его экспериментальная проверка
- •11.2. Влияние температуры и концентраций на химическое равновесие
- •12. Введение в химическую термодинамику.
- •12.1. Общие сведения
- •12.2. Первое начало термодинамики. Энтальпия
- •12.3. Закон Гесса и стандартные теплоты образования веществ
- •12.4. Ещё три следствия из закона Гесса
- •13. Направление процессов.
- •13.1. Второе начало термодинамики. Энтропия.
- •13.2. Критерии самопроизвольного протекания процессов
- •13.3. Связь между стандартным изменением энергии Гиббса и константой равновесия
- •13.4. Задачи и упражнения по термодинамике
11.2. Влияние температуры и концентраций на химическое равновесие
В этой части практикума опыты качественные, без расчётов.
11.2.1. Влияние температуры
Предлагается запаянный двухколенный стеклянный сосуд, заполненный оксидом азота (4+). Мономерная форма – NO2 – содержит неспаренный электрон. Отсюда две особенности этой молекулы: (а) под действием света этот электрон легко возбуждается с несвязывающей МО на разрыхляющую, часть белого спектра поглощается, возникает окраска; (б) неспаренный электрон – это неиспользованная валентность, поэтому NO2 способен к димеризации:
2 NO2 ←→ N2O4
Поскольку при этом возникает новая связь, такая реакция однозначно экзотермическая. Но связь N-N непрочная, и при нагревании она легко разрывается, т.е. реакция может идти и справа налево. При образовании связи неспаренные электроны спариваются на связывающей МО, их энергия понижается, и для возбуждения уже недостаточно энергии видимого света, поэтому димер (N2O4) бесцветен.
Погрузите одно колено сосуда в ледяную воду, а другое – в горячую. Какое изменение цвета ожидается при отсутствии химической реакции (когда количества веществ не меняются)? Давление в сообщающихся сосудах одинаковое, значит, по уравнению состояния идеального газа концентрация обратно пропорциональна абсолютной температуре: С = р/(RT). Где ожидается более интенсивная окраска согласно этому уравнению и где она наблюдается реально? Можно ли объяснить наблюдаемое без учёта химической реакции? Чтобы убедиться в обратимости процесса, поменяйте колена сосуда местами.
Следует также вспомнить равновесия жидкость – пар, возгонку хлорида аммония и сделать общий вывод: куда смещается равновесие при повышении и понижении температуры. Используйте общую формулировку, основанную на тепловом эффекте, а не выражения «вправо», «влево», «прямая», «обратная», которые зависят от способа записи уравнения.
11.2.2. Влияние концентрации реагентов и продуктов и общего разбавления
Предлагается рассмотреть процесс гидролиза хлорида сурьмы (3+) в водном растворе. SbCl3 хорошо растворяется в воде, но сильно гидролизуется с выпадением осадка оксохлорида SbOCl. Для подавления гидролиза вводят его продукт – сильную кислоту. Именно такой раствор, с добавкой соляной кислоты, будет Вам предложен. Процесс гидролиза в нём можно пытаться изобразить разными способами:
(а) Предполагая, что хлорид сурьмы – сильный электролит, и сурьма находится преимущественно в виде гидратированных катионов [Sb(OH2)x]3+. Количество воды, присоединённой к катиону (х), никак не влияет на равновесие, поэтому для простоты не будем его записывать (хотя помнить о гидратации надо).
Sb3+ + H2O + Cl– ←→ SbOCl↓ + 2H+.
(б) Предполагая, что катион сурьмы довольно прочно связывается с хлорид–ионом и существует в растворе преимущественно в виде хлорокомплексов с некоторым количеством ионов хлорида q:
SbClq3–q + H2O ←→ SbOCl↓ + (q–1)Cl– + 2H+.
Заметим, что уравнение (а) является частным случаем уравнения (б) при q=0, и задача работы – оценить величину q: равна ли она нулю или существенно больше.
На основе ЗДМ предскажите, как повлияют на равновесие (на выпадение осадка) различные воздействия в зависимости от величины q:
Воздействие |
Вправо или влево сместится равновесие при различных значениях q? |
|||
q=0 |
q=1 |
q>1 |
Опыт |
|
Разбавление |
|
|
|
|
Увеличение концентрации ионов хлорида |
|
|
|
|
Увеличение концентрации ионов водорода |
|
|
|
|
Разбавьте раствор водой до появления помутнения. Взболтайте его и разделите взвесь на две пробирки. Чтобы увеличить концентрацию ионов водорода, не меняя существенно остальные концентрации, осторожно добавьте в одну из них несколько капель концентрированной серной кислоты. Чтобы увеличить концентрацию ионов хлорида, не меняя существенно остальные концентрации, добавьте в другую пробирку хорошо растворимый кристаллический хлорид (NaCl или KCl) и осторожно встряхните для его растворения.
Наблюдайте результаты, занесите их в последнюю колонку таблицы и сделайте вывод: какое из уравнений правильнее описывает наблюдаемые явления. Точнее говоря, какие выводы о величине q можно сделать из опытов: связывается ли катион сурьмы с хлорид-ионом в водном растворе?