Экспериментальная часть

Цель работы: Изучить влияние концентрации на смещение химического равновесия.

Опыт 1. Смещение химического равновесия путем изменения концентрации исходных и продуктов реакции.

В четыре пробирки внесите по 5 капель разбавленных растворов FeCl₃ и KCNS. Растворы в пробирках перемешайте стеклянной палочкой. Все пробирки поставьте в штатив. В растворах имеет место обратимая реакция:

FeCl₃ + 3KCNS ↔ 3KCl + Fe(CNS)₃

Красную окраску раствору придает роданид железа (III). По изменению интенсивности окраски можно судить об изменении концентрации Fe(CNS)₃,

т. е. о смещении равновесия в ту или иную сторону.

Первую пробирку оставьте в качестве эталона.

Во вторую пробирку добавьте одну каплю насыщенного раствора FeCl₃, в третью одну каплю насыщенного раствора KCNS, в четвертую несколько кристалликов KCl. Перемешайте растворы стеклянной палочкой. Отметьте изменение интенсивности окраски раствора в каждой пробирке относительно окраски эталона. Результаты наблюдений занесите в таблицу:

№ пробирки	Первоначальный цвет раствора	Добавленное вещество	Изменение интенсивности окраски раствора (усиление или ослабление)	Направление смещения равновесия
	красный	-	-	-
	красный	FeCl3
	красный	KCNS
	красный	KCl

Форма оформления лабораторного отчета приведена в приложении 1,2.

Напишите выражение константы равновесия данного процесса.

На основании принципа Ле-Шателье сделайте вывод о влиянии концентрации реагирующих веществ на смещение химического равновесия реакции.

Опыт 2. Влияние среды на смещение химического равновесия.

Соли хромовой кислоты – хроматы – окрашены в желтый цвет, а соли двухромовой кислоты – дихроматы – в оранжевый цвет. В растворах этих солей имеет место равновесие

2CrO₄ ^2- + H⁺ ↔ Cr₂O₇ ^2- + H₂O,

хромат-ион дихромат-ион

(желтый) (оранжевый)

которое легко смещается при изменении концентрации ионов водорода.

В пробирку внесите 5 – 6 капель раствора дихромата калия и прибавьте столько же капель раствора гидроксида натрия. Наблюдайте переход окраски. Затем к этому же раствору по каплям прибавьте раствор серной кислоты до тех пор, пока окраска раствора не станет прежней. Напишите выражение константы равновесия данного процесса. Объясните, исходя из принципа Ле-Шателье, изменение окраски раствора. Сделайте вывод о влиянии кислотности раствора на смещение химического равновесия.

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

1. Что называется химическим равновесием, какие факторы влияют на смещение химического равновесия?

2. Какие реакции называются обратимыми? Какое состояние обратимой системы называется химическим равновесием?

3. Сформулируйте принцип Ле Шателье.

4. Как читается закон действия масс для обратимых реакций? Напишите математическое выражение закона для реакции, записанной в общем виде.

5. Напишите выражение константы химического равновесия обратимых реакций:

а) C_(тв) + СO_2(г) ↔ 2СO_(г)

б) 2CrO₄^2-_(р-р) + 2H⁺_(р-р) ↔ Cr₂O₇^2-_(р-р) + H₂O_(р-р)

в) 3Н_2(г) + С₂Н_2(г) ↔ 2СН_4(г)

6. Объясните, почему в системе H_2(г) + I_2(г) ↔ 2HI_(г) изменение давления не смещает равновесия.

7. Как повлияет на смещение равновесия следующих реакций:

а) 2SO_2(г) + O_2(г) ↔ 2SO_3(г) DH⁰ = –196,5 кДж/моль

б) N_2(г) + O_2(г) ↔ 2NO_(г) DН⁰ = 180,8 кДж/моль

в) FeO_(тв) + CO_(г) ↔ Fe_(тв) + CO_2(г) DН⁰ = –18,2 кДж/моль

повышение температуры, уменьшение давления, уменьшение концентрации исходных веществ. Напишите выражение константы равновесия реакции.

8. Для реакции синтеза аммиака N_2(г) + 3H_2(г) ↔ 2NH_3(г) (DH⁰ = –46,2 кДж/моль) на основании принципа Ле-Шателье дайте мотивированный ответ, каким образом, меняя температуру, давление, концентрацию, можно увеличить выход продукта реакции.

9. В каком направлении сместится равновесие реакции при уменьшении концентрации второго из продуктов реакции: 2F_2(г) + O_2(г) ↔ 2OF_2(г). Напишите выражение константы равновесия реакции.

10. В каком направлении сместится равновесие реакции при уменьшении давления: 2O_2(г) + N_2(г) ↔ 2NO_2(г). Напишите выражение константы равновесия реакции.

11. В каком направлении сместится равновесие реакции при повышении температуры: H_2(г) + J_2(г) ↔ 2HJ_(г) DH⁰ = 53,2 кДж/моль. Напишите выражение константы равновесия реакции.

12. Напишите выражение константы равновесия обратимых реакций:

а) Fe₂O_3(тв) + CO_(г) ↔ 2FeO_(тв) + CO_2(г) DН⁰ = 172,5 кДж/моль

а) 2Н_2(г) + О_2(г) ↔ 2Н₂О_(г) DН⁰ = –483,6 кДж/моль

в) 4НСl_(г) + О_2(г) ↔ 2Н₂О_(г) + 2Сl_2(г) DН⁰ = –144,4 кДж/моль

Как изменится константа равновесия (увеличится или уменьшится) при повышении температуры?

Таблица вариантов

Варианты	Опыты	Контрольные вопросы
I II III IV V VI		1, 5в, 12а 2, 6, 12б 3, 7а, 12в 4, 7б, 9 5а, 7в, 10 5б, 8, 11

Критерии оценки лабораторной работы:

Максимальная оценка ставится при условии*, если:

· в отчете зафиксированы наблюдения;

· составлены уравнения реакций соответствующие данным опытам;

· указаны реактивы, используемые в работе;

· записаны условия реакции;

· сделаны выводы по каждому проведенному опыту;

· построены графики зависимостей, теоретические зависимости (там где это необходимо);

· даны письменные ответы на контрольные вопросы.

Минимальная оценка ставится при условии*, если:

· в отчете зафиксированы наблюдения;

· составлены уравнения реакций соответствующие данным опытам;

· указаны реактивы, используемые в работе;

· записаны условия реакции;

· сделаны выводы по каждому проведенному опыту.

Список литературы:

1. Коровин Н.В. Общая химия. – М.: ВШ, 2004. – 558с.

2. Глинка Н.Л. Общая химия. – Л.: Химия, 2003. – 704с.

3. Севастьянова, Г.К., Карнаухова. Т.М. Общая химия: Курс лекций. – Тюмень: ТюмГНГУ, 2009. – 212 с.

Дата добавления: 2015-11-14