Теоретическое введение. Необратимые химические реакции протекают до полного израсходования одного из реагирующих веществ, т.е

Необратимые химические реакции протекают до полного израсходования одного из реагирующих веществ, т.е. необратимая реакция протекает только в одном направлении; обратимая же реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлении. Пример обратимой реакции – реакция синтеза аммиака: N₂ + 3 H₂ ⇆ 2 NH₃.

Состояние системы, в котором скорость прямой реакции равна скорости обратной называется состоянием химического равновесия.

Количественной характеристикой системы в состоянии химического равновесия является константа химического равновесия. Для обратимой реакции, записанной в общем виде a A + b B+... ⇆ p P + q Q +.... константа химического равновесия выражается формулой:

В выражение константы равновесия входят равновесные концентрации веществ, которые находятся в газовой фазе или в растворённом состоянии.

Константа равновесия представляет собой постоянную (при постоянной температуре) величину; она не зависит от концентраций веществ, хотя и выражается через равновесные концентрации.

Процесс изменения концентраций веществ, вызванный нарушением равновесия, называется смещением (сдвигом) равновесия. Влияние различных факторов на смещение равновесия определяется принципом Ле-Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказывается внешнее воздействие, то равновесие сместится таким образом, чтобы ослабить оказанное воздействие.

Частные случаи принципа Ле-Шателье:

– при увеличении концентрации какого-либо из веществ, участвующих в реакции, равновесие смещается в сторону расходования этого вещества, а при её уменьшении – в сторону образования этого вещества;

– при увеличении давления в системе равновесие смещается в сторону меньшего числа молекул газообразных веществ; при уменьшении давления – в сторону большего числа молекул газообразных веществ;

– при повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции; при понижении температуры – в сторону экзотермической реакции.

Законы химического равновесия можно применить к равновесию, которое устанавливается в растворе слабого электролита. Константа равновесия, соответствующая процессу диссоциации слабого электролита, называется константой диссоциации. Например, для процесса диссоциации уксусной кислоты CH₃COOH ⇆ CH₃COO^– + H⁺

константа диссоциации имеет вид:

Степенью диссоциации электролита (a) называется отношение числа распавшихся на ионы молекул, к общему числу молекул в растворе. Степень диссоциации можно рассчитать по формуле

где C – молярная концентрация продиссоциировавшего вещества;

C₀ – общая молярная концентрация вещества в растворе

Чистая вода – очень слабый электролит; процесс диссоциации воды может быть выражен уравнением HOH ⇆ H⁺ + OH^–. Для любого водного раствора справедливо уравнение ионного произведения воды: C(H⁺)·C(OH^–) = 10^–14.

В любом водном растворе – как в кислом, так и в щелочном, вследствие диссоциации воды содержатся и ионы H⁺, и ионы OH^–:

– в нейтральном водном растворе C(H⁺) =·C(OH^–) = 10^–7 моль/л;

– в кислом растворе C(H⁺) >·C(OH^–);

– в щелочном растворе C(H⁺)·< C(OH^–).

Кислотность или щёлочность раствора характеризуют величиной, которая называется водородным показателем и обозначается pH:

pH = –lg C(H⁺)

В кислом растворе pH < 7;

в нейтральном растворе pH = 7;

в щелочном растворе pH > 7.

Для расчёта pH щелочных растворов используют вспомогательную величину, которая называется гидроксильный показатель pOH:

pOH = –lg C(OH^–)

pH и pOH связаны соотношением: pH + pOH = 14.

Ход работы

Опыт №1

Исследование применимости принципа Ле-Шателье к системе

FeCl₃ + 3KCNS ⇄ Fe(CNS)₃ + 3KCl

Опыт №2

Окраска кислотно-основных индикаторов в кислой, нейтральной и щелочной среде

Опыт №3

Влияние добавления одноимённых ионов на степень диссоциации слабых электролитов.

Список литературы

1. Общие требования и правила оформления текстовых документов: СТП СМК 4.2.3-01-2011. – Могилев: МГУП, 2011. – 43 с.

2. Практикум по неорганической химии: Учеб. пособие для хим.-техногол. спец. вузов/ З. Е. Гольбрайх –М.: Высшая школа, 1986. -350 с.

3. Общая и неорганическая химия. Конспект лекций для студентов технологических специальностей/ Огородников В. А. – Могилев: МГУП, 2005 (часть1).

4. Общая химия: учебное пособие для вузов/ Н. Л. Глинка; под ред. А. И. Ермакова. – М.: Интеграл-Пресс, 2008. – 728с.

Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском: