ИЗУЧЕНИЕ РАВНОВЕСИЯ ГОМОГЕННОЙ РЕАКЦИИ В РАСТВОРЕ

 

 

Составитель: к.х.н., доцент Котенко Г.А.

 

 

г. Череповец – 2006 г.

 

Цель работы:Формирование навыков экспериментального изучения равновесия гомогенной реакции в растворе:

FeCl₃ + 2 KJ 2FeCl₂ + J₂ + 2KCl

при разных температурах, расчетов константы равновесия и термодинамических функций ΔН, ΔG и ΔS.

 

1. Теоретическая часть

 

Химические реакции делятся на гомогенные и гетерогенные. Гомогенными реакциями называют реакции, протекающие в пределах одной фазы. К гомогенным реакциям относятся многие химические процессы, протекающие в газовой фазе или в растворах. Например:

СО_(г) + Н₂О_(г) СО_2(г) + Н_2(г);

Химическая реакция, протекающая на границе раздела фаз, называется гетерогенной. Например:

СаО_(тв) + СО_2(г) СаСО_3(тв);

Реакция протекает до равновесия, при котором имеются как продукты, так и исходные реагенты, и при этом не происходит изменение их концентраций. Термодинамическим условием химического равновесия является соотношение концентраций продуктов реакции и исходных веществ, при котором в реакционной системе dG = 0 (∑μ₁dn₁ = 0), причем энергия Гиббса имеет минимальное значение. Молекулярно-статистически химическое равновесие определяется как состояние, при котором скорости прямой и обратной реакций равны друг другу, при этом равновесие наступает тогда, когда состав смеси с течением времени при постоянных внешних условиях не меняется. Однако, неизменяемость состава смеси с течением времени может служить признаком, достаточным для констатирования наступившего равновесия лишь в том случае, если эта неизменяемость была достигнута в итоге самой реакции, т.е. при условии, что состав смеси до некоторого времени менялся вследствие реакции, а потом перестал меняться. Иногда состав смеси, в которой возможна химическая реакция, остается продолжительно неизменным, но не потому, что процесс уже закончился и наступило равновесие, а вследствие того, что без катализатора процесс протекает настолько медленно, что происходящие изменения не могут быть экспериментально обнаружены. Для установления равновесия можно воспользоваться вторым признаком равновесия – признаком его подвижности. Система, находящаяся в равновесии, может быть выведена из этого положения внешним воздействием. При прекращении воздействия система самопроизвольно возвращается в прежнее состояние. При изменении внешних условий (температуры, давления и т.п.) состав смеси будет изменяться. При возвращении системы к первоначальным условиям она будет переходить к исходному состоянию. Это означает, что рассматриваемое состояние является равновесным. Если же этого нет, то система не достигла еще состояние равновесия. Система, состояние которой характеризуется двумя признаками – неизменяемостью состава и подвижностью, - называется равновесной системой, а состав ее - равновесным составом. Состояние равновесия химической реакции характеризуется термодинамической константой равновесия К_а . Величина К_а выражается для данной химической реакции:

v₁B₁ + v₂B₂ + … = n₁C₁ + n₂C₂ + …

соотношение между активностями а_i участвующих в ней веществ при

равновесии:

К_а = .

Аналогичное соотношение между молярно- объемными концентрациями

выражает константу равновесия К_с. Когда к реакционной системе применимы

законы идеальных смесей ( идеальных газов, идеальных жидких растворов) К_с

при данной температуре имеет постоянное значение, не зависящее от исходных

концентраций реагентов.

Константу равновесия можно выразить через равновесные парциальные

давления системы:

К_р = (1)

Равновесие системы может смещаться при изменении начальных

концентраций реагирующих веществ, константа же равновесия остается

неизменной. Поэтому, зная константу равновесия при каких-либо внешних

условиях, начальные концентрации и общее давление, можно рассчитать

равновесный выход.

При изучении химической реакции важно знать, будет ли она протекать, а

если будет, то в каком направлении. При р,Т = const реакция протекает

самопроизвольно в направлении уменьшении энергии Гиббса. Если все

реагирующие вещества подчиняются законам идеальных газов, то

уменьшение энергии Гиббса, наблюдаемое при обратимом протекании реакции

до состояния равновесия выражается уравнением:

G = - RTlnK_p + RT[(PP…)/(PP…) ] (2)

где Р_С, Р_С, Р_В, Р_В- произвольные парциальные давления исходных и

конечных веществ. Уравнение (2) позволяет установить влияние температуры,

давления инертного газа и начальных концентраций реагентов на

направленность химической реакции. В стандартном состоянии при всех

парциальных давлениях, равных 1 атм:

G= - RTlnK_p.

Зависимость константы равновесия от температуры описывается

уравнением изобары Вант – Гоффа:

. (3)

Где ΔН⁰ – изменение энтальпии (тепловой эффект) реакции. Чтобы вычислить

константу равновесия при любой температуре, следует проинтегрировать

уравнение Вант-Гоффа. При допущении независимости теплового эффекта от

температуры интегрирование уравнения (3) дает выражение:

ln Kp = - (4)

где А = - /RT, B - константа интегрирования.

Или

ln (5)

 

2. Экспериментальная часть

Приборы и реактивы :термостат, колбы мерные с притертыми

пробками емкостью 100 см³, колбы конические для титрования емкостью 100 см³, пипетки, бюретка, 0,03 М раствор FeCl₃, 0,03 M раствор КJ, 0,015 М раствор Na₂S₂O₃, раствор крахмала.