Краткая теоретическая часть

Устойчивое равновесное состояние термодинамических систем характеризуется следующими общими условиями:

1) неизменностью равновесного состояния системы при сохранении внешних условий;

2) подвижностью равновесия (самопроизвольным восстановлением равновесия после прекращения внешнего воздействия, вызвавшего незначительное отклонение системы от положения равновесия);

3) динамическим характером равновесия, т.е. установлением и сохранением его вследствие равенства скоростей прямого и обратного процессов;

4) возможностью подхода к состоянию равновесия с двух противоположных сторон;

5) минимальным значением изменения изобарно-изотермического или изохорно-изотермического потенциалов (). Выражением этих условий является закон действия масс (константы равновесия).

Для химической реакции в общем виде ,

протекающей в газовой фазе в изобарно-изотермических условиях, константа равновесия имеет вид: ; ;

где C и P- равновесные значения концентраций веществ (в моль/л), парциальных давлений в кПа, соответственно.

Константа равновесия, выраженная через парциальные давления компонентов газовой смеси, связана с константой К_с соотношением: , где - изменение числа молей газа в реакции, .

В основе термодинамического расчета констант равновесия и равновесных выходов продуктов лежит уравнение изотермы химической реакции Вант-Гоффа: , где - произвольные парциальные давления и молярные концентрации начальных веществ и продуктов реакции.

Для стандартного состояния системы, уравнения химического сродства имеют вид: .

Для расчета константы равновесия можно применить уравнение изобары Вант-Гоффа .

Важнейшие понятия: химическое равновесие, константа равновесия, уравнения изобары и изотермы реакции.

Следует уметь: приводить выражения кинетической и термодинамической констант равновесия; рассчитывать и связывать константу равновесия со свободной энергией Гиббса; определять направления смещения равновесия и оптимальные условия протекания процессов, используя принцип Ле- Шателье; рассчитывать температуру равновесного состояния системы.

Контрольные вопросы и задания:

1. Что называют химическим равновесием? Укажите термодинамическое и кинетическое условия равновесия.

2. Что называют константой равновесия, и от каких факторов она зависит? Приведите примеры для гомогенных и гетерогенных систем.

3. Сформулируйте принцип Ле-Шателье. Как влияет изменение внешних условий на состояние равновесия обратимой химической реакции?

СаСО_3(т) = СаО_(т) + СО_2(г); ∆Н⁰ _х.р. = 176,1 кДж/моль.

4. Рассчитайте температуру, при которой равновероятны оба направления реакции синтеза аммиака из азота и водорода.

5. Константа равновесия реакции N₂O_{4 (г)} = 2 NO_{2 (г)} при 25⁰ С равна 4,64∙10^-3. В каком направлении будет идти реакция при следующих концентрациях веществ: С(N₂O₄) = 0,046 моль/л; С(NO₂) = 0,0095 моль/л.

Экспериментальная часть

Опыт 1. Налейте в пробирку 4 – 5 мл разбавленного раствора роданида аммония (NH₄CNS) и добавьте 4 – 5 мл разбавленного раствора хлорида железа (III) (FeCl₃). Полученный раствор, характерная красная окраска которого обусловлена образующимся роданидом железа (III), разлейте поровну в четыре пробирки. Затем в первую пробирку добавьте концентрированного раствора роданида аммония, во вторую – концентрированного раствора хлорида железа (III), в третью пробирку –концентрированного раствора хлорида аммония, а раствор в четвертой пробирке оставьте для сравнения. Обратите внимание на изменение окраски растворов.

Приведите уравнение реакции в краткой ионной форме и выражение константы равновесия данной реакции. Объясните изменение окраски раствора с точки зрения закона действующих масс. Сделайте вывод о влиянии концентрации реагирующих веществ на химическое равновесие.

Опыт 2. Соли хромовой кислоты – хроматы окрашены в желтый цвет (цвет иона CrO₄^-2). Соли двухромовой кислоты – бихроматы окрашены в оранжевый цвет (цвет иона Cr₂O₇^-2). В растворах хрома(VI) имеет место равновесие 2CrO₄^-2 + 2Н⁺ ↔ Cr₂O₇^-2 + Н₂О, которым можно управлять, изменяя концентрацию ионов водорода.

В пробирку поместите 3 – 4 капли 10% раствора бихромата калия и прибавляйте по каплям 2М раствор едкого кали до перехода оранжевой окраски в желтую. Затем к этому же раствору по каплям прибавляйте 2М раствор серной кислоты до появления вновь оранжевой окраски. Объясните изменение окраски раствора, анализируя уравнение изотермы Вант-Гоффа.

Лабораторная работа № 6. Гидролиз солей (2 часа)

Цель работы: изучение процесса гидролиза солей разного типа, установление количественных характеристик процесса гидролиза, изучение влияния различных факторов на степень гидролиза.

Рекомендации: по литературным источникам ознакомиться со следующими теоретическими основами - «Ионное произведение воды», «Сильные и слабые электролиты», «Гидролиз солей».

Важнейшие понятия: гидролиз солей, степень и константа гидролиза, водородный и гидроксильный показатели (PH и POH).

Следует уметь: сравнивать склонность к гидролизу иона в зависимости от его заряда и размера. Связывать склонность ионов к процессу гидролиза с силой соответствующих кислот и оснований, используя значения К_дис соответствующих ступеней ионизации кислот и оснований. Выражать процесс гидролиза с помощью ионных и молекулярных уравнений. Объяснять влияние температуры, концентрации ионов H⁺и ОН^- и одноименных ионов на смещение ионного равновесия.

Контрольные вопросы и задания

1. Что называется ионным произведением воды? Каково его значение при 298К?

2. Что называется водородным показателем (рН)? Как его величина связана с гидроксильным показателем (рОН)?

3. Определите значение рН в растворах NaOH и H₂SO₃ при их концентрации 0,001 моль/л.

4. Дайте определение процессу гидролиза.

5. Какие (по природе ионов) соли подвергаются гидролизу по катиону, а какие – по аниону? Какие соли не подвергаются гидролизу? Приведите примеры, записав уравнение реакции гидролиза в ионном и молекулярном виде.

6. Что является следствием процесса гидролиза?

7. Охарактеризуйте понятия «степень гидролиза», «константа гидролиза».

8. От каких факторов зависит степень гидролиза?

9.Рассчитайте константу и степень гидролиза соли NH₄CI, растворе с концентрацией 0,001 моль/л.

Экспериментальная часть