Химическое равновесие в гомогенной системе

ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ
СЕВЕРСКИЙ ТЕХНОЛОГИЧЕСКИЙ ИНСТИТУТ
Федерального государственного бюджетного образовательного учреждения
высшего профессионального образования
«Национальный исследовательский ядерный университет «МИФИ»
Утверждаю
зав. кафедрой ХиТМСЭ
д–р. техн. наук, профессор
Гузеев В.В.
»
2010 г.
«
А.В. Конькова
ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ В ГОМОГЕННОЙ
СИСТЕМЕ
Практическое руководство
Северск 2010
УДК
ББК
K
Конькова А.В. Химическое равновесие в гомогенной системе: практическое руководство. / А.В. Конькова. – Северск: Изд–во СТИ НИЯУ МИФИ, 2010. – 6 с.
Руководство содержит план коллоквиума, описание хода лабораторной работы и
список рекомендуемой литературы, необходимый для подготовки к коллоквиуму.
Предназначено для студентов дневной формы обучения по специальности 240601
«Химическая технология материалов современно энергетики» при выполнении лабораторных работ по курсу «Физическая химия».
Руководство одобрено на заседании кафедры ХиТМСЭ (протокол № 25 от « 22 »
июня 2009 г.).
Печатается в соответствии с планом выпуска учебно – методической литературы на
2010 г., утверждённым Ученым советом СТИ НИЯУ МИФИ.
Рег. № 56/09 от « 8 » 12 2009
Рецензент О.А. Ожерельев – доцент кафедры ХиТМСЭ СТИ НИЯУ МИФИ, канд.
техн. наук
Редактор Р.В. Фирсова
Подписано к печати_______
Формат 60х84/32
Гарнитура Times New Roman. Бумага писчая №2
Плоская печать. Усл. печ. л. 0,17 Уч. изд. л.0,32
Тираж 50 экз.
Заказ_____
Отпечатано в ИПО СТИ НИЯУ МИФИ
636036, г. Северск Томской обл.,
пр. Коммунистический, 65
2
Содержание
1 План коллоквиума .................................................................................. 4
2 Экспериментальная часть ...................................................................... 4
3 Расчет равновесных концентраций ....................................................... 5
Рекомендуемая литература .................................................................... 6
3
1 План коллоквиума
1.1 Характеристика состояния химического равновесия.
1.2 Закон действия масс.
1.3 Изотерма химической реакции.
1.4 Зависимость константы равновесия от температуры.
1.5 Способы определения константы равновесия.
2 Экспериментальная часть
Цель работы: ознакомление со статическим методом определения
константы равновесия и изучение влияния температуры на величину константы равновесия.
В настоящей работе химическое равновесие исследуется на примере
реакции
2FeCl3 + 2KI ⇄ 2FeCl2 + 2KCl + I2.
В ионной форме это уравнение имеет вид
2Fe3+ + 2I– ⇄ 2Fe2+ + I2.
Для вычисления константы равновесия данного процесса необходимо
определить равновесные концентрации всех участников реакции. Для этого в
колбу вместимостью 100 мл с притертой пробкой налить 50 мл 0,03 М раствора FeCl3 и 50 мл 0,03 М раствора KI. Момент сливания растворов отметить по часам. Колбу поместить в термостат при комнатной температуре (сосуд с достаточно большим количеством воды).
Приготовить для титрования 4 колбочки на 100 мл. В каждую колбу
налить 40 мл дистиллированной воды, закрыть пробкой и поставить для охлаждения в холодильник или на лед.
Через 30 минут от момента смешения отобрать из колбы пипеткой
15 мл раствора и слить в сильно охлажденную колбу для титрования. За момент отбора пробы считать сливание раствора из пипетки в колбу для титрования. Сразу после сливания образовавшийся в результате реакции йод титровать 0,015 М Na2S2O3 до образования бледно–желтой окраски раствора. Затем добавить несколько капель раствора крахмала и титровать раствором гипосульфита до исчезновения синего окрашивания раствора. Светло–синяя
окраска раствора, появляющаяся через некоторое время после титрования, не
учитывается. Пипетку перед отбором пробы споласкивать исследуемым раствором.
Через 30 минут после отбора первой пробы снова взять 15 мл раствора
и титровать гипосульфитом. Затем через 30 минут отобрать третью пробу и
т.д. Одинаковое количество гипосульфита, израсходованное на титрование
4
йода в двух последовательно взятых пробах, указывает на достижение равновесия.
Для изучения влияния температуры на величину константы равновесия
следует провести опыт при другой температуре (например, при 40 °С). Полученные данные занести в таблицу 1.
Таблица 1 – Результаты эксперимента
Т1 = …
V1, мл
τ, мин
τ, мин
Т2 = …
V2, мл
3 Расчет равновесных концентраций
3.1 Концентрация йода C I 2 состоянии равновесия равна:
1 V
C I2 = C Na2 S2O3 ⋅ ⋅ 1 ,
2 V2
где C Na2 S2O3 – концентрация гипосульфита, моль/л;
V1
– объем гипосульфита, пошедший на титрование, мл;
V2
– объем взятой пробы, мл.
3.2 Концентрация ионов Fe2+ равна удвоенной концентрации йода, так
как по уравнению реакции образуется одна молекула йода и два иона Fe2+,
откуда
C Fe 2+ = 2C I2 .
3.3 Концентрация ионов Fe3+ при равновесии равна разности начальной
концентрации FeCl3 и равновесной концентрации ионов Fe2+, так как прирост
концентрации Fe2+ равен убыли концентрации Fe3+:
C Fe3+ = C FeCl3 − C Fe2+ .
Содержание FeCl3 вычисляется по концентрации исходного раствора и
степени его разбавления при смешении растворов:
0
C FeCl3 = C FeCl
⋅
3
a
,
a+b
0
– начальная концентрация FeCl3, моль/л;
где C FeCl
3
a и b – объемы растворов FeCl3 и KI соответственно.
5
3.4 Концентрация ионов I– вычисляется аналогично концентрации ионов Fe3+:
C I − = C KI − 2C I 2 ,
0
C KI = C KI
⋅
a
,
a+b
0
где C KI
– концентрация исходного раствора, моль/л.
На основании полученных экспериментальных данных рассчитать константу равновесия KС при двух температурах.
В заключении сделать вывод о влиянии температуры на равновесие
изучаемой реакции. Сопоставить вывод с результатом анализа уравнения
изохоры.
Рекомендуемая литература
1 Киреев В.А. Краткий курс физической химии. – М.: Химия, 1975. –
С. 427–443.
2 Конькова А.В. Химическое равновесие: конспект лекций. – Северск:
1985. – С. 11–17.
3 Практикум по физической химии. / Под редакцией И.В. Кудряшова. –
М.: Высшая школа, 1986. – С. 245–251, 255–257.
6