ИЗУЧЕНИЕ ЗАВИСИМОСТИ константы

Равновесия гомогенной химической реакции

ОТ ТЕМПЕРАТУРЫ

Цель работы: исследовать равновесие гомогенной реакции в растворе при двух температурах и рассчитать ее тепловой эффект.

Теоретические основы работы

(см. теоретическое введение)

В работе следует изучить равновесие обратимой реакции

2FeCl3 + 2KI = 2FeCl2 + I2 + 2КCl

или в ионной форме

2Fe3+ + 2I− = 2Fe2+ + I2.

В состоянии равновесия все концентрации связаны константой равновесия:

.

Расчет равновесных концентраций (г-моль/л) проводят следующим образом:

1. Концентрация йода:

,

где − молярность раствора гипосульфита натрия; V1 – количество гипосульфита натрия, израсходованного на титрование йода в момент равновесия, мл; V2 – количество взятой пробы для титрования, мл.

2. Концентрация ионов Fe2+ будет равна удвоенной концентрации йода, так как по уравнению реакции образуются одна молекула йода и два иона Fe2+: .

3. Концентрация ионов Fe2+ при равновесии определяется разностью начальной концентрации ионов Fe3+ и равновесной концентрации ионов Fe2+, так как из уравнения реакции прирост концентрации Fe2+ равен убыли концентрации Fe3+:

или

,

где − начальная концентрация соли FeCl3.

4. Концентрация ионов I− вычисляется по равенству

,

где − начальная концентрация соли KI.

Начальные концентрации солей и находят по уравнению разведения:

,

где − концентрация солей FeCl3 и KI в исходном растворе 0,03 М; V1 - объем раствора соли, взятого для приготовления пробы; V2 – объем приготовленного раствора, 100 мл.

Приборы и материалы: термостат, четыре мерные колбы на 100 мл с притертыми пробками, восемь конических колб, три бюретки, две пипетки на 15 мл и одна на 1 мл, лед. Растворы: 0,03 М FeCl3, 0,03 М KI, 0,015 М Na2S2O3, дистиллированная вода, крахмал.

Порядок выполнения работы

(рассчитана на два занятия)

1. Взять четыре пронумерованные колбы с притертыми пробками емкостью 100 мл. Налить в них следующие количества растворов в миллилитрах (табл. 4).

Таблица 4

  Колба Раствор
0,03 М FeCl3 0,03 KI
− − − −

Колбы поместить на 30 мин в водяной термостат при температуре, заданной преподавателем.

2. Приготовить для титрования восемь конических колб емкостью 100 мл. В каждую колбу налить дистиллированную воду и поставить их для охлаждения на лед.

3. Слить вместе содержимое колб 1 и 2, а через 10 мин – содержимое колб 3 и 4, момент сливания растворов отметить по часам как начало опыта. Колбы плотно закрыть пробками и установить в термостат.

4. Через 25 мин от момента смешивания из каждой колбы, не вынимая ее из термостата, отобрать пипеткой 15 мл раствора и слить в охлажденную колбу для титрования. Сразу после сливания выделившийся йод титровать 0,015 М раствором гипосульфита. Раствор гипосульфита прибавлять до бледно-желтой окраски раствора. Затем добавить несколько капель крахмала и титровать до исчезновения синей окраски раствора. Светло-синяя окраска раствора, появляющаяся через некоторое время после титрования не учитывается. Пипетку перед отбором пробы сполоснуть исследуемым раствором.

5. Через 30 мин после отбора первой пробы снова взять 15 мл раствора и титровать гипосульфитом. Затем через 40 мин после отбора второй пробы отобрать третью пробу и т.д. Одинаковое число миллилитров гипосульфита, израсходованное на титрование йода в двух последовательно взятых пробах, из каждой колбы указывает на достижение равновесия в реакции.

6. Аналогичным способом провести опыт при другой температуре.

7. Экспериментальные и расчетные данные представить в виде табл. 5.

8. Рассчитать равновесные концентрации участников реакции и константы равновесия КС при двух температурах.

9. По уравнению (15) вычислить тепловой эффект реакции ΔH.

 

Таблица 5

Опыт Вещество     Колба 1 Колба 2 Вещество     Начальные концентрации при t1, 0С Равновесные концентрации при t1, 0С Начальные концентрации при t2, 0С Равновесные концентрации при t2, 0С
Время отбора пробы Объем Na2S2O3, мл Время отбора пробы Объем Na2S2O3, мл Колбы
. . . и т.д.                            

Контрольные вопросы

1. Как влияет температура на константу равновесия?

2. Каким уравнением связаны между собой константа равновесия и энтальпия реакции?

3. Как рассчитать энергию Гиббса и энтальпию реакции?

РАСТВОРЫ

Теоретическое введение

Растворами называют однородные системы переменного состава. Существуют три основных типа растворов: твердые, жидкие, газообразные. Наибольшее значение имеют жидкие растворы. К ним относятся растворы газов, твердых веществ и жидкостей в жидкостях.

Одной из важнейших характеристик раствора является его состав, описываемый с помощью понятия концентрация раствора. Ниже дается определение наиболее распространенных способов выражения концентрации и формулы для пересчета одних концентраций в другие, где индексы 1 и 2 относятся к растворителю и растворенному веществу.

Молярная концентрация С – число молей ν2 растворенного вещества в одном литре раствора.

Молярная концентрация эквивалента вещества М число молей растворенного вещества эквивалента (равное числу молей ν2, умноженному на фактор эквивалентности f) в одном литре раствора.

Моляльная концентрация m – число молей растворенного вещества в одном килограмме растворителя.

Процентная концентрация ω – число граммов растворенного вещества в 100 г раствора.

; ; ,

где ρ – плотность растворителя; М2 – молярная масса растворенного вещества

г- моль; g1 – масса растворителя, кг; g2 – масса растворенного вещества, кг.

Для выражения концентрации раствора в физической химии часто используют мольную долю:

,

где Х2 – мольная доля растворенного вещества; ν1 – число молей растворителя; ν2 – число молей растворенного вещества в растворе. Мольная доля является величиной безразмерной.

Жидкие растворы подразделяются на идеальные, предельно разбавленные и неидеальные. Идеальные растворы подчиняются закону Рауля: относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно мольной доле растворенного вещества.

Математически закон Рауля записывается так:

,

где − давление пара над чистым растворителем; Р1− давление пара растворителя над раствором; Х2 – мольная доля растворенного вещества.

К предельно разбавленным растворам применяют законы идеальных растворов. В случае неидеальных растворов, т.е. тех, которые не подчиняются термодинамическим закономерностям идеальных и предельно разбавленных растворов, вместо концентраций и давлений в уравнения следует подставлять активности или летучести компонентов. Диаграммы равновесия жидкость-пар в бинарных системах описываются двумя законами Коновалова.

Первый закон Коновалова.Насыщенный пар по сравнению с равновесным раствором богаче более летучим компонентом.

Диаграммы, отвечающие первому закону Коновалова, изображены на рис. 3. Диаграммы не имеют экстремальных точек. Каждая диаграмма представлена тремя областями: две гомогенные области – жидкости и пара и одна гетерогенная область – жидкость в смеси с паром.

Диаграммы с экстремальными точками показаны на рис. 4. На диаграммах с экстремальными точками области 1 и 2 – гетерогенные области.

Второй закон Коновалова.Экстремумы на кривых полного давления пара и температур кипения соответствуют такому составу жидкости и пара, при котором составы обеих фаз совпадают. Экстремумы на диаграммах жидкость-пар появляются в случае значительных отклонений растворов от закона Рауля.

 

Точки М и М' на диаграммах являются экстремальными. Раствор, соответствующий по составу экстремальным точкам, носит название азеотропного раствора. При кипении азеотропного раствора конденсат будет иметь тот же состав, что и исходный раствор.

 

Работа 1