Обратимость реакций; смещение равновесий в растворах электролитов.

 

Все химические реакции можно разделить на необратимые и обратимые.

Необратимые реакции идут в одном направлении до конца, т. е. исходные вещества полностью превращаются в продукты реакции.

Признаки необратимости реакции: выделение газа, выпадение осадка, образование слабого электролита. Например,

NaOH + HCl → NaCl+H₂O,

CaCO₃→ CaO + CO₂↑,

Na₂SO₄+BaCl₂→ BaSO₄↓ +2NaCl.

Химические реакции, протекающие как в прямом, так и в обратном направлении, называются обратимыми.

Когда скорость прямой реакции будет равна скорости обратной реакции, в системе наступает химическое равновесие. Это такое состояние системы, когда химические реакции идут одновременно в двух противоположных направлениях с одинаковой скоростью, вследствие чего состав системы остается постоянным.

Химическое равновесие характеризует константа равновесия. Константа равновесия химической реакции – это отношение константы скорости прямой реакции к константе скорости обратной реакции.

аА+bB↔ cC+dD (7.2)

Скорость прямой реакции:

υ ₁ = k₁[A]^a·[B]^b. (7.3)

Скорость обратной реакции:

υ ₂ = k₂[С]^с·[D]^d, (7.4)

. (7.5)

Обозначим , тогда

,

откуда следует, что:

. (7.6)

Так как υ ₁ = υ ₂, то . Отсюда

. (7.7)

 

Константа равновесия не зависит от концентрации реагирующих веществ, но изменяется с температурой. Значения констант равновесия приводят в справочниках.

Направление смещения равновесия указывает принцип Ле-Шателье: если изменить одно из условий (температуру, давление или концентрацию), при которых система находится в равновесии, то равновесие смещается в направлении, которое противодействует произведенному изменению. Так увеличение концентрации исходных веществ будет смещать реакцию вправо, в сторону образования ее продуктов и наоборот, уменьшение концентрации исходных веществ приведет к смещению равновесия влево, т.е. к распаду продуктов на исходные вещества.

Определение кислотности среды (рН)

Реакцию среды (кислотность или щелочность) характеризует водородный показатель рН. Водородный показатель (рН) – это отрицательный логарифм концентрации ионов водорода в растворе.

рН = -lg[H⁺]

Концентрация водородных ионов, так же как и гидроксид-ионов, может колебаться в интервале от 1 до 10^-14, но произведение концентраций при 22^оС остается всегда равным 10^-14:

k_w = [H⁺][ОH^-] = 10^-14 – ионное произведение воды

Тогда рН + рОН = 14.

В воде при 22^оС Н₂О↔ [H⁺] + [ОH^-]

[H⁺] = [ОH^-] = 10^-7 моль/л

То есть, если известна концентрация ионов Н⁺, можно рассчитать концентрацию ОН^- и наоборот:

при [H⁺] = [ОH^-] = 10^-7 моль/л, рН = 7 – нейтральная среда;

при [H⁺] < 10^-7 моль/л, рН > 7 – щелочная среда;

при [H⁺] > 10^-7 моль/л, рН < 7 – кислая среда.

В водных растворах электролитов рН определяют с помощью индикаторов – веществ, изменяющих окраску раствора в зависимости от рН, или приборами – рН-метрами

Влияние гидролиза на рН.

Среда за счет гидролиза солей или продуктов реакции может быть как слабокислой, так и слабощелочной или нейтральной. Кислотность среды (рН) определяют, используя различные индикаторы. Раствор либо капают на полоску индикатора, либо индикатор вносят в испытуемый раствор. О значении рН судят по изменению цвета индикатора (таблицы 7.1 и 7.2).

 

Таблица 7.1 – Окраска универсального индикатора в зависимости от значения рН раствора

 

значение рН	Окраска индикатора
	розовая красно-оранжевая оранжевая желто-оранжевая желтая желто-зеленая зеленая сине-зеленая фиолетовая

 

Таблица 7.2 – Изменения окраски индикаторов в водных растворах электролитов

 

Индикатор	Цвет индикатора	Цвет индикатора в кислом растворе (рН< 7)	Цвет индикатора в щелочном растворе (рН> 7)
Лакмус	фиолетовый	красный	синий
Фенолфталеин	бесцветный	бесцветный	малиновый
Метиловый оранжевый	оранжевый	красный	желтый

 

Ионные уравнения. Ионные уравнения показывают, между какими молекулами и ионами произошло химическое взаимодействие.

Порядок составления ионных уравнений реакций в растворах электролитов:

1. Написать уравнение реакции в молекулярной форме, например:

BaCl₂ + H₂SO₄ = BaSO₄↓ +2HCl.

2. Переписать уравнение, оставив без изменений формулы нерастворимых, газообразных или слабодиссоциирующих веществ, а формулы остальных веществ записать в виде ионов:

Ba⁺ + 2Cl^- +2H⁺ + SO₄^2- = BaSO₄↓ + 2H⁺ + 2Cl^-.

3. Сократить одноименные ионы, находящиеся в левой и правой частях уравнения, т. е. привести подобные члены, оставив только ионы, которые соединяются, образуя малодиссоциированные вещества, т. е. получить ионное уравнение, выражающее сущность данной реакции:

Ba⁺ + SO₄^2- = BaSO₄↓

 

Аппаратура и материалы:

Штатив с пробирками; микрошпатель; стеклянные пипетки; универсальный индикатор; водяная баня; дистиллированная вода;
1 н. растворы СН₃СООН, HCl, NaOH, NaHCO₃, FeCl₃, СН₃СООNa, Al₂(SO₄)₃, Na₂СO₃; 2 н. раствор аммиака NH₄OH; 0, 1 н. раствор гидроксида натрия NaOH; раствор любой соли аммония.

Растворы индикаторов метилового оранжевого, лакмуса и фенолфталеина; цинк металлический; кристаллические соли: СН₃СООNa, Al₂(SO₄)₃, Na₂СO₃, NaCl, Na₂SO₃.

Методика и выполнение работы:

⇐ Предыдущая234567891011Следующая ⇒

Поделиться:

Популярное:

1. Дегидратация и потери электролитов.
2. Наименьшее смещение проводов соседних ярусов по горизонтали на промежуточных опорах ВЛ 35-220 кВ в районах с частой и интенсивной пляской проводов
3. Обратимость электрических машин углового движения
4. Смещение переходной зоны влево
5. Учитывая высокую обратимость поражения холодом, следует помнить, что своевременные экстренные мероприятия могут спасти пострадавшего даже при остановке дыхания.