Студенческая. Учебная работа № 57422. Контрольная Химическое равновесие. Лабораторная работа № 2

1 Звезда2 Звезды3 Звезды4 Звезды5 Звезд (6 оценок, среднее: 4,67 из 5)
Загрузка...

учебная работа № 57422. Контрольная Химическое равновесие. Лабораторная работа № 2

Количество страниц учебной работы: 6
Содержание:
«Цель работы: изучить влияние концентрации на смещение химического равновесия. Убедиться в справедливости принципа Ле-Шателье на примере реакции взаимодействия растворов хлорида железа (III) и роданида калия

ЛАБОРАТОРНОЕ ОБОРУДОВАНИЕ

для проведения лабораторной работы необходимо следующее оборудование:
4 капельницы с надписью:
1. FeCl3хлорид железа (III) разбавленный раствор
2. KCNS роданид калия разбавленный раствор
3. FeCl3 хлорид железа (III) насыщенный раствор
4. KCNS роданид калия насыщенный раство
Склянка с надписью KCl хлорид калия кристалический.
штатив с 4 пробирками
Стеклянная палочка для перемешивания реактивов

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ
2. какие реакции называются обратимыми? Какое состояние обратимой системы называется химическим равновесием?
8. Для реакции синтеза аммиака
N2(г) + 3H2(г) ↔ 2NH3(г) (H0 = –46,2 кДж/моль) на основании принципа Ле-Шателье дайте мотивированный ответ, каким образом, меняя температуру, давление, концентрацию, можно увеличить выход продукта реакции.
»

Стоимость данной учебной работы: 585 руб.

Укажите Ваш e-mail (обязательно)! ПРОВЕРЯЙТЕ пожалуйста правильность написания своего адреса!

Укажите № работы и вариант


Соглашение * (обязательно) Федеральный закон ФЗ-152 от 07.02.2017 N 13-ФЗ
Я ознакомился с Пользовательским соглашением и даю согласие на обработку своих персональных данных.


Подтвердите, что Вы не бот

выдержка из похожей работы

Большинство реакций являются обратимыми,
Обратимыми называются такие реакции,
которые одновременно протекают в двух
взаимно противоположных направлениях,
В уравнениях обратимых реакций между
левой и правой частями ставят две
стрелки, направленные в противоположные
стороны, Примером такой реакции может
служить синтез аммиака из водорода и
азота:

3H2
+ N2
= 2NH3
∆H=
-46,2 кДж/моль

В технике обратимые
реакции, как правило не выгодны, Поэтому
различными методами (изменение
температуры, давления и др,) их делают
практически необратимыми: Признаки
необратимости реакции: 1) образующиеся
вещества уходят из сферы реакции –
выпадают в виде осадка, выделяются в
виде газа, например:

BaCl2
+ H2SO4
= BaSO4
+
2HClNa2CO3
+
2HCl = 2NaCl + H2O
+ CO2

2) образуется
малодиссоциированное соединение,
например вода:

HCl
+ NaOH=
NaCl
+ H2O

3)
реакция сопровождается большим выделением
энергии, например горение магния: 2Mg
+ O2
= 2MgO,
∆H=
— 602,5 кДж/моль
В
уравнениях необратимых реакций между
левой и правой частями ставится знак
равенства или стрелка, Обратимые реакции
не доходят до конца и заканчиваются
установлением химического равновесия,
Например, в реакции синтеза аммиака
равновесие наступает тогда, когда в
единицу времени образуется столько же
молекул аммиака, сколько их распадается
на азот и водород, Следовательно,
химическое равновесие можно определить
как такое состояние системы реагирующих
веществ, при котором скорости прямой и
обратной реакций равны между собой, В
состоянии равновесия прямая и обратная
реакции не прекращаются, Поэтому такое
равновесие называется подвижным или
динамическим равновесием, поскольку
действие обеих реакций взаимно
уничтожается, то в реагирующей смеси
видимых изменений не происходит:
концентрации всех реагирующих веществ
– как исходных, так и образующихся –
остаются строго постоянными, Концентрации
реагирующих веществ, которые устанавливаются
при химическом равновесии, называются
равновесными, Они обычно обозначаются
формулами реагирующих веществ,
заключенными в квадратные скобки,
например [H2],
[N2],
[NH3],
количественной характеристикой
химического равновесия служит величина,
называемая константой химического
равновесия, рассмотрим ее на примере
реакции синтеза иодоводорода:

H2
+ 2
= 2HI

согласно
закону
действия масс скорости прямой (Ѵ1)
и обратной (Ѵ2)
реакций выражают уравнениями:

Ѵ1
= K1[H2]
[I2];
Ѵ2
= K2[HI]2

при равновесии
скорости прямой и обратной реакций
равны, откуда

K1[H2]
[I2]
=K2[HI]2
или
K1/K2
= [HI]2/[H2]
[I2]

отношение констант
скорости прямой и обратной реакции тоже
представляет собой константу, она
называется константой равновесия данной
реакции

(K)
: K1/K2
= K

Отсюда
следует:

K=[HI]2/[H2]
[I2]

При
постоянной температуре (K)
обратимой реакция представляет собой
постоянную величину, показывающую то
соотношение между концентрациями
продуктов реакции (числитель) и исходных
веществ (знаменатель), которое
устанавливается при равновесии, Изменение
концентрации любого из этих веществ
влечет за собою изменения концентраций
всех остальных веществ, в итоге
устанавливаются новые концентрации,
но соотношение между ними вновь отвечает
константе равновесия, В случае гетерогенных
реакций, например для реакции

CO2+C=2CO

K
имеет вид K=[CO]2/[CO2],
как видим входят концентрации только
тех веществ, которые находятся только
в газовой фазе ( возможно в жидкой фазе,
Величина
(K)
зависит от природы реагирующих веществ
и от T

Студенческая. Учебная работа № 57422. Контрольная Химическое равновесие. Лабораторная работа № 2