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