VII Международная студенческая научная конференция Студенческий научный форум - 2015

Введение

Данная работа посвящена проблеме химического равновесия.

Химическое равновесие – это состояние системы, в которой протекает обратимый процесс одновременно в прямом и обратном направлениях с одинаковой скоростью. Состав системы в результате такого процесса не меняется во времени, если условия его протекания остаются постоянными. Равновесные концентрации (или парциальные давления) реагирующих веществ численно могут быть разными, но их соотношение, называемое константой равновесия, всегда одинаково при постоянной температуре.

Целью данной работы: является изучение научно-методической литературы по теме «Химическое равновесие» и экспериментальное исследование химического равновесия в системе уксусная кислота- спирт.

В соответствии с целью были поставлены следующие задачи:

• Изучить теоретические основы химического равновесия

• Определить константу равновесия в системе этанол – уксусная кислота

Актуальность: С практической точки зрения для каждой конкретной химической реакции важно знать, в какую сторону и в какой степени сдвинуто равновесие. Это дает информацию о возможности осуществления реакций, максимально достижимом выходе продуктов в том или ином технологическом процессе. Для решения подобных задач необходимо научиться количественно, характеризовать состояние равновесия и определять параметры, от которых оно зависит.

1. ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ

Химическое равновесие – это состояние системы, в которой протекает обратимый процесс одновременно в прямом и обратном направлениях с одинаковой скоростью. Состав системы в результате такого процесса не меняется во времени, если условия его протекания остаются постоянными. Равновесные концентрации (или парциальные давления) реагирующих веществ численно могут быть разными, но их соотношение, называемое константой равновесия, всегда одинаково при постоянной температуре. [2]

В термодинамике под химическим равновесием понимается наиболее устойчивое при данных условиях состояние системы. Для его характеристики используют термодинамические функции, путем расчета которых можно, не прибегая к эксперименту, вычислить константу равновесия, определить оптимальные условия проведения обратимого процесса с целью повышения выхода продукта реакции. [2]

Развитие теории химического равновесия явилось толчком к разработке новых технологических схем таких производств, как получение аммиака, метанола, синтетического каучука и других веществ, химическая переработка нефтепродуктов, металлургия и т. д. [2]

1.1. Типы равновесий в химических системах

Химические равновесия могут быть разными по механизму, но всегда являются результатом протекания обратимой химической реакции или обратимого физико-химического процесса и характеризуются величиной константы химического равновесия.[1]

Обратимые химические реакции в зависимости от фазового (агрегатного) состояния реагирующих веществ могут быть:

- газообразными, если реакция протекает в газовой фазе:

H_2(г) + I_2(г) ⇄ 2HI_(г);

- жидкофазными, если реакция протекает между жидкими веществами:

С₂H₅OH_(ж) + СH₃COOH_(ж) ⇄ CH₃COOC₂H_5(ж) + H₂O_(ж)

или между веществами, находящимися в растворе:

NН₄ОН_(р) + Н_(р)⁺ ⇄ NH₄⁺(p) + H₂O_(р);

- твердофазными, протекающими по типу топохимических реакций в твердой фазе на границе раздела «твердое исходное вещество – твердый продукт реакции»:

СuSO₄  5H₂O_(т) ⇄ CuSO₄  3H₂O_(т) + 2H₂O_(г);

- гомогенными, если все реагирующие вещества находятся в одной фазе: N_2(г) + 3H_2(г) ⇄ 2NH_3(г);

- гетерогенными, если реагирующие вещества находятся в разных фазах: СO_2(г) + C_{(графит)} ⇄ 2СО_(г).

Количественной характеристикой химического равновесия, достигаемого при протекании таких реакций, является константа равновесия (табл. 1.1). [1]

Таблица 1.1

Типы обратимых химических и физико-химических процессов

№ п/п	Название обратимого процесса	Пример обратимого процесса	Константа химического равновесия
			Обозна-чение	Название
1	Химическая реакция	Н2(г) + I2(г) ⇄ 2HI(г)	К	Константа равновесия
2	Гидратация и дегидратация вещества	CaCl2(т) + 6Н2О(ж) ⇄ ⇄ CaCl2 · 6Н2О(т)	Кгидр	Константа гидратации вещества
3	Электролитичес-кая диссоциация электролита	NH4OH(р) ⇄ NH4+ (р) + ОН– (р)	Кд	Константа диссоциации электролита
4	Диссоциация малораство- римого электролита	AgCl(т) ⇄ Ag+(р) + Cl–(р)	ПР (L)	Произведение растворимости вещества
5	Диссоциация комплексного соединения (иона)	[Fe(CN)6]3–(р) ⇄ ⇄ [Fe(CN)5] 2–(р) + CN –(р)	Кн	Константа нестойкости вещества
6	Гидролиз соли	Cu2+(р) + H2O(ж) ⇄ ⇄ [CuOH]+(р)+ Н+(р)	Кг	Константа гидролиза соли
7	Диссоциация воды	H2O(ж) ⇄ H+(p) + OH–(p)	Кв	Ионное произведение воды
8	Ионно-обменная адсорбция	Катионит H+(т) + Na+(р) ⇄ ⇄ Катионит Na+(т) + Н+(р)	Кобм	Константа ионного обмена
9	Обмен ионов на поверхности стеклянного электрода	Стекло Na+(т) + Н+(р) ⇄ ⇄ Стекло Н+(т) + Na+(р)	Кобм	Константа ионного обмена

Особое место в ряду химических равновесий занимают равновесия в водных растворах электролитов. Под действием полярных молекул воды или с их участием в таких растворах устанавливаются различные ионные или ионно-молекулярные равновесия, количественной характеристикой которых являются константы равновесия, отличающиеся по названию и по обозначению от просто константы равновесия (см. табл. 1.1).[1]

Подобно химическому равновесию рассматриваются равновесия в других обратимых процессах, например, таких как гидратация и дегидратация кристаллогидратов, ионно-обменная адсорбция, фазовые равновесия, термическое разложение карбонатов и т. д. (см. табл. 1.1).[1]

1.2. Условия химического равновесия

Химическое равновесие – это динамичное состояние системы, в которой протекают одновременно две противоположно направленные реакции: прямая () со скоростью и обратная () со скоростью . Через некоторое время эти скорости становятся равными () , тогда в системе установится химическое равновесие.[2]

Допустим, в гомогенной системе протекает обратимая реакция при , и при начальных концентрациях исходных веществ, равных С₀(А) и С₀(В), со скоростью по уравнению вида аА + bB ⇄ qQ + dD.

С течением времени в этой системе произойдут следующие изменения:

- уменьшатся концентрации исходных веществ до C_t(А), C_t(В);

- понизится скорость прямой реакции до

- увеличатся концентрации продуктов реакции до С_t(Q), С_t(D);

- повысится скорость обратной реакции до

- через время t выравняются скорости прямой и обратной реакций: и станут постоянными концентрации всех реагирующих веществ: С_i= const;

- в системе установится химическое равновесие с постоянными равно- весными концентрациями реагирующих веществ: С(A), С(В), С(Q), С(D), соотношение которых также будет постоянным и равным константе равновесия при данной температуре. [1]

Химическое равновесие в системе установится при любых начальных концентрациях реагирующих веществ, которые могут быть только исходными, или только продуктами, или теми и другими одновременно. Равновесные концентрации реагирующих веществ могут различаться численно при разных способах задаваемого начального состава системы, но соотношение их всегда будет постоянным при Т = const и равным константе равновесия.[1]

Обратимую химическую реакцию можно провести в двух противоположных направлениях. Например, гомогенную обратимую химическую реакцию

образование

H_2(г) + I_2(г) 2HI_(г)

можно провести в направлении прямой реакции образования HI, сопровождающейся увеличением концентрации HI, а также в направлении обратной реакции разложения HI, приводящей к уменьшению концентрации HI. Через какое-то время концентрации HI выравниваются, т.е. в системе установится равновесие. Разные пути достижения равновесия в одной и той же системе подтверждают истинность достигнутого равновесия, что очень важно при расчете константы равновесия.[3]

Химическое равновесие является подвижным, так как оно легко самопроизвольно восстанавливается при прекращении внешнего воздействия (С_i, р_i, Т, Р), т. е. переходит в новое состояние равновесия. Этот переход принято называть смещением равновесия.[3]

Химическое равновесие и возможность самопроизвольного перехода системы в это состояние при данных условиях количественно оцениваются величинами изменения термодинамических функций (табл. 1.2).

Таблица 1.2

Термодинамическое условие химического равновесия

№ п/п	Условия протекания реакции	Термодинамическая функция	Критерии самопроизвольной реакции	Критерий равновесия
1	Т = const P = const	Энергия Гиббса	Gmin 0
р0(А)  р0(В) 	< ln Kp	Gr(T) < 0
p0(Q)  p0(D) 	> ln Kp	Gr(T) > 0
p0(Q)  p0(D) 	< ln Kp	Gr(T) < 0
p0(i) = pi (равновесные давления)	= ln Kp	Gr(T) = 0	Нет смещения равновесия

Уравнение изотермы химическойреакции аА + bB ⇄ qQ + dD при V = const, T = const аналогично уравнению (1.5) и имеет вид

A_r(Т) =  RT  ln K_c + RT · , (1.6) где A_r(Т)  изменение энергии Гельмгольца химической реакции, Дж;

К_с – константа химического равновесия реакции, выраженная через концентрации, (моль/м^3)Δ; С₀(А), С₀(В), С₀(Q), С₀(D) – начальные концентрации реагирующих веществ, моль/м³.Введём обозначение = П, тогда уравнение (1.6) примет вид A_r(Т) =  RT  ln K_c + RT · ln П. (1.6а)При равновесии (А_r= 0) из уравнения (1.6а) получим уравнение, аналогичное уравнению (1.4): А_r⁰(Т) =  RT  ln K_c, (1.7)где А_r⁰(Т) – стандартная энергия Гельмгольца химической реакции (химическое сродство) при температуре Т, Дж. Уравнения изотерм химической реакции (1.5) и (1.6) позволяют определить направление смещения равновесия при изменении начального сос-тава системы (см. табл. 1.5). Уравнения изотерм химических реакций (1.4) и (1.7) используются для определения константы равновесия при постоянной температуре, если предварительно рассчитаны G_r⁰(Т) и А_r⁰(Т).[1]

1.5. Уравнения изобары и изохоры химической реакции. Влияние температуры на константу химического равновесия и направление химической реакции

На основе уравнений Гиббса – Гельмгольца, определяющих влияние температуры на изменение термодинамических потенциалов (ΔG_r и ΔA_r), и уравнений изотермы химической реакции Я. Вант-Гофф вывел уравнения изобары и изохоры химической реакции в дифференциальной форме. Уравнение изобары . (1.8)

Уравнение изохоры . (1.9)

Наиболее часто используется уравнение изобары химической реакции (1.8), анализ которого представлен в табл. 1.6.

Таблица 1.6

Влияние температуры на величину константы равновесия

и направление смещения равновесия на основе уравнения изобары химической реакции

Тип реакции	Знак Нr	Знак	Изменение температуры	Изменение Кр	Направление смещения равновесия
Экзо- термическая	Н < 0	< 0	T ↑ T ↓	Kp↓ Kp↑
Эндо- термическая	Н > 0	> 0	Т ↑ Т ↓	Кр ↑ Кр ↓
Без выделения или поглощения теплоты	Н  0	 0	Т ↑ Т ↓	Кр = const Kp= const	Нет смещения равновесия

Уравнения (1.8) и (1.9) устанавливают связь между константой равновесия (К_р или К_с), температурой и изменениями энтальпии ΔH_r (при Р = const) или внутренней энергии ΔU_r (при V = const) химической реакции. Поэтому уравнения (1.8) и (1.9) применяют для установления влияния температуры на величину константы равновесия и на направление смещения равновесия в сторону прямой () или в сторону обратной () реакции (см. табл. 1.6). [1]

Для расчета константы равновесия при заданной Т или теплового эффекта реакции в интервале температур дифференциальное уравнение изобары химической реакции (1.8) интегрируют. Для более точных расчетов ΔH_r(Т) используют уравнение Кирхгофа, учитывающее влияние температуры на величину ΔH_r(Т).

При интегрировании уравнения изобары химической реакции (1.8) можно получить два вида интегральных уравнений:

; (1.10)

. (1.11)

Из уравнения (1.10) следует, что  = tg  или  = tg ^′, которые рассчитываются по уравнениям

tg  = = =  или

tg ^′ = = = .

Величины tg  или tg ^′ всегда определяют по отношению отрезков

а и bили а^′ и b^′.

Уравнение (1.11) используют для расчета Н_r, если известны константы равновесия при двух температурах, или для расчета константы равновесия при одной температуре, если известны константа равновесия при другой температуре и изменение энтальпии реакции.[1]

Уравнение изохоры химической реакции (1.9) интегрируют, а затем применяют подобно уравнению изобары химической реакции, только вместо изменения энтальпии Н_r используют изменение внутренней энергии U_r, рассчитываемое по уравнению U_r = H_r  RT.[1]

1.6. Влияние давления на константу химического равновесия

и направление химической реакции

Давление влияет на величину константы равновесия К_х, которая выражена через молярные доли x_i реагирующих веществ в газовой смеси

(см. табл. 1.4). Молярную долю i-го газа вычисляют по формуле .

Давление окажет влияние на химическое равновесие, если оно приведет к изменению молярных долей газообразных веществ. Это возможно сделать при введении в реакционную смесь инертных газов (Аr, He и др.), не участвующих в реакции, или при изменении числа молей газообразных веществ в ходе реакции.

Уравнение, выражающее влияние общего давления на константу равновесия K_x через изменение числа молей газообразных веществ ν в реакции,

имеет вид . (1.12)Анализ уравнения (1.12) представлен в табл. 1.7.

Таблица 1.7

Влияние давления на величину константы равновесия

и на направление смещения равновесия реакции аА + bB⇄ qQ + dD

Изменение числа моль газов в ходе реакции ν	Знак производной	Измене- ние давления Р	Изменение константы равновесия Кх	Направление смещения равновесия
ν > 0	< 0 < 0	Р↑ Р↓	Kх↓ Kх↑
ν < 0	> 0 > 0	Р ↑ Р ↓	Кх ↑ Кх ↓
ν = 0	= 0 = 0	Р ↓ Р ↑	Кх = const Кх = const	Нет смещения равновесия

Как следует из табл. 1.7, в обратимых процессах с участием газообразных веществ при повышении давления (Р↑) равновесие всегда смещается в сторону уменьшения числа молекул газа в ходе реакции, при этом объем системы становится меньше (V↓), а при уменьшении давления (Р↓) равновесие смещается в сторону увеличения числа молекул газа

(ν > 0) и увеличения объема системы (V↑).

При очень высоких давлениях( порядка 10³10⁴ атм.) равновесие в конденсированных системах также смещается в сторону уменьшения их объема (V↓), в направлении образования веществ с большей плотностью, более твердых и прочных. Например, при высоких давлениях графит переходит в более твёрдый, прочный и тяжёлый алмаз, H₂O_(т) (лед) превращается в другие кристаллические модификации льда с плотностью больше единицы.[1]

1.7. Смещение химического равновесия

При изменении внешних параметров (р_i, C_i, P, T) возможно смещение равновесия в сторону прямой или обратной реакции или сохранение состояния равновесия в неизменном виде. Направление смещения химического равновесия можно определить двумя путями: по принципу Ле Шателье и по термодинамическим уравнениям, которые являются количественным выражением этого принципа.[3]

1.7.1. Определение направления смещения равновесия

по принципу Ле Шателье

Формулировка принципа Ле Шателье:

Если на систему, находящуюся в равновесии, оказать воздействие путем изменения концентрации, температуры или давления, то равновесие сместится в сторону, противодействующую произведенному изменению.

По сути принцип Ле Шателье называют принципом противодействия системы, в которой протекает обратимый процесс, внешнему воздействию.

Например: дана гетерогенная обратимая химическая реакцияС_{(графит)} + СО_2(г) ⇄ 2CO_(г).

Рассмотрим, как изменятся параметры системы при протекании этой обратимой реакции.Характеристика прямой () реакции: - эндотермическая (Н_r  0), температура в системе уменьшается (Т); - число молекул газа ν увеличивается (ν > 0), давление в системе повышается (Р); - исходное вещество СО₂ расходуется: его концентрация уменьшается (С(СО₂) ); - продукт реакции СО образуется: его концентрация увеличивается (С(СО)); - исходное вещество С_{(графит)} твёрдое, его концентрация не изменяется. Характеристика обратной () реакции: - экзотермическая (Н_r  0), температура в системе увеличивается (Т); - число молекул газа ν уменьшается (ν  0), давление в системе понижается (Р); - исходное вещество СО₂ образуется: его концентрация увеличивается (С(СО₂)); - продукт реакции СО расходуется: его концентрация уменьшается (С(СО));- исходное вещество С_{(графит)} твёрдое, его концентрация не изменяется.

Направление смещения равновесия заданной обратимой реакции при изменении С_i, T и P в соответствии с принципом Ле Шателье как принципом противодействия представлено в виде табл. 1.8.

Таблица 1.8

Смещение равновесия по принципу Ле Шателье

Внешнее воздействие	Ответ системы на внешнее воздействие	Направление смещения равновесия
С(СО2) С(СО) m(C(графит))или Р Т	С(СО2) С(СО) C(C(графит)) = const Р Т	  Нет смещения равновесия  

Таким образом, в соответствии с принципом Ле Шателье химическое равновесие смещается:

- в сторону прямой реакции при повышении концентрации исходных веществ и при отведении продуктов реакции из системы;

- в сторону обратной реакции при понижении концентрации исходных веществ и повышении концентрации продуктов реакции;

- в сторону меньшего числа молекул газа при повышении давления в системе и в сторону большего числа молекул газа при понижении давления;

- в сторону эндотермической реакции при повышении температуры и в сторону экзотермической реакции при понижении температуры.[3]

1.7.2. Определение направления смещения равновесия

на основе термодинамических уравнений

Каждому параметру, влияющему на состояние равновесия, соответствует определённое термодинамическое уравнение (1.5), (1.6), (1.8), (1.9) или (1.12). По этим уравнениям можно оценить, как надо изменить параметр, чтобы сместить равновесие в нужном направлении. Особенности влияния каждого из параметров (С_i, p_i, T, P) на направление смещения химического равновесия в соответствии с этими уравнениями рассмотрены в табл. 1.5, 1.6, 1.7.[3]

2. Определение константы равновесия в гомогенной жидкой системе уксусная кислота- этиловый спирт.

Одним из типичных примеров обратимой реакции в гомогенной жидкой системе является реакция между уксусной кислотой и этиловым спиртом с образованием этилацетата и воды

CH₃COOH+C₂H₅OH=CH₃COOC₂H₅+H₂O

Константа равновесия K_c этой реакции равна

Kc=Сэфира*СводыСукс.кислоты*Сспирта (2.1)

Цель: определить константу равновесия реакции образования этилацетата.

Посуда и оборудование: колбы мерные, пипетки, колбы для титрования, колбы круглодонные, бюретки, холодильник обратный, весы, колбонагреватель.

Реактивы: 4н; 2н водный раствор CH₃COOH, 0,5н раствор HCl, H₂O(дист.),

этанол, этилацетат, 0,5н; 0,05н раствор NaOH, раствор фенолфталеина.

Ход работы:

1.Взять 4 сухие колбы, присоединить к ним обратные холодильники, укрепленные на штативах, пронумеровать колбы.

-в первую колбу поместить 15мл 4н. раствора уксусной кислоты, 5мл. 0,5 н. раствора соляной кислоты и 5 мл этилового спирта.

-во вторую колбу поместить 15мл 2н. раствора уксусной кислоты, 5мл. 0,5 н. раствора соляной кислоты и 5 мл. этилового спирта.

-в третью - 15мл дистиллированной воды, 5мл. этилацетата и 5 мл. 0,5н. раствора соляной кислоты.

-в четвертую- 12мл дистиллированной воды, 3мл. этилацетата и 5 мл. 0,5н. раствора соляной кислоты

2. Присоединив последнюю колбу с холодильником и, пустив соответственно воду в холодильник, поместить колбу в колбонагреватель.

3. Отметить время установления колбы на баню.

4. Нагревать 2 часа.

* Эта реакция протекает медленно, поэтому ее проводят при температуре 70-80⁰С и присутствии соляной кислоты в качестве катализатора, чтобы низкокипящие вещества участвующие в реакции, не улетучивались при нагревании, проводим реакцию в колбах, снабженных обратным холодильником.

5. После 2 часов нагревания, колбу, не нагревая с холодильником, вынуть из колбонагревателя и поместить для охлаждения в ледяную воду.

6. По охлаждении отобрать пипеткой из первой колбы 1мл смеси для анализа.

7. Пробу взятую для анализа вылить в колбу для титрования, содержащую предварительно налитую ледяную дистиллированную воду 50 мл.

*Ледяная вода должна приостановить реакцию и фиксировать момент, к которому относится измерение.

8. Присоединяем колбу обратно к холодильнику и помещаем в колбонагреватель для дальнейшего нагревания.

9. Во взятой пробе определить суммарную концентрацию кислоты титрованием 0,05н раствором NaOH в присутствии фенолфталеина.

10. Через 30 минут после отбора первой пробы из данной колбы, взять вторую пробу и оттитровать ее. Пробы брать каждые 30 минут до тех пор, пока результаты титрования не совпадут между собой в пределах 0,1-0,2 мл раствора едкого натра.

11. Аналогичные действия совершить с другими колбами. Первую колбу взять по истечении 2 часов с момента погружения колбонагреватель смеси, последующие- с промежутками в 30 минут.

Полученные данные занести в таблицу 2.1

Результаты титрования

Таблица 2.1

№ пробы	Время отбора пробы, час	Количество NaOH 0,05н Израсходованное На титрование, мл	Время отбора пробы, час	Количество NaOH 0,05н Израсходованное На титрование, мл
Прямая реакция
	Колба 1		Колба 2
1	12-00	34,3	12-00	21,9
2	12-30	36,9	12-30	22,3
3	13-00	36,8	13-00	22,2
Обратная Реакция
	Колба 3		Колба 4
1	12-00	34,0	12-00	25,0
2	12-30	34,2	12-30	24,0
3	13-00	34,2	13-00	23,9

Расчеты:

1. Титрованием были определены точные концентрации исходных растворов кислот:

C_CH3COOH(1)=4.18 моль/л, C_CH3COOH(2)=2.33 моль/л

С_HCl=0.48 моль/л

Плотности исходных растворов кислот равны:

d_{уксусн.(1)}=1.031г/мл, d_{уксусн.(2)}=1.16г/мл

Вычислим содержание уксусной кислоты в данном объеме( единицы массы)

⍵CH3COOH=CCH3COOH*MCH3COOHdуксусн. (2.2)

⍵CH3COOH=0.24 ⍵CH3COOH=0.13

Плотность этилового спирта (Т=20⁰С)

d_C2H5OH=0.805 моль/л, что соответствует ⍵_C2H5OH=0.95

Для прямой реакции:

1. Исходная концентрация уксусной кислоты в смеси равна

С0CH3COOH=CCH3COOH*VCH3COOHVсмеси (2.3)

где, VCH3COOH- объем смеси взятый для приготовления смеси 1, а Vсмеси

-общий объем смеси.

(1)- колба №1, (2)-колба №2

С0CH3COOH=4,18 моль/л*15мл25мл=2,508 моль/л

С0CH3COOH=2,33 моль/л*15мл25мл=1,398 моль/л

С0C2H5OH=VC2H5OH*dC2H5OH*⍵C2H5OHMC2H5OH*Vсмеси=3, 325моль/л

С0H2O(1)=VCH3COOH(1)*dCH3COOH(1)*1-⍵CH3COOH1+VC2H5OH*dC2H5OH*1-⍵C2H5OH+VHCl*dHClMH2O*Vсмеси

С0H2O(1)=VCH3COOH(2)*dCH3COOH(2)*1-⍵CH3COOH2+VC2H5OH*dC2H5OH*1-⍵C2H5OH+VHCl*dHClMH2O*Vсмеси

С0H2O(1)=37.674 моль/лС0H2O(2)=41.2 моль/лОпределив суммарную концентрацию кислот после достижения равновесия (обозначим суммарную концентрацию кислоты С*), можно найти равновесные концентрации всех веществ в смеси.

В смеси в качестве катализатора присутствует соляная кислота, ее концентрация равна: С^{*HCl=0,48моль/л*5мл25мл=0,96моль/л}

Концентрация уксусной кислоты равновесной смеси равна

С_CH3COOH=C⁰*C^*_HCl : (2.5)

С_CH3COOH=C⁰₍₁₎-C^*_HCl=1.744моль/л

С_CH3COOH=C⁰₍₂₎-C^*_HCl=1.019моль/л

Равновесная концентрация эфира:

С_эф=C_CH3COOH-C_CH3COOH : (2.6)

С_эф(1)=2.508моль/л-1.744моль/л=0.764моль/л;

С_эф(2)=1.398моль/л-1.019моль/л=0.379моль/л;

С_{этанола}=C⁰_{этанола}-C_эф : (2.7)

С_{этанола}(1)=3.325моль/л-0.764моль/л=2.561моль/л;

С_{этанола}(2)=3.325моль/л-0.379моль/л=2.946моль/л;

С_воды=C⁰_воды+C_эф : (2.8)

С_{этанола}(1)=37.674моль/л+0.764моль/л=38.438моль/л;

С_{этанола}(2)=41.2моль/л+0.379моль/л=41.579моль/л;

K_C=Сэфира*СводыСукс.кислоты*Сспирта : (2.9)

Константа равновесия для первой колбы:

K_c=0.379моль/л*41.579моль/л1.744моль/л*2.561моль/л=6.57

Константа равновесия второй колбы:

K_c=0.379моль/л*41.579моль/л1.019моль/л*2.946моль/л=5.25

Для обратной реакции:

С⁰_эф=Vэфdэф1000мольVсмMэфл : (2.10)

С⁰_эф(1)=5мл*0.9г/мл25мл*88г/мл*1000=2.045моль/л;

С⁰_эф(2)=3мл*0.9г/мл25мл*88г/мл*1000=1.228моль/л;

С⁰_воды=VH20+VHClVсмMH2O*1000моль/л : (2.11)

С⁰_воды(1)=15мл+5мл25мл*18г/мл*1000=44.4моль/л;

С⁰_воды(2)=12мл+5мл20мл*18г/мл*1000=47.22моль/л;

С_CH3COOH=С_C2H50H=C⁰-C^*_H : (2.12)

С_CH3COOH(1)=С_C2H50H(1)=1.705 - 0.096=1.685моль/л

С_CH3COOH(2)=С_C2H50H(2)=1.195 - 0.096=1.099моль/л

С_эф=C⁰_эф-C_CH3COOH : (2.13)

С_эф(1)=2.045моль/л - 1.658моль/л=0.359моль/л

С_эф(2)=1.228моль/л - 1.099моль/л=0.129моль/л

С_воды= С⁰_воды-С_CH3COOH : (2.14)

С_воды(1)=44.44моль/л - 1.685моль/л=42.75моль/л

С_воды(2)=47.22моль/л - 1.099моль/л=46.121моль/л

Константа равновесия для третьей колбы:

K_c=0.359моль/л*42.75моль/л1.685моль/л*1.685моль/л =5.4

Константа равновесия для четвертой колбы:

K_c=0.129моль/л*46.121моль/л1.099моль/л*1.099моль/л =4.94

Экспериментальные и расчетные данные запишем в таблицу 2.2

Экспериментальные и расчетные данные

Таблица 2.2

		Концентрация моль/л
№ опыта	Kc		Суммарная конц-ия кислоты	Уксусной кислоты	Этанола	Этилацетата	Воды
1	6.57	Начальная концентрация	2,604	2,508	3,325	-	37,674
		Равновесная концентрация	1,840	1,744	2,561	0,814	38,438
2	5.25	Начальная концентрация	1,494	1,398	3,325	-	41,200
		Равновесная концентрация	1,115	1,019	2,946	0,379	41,579
3	5.40	Начальная концентрация	0,096	-	-	2,045	44,440
		Равновесная концентрация	1,705	1,685	1,685	0,359	42,750
4	4.94	Начальная концентрация	0,096	-	-	1,228	47,220
		Равновесная концентрация	1,195	1,099	1,099	0,159	46,153

Выводы: в результате проделанной работы мы получили константу равновесия для обратимой реакции :

CH₃COOH+C₂H₅OH=CH₃COOC₂H₅+H₂O

Константа равновесия равна K_c=Kc(1)+Kc(2)+Kc(3)+Kc(4)4=5.8

Заключение

На основе анализа научно-методической литературы, было рассмотрено понятие химического равновесия, термодинамические уравнения, связанные с химическим равновесием и экспериментальные методы исследования химического равновесия.

Исследовано экспериментально химическое равновесие, достигаемое в химической реакции:

CH₃COOH+C₂H₅OH=CH₃COOC₂H₅+H₂O

В результате расчета получены значения константы равновесия для четырех отдельных опытов, определена константа химического равновесия в гомогенной жидкой системе уксусная кислота- этиловый спирт, равная 5.8 при температуре 20⁰С.

Список использованной литературы

1. Л. В. Сеничева, В. А. Яргаева. Химическое равновесие: Учебное пособие для вузов/ Хабаровск Издательство ТОГУ, 2008, 7-26с.

2. Н.В. Коровин Общая химия: Учебник для технических направлений и спец. Вузов. /Москва «Высшая школа», 2008, 142-152с.

3. А.Г. Стромберг, Д.П. Семченко Физическая химия: Учебник для химии спец. Вузов/ под ред. А.Г. Стромберга. – 3-е издание/ Москва «Высшая школа» 2006, 115-123с.

4. Н.В. Карякин Основы Химической термодинамики: Учебное пособие для вузов/ Издательство Нижегородского государственного университета имени Н.И. Лобачевского, 2003, 297-322

Код для цитирования: Скопировать