Podstawy Chemii Nieorganicznej

Ć

wiczenia laboratoryjne

kod kursu:

WPC 2002l

RÓWNOWAGA CHEMICZNA

Opracowanie: Monika Zabłocka-Malicka

WPROWADZENIE

Podstawowe poj

ę

cia dotycz

ą

ce równowagi chemicznej

Wi

ę

kszo

ść

reakcji chemicznych nale

ż

y, teoretycznie, do odwracalnych. Oznacza to,

ż

e je

ż

eli

zapewni si

ę

układowi odpowiednie warunki, to z produktów reakcji ponownie powstan

ą

substraty.

W du

ż

ej cz

ęś

ci przypadków do przebiegu danej reakcji konieczne s

ą

zupełnie inne warunki ni

ż

dla

reakcji odwrotnej. W praktyce oznacza to,

ż

e w warunkach przebiegu tej reakcji post

ę

p reakcji

odwrotnej jest nie mo

ż

liwy. Reakcje takie nazywa si

ę

praktyczne nieodwracalnymi

(2Al + 3/2 O

2

→

Al

2

O

3

). Nieodwracalne s

ą

reakcje, w których jeden z produktów opuszcza

ś

rodo-

wisko

reakcji,

przez

co

powoduje

całkowite

przereagowanie

substratów

(CaCO

3(s)

→

CaO

(s)

+ CO

2(g)

). Praktycznie do ko

ń

ca przebiegaj

ą

równie

ż

reakcje, w których jeden

z produktów dysocjuje w niewielkim stopniu (H

+

+ OH

-

→

H

2

O) oraz reakcje, w których produkt

wydziela si

ę

z układu reaguj

ą

cego w postaci osadu (Fe

3+

+ 3OH

-

→

Fe(OH)

3

↓

) Reakcj

ę

nazywa-

my odwracaln

ą

(równowagow

ą

), je

ś

li w jej wyniku ustala si

ę

stan równowagi, w którym współist-

niej

ą

produkty i substraty, co w zapisie równania zaznaczamy u

ż

ywaj

ą

c dwóch, przeciwnie skie-

rowanych strzałek:

aA + bB cC + dD

W takim przypadku mo

ż

na powiedzie

ć

,

ż

e na sumaryczn

ą

reakcj

ą

składaj

ą

si

ę

dwie reakcje

biegn

ą

ce w przeciwnych kierunkach. Szybko

ść

reakcji przebiegaj

ą

cej w układzie homogenicznym,

a zapocz

ą

tkowanej przez zmieszanie substratów A i B, opisuje równanie:

v

1

= k

1

·

c

A

a

·

c

B

b

(1)

gdzie: v

1

- szybko

ść

reagowania substancji A i B,

k

1

- stała szybko

ś

ci reakcji,

c

A

, c

B

- st

ęż

enia molowe substancji A i B,

a, b – rz

ą

d reakcji wzgl

ę

dem odpowiednich reagentów A i B.

Szybko

ść

ta maleje w miar

ę

zu

ż

ywania si

ę

substratów. Powstawanie produktów z kolei

powoduje wzrost szybko

ś

ci reakcji odwrotnej, wyra

ż

onej równaniem:

k

1

k

2

2

v

2

= k

2

·

c

C

c

·

c

D

d

(2)

gdzie: v

2

– szybko

ść

reagowania substancji C i D,

k

2

– stała szybko

ś

ci reakcji,

c

C

, c

D

– st

ęż

enia molowe substancji C i D,

c, d - rz

ą

d reakcji wzgl

ę

dem odpowiednich reagentów C i D.

W momencie, gdy szybko

ś

ci obu reakcji zrównuj

ą

si

ę

(v

1

= v

2

), układ osi

ą

ga stan równo-

wagi chemicznej, który ma charakter dynamiczny. Oznacza to,

ż

e mimo i

ż

w stanie równowagi

st

ęż

enia reagentów s

ą

stałe, to obie reakcje biegn

ą

z jednakowymi szybko

ś

ciami:

k

1

·

c

A

a

·

c

B

b

= k

2

·

c

C

c

·

c

D

d

(3)

Stan równowagi chemicznej opisuje prawo działania mas, które mówi,

ż

e substraty reagu-

j

ą

ze sob

ą

dopóty, dopóki stosunek iloczynu st

ęż

e

ń

produktów reakcji, do iloczynu st

ęż

e

ń

jej sub-

stratów nie osi

ą

gnie warto

ś

ci stałej, charakterystycznej dla danej reakcji w okre

ś

lonej temperatu-

rze. Ka

ż

de ze st

ęż

e

ń

wyst

ę

puje w pot

ę

dze, której wykładnikiem jest odpowiedni współczynnik

stechiometryczny równania chemicznego rozpatrywanej reakcji, a zatem:

b

B

a

A

d

D

c

C

2

1

c

c

c

c

k

k

⋅

⋅

=

(4)

gdzie: c

A

, c

B

, c

C

, c

D

– st

ęż

enia molowe w stanie równowagi (mol/dm

3

).

Je

ś

li wprowadzi

ć

,

ż

e:

[ ]

0

i

c

c

i

≡

, gdzie [i] oznacza wzgl

ę

dne st

ęż

enie molowe danego reagenta, a c

0

to standardowe st

ęż

enie molowe reagentów

≡

1 mol/dm

3

, wówczas wyra

ż

enie opisuj

ą

ce prawo

działania mas ma posta

ć

:

[ ] [ ]

[ ] [ ]

b

a

d

c

2

1

B

A

D

C

k

k

K

=

=

(5)

Wielko

ść

K nazywa si

ę

stał

ą

równowagi chemicznej. Jest bezwymiarowa i dla danej re-

akcji chemicznej zale

ż

y wył

ą

cznie od temperatury, nie zale

ż

y natomiast od st

ęż

e

ń

reagentów. Im

wy

ż

sza warto

ść

stałej równowagi, tym bardziej równowaga jest przesuni

ę

ta w stron

ę

powstawania

produktów i odwrotnie. Podaj

ą

c warto

ść

stałej równowagi dla reakcji, nale

ż

y zawsze zaznaczy

ć

,

jakiej reakcji (dla jakiego zapisu reakcji) ta stała dotyczy.

Stała równowagi, w której ilo

ś

ci reagentów wyra

ż

one s

ą

jako ich równowagowe st

ęż

enia mo-

lowe nazywana jest st

ęż

eniow

ą

stał

ą

równowagi.

Poza st

ęż

eniow

ą

stał

ą

równowagi, stosowana jest równie

ż

stała wyra

ż

ona przez ułamki mo-

lowe substancji reaguj

ą

cych (K

x

), która ma posta

ć

:

b

B

a
A

d

D

c
C

x

x

x

x

x

K

⋅

⋅

=

(6)

3

Z kolei, je

ż

eli substancje A, B, C, D s

ą

gazami - mówimy równie

ż

o ci

ś

nieniowej stałej rów-

nowagi (K

p

), niezale

ż

nej od ci

ś

nienia całkowitego i wyra

ż

onej przez ci

ś

nienia cz

ą

stkowe tych ga-

zów (p

i

):

ν

Σ















⋅

⋅

⋅

=















⋅





























⋅















=

o

b

B

a
A

d

D

c
C

b

o

B

a

o

A

d

o

D

c

o

C

p

p

1

p

p

p

p

p

p

p

p

p

p

p

p

K

gdzie

Σν

= c + d – a – b

(7)

Symbol p

o

oznacza ci

ś

nienie standardowe, za które przyjmuje si

ę

ci

ś

nienie równe 1,01325

⋅

10

5

Pa

(1 atm).

Je

ż

eli w reakcji bior

ą

udział substancje stałe (s

ą

jej substratami lub produktami) i wyst

ę

puj

ą

w postaci czystej (to jest jako indywidua chemiczne), to do wyra

ż

enia na prawo działania mas

substancji tych nie wprowadzamy, poniewa

ż

ich st

ęż

enie molowe s

ą

stałe, a na przykład aktyw-

no

ś

ci lub ułamki molowe s

ą

równe jedno

ś

ci.

Dla przykładu reakcji: C

(s)

+ CO

2 (g)

2 CO

(g)

, wyra

ż

enie opisuj

ą

ce stał

ą

równowagi ma posta

ć

:

0

CO

2

0

CO

p

p

p

p

p

K

2















=

(8)

Miar

ą

zaawansowania reakcji chemicznej jest stopie

ń

przereagowania. Mo

ż

e on by

ć

ró

ż

ny

dla poszczególnych substratów:

o
i

i

o
i

o
i

i

i

n

n

n

n

n

−

=

=

α

∗

(9)

gdzie: n

i

*

- liczno

ść

i-tego substratu, która przereagowała,

n

i

o

- pocz

ą

tkowa liczno

ść

i-tego substratu,

n

i

– pozostała liczno

ść

i-tego substratu.

Na poło

ż

enie równowagi układu b

ę

d

ą

cego w stanie równowagi chemicznej mo

ż

na wpływa

ć

poprzez wymuszon

ą

zmian

ę

jednego z jej parametrów (temperatury, st

ęż

e

ń

reagentów oraz ci-

ś

nienia). Obrazowo ilustruje to tak zwana reguła przekory (reguła Le Chateliera i Browna). Regu-

ła ta głosi,

ż

e je

ś

li stan równowagi układu zostanie zakłócony działaniem czynnika zewn

ę

trznego,

to w układzie tym rozpocznie si

ę

przemiana zmierzaj

ą

ca do zminimalizowania skutków działania

tego czynnika i osi

ą

gni

ę

cia nowego stanu równowagi.

Wpływ ró

ż

nych czynników na poło

ż

enie stanu równowagi

W praktyce cz

ę

sto mo

ż

na spotka

ć

si

ę

z sytuacj

ą

, w której nale

ż

y zmieni

ć

poło

ż

enie stanu

równowagi reakcji w celu osi

ą

gni

ę

cia, na przykład, mo

ż

liwie wysokiej wydajno

ś

ci reakcji, czyli wy-

4

sokiego stopnia przereagowania substratów. Aby to osi

ą

gn

ąć

trzeba wiedzie

ć

, jakie czynniki

wpływaj

ą

na poło

ż

enie stanu równowagi. W tym miejscu nale

ż

y równie

ż

przypomnie

ć

,

ż

e obec-

no

ść

katalizatora w układzie reakcyjnym powoduje zwi

ę

kszenie szybko

ś

ci reakcji, nie wpływa na-

tomiast na poło

ż

enie stanu równowagi. Katalizator nie wyst

ę

puje w równaniu stechiometrycznym

reakcji, nie wpływa wi

ę

c na warto

ść

prawej strony równania definiuj

ą

cego stał

ą

równowagi. Nie

zmienia te

ż

warto

ś

ci samej stałej, poniewa

ż

w jednakowym stopniu przy

ś

piesza przebieg reakcji

w obu kierunkach. W obecno

ś

ci katalizatora stan równowagi ustala si

ę

wi

ę

c szybciej, ale jego po-

ło

ż

enie jest takie samo jak w reakcji prowadzonej bez u

ż

ycia katalizatora.

Wpływ temperatury na równowag

ę

reakcji chemicznych

Zmiana temperatury reakcji powoduje nie tylko zmian

ę

jej szybko

ś

ci, ale jako jedyny z para-

metrów stanu układu, zmienia równie

ż

warto

ść

stałej równowagi reakcji. Kierunek tej zmiany zale-

ż

y od znaku efektu cieplnego reakcji. Je

ż

eli ciepło w czasie reakcji wydziela si

ę

(reakcja jest egzo-

termiczna), wzrost temperatury przesuwa równowag

ę

w stron

ę

tworzenia substratów („w lewo”)

i powoduje zmniejszenie stałej równowagi. Je

ż

eli natomiast ciepło w czasie reakcji jest pobierane

(reakcja endotermiczna), wówczas podwy

ż

szenie temperatury przesunie równowag

ę

si

ę

w kie-

runku tworzenia produktów (”w prawo”), a warto

ść

stałej równowagi zwi

ę

kszy si

ę

.

Wpływ ci

ś

nienia na stan równowagi

Drugim czynnikiem wpływaj

ą

cym na poło

ż

enie stanu równowagi reakcji jest ci

ś

nienie. Wpływ

tego parametru jest istotny tylko w procesie przebiegaj

ą

cym z udziałem fazy gazowej, w której

całkowita liczba gazowych cz

ą

steczek wszystkich reagentów ulega zmianie podczas jego biegu.

Ci

ś

nienie nie ma wpływu na przebieg reakcji w fazie stałej i ciekłej.

Oznaczaj

ą

c przez

∆

n ró

ż

nic

ę

liczno

ś

ci gazowych produktów i substratów wyst

ę

puj

ą

cych w

równaniu reakcji mo

ż

na rozró

ż

ni

ć

trzy przypadki

1.

∆∆∆∆

n < 0 – sumaryczna liczno

ść

składników gazowych zmniejsza si

ę

podczas reakcji.

Reguła przekory mówi,

ż

e podwy

ż

szenie ci

ś

nienia w układzie, w którym ustaliła si

ę

równowa-

ga (na przykład reakcji syntezy trójtlenku siarki: 2SO

2

+ O

2

2SO

3

),

wywoła odpowied

ź

te-

go

ż

układu polegaj

ą

c

ą

na obni

ż

eniu ci

ś

nienia. W stałej obj

ę

to

ś

ci mo

ż

na to osi

ą

gn

ąć

tylko po-

przez zmniejszenie ł

ą

cznej liczby moli reagentów w układzie, co dla przykładowej reakcji

oznacza przesuni

ę

cie stanu równowagi „w prawo”, czyli w kierunku tworzenia produktów.

2.

∆∆∆∆

n = 0 – sumaryczna liczno

ść

składników gazowych nie ulega zmianie w wyniku reakcji.

Przykładem takiej reakcji mo

ż

e by

ć

redukcja dwutlenku w

ę

gla wodorem:

CO

2

+ H

2

CO + H

2

O

Tutaj zwi

ę

kszenie ci

ś

nienia nie powoduje

ż

adnej zmiany stanu równowagi tej reakcji. Innymi

słowy dla reakcji przebiegaj

ą

cych bez zmiany liczno

ś

ci reagentów, ci

ś

nienie nie wywiera

wpływu na poło

ż

enie stanu równowagi.

3.

∆∆∆∆

n > 0 – w wyniku reakcji liczba gazowych cz

ą

steczek zwi

ę

ksza si

ę

.

5

Podwy

ż

szenie ci

ś

nienia w układzie, w którym ustaliła si

ę

równowaga reakcji (na przykład dy-

socjacji termicznej wody: 2H

2

O

2H

2

+ O

2

)

, spowoduje przesuni

ę

cie równowagi w kierunku

tworzenia substratów. Oznacza to,

ż

e wzrost ci

ś

nienia powoduje powtórne przereagowanie

cz

ęś

ci produktów z odtworzeniem substratu, który zajmuje mniejsz

ą

obj

ę

to

ść

.

Wpływ st

ęż

e

ń

reagentów na stan równowagi chemicznej

Analizuj

ą

c wpływ st

ęż

enia reagentów na poło

ż

enie stanu równowagi, dla przykładu podanej

wcze

ś

niej reakcji syntezy trójtlenku siarki: 2SO

2

+ O

2

2SO

3

, nale

ż

y zaznaczy

ć

, i

ż

zmian tych

dokonuje si

ę

w taki sposób, aby nie zmieni

ć

temperatury i ci

ś

nienia całkowitego układu.

Zwi

ę

kszenie st

ęż

enia jednego z substratów, na przykład tlenu, spowoduje, zgodnie z reguł

ą

przekory, i

ż

układ b

ę

dzie d

ąż

ył do obni

ż

enia st

ęż

enia tlenu (czynnika zakłócaj

ą

cego). Jedyn

ą

mo

ż

liwo

ś

ci

ą

w tym przypadku jest przereagowanie pewnej ilo

ś

ci SO

2

z tlenem i utworzenie odpo-

wiedniej ilo

ś

ci SO

3

. Do tego samego wniosku mo

ż

na doj

ść

analizuj

ą

c wyra

ż

enie opisuj

ą

ce stał

ą

równowagi reakcji. Analogicznie b

ę

dzie wpływa

ć

na poło

ż

enie stanu równowagi, zwi

ę

kszenie st

ę

-

ż

enia drugiego substratu, czyli dwutlenku siarki (SO

2

).

Zwi

ę

kszenie st

ęż

enia produktu reakcji, czyli trójtlenku siarki (SO

3

), układ b

ę

dzie kompenso-

wał rozkładem pewnej ilo

ś

ci SO

3

, poprzez co zwi

ę

ksz

ą

si

ę

st

ęż

enia substratów reakcji, czyli O

2

i

SO

2

.

LITERATURA

1. A. Biela

ń

ski „Podstawy chemii nieorganicznej”, Wydawnictwo Naukowe PWN, Warszawa 2001.

2. K. Skudlarski (redaktor) „Podstawy chemii.

Ć

wiczenia laboratoryjne”, Wydawnictwo Politechniki

Wrocławskiej, Wrocław 1982.

3. I Barycka, K. Skudlarski „Podstawy chemii”, Oficyna Wydawnicza Politechniki Wrocławskiej, Wro-

cław 2001

.

6

Pytania kontrolne:

1. Kiedy układ osi

ą

ga stan równowagi chemicznej?

2. Dlaczego równowaga chemiczna jest równowag

ą

dynamiczn

ą

?

3. O czym mówi prawo działania mas?

4. Podaj definicj

ę

stałej równowagi reakcji chemicznej?

5. Od czego zale

ż

y warto

ść

stałej równowagi reakcji?

6. Czym si

ę

ró

ż

ni ci

ś

nieniowa stała równowagi od stałej st

ęż

eniowej?

7. Napisz wyra

ż

enia na odpowiedni

ą

stał

ą

równowagi dla reakcji z cz

ęś

ci do

ś

wiadczalnej

ć

wiczenia pt.

„Równowaga chemiczna”

8. Co to jest i o czym mówi stopie

ń

przereagowania?

9. Sformułuj reguł

ę

przekory.

10. Jak wpływa na poło

ż

enie stanu równowagi reakcji egzotermicznej i endotermicznej obni

ż

enie tempe-

ratury?

11. Czy ci

ś

nienie wpływa na poło

ż

enie stanu równowagi wszystkich reakcji?

12. Podaj przykłady reakcji, na które nie wpływa zmiana ci

ś

nienia.

13. W jakim kierunku przesunie si

ę

równowaga reakcji: N

2

+ 3H

2

2 NH

3

+ Q

a) po zwi

ę

kszeniu ci

ś

nienia wywieranego na reaguj

ą

cy układ,

b) po zwi

ę

kszeniu obj

ę

to

ś

ci naczynia,

c) po podwy

ż

szeniu temperatury.

14. Wska

ż

, jaki wpływ na ilo

ść

H

2

w układzie opisanym reakcj

ą

: H

2

+ CO

2

H

2

O

(g)

+ CO (

∆

H>0),

b

ę

dzie miało:

a) dodanie CO

2

,

b) wzrost temperatury,

c) zmniejszenie obj

ę

to

ś

ci naczynia.

15. W reakcji: 2HI

(g)

H

2 (g)

+ I

2 (g)

, w temperaturze 720 K ci

ś

nienia cz

ą

stkowe poszczególnych składni-

ków w stanie równowagi wynosz

ą

p

HI

= 400 Pa, p

H2

= 750 Pa, p

I2

= 4,3 Pa. Oblicz stał

ą

równowagi

K

p

dla tej reakcji.

16. Stała równowagi K

p

reakcji: CO + H

2

O

H

2

+ CO

2

, w temperaturze 800 K wynosi 4,00, Obliczy

ć

równowagowe ci

ś

nienie H

2

w zbiorniku, je

ż

eli ci

ś

nienia CO, H

2

O i CO

2

wynosz

ą

odpowiednia:

100 kPa, 1 MPa i 200 kPa.

17. W reaktorze w temperaturze 800 K znajduje si

ę

mieszanina gazów NO

2

, NO i O

2

. W stanie równo-

wagi st

ęż

enia tych gazów wynosz

ą

odpowiednio: 24,0 mol/dm

3

, 25,0 mol/dm

3

i 30,0 mol/dm

3

. Obli-

czy

ć

K

c

reakcji:

a) 2NO + O

2

2 NO

2

b) 2NO

2

2NO + O

2

c) NO + 1/2O

2

NO

2

7

WYKONANIE DO

Ś

WIADCZE

Ń

Celem

ć

wiczenia jest demonstracja podstawowych wła

ś

ciwo

ś

ci stanu równowagi chemi-

cznej oraz przebadanie wpływu czynników zewn

ę

trznych na poło

ż

enie stanu równowagi

(ilustracja reguły przekory).

Do

ś

wiadczenie 1. Wpływ temperatury na stan równowagi reakcji

dimeryzacji dwutlenku azotu (NO

2

) (parami)

Stan równowagi reakcji dimeryzacji dwutlenku azotu w czterotlenek diazotu opisuje równanie:

2NO

2

N

2

O

4

Odczynniki: ampuła zawieraj

ą

ca ditlenek azotu

Wykonanie:

Zamkni

ę

ty zbiorniczek zawieraj

ą

cy homogeniczny roztwór gazowy NO

2

i N

2

O

4

umie

ś

ci

ć

w

zlewce z gor

ą

c

ą

wod

ą

(zbiorniczek utrzymywa

ć

w zlewce do jego równomiernego ogrzania

si

ę

).

•

Zaobserwowa

ć

zmian

ę

intensywno

ś

ci barwy gazu.

W osobnej zlewce przygotowa

ć

mieszanin

ę

wody i lodu. Zbiorniczek z gazem umie

ś

ci

ć

w

ła

ź

ni lodowej.

•

Obserwowa

ć

zmian

ę

intensywno

ś

ci zabarwienia mieszaniny gazowej.

Interpretacja obserwacji:

Wiedz

ą

c,

ż

e brunatny dwutlenek azotu ulega procesowi dimeryzacji, w wyniku której z

dwóch cz

ą

steczek NO

2

powstaje jedna cz

ą

steczka bezbarwnego N

2

O

4

ustali

ć

:

•

w któr

ą

stron

ę

przesuwa si

ę

równowaga tej reakcji podczas podwy

ż

szania, a w któr

ą

podczas obni

ż

ania temperatury,

•

czy badana reakcja jest procesem egzotermicznym czy endotermicznym.

Do

ś

wiadczenie 2. Wpływ st

ęż

enia jonów wodorowych na stan równowagi

reakcji przemiany anionu chromianowego(VI) (CrO

4

2-

) w anion

dwuchromianowy(VI) (Cr

2

O

7

2-

)

Stan równowagi reakcji przemiany anionu chromianowego(VI) (barwy

ż

ółtej) w anion dwuchro-

mianowy(VI) (barwy pomara

ń

czowej) opisuje równanie:

2CrO

4

2-

+ 2H

+

Cr

2

O

7

2-

+ H

2

O

Odczynniki: 0,5 M chromian(VI) potasu (K

2

CrO

4

), 2 M kwas octowy (CH

3

COOH),

2 M octan sodu (CH

3

COONa), 2 M wodorotlenek sodowy (NaOH), 0,5 M chlorek ba-

ru(II) (BaCl

2

)

Wykonanie:

8

Do trzech probówek (1, 2, 3) wprowadzi

ć

po 10 kropli 0,5 M K

2

CrO

4

, a nast

ę

pnie:

a) do 1 dodawa

ć

kroplami 2 M CH

3

COOH a

ż

do zaobserwowania wyra

ź

nej zmiany barwy

roztworu. Nast

ę

pnie do roztworu dodawa

ć

kroplami 2 M NaOH i ponownie

•

zaobserwowa

ć

zmian

ę

barwy,

b) do 2 doda

ć

kilkana

ś

cie kropli 0,5 M BaCl

2

.

•

Zaobserwowa

ć

zmiany zachodz

ą

ce w probówce,

c) do 3 dodawa

ć

kroplami roztwór 2 M CH

3

COOH i 2 M CH

3

COONa a

ż

do pojawienia si

ę

pomara

ń

czowej barwy roztworu. Nast

ę

pnie doda

ć

kilkana

ś

cie kropli 0,5 M BaCl

2

.

Probówki 2 i 3 pozostawi

ć

na pewien czas w celu opadni

ę

cia osadu.

Interpretacja wyników:

•

Dlaczego w probówce 1 po dodaniu kwasu octowego, zmieniła si

ę

barwa roztworu. Na-

pisa

ć

jonowo równanie reakcji?

•

Dlaczego w probówce 1, po dodaniu wodorotlenku sodowego, roztwór ma barw

ę

roz-

tworu wyj

ś

ciowego?

•

Napisa

ć

jonowo równanie reakcji.

•

Przeanalizowa

ć

zmiany zachodz

ą

ce w probówce 2 bior

ą

c pod uwag

ę

,

ż

e BaCrO

4

jest

sol

ą

trudno rozpuszczaln

ą

w wodzie, za

ś

BaCr

2

O

7

sol

ą

łatwo rozpuszczaln

ą

w warun-

kach do

ś

wiadczenia).

•

Napisa

ć

jonowo równanie reakcji str

ą

cania chromianu(VI) baru(II).

•

Dlaczego w probówce 3, po dodaniu roztworu b

ę

d

ą

cego mieszanin

ą

kwasu octowego i

octanu sodu, zmieniła si

ę

barwa roztworu?

•

Porówna

ć

barw

ę

osadów otrzymanych w probówkach 2 i 3.

•

Wytłumaczy

ć

dlaczego w probówce 3 wytr

ą

ciło si

ę

sporo

ż

ółtego osadu, mimo i

ż

roz-

twór w probówce przed dodaniem BaCl

2

miał barw

ę

pomara

ń

czow

ą

co

ś

wiadczyło o

obecno

ś

ci w nim jonów dwuchromianowych(VI).

Do

ś

wiadczenie 3. Stan równowagi w wodnym roztworze jonów miedzi(II)

Rozcie

ń

czone roztwory wodne CuCl

2

maj

ą

barw

ę

niebiesk

ą

wskazuj

ą

c

ą

na obecno

ść

niebieskich

akwajonów - [Cu(H

2

O)

6

]

2+

; roztwory st

ęż

one, a zwłaszcza roztwory zawieraj

ą

ce kwas solny, przy-

bieraj

ą

natomiast barw

ę

zielon

ą

spowodowan

ą

cz

ęś

ciowym przej

ś

ciem w

ż

ółty jon kompleksowy

[CuCl

4

]

2-

. Przy po

ś

rednim st

ęż

eniu decyduje zabarwienie soli niezdysocjowanej tworz

ą

cej oboj

ę

t-

ny kompleks [Cu Cl

2

(H

2

O)

2

]

[1]

.

Stan równowagi reakcji, w wyniku której z jonu heksaakwamiedzi(II) powstaje jon tetrachloromie-
dzianowy(II) opisuje równanie:

[Cu(H

2

O)

6

]

2+

+ 4Cl

-

[CuCl

4

]

2-

+ 6H

2

O

Odczynniki: 0,5 M chlorek miedzi(II) (CuCl

2

); st

ęż

ony kwas solny (HCl); aceton

(CH

3

-CO-CH

3

)

Wykonanie:

9

Do dwóch probówek (1, 2) nala

ć

po 1 cm

3

0,5 M CuCl

2

, a nast

ę

pnie:

•

odnotowa

ć

barw

ę

roztworu w probówce 1,

Probówk

ę

1 pozostawi

ć

do porównania.

Do 2 doda

ć

10 kropli st

ęż

onego roztworu HCl (12 M HCl) oraz około 5 kropli acetonu.

•

Zaobserwowa

ć

zmian

ę

barwy roztworu.

Połow

ę

zawarto

ś

ci probówek 1 i 2 przela

ć

do dwóch nowych probówek 1a i 2a Roztwory w

probówkach 1 i 2 pozostawi

ć

do porównania, a do probówek 1a i 2a nala

ć

po 2 cm

3

wody

destylowanej.

•

Odnotowa

ć

zabarwienia roztworów w probówkach 1a i 2a

Interpretacja wyników:

•

Dlaczego w probówce 2, po dodaniu st

ęż

onego HCl, roztwór przybrał barw

ę

zielon

ą

?

•

Jak

ą

rol

ę

spełnia aceton dodany do roztworu w probówce 2?

•

Dlaczego rozcie

ń

czenie roztworu w probówce 1a wod

ą

destylowan

ą

, nie spowodowało

zmiany barwy roztworu?

•

W któr

ą

stron

ę

i dlaczego przesuni

ę

ta została równowaga rozpatrywanej reakcji w pro-

bówce 2a?

Do

ś

wiadczenie 4. Wpływ temperatury i st

ęż

enia jonów chlorkowych na stan

równowagi w roztworze wodnym chlorku kobaltu(II)

W roztworze wodnym jony Co

2+

wyst

ę

puj

ą

w postaci jonów heksaakwakobaltu(II) - [Co(H

2

O)

6

]

2+

,

powoduj

ą

cych ró

ż

owe jego zabarwienie. Wprowadzaj

ą

c do roztworu jony chlorkowe otrzymuje

si

ę

, poprzez reakcje po

ś

rednie daj

ą

ce kompleksy mieszane, jony tetrachlorokobaltanowe(II) –

[CoCl

4

]

2-

barwi

ą

ce roztwór na niebiesko.

Przedmiotem do

ś

wiadczenia jest badanie jak przesuwa si

ę

poło

ż

enie stanu równowagi reakcji,

przebiegaj

ą

cej według schematu:

[Co(H

2

O)

6

]

2+

+ 4Cl

-

[CoCl

4

]

2-

+ 6H

2

O

Odczynniki: 0,5 M chlorek kobaltu(II) (CoCl

2

); nasycony roztwór chlorek magnezu(II)

(MgCl

2

); 0,1 M azotan srebra (AgNO

3

); st

ęż

ony kwas solny (HCl)

Wykonanie:

Do probówki wprowadzi

ć

3 cm

3

nasyconego roztworu MgCl

2

(otrzymanego poprzez ochło-

dzenie roztworu uzyskanego w wy

ż

szej temperaturze i wykrystalizowanie nadmiaru soli),

oraz szczypt

ę

stałego MgCl

2

, a nast

ę

pnie doda

ć

2-3 krople 0,5 M CoCl

2

.

•

Zwróci

ć

uwag

ę

(zanotowa

ć

) na barwy roztworów wyj

ś

ciowych i roztworu po zmieszaniu.

W trzech probówkach (1, 2, 3) umie

ś

ci

ć

trzy równe porcje przygotowanego roztworu, a na-

st

ę

pnie:

a) do 1 doda

ć

kilka kropli (z pipetki) H

2

O, a

ż

do uzyskania lekko ró

ż

owego zabarwienia, a

nast

ę

pnie kilka kropli (około 10) st

ęż

onego HCl.

10

•

Zanotowa

ć

zmian

ę

barwy roztworu.

b) do 2 doda

ć

tyle wody destylowanej, ile do roztworu w probówce 1 a nast

ę

pnie ogrza

ć

w

ła

ź

ni wodnej.

•

Zaobserwowa

ć

barw

ę

roztworu przed ogrzaniem, na gor

ą

co i po ostudzeniu.

c) do 3 doda

ć

4 krople 0,1M AgNO

3

,

•

Zaobserwowa

ć

barw

ę

roztworu po opadni

ę

ciu osadu.

Interpretacja wyników:

•

Dlaczego po dodaniu do bezbarwnego, nasyconego roztworu MgCl

2

ró

ż

owego roztworu

CoCl

2

otrzymano niebieski roztwór?

•

Jak zmieniały si

ę

(po dodaniu H

2

O i st

ęż

onego HCl) i dlaczego barwy roztworu w pro-

bówce 1?

•

Czy reakcje przechodzenia akwakompleksu kobaltu(II) w kompleks chlorkowy s

ą

egzo-

termiczne czy endotermiczne?

•

Jak dodanie roztworu AgNO

3

do roztworu w probówce 3 wpłyn

ę

ło na poło

ż

enie stanu

równowagi?

•

Napisa

ć

równanie reakcji str

ą

cania osadu w probówce 3.

Do

ś

wiadczenie 5. Redukcja jodu za pomoc

ą

arsenianu(III) sodu

Celem do

ś

wiadczenia jest badanie stanu równowagi reakcji redukcji jodu jonami arsenianowy-

mi(III). Równowag

ę

t

ę

opisuje nast

ę

puj

ą

ce równanie:

AsO

2

-

+ I

2

+ 2H

2

O

AsO

4

3-

+ 2I

-

+ 4H

+

Odczynniki: 0,05M jod w jodku potasu (I

2

w KI lub KI

3

); 5,0 % roztwór skrobi; 0,5 M arse-

nian(III) sodu (NaAsO

2

); 6 M kwas solny (HCl); 2 M wodorotlenek sodu (NaOH)

Wykonanie:

Do probówki wla

ć

5 kropli roztworu jodu w KI. Rozcie

ń

czy

ć

do obj

ę

to

ś

ci 2 cm

3

i doda

ć

1 kropl

ę

5 %-go roztworu skrobi. Jod adsorbuje si

ę

na skrobi i barwi j

ą

na silnie niebieski

kolor. Nast

ę

pnie doda

ć

2 krople 0,5 M NaAsO

2

.

•

Odnotowa

ć

zmian

ę

barwy roztworu.

Doda

ć

kroplami 6 M HCl a

ż

do powtórnego zabarwienia zawarto

ś

ci probówki. Do zabar-

wionego roztworu dodawa

ć

kroplami (około 6 kropli) 2 M roztwór NaOH do ponownego

dbarwienia.

Interpretacja wyników:

•

Dlaczego dodanie jonów arsenianowych(III) spowodowało odbarwienie roztworu jodu?

•

W któr

ą

stron

ę

i dlaczego przesuni

ę

to stan równowagi reakcji dodaj

ą

c kwasu solnego

(jaki był tego objaw)?

•

W jaki sposób na stan równowagi rozpatrywanej reakcji wpłyn

ę

ło dodanie wodorotlenku

sodu?

11

Do

ś

wiadczenie 6. Badanie wpływu st

ęż

enia reagentów na poło

ż

enie stanu

równowagi układu chlorek ołowiu(II) - siarczek ołowiu(II) (parami)

Jony chlorkowe wytr

ą

caj

ą

z roztworów zawieraj

ą

cych kationy Pb(II) biały osad chlorku ołowiu(II),

natomiast jony siarczkowe reaguj

ą

z kationami Pb(II) i powstaje czarny osad siarczku ołowiu(II).

Stan równowagi pomi

ę

dzy PbCl

2

i PbS w obecno

ś

ci jonów siarczkowych i chlorkowych opisuje

reakcja:

PbCl

2

+ S

2-

PbS + 2Cl

-

Odczynniki: 0,5M azotan(V) ołowiu(II) (Pb(NO

3

)

2

); 2M siarczek sodu (Na

2

S); 2M chlorek so-

du(NaCl); 6M kwas solny (HCl)

Wykonanie:

Do trzech probówek (1, 2, 3) wla

ć

po około 1 cm

3

0,5M Pb(NO

3

)

2

, nast

ę

pnie:

a) do 1 doda

ć

1 cm

3

2M NaCl.

•

Zaobserwowa

ć

wygl

ą

d i kolor wytr

ą

conego osadu,

b) do 2 doda

ć

co najwy

ż

ej 5 kropli 2M Na

2

S.

•

Zaobserwowa

ć

wygl

ą

d i kolor wytr

ą

conego osadu,

c) do 3 doda

ć

1 cm

3

2M NaCl, a nast

ę

pnie (mieszaj

ą

c) 2 krople roztworu Na

2

S (do pierwszej

zmiany barwy)

•

obserwowa

ć

zmian

ę

barwy osadu.

Po uzyskaniu pierwszej zmiany barwy osadu doda

ć

z kolei około 1,5 cm

3

6M HCl

•

obserwowa

ć

zmian

ę

barwy osadu.

Dodawanie roztworów Na

2

S i HCl mo

ż

na powtórzy

ć

kilkakrotnie.

Interpretacja wyników:

•

Napisa

ć

równanie reakcji zachodz

ą

cej podczas dodawania do roztworu zawieraj

ą

cego

jony Pb(II) chlorku sodu.

•

Napisa

ć

równanie reakcji zachodz

ą

cej podczas dodawania do roztworu zawieraj

ą

cego

jony Pb(II) siarczku sodu.

•

Napisa

ć

równanie reakcji zachodz

ą

cej podczas dodawania roztworu Na

2

S do probówki

z osadem chlorku ołowiu(II).

•

Napisa

ć

równanie reakcji zachodz

ą

cej podczas dodawania roztworu HCl do probówki z

osadem siarczku ołowiu(II).

•

Jak wpływa zmiana st

ęż

enia jonów S

2-

i Cl

-

w roztworze na przekształcanie si

ę

osadu

chlorku ołowiu(II) w osad siarczku ołowiu(II) i odwrotnie?