kod kursu:
WPC 2002l
Podstawy Chemii Nieorganicznej
Ćwiczenia laboratoryjne
RÓWNOWAGA CHEMICZNA
Opracowanie: Monika Zabłocka-Malicka
WPROWADZENIE
Podstawowe pojęcia dotyczące równowagi chemicznej
Większość reakcji chemicznych nale\
y, teoretycznie, do odwracalnych. Oznacza to, \
e je\
eli
zapewni się układowi odpowiednie warunki, to z produktów reakcji ponownie powstaną substraty.
W du\
ej części przypadków do przebiegu danej reakcji konieczne są zupełnie inne warunki ni\
dla
reakcji odwrotnej. W praktyce oznacza to, \
e w warunkach przebiegu tej reakcji postęp reakcji
odwrotnej jest nie mo\
liwy. Reakcje takie nazywa się praktyczne nieodwracalnymi
(2Al + 3/2 O2 Al2O3). Nieodwracalne są reakcje, w których jeden z produktów opuszcza środo-
wisko reakcji, przez co powoduje całkowite przereagowanie substratów
(CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)). Praktycznie do końca przebiegają równie\
reakcje, w których jeden
z produktów dysocjuje w niewielkim stopniu (H+ + OH- H2O) oraz reakcje, w których produkt
wydziela się z układu reagującego w postaci osadu (Fe3+ + 3OH- Fe(OH)3 ) Reakcję nazywa-
my odwracalną (równowagową), jeśli w jej wyniku ustala się stan równowagi, w którym współist-
nieją produkty i substraty, co w zapisie równania zaznaczamy u\
ywając dwóch, przeciwnie skie-
rowanych strzałek:
k1
aA + bB cC + dD
k2
W takim przypadku mo\
na powiedzieć, \
e na sumaryczną reakcją składają się dwie reakcje
biegnące w przeciwnych kierunkach. Szybkość reakcji przebiegającej w układzie homogenicznym,
a zapoczątkowanej przez zmieszanie substratów A i B, opisuje równanie:
v1 = k1 � cAa � cBb (1)
gdzie: v1 - szybkość reagowania substancji A i B,
k1 - stała szybkości reakcji,
cA, cB - stę\
enia molowe substancji A i B,
a, b  rząd reakcji względem odpowiednich reagentów A i B.
Szybkość ta maleje w miarę zu\
ywania się substratów. Powstawanie produktów z kolei
powoduje wzrost szybkości reakcji odwrotnej, wyra\
onej równaniem:
v2 = k2 � cCc � cDd (2)
gdzie: v2  szybkość reagowania substancji C i D,
k2  stała szybkości reakcji,
cC, cD  stę\
enia molowe substancji C i D,
c, d - rząd reakcji względem odpowiednich reagentów C i D.
W momencie, gdy szybkości obu reakcji zrównują się (v1 = v2), układ osiąga stan równo-
wagi chemicznej, który ma charakter dynamiczny. Oznacza to, \
e mimo i\
w stanie równowagi
stę\
enia reagentów są stałe, to obie reakcje biegną z jednakowymi szybkościami:
k1 � cAa � cBb = k2 � cCc � cDd (3)
Stan równowagi chemicznej opisuje prawo działania mas, które mówi, \
e substraty reagu-
ją ze sobą dopóty, dopóki stosunek iloczynu stę\
eń produktów reakcji, do iloczynu stę\
eń jej sub-
stratów nie osiągnie wartości stałej, charakterystycznej dla danej reakcji w określonej temperatu-
rze. Ka\
de ze stę\
eń występuje w potędze, której wykładnikiem jest odpowiedni współczynnik
stechiometryczny równania chemicznego rozpatrywanej reakcji, a zatem:
k1 cCc �" cDd
=
(4)
k
2
cAa �" cBb
gdzie: cA, cB, cC, cD  stę\
enia molowe w stanie równowagi (mol/dm3).
ci
Jeśli wprowadzić, \
e: [i]a" , gdzie [i] oznacza względne stę\
enie molowe danego reagenta, a c0
c0
to standardowe stę\
enie molowe reagentów a" 1 mol/dm3, wówczas wyra\
enie opisujące prawo
działania mas ma postać:
k1 [C]c[D]d
K = =
(5)
k2
[A]a[B]b
Wielkość K nazywa się stałą równowagi chemicznej. Jest bezwymiarowa i dla danej re-
akcji chemicznej zale\
y wyłącznie od temperatury, nie zale\
y natomiast od stę\
eń reagentów. Im
wy\
sza wartość stałej równowagi, tym bardziej równowaga jest przesunięta w stronę powstawania
produktów i odwrotnie. Podając wartość stałej równowagi dla reakcji, nale\
y zawsze zaznaczyć,
jakiej reakcji (dla jakiego zapisu reakcji) ta stała dotyczy.
Stała równowagi, w której ilości reagentów wyra\
one są jako ich równowagowe stę\
enia mo-
lowe nazywana jest stę\
eniową stałą równowagi.
Poza stę\
eniową stałą równowagi, stosowana jest równie\
stała wyra\
ona przez ułamki mo-
lowe substancji reagujących (Kx), która ma postać:
xc �" xd
D
C
K =
(6)
x
xa �" xb
B
A
2
 Z kolei, je\
eli substancje A, B, C, D są gazami - mówimy równie\
o ciśnieniowej stałej rów-
nowagi (Kp), niezale\
nej od ciśnienia całkowitego i wyra\
onej przez ciśnienia cząstkowe tych ga-
zów (pi):
c d
�ł �ł �ł �ł
pC pD
�ł �ł �ł �ł
�"
Ł�
�ł �ł �ł �ł
�ł �ł
pc �" pd 1
po po
D
�ł łł �ł łł
C
�ł �ł
Kp = = �" gdzie Ł� = c + d  a  b
a b �ł �ł
(7)
�ł �ł �ł �ł
B �ł łł
pA pB pa �" pb po
A
�ł �ł �ł �ł
�"
�ł �ł �ł �ł
po po
�ł łł �ł łł
Symbol po oznacza ciśnienie standardowe, za które przyjmuje się ciśnienie równe 1,01325�"105 Pa
(1 atm).
Je\
eli w reakcji biorą udział substancje stałe (są jej substratami lub produktami) i występują
w postaci czystej (to jest jako indywidua chemiczne), to do wyra\
enia na prawo działania mas
substancji tych nie wprowadzamy, poniewa\
ich stę\
enie molowe są stałe, a na przykład aktyw-
ności lub ułamki molowe są równe jedności.
Dla przykładu reakcji: C(s) + CO2 (g) 2 CO(g), wyra\
enie opisujące stałą równowagi ma postać:
2
�ł �ł
pCO
�ł �ł
�ł �ł
p0
�ł łł
(8)
K =
p
pCO2
p0
Miarą zaawansowania reakcji chemicznej jest stopień przereagowania. Mo\
e on być ró\
ny
dla poszczególnych substratów:
o
n" ni - ni
i
ąi = =
(9)
o o
ni ni
*
gdzie: ni - liczność i-tego substratu, która przereagowała,
nio - początkowa liczność i-tego substratu,
ni  pozostała liczność i-tego substratu.
Na poło\
enie równowagi układu będącego w stanie równowagi chemicznej mo\
na wpływać
poprzez wymuszoną zmianę jednego z jej parametrów (temperatury, stę\
eń reagentów oraz ci-
śnienia). Obrazowo ilustruje to tak zwana reguła przekory (reguła Le Chateliera i Browna). Regu-
ła ta głosi, \
e jeśli stan równowagi układu zostanie zakłócony działaniem czynnika zewnętrznego,
to w układzie tym rozpocznie się przemiana zmierzająca do zminimalizowania skutków działania
tego czynnika i osiągnięcia nowego stanu równowagi.
Wpływ ró\
nych czynników na poło\
enie stanu równowagi
W praktyce często mo\
na spotkać się z sytuacją, w której nale\
y zmienić poło\
enie stanu
równowagi reakcji w celu osiągnięcia, na przykład, mo\
liwie wysokiej wydajności reakcji, czyli wy-
3
sokiego stopnia przereagowania substratów. Aby to osiągnąć trzeba wiedzieć, jakie czynniki
wpływają na poło\
enie stanu równowagi. W tym miejscu nale\
y równie\
przypomnieć, \
e obec-
ność katalizatora w układzie reakcyjnym powoduje zwiększenie szybkości reakcji, nie wpływa na-
tomiast na poło\
enie stanu równowagi. Katalizator nie występuje w równaniu stechiometrycznym
reakcji, nie wpływa więc na wartość prawej strony równania definiującego stałą równowagi. Nie
zmienia te\
wartości samej stałej, poniewa\
w jednakowym stopniu przyśpiesza przebieg reakcji
w obu kierunkach. W obecności katalizatora stan równowagi ustala się więc szybciej, ale jego po-
ło\
enie jest takie samo jak w reakcji prowadzonej bez u\
ycia katalizatora.
Wpływ temperatury na równowagę reakcji chemicznych
Zmiana temperatury reakcji powoduje nie tylko zmianę jej szybkości, ale jako jedyny z para-
metrów stanu układu, zmienia równie\
wartość stałej równowagi reakcji. Kierunek tej zmiany zale-
\
y od znaku efektu cieplnego reakcji. Je\
eli ciepło w czasie reakcji wydziela się (reakcja jest egzo-
termiczna), wzrost temperatury przesuwa równowagę w stronę tworzenia substratów ( w lewo )
i powoduje zmniejszenie stałej równowagi. Je\
eli natomiast ciepło w czasie reakcji jest pobierane
(reakcja endotermiczna), wówczas podwy\
szenie temperatury przesunie równowagę się w kie-
runku tworzenia produktów ( w prawo ), a wartość stałej równowagi zwiększy się.
Wpływ ciśnienia na stan równowagi
Drugim czynnikiem wpływającym na poło\
enie stanu równowagi reakcji jest ciśnienie. Wpływ
tego parametru jest istotny tylko w procesie przebiegającym z udziałem fazy gazowej, w której
całkowita liczba gazowych cząsteczek wszystkich reagentów ulega zmianie podczas jego biegu.
Ciśnienie nie ma wpływu na przebieg reakcji w fazie stałej i ciekłej.
Oznaczając przez "n ró\
nicę liczności gazowych produktów i substratów występujących w
równaniu reakcji mo\
na rozró\
nić trzy przypadki
1. "n < 0  sumaryczna liczność składników gazowych zmniejsza się podczas reakcji.
"
"
"
Reguła przekory mówi, \
e podwy\
szenie ciśnienia w układzie, w którym ustaliła się równowa-
ga (na przykład reakcji syntezy trójtlenku siarki: 2SO2 + O2 2SO3), wywoła odpowiedz
te-
go\
układu polegającą na obni\
eniu ciśnienia. W stałej objętości mo\
na to osiągnąć tylko po-
przez zmniejszenie łącznej liczby moli reagentów w układzie, co dla przykładowej reakcji
oznacza przesunięcie stanu równowagi  w prawo , czyli w kierunku tworzenia produktów.
2. "n = 0  sumaryczna liczność składników gazowych nie ulega zmianie w wyniku reakcji.
"
"
"
Przykładem takiej reakcji mo\
e być redukcja dwutlenku węgla wodorem:
CO2 + H2 CO + H2O
Tutaj zwiększenie ciśnienia nie powoduje \
adnej zmiany stanu równowagi tej reakcji. Innymi
słowy dla reakcji przebiegających bez zmiany liczności reagentów, ciśnienie nie wywiera
wpływu na poło\
enie stanu równowagi.
3. "n > 0  w wyniku reakcji liczba gazowych cząsteczek zwiększa się.
"
"
"
4
Podwy\
szenie ciśnienia w układzie, w którym ustaliła się równowaga reakcji (na przykład dy-
socjacji termicznej wody: 2H2O 2H2 + O2), spowoduje przesunięcie równowagi w kierunku
tworzenia substratów. Oznacza to, \
e wzrost ciśnienia powoduje powtórne przereagowanie
części produktów z odtworzeniem substratu, który zajmuje mniejszą objętość.
Wpływ stę\
eń reagentów na stan równowagi chemicznej
Analizując wpływ stę\
enia reagentów na poło\
enie stanu równowagi, dla przykładu podanej
wcześniej reakcji syntezy trójtlenku siarki: 2SO2 + O2 2SO3, nale\
y zaznaczyć, i\
zmian tych
dokonuje się w taki sposób, aby nie zmienić temperatury i ciśnienia całkowitego układu.
Zwiększenie stę\
enia jednego z substratów, na przykład tlenu, spowoduje, zgodnie z regułą
przekory, i\
układ będzie dą\
ył do obni\
enia stę\
enia tlenu (czynnika zakłócającego). Jedyną
mo\
liwością w tym przypadku jest przereagowanie pewnej ilości SO2 z tlenem i utworzenie odpo-
wiedniej ilości SO3. Do tego samego wniosku mo\
na dojść analizując wyra\
enie opisujące stałą
równowagi reakcji. Analogicznie będzie wpływać na poło\
enie stanu równowagi, zwiększenie stę-
\
enia drugiego substratu, czyli dwutlenku siarki (SO2).
Zwiększenie stę\
enia produktu reakcji, czyli trójtlenku siarki (SO3), układ będzie kompenso-
wał rozkładem pewnej ilości SO3, poprzez co zwiększą się stę\
enia substratów reakcji, czyli O2 i
SO2.
LITERATURA
1. A. Bielański  Podstawy chemii nieorganicznej , Wydawnictwo Naukowe PWN, Warszawa 2001.
2. K. Skudlarski (redaktor)  Podstawy chemii. Ćwiczenia laboratoryjne , Wydawnictwo Politechniki
Wrocławskiej, Wrocław 1982.
3. I Barycka, K. Skudlarski  Podstawy chemii , Oficyna Wydawnicza Politechniki Wrocławskiej, Wro-
cław 2001.
5
Pytania kontrolne:
1. Kiedy układ osiąga stan równowagi chemicznej?
2. Dlaczego równowaga chemiczna jest równowagą dynamiczną?
3. O czym mówi prawo działania mas?
4. Podaj definicję stałej równowagi reakcji chemicznej?
5. Od czego zale\
y wartość stałej równowagi reakcji?
6. Czym się ró\
ni ciśnieniowa stała równowagi od stałej stę\
eniowej?
7. Napisz wyra\
enia na odpowiednią stałą równowagi dla reakcji z części doświadczalnej ćwiczenia pt.
 Równowaga chemiczna
8. Co to jest i o czym mówi stopień przereagowania?
9. Sformułuj regułę przekory.
10. Jak wpływa na poło\
enie stanu równowagi reakcji egzotermicznej i endotermicznej obni\
enie tempe-
ratury?
11. Czy ciśnienie wpływa na poło\
enie stanu równowagi wszystkich reakcji?
12. Podaj przykłady reakcji, na które nie wpływa zmiana ciśnienia.
13. W jakim kierunku przesunie się równowaga reakcji: N2 + 3H2 2 NH3 + Q
a) po zwiększeniu ciśnienia wywieranego na reagujący układ,
b) po zwiększeniu objętości naczynia,
c) po podwy\
szeniu temperatury.
14. Wska\
, jaki wpływ na ilość H2 w układzie opisanym reakcją: H2 + CO2 H2O(g) + CO ("H>0),
będzie miało:
a) dodanie CO2,
b) wzrost temperatury,
c) zmniejszenie objętości naczynia.
15. W reakcji: 2HI (g) H2 (g) + I2 (g), w temperaturze 720 K ciśnienia cząstkowe poszczególnych składni-
ków w stanie równowagi wynoszą pHI = 400 Pa, pH2 = 750 Pa, pI2 = 4,3 Pa. Oblicz stałą równowagi
Kp dla tej reakcji.
16. Stała równowagi Kp reakcji: CO + H2O H2 + CO2, w temperaturze 800 K wynosi 4,00, Obliczyć
równowagowe ciśnienie H2 w zbiorniku, je\
eli ciśnienia CO, H2O i CO2 wynoszą odpowiednia:
100 kPa, 1 MPa i 200 kPa.
17. W reaktorze w temperaturze 800 K znajduje się mieszanina gazów NO2, NO i O2. W stanie równo-
wagi stę\
enia tych gazów wynoszą odpowiednio: 24,0 mol/dm3, 25,0 mol/dm3 i 30,0 mol/dm3. Obli-
czyć Kc reakcji:
a) 2NO + O2 2 NO2
b) 2NO2 2NO + O2
c) NO + 1/2O2 NO2
6
WYKONANIE DOŚWIADCZEC

Celem ćwiczenia jest demonstracja podstawowych właściwości stanu równowagi chemi-
cznej oraz przebadanie wpływu czynników zewnętrznych na poło\
enie stanu równowagi
(ilustracja reguły przekory).
Doświadczenie 1. Wpływ temperatury na stan równowagi reakcji
dimeryzacji dwutlenku azotu (NO2) (parami)
Stan równowagi reakcji dimeryzacji dwutlenku azotu w czterotlenek diazotu opisuje równanie:
2NO2 N2O4
Odczynniki: ampuła zawierająca ditlenek azotu
Wykonanie:
Zamknięty zbiorniczek zawierający homogeniczny roztwór gazowy NO2 i N2O4 umieścić w
zlewce z gorącą wodą (zbiorniczek utrzymywać w zlewce do jego równomiernego ogrzania
się).
" Zaobserwować zmianę intensywności barwy gazu.
W osobnej zlewce przygotować mieszaninę wody i lodu. Zbiorniczek z gazem umieścić w
łaz
ni lodowej.
" Obserwować zmianę intensywności zabarwienia mieszaniny gazowej.
Interpretacja obserwacji:
Wiedząc, \
e brunatny dwutlenek azotu ulega procesowi dimeryzacji, w wyniku której z
dwóch cząsteczek NO2 powstaje jedna cząsteczka bezbarwnego N2O4 ustalić:
" w którą stronę przesuwa się równowaga tej reakcji podczas podwy\
szania, a w którą
podczas obni\
ania temperatury,
" czy badana reakcja jest procesem egzotermicznym czy endotermicznym.
Doświadczenie 2. Wpływ stę\
enia jonów wodorowych na stan równowagi
reakcji przemiany anionu chromianowego(VI) (CrO42-) w anion
dwuchromianowy(VI) (Cr2O72-)
Stan równowagi reakcji przemiany anionu chromianowego(VI) (barwy \
ółtej) w anion dwuchro-
mianowy(VI) (barwy pomarańczowej) opisuje równanie:
2CrO42- + 2H+ Cr2O72- + H2O
Odczynniki: 0,5 M chromian(VI) potasu (K2CrO4), 2 M kwas octowy (CH3COOH),
2 M octan sodu (CH3COONa), 2 M wodorotlenek sodowy (NaOH), 0,5 M chlorek ba-
ru(II) (BaCl2)
Wykonanie:
7
Do trzech probówek (1, 2, 3) wprowadzić po 10 kropli 0,5 M K2CrO4, a następnie:
a) do 1 dodawać kroplami 2 M CH3COOH a\
do zaobserwowania wyraz
nej zmiany barwy
roztworu. Następnie do roztworu dodawać kroplami 2 M NaOH i ponownie
" zaobserwować zmianę barwy,
b) do 2 dodać kilkanaście kropli 0,5 M BaCl2.
" Zaobserwować zmiany zachodzące w probówce,
c) do 3 dodawać kroplami roztwór 2 M CH3COOH i 2 M CH3COONa a\
do pojawienia się
pomarańczowej barwy roztworu. Następnie dodać kilkanaście kropli 0,5 M BaCl2.
Probówki 2 i 3 pozostawić na pewien czas w celu opadnięcia osadu.
Interpretacja wyników:
" Dlaczego w probówce 1 po dodaniu kwasu octowego, zmieniła się barwa roztworu. Na-
pisać jonowo równanie reakcji?
" Dlaczego w probówce 1, po dodaniu wodorotlenku sodowego, roztwór ma barwę roz-
tworu wyjściowego?
" Napisać jonowo równanie reakcji.
" Przeanalizować zmiany zachodzące w probówce 2 biorąc pod uwagę, \
e BaCrO4 jest
solą trudno rozpuszczalną w wodzie, zaś BaCr2O7 solą łatwo rozpuszczalną w warun-
kach doświadczenia).
" Napisać jonowo równanie reakcji strącania chromianu(VI) baru(II).
" Dlaczego w probówce 3, po dodaniu roztworu będącego mieszaniną kwasu octowego i
octanu sodu, zmieniła się barwa roztworu?
" Porównać barwę osadów otrzymanych w probówkach 2 i 3.
" Wytłumaczyć dlaczego w probówce 3 wytrąciło się sporo \
ółtego osadu, mimo i\
roz-
twór w probówce przed dodaniem BaCl2 miał barwę pomarańczową co świadczyło o
obecności w nim jonów dwuchromianowych(VI).
Doświadczenie 3. Stan równowagi w wodnym roztworze jonów miedzi(II)
Rozcieńczone roztwory wodne CuCl2 mają barwę niebieską wskazującą na obecność niebieskich
akwajonów - [Cu(H2O)6]2+; roztwory stę\
one, a zwłaszcza roztwory zawierające kwas solny, przy-
bierają natomiast barwę zieloną spowodowaną częściowym przejściem w \
ółty jon kompleksowy
[CuCl4]2-. Przy pośrednim stę\
eniu decyduje zabarwienie soli niezdysocjowanej tworzącej obojęt-
ny kompleks [Cu Cl2 (H2O)2] [1].
Stan równowagi reakcji, w wyniku której z jonu heksaakwamiedzi(II) powstaje jon tetrachloromie-
dzianowy(II) opisuje równanie:
[Cu(H2O)6]2+ + 4Cl- [CuCl4]2- + 6H2O
Odczynniki: 0,5 M chlorek miedzi(II) (CuCl2); stę\
ony kwas solny (HCl); aceton
(CH3-CO-CH3)
Wykonanie:
8
Do dwóch probówek (1, 2) nalać po 1 cm3 0,5 M CuCl2, a następnie:
" odnotować barwę roztworu w probówce 1,
Probówkę 1 pozostawić do porównania.
Do 2 dodać 10 kropli stę\
onego roztworu HCl (12 M HCl) oraz około 5 kropli acetonu.
" Zaobserwować zmianę barwy roztworu.
Połowę zawartości probówek 1 i 2 przelać do dwóch nowych probówek 1a i 2a Roztwory w
probówkach 1 i 2 pozostawić do porównania, a do probówek 1a i 2a nalać po 2 cm3 wody
destylowanej.
" Odnotować zabarwienia roztworów w probówkach 1a i 2a
Interpretacja wyników:
" Dlaczego w probówce 2, po dodaniu stę\
onego HCl, roztwór przybrał barwę zieloną?
" Jaką rolę spełnia aceton dodany do roztworu w probówce 2?
" Dlaczego rozcieńczenie roztworu w probówce 1a wodą destylowaną, nie spowodowało
zmiany barwy roztworu?
" W którą stronę i dlaczego przesunięta została równowaga rozpatrywanej reakcji w pro-
bówce 2a?
Doświadczenie 4. Wpływ temperatury i stę\
enia jonów chlorkowych na stan
równowagi w roztworze wodnym chlorku kobaltu(II)
W roztworze wodnym jony Co2+ występują w postaci jonów heksaakwakobaltu(II) - [Co(H2O)6]2+,
powodujących ró\
owe jego zabarwienie. Wprowadzając do roztworu jony chlorkowe otrzymuje
się, poprzez reakcje pośrednie dające kompleksy mieszane, jony tetrachlorokobaltanowe(II) 
[CoCl4]2- barwiące roztwór na niebiesko.
Przedmiotem doświadczenia jest badanie jak przesuwa się poło\
enie stanu równowagi reakcji,
przebiegającej według schematu:
[Co(H2O)6]2+ + 4Cl- [CoCl4]2- + 6H2O
Odczynniki: 0,5 M chlorek kobaltu(II) (CoCl2); nasycony roztwór chlorek magnezu(II)
(MgCl2); 0,1 M azotan srebra (AgNO3); stę\
ony kwas solny (HCl)
Wykonanie:
Do probówki wprowadzić 3 cm3 nasyconego roztworu MgCl2 (otrzymanego poprzez ochło-
dzenie roztworu uzyskanego w wy\
szej temperaturze i wykrystalizowanie nadmiaru soli),
oraz szczyptę stałego MgCl2, a następnie dodać 2-3 krople 0,5 M CoCl2.
" Zwrócić uwagę (zanotować) na barwy roztworów wyjściowych i roztworu po zmieszaniu.
W trzech probówkach (1, 2, 3) umieścić trzy równe porcje przygotowanego roztworu, a na-
stępnie:
a) do 1 dodać kilka kropli (z pipetki) H2O, a\
do uzyskania lekko ró\
owego zabarwienia, a
następnie kilka kropli (około 10) stę\
onego HCl.
9
" Zanotować zmianę barwy roztworu.
b) do 2 dodać tyle wody destylowanej, ile do roztworu w probówce 1 a następnie ogrzać w
łaz
ni wodnej.
" Zaobserwować barwę roztworu przed ogrzaniem, na gorąco i po ostudzeniu.
c) do 3 dodać 4 krople 0,1M AgNO3,
" Zaobserwować barwę roztworu po opadnięciu osadu.
Interpretacja wyników:
" Dlaczego po dodaniu do bezbarwnego, nasyconego roztworu MgCl2 ró\
owego roztworu
CoCl2 otrzymano niebieski roztwór?
" Jak zmieniały się (po dodaniu H2O i stę\
onego HCl) i dlaczego barwy roztworu w pro-
bówce 1?
" Czy reakcje przechodzenia akwakompleksu kobaltu(II) w kompleks chlorkowy są egzo-
termiczne czy endotermiczne?
" Jak dodanie roztworu AgNO3 do roztworu w probówce 3 wpłynęło na poło\
enie stanu
równowagi?
" Napisać równanie reakcji strącania osadu w probówce 3.
Doświadczenie 5. Redukcja jodu za pomocą arsenianu(III) sodu
Celem doświadczenia jest badanie stanu równowagi reakcji redukcji jodu jonami arsenianowy-
mi(III). Równowagę tę opisuje następujące równanie:
AsO2- + I2 + 2H2O AsO43- + 2I- + 4H+
Odczynniki: 0,05M jod w jodku potasu (I2 w KI lub KI3); 5,0 % roztwór skrobi; 0,5 M arse-
nian(III) sodu (NaAsO2); 6 M kwas solny (HCl); 2 M wodorotlenek sodu (NaOH)
Wykonanie:
Do probówki wlać 5 kropli roztworu jodu w KI. Rozcieńczyć do objętości 2 cm3 i dodać
1 kroplę 5 %-go roztworu skrobi. Jod adsorbuje się na skrobi i barwi ją na silnie niebieski
kolor. Następnie dodać 2 krople 0,5 M NaAsO2.
" Odnotować zmianę barwy roztworu.
Dodać kroplami 6 M HCl a\
do powtórnego zabarwienia zawartości probówki. Do zabar-
wionego roztworu dodawać kroplami (około 6 kropli) 2 M roztwór NaOH do ponownego
dbarwienia.
Interpretacja wyników:
" Dlaczego dodanie jonów arsenianowych(III) spowodowało odbarwienie roztworu jodu?
" W którą stronę i dlaczego przesunięto stan równowagi reakcji dodając kwasu solnego
(jaki był tego objaw)?
" W jaki sposób na stan równowagi rozpatrywanej reakcji wpłynęło dodanie wodorotlenku
sodu?
10
Doświadczenie 6. Badanie wpływu stę\
enia reagentów na poło\
enie stanu
równowagi układu chlorek ołowiu(II) - siarczek ołowiu(II) (parami)
Jony chlorkowe wytrącają z roztworów zawierających kationy Pb(II) biały osad chlorku ołowiu(II),
natomiast jony siarczkowe reagują z kationami Pb(II) i powstaje czarny osad siarczku ołowiu(II).
Stan równowagi pomiędzy PbCl2 i PbS w obecności jonów siarczkowych i chlorkowych opisuje
reakcja:
PbCl2 + S2- PbS + 2Cl-
Odczynniki: 0,5M azotan(V) ołowiu(II) (Pb(NO3)2); 2M siarczek sodu (Na2S); 2M chlorek so-
du(NaCl); 6M kwas solny (HCl)
Wykonanie:
Do trzech probówek (1, 2, 3) wlać po około 1 cm3 0,5M Pb(NO3)2, następnie:
a) do 1 dodać 1 cm3 2M NaCl.
" Zaobserwować wygląd i kolor wytrąconego osadu,
b) do 2 dodać co najwy\
ej 5 kropli 2M Na2S.
" Zaobserwować wygląd i kolor wytrąconego osadu,
c) do 3 dodać 1 cm3 2M NaCl, a następnie (mieszając) 2 krople roztworu Na2S (do pierwszej
zmiany barwy)
" obserwować zmianę barwy osadu.
Po uzyskaniu pierwszej zmiany barwy osadu dodać z kolei około 1,5 cm3 6M HCl
" obserwować zmianę barwy osadu.
Dodawanie roztworów Na2S i HCl mo\
na powtórzyć kilkakrotnie.
Interpretacja wyników:
" Napisać równanie reakcji zachodzącej podczas dodawania do roztworu zawierającego
jony Pb(II) chlorku sodu.
" Napisać równanie reakcji zachodzącej podczas dodawania do roztworu zawierającego
jony Pb(II) siarczku sodu.
" Napisać równanie reakcji zachodzącej podczas dodawania roztworu Na2S do probówki
z osadem chlorku ołowiu(II).
" Napisać równanie reakcji zachodzącej podczas dodawania roztworu HCl do probówki z
osadem siarczku ołowiu(II).
" Jak wpływa zmiana stę\
enia jonów S2- i Cl- w roztworze na przekształcanie się osadu
chlorku ołowiu(II) w osad siarczku ołowiu(II) i odwrotnie?
11