ECHILIBRU CHIMIC. PRINCIPIUL LUI LE CHÂTELIER

   Principiul lucrării

Principiul Le Châtelier: Dacă asupra unui sistem aflat în echilibru chimic se exercită o acţiune din exterior, echilibrul se deplasează în sensul diminuării sau anulării acţiunii exercitate.

Factorii care influenţează deplasarea echilibrului chimic sunt:- variaţia concentraţiei reactanţilor sau a produşilor de reacţie din amestecul aflat în echilibru; creşterea concentraţiei reactanţilor deplasează echilibrul chimic în direcţia formării produşilor de reacţie, în timp ce creşterea concentraţiei produşilor de reacţie deplasează echilibrul chimic în direcţia produşilor iniţiali.- variaţia temperaturii în funcţie de caracterul exoterm sau endoterm al celor două reacţii (reacţia directă şi reacţia inversă); creşterea temperaturii va deplasa echilibrul chimic în sensul favorizării reacţiei endoterme (-Q), iar micşorarea temperaturii va deplasa echilibrul chimic în sensul favorizării reacţiei exoterme (+Q).- variaţia presiunii, în cazul echilibrelor care implică substanţe gazoase şi în care are loc variaţia numărului de moli de gaz; creşterea presiunii va deplasa echilibrul chimic în direcţia în care se află mai puţini moli de gaz, iar micşorarea presiunii deplasează echilibrul chimic în direcţia în care se află mai mulţi moli de gaz.

Starea de echilibru se stabileşte când vitezele cu care se desfăşoară cele două reacţii opuse şi simultane sunt egale.

Pentru reacţia chimică reversibilă de forma:

k1

k2 (1)

Viteza reacţiei directe este:

(2)

Viteza reacţiei inverse este:

(3)

la echilibru v1 = v2, deci (4)

rezultă: (5)

unde: k1 şi k2 reprezintă constanta de viteză pentru reacţia molară a reactantului (Ai) şi produsului de reacţie (A’i); Kc, constanta de echilibru a reacţiei exprimată în unităţi de concentraţii molare.

Pentru reacţiile chimice care decurg în soluţii lichide există următoarele relaţii de legătură între valorile constantei de echilibru exprimate prin activităţi termodinamice, K, prin număr de moli Kn, prin fracţii molare Kx şi prin concentraţii molare Kc:

K = Kx = Kn∙n- = (6)

S-a notat cu n, numărul total de moli la echilibru, V, volumul total al soluţiei, = ’i - i

Entalpia liberă la echilibru se calculează cu relaţia:ΔGo = - RTln Kp (7)

Dependenţa constantei de echilibru de temperatură este dată de ecuaţia van’t Hoff:

(8)

Integrând definit ecuaţia van’t Hoff (8) se obţine:

(9)

Scopul lucrării: în această lucrare se studiază influenţa concentraţiei asupra echilibrului chimic, efectuând următoarea reacţie, care decurge în soluţie:

FeCl3 NH4SCN Fe(SCN)3 NH4Cl3 3+ +

galbenroscat

incolor rosu intens incolor

( 10)

Aparatură şi substanţe:Aparatură: pahar Berzelius, eprubete, cilindru gradat, biurete, termometru.Substanţe: soluţii de: clorură ferică (FeCl3), sulfocianură de amoniu (NH4SCN), clorură de amoniu (NH4Cl)

Modul de lucru:- într-un pahar Berzelius se introduc 39 mL apă distilată măsuraţi cu un cilindru gradat, la care se adaugă câte 0,5 mL soluţie de FeCl3 şi NH4SCN, măsurati cu ajutorul biuretei; se notează temperatura T a soluţiei;- soluţia obţinută se toarnă în volume egale (10 mL) în patru eprubete;- eprubeta 1 se păstrează ca etalon de comparaţie; - în eprubeta 2 se introduc 5 picături soluţie de FeCl3. Se agită conţinutul eprubetei şi se notează observaţia referitoare la modificarea intensităţii culorii în comparaţie cu eprubeta etalon;- în eprubeta 3 introduc câte 5 picături soluţie NH4SCN şi 5 picaturi NH4Cl; se procedează la fel ca în primul caz, notându-se variaţia de culoare observată;- în eprubeta 4 se introduc câteva picături de soluţie de NH4Cl şi se procedează la fel.

Calcule şi rezultate:Se completează tabelul următor:

Nr. Culoare iniţială

Se adaugă în exces Culoarefinală

Sensul de deplasareal echilibrului chimic

FeCl3 NH4SCN NH4Cl

1234

Să se discute deplasarea echilibrului chimic pentru cele 3 cazuri studiate, conform principiului lui Le Chatelier.Să se calculeze compoziţia de echilibru, pe baza bilanţului material, cunoscând: concentraţiile

iniţiale ale reactanţilor şi ştiind că la echilibru în cei 40 mL

soluţie (rezultată prin amestecarea reactanţilor cu apa) se formează 0,0005 mol Fe(SCN)3.Se completează schema de bilanţ material:

Concentraţie FeCl3 NH4SCN FeSCN NH4ClMoli iniţiali, no

Moli consumati Moli la echilibru, nech

Concentraţii molare la echilibru, cech

-Se calculează constanta de echilibru Kc :-Se calculează entalpia liberă de reacţie G cu relaţia: Probleme

2

1. În ce sens se deplasează echilibrul chimic al reacţiei dacă: 0,5N2(g) + 1,5H2(g) NH3(g) + 45,95 KJa) creşte presiunea totală a echilibruluib) scade temperatura sistemuluic) creşte concentraţia N2

d) creşte concentraţia NH3

e) creşte concentraţia N2 şi NH3

2. Se consideră reacţia în fază gazoasă, la t = 1500C:A2B4 2AB2

Dacă la echilibru s-au găsit 4 molL-1 AB2, iar iniţial s-au luat în lucru 3 molL-1 A2B4, să se determine:a) constanta de echilibru Kc;b) valoarea lui Kp corespunzător; R= 0,082 atmLK-1

3. Pentru reacţiile şi

Să se arate: a) cum influenţează creşterea concentraţiei fiecărui component al reacţiei; b) cum influenţează creşterea presiunii echilibrului chimic.

4. Pentru reacţia A + B 2C + D s-a lucrat cu un amestec echimolecular de A şi B (2 mol/L din fiecare reactant). Ştiind că se consumă 50% din fiecare reactant, să se calculeze constantele Kc şi Kp, dacă la echilibru există o presiune de 2 atm.5. Pentru reacţia SO2 (g) + ½ O2 (g) SO3 (g), la temperatura de 500oC, constanta Kp = 85 atm-1/2. Se cere:

a) scrierea expresiilor lui KP, KC şi Kx;b) să se calculeze Kp în mm Hg;c) să se calculeze Kc la 5000C.

6. În reactia de esterificare catalizată dintre acidul acetic şi etanol constanta de echilibru K c= 4 la t=250C.

. Ce cantităţi de ester se vor forma în amestecul final dacă se porneşte de la urmatoarele amestecuri: a) 1 mol acid si 2 moli alcool, b) 1 mol acid, 2 moli de alcool, 2 moli de apa, c) 1 mol acid, 2 moli alcool, 1 mol ester. Interpretati rezultatele prin principiul lui Le Chatelier.7. Pentru reacţia C (s) + CO2 (g) 2 CO2(g) constanta de echilibru la temperatura de 1000 K este 2,4, iar la temperatura de 1200 K este 53,7. Să se calculeze:

a. entalpia de reacţie dacă se consideră că pe acest interval de temperatura, ΔH este constant.

b. Entalpia liberă de reacţie şi entropia de reacţie la temperatura de 1000 K. 8. Pentru reacţia CO(g) +SO3(g)↔CO2(g) +SO2 (g) se cunosc următoarele valori ΔrH = − 41,14 kcal/mol şi ΔrG298 = − 44,71 kcal/mol. Să se calculeze: a) ΔrG la temperatura de 400 K b) Kp la 400 oK.9. În ce sens se deplasează echilibrul chimic al reacţiei dacă:

2 C2H2 (g) + 5 O2 (g) 4CO2(g) + 2H2O (l), ΔrH = - 310,6 Kcala) creşte presiunea totală a echilibrului;b) scade temperatura sistemului;c) creşte concentraţia CO2;d) creşte concentraţia C2H2;e) creşte concentraţia CO2;şi C2H2

3

10. Studiindu-se echilibrul reacţiei:C2H4(g)+ H2O (g) C2H5OH (g)

S-au găsit următoarele valori ale constantei de echilibru Kp în funcţie de temperatură:

toC 145 175 200 225 250Kp x 102 6,8 3,6 1,65 1,07 0,7

Presupunând că entalpia standard nu variază cu temperatura, în intervalul de temperature dat, să se determine:

a) modul de variaţie a constantei de echilibru cu temperatura b) constanta Kp la temperatura de 190o C;

c) entalpia standard de reacţie2. Pentru reacţia COCl2 CO + Cl2 gradul de disociere la temperatura de 500o C şi presiunea de 1 atm este 50 %.

a) Deduceţi relaţii între constantele de echilibru Kc, KP, Kn si Kx;b) Să se calculeze Kc, KP, si Kx;c) Să se calculeze entalpia liberă standard de reacţie

4