Podstawy Chemii Nieorganicznej
Ć
wiczenia laboratoryjne
kod kursu:
CHC 0120l
RÓWNOWAGA CHEMICZNA
Opracowanie: Monika Zabłocka-Malicka
WPROWADZENIE
Podstawowe poj
ę
cia dotycz
ą
ce równowagi chemicznej
Wi
ę
kszo
ść
reakcji chemicznych nale
Ŝ
y, teoretycznie, do odwracalnych. Oznacza to,
Ŝ
e je
Ŝ
eli
zapewni si
ę
układowi odpowiednie warunki, to z produktów reakcji ponownie powstan
ą
substraty.
W du
Ŝ
ej cz
ęś
ci przypadków do przebiegu danej reakcji konieczne s
ą
zupełnie inne warunki ni
Ŝ
dla
reakcji odwrotnej. W praktyce oznacza to,
Ŝ
e w warunkach przebiegu tej reakcji post
ę
p reakcji
odwrotnej jest nie mo
Ŝ
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
Ŝ
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
Ŝ
ywaj
ą
c dwóch, przeciwnie skie-
rowanych strzałek:
aA + bB cC + dD
W takim przypadku mo
Ŝ
na powiedzie
ć
,
Ŝ
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
ęŜ
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
Ŝ
ywania si
ę
substratów. Powstawanie produktów z kolei
powoduje wzrost szybko
ś
ci reakcji odwrotnej, wyra
Ŝ
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
ęŜ
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,
Ŝ
e mimo i
Ŝ
w stanie równowagi
st
ęŜ
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,
Ŝ
e substraty reagu-
j
ą
ze sob
ą
dopóty, dopóki stosunek iloczynu st
ęŜ
e
ń
produktów reakcji, do iloczynu st
ęŜ
e
ń
jej sub-
stratów nie osi
ą
gnie warto
ś
ci stałej, charakterystycznej dla danej reakcji w okre
ś
lonej temperatu-
rze. Ka
Ŝ
de ze st
ęŜ
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
ęŜ
enia molowe w stanie równowagi (mol/dm
3
).
Je
ś
li wprowadzi
ć
,
Ŝ
e:
[ ]
0
i
c
c
i
≡
, gdzie [i] oznacza wzgl
ę
dne st
ęŜ
enie molowe danego reagenta, a c
0
to standardowe st
ęŜ
enie molowe reagentów
≡
1 mol/dm
3
, wówczas wyra
Ŝ
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
Ŝ
y wył
ą
cznie od temperatury, nie zale
Ŝ
y natomiast od st
ęŜ
e
ń
reagentów. Im
wy
Ŝ
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
Ŝ
y zawsze zaznaczy
ć
,
jakiej reakcji (dla jakiego zapisu reakcji) ta stała dotyczy.
Stała równowagi, w której ilo
ś
ci reagentów wyra
Ŝ
one s
ą
jako ich równowagowe st
ęŜ
enia mo-
lowe nazywana jest st
ęŜ
eniow
ą
stał
ą
równowagi.
Poza st
ęŜ
eniow
ą
stał
ą
równowagi, stosowana jest równie
Ŝ
stała wyra
Ŝ
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
Ŝ
eli substancje A, B, C, D s
ą
gazami - mówimy równie
Ŝ
o ci
ś
nieniowej stałej rów-
nowagi (K
p
), niezale
Ŝ
nej od ci
ś
nienia całkowitego i wyra
Ŝ
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
Ŝ
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
Ŝ
enia na prawo działania mas
substancji tych nie wprowadzamy, poniewa
Ŝ
ich st
ęŜ
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
Ŝ
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
Ŝ
e on by
ć
ró
Ŝ
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
Ŝ
enie równowagi układu b
ę
d
ą
cego w stanie równowagi chemicznej mo
Ŝ
na wpływa
ć
poprzez wymuszon
ą
zmian
ę
jednego z jej parametrów (temperatury, st
ęŜ
e
ń
reagentów oraz ci-
ś
nienia). Obrazowo ilustruje to tak zwana reguła przekory (reguła Le Chateliera i Browna). Regu-
ła ta głosi,
Ŝ
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
Ŝ
nych czynników na poło
Ŝ
enie stanu równowagi
W praktyce cz
ę
sto mo
Ŝ
na spotka
ć
si
ę
z sytuacj
ą
, w której nale
Ŝ
y zmieni
ć
poło
Ŝ
enie stanu
równowagi reakcji w celu osi
ą
gni
ę
cia, na przykład, mo
Ŝ
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
Ŝ
enie stanu równowagi. W tym miejscu nale
Ŝ
y równie
Ŝ
przypomnie
ć
,
Ŝ
e obec-
no
ść
katalizatora w układzie reakcyjnym powoduje zwi
ę
kszenie szybko
ś
ci reakcji, nie wpływa na-
tomiast na poło
Ŝ
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
Ŝ
warto
ś
ci samej stałej, poniewa
Ŝ
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
Ŝ
enie jest takie samo jak w reakcji prowadzonej bez u
Ŝ
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
Ŝ
warto
ść
stałej równowagi reakcji. Kierunek tej zmiany zale-
Ŝ
y od znaku efektu cieplnego reakcji. Je
Ŝ
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
Ŝ
eli natomiast ciepło w czasie reakcji jest pobierane
(reakcja endotermiczna), wówczas podwy
Ŝ
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
Ŝ
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
Ŝ
nic
ę
liczno
ś
ci gazowych produktów i substratów wyst
ę
puj
ą
cych w
równaniu reakcji mo
Ŝ
na rozró
Ŝ
ni
ć
trzy przypadki
1.
∆∆∆∆
n < 0 – sumaryczna liczno
ść
składników gazowych zmniejsza si
ę
podczas reakcji.
Reguła przekory mówi,
Ŝ
e podwy
Ŝ
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
Ŝ
układu polegaj
ą
c
ą
na obni
Ŝ
eniu ci
ś
nienia. W stałej obj
ę
to
ś
ci mo
Ŝ
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
Ŝ
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
Ŝ
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
Ŝ
enie stanu równowagi.
3.
∆∆∆∆
n > 0 – w wyniku reakcji liczba gazowych cz
ą
steczek zwi
ę
ksza si
ę
.
5
Podwy
Ŝ
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,
Ŝ
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
ęŜ
e
ń
reagentów na stan równowagi chemicznej
Analizuj
ą
c wpływ st
ęŜ
enia reagentów na poło
Ŝ
enie stanu równowagi, dla przykładu podanej
wcze
ś
niej reakcji syntezy trójtlenku siarki: 2SO
2
+ O
2
2SO
3
, nale
Ŝ
y zaznaczy
ć
, i
Ŝ
zmian tych
dokonuje si
ę
w taki sposób, aby nie zmieni
ć
temperatury i ci
ś
nienia całkowitego układu.
Zwi
ę
kszenie st
ęŜ
enia jednego z substratów, na przykład tlenu, spowoduje, zgodnie z reguł
ą
przekory, i
Ŝ
układ b
ę
dzie d
ąŜ
ył do obni
Ŝ
enia st
ęŜ
enia tlenu (czynnika zakłócaj
ą
cego). Jedyn
ą
mo
Ŝ
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
Ŝ
na doj
ść
analizuj
ą
c wyra
Ŝ
enie opisuj
ą
ce stał
ą
równowagi reakcji. Analogicznie b
ę
dzie wpływa
ć
na poło
Ŝ
enie stanu równowagi, zwi
ę
kszenie st
ę
-
Ŝ
enia drugiego substratu, czyli dwutlenku siarki (SO
2
).
Zwi
ę
kszenie st
ęŜ
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
ęŜ
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
Ŝ
y warto
ść
stałej równowagi reakcji?
6. Czym si
ę
ró
Ŝ
ni ci
ś
nieniowa stała równowagi od stałej st
ęŜ
eniowej?
7. Napisz wyra
Ŝ
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
Ŝ
enie stanu równowagi reakcji egzotermicznej i endotermicznej obni
Ŝ
enie tempe-
ratury?
11. Czy ci
ś
nienie wpływa na poło
Ŝ
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
Ŝ
szeniu temperatury.
14. Wska
Ŝ
, 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
Ŝ
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
ęŜ
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
Ŝ
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,
Ŝ
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
Ŝ
szania, a w któr
ą
podczas obni
Ŝ
ania temperatury,
•
czy badana reakcja jest procesem egzotermicznym czy endotermicznym.
Do
ś
wiadczenie 2. Wpływ st
ęŜ
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
Ŝ
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 wodorotlenek sodowy (NaOH).
Wykonanie:
Do probówki wprowadzi
ć
10 kropli 0,5 M K
2
CrO
4
, a nast
ę
pnie dodawa
ć
kroplami 2 M
8
CH
3
COOH a
Ŝ
do zaobserwowania wyra
ź
nej zmiany barwy roztworu. Do otrzymanego roz-
tworu dodawa
ć
kroplami 2 M NaOH i ponownie zwróci
ć
uwag
ę
na zmian
ę
zabarwienia
roztworu.
Interpretacja wyników:
•
Dlaczego po dodaniu kwasu octowego, zmieniła si
ę
barwa roztworu. Napisa
ć
jonowo
równanie reakcji?
•
Dlaczego po dodaniu wodorotlenku sodowego, roztwór ma barw
ę
roztworu wyj
ś
ciowe-
go? Napisa
ć
jonowo równanie reakcji.
Do
ś
wiadczenie 3. Wpływ temperatury i st
ęŜ
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
Ŝ
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
Ŝ
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
ęŜ
ony kwas solny (HCl)
Wykonanie:
Do probówki wprowadzi
ć
3 cm
3
nasyconego roztworu MgCl
2
(otrzymanego poprzez ochło-
dzenie roztworu uzyskanego w wy
Ŝ
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
Ŝ
do uzyskania lekko ró
Ŝ
owego zabarwienia, a
nast
ę
pnie kilka kropli (około 10) st
ęŜ
onego HCl.
•
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.
9
Interpretacja wyników:
•
Dlaczego po dodaniu do bezbarwnego, nasyconego roztworu MgCl
2
ró
Ŝ
owego roztworu
CoCl
2
otrzymano niebieski roztwór?
•
Jak zmieniały si
ę
(po dodaniu H
2
O i st
ęŜ
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
Ŝ
enie stanu
równowagi?
•
Napisa
ć
równanie reakcji str
ą
cania osadu w probówce 3.
Do
ś
wiadczenie 4. 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
Ŝ
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?