Лабораторная работа
Государственное бюджетное образовательное учреждение высшего Профессионального образования «Саратовский государственный медицинский университет Имени В.И. Разумовского» Министерства здравоохранения и социального Развития Российской Федерации (ГБОУ ВПО Саратовский ГМУ им. В.И. Разумовского Минздравсоцразвития России)
Методические указания к лабораторно – практическому занятию для студентов медицинских специальностей
Химическое равновесие Дисциплина: общая химия. I курс. Очная форма обучения. Длительность занятия: 90 минут.
Разработка составлена асс. Куликовой Л.Н.
2011 г Цели формирование у студентов представлений о факторах, влияющих на смещение равновесия биохимических процессов.
Исходные знания студентов: Закон действующих масс. Принцип Ле-Шателье.
Студент должен знать: понятие «химическое равновесие». Термодинамические условия химического равновесия в изолированных и закрытых системах. Константа химического равновесия. Уравнения изотермы и изобары химических реакций.
Студент должен уметь:прогнозировать результаты физико-химических процессов, протекающих в живых системах, опираясь на теоретически положения, в зависимости от изменения температуры и давления (расчеты по уравнениям изотермы и изобары химической реакции).
План подготовки: 1. Ознакомиться с вопросами для подготовки к занятию. Вопросы для подготовки к занятию 1) Химическое равновесие. 2) Обратимые и необратимые по направлению реакции. 3) Термодинамические условия равновесия в изолированных и закрытых системах. 4) Константа химического равновесия. 5) Уравнения изотермы и изобары химической реакции.
2. Осмыслить краткий теоретический материал (приложение 1) и текст лекции «Основные понятия термодинамики. Первое и второе начала термодинамики». 3. Если определённые участки лекции трудны для понимания, то необходимо обратиться к следующим учебникам:
4. Ответить на вопросы для самоконтроля (приложение 2). 5. Выполнить тренировочный тест и проверить правильность выполнения по ключу (приложение 3). 6. Решить ситуационную задачу (приложение 4).
Приложение 1: Краткий теоретический материал
Химическое равновесие – это такое состояние системы, при котором скорости прямой и обратной реакций равны между собой. В равновесии изменения изобарно-изотермического потенциала (∆G) и изохорно-изотермического потенциала (∆F) равны нулю. Закон действующих масс: скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях их стехиометрических коэффициентов. aA + bB ↔сС + dD (РDd ·PCc) /( РAa ·PBb) а, b, c, d - стехиометрические коэффициенты Константа равновесия может быть выражена не только через парциальные давления газообразных участников реакции, но и через молярные концентрации и мольные доли исходных веществ и продуктов реакции. КР= КС (RT)∆n= Кχ (Pобщ) ∆n КС – константа равновесия, выраженная через концентрации участников реакции R- газовая постоянная, R=8,314 Дж/(моль К) ∆n-разность количеств вещества конечных и исходных газообразных участников реакции Кχ– константа равновесия, выраженная через мольные доли участников реакции Робщ – общее давление.
Направление химической реакции определяют по величине изобарно-изотермического потенциала: ΔG<0 - протекает прямая реакция; самопроизвольный процесс; ΔG=0, система находится в состоянии равновесия; ΔG>0, протекает обратная реакция; несамопроизвольный процесс. Рассчитывают ΔG по уравнению изотермы химической реакции: ΔGх.р. = - RT ln Kp + RT ln (РDd ·PCc / РAa ·PBb) R- газовая постоянная, R=8,314 Дж/(моль К). Kp–константа равновесия РD, РС - неравновесные давления газообразных продуктов реакции РА , РB- неравновесные давления газообразных исходных веществ.
- RT ln Kp= ΔG0298, х.р. Способы расчёта изобарно-изотермического потенциала: 1)
2) - стандартное изменение энергии Гиббса при образовании 1 моля вещества из простых веществ (справочные данные).
Принцип Ле- Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии равновесия подействовать извне, то система смещает равновесие в сторону противодействия внешнему воздействию. Повышение температуры смещает равновесие в сторону протекания эндотермического процесса. Повышение давления - в сторону образования меньшего числа моль газообразных веществ.
Зависимость константы химического равновесия от температуры при постоянном давлении описывает уравнение изобары Вант-Гоффа: дифференциальная форма уравнения изобары , где R- газовая постоянная, R=8,314 Дж/(моль К); Kp– константа равновесия, выраженная через давления; Т – температура; ∆Н – тепловой эффект реакции.
интегральная форма уравнения изобары К1, К2 –константы химического равновесия реакции при температурах Т1 и Т2.
Зависимость константы химического равновесия от давления описывает уравнение Планка – Ван – Лаара:
Кх – константа химического равновесия, выраженная через мольные доли; Р – давление; ∆n – изменение числа моль газообразных участников реакции.
Приложение 2: Вопросы для самоконтроля 1) Что называют химическим равновесием? 2) Какие реакции называют обратимыми по направлению реакции? 3) Какие реакции называют необратимыми по направлению реакции? 4) Назовите термодинамические условия равновесия в изолированных и закрытых системах. 5) Какими способами рассчитывают ∆G? Приведите расчётные формулы. 6) Через какие характеристики системы можно выразить константу равновесия? 7) Запишите уравнение изотермы и изобары химической реакции. Приложение 3: Тренировочный тест 1. В системе 2SО2 + O2 —> 2SO3 исходные концентрации SО2 и О2 были соответственно равны 0,03 и 0,015 моль/л. В момент равновесия [SО2] стала равной 0,01моль/л. Константа равновесия равна а) 180 б)260 в) 525 г) 800 2. При 508°С константа скорости реакции Н2(г) + J2(г) —>2HJ(г) равна а) 3,2·10-4 б) 1,92·10-4 в) 9,6 ·10-5 г) 2,8 ·10-5
3. В системе 2SО2(г) + O2(г) —> 2SO3(г) исходные концентрации SО2 и О2 были соответственно равны 0,03 и 0,015 моль/л. В момент равновесия [SО2] стала равной 0,01, а равновесная [SО3] _____моль/ л а) 0,005 б) 0,01 в) 0,02 г) 0,05 4. Если в системе 2Са(к) + О2(г) —> 2СаО(к) увеличить давление в 2 раза, то скорость прямой реакции а) возрастет в 4 раза б) возрастет в 2 раза в) понизится в 2 раза г) не изменится 5. Исходная концентрация СО и Сl2 в системе СО + Сl2 —>СОСl2 были равны 0,3 и 0,2 моль/л. Если концентрацию СО повысить до 0,6, а Сl2 до 1,2 моль/л, то скорость реакции между ними увеличится в а) 2 раза б) 6 раз в)12 раз г) 24 раза
Эталоны ответов к тесту: 1а, 2а, 3а, 4б, 5в
Приложение 4: Ситуационные задачи. 1)Константа равновесия системы СО2(г) + Н2(г) —> CO(г) + Н2О(г) равна 1. В начальный момент [СО2] и [Н2] были соответственно равны 0,2 и 0,8 моль/ дм3. Концентрация [СО] равн. Составляет ______(моль/ дм3) 2)Запишите выражения КР для реакций: 1. CO + H2 = С граф +H2O газ 2. 2CI2 + 2H2O газ = 4HCI(г) + О2 Как связаны КР и КС для этих реакций? 3) Железо и водяной пар реагируют по уравнению: Fe тв + H2O газ = FeО тв + H2 газ. При температуре 1298К и Робщ = 1атм равновесие наблюдается при РH2 = 0, 562 атм. и Р H2O = 0,438 атм. При температуре 1173К равновесие наблюдается при Р(H2)= 4) При 1000К для реакции SO2 + NO2 = SO3 +NO; Кр = 7,6. В каком направлении будет протекать реакция при РSO2 = 1 атм.; PNO2 = 6 атм.; PSO3 = 2 атм.; PNO= 3 атм. 5) Напишите уравнение, описывающее влияние давления на химическое равновесие. Приведите примеры реакций, на равновесие которых влияет давление и не влияет. 6) Как влияет общее давление на равновесие: 7) Для реакции N2+3H2 = 2NH3 при 6230К КР = 7,23 · 10 -14 (Н/м2)-2. В каком направлении будет протекать процесс при: 8) Как нужно изменить условия проведения реакции (Т и Р) 9). Для реакции: 2CO + 2H2 = CH4 + CO2 при 1000К КР = 2,57 · 10-8 (Н/м)-2. Определить, в каком направлении будет протекать реакция, если: 10). Для реакции СТВ + 2Н2 Г = СН4 г, при 973К КР = 0, 1924 · 10-5 Н/м2, а при 1033К КР = 0,1159 · 10-5. Вычислить средний тепловой эффект реакции в этом интервале температур. 11)Что требуется сделать для для смещения равновесия гомогенной химической реакции 2НI ® 2H2 + O2, ΔH < 0, в сторону продуктов? 12)Как увеличить выход продуктов реакции 13)Запишите уравнение константы равновесия гетерогенной химической реакции 2H2S(г) + SO2 (г) « 2S(к) + 2H2O(г)К = [H2O]2 / [H2S]2 · [SO2]
Лабораторная работа Влияние изменения концентраций на химическое равновесие. Воздействие концентраций на равновесие изучим на примере реакции хлорида железа (+3) с роданидом калия. м. Обычно полное уравнение реакции представляют так: FeCl3 + 3KSCN Fe(SCN)3 + 3KCl. Этому молекулярному уравнению можно сопоставить разные ионные. Если считать, что хлорид железа полностью распадается на ионы, а роданид железа совсем не распадается, получается следующее сокращённое ионное уравнение: Fe3+ + 3SCN– Fe(SCN)3. Частичной диссоциации обеих солей железа отвечают другие ионные уравнения, например, такое: FeCl2+ + 2SCN– Fe(SCN)2+ + Cl–. Запишите стандартное выражение для константы данного равновесия. В пробирку налейте 10 мл раствора KSCN и прибавьте 1–2 капли разбавленного раствора FeCl3. Должен получиться слабоокрашенный раствор. Его разделите на 4 равные порции. К первой порции прибавьте концентрированный раствор FeCl3. Во вторую порцию всыпьте ложечку сухого KSCN. К третьей порции добавьте ложечку сухого KCl или влейте 1–2 мл концентрированной HСl. Четвёртая пробирка предназначена для сравнения (исходное состояние). Единственным ярко окрашенным веществом в системе является соединение ионов железа и роданида. Проанализируйте изменения цвета в порциях 1-3 с точки зрения принципа Ле-Шателье. Какой из вариантов ионного уравнения противоречит опыту? Сделайте выводы о проделанной работе. ©2015 arhivinfo.ru Все права принадлежат авторам размещенных материалов.
|