Здавалка
Главная | Обратная связь

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:

 

№п/п Авторы Название Страницы
Ершов Ю.А., Попков А.С., Берлянд А.С., Книжник А.З. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов.- М.: Высш. шк.-2000.-560 с. 32-41
Глинка Н.Л. Общая химия. - Л.: Химия.-1978.-720 с. 184-201
Равич-Щербо М.И., Новиков В.В. Физическая и коллоидная химия.-М.: Высш. шк.-1975.-255 с. 17-19
Ленский А.С. Введение в бионеорганическую и биофизическую химию.- М.: Высш. шк.-1989.-256 с. 80-92

 

 

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 равновесиеэто 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

Dd ·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
0,16 л/(моль·мин). Исходные концентрации Н2 и J2 соответственно равны 0,04 и 0,05 моль/ л. Начальная скорость реакции составляет_________ моль/( л·мин).

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)=
0,592 атм., Р (H2O) = 0,408 атм. Рассчитайте средний тепловой эффект реакции в этом интервале температур.

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:
FeCO3 кр = FeO кр + CO2?

7) Для реакции N2+3H2 = 2NH3 при 6230К КР = 7,23 · 10 -14 (Н/м2)-2. В каком направлении будет протекать процесс при:
РN2 = PH2 = PNH3 = 1,0132 · 105 Н/м2.

8) Как нужно изменить условия проведения реакции (Т и Р)
CO + H2O(газ) = CO2 +H2, чтобы сдвинуть равновесие в сторону продуктов, если ΔН0800К = -36994 Дж/моль.

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:
РСО = 1,0132 · 104;
РН2 = 2, 0264 · 104;
РСН4 = 2, 0264 · 104;
РСО2 = 6, 0792 · 104 Н/м2

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
2Pb(NO3)2 (тв) « 2 PbO(тв)+4 NO2(г)2 (г), ΔH > 0.

13)Запишите уравнение константы равновесия гетерогенной химической реакции 2H2S(г) + SO2 (г) « 2S(к) + 2H2O)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.