ЗАНЯТИЕ №

Тема: Химическое равновесие.

Мотивация изучения темы: Изучение физиологии различных организмов показывает, что регулирование многих биологических процессов основано на компенсирующем смещении того или иного равновесия в соответствии с принципом Ле Шателье. В частности, постоянство показателя кислотности внутренней среды организма при внешних воздействиях основано на смещении равновесия буферных систем. Умение пользоваться принципом Ле Шателье позволяет прогнозировать многие изменения в организме, вызываемые внешними воздействиями.

Каталитические действия ферментов включают обратимую стадию SE-комплекса.

E  +  S    E S

  Фермент  субстрат  фермент-субстрат

                  ES  E  +  P

  Продукты

Обмен кислородом и углекислым газом между тканями и кровью - равновесные процессы, характеризующиеся определенными Кр.

Цель: Научиться определять влияние внешних факторов (концентрации реагирующих веществ, температуры, давления) на состояние химического равновесия и константу равновесия.

Задачи изучения:

1. Научиться формулировать закон действующих масс для химического равновесия

2. прогнозировать с помощью закона действующих масс и принципа Ле Шателье смещение физических и химических равновесий при изменении условий.

Продолжительность занятия - 165 минут (135 учебного времени и 30мин перерыв).

Место проведения занятия - учебный практикум (кафедра общей химии)

Задания для самостоятельной работы студента во внеучебное время (самоподготовка).

НЕ нашли? Не то? Что вы ищете?

А. Контрольные вопросы

1.Какие реакции называются необратимыми и обратимыми по направлению?

2. Химическое равновесие

3. Константы химического равновесия (способы выражения). Уравнение изотермы и изобары обратимой химической реакции.

4. Условия смещения химического равновесия: влияние концентрации реагирующих веществ, температуры, давления. Принцип Ле Шателье.

Б. Список рекомендуемой литературы:

1. Общая химия Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: Учебник для ВУЗов/ , , и др. - 2 изд. - М.: ВШ, 2002.

2. Практикум по общей химии. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов/под ред. , - М.: ВШ, 2006 .

3. Общая химия. - М.:ВШ, любой год издания.

В. Обучающий материал.

Константа равновесия КТ химической реакции связана со стандартными изменениями энергии Гиббса этой реакции ДG°Т = -2,3RTlgКТ

При 298К (25°С) это уравнение преобразуется к виду ДG°298 = -5,69lgК298, где ДG°298 выражено в кДж/моль.

Уравнения показывают, что отрицательный знак ДG° возможен только в том случае, если lgK>0, т. е. К>1, а положительный - если lgК<0, т. е.К<1. Это значит, что при отрицательных значениях ДG° равновесие смещено в направлении прямой реакции и выход продуктов реакции сравнительно велик; при положительном знаке ДG° равновесие смещено в сторону обратной реакции и выход продуктов прямой реакции сравнительно мал. Знак ДG° указывает на возможность или невозможность протекания реакции только в стандартных условиях, когда все реагирующие вещества находятся в стандартном состоянии.

Г. Обучающие задачи

Задача 1. Используя справочные данные, найти приближенное значение температуры, при которой константа равновесия реакции образования водяного газа

Сграфит + Н2О ⇄СО+Н2(г)равна единице. Зависимостью ДН° и ДS° от температуры пренебречь.

Решение. Из уравнения ДG°Т= -2,3RT∙lgKT следует, что при КТ=1 стандартная энергия Гиббса химической реакции равна нулю. Тогда из соотношения ДG°T= ДH°T - TДS°T вытекает, что при соответствующей температуре ДH°T=TДS°T, отсюда Т= ДH°T / ДS°T. Согласно условию задачи, для расчета можно воспользоваться значениями ДH°298 и ДS°298, которые находим в табл.7, стр.2111-216 приложения: , практикум по общей химии. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. М., Высшая школа, 2001.

ДH°298= ДH°обр (СО) - ДH°обр(Н2О) = -110,5 -(-241,8)= 131,3 кДж

ДS°298= ДS°298(СО) + ДS°298(Н2) - ДS°298(С) - ДS°298(Н2О) = 197,5 + 130,5 -5,7-188,7 = 133,6Дж/К= 0,1336кДж/К

Отсюда: Т=131,3 / 0,1336 = 0,983К

Задача 2. Вычислить константу равновесия реакции А+2В⇄С, если равновесные концентрации [А]=0,3моль/л, [В]=1,1моль/л, [С]=2,1моль/л.

Решение.

Выражение константы равновесия для данной реакции  имеет вид:

Подставим указанные в условии задачи равновесные концентрации:

Задача 3. Вычислить равновесные концентрации [Н2] и [I2] в реакции Н2 + I2 ⇄2НI, если их начальные концентрации составляли по 0,03 моль/л, а равновесная концентрация [НI]=0,04моль/л. Вычислить константу равновесия.

Решение. На образование 0,04 моля НI в соответствии с уравнением реакции требуется по 0,02 моля Н2 и I2, отсюда их равновесные концентрации составляют 0,03-0,02=0,01 моля и

; 

Задача 4. В реакции Н2 + I2 ⇄2НI исходные концентрации Н2 и I2 равны каждая 1 моль/л. Вычислить равновесные концентрации веществ, если константа равновесия равна 50.

Решение. Предположим, что к моменту равновесия прореагировало по Х молей Н2 и I2, тогда равновесные концентрации [Н2] и [I2] будут по (1-Х) молей, а равновесная концентрация [НI]=2Х молей. Подставим эти величины в выражение для константы равновесия: ;  , отсюда Х=0,78.

Следовательно, равновесные концентрации [Н2] =[I2]=1-0,78=0,22; [НI]=0,78∙2=1,56 моль/л

Задача 5. Написать выражение константы равновесия для следующих обратимых процессов:

Fe тв + 4Н2О г ⇄ Fe3О4 тв + 4Н2 г                 ;

С тв + СО2 г ⇄2СО г                                ;

2А г + В г ⇄ С г                                ;

СаО + СО2 ⇄ СаСО3                        

Задача 6. В каком направлении сместится равновесие в системе С2Н2 + 2Н2 ⇄ С2Н6 при уменьшении давления?

Решение. Согласно принципа Ле Шателье, при уменьшении давления равновесие в системе смещается в сторону больших объемов; слева 3 моль газообразных веществ, а справа - 1 моль. Следовательно, равновесие смещается влево. Ответ: влево.

Задача 7. В каком направлении сместится равновесие в системах:

3Fe т + 4Н2О г ⇄ Fe3О4 т + 4Н2 г  (1)

Н2 г + Сl2 г ⇄ 2НСl г         (2)  при увеличении давления?

Решение. В системе (1) слева 4 моль газа и справа 4 моль газа; в системе (2) слева 2 моль газа и справа 4 моль газа. Объемы газообразных веществ в обеих системах не меняются. Давление в данных случаях не оказывает влияния на состояние равновесия. Ответ: равновесие не смещается.

Задача 8. Каким изменением температуры можно вызвать смещение равновесия в системе N2 + O2 ⇄ 2NO, ДН= -179кДж/моль  в сторону образования азота?

Решение. Данная реакция экзотермическая, протекает с выделением тепла. Повышение температуры вызовет усиление обратной реакции, т. е. NO будет разлагаться, что согласуется с принципом Ле Шателье. Ответ: повышение температуры.

Д. Задания для самоконтроля.

1. Вычислить константу равновесия реакции А + 2В ⇄ С, если равновесные концентрации (моль/л): [А] = 0,12, [В]=0,24; [С]= 0,295.         (Ответ: 42,7).

2. Равновесие реакции 2NO2 ⇄ 2NO + О2 установилось при концентрациях (моль/л): [NO2] = 0,02, [NO]=0,08, [О2]= 0,16. Вычислить константу равновесия этой реакции. (Ответ: 2,56).

3. Вычислить равновесные концентрации [Н2] и [I2] в реакции Н2 + I2 ⇄2НI, если их начальные концентрации составили 0,5 и 1,5 моль/л соответственно, а равновесная концентрация [НI]=0,8 моль/л. Вычислить константу равновесия. (Ответ: [Н2]=1,1; [I2]=0,1; К=5,82).

4. Напишите выражение константы равновесия для обратимых процессов:

СО г + Сl2 г ⇄СОCl2 г                С тв + 2H2 г ⇄СH4 г                S тв + H2 г ⇄H2S г

4HCl г + О2 г ⇄2H2О г+ 2Cl2 г        3А г +2В г ⇄ 2С г        

5. В каком направлении сместится равновесие в системах с повышением температуры и давления:                

2SO2 г + О2 г ⇄2SО3 г ; ДH= -296,6        кДж                N2 г + O2 г ⇄ 2NO г, ДН= 179кДж 

3O2 ⇄ 2O3 g, ДН= 184,6 кДж                         2H2 г+ O2 г ⇄ 2H2O г, ДН= -483,7кДж/моль 

6. В каком направлении сместится равновесие в системе Н2 г + Сl2 г ⇄ 2НСl г при увеличении концентрации одного из исходных веществ и уменьшении продукта реакции?