Занятие № 3

Закон действующих масс. Константа химического равновесия и способы ее выражения

Цели занятия

1. Научиться производить расчеты энергии Гельмгольца и энергии Гиббса

2. Прогнозировать изменение энергии Гельмгольца и энергии Гиббса в самопроизвольных процессах.

3. Научить на конкретных примерах решать вопрос о возможности самопроизвольного протекания реакции в заданных условиях (из анализа величин  ∆G, ∆Н, ∆S и их зависимость от температуры), а также определения условий,  при которых наступает термодинамическое равновесие в системе.

Исходный уровень

1. 1. Константа химического равновесия

2. Смещение химического равновесия.

3. Принцип Ле-Шателье.

Содержание занятия

Входной контроль Семинар Решение задач

Вопросы для самоподготовки

Третий закон термодинамики. Абсолютная и стандартная энтропия. Энтальпийный и энтропийный факторы. Энергия Гельмгольца. Энергия Гиббса; связь между ними. Изменение энергии Гельмгольца и энергии Гиббса в самопроизвольных процессах. Химический потенциал.

Вопросы для самоконтроля

Рассчитайте стандартную энтальпию и стандартную энтропию химической реакции. Определите в каком направлении при 298 К (прямом или обратном) будет протекать реакция. Рассчитайте температуру, при которой равновероятны оба направления реакции.

Fe2O3 (к)+ 3H2= 2Fe(к)+ 3H2O(г)

Чем можно объяснить, что при стандартных условиях, невозможна экзотермическая реакция: СО2 (г)+Н2 (г) ↔ СО (г)+Н2О (ж)? Рассчитайте ДG данной реакции. При каких температурах данная реакция становится самопроизвольной? Рассчитав на основании табличных данных ДG и ДS, определите тепловой эффект реакции: 2 NO(г)+ Cl2 (г)↔ 2 NOCl(г).

Литература

Конспект лекций. , , Физическая и коллоидная химия. М, 1990 , и др., Общая химия. Биофизическая химия, М., 2000, с. 21-32 Равич-, Физическая и коллоидная химия, 1975., ч.1, гл.1,с.13-20. Введение в бионеорганическую и биофизическую химию, М., 1989, с.22-54 , Химия, 2003