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 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.

З акон действующих масс:

скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях их стехиометрических коэффициентов.

aA + bB ↔сС + dD

(Р_D^d ·P_C^c) /(Р_A^a ·P_B^b)

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.

К_Р= К_С (RT)^∆n= К_χ (P_общ) ^∆n

К_С – 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

К_χ– константа равновесия, выраженная через мольные доли участников реакции

Р_общ – 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:

ΔG_х.р. = - RT ln K_p + RT ln (Р_D^d ·P_C^c / Р_A^a ·P_B^b)

R- газовая постоянная, R=8,314 Дж/(моль К).

K_p–константа равновесия

Р_D, Р_С - неравновесные давления газообразных продуктов реакции

Р_А , Р_B- неравновесные давления газообразных исходных веществ.

- RT ln K_p= ΔG⁰_{298, 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);

K_p– 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 Т_2.

Зависимость константы химического равновесия от давления описывает уравнение Планка – Ван – Лаара:

К_х – 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 К_Р для реакций:

1. CO + H₂ = С _граф +H₂O _газ

2. 2CI₂ + 2H₂O _газ = 4HCI_(г) + О₂

Как связаны К_Р и К_С для этих реакций?

3) Железо и водяной пар реагируют по уравнению:

Fe _тв + H₂O _газ = FeО _тв + H_{2 газ.} При температуре 1298К и Р_общ = 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; К_р = 7,6. В каком направлении будет протекать реакция при Р_SO2 = 1 атм.; P_NO2 = 6 атм.; P_SO3 = 2 атм.; P_NO= 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 К_Р = 7,23 · 10 ^-14 (Н/м²)^-2. В каком направлении будет протекать процесс при:
Р_N2 = P_H2 = P_NH3 = 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 ΔН⁰_800К = -36994 Дж/моль.

9). Для реакции: 2CO + 2H₂ = CH₄ + CO₂ при 1000К К_Р = 2,57 · 10^-8 (Н/м)^-2. Определить, в каком направлении будет протекать реакция, если:
Р_СО = 1,0132 · 10⁴;
Р_Н2 = 2, 0264 · 10⁴;
Р_СН4 = 2, 0264 · 10⁴;
Р_СО2 = 6, 0792 · 10⁴ Н/м²

10). Для реакции С_ТВ + 2Н_{2 Г} = СН₄ г, при 973К К_Р = 0, 1924 · 10^-5 Н/м², а при 1033К К_Р = 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 NO_2(г)+О_{2 (г),} ΔH > 0.

13) Запишите уравнение константы равновесия гетерогенной химической реакции 2_H2S(г) + S_{O2 (г)} «2_S(к) + 2_{H2O(г )} К = [_H2O^]2 / [_H2S^]2 · [S_O2]

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.

Дата добавления: 2015-11-26