Виды учебной деятельности на занятии
Тема 3. Основные типы равновесий и процессов жизнедеятельности
После изучения темы студент должен
– знать: понятия обратимости химических реакций, химического равновесия; способы смещения положения равновесия в соответствии с принципом Ле-Шателье;
– уметь: определять константу равновесия и равновесные концентрации веществ; определять направление протекания химической реакции; определять исходные и конечные концентрации веществ;
– владеть: навыками самостоятельной работы с литературой по химии.
Реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях, называютсяобратимыми.
При записи обратимых реакций вместо знака равенства пользуются противоположно направленными стрелками (↔).
Состояние химической системы, когда скорость прямой реакции равна скорости обратной реакций называется химическим равновесием.
Химическое равновесие характеризуется константой равновесия и равновесными концентрациями веществ.
aА + bВ ↔ сС + dD
 |
Частное от деления произведения равновесных концентраций продуктов реакции и исходных веществ является величиной постоянной и называетсяконстантой равновесия Кр.
Константа равновесия позволяет судить о полноте протекания реакции. Для необратимых процессов Кр → ∞. Если же Кр = 0, то это указывает на полное отсутствие химического процесса.
При расчете константы равновесия концентрации веществ, находящихся в твердой фазе не учитываются.
Константа химического равновесия зависит от природы реагентов, от температуры и связана с изменением стандартной энергии Гиббса ΔG° химической реакции уравнением
ΔG° = – R · T · lnKр
Состояние химического равновесия при изменении условий (температуры, давления или концентрации) может сместиться либо в сторону образования продуктов реакции, либо в сторону исходных веществ. Влияние, оказываемое на равновесную систему каким-либо внешним воздействием, можно предсказать, пользуясь принципом Ле-Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказывать воздействие извне, то химическое равновесие сместится в сторону подавления данного воздействия.
При увеличении давления равновесие смещается в сторону образования меньшего числа молекул газа, а уменьшение давления смещает равновесие в сторону образования большего числа молекул газа.
Если при установившемся равновесии повышать температуру, то это воздействие сместит равновесие в ту сторону, которая идет с поглощением теплоты, т.е. в сторону эндотермической реакции.
Если в реакционную смесь ввести избыток одного из исходных веществ, то равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции. Аналогичный результат может быть достигнут путем удаления из системы продуктов реакции.
Необходимо отметить, что данный принцип применим только к системам, находящимся в состоянии истинного химического равновесия.
Виды учебной деятельности на занятии
1. Решение ситуационных задач (примеры приведены):
1.1. В системе 2 NO(г) + O2(г) ↔ 2 NO2(г) равновесные концентрации веществ составляют:
[NO] = 0,2 моль/л, [O2] = 0,3 моль/л, [NO2] = 0,4 моль/л. Рассчитайте Кр и оцените положение равновесия.
1.2. Обратима ли практически реакция гидролиза глицил-глицина при 310 К, если ∆Gор составляет – 15,08 кДж/моль?
1.3. Вычислите при стандартных условиях константу равновесия реакции образования метилового спирта: СО(г) + 2 Н2(г) ↔ СН3ОН(ж). Сделайте заключение о практической обратимости реакции при стандартных условиях.