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 К_р.

Константа равновесия позволяет судить о полноте протекания реакции. Для необратимых процессов К_р → ∞. Если же К_р = 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 · lnK_р

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) + O_2(г) ↔ 2 NO_2(г) равновесные концентрации веществ составляют:

[NO] = 0,2 моль/л, [O₂] = 0,3 моль/л, [NO₂] = 0,4 моль/л. Рассчитайте К_р и оцените положение равновесия.

1.2. Обратима ли практически реакция гидролиза глицил-глицина при 310 К, если ∆G^о_р составляет – 15,08 кДж/моль?

1.3. Вычислите при стандартных условиях константу равновесия реакции образования метилового спирта: СО_(г) + 2 Н_2(г) ↔ СН₃ОН_(ж). Сделайте заключение о практической обратимости реакции при стандартных условиях.