 |
7.5 Подведение итогов занятия.
|
|
|
|
7. 5 Подведение итогов занятия.
7. 6 Задание на дом: Химическое равновесие.
Место проведения самоподготовки: читальный зал и др.
Литература. [1], [3].
ЗАНЯТИЕ № 8
Тема: Химическое равновесие.
1. Актуальность. Законы термодинамики позволяют решать важные задачи при исследовании процессов метаболизма в биологических системах. По известным концентрациям питательных веществ и продуктов их превращения в тканях организма можно не только рассчитывать энергетику, но и предсказывать преимущественное направление биохимических превращений. Такие расчеты и предсказания важны для разработки методов медицинской диагностики. При этом удобно пользоваться следствиями II начала термодинамики, выведенными для химического равновесия. Это уравнение изотермы химической реакции и закон действующих масс для химического равновесия.
2. Учебные цели: ознакомиться с расчетами химических равновесий и условиями их смещения.
Для формирования профессиональных компетенций студент должен знать:
-обратимые и практически необратимые реакции
-принцип Ле Шателье и его применимость
-термодинамические условия равновесия
уметь:
-писать уравнения обратимых реакций в молекулярном и ионном виде
-производить расчеты по уравнениям реакций
-пользоваться химическими реагентами, посудой и оборудованием
владеть:
-самостоятельной работой со справочниками
-техникой безопасности при работе с растворами кислот, щелочей и стеклянной посудой
-навыками выполнения расчетных задач
3. Материалы для самоподготовки к усвоению данной темы.
Вопросы для самоподготовки к занятию
1. Понятие обратимых и необратимых реакций. Примеры.
|
|
|
2. Понятие химического равновесия и закон действующих масс.
3. Термодинамические критерии равновесия в изолированных и закрытых системах.
4. Уравнение изотермы Вант-Гоффа.
5. Понятие константы равновесия, ее виды по способу выражения и типу реакций.
6. Уравнение изобары и влияние температуры на состояние равновесия.
7. Принцип смещения химического равновесия Ле-Шателье.
4. Вид занятия: лабораторное занятие.
5. Продолжительность занятия: 3 академических часа.
6. Оснащение рабочего места:
6. 1. Дидактический материал: справочник физико-химических величин,
6. 2. ТСО: калькуляторы.
6. 3. Посуда и приборы: штатив с пробирками, мерные пробирки на 10 мл, спиртовка, держатель для пробирок.
6. 4. Объекты исследования: 0, 005 М растворы FeCl3и KCNS, раствор крахмалаи 0, 05 М раствор йода (на группу).
6. 5. Реактивы: сухой KCl, насыщенные растворы FeCl3и KCNS, вода дистиллированная (на группу).
7. Содержание занятия.
7. 1. Образец билета входного контроля.
1. Экзергоническими называются реакции, если:
а) DН< 0 б) DS> 0 в) DG< 0; г) DН> 0 д) DS< 0 е) DG> 0
2. Условиями самопроизвольного протекания реакций являются:
а) DG< 0 б) DS=0 в) DG=0; г) DS> 0 д) DS< 0 е) DG> 0
3. Для реакции N2+2O2«2NO2; DH> 0; DS< 0; DG> 0. Она …
а) невозможна при любых температурах;
б) возможна при любых температурах;
в) возможна при достаточно низких температурах;
г) возможна при достаточно высоких температурах.
4. Равновесие реакции 2Н2 + О2« 2Н2О (∆ Н=-483, 6 кДж) смещается влево, если:
А) повысить давление б) повысить температуру
В) понизить давление г) понизить температуру
5. Для некоторой реакции DG> 0. Какие из приведенных утверждений правильны:
а) К> 1 б) K< 1 в) K=1 г) K> 0 д) K< 0 е)K=0
7. 2. Узловые вопросы необходимые для усвоения темы занятия.
1. Приведите по 2 примера обратимых и необратимых реакций.
|
|
|
2. Как закон действующих масс формулируется для химического равновесия?
3. В чем сущность термодинамических критериев равновесия для открытых и изолированных систем?
4. Уравнение Вант-Гоффа для химического равновесия.
5. Константа равновесия, ее виды.
6. Условия смещения химического равновесия.
7. 3. Самостоятельная работа обучающихся.
7. 3. 1. Лабораторная работа.
Задание1. Влияние концентраций реагирующих веществ на смещение химического равновесия.
В пробирке смешайте 2 мл 0, 005 М раствора FeCl3 и 3 мл 0, 005 М раствора KCNS. Содержимое пробирки доведите до 20 мл добавлением 15 мл дистиллированной воды. Полученный раствор разлейте примерно поровну на 4 пробирки.
В первую пробирку добавьте 3-5 капель насыщенного раствора FeCl3, во вторую – 3-5 капель насыщенного раствора KCNS, в третью пробирку добавьте щепотку КС1. Четвертая пробирка используется для сравнения.
Сравнивая интенсивность окраски и их изменение при добавлении различных веществ объясните смещение химического равновесия реакции:
FeCl3 + 3KCNS«Fe(CNS)3 + 3KCl
Напишите выражение константы равновесия данной химической реакции. Результаты запишите в таблицу по форме:
| № пробирки | Добавленный раствор | Изменение интенсивности окраски | Направление смещения равновесия |
| I | FeCl3 | ||
| II | KCNS | ||
| III | КС1 | ||
| IV | - |
Задание2. Влияние температуры на смещение химического равновесия.
При взаимодействии йода с крахмалом образуется синее вещество сложного состава, называемое соединением включения:
йод + крахмал « йодокрахмал
В две пробирки налейте 5 мл раствора крахмала и добавьте 3 капли 0, 05 М раствора йода. Содержимое одной из пробирок нагрейте (осторожно и равномерно) на пламени спиртовки. Пронаблюдайте за изменением окраски раствора, сравнивая с другой пробиркой. Затем под струей водопроводной воды охладите содержимое первой пробирки.
Что произошло? Объясните наблюдаемые явления исходя из закона действия масс. Экзо- или эндотермической является реакция образования йодокрахмала. Оформите в тетради протокол, описывая наблюдаемые явления и объясняя их.
|
|
|
|
|
|
