3. ЦЕЛЬ. Усвоить закономерности хода равновесных процессов и возможности смещения равновесия в желательном направлении.

Студент должен знать:

-основы теории химического равновесия;

-закон действующих масс для равновесного состояния;

-способы выражения константы равновесия;

-принцип Ле-Шателье-Брауна;

-отличие равновесного состояния системы от стационарного состояния открытой системы;

уметь:

-составлять формальные уравнения для расчета константы равновесия гомогенных и гетерогенных реакций;

-определять направление смещения химического равновесия при изменении температуры, давления, концентрации веществ;

-оценивать равновесное состояние системы по величине константы равновесия и значению изменения энергии Гиббса;

овладеть навыками:

-смещения химического равновесия в желательном направлении путем изменения кон-

центрации реагирующих веществ и температуры.

4. ОСНОВНЫЕ БАЗОВЫЕ ЗНАНИЯ, УМЕНИЯ И НАВЫКИ, НЕОБХОДИМЫЕ ДЛЯ УСВОЕНИЯТЕМЫ.

1) Понятие об обратимых реакциях. (Материал школьной программы по химии).

2)Скорость реакции, константа скорости реакции.

3)Закон действующих масс для скорости гомогенных и гетерогенных реакций. (Материал предыдущего занятия).

5. ГРАФ ЛОГИЧЕСКОЙ СТРУКТУРЫ.

	Химическое равновесие
Термодинамика	Константа равновесия и		Смещения равновесия.
равновесного	способы ее выражения		Принцип Ле-Шателье-
состояния				-Брауна.

Исследование смещения равновесия при образовании роданида железа (ІІІ) и при изменении среды в хроматдихроматной системе.

6. ОРИЕНТИРОВОЧНАЯ КАРТОЧКА ДЛЯ САМОПОДГОТОВКИ К ЗАНЯТИЮ (самостоятельная внеаудиторная работа студентов).

Содержание и последовательность действий	Указания к учебным действиям
1. Химическое равновесие как состояние	1.1. Значение энергии Гиббса как термоди-
обратимых процессов.	намическая характеристика обратимых
	процессов.
	1.2. Динамический характер равновесного
	состояния.

76

2.	Закон действующих масс для равновес-	2.1. Константа равновесия и способы ее вы-
ного состояния.		ражения.
		2.2. Характеристика состояния равновесия
		по величине константы равновесия.
3.	Смещение химического равновесия.	3.1. Факторы, влияющие на смещение рав-
		новесия.
		3.2. Принцип Ле-Шателье-Брауна и его
		применение для смещения равновесия в
		нужном направлении.

7. ВОПРОСЫ ДЛЯ САМОКОНТРОЛЯ (самостоятельная внеаудиторная работа студентов).

1) Выбрать факторы, изменение которых приведет к изменению величины константы равновесия:

а) давление; б) температура; в) концентрация; г) природа реагирующих веществ.

2) Указать, какое будет соотношение между скоростями прямой и обратной реакций, если объем реакционного сосуда, в котором было установлено равновесие:

2SO2(г) + O2(г) D 2SO3(г) уменьшить в два раза.

а) скорости останутся одинаковыми; б) скорость прямой реакции в 2 раза больше, чем скорость обратной реакции;

в) скорость прямой реакции в 2 раза меньше, чем скорость обратной реакции; г) скорость прямой реакции возрастет в 1,5 раза относительно скорости обратной реакции.

3) Выбрать те изменения параметров, которые приведут к смещению равновесия в системе:

4НСl(г) + O2(г) D 2Сl2(г) + 2H2O(г) влево.

а) увеличение концентрации кислорода; б) увеличение концентрации хлора; в) повышение общего давления;

г) уменьшение объема реакционного сосуда.

4)Указать, в каком направлении сместится равновесие в системе: 4Fe(т) + 3O2(г) D 2Fe203(т) при увеличении общего давления.

а) влево; б) вправо; в) не сместится.

5) Объяснить, какой знак имеет изменение энтальпии равновесной реакции:

Н2О(г) D Н2(г) + 1/202(г),

если при повышении температуры величина константы равновесия возрастает.

а)Δ Н > 0 б) Н < 0 в) Н = 0

ПРАВИЛЬНЫЕ ОТВЕТЫ

1) Правильные ответы б) и г).

Константа химического равновесия Κ – это отношение константы скорости прямой реакции k1, к константе скорости обратной реакции k2: Κ =k1/k2.

77

Поскольку любая из констант скорости зависит лишь от природы реагирующих веществ и температуры, то константа равновесия будет также зависеть только от этих факторов. Изменение концентрации и давления не вызовет изменения константы равновесия, но может привести к смещению равновесия.

2) Правильный ответ б).

В состоянии равновесия скорости прямой и обратной реакций были одинаковыми:

V1 = V2 , V1 = k1 ×[SO2 ]×[O2 ], a V2 = k2 ×[SO3 ]2

Вследствие уменьшения объема вдвое, концентрации или парциальные давления газов

увеличатся в 2 раза. Итак, скорость прямой реакции возрастет в 8 раз:

V1¢ = k1 × (2[SO2 ])2 × (2[O2 ]) = 8k1 ×[SO2]2 ×[O2 ] = 8V1 ,

а скорость обратной реакции увеличится в 4 раза:

V2¢ = k2 × (2 ×[SO3 ])2 = 4 × k2 ×[SO3 ]2 = 4V2

Таким образом, скорость прямой реакции будет вдвое больше, чем скорость обратной реакции, и равновесие сместится вправо.

3) Правильный ответ б).

В соответствии с принципом Ле-Шателье-Брауна, для того, чтобы равновесие сместилось влево, надо увеличить концентрацию продуктов реакции, в данном случае или хлора, или паров воды. Увеличение концентрации кислорода приведет к смещению равновесия вправо. Увеличение общего давления или уменьшения объема вызовет смещение равновесия вправо, в сторону продуктов реакции, так как количество молей газообразных веществ, которые и обуславливают давление в системе, справа меньше, чем слева.

4) Правильный ответ б).

Это гетерогенная система, давление в которой обуславливают лишь газообразные молекулы кислорода. Увеличение в реакционной системе давления приведет, в соответствии с принципом Ле-Шателье-Брауна, к смещению равновесия в сторону меньшего количества молей газообразных веществ, то есть вправо.

5) Правильный ответ а).

Константа равновесия, которая равняется отношению констант скоростей прямой и обратной реакции: K = k1/k2, показывает, во сколько раз константа скорости прямой реакции больше, чем константа скорости обратной реакции.

Увеличение величины константы равновесия можно охарактеризовать как возрастание значения k1 относительно предыдущего значения, то есть возрастет скорость прямой реакции по сравнению со значением скорости в равновесном состоянии. Это приведет к смещению равновесия вправо. Поскольку такое направление смещения обусловлено возрастанием температуры, прямая реакция будет эндотермической и для нее Н > 0. То есть, термохимическое уравнение будет иметь вид:

H2O(г) D H2(г) + 1/2О2(г), Н > 0

8.УКАЗАНИЯ К РАБОТЕ СТУДЕНТОВ НА ЗАНЯТИИ.

8.1.Определение влияния изменения концентрации реагирующих веществ на смещение

химического равновесия.

Зависимость скорости реакции в состоянии равновесия от изменения концентрации реагирующих веществ и направление смещения этого равновесия можно исследовать на примере обратимой реакции между хлоридом железа(ІII) и роданидом аммония.

78

Смешать в колбе или стакане по 10 см3 раствора FеСl3 (молярная концентрация 0,002 моль/л) и раствора NH4CNS (молярная концентрация 0,006 моль/л). Полученный раствор разлить в четыре пробирки. К раствору в первой пробирке прибавить 2 см3 раствора FеСl3 (молярная концентрация 0,25 моль/л), к раствору в второй пробирке - 1 см3 раствора NH4CNH (молярная концентрация 0,6 моль/л), к раствору в третьей пробирке - 1 см3 раствора NH4Сl (молярная концентрация 3,0 моль/л). Раствор в четвертой пробирке оставить для сравнения. Результаты наблюдений изменения окраска растворов занести в таблицу:

	Вещество, раствор		Вид вещества по		Направление сме-
	которого прибавля-		равновесному состо-	Изменение окраски
					щения равновесия
		ется	янию
	1.	FeCl3	исходное вещество
	2.	NH4CNS	исходное вещество
	3.	NH4Cl	продукт реакции

Написать уравнение обратимой реакции между хлоридом железа (III) и роданидом аммония. Написать формулу для расчета константы равновесия в соответствии с законом действующих масс для равновесного состояния. Сделать вывод о направлении смещения равновесия при увеличении концентрации исходных веществ и продуктов реакции.

8.2. Определение влияния реакции среды на состояние равновесия в системе хромат-ион - дихромат-ион.

В растворе, содержащем анионные формы хрома (VI), имеет место равновесие между этими формами:

2CrО42- + 2H+		D Cr2O72- + H2O
хромат	дихромат-
ион		ион
или: Cr2O72- + 2OH-		D 2CrО42- + H2O

Изменение реакции среды приводит к смещению равновесия, что видно по изменению окраски.

В химический стакан вместительностью 100 см3 налить немного оранжевого раствора дихромата калия K2Cr2О7 (w = 10%). К нему по каплям прибавить раствор щелочи до изменения окраски на желтую. Потом к желтому раствору хромата прибавить несколько капель раствора серной кислоты до появления оранжевой окраски.

Сделать вывод, указав, какая анионная форма хрома (VI) является устойчивой в кислой, а какая - в щелочной среде.

8.3. Определение влияния температуры на состояние химического равновесия.

В водном растворе аммиака имеет место равновесие:

NH3 + H2O D NH3 · H2O D NH4+ + OH-

В коническую колбу вместительностью 100 см3 налить 30 см3 дистиллированной воды, прибавить несколько капель концентрированного раствора аммиака и 2-3 капли раствора фенолфталеина. Розовый раствор, который образовался, нагреть до исчезновения окраски. Горячий раствор осторожно охладить водой из-под крана и наблюдать восстановление розовой окраски.

79

Сделать вывод о направлении смещения равновесия в растворе аммиака при нагревании и охлаждении.

8.4. Оформление протокола лабораторной работы.

В тетрадь записать необходимые уравнения реакций, формулы, заполнить таблицу, сделать выводы по каждому опыту.

9. ЛИТЕРАТУРА.

1.Садовничая Л.Я., Хухрянский В.Г., Цыганенко А.Я. Биофизическая химия. К., Высшая школа, 1986, с. 29-33.

2.Ленский А.С. Введение в бионеорганическую и биофизическую химию. М., Высшая школа, 1979, с. 80-92.

3.Равич-Щербо М.И., Новиков В.В. Физическая и коллоидная химия. М., Высшая школа, 1975, с. 17-19.

4.Глинка Н.Л. Общая химия. –Ленинград: Химия, 1984.

ЗАНЯТИЕ № 5.

1.ТЕМА. Определение окислительно-восстановительного потенциала.

2.ОБОСНОВАНИЕ ТЕМЫ. Процесс биологического окисления является основным источником энергии в живом организме. Особенностью этого процесса является многостадийность и постепенное увеличение потенциала восстановителя. Знание основных закономерностей окислительно-восстановительных процессов, характера изменения окис- лительно-восстановительных потенциалов, направления переноса электронов (или атомов водорода) необходимы для понимания окислительно-восстановительных биохимических процессов. Величина окислительно-восстановительного биохимического потенциала дает возможность предусмотреть направление биологического окисления и рассчитать при этом изменение энергии.

3.ЦЕЛЬ. Сформировать представление об окислительно-восстановительных потенциалах и их значении для направления протекания окислительно-восстановительных процессов. Овладеть методикой определения окислительно-восстановительных потенциалов.

Студент должен знать:

–теорию окислительно-восстановительных потенциалов, их значение для процессов окисления-восстановления;

–принцип, по которому проводится оценивание силы окислителя и восстановителя

иопределяется направление самопроизвольного окислительно-восстановительного процесса;

–особенности понятия "стандартный биохимический окислительновосстановительный потенциал" и его значение для направления процессов биологического окисления;

уметь:

–проводить расчеты величины окислительно-восстановительного потенциала по

уравнению Нернста-Петерса;

– сравнивать силу окислителей и восстановителей;

80

–определять направление самопроизвольных окислительно-восстановительных процессов;

овладеть навыками:

– определения окислительно-восстановительных потенциалов окислительновосстановительных систем с помощью платинового электрода.

4. ОСНОВНЫЕ БАЗОВЫЕ ЗНАНИЯ, УМЕНИЯ И НАВЫКИ, НЕОБХОДИМЫЕ ДЛЯ УСВОЕНИЯ ТЕМЫ:

1)Теория окислительно-восстановительных реакций, методы составления окислительновосстановительных уравнений.

2)Теория электродных потенциалов, уравнение Нернста.

3)Понятие о гальванической цепи и типах электродов

(Материал предыдущих занятий по химии)

5. ГРАФ ЛОГИЧЕСКОЙ СТРУКТУРЫ

	Окислительно-восстановительные системы
Окислительно--восстановительные				Окислительно-восстановительные
реакции						потенциалы
Окислительно-восстанови-			Направление			Стандартные			Определение
тельные реакции в живых		окислительно-				окислительно-			окислительно-
организмах		восстановитель-				восстанови-			восстановитель-
			ных реакций			тельные			ных потенциалов
						потенциалы
Направление реакций				Стандартные "				биохимические" окислительно-
биологического окисления					восстановительные потенциалы

6.ОРИЕНТИРОВОЧНАЯ КАРТОЧКА ДЛЯ САМОПОДГОТОВКИ

КЗАНЯТИЮ ( самостоятельная внеаудиторная работа студентов)

Содержание и последовательность	Указания к учебным действиям
действий
1. Окислительно-восстановительные	1.1. Реакции в окислительно-восстановительных
системы.	системах и их значение.
	1.2. Окислительно-восстановительные системы в
	живых организмах и биологическое окисление.
2. Понятие об окислительно-	2.1. Механизм возникновения окислительно-
восстановительных потенциалах	восстановительных потенциалов.
(редокс-потенциалах).	2.2. Уравнения Нернста-Петерса и факторы, вли-
	яющие на величину редокс-потенциала.
	2.3. Стандартный (нормальный) редокс-
	потенциал.
	2.4. Практическое определение редокс-
	потенциала с помощью платинового электрода.
3. Определение направления самопро-	3.1. Сравнение силы окислителей и вос-
извольного протекания окислительно-	становителей вообще и при стандартных услови-
восстановительных реакций (редокс-	ях..
реакций).	3.2. Условия самопроизвольного протекания
	окислительно-восстановительных реакций.
4.Реакции окисления-восстановления в	4.1.Особенности биологического окисления.
живых организмах	4.2.Понятие о стандартном “биохимическом”
	редокс-потенциале.
	81

4.3.Направление реакций биологического окисле-

ния

7. ВОПРОСЫ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОЙ РАБОТЫ (самостоятельная внеаудиторная работа студентов).

1) Выбрать из приведенных уравнений реакций уравнения окислительновосстановительных реакций:

1.Аl2(SО4)3 + 6NаОН = 2Аl(ОН)3 + 3 Na2SO4

2.2Аl + 2NаОН + 6 Н2О = 2 Nа[Аl(ОН)4] + 3 H2

3.АgNОз + NaІ = NаNОз + АgІ

4.Cl2 + 2 NаІ = 2 NaCl + I2

а) 1,2;

б) 2,3;

в) 3,4;

г) 2,4

2) Выбрать правильную характеристику окислительно-восстановительного электрода:

а) это металл, который погружен в раствор электролита и обменивается с ним ионами и электронами; б) это инертный металл, который погружен в раствор электролита и обменивается с ним электронами;

в) это инертный металл, который погружен в окислительно-восстановительную систему и является только проводником электронов; г) это инертный металл, который погружен в окислительно-восстановительную систему и обменивается с ней ионами и электронами.

3) Выбрать окислительно-восстановительную систему, потенциал которой зависит от рН:

а) Fe3+ + е- = Fe2+	в) MnО4- + 8Н+ + 5е- = Mn2+ + 4H2O
б) MnО4- + е- = MnО42-	г) S4O62- + 2е- = 2 S2O32-

4) Выбрать дробь, которая будет стоять под логарифмом в уравнении Нернста-Петерса

для редокс-системы:

СrО42- + 2 Н2О + 3е- = СrО2- + 4 ОН-

а)	[CrO 2- ]	б)	[CrО - ]×[OH - ]4	в)	[CrO 2- ]		г)	[CrO - ]
	4		2		4			2
	[CrO- ]×[OH - ]4		[CrO 2- ]		[CrO - ]			[CrO 2- ]
	2		4		2			4

5) Указать, окисленная форма какой окислительно-восстановительной системы будет наиболее сильным окислителем при стандартных условиях:

а) НВrО + H+ + 2e- = Вr- + H2O	φ° =	1,34 В
б) СrО42- + 4 Н2О + 3е- = Сr(ОН)3 + 5 ОН-	φ° = - 0,13 В
в) 2 ІОз- + 12 Н+ + 10e- = I2 + 6 H2O	φo =	0,19 В
г) H2O2 + 2 Н+ + 2е- = 2 H2O	φo =	1,78 В

6) Объяснить, в каком направлении при стандартных условиях будет самопроизвольно протекать реакция:

φоСl2/2Cl- = 1,36 B, a	2 NaCl + Fе2(SO4)3 = 2 FeSO4 + Cl2 + Na2SO4, если
	φoFe3+/ Fe2+ = 0,771 B
а) слева направо;	в) реакции не будет ;
б) справа налево;	г) реакция будет протекать в обоих направлениях.

82