Контрольные вопросы для защиты экспериментальной работы

1. Что изучает химическая кинетика? Какова ее практическая цель?

2. Дайте определения и приведите примеры гомогенных и гетерогенных реакций? Как находят их скорости?

3. От каких факторов зависит скорость химических реакций? Дайте определение закона действующих масс. В равенствах, выражающих этот закон, отражена ли зависимость скорости реакции от природы реагирующих веществ?

4. Что называют константой скорости? Каков физический смысл этой величины? Зависит ли константа скорости от температуры, природы реагирующих веществ и их концентраций?

5. Перечислите способы, которыми можно увеличить и уменьшить скорость данной химической реакции.

6. Какой формулой выражается правило Вант-Гоффа, определяющее зависимость скорости реакции от температуры?

7. Что называют температурным коэффициентом скорости реакции? Какие он может иметь значения?

8. Почему повышение температуры увеличивает скорости реакции? Какие молекулы называют активными?

9. Что называют каталитическими реакциями, катализаторами и ингибиторами?

10. Какой катализ называют: а) гомогенным, б) гетерогенным?

11. Каков механизм гомогенного катализа?

12. Какую роль играют адсорбционные процессы в гетерогенном катализе?

Тема: химическое равновесие

Цели изучения: усвоить сущность химического равновесия, принципа Ле Шателье; научиться рассчитывать константу равновесия, исходные и равновесные концентрации веществ, устанавливать связи между кинетическими и термодинамическими параметрами. Экспериментально изучить смещение химического равновесия под влиянием различных факторов.

П овторить: обратимые и необратимые химические реакции, химическое равновесие, принцип Ле-Шателье, сдвиг химического равновесия.

Учебно-целевые вопросы

1. Процессы обратимые и необратимые с точки зрения термодинамики и кинетики.

2. Химическое равновесие, его динамический характер, равновесные концентрации веществ.

3. Константа химического равновесия (K_равн) гомогенных и гетерогенных систем. Способы ее выражения: K_с, K_р, K_а.

4. Факторы, влияющие на величину константы химического равновесия. Связь K_равн и ΔG.

5. Уравнение изотермы химической реакции Вант-Гоффа, его прогностическое значение.

6. Сдвиг химического равновесия, прогнозирование его смещения на основе принципа Ле-Шателье.

7. Особенности обратимых биохимических процессов. Понятие о гомеостазе.

Краткая теоретическая часть

Необратимые реакции – протекают в одном направлении до полного израсходования одного из реагирующих веществ.

Обратимые процессы – протекают одновременно две взаимно противоположные реакции – прямая и обратная. Все обратимые процессы стремятся привести систему в устойчивое равновесное состояние (рис. 15).

А + В ((;(( С

А + В  С С  А + В

Рис. 15. Изменение скорости обратимых реакций

Большинство биохимических реакций носят обратимый характер.

Х имическое равновесие – такое динамическое состояние обратимого процесса, при котором скорости прямой и обратной реакции равны и которое характеризуется постоянством параметров при постоянных внешних условиях.

Кинетическое условие химического равновесия: .

Термодинамическое условие химического равновесия:

G = G_min;

S = S_max; S = 0

Состояние химического равновесия имеет следующие особенности: а) динамический характер,

б) подвижность,

в) постоянство состояния химического равновесия во времени при неизменных внешних условиях,

г) возможность подхода к состоянию равновесия, как со стороны исходных веществ, так и со стороны продуктов реакции.

Химическое равновесие имеет динамический характер: прямая и обратная реакции при равновесии не прекращаются. Состояние химического равновесия количественно характеризуется константой равновесия.

Константа химического равновесия – отношение констант скоростей прямой (k₁) и обратной (k₂) реакций:

K= k₁/ k₂

Константа равновесия химической реакции, K_равн, равна отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций реагентов в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам – закон действующих масс для химического равновесия:

аА + bВ ((;(( сС + dD

K_равн = ,

где [А], [В], [С], [D] – равновесные концентрации всех веществ системы, которые устанавливаются в ней при наступлении состояния химического равновесия.

K_равн зависит от природы реагирующих веществ и от температуры. Существует три способы выражения константы равновесия: через концентрации K_с, через активности K_а, через парциальные давления для газов K_р.

Каждая обратимая реакция характеризуется определенным значением константы равновесия при данной температуре, которое определяет глубину превращения исходных веществ в продукты реакции. При K >>1 произведение концентраций полученных веществ много больше произведения концентраций исходных веществ, поэтому обратимая реакция дает в этом случае большой выход продуктов реакции. При K  10⁶, реакции практически необратимы. При K << 1, наоборот, выход продуктов реакции очень мал. Если K  10^–6, то реакция практически не идет. В первом случае равновесие системы сильно смещено в сторону образования продуктов реакции, а во втором – в сторону исходных веществ. Если K находится в интервале 10^–6 – 10⁶, то такие реакции обратимы.

Константа равновесия связана с изменением основных термодинамических характеристик соотношением:

G = – R·T·lnK= – 2,3 R·T·lgK

Так как G=H – T·S, то R·T·lnK=S – H/T.

Большое отрицательное значение H и высокие положительные значения S увеличивают константу равновесия и способствуют течению реакции в прямом направлении.

При отрицательных значениях G (G < 0), lgK > 0 и K >1.

Чем больше отрицательные значения G, тем численно больше константа равновесия и тем сильнее смешается равновесие вправо. Чем больше положительные значения G (G > 0), тем сильнее оно смещается влево. В предельных случаях исходные вещества практически полностью превращаются в продукты реакции или, наоборот, химически между собой не взаимодействуют.

При G = 0 оба направления протекания обратимых реакций равновероятны. В этих случаях lgK = 0 и K = 1, т.е. произведение концентраций продуктов реакции становится равным произведению концентраций исходных веществ.

Для гетерогенных реакций в выражение для скорости реакций и константы равновесия не входят концентрации веществ, находящихся в твердой фазе. Как постоянные величины они учитываются в значениях соответствующих констант.

Уравнение изотермы Вант-Гоффа связывает направление реакции с исходным составом реагирующих веществ. Это уравнение позволяет определять направление процесса в том случае, когда активности (концентрации) веществ не отвечают стандартному состоянию.

Для реакции aА + bВ ((;(( сС + dD уравнение изотермы имеет вид:

G_р-ции = ;

при с.у. G = RТlnK_равн.