7.5. Подведение итогов занятия

7.6. Задание на дом. Химическое равновесие.

Место проведения самоподготовки: читальный зал и др.

Литература: [1], [2], [3].

Занятие 2

Тема. Химическое равновесие

1. Актуальность. Знание законов химического равновесия необходимо для дальнейшего изучения равновесных процессов метаболизма, буферных систем, дыхания, механизма действия лекарственных и токсических веществ и т.д.

2. Учебные цели: научиться

- рассчитывать константу равновесия, равновесные концентрации;

- предсказывать направление смещения равновесия при конкретном изменении условий;

- пользоваться справочной литературой.

3. Материалы для самоподготовки к усвоению данной темы

3.1. Вопросы для самоподготовки к занятию

1) Какие процессы называются обратимыми? Равновесные и стационарные состояния.

2) Свойства равновесий. Принцип Ле-Шателье, смещение равновесий при изменении температуры, концентраций, давления.

3) Закон действующих масс. Понятие константы равновесия, ее виды по способу выражения и типу реакций.

4) Уравнения изотермы и изобары химической реакции

4. Вид занятия: лабораторное занятие.

5. Продолжительность занятия: 2 академических часа.

6.Оснащение рабочего места

6.1. Дидактический материал: справочник физико-химических величин.

6.2. ТСО: калькуляторы.

6.3. Посуда и приборы:

пробирки, штатив для пробирок	на группу
6.4. Объекты исследования :
0,02 М растворы FeCl3 и KCNS	на группу
6.5. Реактивы:
сухой KCl, насыщенные растворы FeCl3 и KCNS	на группу

7. Содержание занятия

7.1. Типовой тест входного контроля

1. Термодинамические условия равновесия:

1) ∆G^о > 0; 2) ∆Н^о =0; 3) ∆S = 0; 4) ∆G^о = 0.

2. При увеличении температуры равновесие в реакции

Hb+O₂ ↔ HbO₂+Q

1) сместится влево; 2) сместится вправо;

3) не сместится; 4) не известно.

3. ∆G⁰ = - RTlnK – это уравнение

1) изобары химической реакции; 2) Аррениуса;

3) изотермы химической реакции; 4)Больцмана .

7.2. Узловые вопросы, необходимые для усвоения темы занятия

1) Какие процессы называются обратимыми? Равновесные и стационарные состояния.

2) Свойства равновесий. Принцип Ле-Шателье, смещение равновесий при изменении температуры, концентраций, давления.

3) Закон действующих масс. Понятие константы равновесия, ее виды по способу выражения и типу реакций.

4) Уравнения изотермы и изобары химической реакции

7.3. Самостоятельная работа студентов

Лабораторная работа

Влияние концентраций на смещение химического равновесия

FeCl₃ + 3 KCNS ↔ Fe(CNS)₃ + 3 KCl.

Раствор роданида железа (III) окрашен в кроваво-красный цвет, интенсивность окраски зависит от концентрации Fe(CNS)₃.

Ход работы. Смешайте в пробирке разбавленные растворы хлорида железа (III) и роданида калия. Если раствор очень темный, разбавьте его дистиллированной водой. Разлейте полученный раствор красного цвета в 4 пробирки. Прилейте в первую пробирку немного насыщенного раствора FeCl₃, во вторую – немного насыщенного раствора KCNS, в третью всыпьте щепотку KCl. Перемешайте содержимое пробирок, сравните их окраску с четвертой пробиркой («свидетель»). Объясните наблюдения. Результаты опыта занесите в таблицу:

№	Добавленный реактив	Наблюдение интенсивности окраски	Направление смещения равновесия (влево или вправо)
1	FeCl3
2	KCNS
3	KCl
4	«Свидетель»

Сделайте вывод о соответствии наблюдений принципу Ле-Шателье.