Главными героями произведения А.С. Пушкина «Капитанская дочка», являются двое совершенно противоположных по человеческим качествам офицера Гринёв и Швабрин. Несмотря на то, что оба молодых людей вышли из дворянского рода, в которых как известно с детства прививались высокие ценности и морали, один был честен и благороден, а другой хитёр и поворотлив.
Швабрин выступающий в произведении в роли отрицательного героя попадает на службу в Белогорскую крепость по причине совершения убийства. В ходе прохождения службы, когда началось восстание Пугачёва, он, недолго думая и совершенно не заботясь о своём долге переходит в его ряды. Также его не заботят и чувства окружающих его людей. По воли своей влюблённости в Марию Миронову, не обращая на внимания, что чувства не являются взаимными, он решает силой заставить девушку быть с ним. Предательски поступает он по отношении и к своему друга, замышляя против того заговоры и притворства.
Гринёв же является совершенно противоположной стороной Швабрину. Он по своей воли еден на службу в отдалённую от города крепость, во всём слушая и подчиняясь своему отцу. В нём ощущается неимоверная преданность и почитание своих родителей. Также он чётко следует полученному им наставлению, которое гласит, что честь нужно беречь смолоду. При восстании Пугачёва, не опасаясь за свою жизнь Гринёв ясно даёт понять, что не за что, не перейдёт в его ряды, так как давал присягу императрице и будет верой правдой служить только ей.
Пушкин в данном произведении ясно даёт понять читателю, что за такими как Швабрин следует только разруха, которая непременно приведёт к краху его рода, а также и всей страны. А Гринёв является оплотом в построении здорового и развивающегося общества с высокими моральными устоями и позициями, которые гарантированно приведут к счастливому и беззаботному будущему.
Сравнительная характеристика Гринева и Швабрина
Петр Гринев и Алексей Швабрин являются героями повести «Капитанская дочка».
Эти два молодых человека из состоятельных семей. Они офицеры и оба влюблены в капитанскую дочь Машу Миронову.
Петр Гринев попал на службу в Белогорскую крепость по желанию своего отца. Алексея Швабрина перевели в крепость за смертоубийство. Во время дуэли на шпагах он заколол одного поручика.
Петр Гринев искренне любит Машу Миронову и она отвечает ему взаимностью. Он готов ради нее совершать решительные и смелые поступки.
Алексей Швабрин не добившись расположения девушки и получив от нее отказ, ведет себя крайне недостойно. Он негативно отзывается о семье Маши, позволяет себе насмехаться над девушкой и распускает про нее нехорошую молву.
Петр Гринев ссориться со Швабриным из-за его недостойного поведения по отношению к Маше. Желая отстоять честь девушки, Петр сражается со Швабриным на дуэли. На миг обернувшись на окрик своего слуги, он получает коварный удар в спину от Швабрина.
Свой долг перед отчизной они понимают по-разному. Когда крепость штурмовала банда Емельяна Пугачева, Петр готов был до последнего сражаться. Он отважно вел себя и не боялся говорит Пугачеву правду в лицо.
Швабрин же напротив, не задумываясь перешел на сторону злодеев. Он лебезил и пресмыкался перед Пугачевым.
Когда Швабрина назначает комендантом крепости. Он, будучи человеком подлым, пользуется своей новой должностью. Он жестоко обращается с Машей Мироновой, держит её взаперти и вынуждает выйти за него замуж.
Петр Гринев из письма Маши узнает об этом и незамедлительно отправляется вызволять девушку из плена Швабрина. Благодаря своему откровению и храбрости, он заслуживает расположение и уважение Пугачева.
Петр великодушный и смелый человек. На протяжении всей повести он достойно и самоотверженно борется за свои права и за свою любовь.
Швабрин лживый и лицемерный, он готов исподтишка наносить удары и предавать своих товарищей. Он неоднократно пытался насолить Петру и писал на него доносы.
Оба они были арестованы по подозрению в сговоре с Пугачевым. Швабрин и здесь повел себя крайне не порядочно, он пытался оклеветать Петра. В итоге Гринева оправдывают и освобождают. В этом ему способствует его возлюбленная Маша. Он жениться на ней. Швабрин же остается в заключении.
А. С. Пушкину на примере этих двух, молодых и обеспеченных парней удалось показать, насколько разными бывают люди.
Вариант 3
Эти два офицера являются полной противоположностью по своим человеческим качествам. Оба происходят из рода дворян, поэтому нет сомнения в их воспитании. Но различия начинаются там, где оно заканчивается.
Швабрин играет отрицательную роль. Он находится на службе в белгородской крепости. Туда его направляют потому, что он совершает убийство. Когда начинается восстание Емельяна Пугачева, он без какого-либо сомнения поддерживает мятежника. Поскольку его главными качествами является хитрость и коварство, то моральный долг не заботит вообще. Про чувства окружающих его людей говорить нечего. Его возлюбленная Мария Миронова не отвечает ему взаимностью и он решает взять ее силой. Но, поскольку это выглядит не так, как должно быть офицеру, его действия предугадать не сложно. Заговоры и притворство в отношении его друга, у которого больше шансов на руку Марии, не заставляют себя ждать!
Гринев полная противоположность ему. Его решением отправиться в эту крепость руководствовался долг перед отечеством, а не различные ухищрения или преступления. Он слушается и подчиняется своему отцу и поэтому тот считает его хорошим сыном. Все наставления, полученные перед уездом, соблюдаются безукоризненно. Оберегая честь смолоду, Гринев хочет стать хорошим офицером и полководцем. А поскольку присяга для него не пустой звук, то и при восстании он начинает действовать, как верный воин императрицы. Почему же Мария выбирает честного человека? Для понимания стоит внимательно приглядеться к ним обоим.
Петр не желает совершать подлости, а наоборот хочет доказать свою любовь действиями. Поэтому он отваживается на различные поступки, которые выгодно его выделяют на общем фоне. Тогда, как Алексей Швабрин после получения отказа начинает крайне негативно отзываться о самой барышне. Более того, он тайком пускает негативные слухи, которые сказываются на репутации девушки. Из-за этого и начинается ссора двух молодых людей. Но честь девушки для Петра не пустой звук и он назначает дуэль после прояснения всех обстоятельств. Но судьба не на стороне порядочных людей. На миг отвернувшись, Гринева ожидает удар в спину, который оказывается решающим в этом противостоянии. Дуэль заканчивается победой Алексея.
После начала осады, именно при поддержке Швабрина Пугачев берет крепость в свои руки. Назначая его главным, он фактически развязывает ему руки. А поскольку тот еще и пресмыкается всячески, то доказательств в верности не требуется. Мария попадает в своеобразный плен, который сковывает ее действия. Алексей начинает принуждать ее силой выйти за него замуж. Когда об этом в письме узнает Гринев, он сразу же бросается на выручку девушке. Чем вызывает уважение не только у нее, но и у самого мятежника.
Исходя даже из этих слов, можно понять, что Петром Гриневым движет порядочность, честь, отвага и самоотверженность. Тогда, как Алексеем Швабриным движет ложь, лицемерство и удары в спину. А неоднократные доносы только подтверждают, что такие люди просто не нужны даже в рядах тех, кто решается пойти против короны и государства.
Константа химического равновесия
Все химические реакции можно разделить на 2 группы: реакции необратимые, т.е. протекающие до полного израсходования одного из реагирующих веществ, и реакции обратимые, в которых ни одно из реагирующих веществ не расходуется полностью. Это связано с тем, что необратимая реакция протекает только в одном направлении. Обратимая же реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлении. Например, реакция
Zn + H 2 SO 4 ® ZnSO 4 + H 2
протекает до полного исчезновения либо серной кислоты, либо цинка и не протекает в обратном направлении: металлический цинк и серную кислоту невозможно получить, пропуская водород в водный раствор сульфата цинка. Следовательно, эта реакция необратимая.
Классическим примером обратимой реакции может служить реакция синтеза аммиака из азота и водорода: N 2 + 3 H 2 ⇆ 2 NH 3 .
Если при высокой температуре смешать 1 моль азота и 3 моль водорода, то даже после достаточно длительного промежутка времени протекания реакции в реакторе будут присутствовать не только продукт реакции (NH 3), но и непрореагировавшие исходные вещества (N 2 и H 2). Если в реактор при тех же условиях ввести не смесь азота и водорода, а чистый аммиак, то через некоторое время окажется, что часть аммиака разложилась на азот и водород, т.е. реакция протекает в обратном направлении.
Для понимания природы химического равновесия необходимо рассмотреть вопрос о скоростях прямой и обратной реакций. Под скоростью химической реакции понимают изменение концентрации исходного вещества или продукта реакции за единицу времени. При изучении вопросов химического равновесия концентрации веществ выражают в моль/л; эти концентрации показывают, сколько моль данного реагирующего вещества содержится в 1 литре сосуда. Например, утверждение «концентрация аммиака равна 3 моль/л» означает, что в каждом литре рассматриваемого объёма содержится 3 моль аммиака.
Химические реакции осуществляются в результате столкновений между молекулами, поэтому, чем больше молекул находится в единице объёма, тем чаще происходят столкновения между ними, и тем больше скорость реакции. Таким образом, чем больше концентрации реагирующих веществ, тем больше скорость реакции.
равновесия в системе не наблюда-
ется никаких видимых изменений.
Так, например, концентрации всех веществ могут сколь угодно долго оставаться неизменными, если на систему не оказывать внешнего воздействия. Это постоянство концентраций в системе, находящейся в состоянии химического равновесия, совсем не означает отсутствия взаимодействия и объясняется тем, что прямая и обратная реакции протекают с одинаковой скоростью. Такое состояние также называют истинным химическим равновесием. Таким образом, истинное химическое равновесие является динамическим равновесием.
От истинного равновесия следует отличать равновесие ложное. Постоянство параметров системы (концентраций веществ, давления, температуры) является необходимым, но недостаточным признаком истинного химического равновесия. Это можно пояснить следующим примером. Взаимодействие азота и водорода с образованием аммиака, как и разложение аммиака, протекает с заметной скоростью при высокой температуре (около 500 °С). Если при комнатной температуре смешивать в любых соотношениях водород, азот и аммиак, то реакция N 2 + 3 H 2 ⇆ 2 NH 3
протекать не будет, и все параметры системы будут сохранять постоянное значение. Однако в данном случае равновесие является ложным, а не истинным, т.к. оно не является динамическим; в системе отсутствует химическое взаимодействие: скорость как прямой, так и обратной реакции равна нулю.
При дальнейшем изложении материала термин «химическое равновесие» будет использоваться применительно к истинному химическому равновесию.
Количественной характеристикой системы в состоянии химического равновесия является константа равновесия K .
Для общего случая обратимой реакции a A + b B + ... ⇆ p P + q Q + ...
Константа равновесия выражается следующей формулой:
В формуле 5.1 С(А), С(B), С(P) С(Q) – равновесные концентрации (моль/л) всех веществ-участников реакции, т.е. концентрации, которые устанавливаются в системе в момент химического равновесия; a, b, p, q – стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции.
Выражение константы равновесия для реакции синтеза аммиака N 2 +3H 2 ⇆2NH 3 имеет следующий вид: . (5.2)
Таким образом, численная величина константы химического равновесия равна отношению произведения равновесных концентраций продуктов реакции к произведению равновесных концентраций исходных веществ, причём концентрация каждого вещества должна быть возведена в степень, равную стехиометрическому коэффициенту в уравнении реакции.
Важно понимать, что константа равновесия выражается через равновесные концентрации, но не зависит от них ; напротив, соотношение равновесных концентраций участвующих в реакции веществ будет таким, чтобы соответствовать константе равновесия. Константа равновесия зависит от природы реагирующих веществ и температуры и представляет собой постоянную (при постоянной температуре) величину .
Если K >> 1, то числитель дроби выражения константы равновесия во много раз превышает знаменатель, следовательно, в момент равновесия в системе преобладают продукты реакции, т.е. реакция в значительной мере протекает в прямом направлении.
Если K << 1, то знаменатель во много раз превышает числитель, следовательно, в момент равновесия в системе преобладают исходные вещества, т.е. реакция лишь в незначительной степени протекает в прямом направлении.
Если К ≈ 1, то равновесные концентрации исходных веществ и продуктов реакции сопоставимы; реакция в заметной степени протекает как в прямом, так и в обратном направлении.
Следует иметь в виду, что в выражение константы равновесия входят концентрации только тех веществ, которые находятся в газовой фазе или в растворённом состоянии (если реакция протекает в растворе). Если в реакции участвует твёрдое вещество, то взаимодействие происходит на его поверхности, поэтому концентрация твёрдого вещества принимается постоянной и не записывается в выражение константы равновесия.
CO 2 (газ) + C (тв.) ⇆ 2 CO (газ)
CaCO 3 (тв.) ⇆ CaO (тв.) + CO 2 (газ) K = C(CO 2)
Ca 3 (PO 4) 2 (тв.) ⇆ 3Ca 2+ (раствор) + 2PO 4 3– (раствор) K = C 3 (Ca 2+)·C 2 (PO 4 3–)
Понятие химического равновесия
Равновесным считается состояние системы, которое остается неизменным, причем это состояние не обусловлено действием каких-либо внешних сил. Состояние системы реагирующих веществ, при котором скорость прямой реакции становится равной скорости обратной реакции, называется химическим равновесием . Такое равновесие называется еще подвижны м или динамическим равновесием.
Признаки химического равновесия
1. Состояние системы остается неизменным во времени при сохранении внешних условий.
2. Равновесие является динамическим, то есть обусловлено протеканием прямой и обратной реакции с одинаковыми скоростями.
3. Любое внешнее воздействие вызывает изменение в равновесии системы; если внешнее воздействие снимается, то система снова возвращается в исходное состояние.
4. К состоянию равновесия можно подойти с двух сторон – как со стороны исходных веществ, так и со стороны продуктов реакции.
5. В состоянии равновесия энергия Гиббса достигает своего минимального значения.
Принцип Ле Шателье
Влияние изменения внешних условий на положение равновесия определяется принципом Ле Шателье (принципом подвижного равновесия): если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, производить какое–либо внешнее воздействие, то в системе усилится то из направлений процесса, которое ослабляет эффект этого воздействия, и положение равновесия сместится в том же направлении.
Принцип Ле Шателье применим не только к химическим процессам, но и к физическим, таким как кипение, кристаллизация, растворение и т. д.
Рассмотрим влияние различных факторов на химическое равновесие на примере реакции окисления NO:
2 NO (г) + O 2(г) 2 NO 2(г) ; H о 298 = - 113,4 кДж/моль.
Влияние температуры на химическое равновесие
При повышении температуры равновесие сдвигается в сторону эндотермической реакции, при понижении температуры – в сторону экзотермической реакции.
Степень смещения равновесия определяется абсолютной величиной теплового эффекта: чем больше по абсолютной величине энтальпия реакции H, тем значительнее влияние температуры на состояние равновесия.
В рассматриваемой реакции синтеза оксида азота (IV) повышение температуры сместит равновесие в сторону исходных веществ.
Влияние давления на химическое равновесие
Сжатие смещает равновесие в направлении процесса, который сопровождается уменьшением объема газообразных веществ, а понижение давления сдвигает равновесие в противоположную сторону. В рассматриваемом примере в левой части уравнения находится три объема, а в правой – два. Так как увеличение давления благоприятствует процессу, протекающему с уменьшением объема, то при повышении давления равновесие сместится вправо, т.е. в сторону продукта реакции – NO 2 . Уменьшение давления сместит равновесие в обратную сторону. Следует обратить внимание на то, что, если в уравнении обратимой реакции число молекул газообразных веществ в правой и левой частях равны, то изменение давления не оказывает влияния на положение равновесия.
Влияние концентрации на химическое равновесие
Для рассматриваемой реакции введение в равновесную систему дополнительных количеств NO или O 2 вызывает смещение равновесия в том направлении, при котором концентрация этих веществ уменьшается, следовательно, происходит сдвиг равновесия в сторону образования NO 2 . Увеличение концентрации NO 2 смещает равновесие в сторону исходных веществ.
Катализатор одинаково ускоряет как прямую, так и обратную реакции и поэтому не влияет на смещение химического равновесия.
При введении в равновесную систему (при Р = const) инертного газа концентрации реагентов (парциальные давления) уменьшаются. Поскольку рассматриваемый процесс окисления NO идет с уменьшением объема, то при добавлении ин
Константа химического равновесия
Для химической реакции:
2 NO (г) + O 2(г) 2 NO 2(г)
константа химической реакции К с есть отношение:
(12.1)
В этом уравнении в квадратных скобках – концентрации реагирующих веществ, которые устанавливаются при химическом равновесии, т.е. равновесные концентрации веществ.
Константа химического равновесия связана с изменением энергии Гиббса уравнением:
G T о = – RTlnK . (12.2).
Примеры решения задач
При некоторой температуре равновесные концентрации в системе 2CO (г) + O 2 (г) 2CO 2 (г) составляли: = 0,2 моль/л, = 0,32 моль/л, = 0,16 моль/л. Определить константу равновесия при этой температуре и исходные концентрации CO и O 2 , если исходная смесь не содержала СО 2 .
.
2CO (г) + O 2(г) 2CO 2(г).
Во второй строке под с прореагир понимается концентрация прореагировавших исходных веществ и концентрация образующегося CO 2 , причем, с исходн = с прореагир + с равн .
Используя справочные данные, рассчитать константу равновесия процесса3 H 2 (Г) + N 2 (Г) 2 NH 3 (Г) при 298 К.
G 298 о = 2·(- 16,71) кДж = -33,42·10 3 Дж.
G T о = - RTlnK.
lnK = 33,42·10 3 /(8,314× 298) = 13,489. K = 7,21× 10 5 .
Определить равновесную концентрацию HI в системеH 2(г) + I 2(г) 2HI (г) ,
если при некоторой температуре константа равновесия равна 4, а исходные концентрации H 2 , I 2 и HI равны, соответственно, 1, 2 и 0 моль/л.
Решение. Пусть к некоторому моменту времени прореагировало x моль/л H 2.
.
Решая это уравнение, получаем x = 0,67.
Значит, равновесная концентрация HI равна 2× 0,67 = 1,34 моль/л.
Используя справочные данные, определить температуру, при которой константа равновесия процесса: H 2(г) + HCOH (г) CH 3 OH (г) становится равной 1. Принять, что Н о Т » Н о 298 , а S о T » S о 298 .Если К = 1, то G о T = - RTlnK = 0;
G о T » Н о 298 - ТD S о 298 . Тогда ;
Н о 298 = -202 – (- 115,9) = -86,1 кДж = - 86,1× 10 3 Дж;
S о 298 = 239,7 – 218,7 – 130,52 = -109,52 Дж/К;
К.
Решение. Пусть к некоторому моменту времени прореагировало x моль/л SO 2.
SO 2(Г) + Cl 2(Г) SO 2 Cl 2(Г)
Тогда получаем:
.
Решая это уравнение, находим: x 1 = 3 и x
2 = 1,25. Но x
1 = 3 не удовлетворяет условию задачи.
Следовательно, = 1,25 + 1 = 2,25 моль/л.
Задачи для самостоятельного решения
12.1. В какой из приведенных реакций повышение давления сместит равновесие вправо? Ответ обосновать.
1) 2 NH 3 (г) 3 H 2 (г) + N 2 (г)
2) ZnCO 3 (к) ZnO (к) + CO 2 (г)
3) 2HBr (г) H 2 (г) + Br 2 (ж)
4) CO 2 (г) + C (графит) 2CO (г)
12.2. При некоторой температуре равновесные концентрации в системе
2HBr (г) H 2 (г) + Br 2 (г)
составляли: = 0,3 моль/л, = 0,6 моль/л, = 0,6 моль/л. Определить константу равновесия и исходную концентрацию HBr.
12.3. Для реакции H 2(г) + S (г) H 2 S (г) при некоторой температуре константа равновесия равна 2. Определить равновесные концентрации H 2 и S, если исходные концентрации H 2 , S и H 2 S равны, соответственно, 2, 3 и 0 моль/л.
Все химические реакции можно разделить на обратимые и необратимые. К обратимым относятся такие реакции, которые при определенной температуре с заметной скоростью протекают в двух противоположных направлениях - прямом и обратном. Обратимые реакции протекают не до конца, ни одно из реагирующих веществ не расходуется полностью. Примером может служить реакция
В определенной области температуры данная реакция обратима. Знак « » является знаком обратимости.
Необратимые реакции - это такие реакции, которые протекают только в одном направлении до конца, т.е. до полного расходования одного из реагирующих веществ. Примером необратимой реакции может служить реакция разложения хлората калия:
Образование хлората калия из хлорида калия и кислорода в обычных условиях невозможно.
Состояние химического равновесия. Константа химического равновесия
Запишем уравнение некоторой обратимой реакции в общем виде:
К моменту начала реакции концентрации исходных веществ А и В были максимальными. В ходе реакции они расходуются, и их концентрация уменьшается. При этом в соответствии с законом действующих масс скорость прямой реакции
будет уменьшаться. (Здесь и далее стрелка наверху обозначает направление процесса.) В начальный момент концентрации продуктов реакции D и Е были равны нулю. В ходе реакции они увеличиваются, скорость обратной реакции возрастает от нуля согласно уравнению:
На рис. 4.5 представлено изменение скоростей прямой и обратной
реакции во времени. По истечении времени т эти скорости сравня- -»
Рис. 4.5. Изменение скорости прямой (1) и обратной (2) реакции во времени: - в отсутствие катализатора: ..........- при наличии катализатора
Такое состояние называется химическим равновесием. Химическое равновесие является наиболее устойчивым, предельным состоянием самопроизвольного протекания процессов. Оно может продолжаться сколь угодно долго, если не изменять внешних условий. В изолированных системах в состоянии равновесия энтропия системы достигает максимума и остается постоянной, т.е. dS = 0. В изобарно-изотермических условиях движущая сила процесса, энергия Гиббса, при равновесии принимает минимальное значение и далее не изменяется, т.е. dG = 0.
Концентрации участников реакции в состоянии равновесия называются равновесными. Как правило, их обозначают формулами соответствующих веществ, заключенных в квадратные скобки, например равновесная концентрация аммиака обозначается в отличие от исходной, неравновесной концентрации C^ NH ^.
Поскольку скорости прямого и обратного процессов в состоянии равновесия равны, приравняем и правые части уравнений (4.44) и
- -^ i -
- (4.45), заменив обозначение концентраций: А: [А]"”[В]" = ?[D] /; }