Презентация на тему: Кафедра физической химии Дисциплина «Химия»

Кафедра физической химии Дисциплина «Химия»
Кафедра физической химии Дисциплина «Химия»
Кафедра физической химии Дисциплина «Химия»
Кафедра физической химии Дисциплина «Химия»
Химическое равновесие характеризуется следующими особенностями (признаками):
Кафедра физической химии Дисциплина «Химия»
Кафедра физической химии Дисциплина «Химия»
Кафедра физической химии Дисциплина «Химия»
Кафедра физической химии Дисциплина «Химия»
Кафедра физической химии Дисциплина «Химия»
Кафедра физической химии Дисциплина «Химия»
Кафедра физической химии Дисциплина «Химия»
Кафедра физической химии Дисциплина «Химия»
Связь константы равновесия с кинетическими параметрами
Кафедра физической химии Дисциплина «Химия»
Кафедра физической химии Дисциплина «Химия»
Связь константы равновесия с термодинамическими параметрами
Анализ уравнение изобары химической реакции
Кафедра физической химии Дисциплина «Химия»
Кафедра физической химии Дисциплина «Химия»
Кафедра физической химии Дисциплина «Химия»
Кафедра физической химии Дисциплина «Химия»
Н 2 + I 2 2 Н I + Q
Кафедра физической химии Дисциплина «Химия»
Кафедра физической химии Дисциплина «Химия»
Кафедра физической химии Дисциплина «Химия»
1/26
Средняя оценка: 5.0/5 (всего оценок: 65)
Код скопирован в буфер обмена
Скачать (562 Кб)
1

Первый слайд презентации: Кафедра физической химии Дисциплина «Химия»

Рягин Сергей Николаевич, д.п.н., профессор кафедры физической химии, Почетный работник образования РФ Лекция № 8 Химическое равновесие и его смещение

Изображение слайда
2

Слайд 2

Различают обратимые и необратимые химические реакции. Необратимые химические реакции, или односторонние - реакции протекающие самопроизвольно только (или преимущественно) в одном направлении, которое в уравнениях указывают стрелкой (→) вместо знака равенства (=). При этом происходит практически полное превращение взятых в стехиометрическом соотношении исходных веществ и теоретический выход продуктов составляет 100 %. О таких реакциях говорят, что они идут до конца, т.е. до полного исчезновения реагентов. А В q, pΔV D С продукты реагенты аА + вВ → сС + dD реагенты продукты

Изображение слайда
3

Слайд 3

Признаки необратимости химических реакций. 1. Образование устойчивого (одного или нескольких) продукта в условиях проведения реакции : а) соединения удаляющегося из сферы реакции, — малорастворимого вещества, выпадающего в осадок, и (или) газа, улетучивающегося из реакционной смеси: ВаС 1 2 + K 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + 2 КС l ; Na 2 CO 3 + 2HCl →2NaCl + CO 2 ↑+ H 2 O б) прочного комплекса и (или) малодиссоциирующего вещества — слабых электролитов. CuBr 2 +4 NH 3 → [ Cu ( NH 3 ) 4 ] Br 2 ; HC 1 + KOH → KC 1 + H 2 O 2. Экзотермический характер (экзотермичность) реакции (∆Н < 0), сопровождающейся образованием большего числа молей продуктов, чем исходных веществ, т.е. протекающей с увеличением энтропии (∆S > 0). Согласно этому признаку, реакции, в результате которых сложные вещества экзотермически превращаются в более простые, например: 2 KMnO 4 → K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 ↑ ; 2С 6 Н 6 + 15О 2 → 12СО 2 ↑ + 6H 2 O 2КС lO 3 →2КС1 + 3О 2 ↑ относят к истинно, или совершенно, необратимым процессам независимо от условий, так как непосредственно из продуктов таких реакций в обычных условиях реагенты нельзя получить никаким известным способом.

Изображение слайда
4

Слайд 4

Обратимые (двусторонними, или противоположно направленными) называют реакции, протекающие самосамопроизвольно при данных условиях одновременно и независимо в двух пропротивоположных направлениях: прямом (→) слева направо, т.е. от реагентов к продуктам, и обратном (←) справа налево. А В q, pΔV D С продукты реагенты В А Обратимые реакции в отличие от необратимых идут не до конца, т.е. не до полного исчезновения реагентов. Такие реакции протекают до установления в них определенного концентрационного предела, общего для их прямого и обратного направлений, называемого состоянием химического равновесия. аА + вВ → сС + dD реагенты продукты

Изображение слайда
5

Слайд 5: Химическое равновесие характеризуется следующими особенностями (признаками):

термодинамической устойчивостью — постоянством (неизменностью) во времени состояния (равновесного состава) системы в отсутствие (или при неизменности) внешних воздействий. (∆ G=0 ); подвижностью — способностью положения равновесия легко смещаться в ту или иную сторону при наличии внешних воздействий, сколь малы бы они ни были; возможностью достижения системой равновесного состояния с двух сторон — как со стороны реагентов (в результате самопроизвольного процесса), так и со стороны продуктов; динамическим характером (динамичностью), означающим непрерывное протекание с одинаковой скоростью как прямой, так и обратной реакций.

Изображение слайда
6

Слайд 6

Количественно химическое равновесие характеризуют: 1) равновесным составом реакционной смеси. Его обычно выражают через: равновесные мольные доли веществ-участников равновесия, являющиеся безразмерными величинами; равновесные концентрации веществ. Для их обозначения обычно используют квадратные скобки с указанием внутри формулы соответствующего вещества, например [А], [В], [С], [ D ]. В отличие от равновесных, неравновесные — текущие (концентрации в каждый момент времени до наступления состояния равновесия), а также начальные молярные концентрации веществ обозначают через С и С о соответственно с индексом в виде формулы вещества: С оА, C А и т.д. парциальными давлениями газообразных веществ р i, если реакция газофазная.

Изображение слайда
7

Слайд 7

2) Равновесный выход продукта (η) есть отношение количества вещества (числа молей) продукта в состоянии равновесия к его стехиометрическому количеству, рассчитанному при условии необратимого протекания реакции, либо отношение соответствующих концентраций. и

Изображение слайда
8

Слайд 8

3) Степенью превращения реагента α — отношением количества вещества превратившегося реагента к его начальному количеству, либо отношением соответствующих концентраций:

Изображение слайда
9

Слайд 9

4) Одна из важнейших количественных характеристик химического равновесия — константа равновесия – К равн, позволяющая судить о полноте протекания реакции. Она изменяются в пределах 0 < K pавн < ∞ и никогда не равны нулю (исходные вещества не взаимодействуют) и бесконечности (исходные вещества практически полностью превращаются в продукты). Если К равн > 1, то в равновесной реакционной смеси преобладают продукты: их относительное содержание в ней выше, чем исходных веществ, т.е. положение равновесия смещено вправо (→). При К равн < 1 в равновесной реакционной смеси преобладают исходные вещества: их относительное содержание в ней выше, чем продуктов, т.е. положение равновесия смещено влево (←).

Изображение слайда
10

Слайд 10

Для гомогенных химических равновесий, устанавливающихся в идеальных жидких и газообразных (газовых смесях) растворах, константу равновесия можно выразить, на основе закона действующих масс Гульдберга—Вааге, через равновесные молярные концентрации и равновесные молярные доли, а для равновесий в газовых смесях — через равновесные парциальные давления: , Δ n г – изменение числа молей газообразных веществ в течение реакции.

Изображение слайда
11

Слайд 11

Изображение слайда
12

Слайд 12

Изображение слайда
13

Слайд 13

Изображение слайда
14

Слайд 14: Связь константы равновесия с кинетическими параметрами

Для простых гомогенных реакций константа равновесия может быть выведено из основного закона химической кинетики (закон действующих масс Гульдберга-Вааге), согласно которому скорость химической реакции прямо пропорциональна концентрации реагентов, возведенные в степени равные стехиометрическим коэффициентам в уравнении: В момент равновесия: Таким образом, константа равновесия есть отношение констант скорости прямой и обратной реакции. Отсюда вытекает физический смысл константы равновесия: она показывает, во сколько раз скорость прямой реакции больше скорости обратной при данных условиях.

Изображение слайда
15

Слайд 15

Изображение слайда
16

Слайд 16

Изображение слайда
17

Слайд 17: Связь константы равновесия с термодинамическими параметрами

Связь между константами равновесия и термодинамическими характеристиками системы устанавливается уравнениями: 1) Уравнение изотермы химической реакции Вант–Гоффа, показывающие взаимосвязь изменения энергии Гиббса и константы химического равновесия. 2) Уравнение изобары химической реакции Вант–Гоффа, показывающие взаимосвязь изменения константы равновесия от теплового эффекта реакции.

Изображение слайда
18

Слайд 18: Анализ уравнение изобары химической реакции

Если реакция экзотермическая ( Δ Н < 0 ), то при Т 2 > Т 1, К 2 / К 1 > 0, константа химического равновесия увеличивается и равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции; Если реакция эндотермическая ( Δ Н > 0 ), то при Т 2 > Т 1, К 2 / К 1 < 0, константа химического равновесия уменьшается и равновесие смещается в сторону образования исходных веществ; При Δ Н = 0 константа химического равновесия не зависит от температуры

Изображение слайда
19

Слайд 19

Изображение слайда
20

Слайд 20

Изображение слайда
21

Слайд 21

Изменение состояния равновесия в результате изменения внешних условий называют смещением или сдвигом положения равновесия. Правило смещения положения равновесия, или принципом Ле Шателье : если на систему, находящуюся в состоянии истинного химического равновесия, оказывать внешнее воздействие путем изменения какого-либо из условий (С, Т, Р общ ) определяющих положение равновесия, то в системе происходит изменение равновесного состава и смещение положения равновесия в направлении того процесса, протекание которого ослабляет эффект (влияние) этого воздействия.

Изображение слайда
22

Слайд 22

1. Влияние концентрации: при повышении концентрации реагента или продукта равновесие смещается в сторону его расходования и наоборот. Изменение в равновесной системе концентрации любого из компонентов или концентраций всех компонентов не влияет на константу равновесия. 2. Влияние температуры: при повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, при понижении – экзотермической реакции. 3. Влияние давления: при повышении давления равновесие смещается в строну уменьшения объема и наоборот. 4. Катализатор на смещение равновесия не влияет.

Изображение слайда
23

Слайд 23: Н 2 + I 2 2 Н I + Q

С (Н 2 ) или С ( I 2 ) С (Н I ) Т Р - не влияет Катализатор – не влияет

Изображение слайда
24

Слайд 24

Изображение слайда
25

Слайд 25

Изображение слайда
26

Последний слайд презентации: Кафедра физической химии Дисциплина «Химия»

Изображение слайда