Презентация на тему: Химическое равновесие

Реклама. Продолжение ниже
Химическое равновесие
Химическое равновесие
Химическое равновесие
Константа равновесия К, её размерность. Связь между К (кинетич.) и стандартной К 0 (термодинам.)
Химическое равновесие
Динамическое равновесие
Расчет равновесного состава(концентраций) газовой смеси
Пример. Диссоциация АВ при Р -const и температуре Т
Равновесие в растворах(дисперсных системах)
Электролитическая диссоциация
Ионное произведение воды
Водородный показатель
Растворы кислот и оснований
Многоосновные кислоты и основания
Гидролиз солей
Примеры гидролиза солей
Произведение растворимости - ПР
Фазовые равновесия
Число компонентов – К ( независимые составные части системы)
Диаграмма состояния однокомпонентной системы (К=1)
Примеры процессов.
Двухкомпонентная система [ К=2(вода+ растворенное в e щество А) ], молекулярный раствор.
Диаграмма состояния молекулярного раствора (К=2)
Кипение и кристаллизация растворов
Эбуллиоскопические и криоскопические постоянные некоторых растворителей
Изотонический коэффициент – i ( растворы электролитов)
1/26
Средняя оценка: 4.8/5 (всего оценок: 28)
Код скопирован в буфер обмена
Скачать (376 Кб)
Реклама. Продолжение ниже
1

Первый слайд презентации: Химическое равновесие

Термодинамические параметры: T; P;  i ; С i – const 1. Термодинамическое условие равновесия -  r G = 0 реакция  а A +  b B   с C +  d D 2. Кинетическое условие равновесия - Константа равновесия [f(T)] (кинетические условия)

Изображение слайда
1/1
2

Слайд 2

Энергия Гиббса реакции в нестандартных условиях реакция  а A +  b B =  с C +  d D  r G 0 = (  c  f G 0 C +  d  f G 0 D ) – (  a  f G 0 A +  b  f G 0 B ) С 0 =1 моль/л С  С 0  r G i =  r G 0 i + R  T  lnC i – безразмерная концентрация – мольная доля; – относительное парциальное давление [атм], p 0 =1,013.10 5 Па С i – [ моль/л ]  r G = (  c  f G 0 C +  d  f G 0 D ) – (  a  f G 0 A +  b  f G 0 B ) + R  T  (  c  lnС C +  d  lnC D –  a  lnC A –  b  lnC B )

Изображение слайда
1/1
3

Слайд 3

4.7 Равновесие – термодинамические условия (  r G = 0 ) Равновесные концентрации (пост.) Стандартная(термодинамическая) константа равнов. хим.реакции. Т/д условие равновесия (Зависит от Т и т/д функций)  r G 0 T + R  T  lnK 0 = 0  r G 0 T =  r Н 0 T – Т  r S 0 T

Изображение слайда
1/1
4

Слайд 4: Константа равновесия К, её размерность. Связь между К (кинетич.) и стандартной К 0 (термодинам.)

К≡K X - концентрации задаются мольными долями [ безразмерная величина ] К≡K p - концентрации задаются парциальными давлениями - [ (Па)  ]  = ( c +  d ) - (  a +  b ) К≡K C – концентрации задаются молярной концентрацией - [ (моль/л)  ] р 0 = 1,013  10 5 Па стандарт.давление

Изображение слайда
1/1
5

Слайд 5

Сдвиг равновесия. Определение направления сдвига. Правило Ле шателье Изобара реакции Р -const  r Н 0  0 (экзотерм.реакция) – K 0 (T) убывающая функция( ↑Т, К 0 ↓ )  r Н 0  0 (эндотерм.реакция) – K 0 (T) возрастающая функция( ↑Т, К 0 ↑ ) Изотерма реакции T -const  r G 0 T = – R  T  lnK 0  r G<0  r G>0  r G=0

Изображение слайда
1/1
6

Слайд 6: Динамическое равновесие

t С t v (C A ) 0 • (C B ) 0 • (C D ) 0 (C E ) 0 • 0 t рав • • (C D ) p (C E ) p (C A ) p (C B ) p реакция  а A +  b B   с C +  d D t= 0 C A = (C A ) 0 C B = (C B ) 0 C E = 0 C D =0

Изображение слайда
1/1
7

Слайд 7: Расчет равновесного состава(концентраций) газовой смеси

1. Расчет К 0 (Т) Для определенной Т рассчитывают   r G 0 (T)=  r H 0 (T) –Т·  r S 0 (T). Затем  К X  X i при Р –const (р 0 = 1,013  10 5 Па-стандартн.давление) К р  р i - при V - const 2. Расчет К X или К р

Изображение слайда
1/1
Реклама. Продолжение ниже
8

Слайд 8: Пример. Диссоциация АВ при Р -const и температуре Т

АВ = А + В n i С АВ - z z z t=0 С АВ 0 0 X i равновесие

Изображение слайда
1/1
9

Слайд 9: Равновесие в растворах(дисперсных системах)

А+В А - растворенное вещество-твёрдое, жидкое, газ ( дисперсная фаз а) В – растворитель ( дисперсионная среда ) А+В – раствор ( дисперсная система ) массовая доля Раствор - гомогенная однофазная многокомпонентная система, образованная двумя или более веществами. По агрегатному состоянию - газовые, жидкие и твёрдые растворы. Основн. способ получения жидк.р-ров - растворение Концентрация раствора – важная характеристика раствора (относительное соотношение количеств растворенного вещества и растворителя) мольная доля молярная концентрация нормальная концентр. моляльная концентрация массовая конц. (г/л), процент.конц. Равновесие в растворах(дисперсных системах)

Изображение слайда
1/1
10

Слайд 10: Электролитическая диссоциация

АВ  A + + B - A + + B -  AB Степень диссоциации - α >50%, <5%, 5< α< 50% Сильные, слабые, средней силы электролиты С 0 - общая концентрация С Д - конц.молекул в виде ионов С Д = [A + ]=[B - ] = α С 0 [AB]=С 0 - α С 0 АВ  A + + B - Константа диссоциации(равновесия) – Вместо [A i ] = a i = γ i C i, где a i – активность, γ i – коэфф. активности   1 К Д    0 К д = α 2 С 0

Изображение слайда
1/1
11

Слайд 11: Ионное произведение воды

H 2 O  H + + OH -  0 [ H 2 O ]- const [ H 2 O ] =1000/18 [ моль/л ] К Д = 1.8 10 -16 K w = [H + ]  [OH – ] = 1.0  10 -14 [(моль/л) 2 ] K w = К Д [ H 2 O ] = [H + ]  [OH – ] - ионное произведение воды Нейтральная среда [H + ] = [OH – ] = 10 -7 [моль/л] Кислая среда [H + ] > 10 -7 (10 -6,-5,-4 … ) ; [OH – ] < 10 -7 (10 -8,-9,-10 …) [моль/л] Щелочн.среда [H + ] < 10 -7 (10 -8,-9,-10 …); [OH – ] > 10 -7 (10 -6,-5,-4 … ) [моль/л]

Изображение слайда
1/1
12

Слайд 12: Водородный показатель

pH = –lg[H + ] Нейтральная среда pH = 7 Кислая среда pH < 7 Щелочная среда pH > 7 pОH = –lg[ОH – ] pH + pОH = 14

Изображение слайда
1/1
13

Слайд 13: Растворы кислот и оснований

МеOH  Ме + + OH - Слабые электролиты   0 Сильные электролиты   1 рН = –lg[ a  С кисл ] pH = 14 + lg[ a  C осн ] HAn  H + + An -

Изображение слайда
1/1
14

Слайд 14: Многоосновные кислоты и основания

H 2 An  H + + НAn - H A n -  H + + An 2- К а1 >> К а2 Ме(OH) 2  МеOH + + OH - МеOH +  Ме 2+ + OH - К b1 >> К b2

Изображение слайда
1/1
Реклама. Продолжение ниже
15

Слайд 15: Гидролиз солей

1 МеAn  Ме + + An - H 2 O  H + + OH - K W = [ H + ][ OH - ] Ме + + H 2 O  МеOH + H + An - + H 2 O  HAn + OH - Ме + + OH -  МеOH H + + An -  HАn Гидролиз по катиону Гидролиз по аниону

Изображение слайда
1/1
16

Слайд 16: Примеры гидролиза солей

1) K b 0; K a   CuSO 4  Cu 2+ + SO 4 2- 2 CuSO 4 + 2 H 2 O  [CuOH] 2 SO 4 + H 2 SO 4 2) K a 0; K b   pH <7 4) K a  ; K b   3) K a 0; K b  0 Na 3 РO 4  3Na + + РO 4 3- Na 3 РO 4 + H 2 O  Na 2 HРO 4 + NaOH pH >7 Гидролиза нет pH=7 NH 4 NO 2  NH 4 + + NO 2 - pH  7 (Na + +Cl - ) Cu 2+ + H 2 O  CuOH + + H + РO 4 3- + H 2 O  HРO 4 2- + OH - NH 4 + + H 2 O  NH 4 OH + H + NO 2 - + H 2 O  НNO 2 + OH -

Изображение слайда
1/1
17

Слайд 17: Произведение растворимости - ПР

Kat x An y Kat + An - Kat x An y осадок x Kat + + y An - раствор S [моль/л] - растворимость осадка S -растворимость осадка[моль/л] [Kat + ] = x·S [моль/л]

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2
18

Слайд 18: Фазовые равновесия

Т Ж. Г плавление кристаллизация сублимация испарение конденсация  G=0 фаза 1 фаза 2 граница раздела фаз Ф =2 Ф =3 Ф =1 Фазовый переход скачек:  H,  S,  c,  V …. Число фаз в системе – Ф (фаза-совокупность однородных частей системы с одинаковыми физ.и хим.свойствами)

Изображение слайда
1/1
19

Слайд 19: Число компонентов – К ( независимые составные части системы)

Число видов молекул, необходимое и достаточное для образования всех фаз системы, за вычетом числа независимых реакций в системе N 2, Н 2 O, He К=3 N 2, Н 2, NН 3 К=3–1=2 N 2 +3H 2  2NH 3 Число термодинамических степеней свободы - С Число независимых параметров равновесия ( p, T, C ), которые могут произвольно изменяться (в определенном интервале) и при этом не изменяется число фаз в системе и ее строение Правило фаз Гиббса - С = К + 2 – Ф

Изображение слайда
1/1
20

Слайд 20: Диаграмма состояния однокомпонентной системы (К=1)

Н 2 О Р, Па Т, К 273.16 610.48 Ф=2 С=1+2-2=1 Ж-Г Т-Ж 1.013·10 5 373.15 =0.01 Ф=3 С=1+2-3=0 Т-Г Ф=1 С=1+2-1=2 Ж Г(пар) Т 647,3 221,41  10 5 T кип =f(Р) Р нас =f(T)

Изображение слайда
1/1
21

Слайд 21: Примеры процессов

Т Р 3 1 2 Р 1 Р 2 4 5 Т 2 6 К 7 8 пар газ Т 1 Р 3

Изображение слайда
1/1
22

Слайд 22: Двухкомпонентная система [ К=2(вода+ растворенное в e щество А) ], молекулярный раствор

 0 p 0 – давление насыщенного пара (Н 2 О пар ) над растворителем Н 2 О р А – давление (Н 2 О пар ) над раствором ( Н 2 О+А) Н 2 О + А Н 2 О пар Двухфазное равновесие T кип =f(р,С А ) T пл =f(р,С А ) С = 2 + 2 – 2 = 2 1) Т  Ж; Ж  Г 2) Т  Г Ф=3 С = 2 + 2 – 3 = 1 Закон Рауля

Изображение слайда
1/1
23

Слайд 23: Диаграмма состояния молекулярного раствора (К=2)

Т Р P Р 0 Р А  Т кип  Т пл С А

Изображение слайда
1/1
24

Слайд 24: Кипение и кристаллизация растворов

Повышение температуры кипения раствора по сравнению с чистым растворителем (  Т кип ) прямо пропорционально концентрации растворенного вещества С м [ моль/кг] – моляльная концентрация K эб [ К  кг/моль]– эбуллиоскопическая постоянная растворителя  v H - [ Дж /кг]  m H Понижение температуры кристаллизации раствора по сравнению с чистым растворителем прямо пропорционально концентрации растворенного вещества K кр [ К  кг/моль]– криоскопическая постоянная растворителя  Т кип = K эб  С м  Т кр = K кр  С м

Изображение слайда
1/1
25

Слайд 25: Эбуллиоскопические и криоскопические постоянные некоторых растворителей

Изображение слайда
1/1
26

Последний слайд презентации: Химическое равновесие: Изотонический коэффициент – i ( растворы электролитов)

- показывает увеличение числа частиц в растворе электролита по сравнению с раствором не электролита той же концентрации ( изменение коллигативных свойств) А x В y  x А + + y В -  - степень диссоциации N 0 - число молекул растворенного вещества;  N 0 ( x + y )+( N 0 -  N 0 ) - суммарное число частиц (ионов и недиссоциированных молекул) m = x + y  1 i = m  Т кип = i  K эб  С м  Т кр = i  K кр  С м

Изображение слайда
1/1
Реклама. Продолжение ниже