Презентация на тему: Термодинамика химического равновесия Обратимые и необратимые

Термодинамика химического равновесия Обратимые и необратимые
1. Обратимые и необратимые реакции
1. Обратимые и необратимые реакции
1. Обратимые и необратимые реакции
1. Обратимые и необратимые реакции
1. Обратимые и необратимые реакции
1. Обратимые и необратимые реакции
1. Обратимые и необратимые реакции
1. Обратимые и необратимые реакции
2. Химическое равновесие и его термодинамические параметры
2. Химическое равновесие и его термодинамические параметры
2. Химическое равновесие и его термодинамические параметры
2. Химическое равновесие и его термодин. параметры
2. Химическое равновесие и его термодинамические параметры
2. Химическое равновесие и его термодинамические параметры
2. Химическое равновесие и его термодинамические параметры
2. Химическое равновесие и его термодинамические параметры
2. Химическое равновесие и его термодинамические параметры
2. Химическое равновесие и его термодинамические параметры
2. Химическое равновесие и его термодинамические параметры
2. Химическое равновесие и его термодинамические параметры
2. Химическое равновесие и его термодинамические параметры
2. Химическое равновесие и его термодинамические параметры
2. Химическое равновесие и его термодинамические параметры
2. Химическое равновесие и его термодинамические параметры
2. Химическое равновесие и его термодинамические параметры
2. Химическое равновесие и его термодинамические параметры
2. Химическое равновесие и его термодинамические параметры
2. Химическое равновесие и его термодинамические параметры
2. Химическое равновесие и его термодинамические параметры
2. Химическое равновесие и его термодинамические параметры
2. Химическое равновесие и его термодинамические параметры
2. Химическое равновесие и его термодинамические параметры
2. Химическое равновесие и его термодинамические параметры
3. Кинетический и термодинамический вывод Кр
3. Кинетический и термодинамический вывод Кр
3. Кинетический и термодинамический вывод Кр
3. Кинетический и термодинамический вывод Кр
3. Кинетический и термодинамический вывод Кр
3. Кинетический и термодинамический вывод Кр
3. Кинетический и термодинамический вывод Кр
3. Кинетический и термодинамический вывод Кр
3. Кинетический и термодинамический вывод Кр
1/43
Средняя оценка: 4.9/5 (всего оценок: 22)
Код скопирован в буфер обмена
Скачать (247 Кб)
1

Первый слайд презентации

Термодинамика химического равновесия Обратимые и необратимые реакции. Химическое равновесие и его термодинамические параметры. Кинетический и термодинамический вывод константы равновесия. Уравнение изотермы, изобары и изохоры реакции.

Изображение слайда
2

Слайд 2: 1. Обратимые и необратимые 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 в них составляет 100 %. О таких реакциях говорят, что они идут до конца, т.е. до полного исчезновения реагентов.

Изображение слайда
3

Слайд 3: 1. Обратимые и необратимые реакции

Изображение слайда
4

Слайд 4: 1. Обратимые и необратимые реакции

Рассмотрим 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 l 2 + K 2 S0 4 → BaS0 4 ↓ + 2КС l ; б) прочного комплекса и (или) мало диссоциирующего вещества — слабых электролитов. CuBr 2 +4NH 3 → [Cu(NH 3 ) 4 ]Br 2 ; HCl + KOH → KCl + H 2 0

Изображение слайда
5

Слайд 5: 1. Обратимые и необратимые реакции

2. Экзотермический характер (экзотермичность) реакции ( Δ Н < 0), сопровождающейся образованием большего числа молей продуктов, чем исходных веществ, т.е. протекающей с увеличением энтропии ( Δ S > 0). Согласно этому признаку, реакции, в результате которых сложные вещества экзотермически превращаются в более простые, например: 2КМп0 4 →К 2 Мп0 4 + Мп0 2 + 0 2 +Q Их 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
6

Слайд 6: 1. Обратимые и необратимые реакции

Для необратимых реакций, а их в природе больше, чем обратимых, в принципе, можно подобрать условия, при которых они будут протекать обратимо. Например, если в открытой системе реакция протекает необратимо, т.е. идет практически до конца, то в условиях закрытой системы во многих случаях она может быть доведена только до состояния равновесия. Обычно химики-практики стараются проводить процессы так, чтобы преобладала реакция, идущая в одном направлении, т.е. выбирают такие условия их проведения, при которых достигается максимально возможный выход продуктов при наибольшей скорости процесса их образования.

Изображение слайда
7

Слайд 7: 1. Обратимые и необратимые реакции

Обратимыми (двусторонними, или противоположно направленными) называют реакции, протекающие самопроизвольно при данных условиях одновременно и независимо в двух противоположных направлениях: прямом - слева направо, т.е. от реагентов к продуктам, и обратном - справа налево, т.е. от продуктов к реагентам. В результате каждой реакции образуются исходные вещества, необходимые для осуществления противоположной реакции, причем уменьшение скорости одной реакции сопровождается увеличением скорости другой до тех пор, пока скорости обеих реакций не станут равными. В уравнениях таких реакций, чтобы подчеркнуть их обратимость, вместо знака равенства между левой и правой частями ставят символ обратимости (↔).

Изображение слайда
8

Слайд 8: 1. Обратимые и необратимые реакции

Изображение слайда
9

Слайд 9: 1. Обратимые и необратимые реакции

Обратимые реакции в отличие от необратимых идут не до конца, т.е. не до полного исчезновения реагентов. Они «прекращаются» прежде, чем будут полностью израсходованы их исходные вещества (если они были взяты в стехиометрических соотношениях), поэтому в реакционной смеси у таких реакций всегда присутствуют (сосуществуют) и исходные вещества, и продукты их взаимодействия. Максимальный выход продуктов у них менее 100 %. Такие реакции протекают до установления в них определенного концентрационного предела, общего для их прямого и обратного направлений, называемого состоянием химического равновесия. Именно с его наступлением и связывают прекращение протекания реакции в целом.

Изображение слайда
10

Слайд 10: 2. Химическое равновесие и его термодинамические параметры

Химическое равновесие может устанавливаться в различных системах и процессах: в растворах электролитов, комплексных и малорастворимых соединений, при экстракции, адсорбции и гидролизе, в кислотно-основных и окислительно-восстановительных реакциях и др.

Изображение слайда
11

Слайд 11: 2. Химическое равновесие и его термодинамические параметры

Обратимые (и необратимые) химические реакции бывают как гомогенными, так и гетерогенными. Гомогенными называют реакции, протекающие в одной фазе — газовой или жидкой. Они характеризуются отсутствием поверхности раздела между реагентами и продуктами, взаимодействие которых осуществляется во всем объеме реакционной смеси. Например: СН 4(г) +С0 2(г) ↔2СО (г) +2Н 2(г) ; Равновесие, имеющее место у таких реакций, называют гомогенным.

Изображение слайда
12

Слайд 12: 2. Химическое равновесие и его термодинамические параметры

Обратимые гетерогенные реакции протекают на поверхности (границе) раздела между веществами (реагентами и продуктами), находящимися в различных фазах (т-т, т-ж, т-г, ж-ж, ж-г), и равновесие в этом случае называют гетерогенным равновесием. Пример: FeO (т) +СО(г) ↔ Fe (т) +С0 2 (г)

Изображение слайда
13

Слайд 13: 2. Химическое равновесие и его термодин. параметры

Под химическим равновесием понимают достигаемое с двух противоположных сторон и неизменное во времени при постоянных р, V и Т состояние системы, содержащей вещества, способные к химическому взаимодействию. Различают истинное и заторможенное (кажущееся) химическое равновесие. Химическое равновесие устанавливается только в закрытых системах и характеризуется следующими основными особенностями (признаками):

Изображение слайда
14

Слайд 14: 2. Химическое равновесие и его термодинамические параметры

термодинамической устойчивостью —неизменностью во времени состояния системы в отсутствие внешних воздействий в виде изменения температуры, давления или концентраций веществ, участвующих в образовании системы. В силу этого признака истинное химическое равновесие часто называют устойчивым. Его термодинамическая устойчивость обусловлена энергетической выгодностью такого состояния системы — минимальным значением энергии Гиббса (или энергии Гельмгольца) и отсутствием их изменения в состоянии равновесия;

Изображение слайда
15

Слайд 15: 2. Химическое равновесие и его термодинамические параметры

подвижностью — способностью положения равновесия легко смещаться в ту или иную сторону при наличии внешних воздействий, сколь малы бы они ни были. После прекращения внешнего воздействия она вновь возвращается в исходное равновесное состояние. Для истинного равновесия характерна однозначная количественная связь между воздействием и его результатом;

Изображение слайда
16

Слайд 16: 2. Химическое равновесие и его термодинамические параметры

возможностью достижения системой равновесного состояния с различным исходным соотношением компонентов при подходе к нему с двух сторон — как со стороны реагентов, так и со стороны продуктов, т.е. как по прямой, так и по обратной реакции. Следовательно, обе реакции — и прямая, и обратная — в зависимости от условий могут протекать самопроизвольно;

Изображение слайда
17

Слайд 17: 2. Химическое равновесие и его термодинамические параметры

динамическим характером, означающим непрерывное протекание с одинаковой скоростью как прямой, так и обратной реакций, т.е. продолжение (не прекращение, не отсутствие) химического взаимодействия на атомно-молекулярном уровне между веществами-участниками. При этом за единицу времени по прямой реакции образуется такое же количество продуктов, какое по обратной реакции превращается в исходные вещества.

Изображение слайда
18

Слайд 18: 2. Химическое равновесие и его термодинамические параметры

В результате концентрации веществ-участников равновесия остаются постоянными во времени (так называемые равновесные концентрации), а общая (результирующая) или наблюдаемая скорость всего процесса становится равной нулю.

Изображение слайда
19

Слайд 19: 2. Химическое равновесие и его термодинамические параметры

Количественно химическое равновесие характеризуют: равновесным составом реакционной смеси; равновесной степенью превращения реагентов; равновесным выходом продуктов; константой химического равновесия. Все эти характеристики взаимосвязаны, поэтому, зная одну, можно рассчитать остальные.

Изображение слайда
20

Слайд 20: 2. Химическое равновесие и его термодинамические параметры

Равновесным называют состав реакционной смеси, соответствующий состоянию равновесия. Он зависит от природы веществ, участвующих в равновесии, соотношения их исходных количеств, а также от внешних условий (температуры, давления). Изменение любого из этих факторов ведет к изменению равновесного состава. Его обычно выражают через: • равновесные молярные (мольные) доли веществ-участников равновесия, являющиеся безразмерными величинами;

Изображение слайда
21

Слайд 21: 2. Химическое равновесие и его термодинамические параметры

равновесные концентрации веществ, которые устанавливаются в ней при наступлении состояния равновесия. Для их обозначения обычно используют квадратные скобки с указанием внутри формулы соответствующего вещества, например [ HI ], [Н 2 ], [Н + ]. 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 0 соответственно. парциальные давления газообразных веществ, если реакция газофазная.

Изображение слайда
22

Слайд 22: 2. Химическое равновесие и его термодинамические параметры

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.

Изображение слайда
23

Слайд 23: 2. Химическое равновесие и его термодинамические параметры

Положение равновесия может быть охарактеризовано и равновесной степенью превращения реагента α — отношением количества вещества превратившегося реагента к его начальному количеству, либо отношением соответствующих концентраций:

Изображение слайда
24

Слайд 24: 2. Химическое равновесие и его термодинамические параметры

Одна из важнейших количественных характеристик химического равновесия — константа равновесия. В общем случае применительно к любым химическим системам, как идеальным, так и реальным, константа равновесия Кравн обратимой химической реакции есть величина постоянная при данных температуре, давлении и в данном растворителе. Значения констант химического равновесия определяют его положение, т.е. относительное содержание исходных веществ и продуктов в равновесной реакционной смеси.

Изображение слайда
25

Слайд 25: 2. Химическое равновесие и его термодинамические параметры

Они изменяются в пределах 0 < Кравн < ∞ и никогда не равны нулю (исходные вещества не взаимодействуют) и бесконечности (исходные вещества практически полностью превращаются в продукты). В этих крайних случаях реакции необратимы и к ним закон действующих масс неприменим. Если Кравн > 1, то в равновесной реакционной смеси преобладают продукты: положение равновесия смещено вправо (→). При Кравн < 1 в равновесной реакционной смеси преобладают исходные вещества: положение равновесия смещено влево (←).

Изображение слайда
26

Слайд 26: 2. Химическое равновесие и его термодинамические параметры

Как выражают константу равновесия? 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.

Изображение слайда
27

Слайд 27: 2. Химическое равновесие и его термодинамические параметры

Изображение слайда
28

Слайд 28: 2. Химическое равновесие и его термодинамические параметры

Размерности: [ Кс ] =моль/м 3 ; [ К χ ] - безразмерная величина (т.к.мольная доля безразмерная величина; [ Кр ] =Па. Константы Кс, Кр и Кх иногда называют эмпирическими константами равновесия, поскольку для их расчета используются экспериментально определяемые значения равновесных концентраций.

Изображение слайда
29

Слайд 29: 2. Химическое равновесие и его термодинамические параметры

На основании уравнения состояния идеального газа, записанного в виде соотношения p i = C i RT, где С i = n i / V, и закона Дальтона для идеальной газовой смеси, выраженного уравнением р = ∑p i можно вывести соотношения между парциальным давлением p i молярной концентрацией С i, и мольной долей X i i -го компонента:

Изображение слайда
30

Слайд 30: 2. Химическое равновесие и его термодинамические параметры

Отсюда получаем соотношение между Кс, Кр и Кх: Δ n – изменение числа молей газообразных веществ в течение реакции.

Изображение слайда
31

Слайд 31: 2. Химическое равновесие и его термодинамические параметры

На основании этого можно сделать следующие выводы: если газофазная реакция протекает без изменения числа молей газообразных веществ-участников, то значения всех констант равны между собой Кр=Кс=Кх; Кр=Кх при р=1атм в открытой системе;

Изображение слайда
32

Слайд 32: 2. Химическое равновесие и его термодинамические параметры

В случае неидеальных гомогенных равновесий, константу равновесия выражают через активности в случае раствора, или фугитивности в случае газа. Активностью (фугитивностью) называют величину, при подстановке которой вместо концентрации (парциального давления) в выражения, выведенные для идеальных систем, можно применять их к реальным системам.

Изображение слайда
33

Слайд 33: 2. Химическое равновесие и его термодинамические параметры

Определения активности и фугитивности равноценны по смыслу. Таким образом, для обратимой реакции можно записать следующие соотношения: К а численно не равна К f.

Изображение слайда
34

Слайд 34: 2. Химическое равновесие и его термодинамические параметры

В случае гетерогенного равновесия вещества взаимодействуют на границе раздела фаз. В выражение константы равновесия в этом случае входят только парциальные давления газообразных компонентов, взятые в степенях стехиометрических коэффициентов: 2 Fe( т)+3СО 2 (г)↔ Fe 2 O 3 ( т) +3CO (г)

Изображение слайда
35

Слайд 35: 3. Кинетический и термодинамический вывод Кр

Кинетический вывод константы равновесия: Константа равновесия есть отношение констант скорости прямой и обратной реакции (согласно закона действующих масс Гульдберга-Вааге). Отсюда вытекает физический смысл константы равновесия: она показывает, во сколько раз скорость прямой реакции больше скорости обратной при данных условиях.

Изображение слайда
36

Слайд 36: 3. Кинетический и термодинамический вывод Кр

Термодинамический вывод константы равновесия (Я.Вант-Гофф): Вывод уравнения изотермы: Пусть А, В, С и D – газообразные вещества, подчиняющиеся законам идеального газа. Р,Т= const. аА+ bB=cC+dD

Изображение слайда
37

Слайд 37: 3. Кинетический и термодинамический вывод Кр

Изображение слайда
38

Слайд 38: 3. Кинетический и термодинамический вывод Кр

При равновесии Δ G=0, ур.изотермы

Изображение слайда
39

Слайд 39: 3. Кинетический и термодинамический вывод Кр

Уравнение изотермы химической реакции Вант-Гоффа показывает взаимосвязь изменения энергии Гиббса и константы химического равновесия.

Изображение слайда
40

Слайд 40: 3. Кинетический и термодинамический вывод Кр

Для вывода уравнения изохоры и изобары пользуются уравнением Гиббса-Гельмгольца и уравнением изотермы химической реакции

Изображение слайда
41

Слайд 41: 3. Кинетический и термодинамический вывод Кр

Анализ уравнений Вант-Гоффа: Изменение константы равновесия с ростом температуры определяется Δ Н реакции. При Δ Н > 0 в случае увеличения температуры Кр увеличивается. При Δ Н < 0 в случае повышения температуры Кр уменьшается.

Изображение слайда
42

Слайд 42: 3. Кинетический и термодинамический вывод Кр

Изображение слайда
43

Последний слайд презентации: Термодинамика химического равновесия Обратимые и необратимые: 3. Кинетический и термодинамический вывод Кр

Уравнения изобары и изохоры Вант-Гоффа используют для определения Δ Н по температурной зависимости константы равновесия.

Изображение слайда