Разделы презентаций
- Разное
- Английский язык
- Астрономия
- Алгебра
- Биология
- География
- Геометрия
- Детские презентации
- Информатика
- История
- Литература
- Математика
- Медицина
- Менеджмент
- Музыка
- МХК
- Немецкий язык
- ОБЖ
- Обществознание
- Окружающий мир
- Педагогика
- Русский язык
- Технология
- Физика
- Философия
- Химия
- Шаблоны, картинки для презентаций
- Экология
- Экономика
- Юриспруденция
6-РАВНОВЕСИЕ.ppt
Содержание
- 1. 6-РАВНОВЕСИЕ.ppt
- 2. Динамическое равновесиереакция νаA + νbB
- 3. Константа равновесияСвязь между стандартной К 0 (термодинам.)
- 4. Расчет равновесного состава газовой смеси1. Расчет К0(Т)Т
- 5. Пример.
- 6. Равновесие в растворах(дисперсных системах)
- 7. Электролитическая диссоциацияС0α →1 КД → ∞
- 8. Диссоциация водыH2O ⇔ H+ + OH-Нейтральная среда
- 9. Водородный показательpH = –lg[H+]Нейтральная среда pH
- 10. Растворы кислот и основанийМеOH ⇔ Ме+ +
- 11. Многоосновные кислоты и основания H2An ⇔ H+
- 12. Гидролиз солейα→1 МеAn → Ме+ + An-Гидролиз по катионуГидролиз по аниону
- 13. Примеры1) Kb→0; Ka→ ∞CuSO4 → Cu2+ +
- 14. Произведение растворимости[Kat+]= x·C [моль/л] [An-]= y·C [моль/л]
- 15. Фазовые равновесияΔG=0Фазовый переходскачек: ΔH, Δ S, Δc,
- 16. Число компонентов - К Число видов молекул,
- 17. Диаграмма состояния однокомпонентной системы (К=1)Н2ОФ=2 С=1+2-2=1Ф=3С=1+2-3=0Ф=1 С=1+2-1=2ЖГ(пар)ТTкип=f(Р) Р нас=f(T)
- 18. Примеры процессов.
- 19. Двухкомпонентная система [К=2(вода+ растворенное вeщество А)], молекулярный
- 20. Диаграмма состояния К=2СА
- 21. Кипение и кристаллизация растворов Повышение температуры кипения
- 22. Эбуллиоскопические и криоскопические постоянные некоторых растворителей
- 23. Изотонический коэффициент – i (растворы электролитов) -
- 24. Скачать презентанцию
Динамическое равновесиереакция νаA + νbB ⇔ νсC + νdD t= 0 CA= (CA)0 CB= (CB)0 CE= 0 CD=0
Слайды и текст этой презентации
Слайд 1Химическое равновесие
Термодинамические параметры: T; P; νi; Сi – const
1. Термодинамическое
условие равновесия - ΔrG = 0
⇔ νсC + νdD
Слайд 3Константа равновесия
Связь между стандартной К 0 (термодинам.) и К(кинетич.условия)
К≡KX
- концентрации задаются мольными долями (безразмерная величина)
К≡Kp - концентрации задаются
парциальными давлениями - [(Па)Δν ]Δν = (νc+ νd) - (νa+ νb)
К≡KC – концентрации задаются молярной концентрацией - [(моль/л)Δν ]
р0 = 1,013⋅105 Па
Слайд 4Расчет равновесного состава газовой смеси
1. Расчет К0(Т)
Т → ΔrG0(T)=ΔrH0(T) –Т·ΔrS0(T)
→
КX → Xi при Р -const
Кр → рi - при V - const
2. Расчет КX или Кр
Слайд 8Диссоциация воды
H2O ⇔ H+ + OH-
Нейтральная среда [H+] =
[OH–] = 10-7 [моль/л]
Кислая среда
[H+] > 10-7 [OH–] <10-7 [моль/л]Щелочная среда [H+] < 10-7 [OH–] > 10-7 [моль/л]
![Диссоциация водыH2O ⇔ H+ + OH-Нейтральная среда [H+] = [OH–] = 10-7 [моль/л]Кислая среда](/img/thumbs/82415341defea8d7aeac262328a1cc4e-800x.jpg "6-РАВНОВЕСИЕ.ppt Диссоциация водыH2O ⇔ H+ + OH-Нейтральная среда [H+] = [OH–] =")
Слайд 9Водородный показатель
pH = –lg[H+]
Нейтральная среда pH = 7
Кислая среда
pH < 7
Щелочная среда pH > 7
pОH
= –lg[ОH–]pH + pОH = 14
![Водородный показательpH = –lg[H+]Нейтральная среда pH = 7Кислая среда pH < 7Щелочная среда](/img/tmb/2/150656/701cdaed06fff411d1961f91c975e201-800x.jpg "6-РАВНОВЕСИЕ.ppt Водородный показательpH = –lg[H+]Нейтральная среда pH = 7Кислая среда pH <")
Слайд 10Растворы кислот и оснований
МеOH ⇔ Ме+ + OH-
α →0
α →1
рН
= –lg[α⋅Скисл]
pH = 14 + lg[α⋅Cосн]
HAn ⇔ H+ + An-
![Растворы кислот и основанийМеOH ⇔ Ме+ + OH-α →0α →1рН = –lg[α⋅Скисл]pH = 14 + lg[α⋅Cосн]HAn ⇔](/img/tmb/2/150656/68922e635aa287be6a2331365c6423f2-800x.jpg "6-РАВНОВЕСИЕ.ppt Растворы кислот и основанийМеOH ⇔ Ме+ + OH-α →0α →1рН =")
Слайд 11Многоосновные кислоты и основания
H2An ⇔ H+ + НAn-
HAn- ⇔
H+ + An2-
Ка1 >> Ка2
Ме(OH)2 ⇔ МеOH+ + OH-
МеOH+ ⇔
Ме2+ + OH-Кb1 >> Кb2
Слайд 13Примеры
1) Kb→0; Ka→ ∞
CuSO4 → Cu2+ + SO42-
2 CuSO4+
2 H2O ⇔ [CuOH]2 SO4 + H2 SO4
2) Ka→0; Kb→
∞pH <7
4) Ka→ ∞; Kb→ ∞
3) Ka→0; Kb→ 0
Na3РO4 → 3Na+ + РO43-
Na3РO4+ H2O ⇔ Na2HРO4+ NaOH
pH >7
Гидролиза нет
pH=7
NH4NO2 → NH4+ + NO2-
pH≈7
(Na++Cl-)
Cu2+ + H2O ⇔ CuOH+ + H+
РO43- + H2O ⇔ HРO42-+ OH-
NH4+ + H2O ⇔ NH4OH + H+
NO2- + H2O ⇔ НNO2 + OH-
![Примеры1) Kb→0; Ka→ ∞CuSO4 → Cu2+ + SO42- 2 CuSO4+ 2 H2O ⇔ [CuOH]2 SO4 + H2](/img/tmb/2/150656/7fc8ff6a6fce721af44fafe6ad4c9370-800x.jpg "6-РАВНОВЕСИЕ.ppt Примеры1) Kb→0; Ka→ ∞CuSO4 → Cu2+ + SO42- 2 CuSO4+ 2")
![Произведение растворимости[Kat+]= x·C [моль/л] [An-]= y·C [моль/л]](/img/tmb/2/150656/1d40be2cc259b4034ee83d6b5c6d8581-800x.jpg "6-РАВНОВЕСИЕ.ppt Произведение растворимости[Kat+]= x·C [моль/л] [An-]= y·C [моль/л]")
Слайд 15Фазовые равновесия
ΔG=0
Фазовый переход
скачек: ΔH, Δ S, Δc, ΔV….
Число фаз в
системе- Ф(фаза-совокупность однородных частей системы с одинаковыми физ.и хим.свойствами
Слайд 16Число компонентов - К
Число видов молекул, необходимое и достаточное
для образования всех фаз системы, за вычетом числа независимых реакций
в системеК=3
К=3–1=2
N2+3H2 ⇔ 2NH3
Число термодинамических степеней свободы - С
Число независимых параметров равновесия (p, T, C), которые могут произвольно изменяться и при этом не изменяется число фаз в системе и ее строение
Правило фаз Гиббса - С = К + 2 – Ф
Слайд 17Диаграмма состояния однокомпонентной системы (К=1)
Н2О
Ф=2 С=1+2-2=1
Ф=3
С=1+2-3=0
Ф=1 С=1+2-1=2
Ж
Г(пар)
Т
Tкип=f(Р) Р нас=f(T)
Слайд 19Двухкомпонентная система [К=2(вода+ растворенное вeщество А)], молекулярный раствор).
α→0
Двухфазное равновесие
С = 2 + 2 – 2 = 2
1)
Т⇔Ж; Ж ⇔ Г 2) Т⇔ Г
Ф=3 С = 2 + 2 – 3 = 1
![Двухкомпонентная система [К=2(вода+ растворенное вeщество А)], молекулярный раствор). α→0Двухфазное равновесие С = 2 + 2 –](/img/tmb/2/150656/a0b557a015768d5b22a94785a9dfc070-800x.jpg "6-РАВНОВЕСИЕ.ppt Двухкомпонентная система [К=2(вода+ растворенное вeщество А)], молекулярный раствор). α→0Двухфазное равновесие С")
Слайд 21Кипение и кристаллизация растворов
Повышение температуры кипения раствора по сравнению
с чистым растворителем (ΔТкип) прямо пропорционально концентрации растворенного вещества
См
[моль/кг] – моляльная концентрацияKэб [К⋅кг/моль]– эбуллиоскопическая постоянная растворителя
Понижение температуры кристаллизации раствора по сравнению с чистым растворителем прямо пропорционально концентрации растворенного вещества
Kкр [К⋅кг/моль]– криоскопическая постоянная растворителя
ΔТкип = Kэб⋅См
ΔТкр = Kкр⋅См
Слайд 23Изотонический коэффициент – i
(растворы электролитов)
- показывает увеличение числа частиц
в растворе электролита по сравнению с раствором не электролита той
же концентрации(изменение коллигативных свойств)АxВy ⇔ x А+ + y В-
α - степень диссоциации
N0 - число молекул растворенного вещества; αN0 (x + y )+(N0 - α N0 ) - суммарное число частиц (ионов и недиссоциированных молекул)
m = x + y
