Разделы презентаций


6-РАВНОВЕСИЕ

Содержание

6. Химическое равновесиеТермодинамические параметры: T; P; i; Сi – const6.1 Термодинамическое условие равновесия - rG = 0 (см.слайд 4 *) Равновесие в обратимой реакции аA + bB  сC + dD

Слайды и текст этой презентации

Слайд 1


Слайд 26. Химическое равновесие
Термодинамические параметры: T; P; i; Сi – const



6.1

Термодинамическое условие равновесия - rG = 0 (см.слайд 4 *)


Равновесие в обратимой реакции аA + bB  сC + dD

6. Химическое равновесиеТермодинамические параметры: T; P; i; Сi – const6.1 Термодинамическое условие равновесия - rG = 0

Слайд 3Энергия Гиббса реакции в нестандартных условиях
Нестанд.условия Сi  Сi0 (rGi

≠ fG0i ) rGi =fG0i + RTlnCi
В нестандартных условиях:

rG = (cfG0C+ dfG0D ) – (afG0A+bfG0B) + + RT(clnСC+dlnCD–alnCA–blnCB)
Энергия Гиббса реакции в нестандартных условияхНестанд.условия Сi  Сi0 (rGi ≠ fG0i )  rGi =fG0i +

Слайд 46.1 Равновесие – термодинамические условия (rG = 0 *) [Равновесные

концентрации (Ci )pvi ≡ [Ci ]vi - постоянны]:

6.1 Равновесие – термодинамические условия (rG = 0 *) [Равновесные концентрации (Ci )pvi ≡ [Ci ]vi

Слайд 5Сдвиг равновесия. Определение направления сдвига. Правило Ле Шателье Для равновесия

аA + bB ↔ сC + dD
Изобара реакции Р-const

(см.слайд 4 **):

rН00 (экзотерм.реакция) – K0(T) убывающая функция(при ↑Т, К0↓сдвиг ← rН00 (эндотерм.реакция) – K0(T) возрастающ. функция(при ↑Т, К0↑сдвиг →

Изотерма реакции T-const

Сдвиг равновесия. Определение направления сдвига. Правило Ле Шателье Для равновесия аA + bB ↔ сC + dD

Слайд 6Константа равновесия К, её размерность. Связь между К [кинетич.К-f(T), K≠f(Cнач)]

и стандартной К0 [термодинам.К0–f(T, т/д функций)] Для равновесной реакции: аA

+ bB = сC + dD


К≡KX - концентрации задаются мольными долями [безразмерная величина]

К≡Kp - концентрации задаются парциальными давлениями - [(Па) ]
 = (c+ d) - (a+ b)
К≡KC – концентрации задаются молярной концентрацией - [(моль/л) ]

р0 = 1,013105 Па - стандартное давление

Константа равновесия К, её размерность. Связь между К [кинетич.К-f(T), K≠f(Cнач)] и стандартной К0 [термодинам.К0–f(T, т/д функций)] Для

Слайд 7 Равновесие – динамическое (непрерывное протекание прямой и обратной реакции в

состоянии равновесия, где [A], [B], [C], [D] – постоянные равновесные

концентрации)

Реакция аA + bB  eE + dD
При t= 0 CA= (CA)0 CB= (CB)0 CE= 0 CD=0

Равновесие – динамическое  (непрерывное протекание прямой и обратной реакции в состоянии равновесия, где [A],

Слайд 8Расчет равновесного состава(концентраций) газовой смеси
Расчет К0(Т)
термодинамической →
Для определенной Т рассчитывают

∆rG0 (T) rG0(T)=rH0(T) –Т·rS0(T). Затем 
КX 

Xi (мольн.доли) при Р –const
(р0 = 1,013105 Па-стандартн.давление)
(см.связь кинет.К и т/д К0 конст. равновесия (слайд 6):



Кр  рi (парциальные давления) при V – const
(см. слайд 6):

2. Расчет КX или Кр кинетической

Расчет равновесного состава(концентраций) газовой смесиРасчет К0(Т)термодинамической →Для определенной Т рассчитывают ∆rG0 (T)   rG0(T)=rH0(T) –Т·rS0(T). Затем

Слайд 93. Пример расчета равновесного состава (через мольные доли Хi →К

Х ). Диссоциация АВ

при Р -const и температуре Т

АВ = А + В

ni (число молей) САВ - z z z

t=0 САВ 0 0

3. Пример расчета равновесного состава (через мольные доли Хi →К Х ).

Слайд 10Равновесие в растворах (дисперсных системах)

Равновесие в растворах (дисперсных системах)

Слайд 11Электролитическая диссоциация
С0 - общая концентрация **)
СД - конц.диссоциированных на

ионы молекул
Сильн.эл-т:  1 КД  

Электролитическая диссоциацияС0 - общая концентрация **)СД - конц.диссоциированных  на ионы молекулСильн.эл-т:  1 КД  

Слайд 12Ионное произведение воды Kw = [H+] [OH–]
H2O  H+

+ OH-
- слабый электролит
Нейтральная среда [H+] = [OH–]

= 10-7 [моль/л]

Кислая среда [H+] > 10-7 т.е. (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]

Ионное произведение воды  Kw = [H+] [OH–] H2O  H+ + OH- - слабый электролитНейтральная среда

Слайд 13Водородный 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

Слайд 14Растворы кислот и оснований
МеOH  Ме+ + OH-
Слабые электролиты 

 0
Сильные электролиты   1
[H+] = C

кисл ; [OH -] = Сосн, pH = 14 - рОН

рН = –lg[aСкисл]

pH = 14 + lg[aCосн]

HAn  H+ + An-

Растворы кислот и основанийМеOH  Ме+ + OH-Слабые электролиты   0  Сильные электролиты  

Слайд 15Многоосновные кислоты и основания
H2An  H+ + НAn-
HAn- 

H+ + An2-
Ка1 >> Ка2
Ме(OH)2  МеOH+ + OH-
МеOH+ 

Ме2+ + OH-

Кb1 >> Кb2

Многоосновные кислоты и основания H2An  H+ + НAn-HAn-  H+ + An2-Ка1 >> Ка2Ме(OH)2  МеOH+

Слайд 16Гидролиз солей
Растворимые соли: 1 МеAn  Ме+ + An-
Гидролиз по

катиону
Гидролиз по аниону

Гидролиз солейРастворимые соли: 1 МеAn  Ме+ + An-Гидролиз по катионуГидролиз по аниону

Слайд 17Примеры гидролиза солей
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-

Примеры гидролиза солей1) Kb0; Ka CuSO4  Cu2+ + SO42- 2 CuSO4+ 2 H2O  [CuOH]2 SO4

Слайд 18Произведение растворимости (ПР) – константа равновесия (ПР - справочн.величина -позволяет

определить растворимость S малорастворимых солей)
Из уравнения равновесия *), если
S-растворимость осадка

KatxAny [моль/л], тогда концентр.ионов в растворе
[Kat+]= x·S [моль/л]

 

Произведение растворимости (ПР) – константа равновесия (ПР - справочн.величина -позволяет определить растворимость S малорастворимых солей)Из уравнения равновесия

Слайд 19Фазовые равновесия
G=0
Фазовый переход
скачек: H,  S, c, V….
Число фаз в

системе – Ф (фаза-совокупность однородных частей системы с одинаковыми физ.и

хим.свойствами)
Фазовые равновесияG=0Фазовый переходскачек: H,  S, c, V….Число фаз в системе – Ф (фаза-совокупность однородных частей системы

Слайд 20Число компонентов – К (независимые составные части системы)
Число видов молекул, необходимое

и достаточное для образования всех фаз системы, за вычетом числа

независимых реакций в системе

К=3

К=3–1=2

N2+3H2  2NH3

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 (находящихся в равновесии) Гиббса - С = К + 2 – Ф

Число компонентов – К (независимые составные части системы)Число видов молекул, необходимое и достаточное для образования всех фаз

Слайд 21Диаграмма состояния однокомпонентной системы (К=1)
Н2О
Ф=2 С=1+2-2=1
(линия) система
моновариантная
Ф=3 С=1+2-3=0
(точка) система нон(ин)вариантная
Ф=1

С=1+2-1=2
(плоскость) с-ма
бивариантная
Ж
Г(пар)
Т
Tкип=f(Р)
Р нас=f(T)

Диаграмма состояния однокомпонентной системы (К=1)Н2ОФ=2 С=1+2-2=1(линия) системамоновариантнаяФ=3 С=1+2-3=0(точка) система нон(ин)вариантнаяФ=1 С=1+2-1=2(плоскость) с-мабивариантнаяЖГ(пар)ТTкип=f(Р) Р нас=f(T)

Слайд 22Примеры процессов.

Примеры процессов.

Слайд 23Двухкомпонентная система [К=2(вода+ растворенное вeщество А)], молекулярный раствор.
 0

р-р неэлектролита
p0 –давление насыщенного пара (Н2Опар ) над чистым

растворителем (Н2О)
рА –давление (Н2Опар )
над раствором (Н2О+А)

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.  0 р-р неэлектролита p0 –давление насыщенного пара (Н2Опар

Слайд 24Диаграмма состояния молекулярного раствора (К=2)
СА - концентрация водного

раствора постоянна, определяет P
Tпл=f(Р); Tкип=f(Р), Рнас=f(T)


P

Диаграмма состояния молекулярного раствора (К=2)СА - концентрация водного      раствора постоянна, определяет PTпл=f(Р);

Слайд 25Кипение и кристаллизация растворов
Повышение температуры кипения раствора по сравнению

с чистым растворителем (Ткип) прямо пропорционально концентрации растворенного вещества
См

[моль/кг] – моляльная концентрация

Kэб [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

Ткип = KэбСм

Ткр = KкрСм

Кипение и кристаллизация растворов Повышение температуры кипения раствора по сравнению с чистым растворителем (Ткип) прямо пропорционально концентрации

Слайд 26Эбуллиоскопические и криоскопические постоянные некоторых растворителей

Эбуллиоскопические и криоскопические постоянные некоторых растворителей

Слайд 27Изотонический коэффициент – i (для растворов электролитов)
- показывает увеличение числа

частиц в растворе электролита по сравнению с раствором не электролита

(молекулярного раствора) той же концентрации (приводит к изменению коллигативных свойств *) растворов электролитов)

АxВy  x А+ + y В-

 - степень диссоциации,

N0 - число молекул растворенного вещества; N0 (x + y )+(N0 -  N0 ) - суммарное число частиц (ионов и недиссоциированных молекул)

m = x + y

Изотонический коэффициент – i (для растворов электролитов) - показывает увеличение числа частиц в растворе электролита по сравнению

Обратная связь

Если не удалось найти и скачать доклад-презентацию, Вы можете заказать его на нашем сайте. Мы постараемся найти нужный Вам материал и отправим по электронной почте. Не стесняйтесь обращаться к нам, если у вас возникли вопросы или пожелания:

Email: Нажмите что бы посмотреть 

Что такое TheSlide.ru?

Это сайт презентации, докладов, проектов в PowerPoint. Здесь удобно  хранить и делиться своими презентациями с другими пользователями.


Для правообладателей

Яндекс.Метрика