Химическое равновесие

Содержание

1. Химическое равновесие
2. Энергия Гиббса реакции в нестандартных условияхС С0
3. 4.7 Равновесие – термодинамические условия (rG = 0)Равновесные концентрации (пост.)
4. Константа равновесия К, её размерность. Связь между
5. Сдвиг равновесия. Определение направления сдвига. Правило Ле
6. Динамическое равновесиереакция аA + bB
7. Расчет равновесного состава(концентраций) газовой смеси1. Расчет К0(Т)Для
8. Пример.
9. Равновесие в растворах(дисперсных системах)
10. Электролитическая диссоциацияС0 - общая концентрацияСД - конц.молекул
11. Ионное произведение водыH2O  H+ + OH-Нейтральная
12. Водородный показательpH = –lg[H+]Нейтральная среда pH
13. Растворы кислот и основанийМеOH  Ме+ +
14. Многоосновные кислоты и основания H2An  H+
15. Гидролиз солей1 МеAn  Ме+ + An-Гидролиз по катионуГидролиз по аниону
16. Примеры гидролиза солей1) Kb0; Ka CuSO4 
17. Произведение растворимости - ПРS-растворимость осадка[моль/л] [Kat+] = x·S [моль/л]
18. Фазовые равновесияG=0Фазовый переходскачек: H,  S, c,
19. Число компонентов – К (независимые составные части
20. 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)
21. Примеры процессов.
22. Двухкомпонентная система [К=2(вода+ растворенное вeщество А)], молекулярный
23. Диаграмма состояния молекулярного раствора (К=2)СА
24. Кипение и кристаллизация растворов Повышение температуры кипения
25. Эбуллиоскопические и криоскопические постоянные некоторых растворителей
26. Изотонический коэффициент – i (растворы электролитов) -
27. Скачать презентанцию

Энергия Гиббса реакции в нестандартных условияхС С0 rGi =rG0i + RTlnCirG = (cfG0C+ dfG0D ) – (afG0A+bfG0B) + RT(clnСC+dlnCD–alnCA–blnCB)

Главная
Разное
Химическое равновесие

Слайды и текст этой презентации

Слайд 1Химическое равновесие
Термодинамические параметры: T; P; i; Сi – const

1. Термодинамическое

условие равновесия - rG = 0
реакция аA + bB

 сC + dD

Химическое равновесиеТермодинамические параметры: T; P; i; Сi – const1. Термодинамическое условие равновесия - rG = 0 реакция

Слайд 2Энергия Гиббса реакции в нестандартных условиях
С С0 rGi =rG0i

+ RTlnCi
rG = (cfG0C+ dfG0D ) – (afG0A+bfG0B) + RT(clnСC+dlnCD–alnCA–blnCB)

Энергия Гиббса реакции в нестандартных условияхС С0 rGi =rG0i + RTlnCirG = (cfG0C+ dfG0D ) –

Слайд 34.7 Равновесие – термодинамические условия (rG = 0)
Равновесные концентрации (пост.)

Слайд 4Константа равновесия К, её размерность. Связь между К (кинетич.) и

стандартной К 0 (термодинам.)

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 стандарт.давление

Константа равновесия К, её размерность. Связь между К (кинетич.) и стандартной К 0 (термодинам.) К≡KX - концентрации

Слайд 5Сдвиг равновесия. Определение направления сдвига. Правило Ле шателье
Изобара реакции Р-const
rН00

(экзотерм.реакция) – K0(T) убывающая функция(↑Т, К0↓)
rН00 (эндотерм.реакция) – K0(T) возрастающая

функция(↑Т, К0↑)

Изотерма реакции T-const

Слайд 6Динамическое равновесие
реакция аA + bB  сC +

dD
t= 0 CA= (CA)0 CB= (CB)0 CE=

0 CD=0

Динамическое равновесиереакция аA + bB  сC + dD t= 0 CA= (CA)0 CB= (CB)0

Слайд 7Расчет равновесного состава(концентраций) газовой смеси
1. Расчет К0(Т)
Для определенной Т рассчитывают

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

Xi при Р –const
(р0 = 1,013105 Па-стандартн.давление)

Кр  рi - при V - const

2. Расчет КX или Кр

Расчет равновесного состава(концентраций) газовой смеси1. Расчет К0(Т)Для определенной Т рассчитывают  rG0(T)=rH0(T) –Т·rS0(T). Затем КX

Слайд 8Пример. Диссоциация АВ при

Р -const и температуре Т

АВ = А + В

ni САВ-z z z

t=0 САВ 0 0

Пример. Диссоциация АВ при Р -const и температуре Т

Слайд 9Равновесие в растворах(дисперсных системах)

Слайд 10Электролитическая диссоциация
С0 - общая концентрация
СД - конц.молекул в виде ионов

  1 КД 



Электролитическая диссоциацияС0 - общая концентрацияСД - конц.молекул в виде ионов   1

Слайд 11Ионное произведение воды
H2O  H+ + OH-
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]

Ионное произведение водыH2O  H+ + OH-Нейтральная среда [H+] = [OH–] = 10-7 [моль/л]Кислая среда [H+]

Слайд 12Водородный 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 13Растворы кислот и оснований
МеOH  Ме+ + OH-
Слабые электролиты 

 0
Сильные электролиты   1
рН = –lg[aСкисл]
pH

= 14 + lg[aCосн]

HAn  H+ + An-

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

Слайд 14Многоосновные 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 15Гидролиз солей
1 МеAn  Ме+ + An-
Гидролиз по катиону
Гидролиз по аниону

Слайд 16Примеры 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 17Произведение растворимости - ПР
S-растворимость осадка[моль/л]
[Kat+] = x·S [моль/л]

Слайд 18Фазовые 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 19Число 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 Гиббса - С = К + 2 – Ф

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

Слайд 20Диаграмма 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 21Примеры процессов.

Слайд 22Двухкомпонентная система [К=2(вода+ растворенное вeщество А)], молекулярный раствор.
 0

p0 –давление насыщенного пара (Н2Опар ) над 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 p0 –давление насыщенного пара (Н2Опар ) над

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

Слайд 24Кипение 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 25Эбуллиоскопические и криоскопические постоянные некоторых растворителей

Слайд 26Изотонический 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-

 - 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 (растворы электролитов) - показывает увеличение числа частиц в растворе электролита по сравнению с

Скачать презентацию

Разделы презентаций

Химическое равновесие

Содержание

Слайды и текст этой презентации

Слайд 1Химическое равновесиеТермодинамические параметры: T; P; i; Сi – const1. Термодинамическое

условие равновесия - rG = 0 реакция аA + bB

Слайд 2Энергия Гиббса реакции в нестандартных условияхС С0 rGi =rG0i

+ RTlnCirG = (cfG0C+ dfG0D ) – (afG0A+bfG0B) + RT(clnСC+dlnCD–alnCA–blnCB)

Слайд 34.7 Равновесие – термодинамические условия (rG = 0)Равновесные концентрации (пост.)

Слайд 4Константа равновесия К, её размерность. Связь между К (кинетич.) и

стандартной К 0 (термодинам.) К≡KX - концентрации задаются мольными долями [безразмерная

Слайд 5Сдвиг равновесия. Определение направления сдвига. Правило Ле шательеИзобара реакции Р-constrН00

(экзотерм.реакция) – K0(T) убывающая функция(↑Т, К0↓)rН00 (эндотерм.реакция) – K0(T) возрастающая

Слайд 6Динамическое равновесиереакция аA + bB  сC +

dD t= 0 CA= (CA)0 CB= (CB)0 CE=

Слайд 7Расчет равновесного состава(концентраций) газовой смеси1. Расчет К0(Т)Для определенной Т рассчитывают

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

Слайд 8Пример. Диссоциация АВ при

Р -const и температуре Т

Слайд 9Равновесие в растворах(дисперсных системах)

Слайд 10Электролитическая диссоциацияС0 - общая концентрацияСД - конц.молекул в виде ионов

  1 КД 

Слайд 11Ионное произведение водыH2O  H+ + OH-Нейтральная среда [H+]

= [OH–] = 10-7 [моль/л]Кислая среда [H+] > 10-7(10-6,-5,-4 …);

Слайд 12Водородный показательpH = –lg[H+]Нейтральная среда pH = 7Кислая среда

pH < 7Щелочная среда pH > 7pОH

Слайд 13Растворы кислот и основанийМеOH  Ме+ + OH-Слабые электролиты 

 0 Сильные электролиты   1рН = –lg[aСкисл]pH

Слайд 14Многоосновные кислоты и основания H2An  H+ + НAn-HAn- 

H+ + An2-Ка1 >> Ка2Ме(OH)2  МеOH+ + OH-МеOH+ 

Слайд 15Гидролиз солей1 МеAn  Ме+ + An-Гидролиз по катионуГидролиз по аниону

Слайд 16Примеры гидролиза солей1) Kb0; Ka CuSO4  Cu2+ + SO42-

2 CuSO4+ 2 H2O  [CuOH]2 SO4 + H2 SO42)

Слайд 17Произведение растворимости - ПРS-растворимость осадка[моль/л] [Kat+] = x·S [моль/л]

Слайд 18Фазовые равновесияG=0Фазовый переходскачек: H,  S, c, V….Число фаз в