Разделы презентаций


Кафедра физической химии Дисциплина Химия презентация, доклад

Содержание

Различают обратимые и необратимые химические реакции. Необратимые химические реакции, или односторонние - реакции протекающие самопроизвольно только (или преимущественно) в одном направлении, которое в уравнениях указывают стрелкой (→) вместо знака равенства (=).

Слайды и текст этой презентации

Слайд 1Кафедра физической химии Дисциплина «Химия»
Рягин Сергей Николаевич, д.п.н., профессор кафедры физической

химии, Почетный работник образования РФ
Лекция № 8
Химическое равновесие и его

смещение
Кафедра физической химии Дисциплина «Химия»Рягин Сергей Николаевич, д.п.н., профессор кафедры физической химии, Почетный работник образования РФЛекция №

Слайд 2Различают обратимые и необратимые химические 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 составляет 100 %. О таких реакциях говорят, что они идут до конца, т.е. до полного исчезновения реагентов.

А

В

q, pΔV

D

С

продукты

реагенты

аА + вВ → сС + dD
реагенты продукты

Различают обратимые и необратимые химические реакции. Необратимые химические реакции, или односторонние - реакции протекающие самопроизвольно только (или

Слайд 3Признаки 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:
ВаС12 + K2SO4 → BaSO4 ↓ + 2КСl ; Na2CO3+ 2HCl →2NaCl + CO2 ↑+ H2O
б) прочного комплекса и (или) малодиссоциирующего вещества — слабых электролитов.
CuBr2 +4NH3 → [Cu(NH3)4]Br2 ; HC1 + KOH → KC1 + H2O
2. Экзотермический характер (экзотермичность) реакции (∆Н < 0), сопровождающейся образованием большего числа молей продуктов, чем исходных веществ, т.е. протекающей с увеличением энтропии (∆S > 0). Согласно этому признаку, реакции, в результате которых сложные вещества экзотермически превращаются в более простые, например:
2KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2↑ ; 2С6Н6 + 15О2 → 12СО2↑ + 6H2O
2КСlO3→2КС1 + 3О2↑
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.
Признаки необратимости химических реакций. 1. Образование устойчивого (одного или нескольких) продукта в условиях проведения реакции:  а)

Слайд 4Обратимые (двусторонними, или противоположно направленными) называют реакции, протекающие самосамопроизвольно при

данных условиях одновременно и независимо в двух пропротивоположных направлениях: прямом

(→) слева направо, т.е. от реагентов к продуктам, и обратном (←) справа налево.

А

В

q, pΔV

D

С

продукты

реагенты

В

А

Обратимые реакции в отличие от необратимых идут не до конца, т.е. не до полного исчезновения реагентов. Такие реакции протекают до установления в них определенного концентрационного предела, общего для их прямого и обратного направлений, называемого состоянием химического равновесия.

аА + вВ → сС + dD
реагенты продукты

Обратимые (двусторонними, или противоположно направленными) называют реакции, протекающие самосамопроизвольно при данных условиях одновременно и независимо в двух

Слайд 5Химическое равновесие характеризуется следующими особенностями (признаками):
термодинамической устойчивостью — постоянством (неизменностью)

во времени состояния (равновесного состава) системы в отсутствие (или при

неизменности) внешних воздействий. (∆G=0);
подвижностью — способностью положения равновесия легко смещаться в ту или иную сторону при наличии внешних воздействий, сколь малы бы они ни были;
возможностью достижения системой равновесного состояния с двух сторон — как со стороны реагентов (в результате самопроизвольного процесса), так и со стороны продуктов;
динамическим характером (динамичностью), означающим непрерывное протекание с одинаковой скоростью как прямой, так и обратной реакций.
Химическое равновесие характеризуется следующими особенностями (признаками):термодинамической устойчивостью — постоянством (неизменностью) во времени состояния (равновесного состава) системы в

Слайд 6Количественно химическое равновесие характеризуют:
1) равновесным составом реакционной смеси. Его

обычно выражают через:
равновесные мольные доли веществ-участников равновесия,

являющиеся безразмерными величинами;
равновесные концентрации веществ. Для их обозначения обычно используют квадратные скобки с указанием внутри формулы соответствующего вещества, например [А], [В], [С], [D]. 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 Со соответственно с индексом в виде формулы вещества: СоА, CА и т.д.
парциальными давлениями газообразных веществ рi, если реакция газофазная.
Количественно химическое равновесие характеризуют: 1) равновесным составом реакционной смеси. Его обычно выражают через:равновесные мольные доли

Слайд 72) 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.

и

2) Равновесный выход продукта (η) есть отношение количества вещества (числа молей) продукта в состоянии равновесия к его

Слайд 83) Степенью превращения реагента α — отношением количества вещества превратившегося

реагента к его начальному количеству, либо отношением соответствующих концентраций:

3) Степенью превращения реагента α — отношением количества вещества превратившегося реагента к его начальному количеству, либо отношением

Слайд 94) Одна из важнейших количественных характеристик химического равновесия — константа

равновесия – К равн, позволяющая судить о полноте протекания реакции.


Она изменяются в пределах 0 < Kpавн < ∞ и никогда не равны нулю (исходные вещества не взаимодействуют) и бесконечности (исходные вещества практически полностью превращаются в продукты).
Если Кравн > 1, то в равновесной реакционной смеси преобладают продукты: их относительное содержание в ней выше, чем исходных веществ, т.е. положение равновесия смещено вправо (→).
При Кравн < 1 в равновесной реакционной смеси преобладают исходные вещества: их относительное содержание в ней выше, чем продуктов, т.е. положение равновесия смещено влево (←).
4) Одна из важнейших количественных характеристик химического равновесия — константа равновесия – К равн, позволяющая судить о

Слайд 10Для 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:



, Δn г – изменение числа молей газообразных веществ в течение реакции.

Для гомогенных химических равновесий, устанавливающихся в идеальных жидких и газообразных (газовых смесях) растворах, константу равновесия можно выразить,

Слайд 14Связь константы равновесия с кинетическими параметрами
Для простых гомогенных реакций константа

равновесия может быть выведено из основного закона химической кинетики (закон

действующих масс Гульдберга-Вааге), согласно которому скорость химической реакции прямо пропорциональна концентрации реагентов, возведенные в степени равные стехиометрическим коэффициентам в уравнении:

В момент равновесия:

Таким образом, константа равновесия есть отношение констант скорости прямой и обратной реакции. Отсюда вытекает физический смысл константы равновесия: она показывает, во сколько раз скорость прямой реакции больше скорости обратной при данных условиях.

Связь константы равновесия с кинетическими параметрамиДля простых гомогенных реакций константа равновесия может быть выведено из основного закона

Слайд 17Связь константы равновесия с термодинамическими параметрами
Связь между константами равновесия и

термодинамическими характеристиками системы устанавливается уравнениями:
1) Уравнение изотермы химической реакции Вант–Гоффа,

показывающие взаимосвязь изменения энергии Гиббса и константы химического равновесия.

2) Уравнение изобары химической реакции Вант–Гоффа, показывающие взаимосвязь изменения константы равновесия от теплового эффекта реакции.

Связь константы равновесия с термодинамическими параметрамиСвязь между константами равновесия и термодинамическими характеристиками системы устанавливается уравнениями:1) Уравнение изотермы

Слайд 18Анализ уравнение изобары химической реакции
Если реакция экзотермическая (ΔН

Т2>Т1, К2/К1 >0, константа химического равновесия увеличивается и равновесие смещается

в сторону образования продуктов реакции;
Если реакция эндотермическая (ΔН > 0), то при Т2>Т1, К2/К1 < 0, константа химического равновесия уменьшается и равновесие смещается в сторону образования исходных веществ;
При ΔН = 0 константа химического равновесия не зависит от температуры


Анализ уравнение изобары химической реакцииЕсли реакция экзотермическая (ΔНТ1, К2/К1 >0, константа химического равновесия увеличивается и равновесие смещается

Слайд 21Изменение состояния равновесия в результате изменения внешних условий называют смещением

или сдвигом положения равновесия.
Правило смещения положения равновесия, или принципом Ле

Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии истинного химического равновесия, оказывать внешнее воздействие путем изменения какого-либо из условий (С, Т, Робщ) определяющих положение равновесия, то в системе происходит изменение равновесного состава и смещение положения равновесия в направлении того процесса, протекание которого ослабляет эффект (влияние) этого воздействия.
Изменение состояния равновесия в результате изменения внешних условий называют смещением или сдвигом положения равновесия.Правило смещения положения равновесия,

Слайд 221. Влияние концентрации: при повышении концентрации реагента или продукта равновесие

смещается в сторону его расходования и наоборот . Изменение в

равновесной системе концентрации любого из компонентов или концентраций всех компонентов не влияет на константу равновесия.
2. Влияние температуры: при повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, при понижении – экзотермической реакции.
3. Влияние давления: при повышении давления равновесие смещается в строну уменьшения объема и наоборот.
4. Катализатор на смещение равновесия не влияет.

1. Влияние концентрации: при повышении концентрации реагента или продукта равновесие смещается в сторону его расходования и наоборот

Слайд 23Н2+I2 2 НI+Q
С (Н2) или С (I2)
С (НI)


Т
Р - не влияет
Катализатор – не влияет

Н2+I2   2 НI+QС (Н2) или С (I2)С (НI) ТР - не влияет Катализатор – не

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