🗊Презентация Химическое равновесие

Содержание Основные понятия Закон действующих масс Влияние температуры на константу химического равновесия Влияние различных факторов на состояние химического равновесия. Принцип Ле Шателье Влияние концентраций (парциальных давлений) компонентов системы Влияние давления Влияние температуры Влияние катализатора Выбор оптимального технологического режима. Кажущееся равновесие

Химическое равновесие - состояние системы, характеризующееся равными скоростями прямой и обратной реакций

Закон действующих масс В закрытой системе в состоянии равновесия при постоянных температуре и давлении отношение произведений концентраций продуктов реакции и исходных веществ в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, является постоянной величиной В закрытой системе для обратимой реакции (T, p = const) aA + bB cC + dD Для реакции с участием газообразных веществ pA, pB, pC, pD – равновесные парциальные давления

Константы равновесий в гомогенных и гетерогенных системах Гомогенная система N2(г) + 3H2(г) 2NH3(г) Гетерогенная система MgCO3(к) MgO(к) + CO2(г) концентрации твердых веществ считают неизменными и в выражение константы равновесия не включают

Константа равновесия - мера глубины прохождения реакции

Расчет равновесных концентраций реагентов по известным исходным концентрациям CO(г) + H2O(г) CO2(г) + H2(г) КС = 1 при Т=1023 К, Исходные концентрации веществ В начальный момент времени Обозначаем х (моль/л) увеличение концентрации CO2 в ходе реакции увеличение концентрации Н2 уменьшение концентрации СО = х уменьшение концентрации Н2О

Определение возможного направления реакции при известном значении константы равновесия 2SO2(г) + O2(г) 2SO3(г) При Т = 950 К значение КС = 83,88 Исходные концентрации Определить направление возможной реакции при данном составе системы В исходной газовой смеси В состоянии равновесия В ходе достижения равновесия при данном составе системы возможна прямая реакция

Влияние температуры на константу химического равновесия зависимость lnK = f(T) близка к линейной При увеличении температуры для экзотермических реакций для эндотермических реакций К К

Расчет Н0 и ∆S0 реакции 4NO(г) 2N2O(г) + O2(г) Н0 < 0 реакция экзотермическая ΔS0 < 0 в ходе реакции система переходит в более упорядоченное состояние

Расчет и K298 реакции 4NO(г) 2N2O(г) + O2(г) Стандартная энергия Гиббса реакции – при Т = 298 К возможна самопроизвольная прямая реакция Константа равновесия K298 ≈ 1024

Расчет и K1500 реакции 4NO(г) 2N2O(г) + O2(г) Энергия Гиббса реакции при температуре 1500 К >> 0 – при Т = 1500 К возможна самопроизвольная обратная реакция Константа равновесия при температуре 1500 К K1500 = 10-3

График зависимости для реакции 4NO(г) 2N2O(г) + O2(г) Температура, при которой (К = 1)

Температурная зависимость константы равновесия реакции 4NO(г) 2N2O(г) + O2(г) 298 К К >> 1 в системе преобладают продукты реакции 1500 К К << 1 в системе преобладают исходные вещества, реакция практически не идет 1000 К равновероятны оба направления реакции При повышении температуры равновесие смещается в сторону обратной (эндотермической) реакции

Влияние различных факторов на состояние химического равновесия. Принцип Ле Шателье Если на систему, находящуюся в равновесии, оказать внешнее воздействие, равновесие сместится в направлении, ослабляющем это воздействие

Изменение концентраций Изменение концентраций (парциальных давлений) веществ

Влияние концентраций веществ Влияние концентраций веществ на состояние равновесия системы CH4(г) + 2H2O(г) CO2(г) + 4H2(г)

Влияние общего давления в системе Давление оказывает влияние на равновесие реакций, сопровождающихся изменением количеств газообразных веществ

Влияние температуры на состояние равновесия Нагревание смещение равновесия в сторону эндотермических реакций

Выбор оптимального режима синтеза аммиака 3Н2(г) + N2(г) 2NH3(г), H<0

Заключение Все самопроизвольные реакции можно разделить на необратимые (идущие в одном направлении) и обратимые (идущие в противоположных направлениях) В ходе обратимых реакций наступает состояние химического равновесия, характеризующееся равными скоростями прямой и обратной реакций Количественной характеристикой химического равновесия является константа равновесия (КС или КР), величина которой зависит от природы реагирующих веществ и от температуры Константа равновесия экзотермических реакций уменьшается с повышением температуры; эндотермических - увеличивается. Химическое равновесие при изменении внешних условий (р, Т, С) может смещаться. Согласно принципу Ле Шателье при внешнем воздействии на систему равновесие смещается в направлении, ослабляющем это воздействие

Рекомендуемая литература Никольский А.Б., Суворов А.В. Химия. - СПб: Химиздат, 2001 Степин Б.Д., Цветков А.А. Неорганическая химия. - М.: Высш. шк., 1994 Карапетьянц М.Х. Общая и неорганическая химия. - М.: Химия, 2000 Угай Я.А. Общая и неорганическая химия. - М.: Высш. шк., 2007 Неорганическая химия. В 3 т. Т. 1: Физико-химические основы неорганической химии. Под ред. Ю. Д. Третьякова. - М.: Академия, 2004 Гаршин А.П. Неорганическая химия в схемах, рисунках, таблицах, формулах, химических реакциях. - СПб.: Лань, 2000