Основы химического равновесия - презентация, доклад, проект скачать

Нажмите для полного просмотра!

Основы химического равновесия, слайд №10

Основы химического равновесия, слайд №11

Основы химического равновесия, слайд №12

Основы химического равновесия, слайд №13

Основы химического равновесия, слайд №14

Основы химического равновесия, слайд №15

Основы химического равновесия, слайд №16

Основы химического равновесия, слайд №17

Основы химического равновесия, слайд №18

Основы химического равновесия, слайд №19

Основы химического равновесия, слайд №20

Основы химического равновесия, слайд №21

Основы химического равновесия, слайд №22

Основы химического равновесия, слайд №23

Основы химического равновесия, слайд №24

Основы химического равновесия, слайд №25

Основы химического равновесия, слайд №26

Основы химического равновесия, слайд №27

Основы химического равновесия, слайд №28

Основы химического равновесия, слайд №29

Основы химического равновесия, слайд №30

Основы химического равновесия, слайд №31

Основы химического равновесия, слайд №32

Основы химического равновесия, слайд №33

Основы химического равновесия, слайд №34

Основы химического равновесия, слайд №35

Основы химического равновесия, слайд №36

Основы химического равновесия, слайд №37

Основы химического равновесия, слайд №38

Основы химического равновесия, слайд №39

Основы химического равновесия, слайд №40

Основы химического равновесия, слайд №41

Основы химического равновесия, слайд №42

Основы химического равновесия, слайд №43

Основы химического равновесия, слайд №44

Основы химического равновесия, слайд №45

Основы химического равновесия, слайд №46

Содержание ▲

Вы можете ознакомиться и скачать презентацию на тему Основы химического равновесия. Доклад-сообщение содержит 46 слайдов. Презентации для любого класса можно скачать бесплатно. Если материал и наш сайт презентаций Mypresentation Вам понравились – поделитесь им с друзьями с помощью социальных кнопок и добавьте в закладки в своем браузере.

Слайды и текст этой презентации

Слайд 1

Описание слайда:

Лекция 6. Основы химического равновесия

Слайд 2

Описание слайда:

Слайд 3

Описание слайда:

Слайд 4

Описание слайда:

Химические реакции горения и газификации протекают с выделением или поглощением тепла, которое называется теплотой реакции. Химические реакции горения и газификации протекают с выделением или поглощением тепла, которое называется теплотой реакции. Всякая химическая реакция сводится к разрушению (разрыву) химических связей между атомами в молекулах и образованию новых связей. При этом изменяется энтальпия (p=const) или внутренняя энергия (v=const) реагирующих веществ.

Слайд 5

Описание слайда:

Если энергия, выделяющаяся при образовании новых связей, больше энергии, затрачиваемой на разрушение связей в исходных молекулах, то реакция сопровождается выделением теплоты (экзотермический процесс). Если энергия, выделяющаяся при образовании новых связей, больше энергии, затрачиваемой на разрушение связей в исходных молекулах, то реакция сопровождается выделением теплоты (экзотермический процесс). Если энергия, выделившаяся при образовании новых связей, меньше энергии разрыва связей, то реакция связана с поглощением теплоты из окружающей среды (эндотермический процесс).

Слайд 6

Описание слайда:

Согласно 1-му началу термодинамики, изменение внутренней энергии dU или энтальпии dH = d(U+pV) реагентов в процессе их химического превращения в продукты реакции происходит за счёт поглощения (или выделения) теплоты δQ и совершения работы δL Согласно 1-му началу термодинамики, изменение внутренней энергии dU или энтальпии dH = d(U+pV) реагентов в процессе их химического превращения в продукты реакции происходит за счёт поглощения (или выделения) теплоты δQ и совершения работы δL U, H – функции состояния, и их изменение в результате химической реакции не зависит от пути (механизма), по которому развивается реакция, а определяется лишь начальным и конечным состояниями системы (составами и свойствами реагентов и продуктов). Теплота реакции в общем случае зависит от пути процесса, но в двух простейших случаях, когда процессы совершаются при V,Т=const и p,Т=const, её значение также определяется только начальным и конечным состояниями системы.

Слайд 7

Описание слайда:

Если реакция протекает при постоянном объёме (V,Т = const , изохорно-изотермический процесс), и при этом работа не совершается (L = 0), то теплота реакции равна разности внутренней энергии системы после и до реакции Если реакция протекает при постоянном объёме (V,Т = const , изохорно-изотермический процесс), и при этом работа не совершается (L = 0), то теплота реакции равна разности внутренней энергии системы после и до реакции Если реакция протекает при постоянном давлении (p=const, изобарный процесс) и совершается только работа объёмного расширения (типичные условия в устройствах сжигания/газификации), то теплота реакции равна разности энтальпий системы после и до реакции При ΔН < 0 реакция экзотермическая, при ΔН > 0 – эндотермическая (тепло поглощается из окружающей среды).

Слайд 8

Описание слайда:

Слайд 9

Описание слайда:

Слайд 10

Описание слайда:

Компоненты горючей смеси могут находиться в одном агрегатном состоянии, например, Компоненты горючей смеси могут находиться в одном агрегатном состоянии, например, – газообразном при сжигании газов в воздухе, либо в различных состояниях: – твердое топливо и газообразный окислитель; – жидкое топливо и газообразный окислитель. Система , в которой компоненты находятся в одном агрегатном состоянии, называется гомогенной, а в различных – гетерогенной. От агрегатного состояния реагентов и продуктов зависят их энтальпия образования и, следовательно, – теплота реакции.

Слайд 11

Описание слайда:

Энтальпия образования сложного вещества есть энтальпия реакции его синтеза из простых в-в, взятых в наиболее устойчивых физических состояниях при заданных внешних р, Т. Энтальпия образования сложного вещества есть энтальпия реакции его синтеза из простых в-в, взятых в наиболее устойчивых физических состояниях при заданных внешних р, Т. Стандартные энтальпии образования веществ приводятся в таблицах при одних и тех же ("стандартных") условиях: р = 1 атм и определённой температуре, обычно 298.15 К = 25 оС. Обозначение: Стандартные энтальпии образования простых веществ: углерода С (графит); водорода Н2 (газ); кислорода О2 (газ); азота N2 (газ) и т.п. приняты равными 0 (нулю).

Слайд 12

Описание слайда:

Энтальпия сгорания простого и сложного вещества есть энтальпия реакции его полного окисления кислородом до образования высших оксидов, причём всегда указывается каких именно оксидов и в каком фазовом состоянии. Энтальпия сгорания простого и сложного вещества есть энтальпия реакции его полного окисления кислородом до образования высших оксидов, причём всегда указывается каких именно оксидов и в каком фазовом состоянии. Стандартные энтальпии сгорания веществ приводятся в таблицах при одних и тех же ("стандартных") условиях: р = 1 атм и определённой температуре, обычно 298.15 К = 25 оС. Обозначение: Теплота сгорания указывается в расчёте на 1 моль окисляемого вещества (топлива), кДж/моль.

Слайд 13

Описание слайда:

Слайд 14

Описание слайда:

Слайд 15

Описание слайда:

Слайд 16

Описание слайда:

Слайд 17

Описание слайда:

Слайд 18

Описание слайда:

Слайд 19

Описание слайда:

Слайд 20

Описание слайда:

Слайд 21

Описание слайда:

Экспериментально установлено, что химические реакции не всегда протекают до полного превращения исходных веществ. Экспериментально установлено, что химические реакции не всегда протекают до полного превращения исходных веществ. Наряду с продуктами реакции в системе присутствует некоторое количество исходных и промежуточных соединений, что объяснятся одновременным протеканием реакций в двух противоположных направлениях. Такой ход реакций называется химической обратимостью и отражается в виде:

Слайд 22

Описание слайда:

Скорость химической реакции, как будет показано далее, пропорциональна концентрациям (количество вещества в единице объёма) участвующих в ней веществ (реагентов). Скорость химической реакции, как будет показано далее, пропорциональна концентрациям (количество вещества в единице объёма) участвующих в ней веществ (реагентов). По мере протекания реакции из-за уменьшения количества исходных веществ скорость прямой реакции уменьшается, а обратной увеличивается, так как продукты прямой реакции все прибывают. Когда скорости прямой и обратной реакций уравновешиваются, то состав смеси в системе с течением времени остается неизменным. Наступает химическое равновесие.

Слайд 23

Описание слайда:

В зависимости от условий (Т, р) равновесие может быть, например, сильно смещено в сторону продуктов реакции. В зависимости от условий (Т, р) равновесие может быть, например, сильно смещено в сторону продуктов реакции. Может казаться, что реакция протекает только в одну сторону. При других условиях равновесие, напротив, может быть сильно сдвинуто в сторону исходных веществ, реакция как будто бы вовсе не протекает. Могут быть и любые промежуточные варианты.

Слайд 24

Описание слайда:

Скорость протекания химических реакций и положение равновесия зависят от химической природы реагирующих веществ, концентрации реагирующих веществ, физических условий (Т, р,V). Скорость протекания химических реакций и положение равновесия зависят от химической природы реагирующих веществ, концентрации реагирующих веществ, физических условий (Т, р,V). Наступление химического равновесия данной реакции при постоянных температуре и давлении зависит от концентраций реагирующих веществ C (моль/м3). Эта зависимость определяется законом действующих масс.

Слайд 25

Описание слайда:

Закон действующих масс Закон действующих масс В однородной среде при постоянных T и p скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ

Слайд 26

Описание слайда:

Здесь CA ,CB ,CM ,CN – текущие концентрации реагирующих веществ, моль/м3, Здесь CA ,CB ,CM ,CN – текущие концентрации реагирующих веществ, моль/м3, k1 и k2 – коэффициенты пропорциональности, характерные для природы реагирующих веществ и зависящие от температуры, называемые константами скорости прямой и обратной реакции. При какой-то заданной температуре k1 и k2 = const.

Слайд 27

Описание слайда:

Результирующая скорость реакции, Результирующая скорость реакции, равная разности скоростей прямой и обратной реакций, в ходе превращения уменьшается и становится равной нулю при равновесии, для которого можно записать

Слайд 28

Описание слайда:

Отсюда следует выражение для концентраций реагирующих веществ и констант скоростей в состоянии равновесия, являющееся математическим выражением закона действующих масс Отсюда следует выражение для концентраций реагирующих веществ и констант скоростей в состоянии равновесия, являющееся математическим выражением закона действующих масс

Слайд 29

Описание слайда:

Так как k1 и k2 при данной температуре являются постоянными, то и константа равновесия КС является также постоянной величиной, характерной для данной реакции. Так как k1 и k2 при данной температуре являются постоянными, то и константа равновесия КС является также постоянной величиной, характерной для данной реакции.

Слайд 30

Описание слайда:

При Т = const парциальные давления газов в смеси пропорциональны их концентрациям (МА – масса реагента А) При Т = const парциальные давления газов в смеси пропорциональны их концентрациям (МА – масса реагента А)

Слайд 31

Описание слайда:

Если в газовой смеси может происходить несколько различных реакций, то закон действующих масс применяется к каждой реакции в отдельности. Если в газовой смеси может происходить несколько различных реакций, то закон действующих масс применяется к каждой реакции в отдельности. В условиях промышленного сжигания топлив обычно состояние равновесия не наступает, так как для этого необходим промежуток времени, в 10-100 раз бóльший, чем среднее время пребывания газов в топочной камере.

Слайд 32

Описание слайда:

Скорости обратных реакций разложения (диссоциации) продуктов сгорания при топочных температурах (1600-18000С и ниже) весьма малы (например, степень диссоциации водяных паров в этих условиях не более 1-3%). Таким образом, в топках котельных агрегатов реакции окисления горючих веществ идут практически только в прямом направлении.

Слайд 33

Описание слайда:

Строго говоря, область применения закона действующих масс ограничивается идеальными газами, однако с достаточной для практики точностью, можно использовать и закон действующих масс и все выводы из него и для реальных газов. Строго говоря, область применения закона действующих масс ограничивается идеальными газами, однако с достаточной для практики точностью, можно использовать и закон действующих масс и все выводы из него и для реальных газов.

Слайд 34

Описание слайда:

Для процессов горения важное значение имеют гетерогенные реакции в системах, в частности, состоящих из твердого топлива и газа. Для процессов горения важное значение имеют гетерогенные реакции в системах, в частности, состоящих из твердого топлива и газа. Однако химические реакции в гетерогенной системе, состоящей из жидкого топлива и газа, протекают в газовой фазе между насыщенным паром топлива и газом. В результате этого в системе наступает равновесие в газовой фазе, для которого справедливы все законы гомогенных газовых реакций.

Слайд 35

Описание слайда:

Принцип Ле Шателье – Брауна Если на систему в состоянии равновесия воздействовать извне, изменяя термодинамические параметры состояния (р, V, Т), то равновесие смещается в том направлении, которое противодействует внешнему воздействию (ослабляет его эффект). Принцип Ле Шателье справедлив для всех систем, в том числе и в химических реакциях.

Слайд 36

Описание слайда:

Например, если прямая реакция экзотермична (протекает с выделение теплоты), как в случае реакций горения (следовательно, обратная реакция эндотермична – идет с поглощением теплоты), то при повышении температуры извне увеличивается скорость обратной реакции, тепловыделение уменьшается, и равновесие смещается в сторону исходных веществ (реагентов). Например, если прямая реакция экзотермична (протекает с выделение теплоты), как в случае реакций горения (следовательно, обратная реакция эндотермична – идет с поглощением теплоты), то при повышении температуры извне увеличивается скорость обратной реакции, тепловыделение уменьшается, и равновесие смещается в сторону исходных веществ (реагентов). При понижении температуры увеличивается скорость прямой реакции, и равновесие в смещается в сторону продуктов реакции. При не слишком высоких температурах эти смещения для реакций горения мало заметны.

Слайд 37

Описание слайда:

Если из системы выводится какой-либо продукт, то равновесие сдвигается в сторону увеличения его концентрации. Если из системы выводится какой-либо продукт, то равновесие сдвигается в сторону увеличения его концентрации. ПРИМЕР. Паровая газификация (конверсия, риформинг) углерода с целью получения водорода эндотермическая конверсия экзотермическая "шифт-реакция" Чтобы повысить выход Н2, нужно повышать температуру при проведения 1-ой реакции и понижать – при 2-ой, осуществляя их в отдельных реакторах. Результирующая реакция Адсорбция углекислого газа и вывод его из системы в виде твёрдого продукта сдвинет равновесие в сторону увеличения концентрации водорода

Слайд 38

Описание слайда:

Давление воздействует на положение равновесия в том случае, если реакция протекает с изменением объема газов и не влияет на равновесие эквимолярных реакций, не сопровождающихся изменением объема. Давление воздействует на положение равновесия в том случае, если реакция протекает с изменением объема газов и не влияет на равновесие эквимолярных реакций, не сопровождающихся изменением объема. Для реакций с увеличением объема при повышении давления извне равновесие смещается в сторону исходных реагентов, т.е. уменьшения объема, а при понижении давления – в сторону продуктов –увеличения объема.

Слайд 39

Описание слайда:

Принцип Ле Шателье-Брауна указывает только направление смещения равновесия, но не дает возможности провести количественные расчеты. Принцип Ле Шателье-Брауна указывает только направление смещения равновесия, но не дает возможности провести количественные расчеты. Соотношения, позволяющие проводить расчеты, можно получить, используя термодинамические методы (равновесные расчеты с использованием констант равновесия).

Слайд 40

Описание слайда:

При очень высоких температурах реакции горения вообще не протекают. Следовательно, за счет горения нельзя достичь очень высоких температур (выше 4000-5000 К в зависимости от условий). При очень высоких температурах реакции горения вообще не протекают. Следовательно, за счет горения нельзя достичь очень высоких температур (выше 4000-5000 К в зависимости от условий). В камерах сгорания реактивных двигателей, где температуры достигают 3000-3500 К, даже при высоких давлениях существенна роль обратных реакций.

Слайд 41

Описание слайда:

Зависимость химического равновесия реакций горения от температуры При внешнем изменении температуры равновесие системы смещается в ту или другую сторону в зависимости от знака и величины теплового эффекта. Чтобы определить состав равновесной смеси при различных температурах, необходимо знать зависимость константы равновесия от температуры. Эта зависимость при V = const и p = const выражается уравнениями изохоры реакции и изобары реакции

Слайд 42

Описание слайда:

Знак "–" в правой части показывает, что: Знак "–" в правой части показывает, что: если Q = ΔrH < 0 (экзотермическая реакция) , то с ростом температуры константы Kc и Kp увеличиваются, и равновесие смещается в сторону образования исходных веществ. Отсюда следует, что для более полного протекания такой реакции благоприятны невысокие температуры; если Q = ΔrH > 0, то с возрастанием температуры константа равновесия уменьшается, равновесие сдвигается в сторону образования конечных веществ. Поэтому в эндотермических реакциях высокие температуры благоприятствуют более полному их протеканию.