Химическое равновесие

Содержание

Слайд 2

Цель лекции

Цель лекции

Слайд 3

ПРОВЕРКА ДОМАШНЕГО ЗАДАНИЯ С МЕТОДОМ «МОЗГОВОГО ШТУРМА»

Указать тип химических реакций, расставить коэффициенты.

P+O2=P2O5
H2O2=

ПРОВЕРКА ДОМАШНЕГО ЗАДАНИЯ С МЕТОДОМ «МОЗГОВОГО ШТУРМА» Указать тип химических реакций, расставить
H2O +O2
Ca+O2=CaO
Zn+CuSO4=ZnSO4+Cu
Na2O+H2O=NaOH
Al+O2= Al2O3
K2O+H2O=KOH
KNO3=KNO2+O2
FeO+НСl=FeСl2+H2O
H2SO4+Al2O3 = Al2(SO4)3+H2O

Слайд 4

Необратимые и обратимые реакции

Необратимые реакции – реакции, проходящие только в одном направлении

Необратимые и обратимые реакции Необратимые реакции – реакции, проходящие только в одном
− до конца, т.е. до полного превращения одного или всех исходных веществ в продукты реакции
2KClO3 = 2KCl + 3O2
Обратимые реакции – реакции, идущие в противоположных направлениях, не проходят до конца, исходные вещества полностью не расходуются
H2 + I2 2HI

Модуль I. Лекция 4. Химическое равновесие

Слайд 5

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

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


Система H2 + I2 2HI при Т = const
СHI = 0
[H2], [I2], [HI] - равновесные концентрации, моль/л

0

υ

υпр= υобр

τ

τравн

Модуль I. Лекция 4. Химическое равновесие

Слайд 6

Закон действующих масс

В закрытой системе в состоянии равновесия при постоянных температуре и

Закон действующих масс В закрытой системе в состоянии равновесия при постоянных температуре
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

Модуль I. Лекция 4. Химическое равновесие

Слайд 7

Константы равновесий в гомогенных и гетерогенных системах

Гомогенная система
N2(г) + 3H2(г) 2NH3(г)
Гетерогенная

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

Модуль I. Лекция 4. Химическое равновесие

Слайд 8

Константа равновесия - мера глубины прохождения реакции

Отсутствие
взаимодействия

Равновесие
смещено в
сторону
прямой
реакции

Равновесие
смещено в
сторону
обратной
реакции

Модуль

Константа равновесия - мера глубины прохождения реакции Отсутствие взаимодействия Равновесие смещено в
I. Лекция 4. Химическое равновесие

Константа равновесия зависит от природы веществ, образующих систему и от температуры, но не зависит от концентрации веществ

Слайд 9

Расчет равновесных концентраций реагентов по известным исходным концентрациям
CO(г) + H2O(г) CO2(г) + H2(г)
КС

Расчет равновесных концентраций реагентов по известным исходным концентрациям CO(г) + H2O(г) CO2(г)
= 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


Модуль I. Лекция 4. Химическое равновесие

Слайд 10

Определение возможного направления реакции при известном значении константы равновесия

2SO2(г) + O2(г) 2SO3(г)

Определение возможного направления реакции при известном значении константы равновесия 2SO2(г) + O2(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

Модуль I. Лекция 4. Химическое равновесие

Слайд 11

Влияние температуры на константу химического равновесия
зависимость lnK = f(T) близка к линейной

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

Модуль I. Лекция 4. Химическое равновесие

Слайд 12

Модуль I. Лекция 4. Химическое равновесие

Расчет ΔН0 и ∆S0 реакции 4NO(г)

Модуль I. Лекция 4. Химическое равновесие Расчет ΔН0 и ∆S0 реакции 4NO(г)
2N2O(г) + O2(г)
ΔН0 < 0 реакция экзотермическая
ΔS0 < 0 в ходе реакции система переходит в более
упорядоченное состояние

Слайд 13

Модуль I. Лекция 4. Химическое равновесие

Расчет и K298 реакции 4NO(г) 2N2O(г)

Модуль I. Лекция 4. Химическое равновесие 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

Слайд 14

Модуль I. Лекция 4. Химическое равновесие

Расчет и K1500 реакции 4NO(г) 2N2O(г)

Модуль I. Лекция 4. Химическое равновесие 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

Слайд 15

Модуль I. Лекция 4. Химическое равновесие

График зависимости для реакции 4NO(г)

Модуль I. Лекция 4. Химическое равновесие График зависимости для реакции 4NO(г) 2N2O(г)
2N2O(г) + O2(г)


Температура, при которой
(К = 1)

Т, К

Слайд 16

Модуль I. Лекция 4. Химическое равновесие

Температурная зависимость константы равновесия реакции 4NO(г)

Модуль I. Лекция 4. Химическое равновесие 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

Слайд 17

Влияние различных факторов на состояние химического равновесия. Принцип Ле Шателье

Если на систему,

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


смещение равновесия в сторону прямой реакции
означает увеличение равновесных концентраций продуктов реакции

смещение равновесия в сторону обратной реакции означает увеличение равновесных концентраций
исходных веществ

Модуль I. Лекция 4. Химическое равновесие

Слайд 18

Изменение концентраций
(парциальных давлений) веществ

Влияние концентраций (парциальных давлений) компонентов системы

увеличение концентрации

Изменение концентраций (парциальных давлений) веществ Влияние концентраций (парциальных давлений) компонентов системы увеличение
продуктов реакции
или
уменьшение концентрации исходных веществ
смещение равновесия
в сторону прямой реакции

увеличение концентрации исходных веществ
или
уменьшение концентрации продуктов реакции
смещение равновесия
в сторону обратной реакции

Модуль I. Лекция 4. Химическое равновесие

Слайд 19

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

Увеличение концентрации

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

CH4 или H2O
Увеличение концентрации
CO2 или H2
Уменьшение концентрации
CH4 или H2O
Уменьшение концентрации
CO2 или H2

Модуль I. Лекция 4. Химическое равновесие

Слайд 20

Влияние общего давления в системе

Давление оказывает влияние на равновесие реакций, сопровождающихся изменением

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

увеличение общего давления
смещение равновесия в сторону уменьшения количества газообразных веществ

понижение общего
давления
смещение равновесия в сторону увеличения количества газообразных веществ

Модуль I. Лекция 4. Химическое равновесие

CH4(г) + 2H2O(г) CO2(г ) + 4H2(г)
3 моль 5 моль

Слайд 21

Влияние температуры на состояние равновесия

Нагревание
смещение равновесия в сторону эндотермических реакций

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

CH4(г) + 2H2O(г) CO2(г) + 4H2(г), ΔH>0
прямая реакция эндотермическая
обратная реакция экзотермическая
нагревание охлаждение

Модуль I. Лекция 4. Химическое равновесие

Слайд 22

Выбор оптимального режима синтеза аммиака

3Н2(г) + N2(г) 2NH3(г), ΔH<0

Модуль I.

Выбор оптимального режима синтеза аммиака 3Н2(г) + N2(г) 2NH3(г), ΔH Модуль I.
Лекция 4. Химическое равновесие

р = 30-80 МПа Т = 450-5500С катализатор – Fe(к)

Слайд 23

Заключение

Все самопроизвольные реакции можно разделить на необратимые (идущие в одном направлении) и

Заключение Все самопроизвольные реакции можно разделить на необратимые (идущие в одном направлении)
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

Модуль I. Лекция 4. Химическое равновесие

Слайд 24

Решение задач методом «Вычислений»

Задача-1. Запишите выражения для констант равновесия следующих реакций:
а)

Решение задач методом «Вычислений» Задача-1. Запишите выражения для констант равновесия следующих реакций:
2NO(г.) + O2(г.) →2NO2(г.);
б) MgCO3(к.) + 2HCl(р.) → MgCl2(р.) + H2O(ж.) + CO2(г.); в) CO2(г.) + H2O(ж.) → H+ (р.) + HCO3 – (р.).
Задача-2. Вычислите константу равновесия реакции: CaCO3(к.) + H+ (р.) = Ca2+(р.) + HCO3 – (р.), если известны константы равновесия реакций:
CaCO3(к.) = Ca2+(р.) + CO3 2–(р.), K1 = 3,36·10–9 ,
(2) HCO3 – (р.) = H+ (р.) + CO3 2–(р.), K2 = 4,84·10–11 .

Слайд 25

Подведение итогов урока методом «INSERT»

1. Химическое равновесие в системе 2NO(г) + O2

Подведение итогов урока методом «INSERT» 1. Химическое равновесие в системе 2NO(г) +
(г)  = 2NO2 (г) + Q смещается в сторону образования продукта реакции при
1) повышении давления
2) повышении температуры
3) понижении давления
4) применении катализатора
 2. Состояние химического равновесия характеризуется
1) прекращением протекания прямой и обратной химической реакций
2) равенством скоростей прямой и обратной реакций
3) равенством суммарной массы продуктов суммарной массе реагентов
4) равенства суммарного количества вещества продуктов суммарному количеству вещества реагентов
3. При изменении давления химическое равновесие не смещается в реакции
1) СО(г) + Сl2 (г) ↔ СОСl2 (г)
2) СО2(г) + С↔ 2СО(г)
3) 2СО(г) + О2(г) ↔2СО2(г)
4) С + О2 (г) ↔СО2(г)
4. Введение катализатора в систему, находящуюся в состоянии динамического равновесия
1) увеличит скорость только прямой реакции
2) увеличит скорость только обратной реакции
3) увеличит скорость как прямой, так и обратной реакции
4) не оказывает влияние на скорость ни прямой, ни обратной реакции
5. Давление не влияет на состояние химического равновесия следующей химической реакции
             1) 2SO2 + O2 ↔ 2SO3
             2) 3Н2 + N2 ↔ 2NH3
             3) CO + Cl2 ↔ COCl2
             4) Н2 + Cl2 ↔ 2HCl

Слайд 26

Домашняя работа
Метод «LEVEL TASKS»
Отвечайте на вопросы:
Вопрос 1. Что такое гетерогенное реакция?
Вопрос 2.

Домашняя работа Метод «LEVEL TASKS» Отвечайте на вопросы: Вопрос 1. Что такое
Что такое константа химического равновесие?
Решите 6 задачу на 102 страницах электронного учебника.

Слайд 27

Рефлексия

Если считать, что весь отрезок это 100 %,
то покажите точкой ваше

Рефлексия Если считать, что весь отрезок это 100 %, то покажите точкой
местонахождение
1.Усвоение учебного материала
А______________________________________________Б
2. Мне это пригодится в жизни
А______________________________________________Б
3. Урок был интересным и познавательным
А______________________________________________Б

Слайд 28

Подведение итогов урока : ___ оценка знаний
Критерии оценки: Всего 100 баллов

Подведение итогов урока : ___ оценка знаний Критерии оценки: Всего 100 баллов
Имя файла: Химическое-равновесие.pptx
Количество просмотров: 37
Количество скачиваний: 0