Обратимость химических реакций. Химическое равновесие

Содержание

Слайд 2

Обратимые и необратимые реакции.

Обратимые химические реакции – это реакции, одновременно протекающие в

Обратимые и необратимые реакции. Обратимые химические реакции – это реакции, одновременно протекающие
прямом и обратном направлениях в одних и тех же условиях.
Например: H2 + I2 ↔ 2HI CaCO3 ↔ CaO + CO2

Необратимые химические реакции –это реакции, протекающие в одном направлении до полного превращения реагирующих веществ в продукты реакции.
Например :
Na2SO4 +BaCl2 ? BaSO4 ↓+ 2NaCl

Слайд 3

Признаки необратимости.

CuCl2 + 2KOH=Cu(OH)2↓ +2KOH – выпал осадок
Na2CO3 + 2HCl=2NaCl + H2O

Признаки необратимости. CuCl2 + 2KOH=Cu(OH)2↓ +2KOH – выпал осадок Na2CO3 + 2HCl=2NaCl
+ CO2↑ – образовался слабый электролит , который разлагается на воду и углекислый газ.
H2SO4 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O – образовалась вода – очень слабый электролит.

Слайд 4

Химическое равновесие. H2 + I2 ↔ 2HI

Вернемся к обратимой реакции водорода с парами

Химическое равновесие. H2 + I2 ↔ 2HI Вернемся к обратимой реакции водорода
йода. В соответствии с законом действующих масс кинетическое уравнение прямой реакции имеет вид:
Vпр =kпр[H2] [I2] С течением времени скорость прямой реакции уменьшается, т.к. исходные вещества расходуются. В то же время с накоплением в системе йодоводорода увеличивается скорость реакции его разложения:
Vобр=kобр [HI] ² В любой обратимой реакции рано или поздно наступит такой момент, когда скорости прямого и обратного процессов становятся равными. Состояние обратимого процесса, при котором скорости прямой и обратной реакций равны, называют химическим равновесием.
Vпр = Vобр
kпр[H2] [I2]= kобр [HI] ²

Слайд 5

Константа химического равновесия. H2 + I2 ↔ 2HI

Состояние химического равновесия характеризуется особой величиной

Константа химического равновесия. H2 + I2 ↔ 2HI Состояние химического равновесия характеризуется
– константой равновесия. Для нашего примера константа равновесия имеет вид:
Кравн = kпр / kобр = [HI]²/[H2] [I2]
Константа равновесия k равна отношению констант скоростей прямой и обратной реакции, или отношению произведению равновесных концентраций продуктов и реагентов, возведенных в степени, равные коэффициентам в уравнении реакции. Величина константы равновесия определяется природой реагирующих веществ, и зависит от температуры.

Слайд 6

Величина константы равновесия характеризует полноту протекания
обратимой реакции. Если Кравн<<1, числитель в

Величина константы равновесия характеризует полноту протекания обратимой реакции. Если Кравн >1, исходных
выражении константы намного меньше знаменателя, прямая реакция практически не протекает, равновесие смещено влево. Если для какого-либо обратимого процесса Кравн>>1, исходных реагентов в равновесной системе практически не остается, равновесие смещено вправо.

Кравн = kпр / kобр = [HI]²/[H2] [I2]

Слайд 7

Факторы, вызывающие смещение химического равновесия.

Состояние химического равновесия может сохраняться долго при

Факторы, вызывающие смещение химического равновесия. Состояние химического равновесия может сохраняться долго при
неизменных внешних условиях: температуры, концентрации исходных веществ или конечных продуктов, давления (если в реакции участвуют газы).
Если изменить эти условия, можно перевести систему из одного равновесного состояния в другое, отвечающее новым условиям.
Такой переход называется смещением или сдвигом равновесия. Управление смещения можно предсказать, пользуясь принципом Ле Шателье, 1884г.

Слайд 8

Историческая справка.

Французский ученый- химик, занимался исследованиями процессов протекания химических реакций.
Принцип смещения равновесий-

Историческая справка. Французский ученый- химик, занимался исследованиями процессов протекания химических реакций. Принцип
самое известное, но далеко не единственное научное достижение Ле Шателье.
Его научные исследования обеспечили ему широкую известность во всем мире. Он дожил до 86 лет.

Анри Луи Ле Шателье (1850- 1936)

Слайд 9

Принцип Ле Шателье.

Известен всюду на Земле Анри Луи Де Шателье.
Он

Принцип Ле Шателье. Известен всюду на Земле Анри Луи Де Шателье. Он
не был королем и принцем, Зато открыл прекрасный принцип, Который химикам полезен
Для сдвигов всяких равновесий.

Если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказывать внешнее воздействие (изменить давление, концентрацию веществ или температуру), то равновесие сместится в сторону преимущественного протекания того процесса который ослабляет произведенное воздействие.
Принцип Ле Шателье- это принцип «вредности», принцип «наоборот».

Слайд 10

Изменение концентрации: 3H2 + N2 ↔ 2NH3

А) если увеличиваем концентрацию конечных

Изменение концентрации: 3H2 + N2 ↔ 2NH3 А) если увеличиваем концентрацию конечных
продуктов, рав- новесие смещается в сторону образования исходных продуктов, т.е. преобладает обратная реакция.
Б) увеличиваем концентрацию исходных продуктов, равновесие смещается в сторону образования конечных продуктов, преоб-ладает прямая реакция.
В) при уменьшении концентрации конечных продуктов реакция равновесия смещается в сторону их образования, преобладает прямая реакция.
Г) при уменьшении концентрации исходных продуктов реакции, преобладает обратная реакция.

Слайд 11

Изменение давления

А) при увеличения давления равновесие смещается в сторону той реакции,

Изменение давления А) при увеличения давления равновесие смещается в сторону той реакции,
при которой объем образовавшихся газообразных продуктов уменьшается.
Б) при уменьшении давления равновесие смещается в сторону той реакции, при которой объем образовавшихся газообразных продуктов увеличивается.
Пример: 3H2 + N2 ↔ 2NH3
в) если объемы газообразных продуктов одинаковы как в прямой, так и в обратной реакции- изменение давления не оказывает смещения равновесия.
Пример: Н2 + Cl2=2HCl
2V=2V

Слайд 12

Изменение температуры

А) при повышении температуры химическое равновесие смещается в сторону эндотермической реакции.
Б)

Изменение температуры А) при повышении температуры химическое равновесие смещается в сторону эндотермической
при понижении температуры химическое равновесие смещается в сторону экзотермической реакции.
Пример:
N2(г)+H2(г)→2NH3(г)+92 кДж ,
2NH3(г) → N2(г) + H2(г) - 92 кДж.

Слайд 13

Значение принципа Ле Шателье.

Значение принципа Ле Шателье.

Слайд 14

Закрепление.

Химик толкает реакцию в спину: «Давай-ка тебя я немного подвину!» Она отвечает:

Закрепление. Химик толкает реакцию в спину: «Давай-ка тебя я немного подвину!» Она
«Ты знаешь меня: Ни часа, ни дня не могу без огня! И чтобы улучшить мое настроение, Прошу, даже требую: выше давление! К тому же учти : я – такая реакция, Что мне реагентов важна концентрация». И химик подумал: «Теперь мне все ясно. Тепло поглощаешь – и это прекрасно! Как только под колбой зажгутся горелки, Ступай-ка, реакция, прямо по стрелке. Вот это цветочки, но будут и фрукты - Повысит давление выход продукта! Еще концентрация … Да, ты права: Побольше я выдам тебе вещества». Реакция стала работать послушно, Продукт образуя полезный и нужный. Такой вот привиделся химику сон. Какие же выводы сделает он ?

Слайд 15

ВОПРОС 1( все вопросы письменно)

При повышении температуры равновесие системы смещается в какую

ВОПРОС 1( все вопросы письменно) При повышении температуры равновесие системы смещается в
сторону
2SO3 2SO2 + O2 - Q

Слайд 16

ВОПРОС 2.

Каким образом можно сместить равновесие реакции в сторону исходных веществ

ВОПРОС 2. Каким образом можно сместить равновесие реакции в сторону исходных веществ
(все в-ва – газы):
SO3 + H2O H2SO4 + Q

Слайд 17

ВОПРОС 3.

При повышении давления равновесие реакции смещается в какую сторону
2SO3

ВОПРОС 3. При повышении давления равновесие реакции смещается в какую сторону 2SO3
2SO2 + O2 - Q

Слайд 18

ВОПРОС 4.

Каким образом можно сместить равновесие в сторону продуктов реакции

ВОПРОС 4. Каким образом можно сместить равновесие в сторону продуктов реакции SO2

SO2 + 2H2S 3S + 2H2O + Q г г т г

Слайд 19

ВОПРОС 5.

При уменьшении концентрации SO2 равновесие реакции смещается H2SO3 SO2 +

ВОПРОС 5. При уменьшении концентрации SO2 равновесие реакции смещается H2SO3 SO2 + H2O -Q
H2O -Q

Слайд 20

ВОПРОС 6.

При повышении температуры равновесие реакции сместится
2ZnS + O2 2ZnO +

ВОПРОС 6. При повышении температуры равновесие реакции сместится 2ZnS + O2 2ZnO
H2O + Q
(в сторону исх. в-тв)

Слайд 21

Задача 1.
Как надо изменить концентрации веществ, давление и температуру гомогенной системы PCl5

Задача 1. Как надо изменить концентрации веществ, давление и температуру гомогенной системы
↔ PCl3 + Cl2 – Q , чтобы сместить равновесие в сторону разложения PCl5 (→)

PCl5(тв.) ↔ PCl3(тв.) + Cl2(газ) – Q


1V

Слайд 22

ВОПРОС 7.

В какой системе увеличение давления приведет к смещению химического равновесия

ВОПРОС 7. В какой системе увеличение давления приведет к смещению химического равновесия
в сторону прямой реакции?
1)N2+O2<->2NO
2)2O3<->3O2
3)2H2O <-> 2H2+O2
4)2CO+O2 <->2CO2

Слайд 23

Задача 2.
Как сместиться химическое равновесие реакции
2СО + О2 ↔ 2СО2

Задача 2. Как сместиться химическое равновесие реакции 2СО + О2 ↔ 2СО2
+ Q при
а) повышении температуры;
б) повышении давлении

Закрепление

Слайд 24

ВОПРОС 8.

В какой системе увеличение давления приведет к смещению химического равновесия

ВОПРОС 8. В какой системе увеличение давления приведет к смещению химического равновесия
в сторону прямой реакции?
1)N2+O2<->2NO
2)2O3<->3O2
3)2H2O <-> 2H2+O2
4)2CO+O2 <->2CO2

Слайд 25

ВОПРОС 9.

В какой системе увеличение давления приведет к смещению химического равновесия

ВОПРОС 9. В какой системе увеличение давления приведет к смещению химического равновесия
в сторону прямой реакции?
1)N2+O2<->2NO
2)2O3<->3O2
3)2H2O <-> 2H2+O2
4)2CO+O2 <->2CO2

Слайд 26

Задания на пятерку .

1. Условие необратимости химического превращения.
а) образование

Задания на пятерку . 1. Условие необратимости химического превращения. а) образование слабого
слабого электролита
б) поглощение большого количества теплоты
в) взаимодействие слабого и сильного электролитов
г) ослабление окраски раствора.
2. Для смещения равновесия в системе
CaCO3(т) ↔ CaO(т)+CO2(т) – Q
в сторону продуктов реакции необходимо
а) увеличить давление б) увеличить температуру
в) ввести катализатор г) уменьшить температуру
3. При увеличении давления химическое равновесие не смещается в системе
а) 2H2S(г) + 3O2(г) = 2H2O(г) + 2SO2(г)
б) 2H2(г) + O2(г) = 2H2O (г)
в) H2(г) + I2(г) = 2HI (г)
г) SO2(г) + CL2(г) = SO2CL2(г)
Имя файла: Обратимость-химических-реакций.-Химическое-равновесие.pptx
Количество просмотров: 69
Количество скачиваний: 0