Химическое равновесие

Сентябрь 2, 2022

Главная
Алгебра
Химическое равновесие

Содержание

2. Константа равновесия через давление через концентрации CL, CM, CA, CB–концентрации растворённых веществ РL, РM, РA, CB
3. Закон действующих масс: Отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции в степенях равных стехиометрическим коэффициентам, к произведению
4. N2+3Н2 = 2NН3 закон действующих масс имеет вид: Кс = [NH3]2/ [N2]·[Н2]3 или Кр = Р2NH3/РN2·Р3Н2
5. Кр>>1 - в системе в основном продукты реакции. Кр Кр = Кс (RT)Δ ν Δν –
6. Связь константы равновесия и энтальпийного и энтропийного: При 298К: ΔG298= -5,71·lgКр298= -2,48·lnКр298 При любой температуре: ΔG0
7. Для исходных веществ: Сисх = [ ] + ΔС Сисх>[ ] Cисх – исходная концентрация -
8. Расчеты констант и концентраций Вариант 1. Дан процесс А(г)+2В(г)↔Д(г)+2Е(г) САисх=1моль/л СВисх=1моль/л [Д]=0,1 моль/л Кс -? [Д]
9. Вариант 2. Дан процесс А(г)+2В(г)↔Д(г)+2Е(г) СВисх=1моль/л; [Д] = 0,1 моль/л; Кс = 7*10-3 САисх.-? [Д] [Е]2
10. Вариант 3. Дан процесс А(г)+2В(г)↔Д(г)+2Е(г) САисх=1моль/л; СВисх=1моль/л; Кр=7·10-3 Найти [ ] реагирующих веществ. [Д] [Е]2 Кс
11. Принцип Ле Шателье если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказывается внешнее воздействие, то равновесие смещается
12. Влияние температуры. При ↑ Т→эндотермического процесса (ΔН>0). При ↓ Т→экзотермического процесса (ΔН Влияние изменения концентраций. При
13. СН4 + 2Н2О = СО2 + 4Н2; ΔН >0 ↑Спрод. р-ции, ↓ С исх. в-в, ↓
14. Химическое равновесие в гетерогенных процессах В уравнение константы гетерогенного химического равновесия не входят никакие члены, относящиеся
15. Транспортные химические реакции Равновесные гетерогенные химические реакций, сопровождающихся переносом исходного твердого или жидкого вещества из одной
16. Фазовые равновесия Равновесия перехода вещества из одной фазы в другую без изменения химического состава.
17. Степенями свободы равновесной системы называют те параметры, которые можно произвольно менять, не затрагивая числа и природы
18. Разложение карбоната кальция. В системе три фазы: две твердые – СаСО3 и СаО, и одна газовая
19. Однокомпонентные системы Правило фаз имеет вид: С = 3 – Ф Однофазная система имеет две степени
20. Диаграммы, по которым можно определить условия устойчивости фаз и фазового равновесия, называются фазовыми диаграммами или диаграммами
22. Скачать презентацию

Слайд 2

Константа равновесия
через давление через концентрации
CL, CM, CA, CB–концентрации
растворённых веществ

РL, РM, РA, CB –порциальные давления веществ

Слайд 3

Закон действующих масс:
Отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции в степенях

равных стехиометрическим коэффициентам, к произведению равновесных концентраций исходных веществ в степенях равных стехиометрическим коэффициентам при постоянной температуре является постоянной величиной.

Слайд 4

N2+3Н2 = 2NН3
закон действующих масс имеет вид:
Кс = [NH3]2/ [N2]·[Н2]3

или
Кр = Р2NH3/РN2·Р3Н2
В константу равновесия входят только равновесные концентрации

Слайд 5

Кр>>1 - в системе в основном продукты реакции.
Кр<<1 - в системе

в основном исходные вещества.
Кр = Кс (RT)Δ ν
Δν – изменение числа молей газов в результате реакции.
Δν=(Σкоэф-ов перед продуктами реакции –Σкоэф-ов перед исх. в-ми).
Константа химического равновесия зависит от температуры и от природы реагентов.
При повышением температуры константа равновесия экзотермической реакции (ΔН0<0) уменьшается, а эндотермической реакции (ΔH0>0) увеличивается.

Слайд 6

Связь константы равновесия и энтальпийного и энтропийного:
При 298К:
ΔG298= -5,71·lgКр298= -2,48·lnКр298

При любой температуре:
ΔG0 = -RT·lnКр = -2,3 RT·lgКр
Определение константы равновесия:
Кр = ехр (-ΔG/RT)

Слайд 7

Для исходных веществ:
Сисх = [ ] + ΔС Сисх>[ ]
Cисх –

исходная концентрация - концентрация до начала реакции;
[ ]–равновесная концентрации– концентрация оставшаяся после наступления равновесия;
ΔС – израсходованная концентрация, потраченная до наступления равновесия.
В константу равновесия входят только равновесные концентрации.
Для продуктов реакции:
Сисх = [ ] - ΔС Сисх<[ ]

Слайд 8

Расчеты констант и концентраций
Вариант 1. Дан процесс А(г)+2В(г)↔Д(г)+2Е(г)
САисх=1моль/л СВисх=1моль/л

[Д]=0,1 моль/л
Кс -?

[Д] [Е]2 [0,1] [0,2]2
Кс = ⎯⎯⎯⎯ = ⎯⎯⎯⎯⎯⎯
[А] [В]2 [0,9] [0,8]2
Кр =7·10-3

Слайд 9

Вариант 2. Дан процесс А(г)+2В(г)↔Д(г)+2Е(г)
СВисх=1моль/л;
[Д] = 0,1 моль/л;
Кс

= 7*10-3
САисх.-?
[Д] [Е]2 [0,1] [0,2]2
Кс = ⎯⎯⎯⎯ = ⎯⎯⎯⎯⎯ = 7·10-3
[А] [В]2 [х] [0,8]2
х=0,9 моль/л СА исх.= 0,9+0,1=1 моль/л

Слайд 10

Вариант 3. Дан процесс А(г)+2В(г)↔Д(г)+2Е(г)
САисх=1моль/л; СВисх=1моль/л;
Кр=7·10-3
Найти [

] реагирующих веществ.
[Д] [Е]2
Кс = ⎯⎯⎯⎯
[А] [В]2
[0,1] [0,2]2
Кс= ⎯⎯⎯⎯⎯ = 7·10-3
[1-х] [1-2х]2
Х=0,1 моль/л
[А]=0,9 моль/л ; [В]=0,8моль/л;
[Д]=0,1 моль/л;
[Е]=0, 2 моль/л

Слайд 11

Принцип Ле Шателье если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказывается

внешнее воздействие, то равновесие смещается в сторону ослабления этого воздействия.
Внешние воздействия: концентрации веществ в системе, давление, температура.
Катализатор на смещение равновесия не влияет, а только ускоряет его наступление.

Слайд 12

Влияние температуры.
При ↑ Т→эндотермического процесса (ΔН>0).
При ↓ Т→экзотермического процесса (ΔН<0).
Влияние изменения

концентраций.
При ↑Сисх.в-в., ↓Спрод. → прямой процесс.
При ↓ Сисх.в-в., ↑ Спрод. → обратный процесс.
Влияние общего давления в системе.
При ↑ р → в сторону ↓V.
При ↓ р → в сторону ↑V.

Слайд 13

СН4 + 2Н2О = СО2 + 4Н2; ΔН >0
↑Спрод. р-ции, ↓

С исх. в-в, ↓ Т, ↑ Р
----------------------------------→
←----------------------------------
↓ Спрод. р-ции, ↑ С исх. в-в, ↑ Т, ↓ Р
Согласно принципа Ле Шателье (принцип противодействия) для усиления нужного процесса нужно совершить противодействие по сравнению с эффектами с которыми идет данный процесс.
Для усиления прямого процесса надо:
↓ Спрод. р-ции, ↑ С исх. в-в, ↑ Т, ↓ Р

Слайд 14

Химическое равновесие в гетерогенных процессах
В уравнение константы гетерогенного химического равновесия не

входят никакие члены, относящиеся к твердым веществам, участвующим в прямой и обратной реакциях.
(РСО2) (РН2)2
С(т)+ 2Н2О(г) ↔ СО2 + 2Н2 Кр = ⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯
(РН2О)2
СаСO3 (т) ↔ СаО(т) + СO2 Кр = (РСО2)
Твердые исходные вещества и продукты реакции не влияют на смещение гетерогенного химического равновесия

Слайд 15

Транспортные химические реакции
Равновесные гетерогенные химические реакций, сопровождающихся переносом исходного твердого

или жидкого вещества из одной температурной зоны в другую.
T1 = 200– 3000 T2 = 1100 – 1200 0C
Zr(т)+2I2 (г) ↔ ZrI4(г) ↔ Zr(т)+ 2I2(г)

Слайд 16

Фазовые равновесия
Равновесия перехода вещества из одной фазы в другую без

изменения химического состава.

Слайд 17

Степенями свободы равновесной системы называют те параметры, которые можно произвольно менять,

не затрагивая числа и природы фаз системы.
Правило фаз Гиббс: С +Ф = n + K
Давление и температура влияют на равновесие
С = 2 + К – Ф
Влияет только температура
С = 1 + К - Ф

Слайд 18

Разложение карбоната кальция.
В системе три фазы:
две твердые – СаСО3 и

СаО, и одна газовая СО2.
два компонента 3-1=2.
Число степеней свободы по правилу фаз равно:
С = n + К – Ф = 2 + 2 – 3 = 1.

Слайд 19

Однокомпонентные системы
Правило фаз имеет вид: С = 3 – Ф
Однофазная

система имеет две степени свободы и называется бивариантной.
Двухфазная система имеет одну степень свободы и называется моновариантной.
Трехфазная система не имеет степеней свободы (С = 0) и называется инвариантной.

Слайд 20

Диаграммы, по которым можно определить условия устойчивости фаз и фазового

равновесия, называются фазовыми диаграммами или диаграммами состояния.

Области между кривыми - однофазны (С =2).
Кривые - равновесие между двумя фазами (С = 1).
ОС процесс кипения. Точка С - критическая.
ОВ – это кривая плавления.
ОА- процесс возгонки-сублимации
ОД- переохлажденное (метастабильное) состояние.
В точке О равновесие между тремя фазами. Это тройная точка. Её координаты точно определены. Здесь нет ни одной степени свободы (С = 0), это – инвариантная точка.

Химическое равновесие

Содержание

Константа равновесия через давление через концентрацииCL, CM, CA, CB–концентрации растворённых веществ

Закон действующих масс: Отношение произведения равновесных концентраций продуктов реакции в степенях

N2+3Н2 = 2NН3 закон действующих масс имеет вид:Кс = [NH3]2/ [N2]·[Н2]3

Кр>>1 - в системе в основном продукты реакции.Кр<<1 - в системе

Связь константы равновесия и энтальпийного и энтропийного:При 298К: ΔG298= -5,71·lgКр298= -2,48·lnКр298

Для исходных веществ:Сисх = [ ] + ΔС Сисх>[ ]Cисх –

Расчеты констант и концентраций Вариант 1. Дан процесс А(г)+2В(г)↔Д(г)+2Е(г) САисх=1моль/л СВисх=1моль/л

Вариант 2. Дан процесс А(г)+2В(г)↔Д(г)+2Е(г) СВисх=1моль/л; [Д] = 0,1 моль/л; Кс

Вариант 3. Дан процесс А(г)+2В(г)↔Д(г)+2Е(г) САисх=1моль/л; СВисх=1моль/л; Кр=7·10-3 Найти [