Химическое равновесие

Сентябрь 9, 2022

Главная
Химия
Химическое равновесие

Содержание

2. Содержание Основные понятия Закон действующих масс Влияние температуры на константу химического равновесия Влияние различных факторов на
3. Необратимые и обратимые реакции Необратимые реакции – реакции, проходящие только в одном направлении − до конца,
4. Химическое равновесие - состояние системы, характеризующееся равными скоростями прямой и обратной реакций Система H2 + I2
5. Закон действующих масс В закрытой системе в состоянии равновесия при постоянных температуре и давлении отношение произведений
6. Константы равновесий в гомогенных и гетерогенных системах Гомогенная система N2(г) + 3H2(г) 2NH3(г) Гетерогенная система MgCO3(к)
7. Константа равновесия - мера глубины прохождения реакции Отсутствие взаимодействия Равновесие смещено в сторону прямой реакции Равновесие
8. Расчет равновесных концентраций реагентов по известным исходным концентрациям CO(г) + H2O(г) CO2(г) + H2(г) КС =
9. Определение возможного направления реакции при известном значении константы равновесия 2SO2(г) + O2(г) 2SO3(г) При Т =
10. Влияние температуры на константу химического равновесия зависимость lnK = f(T) близка к линейной При увеличении температуры
11. Модуль I. Лекция 4. Химическое равновесие Расчет ΔН0 и ∆S0 реакции 4NO(г) 2N2O(г) + O2(г) ΔН0
12. Модуль I. Лекция 4. Химическое равновесие Расчет и K298 реакции 4NO(г) 2N2O(г) + O2(г) Стандартная энергия
13. Модуль I. Лекция 4. Химическое равновесие Расчет и K1500 реакции 4NO(г) 2N2O(г) + O2(г) Энергия Гиббса
14. Модуль I. Лекция 4. Химическое равновесие График зависимости для реакции 4NO(г) 2N2O(г) + O2(г) Температура, при
15. Модуль I. Лекция 4. Химическое равновесие Температурная зависимость константы равновесия реакции 4NO(г) 2N2O(г) + O2(г) 298
16. Влияние различных факторов на состояние химического равновесия. Принцип Ле Шателье Если на систему, находящуюся в равновесии,
17. Изменение концентраций (парциальных давлений) веществ Влияние концентраций (парциальных давлений) компонентов системы увеличение концентрации продуктов реакции или
18. Влияние концентраций веществ на состояние равновесия системы CH4(г) + 2H2O(г) CO2(г) + 4H2(г) Увеличение концентрации CH4
19. Влияние общего давления в системе Давление оказывает влияние на равновесие реакций, сопровождающихся изменением количеств газообразных веществ
20. Влияние температуры на состояние равновесия Нагревание смещение равновесия в сторону эндотермических реакций Охлаждение смещение равновесия в
21. Выбор оптимального режима синтеза аммиака 3Н2(г) + N2(г) 2NH3(г), ΔH Модуль I. Лекция 4. Химическое равновесие
22. Заключение Все самопроизвольные реакции можно разделить на необратимые (идущие в одном направлении) и обратимые (идущие в
24. Скачать презентацию

Слайд 2

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

Модуль I. Лекция 4. Химическое равновесие

Слайд 3

Необратимые и обратимые реакции
Необратимые реакции – реакции, проходящие только в одном

направлении − 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 4

Химическое равновесие - состояние системы, характеризующееся равными скоростями прямой и

обратной реакций

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

υпр= υобр

τравн

Модуль I. Лекция 4. Химическое равновесие

Слайд 5

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

Модуль I. Лекция 4. Химическое равновесие

Слайд 6

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

Модуль I. Лекция 4. Химическое равновесие

Слайд 7

Константа равновесия - мера глубины прохождения реакции
Отсутствие
взаимодействия
Равновесие
смещено в
сторону
прямой
реакции
Равновесие
смещено в
сторону
обратной
реакции

Модуль I. Лекция 4. Химическое равновесие

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

Слайд 8

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

Модуль I. Лекция 4. Химическое равновесие

Слайд 9

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

Модуль I. Лекция 4. Химическое равновесие

Слайд 10

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

При увеличении температуры
для экзотермических реакций для эндотермических реакций
К К

Модуль I. Лекция 4. Химическое равновесие

Слайд 11

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 12

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 13

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 14

Модуль I. Лекция 4. Химическое равновесие
График зависимости для реакции

4NO(г) 2N2O(г) + O2(г)

Температура, при которой
(К = 1)

Т, К

Слайд 15

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 16

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

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 17

Изменение концентраций
(парциальных давлений) веществ
Влияние концентраций (парциальных давлений) компонентов системы
увеличение

концентрации 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 18

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

концентрации
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 19

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

изменением 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 20

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 21

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

I. Лекция 4. Химическое равновесие

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

Слайд 22

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

Модуль I. Лекция 4. Химическое равновесие

Химическое равновесие

Содержание

СодержаниеОсновные понятияЗакон действующих массВлияние температуры на константу химического равновесияВлияние различных факторов

Необратимые и обратимые реакцииНеобратимые реакции – реакции, проходящие только в одном

Химическое равновесие - состояние системы, характеризующееся равными скоростями прямой и

Закон действующих массВ закрытой системе в состоянии равновесия при постоянных температуре

Константы равновесий в гомогенных и гетерогенных системах Гомогенная система N2(г) + 3H2(г)

Расчет равновесных концентраций реагентов по известным исходным концентрациямCO(г) + H2O(г) CO2(г) +

Определение возможного направления реакции при известном значении константы равновесия2SO2(г) + O2(г)

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

Модуль I. Лекция 4. Химическое равновесие Расчет ΔН0 и ∆S0 реакции

Модуль I. Лекция 4. Химическое равновесие Расчет и K298 реакции 4NO(г)

Модуль I. Лекция 4. Химическое равновесие Расчет и K1500 реакции 4NO(г)

Модуль I. Лекция 4. Химическое равновесие График зависимости для реакции

Модуль I. Лекция 4. Химическое равновесие Температурная зависимость константы равновесия реакции

Влияние различных факторов на состояние химического равновесия. Принцип Ле Шателье Если на

Изменение концентраций (парциальных давлений) веществ Влияние концентраций (парциальных давлений) компонентов системыувеличение

Влияние концентраций веществна состояние равновесия системыCH4(г) + 2H2O(г) CO2(г) + 4H2(г)Увеличение

Влияние общего давления в системеДавление оказывает влияние на равновесие реакций, сопровождающихся

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

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

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

Похожие презентации

Содержание
Основные понятия
Закон действующих масс
Влияние температуры на константу химического равновесия
Влияние различных факторов

Необратимые и обратимые реакции
Необратимые реакции – реакции, проходящие только в одном

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

Константы равновесий в гомогенных и гетерогенных системах
Гомогенная система
N2(г) + 3H2(г)

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

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

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

Модуль I. Лекция 4. Химическое равновесие
Расчет ΔН0 и ∆S0 реакции

Модуль I. Лекция 4. Химическое равновесие
Расчет и K298 реакции 4NO(г)

Модуль I. Лекция 4. Химическое равновесие
Расчет и K1500 реакции 4NO(г)

Модуль I. Лекция 4. Химическое равновесие
График зависимости для реакции

Модуль I. Лекция 4. Химическое равновесие
Температурная зависимость константы равновесия реакции

Влияние различных факторов на состояние химического равновесия. Принцип Ле Шателье
Если на

Изменение концентраций
(парциальных давлений) веществ
Влияние концентраций (парциальных давлений) компонентов системы
увеличение

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

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

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

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

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