Презентация на тему "Химическое равновесие"

Содержание

• 
  Слайд 1

  ОМСКАЯ ГОСУДАРСТВЕННАЯ МЕДИЦИНСКАЯ АКАДЕМИЯКАФЕДРА ХИМИИ

  Скорость химических реакций. Химическое равновесие 1.Скорость реакции. 2.Зависимость скорости от природы веществ. 3. Закон действующих масс. 4.Зависимость скорости от давления. 5.Зависимость скорости от температуры. 6.Катализ. 7. Химическое равновесие. 8. Принцип ЛеШателье. 9.Тестовые задания. Лектор:зав. кафедрой химии, доктор биологических наук, профессор Степанова Ирина Петровна

• 
  Слайд 2

  Скорость реакции

  Закономерности протекания химических реакций во времени, их механизм и скорость изучает специальный раздел химии-химическая кинетика.

• 
  Слайд 3
  

  Под скоростью химической реакции понимают число элементарных взаимодействий, происходящих в единицу времени в единице объема системы (для гомогенных реакций) или на единице поверхности раздела фаз (для гетерогенных реакций). Скорость реакции

• 
  Слайд 4

  Скорость реакции

  Неэффективная ориентация Эффективная ориентация N2 O2 N2 O2

• 
  Слайд 5
  

  Энергетическая диаграмма реакции

• 
  Слайд 6
  

  Энергетическая диаграмма реакции -H Eact Энергия Активированный комплекс

• 
  Слайд 7
  

  V= ++   Скорость реакции Для гомогенных реакций: ΔС=С2-С1 [моль/л] Δτ= τ2- τ1 [с; мин; ч]

• 
  Слайд 8
  

  Скорость реакции

• 
  Слайд 9
  

  Скорость реакции Скорость - величина положительная.

• 
  Слайд 10

  Скорость реакции

  V = +   Для гетерогенных реакций: Δn=n2-n1 [моль] Δτ= τ2- τ1 [с; мин; ч] S -[м2]

• 
  Слайд 11
  

  1) Природы реагирующих веществ 2) Концентрации веществ 3) Давления 4) Температуры 5) Наличия катализатора или ингибитора Скорость химической реакции зависит от ряда факторов:

• 
  Слайд 12
  

  Зависимость скорости от природы веществ I. Влияние природы реагирующих веществ рассматривают с разных позиций:

  а) Фазовое состояние веществ-реагентов Ва(ОН)2(р-р) + Н2SO4(р-р)→ BaSO4↓+ 2Н2О – быстрее С(тв) + О2(г) = СО2 – медленнее Особенно быстро идет процесс в сторону связывания ионов в нерастворимый, газообразный продукт или слабый электролит при взаимодействии растворов сильных электролитов (реакция нейтрализации, осаждения). Гомогенные реакции протекают быстрее гетерогенных:

• 
  Слайд 13

  Зависимость скорости от природы веществ

  б) Характер связи в реагентах AgNO3+ KCl=AgCl↓ + KNO3- мгновенно H2 + I2 ↔ 2HI – медленно Быстрее всего протекают реакции между веществами с ионной связью, медленнее – с неполярной ковалентной:

• 
  Слайд 14
  
• 
  Слайд 15
  

  в)Активность металла (строение атома) 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2 – медленнее 2K + 2H2O =2KOH + H2 – быстрее (калий более активный металл) Чем активнее металл, тем выше скорость реакции:

• 
  Слайд 16

  Зависимость скорости реакции от природы реагирующих веществ

• 
  Слайд 17

  . Тесты1.С наименьшей скоростью происходит взаимодействие метана с:

• 
  Слайд 18
  

  Тесты2.С наибольшей скоростью при комнатной температуре протекает реакция между:

• 
  Слайд 19

  Закон действующих массII. Влияние концентрации на скорость реакции

  Новые вещества образуются в результате соударения (сталкивания) частиц исходных веществ. Чем больше исходных частиц в единице объема, то есть чем больше концентрация, тем выше скорость реакции.

• 
  Слайд 20
  

  Влияние концентрации на скорость реакции

• 
  Слайд 21

  Закон действующих масс

  Математически зависимость скорости от концентрации выражается основным законом кинетики- законом действующих масс (Гульдберг, Вааге): При постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ, взятых в степени соответствующих стехиометрических коэффициентов.

• 
  Слайд 22
  

  Слева направо: Гульдберг,Вааге

• 
  Слайд 23

  Зависимость скорости реакции от концентрации реагентов

• 
  Слайд 24

  Закон действующих масс

  аА + вВ → сС+ dD Кинетическое уравнение реакции имеет вид: где: V - скорость реакции; K - константа скорости реакции, зависит от природы реагирующих веществ и температуры; C(A) и C(B)-концентрации реагирующих в-в жидкой и газовой фаз [моль/л]. V= k · Ca(A) ·Cb(B)

• 
  Слайд 25
  

  В кинетическом уравнении реакции не учитывается концентрация веществ твердой фазы, т.к. в этом случае реакция идет на ее поверхности. Для этого реагенты измельчают. Чем больше поверхность твердой фазы реагента, тем выше скорость реакции.

• 
  Слайд 26
  

  Зависимость скорости реакции от площади соприкосновения реагирующих веществ

• 
  Слайд 27
  

  Тесты3. Во сколько раз изменится скорость элементарной реакции 2А + В = А2В, если концентрацию вещества А уменьшить в 2 раза?

• 
  Слайд 28
  

  Тесты4. Реакция протекает по уравнениюN2 + 3Н2↔ 2NH3.Как изменится скорость реакции, если концентрацию азота увеличить в 4 раза, а концентрацию водорода — в 2 раза?

• 
  Слайд 29

  Константа равновесия

  Запишем кинетические уравнения для обратимой реакции: аА+ вВ↔ сС + dD V1= k1Ca(A) ·Cb(B) V2 = k2 Cc(C)· Cd(D) V1 – скорость прямой реакции V2 – скорость обратной реакции k1, k2– константы скорости реакции

• 
  Слайд 30
  

  Обратимая реакция

• 
  Слайд 31

  Константа равновесия

  В момент равновесия реакции учитываются равновесные концентрации веществ : V1 = k1 [А]a ·[В]b V2 = k2 [С]c ·[D]d, где [ ] – равновесные концентрации. В момент равновесия скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции V1= V2

• 
  Слайд 32
  

  k1 [А]a ·[В]b= k2 [С]c ·[D]d Отношение констант = К- константа равновесия реакции Константа равновесия характеризует состояние химического равновесия данной реакции.   К =  

• 
  Слайд 33

  III. Зависимость скорости от давления

  Давление практически не влияет на скорость реакции с участием веществ твердых и жидких. Эта зависимость подчиняется кинетическому уравнению реакции. Для газов с увеличением давления возрастает концентрация веществ газовой фазы, а значит увеличивается скорость реакции.

• 
  Слайд 34
  

  Зависимость скорости от давления

• 
  Слайд 35
  

  При повышении температуры на каждые 10°С скорость большинства химических реакций возрастает в 2-4 раза. IV. Зависимость скорости реакции от температуры Определяется правилом Вант-Гоффа:

• 
  Слайд 36

  Зависимость скорости реакции от температуры

• 
  Слайд 37
  

  Вант-Гофф

• 
  Слайд 38

  Зависимость скорости реакции от температуры

  vt1и vt2 и— скорости реакций при начальной (t1) и конечной (t2 ) температуре; γ— коэффициент скорости реакции, показывающий, во сколько раз увеличивается скорость реакции при повышении температуры на 10°С . Vt2= Vt1 · γ =γ  

• 
  Слайд 39
  

  Справа: Вант-Гофф

• 
  Слайд 40
  

  Тесты5. При увеличении температуры от 10 до 30°С скорость реакции, температурный коэффициент которой равен 3:

• 
  Слайд 41

  V. Влияние катализатора на скорость химической реакции

  Катализаторы - специфические вещества, которые влияют на скорость реакции, участвуют в реакции, но к концу реакции качественно и количественно сохраняются. Катализ - явление изменения скорости реакции в присутствии подобных веществ.

• 
  Слайд 42

  Влияние катализатора на скорость реакции

  Катализ Положительный катализ- увеличение скорости реакции в присутствии катализатора. Отрицательный катализ - снижение скорости реакции в присутствии ингибитора.

• 
  Слайд 43
  

  Катализ (по фазовому состоянию) Гомогенный катализ - реакция протекает во всём объёме системы. При этом катализатор и реагенты находятся в одной фазе. Гетерогенный катализ- реакция протекает на поверхности твёрдого катализатора. При этом катализатор и реагирующие вещества находятся в разных фазах.

• 
  Слайд 44
  

  Prentice Hall © 2003 Chapter 14 Гетерогенный катализ

• 
  Слайд 45
  

  Гетерогенный катализ

• 
  Слайд 46
  
• 
  Слайд 47
  

  Ферментативный катализ

• 
  Слайд 48
  

  Тесты6. На скорость химической реакции Zn + СuСl2 = ZnCl2 + Сu не оказывает влияния увеличение:

• 
  Слайд 49

  Тесты7. Уменьшение скорости синтеза аммиака произойдет, если:

• 
  Слайд 50
  

  Химическое равновесие. Смещение химического равновесия . Принцип Ле-Шателье

• 
  Слайд 51
  

  Химические реакции можно разделить на две группы: необратимые и обратимые. Необратимые реакции идут только в одном направлении и завершаются полным превращением исходных веществ в конечные продукты. Например, 2КClO3 = 2КСl+ 3О2 Химическое равновесие

• 
  Слайд 52

  Химическое равновесие

  Обратимые реакции одновременно протекают в двух взаимно противоположных направлениях. Например, Н2 + I2↔2HI

• 
  Слайд 53
  

  Химическое равновесие — это состояние системы, при котором скорость прямой реакции v1 равна скорости обратной реакции v2

• 
  Слайд 54
  

  Переход системы из одного равновесного состояния в другое называют смещением, или сдвигом положения равновесия.

• 
  Слайд 55
  

  Направление сдвига химического равновесия в результате изменения внешних условий определяется принципом подвижного равновесия, или принципом Ле-Шателье, Брауна: Если на систему, находящуюся в равновесии, производится какое-либо внешнее воздействие (изменяются концентрация, температура, давление), то это воздействие благоприятствует протеканию той из двух противоположных реакций, которая ослабляет произведенное воздействие.

• 
  Слайд 56
  

  Анри Луи ЛеШателье (1850-1936). Французский физико-химик

• 
  Слайд 57
  

  Факторы, влияющие на смещение химического равновесия: концентрация реагентов температура давление

• 
  Слайд 58
  

  I. Влияние изменения концентрации веществ на смещение химического равновесия

  А + В ↔ С + D а) Увеличение концентрации исходных веществ или уменьшение концентрации продуктов смещает равновесие вправо→ [А]↑; [В]↑; [С]↓; [D]↓ б) Увеличение концентрации продуктов реакции или уменьшении концентрации исходных веществ смещает равновесие влево ← [С]↑; [D]↑; [А]↓; [В]↓ При этом не учитывают вещества в твердом агрегатном состоянии

• 
  Слайд 59

  Пример: Реакция синтеза аммиака

• 
  Слайд 60

  Повышение концентрации азота увеличивает концентрацию аммиака

• 
  Слайд 61
  
• 
  Слайд 62

  II. Влияние изменения температуры на смещение химического равновесия

  Анализ производится с учетом теплового эффекта реакции (Q) а) Повышение температуры смещает равновесие в сторону эндотермической реакции (-Q) б) Понижение температуры – в сторону экзотермической (+Q)

• 
  Слайд 63

  Смещение химического равновесия

• 
  Слайд 64

  III. Влияние давления на химическое равновесие

  Имеет место только в случае участия в реакции газообразных веществ. а) Увеличения давления смещает равновесие в сторону меньшего числа частиц газа (меньшего объема системы) б) Уменьшение давления смещает равновесие в сторону большего числа частиц газа (большего объема системы) в) В случае равного числа частиц газа слева и справа давление не оказывает влияния на смещение равновесия.

• 
  Слайд 65

  Смещение химического равновесия

• 
  Слайд 66
  
• 
  Слайд 67
  

  CaCO3(s) CaO (s) + CO2(g)

• 
  Слайд 68

  IV. Влияние катализатора на химическое равновесие

  Катализатор одновременно равно увеличивает скорость прямой и обратной реакций и не влияет на смещение химического равновесия.

• 
  Слайд 69
  

  Например: Чтобы сместить равновесие вправо в реакции синтеза аммиака: N2 (г) + 3Н2 (г) ↔ 2NН3 (г) + Q, т.е. увеличить выход аммиака необходимо: 1) Повысить концентрацию N2 и Н2; 2) Понизить концентрацию NН3 – отводить продукт из сферы реакции. 3) Понизить температуру, т.к. прямая реакция экзотермическая + Q 4) Повысить давление, т.к. в ходе реакции уменьшается объем системы: 4V газа ↔ 2Vгаза. Смещение химического равновесия

• 
  Слайд 70

  Смещение химического равновесия

  N2 (г) + 3Н2 (г) ↔ 2NН3 (г) + Q Чтобы сместить равновесие влево необходимо: 1) Понизить концентрацию N2иН2 2) Повысить концентрацию NН3 3) Повысить температуру, т.к. обратная реакция эндотермическая -Q 4) Понизить давление, т.к. в ходе обратного процесса увеличивается объем системы.

• 
  Слайд 71
  

  1. При комнатной температуре с наибольшей скоростью происходит химическая реакция между водой и: Тесты

• 
  Слайд 72

  Тесты

  2. С наибольшей скоростью с кислородом при комнатной
температуре реагирует:

• 
  Слайд 73
  

  3. Самая высокая скорость реакции разбавленной серной кислоты с Тесты

• 
  Слайд 74
  

  4. Какой из факторов не оказывает влияния на скорость химической реакции в растворах? Тесты

• 
  Слайд 75
  

  5. Самая высокая скорость реакции разбавленной серной кислоты с: Тесты

• 
  Слайд 76
  

  6. При комнатной температуре с наибольшей скоростью протекает реакция между: Тесты

• 
  Слайд 77
  

  7. Взаимодействие какой пары веществ будет протекать с большей скоростью: Тесты

• 
  Слайд 78
  

  8. Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ в наибольшей мере справедлива для реакций, протекающих: Тесты

• 
  Слайд 79
  

  9. На скорость химической реакции 2NH3(г) ↔ N2(г) + 3H2(г) не влияет изменение: Тесты

• 
  Слайд 80
  

  Тесты 10. При увеличении температуры на каждые 10° скорость
большинства реакций:

• 
  Слайд 81
  

  Тесты 11.Если температурный коэффициент химической реакции
равен 2, тогда при повышении температуры от 20°С до 50°С
скорость реакции:

• 
  Слайд 82
  

  Тесты 12. На скорость химической реакции между раствором серной кислоты и железом не оказывает влияния:

• 
  Слайд 83
  

  Тесты 13. С наименьшей скоростью протекает реакция между:

• 
  Слайд 84
  

  Тесты 14. Как повлияет на скорость элементарной реакции А + В = АВ увеличение концентрации вещества А в 3 раза?

• 
  Слайд 85
  

  Тесты 15. Согласно термохимическому уравнению 2NО + О2 ↔ 2NО2 + 113,7 кДж при образовании 1 моль NО2:

• 
  Слайд 86
  

  Тесты 16. Согласно термохимическому уравнению 3Fe3О4(к)+ 8Аl(к) = 9Fe(K) + 4Аl2О3{к) + 3330 кДж можно утверждать, что при образовании 2 моль оксида алюминия:

• 
  Слайд 87
  

  Тесты 17. В реакции CO(г) + 2H2(г)↔CH3OH(г) + Q равновесие сместится в сторону продуктов реакции при:

• 
  Слайд 88
  

  Тесты 18.Реакция, в которой повышение давления вызовет смещение равновесия вправо, - это:

• 
  Слайд 89
  

  СПАСИБО ЗА ВАШЕ ВНИМАНИЕ!