ИННОВАЦИОННАЯ ОБРАЗОВАТЕЛЬНАЯ ПРОГРАММА Лекция 4 ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ
ИННОВАЦИОННАЯ ОБРАЗОВАТЕЛЬНАЯ ПРОГРАММА 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 q q Влияние давления q Влияние температуры q Влияние катализатора q Выбор оптимального технологического режима. § Кажущееся равновесие Модуль I. Лекция 4. Химическое равновесие
ИННОВАЦИОННАЯ ОБРАЗОВАТЕЛЬНАЯ ПРОГРАММА 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 2 KCl. O 3 = 2 KCl + 3 O 2 § Обратимые реакции – реакции, идущие в противоположных направлениях, не проходят до конца, исходные вещества полностью не расходуются H 2 + I 2 2 HI Модуль I. Лекция 4. Химическое равновесие
ИННОВАЦИОННАЯ ОБРАЗОВАТЕЛЬНАЯ ПРОГРАММА Химическое равновесие состояние системы, характеризующееся равными скоростями прямой и обратной реакций Система H 2 + I 2 2 HI при Т = const υ § СHI = 0 § § υпр= υобр 0 τравн H 2 , I 2 , HI - равновесные концентрации, моль/л Модуль I. Лекция 4. Химическое равновесие τ
ИННОВАЦИОННАЯ ОБРАЗОВАТЕЛЬНАЯ ПРОГРАММА § § 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) a. A + b. B § c. C + d. D Для реакции с участием газообразных веществ p. A, p. B, p. C, p. D – равновесные парциальные давления Модуль I. Лекция 4. Химическое равновесие
ИННОВАЦИОННАЯ ОБРАЗОВАТЕЛЬНАЯ ПРОГРАММА Константы равновесий в гомогенных и гетерогенных системах § Гомогенная система N 2(г) + 3 H 2(г) 2 NH 3(г) § Гетерогенная система Mg. CO 3(к) Mg. O(к) + CO 2(г) концентрации твердых веществ считают неизменными и в выражение константы равновесия не включают Модуль I. Лекция 4. Химическое равновесие
ИННОВАЦИОННАЯ ОБРАЗОВАТЕЛЬНАЯ ПРОГРАММА Константа равновесия мера глубины прохождения реакции Константа равновесия зависит от природы веществ, образующих систему и от температуры, но не зависит от концентрации веществ Равновесие смещено в сторону обратной реакции Модуль I. Лекция 4. Химическое равновесие Отсутствие взаимодействия Равновесие смещено в сторону прямой реакции
ИННОВАЦИОННАЯ ОБРАЗОВАТЕЛЬНАЯ ПРОГРАММА Расчет равновесных концентраций реагентов по известным исходным концентрациям CO(г) + H 2 O(г) CO 2(г) + H 2(г) КС = 1 при Т=1023 К, Исходные концентрации веществ В начальный момент времени Обозначаем х (моль/л) увеличение концентрации CO 2 в ходе реакции увеличение концентрации Н 2 уменьшение концентрации СО = х уменьшение концентрации Н 2 О Модуль I. Лекция 4. Химическое равновесие
ИННОВАЦИОННАЯ ОБРАЗОВАТЕЛЬНАЯ ПРОГРАММА Определение возможного направления реакции при известном значении константы равновесия 2 SO 2(г) + O 2(г) 2 SO 3(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
ИННОВАЦИОННАЯ ОБРАЗОВАТЕЛЬНАЯ ПРОГРАММА Влияние температуры на константу химического равновесия зависимость ln. K = f(T) близка к линейной При увеличении температуры для экзотермических реакций для эндотермических реакций К Модуль I. Лекция 4. Химическое равновесие
ИННОВАЦИОННАЯ ОБРАЗОВАТЕЛЬНАЯ ПРОГРАММА Расчет Н 0 и ∆S 0 реакции 4 NO(г) 2 N 2 O(г) + O 2(г) Вещество NO(г) N 2 O(г) 90, 4 81, 6 210, 6 220, 0 O 2(г) 0 205, 0 Н 0 < 0 реакция экзотермическая ΔS 0 < 0 в ходе реакции система переходит в более упорядоченное состояние Модуль I. Лекция 4. Химическое равновесие
ИННОВАЦИОННАЯ ОБРАЗОВАТЕЛЬНАЯ ПРОГРАММА Расчет и K 298 реакции 4 NO(г) 2 N 2 O(г) + O 2(г) Стандартная энергия Гиббса реакции – при Т = 298 К возможна самопроизвольная прямая реакция Константа равновесия K 298 ≈ 1024 Модуль I. Лекция 4. Химическое равновесие
ИННОВАЦИОННАЯ ОБРАЗОВАТЕЛЬНАЯ ПРОГРАММА Расчет и K 1500 реакции 4 NO(г) 2 N 2 O(г) + O 2(г) Энергия Гиббса реакции при температуре 1500 К >> 0 – при Т = 1500 К возможна самопроизвольная обратная реакция Константа равновесия при температуре 1500 К K 1500 = 10 -3 Модуль I. Лекция 4. Химическое равновесие
ИННОВАЦИОННАЯ ОБРАЗОВАТЕЛЬНАЯ ПРОГРАММА График зависимости для реакции 4 NO(г) 2 N 2 O(г) + O 2(г) Температура, при которой к. Дж (К = 1) 200 100 0 Т, К 500 1000 1500 -100 -200 Модуль I. Лекция 4. Химическое равновесие 2000
ИННОВАЦИОННАЯ ОБРАЗОВАТЕЛЬНАЯ ПРОГРАММА Температурная зависимость константы равновесия реакции 4 NO(г) 2 N 2 O(г) + O 2(г) Т, K , к. Дж/моль К 298 1000 1500 -138, 8 1024 0 0 98, 5 10 -3 298 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 Модуль I. Лекция 4. Химическое равновесие
ИННОВАЦИОННАЯ ОБРАЗОВАТЕЛЬНАЯ ПРОГРАММА 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 Модуль I. Лекция 4. Химическое равновесие смещение равновесия в сторону обратной реакции означает увеличение равновесных концентраций исходных веществ
ИННОВАЦИОННАЯ ОБРАЗОВАТЕЛЬНАЯ ПРОГРАММА Влияние концентраций (парциальных давлений) компонентов системы Изменение концентраций (парциальных давлений) веществ увеличение концентрации продуктов реакции увеличение концентрации исходных веществ или уменьшение концентрации исходных веществ уменьшение концентрации продуктов реакции смещение равновесия в сторону прямой реакции смещение равновесия в сторону обратной реакции Модуль I. Лекция 4. Химическое равновесие
ИННОВАЦИОННАЯ ОБРАЗОВАТЕЛЬНАЯ ПРОГРАММА Влияние концентраций веществ на состояние равновесия системы CH 4(г) + 2 H 2 O(г) CO 2(г) + 4 H 2(г) Увеличение концентрации CH 4 или H 2 O Увеличение концентрации CO 2 или H 2 Уменьшение концентрации CH 4 или H 2 O Уменьшение концентрации CO 2 или H 2 Модуль I. Лекция 4. Химическое равновесие
ИННОВАЦИОННАЯ ОБРАЗОВАТЕЛЬНАЯ ПРОГРАММА 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 CH 4(г) + 2 H 2 O(г) CO 2(г ) + 4 H 2(г) 3 моль Модуль I. Лекция 4. Химическое равновесие 5 моль
ИННОВАЦИОННАЯ ОБРАЗОВАТЕЛЬНАЯ ПРОГРАММА Влияние температуры на состояние равновесия Нагревание смещение равновесия в сторону эндотермических реакций CH 4(г) + 2 H 2 O(г) Охлаждение смещение равновесия в сторону экзотермических реакций CO 2(г) + 4 H 2(г), H>0 прямая реакция эндотермическая обратная реакция экзотермическая нагревание охлаждение Модуль I. Лекция 4. Химическое равновесие
ИННОВАЦИОННАЯ ОБРАЗОВАТЕЛЬНАЯ ПРОГРАММА Выбор оптимального режима синтеза аммиака 3 Н 2(г) + N 2(г) 2 NH 3(г), H<0 Температура, 0 С Объемное содержание аммиака (%) при давлении, МПа 0, 1 400 450 500 550 600 10 30 0, 40 0, 21 0, 12 0, 07 0, 05 25, 37 16, 10 14, 87 6, 82 4, 53 48, 18 35, 87 25, 80 18, 23 12, 84 р = 30 -80 МПа Т = 450 -5500 С катализатор – Fe(к) Модуль I. Лекция 4. Химическое равновесие
ИННОВАЦИОННАЯ ОБРАЗОВАТЕЛЬНАЯ ПРОГРАММА 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
ИННОВАЦИОННАЯ ОБРАЗОВАТЕЛЬНАЯ ПРОГРАММА Рекомендуемая литература § § Никольский А. Б. , Суворов А. В. Химия. - СПб: Химиздат, 2001 § Карапетьянц М. Х. Общая и неорганическая химия. - М. : Химия, 2000 § § Угай Я. А. Общая и неорганическая химия. - М. : Высш. шк. , 2007 § Гаршин А. П. Неорганическая химия в схемах, рисунках, таблицах, формулах, химических реакциях. - СПб. : Лань, 2000 Степин Б. Д. , Цветков А. А. Неорганическая химия. - М. : Высш. шк. , 1994 Неорганическая химия. В 3 т. Т. 1: Физико-химические основы неорганической химии. Под ред. Ю. Д. Третьякова. - М. : Академия, 2004 Модуль I. Лекция 4. Химическое равновесие
Скачать презентацию ИННОВАЦИОННАЯ ОБРАЗОВАТЕЛЬНАЯ ПРОГРАММА Лекция 4 ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ
L4_Khimicheskoe_ravnovesie.ppt