Скачать презентацию Химическое равновесие в гомогенных системах Рассмотрим условие Скачать презентацию Химическое равновесие в гомогенных системах Рассмотрим условие

Химическое равновесие.ppt

  • Количество слайдов: 36

Химическое равновесие в гомогенных системах • Рассмотрим условие равновесия газовых реакций в общем виде Химическое равновесие в гомогенных системах • Рассмотрим условие равновесия газовых реакций в общем виде A(г) + 2 B(г) = 3 D(г) При равновесии G=0 G=3 GD-2 GB-GA=0 Для идеального газа G=L(T)+RTlnp

3 LD(T)+3 RTlnp. D-2 LB(T)-2 RTlnp. B-LA(T)-RTlnp. A=0 где p. A, p. B и 3 LD(T)+3 RTlnp. D-2 LB(T)-2 RTlnp. B-LA(T)-RTlnp. A=0 где p. A, p. B и p. D- парциальные давления реагирующих газов при равновесии Выражение закона действующих масс.

 • Константа равновесия, выраженная через парциальные давления – это дробь, числитель которой есть • Константа равновесия, выраженная через парциальные давления – это дробь, числитель которой есть произведение парциальных давлений веществ, образующихся при реакции, а знаменатель – произведение парциальных давлений исходных веществ в степенях их стехиометрических коэффициентов.

Различные формы констант равновесия a. A + b. B = d. D • Константа Различные формы констант равновесия a. A + b. B = d. D • Константа равновесия может быть выражена через молярные концентрации реагирующих веществ.

 • Константу равновесия можно представить через парциальные давления • Константу равновесия можно представить • Константу равновесия можно представить через парциальные давления • Константу равновесия можно представить через числа молей веществ, участвующих в реакции

 • Или через соответствующие мольные доли В общем случае константы равновесия Кс, Кр, • Или через соответствующие мольные доли В общем случае константы равновесия Кс, Кр, Кn и Кх различны по величине.

Связь между Кр и Кс p. V=n. RT где n=d-a-b – изменение числа молей Связь между Кр и Кс p. V=n. RT где n=d-a-b – изменение числа молей газообразных участников реакции (считается по стехиометрическим коэффициентам)

Расчет выхода реакции 3 H 2 + N 2 = 2 NH 3 Взяли Расчет выхода реакции 3 H 2 + N 2 = 2 NH 3 Взяли стехиометрическую смесь исходных веществ исходные прореагировало равновесные 3 3 z 3 -3 z 1 z 1 -z 0 2 z 2 z Взяли стехиометрическую смесь всех веществ исходные прореагировало равновесные 3 3 z 3 -3 z 1 z 1 -z 2 2 z 2+2 z

 • Пусть при 720 С над катализатором пропускают смесь из 3 молей Н • Пусть при 720 С над катализатором пропускают смесь из 3 молей Н 2 и 1 моля N 2 при общем давлении 10 атм. Константа равновесия при этой температуре равна 0, 098. Рассчитайте равновесный состав газовой фазы.

 • Закон Дальтона Pi=Pобщ. Хi • ni = 3 -3 z+1 -z+2 z • Закон Дальтона Pi=Pобщ. Хi • ni = 3 -3 z+1 -z+2 z = 4 -2 z • Напишем мольные доли: • Парциальные давления участников реакции:

 • Запишем константу равновесия: • Сократив подобные члены, получим: • Запишем константу равновесия: • Сократив подобные члены, получим:

z 1=1, 44 z 2=0, 56 Какое z подходит? Предположим, что реакция прошла до z 1=1, 44 z 2=0, 56 Какое z подходит? Предположим, что реакция прошла до конца вправо, тогда 3 -3 z=0 z=1 Теперь предположим, что реакция не пошла: 2 z=0 0 < z <1

Состав равновесной газовой фазы • Может выражаться в молях, мольных долях, мольных процентах, массовых Состав равновесной газовой фазы • Может выражаться в молях, мольных долях, мольных процентах, массовых процентах. • в молях: моля • в мольных долях:

 • мольный процент: мол. %NH 3=0, 39. 100=39% мол. %N 2=0, 15. 100=15% • мольный процент: мол. %NH 3=0, 39. 100=39% мол. %N 2=0, 15. 100=15% мол. %H 2=0, 46. 100=46% • весовой процент: где Мi – молярная масса данного вещества

Химическое равновесие в гетерогенных системах • Рассмотрим условие равновесия гетерогенных реакций в общем виде Химическое равновесие в гетерогенных системах • Рассмотрим условие равновесия гетерогенных реакций в общем виде A(г) + B(к) = D(к)+2 Е(г) При равновесии G=0 G=GD+2 GЕ-GA-GB=0 Для идеального газа G=L(T)+RTlnp

GD + 2 LE(T) + 2 RTlnp. E -LA(T) - RTlnp. A–GB=0 GD + 2 LE(T) + 2 RTlnp. E -LA(T) - RTlnp. A–GB=0

 • Fe 3 C(т) + 2 Н 2(г) = 3 Fe(т) + СН • Fe 3 C(т) + 2 Н 2(г) = 3 Fe(т) + СН 4(г) • Ca. CO 3(т) = Ca. O(т) + СО 2(г)

 • Рассчитайте состав равновесной газовой фазы для реакции 2 CS=2 C(т)+S 2 если • Рассчитайте состав равновесной газовой фазы для реакции 2 CS=2 C(т)+S 2 если при температуре 2100 К константа равновесия равна 2, 522, а общее давление 0, 25 атм. , тогда

y 1<0 y 2=0, 7 X(CS)=0, 7 X(S 2)=1 -0, 7=0, 3 y 1<0 y 2=0, 7 X(CS)=0, 7 X(S 2)=1 -0, 7=0, 3

Изотерма химической реакции A + 2 B = 3 D При равновесии G=0, если Изотерма химической реакции A + 2 B = 3 D При равновесии G=0, если G<0 реакция должна протекать в сторону образования D, если G>0 должен происходить его распад. p‘A, p‘B, p‘D- неравновесные парциальные давления участников реакции

L(T) зависит от температуры Допустим, что выбранные давления отвечают состоянию равновесия, тогда G=0 и L(T) зависит от температуры Допустим, что выбранные давления отвечают состоянию равновесия, тогда G=0 и L(T)=-RTln. Kp

 • Для реакции Fe. Oтв+H 2=Feтв+H 2 O стандартное изменение энергии Гиббса определяется • Для реакции Fe. Oтв+H 2=Feтв+H 2 O стандартное изменение энергии Гиббса определяется по уравнению G (Т)=16272 9, 44. T Дж/моль. В каком направлении пойдет реакция при 1000 К и давлении 2 атм. , если смешать 3 моля H 2 O и 7 молей H 2? G= G +RT ln P G (T)=16272 9, 44. Т=16272 9, 44. 1000=6832 Дж/моль

 G<0, реакция идет в сторону образования продуктов реакции G<0, реакция идет в сторону образования продуктов реакции

Зависимость константы равновесия от температуры • Уравнение Гиббса-Гельмгольца Зависимость константы равновесия от температуры • Уравнение Гиббса-Гельмгольца

Изобара химической реакции или изобара Вант-Гоффа Для экзотермической реакции ( H <0) ln. Kp Изобара химической реакции или изобара Вант-Гоффа Для экзотермической реакции ( H <0) ln. Kp уменьшается с ростом температуры уменьшается Kp уменьшается выход реакции Для эндотермической реакции ( H >0) ln. Kp увеличивается с ростом температуры увеличивается Kp увеличивается выход реакции

 • Изохора химической реакции • Изохора химической реакции

- тепловой эффект реакции не зависит от температуры I – постоянная интегрирования - тепловой эффект реакции не зависит от температуры I – постоянная интегрирования

Зависимость выхода реакции от давления • Константа равновесия зависит только от температуры!!!!! • Выход Зависимость выхода реакции от давления • Константа равновесия зависит только от температуры!!!!! • Выход реакции зависит от температуры и давления!!!!!

 • 4 HCl + O 2 = 2 Cl 2 + 2 H • 4 HCl + O 2 = 2 Cl 2 + 2 H 2 O n=2+2 -1 -4=-1<0 Kp не зависит от давления с ростом давления вырастет числитель дроби вырастет выход реакции (мольные доли продуктов реакции)

 • C(тв) +CO 2 = 2 CO n = 2 -1=1>0 Kp не • C(тв) +CO 2 = 2 CO n = 2 -1=1>0 Kp не зависит от давления с ростом давления мольные доли продуктов реакции должны уменьшиться, чтобы значение константы равновесия осталось постоянным.

 • С(тв) + О 2 = СО 2 n = 1 -1=0 Pобщ • С(тв) + О 2 = СО 2 n = 1 -1=0 Pобщ не входит в выражение для Кp выход реакции не зависит от давления