Окислительно-восстановительные реакции. Химическое равновесие презентация

Содержание

УДК 546.04 ББК 24.1 Рецензент: д.х.н. Киселев Ю.М. (химический факультет МГУ) Рекомендовано к изданию кафедрой неорганической химии МИТХТ (протокол № 3 от 10.11.2010) Е.В. Савинкина 2010 МИТХТ

Слайд 1Федеральное агенство по образованию Московская государственная академия тонкой химической технологии имени М.В.

Ломоносова

Кафедра неорганической химии

Савинкина Е.В.
Лекции по общей и неорганической химии
Окислительно-восстановительные реакции.
Химическое равновесие

Учебное пособие



Москва
МИТХТ им. М.В. Ломоносова
2010


Слайд 2УДК 546.04 ББК 24.1
Рецензент: д.х.н. Киселев Ю.М. (химический факультет МГУ)

Рекомендовано к изданию

кафедрой неорганической химии МИТХТ
(протокол № 3 от 10.11.2010)
Е.В. Савинкина 2010
МИТХТ им. М.В. Ломоносова 2010

Утверждено Библиотечно-издательской комиссией МИТХТ им. М.В.Ломоносова в качестве учебного пособия для студентов 1 курса бакалавриата по направлениям 020100 62 (Химия), 240100 62 (Химическая технология и биотехнология), 150600 62 (Материаловедение и технология новых материалов), 280200 (Защита окружающей среды), 200500 62 (Метрология, стандартизация и сертификация), 080500 (Менеджмент).
Один оптический диск
Объем данных 2,9 Мб

Слайд 3Рекомендуемая литература

Слайд 4Введение
Классификация и номенклатура неорганических веществ

Слайд 5Химические частицы

Слайд 6Вещество
ансамбль любых химических частиц или их совокупностей
1 частица = 1 формульная

единица
Ar – вещество "аргон" (атомы)
H2O – вещество "вода" (молекулы)
NO3– – вещество "нитрат-ион" (ионы)
KNO3 – вещество "нитрат калия" (совокупность катионов и анионов)

Слайд 7Формульные единицы
H2SO4
серная кислота


NO2
диоксид азота

CuSO4.5H2O пентагидрат сульфата меди
H2SO4.2H2O, или (H3O)2SO4


сульфат оксония

N2O4
тетраоксид диазота

CuSO4
сульфат меди

Слайд 8Обменные реакции в растворе
Правило Бертолле:
Обменные реакции в растворе протекают практически до

конца, если один из продуктов
газ↑
осадок↓
слабый электролит

Слайд 9Уравнения реакций:
молекулярное
BaCO3(т) + H2SO4(разб.) = BaSO4↓ + CO2↑ + H2O
CuSO4 +

K2S = CuS↓ + K2SO4
ионное
(сильные электролиты – в ионной форме)
BaCO3(т) + 2H+ + SO42– = BaSO4↓ + CO2↑ + H2O
Cu2+ + S2– = CuS↓
(любая растворимая соль CuII + любой растворимый сульфид)

Слайд 10Составление уравнений
AlCl3 + Na2S + H2O → Al(OH)3 + H2S +

NaCl
Al3+ + S2– + H2O → Al(OH)3 + H2S
2Al3+ + 3S2– + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S
2AlCl3 + 3Na2S + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S + 6NaCl

Слайд 11Классы неорганических веществ
Неорганические вещества
Простые вещества
Простые соединения
Сложные вещества
(соединения)
Сложные (комплексные)
соединения

Слайд 12Простые вещества
Неметаллы
22, включая 6 благородных газов
Имеют высокие значения электроотрица-тельности (χ):
F

4,1; O 3,5; N 3,1
Образуют анионы

Металлы
11 типичных, остальные – "амфотерные"
Имеют низкие значения электроотрицатель-ности (χ):
K 0,91; Li 0,97; Ca 1,04
Образуют катионы

Слайд 13Диагональ амфотерности
(для А-групп)

В Б-группах все элементы проявляют амфотерные свойства

Входят в состав

и катионов, и анионов

Слайд 14Классификация простых соединений (по составу)
основана на отношении
к кислороду
самый распространенный элемент

на Земле
образует соединения со всеми элементами кроме He, Ne, Ar
к воде
самое распространенное соединение кислорода

Слайд 15Классы неорганических соединений
Оксиды ЭхО–IIу
Na2O, CO2, ZnO
(OF2, H2O2 к оксидам не

относятся)
Гидроксиды ЭхОу.nH2O
NaOH, H2CO3, Zn(OH)2
Соли
Na2CO3, NaHCO3, Zn2CO3(OH)2
Бинарные соединения
NH3, OF2, CaC2

Слайд 16Гидроксиды
Э(ОН)n
образуют не все элементы
(SnO2.nH2O, SO2.nH2O и др.)
Для n > 2:

Слайд 17Гидроксиды
Основные NaOH, Mg(OH)2
Амфотерные Pb(OH)2, AlO(OH)
Кислотные H2SO4, HNO3

Слайд 18Кислотные гидроксиды (кислородсодержащие кислоты)
Большинство –
в мета-форме
Не всегда Н замещается сразу:
H3PO4

→ KH2PO4 → K2HPO4 → K3PO4

Слайд 19Номенклатура кислородсодержащих кислот
Традиционные
H2CO3 угольная кислота
CO32– карбонат
HCO3– гидрокарбонат и т.д.
Систематические
НхЭОу "у"-оксо-Э(лат.корень)-ат(с.о. или

заряд) водорода
H2XeO4 тетраоксоксенонат(VI) водорода
H4I2O9 нонаоксодииодат(VII) водорода
H2S4O6 гексаокостетрасульфат(2–) водорода

Слайд 20Основные гидроксиды (основания)
Содержат гидроксидные группы, способные замещаться на кислотные остатки
Всегда в

орто-форме
Номенклатура:
LiOH гидроксид лития
Cr(OH)2 гидроксид хрома(II)

Слайд 21Важнейшее химическое свойство кислотных и основных гидроксидов
взаимодействие их между собой с

образованием солей (реакция нейтрализации, или солеобразования)
2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O

Слайд 22Амфотерные гидроксиды
Проявляются свойства и кислотных, и основных гидроксидов
Основные свойства
2Al(OH)3 + 3H2SO4

= Al2(SO4)3 + 6H2O
Кислотные свойства
Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4]
В орто- и мета-формах
Al(OH)3 ортогидроксид алюминия
AlO(OH) метагидроксид алюминия

Слайд 23Оксиды
Продукты полной дегидратации гидроксидов (реальной или мысленной)
Кислотные
H2SO4 = H2O + SO3

триоксид серы
(ангидрид серной кислоты)
Основные
2LiOH = H2O + Li2O оксид лития
Амфотерные
2FeO(OH) = H2O + Fe2O3 оксид железа(III)
Li2O + SO3 = Li2SO4

Слайд 24Соли
Средние
Ba3(PO4)2 ортофосфат бария
Кислые (содержат Н)
Ba(H2PO4)2 дигидроортофосфат бария
Основные (содержат ОН или О)
CoNO3(OH)

гидроксид-нитрат кобальта(II)
Двойные (содержат > 1 катиона)
KAl(SO4)2 сульфат алюминия-калия
Смешанные (содержат > 1 аниона)
Na3CO3(HCO3) гидрокарбонат-карбонат натрия

Слайд 25Бинарные соединения
LiH гидрид лития
Mg3P2 дифосфид тримагния
NF3 трифторид азота
CS2 дисульфид углерода
HBr бромоводород
PCl5

пентахлорид фосфора
Br3N нитрид триброма
SF6 гексафторид серы

Слайд 26Комплексные соединения
Координационное число (КЧ) 6
Дентатность лиганда 1
Заряд комплекса 3–
Внешняя сфера
Внутренняя

сфера

Лиганды

Комплексообразователь

Na3[Co(NO2)6]

Слайд 27Комплексные соединения
сложные частицы, образованные из реально существующих более простых
Включают внутреннюю сферу

(ковалентные связи) и внешнюю сферу (ионные связи)
В растворе – диссоциация внешней сферы
Na[Al(OH)4] = Na+ + [Al(OH)4]–

Слайд 28Номенклатура комплексных соединений
Число лигандов
моно, ди, три, тетра, пента и т.д.
Названия лигандов
Анионные
Cl–

хлоро, H– гидридо, OH– гидроксо, O2– оксо, S2– тио
Нейтральные
H2O аква
Катионные
H+ гидро
Комплексообразователь
Нейтральный или катионный комплекс
русский корень
Анионный комплекс
латинский корень
Степень окисления

Слайд 29Примеры
[Cu(H2O)4]2+ катион тетрааквамеди(II)
[Zn(OH)4]2– тетрагидроксоцинкат-ион
[Cr(H2O)5OH]2+ катион гидроксопентааквахрома(III)
K[BF4] тетрафтороборат калия

Слайд 30Окислительно-восстановительные реакции (ОВР)

Слайд 31Степень окисления
формальный (условный) заряд атома в соединении, вычисленный, исходя из предположения,

что соединение состоит из ионов

Степень окисления: ClVII, MoVI, F–I (римские цифры)
Заряд иона в растворе: Ba2+, Na+, S2– (арабские цифры)


Слайд 32Степень окисления
не совпадает с истинным зарядом атома в соединении
H+0,17Cl–0,17
не совпадает с

валентностью (числом ковалентных связей)
H–O–I–O–I–H

Слайд 33Изменение степени окисления
= перераспределение электронной плотности ("передача электронов")

HClO + H2S =

HCl + S + H2O


2e–

Слайд 34Подбор коэффициентов в уравнениях ОВР Метод электронного баланса
1. Записывают формулы реагентов и

продуктов, находят элементы, которые понижают и повышают степени окисления
2. Записывают атомы с указанием изменяющихся степеней окисления
3. Составляют уравнения полуреакций восстановления и окисления, соблюдая для каждой из них законы сохранения числа атомов и заряда
4. Находят наименьшее общее кратное (н.о.к.) числа переданных в каждой полуреакции электронов и подбирают дополнительные множители для уравнений полуреакций так, чтобы число принятых электронов стало равным числу отданных электронов
5. Проставляют полученные коэффициенты в схему реакции
6. Уравнивают числа остальных атомов

MnCO3 + KClO3 → MnO2 + KCl + ...


MnII → MnIV
ClV → Cl–I

MnII – 2e– = MnIV
ClV + 6e– = Cl–I

н.о.к. 6
MnII – 2e– = MnIV | 3
ClV + 6e– = Cl–I | 1



3MnCO3 + KClO3 → 3MnO2 + KCl + ...

3MnCO3 + KClO3 = 3MnO2 + KCl + 3CO2

Слайд 35Подбор коэффициентов в уравнениях ОВР Метод электронного баланса
FeS2 + O2 → Fe2O3

+ SO2
FeII – 1e– = FeIII
2S–I – 10e– = 2SIV
O2 + 4e– = 2O–II
4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2


–11e–

+4e–

4

11

Слайд 36Подбор коэффициентов в уравнениях ОВР Метод электронно-ионных полуреакций
1. Записывают формулы реагентов и

продуктов, находят окислитель, восстановитель и среду
2. Записывают формулы окислителя и восстановителя и соответствующие продукты реакции в ионном виде
3. Составляют ионные уравнения полуреакций восстановления и окисления, соблюдая для каждой из них законы сохранения числа атомов и заряда
4. Находят наименьшее общее кратное (н.о.к.) числа переданных в каждой полуреакции электронов и подбирают дополнительные множители для уравнений полуреакций так, чтобы число принятых электронов стало равным числу отданных электронов
5. Составляют ионное уравнение реакции
6. Уравнивают числа остальных атомов, участвующих в реакции, и получают уравнение реакции с подобранными коэффициентами

K2Cr2O7 + H2SO4 + H2S → S + ...
Ок Среда Вс

Cr2O72– + H+ + H2S → S + Cr3+ + H2O
Cr2O72– (Оф) → Cr3+ (Вф)
H2S (Вф) → S (Оф)

Cr2O72– + 8H+ + 6e– = 2Cr3+ + 7H2O
H2S – 2e– = S + 2H+


н.о.к. 6
Cr2O72– + 8H+ + 6e– = 2Cr3+ + 7H2O | 1
H2S – 2e– = S + 2H+ | 3


Cr2O72– + 8H+ + 3H2S = 3S + 2Cr3+ + 7H2O

K2Cr2O7 + 4H2SO4 + 3H2S = 3S + Cr2(SO4)3 + 7H2O + K2SO4

Слайд 37Подбор числа атомов водорода и кислорода
Кислотная среда
[HI] = H+
[O–II] + 2H+

= H2O

Щелочная среда
[HI] + OH– = H2O
[O–II] + H2O = 2OH–

Пример
[Cr(OH)6]3– → CrO42–

Щелочная среда
6[HI] + 6OH– = 6H2O
2[O–II] + 2H2O = 4OH–

[Cr(OH)6]3– + 2OH– – 3e– = CrO42– + 4H2O

Слайд 38Типы ОВР
Внутримолекулярные реакции
2HgIIO–II = O02 + 2Hg0
Дисмутация (диспропорционирование)
3AuIF = AuIIIF3 +

2Au0

Конмутация (синпропорционирование)
N–IIIH4NIIIO2 = N02 + 2H2O


AuI

Au0

AuIII

N0

NIII

N–III

Слайд 39Типы ОВР
Межмолекулярные реакции
2Mg0 + O02 = 2MgIIO–II
PbS–II + 4H2O–I2 = PbSVIO4

+ 4H2O–II
Конмутация
2H2S–II + SIVO2 = 3S0 + 2H2O



Дисмутация
2NO2 + H2O = HNO2 + HNO3

S0

SVI

S–II

NIV

NV

NIII

Слайд 40Типичные окислители и восстановители
Окислители:
Простые вещества – элементы с высокой электроотрицатель-ностью (F2,

O2, Cl2 и т.д.)
Сложные вещества – содержащие элементы в высоких степенях окисления (Fe3+, CrVI2O72–, MnVIIO4– и т.д.)

Окислительная активность возрастает в кислотной среде

Восстановители:
Простые вещества – элементы с низкой электроотрицатель-ностью (металлы, С, H2 и т.д.)
Сложные вещества – содержащие элементы в низких степенях окисления (Sn2+, S2–, NIIIO2– и т.д.)

Восстановительная способность возрастает в щелочной среде

Слайд 41Влияние среды
Продукты реакции




Формы соединений
Cr(VI)/Cr(III):
кисл. Cr2O72–/Cr3+
щел. CrO42–/[Cr(OH)6]3–
Направление реакции
кисл. IO3– + I–

→ I2
щел. I2 → IO3– + I–



MnO4–

Mn2+

MnO42–

MnO2

H+

OH–

H2O

Слайд 42Направление ОВР
Br– + PbO2 + H+ → Br2 + Pb2+ +

H2O
Br– + Fe3+ ≠ Br2 + Fe2+
Br2 + Fe2+ → Br– + Fe3+

Количественная мера окислительной способности Ок (и восстановительной способности Вс) – электродный потенциал φ

Слайд 43Электродный потенциал φ
электрический потенциал электрода, на котором одновременно и с равными

скоростями протекают полуреакция восстановления окисленной формы (Оф) и обратная ей полуреакция окисления соответствующей восстановленной формы (Вф)

Zn

Zn2+ + 2e– Zn

Слайд 44Разность потенциалов Δφ
Оф(1) + Вф(2) Вф(1) +

Оф(2)
Оф(1) + n1e– Вф(1)
Вф(2) – n1e– Оф(2)



Оф(1)/Вф(1) Оф(2)/Вф(2)
φ1 φ2

Δφ = φ1 – φ2

Δφ > 0 →
Δφ < 0 ←

Слайд 45Стандартный водородный электрод
Платиновый электрод, покрытый платиновым
порошком, в водном растворе кислоты

с
с(Н+) = 1 моль/л и омываемый
газообразным водородом (р = 1 атм)
при 298 К

φ°(H+/H2) = 0 В (условно!)


2H+ H2

+ 2e–

– 2e–

Слайд 46Стандартный потенциал полуреакции восстановления φ°
Оф + Н2

Вф + 2Н+
Δφ° = φ°(Оф/Вф) – φ°(Н+/Н2) = φ°(Оф/Вф)
Данные приведены в справочниках
Стандартные условия:
ci = 1 моль/л (для каждого участника реакции в растворе)
pi = 1 атм (для каждого газообразного участника реакции)
Т = 298 К (обычно)
ст.у. ≠ н.у. (0°С, 1 атм)

Слайд 47Сравнение φ°
ЭХРН



Сила Ок и Вс


Сила Вс

Сила Ок

Слайд 48Критерий протекания ОВР в стандартных условиях
ОВР протекает в прямом направлении в

стандартных условиях, если
Δφ° = φ°(Ок) – φ°(Вс) > 0 В

ОВР протекает в обратном направлении в стандартных условиях, если
Δφ° = φ°(Ок) – φ°(Вс) < 0 В


Слайд 49Уравнение Нернста
На практике стандартные условия не используются
Оф + ne– = Вф



MnO4–

+ 8H+ + 5e– = Mn2+ + 4H2O



Во время протекания реакции φ измерить нельзя, но можно вычислить
По мере протекания реакции φ(Ок) ↓, а φ(Вс) ↑
Когда φ(Ок) = φ(Вс), реакция прекращается

Слайд 50Критерий полноты протекания ОВР
ОВР протекает в прямом направлении до конца при

любых начальных условиях, если Δφ° > 0,4 В
ОВР протекает в обратном направлении до конца при любых начальных условиях, если Δφ° < –0,4 В
Можно изменить направление ОВР, меняя условия, если 0 < Δφ° < 0,4 В (в ст.у. →) или –0,4 < Δφ° < 0 В (в ст.у. ←)

Слайд 51Пример
Cu(т) + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2(г) + 2H2O
Δφ° = –0,179

В
В стандартных условиях ←
CuSO4 + SO2(г) + 2H2O = Cu(т) + 2H2SO4
При повышении c(H2SO4), удалении SO2 →
Температура почти не влияет на φ°, влияет на скорость реакции, удаление газообразных веществ

Слайд 52Кинетические затруднения
Обычно ОВР идут быстро, но не всегда
Fe3+ + NH4+ ≠

N2 + Fe2+ + H+
Δφ° = 0,499 В
2 катиона
I– + NO3– + H+ ≠ I2 + NO + H2O
Δφ° = 0,420 В
2 аниона
+ Zn:
NO3– + Zn + 3H+ = HNO2 + H2O + Zn2+
2I– + 2HNO2 + 2H+ = I2 + 2NO + H2O
анион + молекула

Слайд 53Пример
Какие галогениды могут быть окислены катионом Fe3+ в стандартных условиях?
2Г– +

2Fe3+ = Г2 + 2Fe2+
Оф/Вф φ°, В Δφ°, В ст.у.
Fe3+/Fe2+ 0,77
F2/F– 2,86 –2,09 ←
Cl2/Cl– 1,36 –0,59 ←
Br2/Br– 1,07 –0,30 ←
I2/I– 0,54 +0,23 →


Слайд 54Диаграмма Латимера
Fe3+
Fe
Fe2+
0,77
–0,44
1e–
2e–

Слайд 55Диаграмма Латимера
MnO4–
MnO42–
MnO2
Mn3+
Mn2+
Mn
0,56

2,22
0,95
1,51

–1,18
2H+ + 2e– = H2 φ° = 0 В
O2 + 4H+

+ 4e– = 2H2O φ° = 1,23 В

Слайд 56Зависимость φ° от среды
Оф + hH+ + ne– = Вф +

H2O


IO3– + I– → I2 ?
φ°(I2/I–) = 0,54 В
2IO3– + 12H+ + 10e– = I2 + 6H2O
φ°щел.(IO3–/I2) = 0,196 В
φ°кисл.(IO3–/I2) = 0,196 + 0,828(12/10) = 1,190 В

Слайд 57Зависимость φ° от среды
I2 → I- + IO3-
I- + IO3- →

I2

Слайд 58Стехиометрические расчеты по уравнению реакции
n, моль
M, г/моль
VM, л/моль
с, моль/л (М)

n =

m/M
n = V/VM
n = c V

Для реакции aA + bB + ... = dD + eE + ...
n(A)/a = n(B)/b = n(D)/d = n(E)/e = ...

Слайд 59Стехиометрические расчеты по уравнению реакции

Слайд 60Задача
Смешали 0,2 л 0,25 М водного раствора KMnO4 и 0,2 л

0,25 М водного раствора KI. Определить массу осадка.

M(MnO2) = 87 г/моль, M(I2) = 254 г/моль

Слайд 61Задача
n(KMnO4) = c(KMnO4)V(p.KMnO4)
n(KMnO4) = 0,25 . 0,2 = 0,05 (моль)
n(KI) =

c(KI)V(p.KI)
neq(KI) = 0,25 . 0,2 = 0,05 (моль)
По уравнению реакции
n(KMnO4)/2 = n(KI)/6 = n(MnO2)/2 = n(I2)/3
KMnO4 в избытке, расчет по KI
n(MnO2) = m(MnO2) / M(MnO2)
m(MnO2) = n(KI)M(MnO2) / 3
m(I2) = n (KI)M(I2) / 2



Слайд 62Стехиометрические расчеты по закону эквивалентов
Эквивалент – условная (реально не существующая) частица,

в z раз меньшая, чем формульная единица
z – эквивалентное число (≥1)
Для ОВР


(в уравнении полуреакции)
K2Cr2O7 + 4H2SO4 + 6HCl = 3Cl2 + Cr2(SO4)3 + 7H2O + K2SO4
Cr2O72– + 14H+ + 6e– = 2Cr3+ + 7H2O
2Cl– – 2e– = Cl2
z(Cr2O72–) = 6, z(Cr3+) = 3, z(Cl–) = 1, z(Cl2) = 2

Слайд 63Основные соотношения
Формульная единица
n, моль
M, г/моль
VM, л/моль
с, моль/л (М)
Эквивалент
neq = z n,

моль
Meq = M / z, г/моль
Veq = VM /z, л/моль
ceq = z c, моль/л (н., N)

Закон эквивалентов
Для реакции aA + bB + ... = dD + eE + ...

neq(A) = neq(B) = neq(D) = neq(E) = ...

Слайд 64Задача (решение по закону эквивалентов)
Смешали 0,2 л 0,25 М водного раствора

KMnO4 и 0,2 л 0,25 М водного раствора KI. Определить массу осадка.

M(MnO2) = 87 г/моль, M(I2) = 254 г/моль
z(KMnO4) = 3, z(KI) = 1, z(MnO2) = 3, z(I2) = 2

Слайд 65Задача (решение по закону эквивалентов)
neq(KMnO4) = z(KMnO4)c(KMnO4)V(p.KMnO4)
neq(KMnO4) = 3 . 0,25

. 0,2 = 0,15 (моль)
neq(KI) = z(KI)c(KI)V(p.KI)
neq(KI) = 1 . 0,25 . 0,2 = 0,05 (моль)
KMnO4 в избытке, расчет по KI

neq(MnO2) = z(MnO2)m(MnO2) / M(MnO2) = neq(KI)
m(MnO2) = neq(MnO2)M(MnO2) / z(MnO2) = neq(KI)M(MnO2) / z(MnO2)
m(I2) = neq(KI)M(I2) / z(I2)



Слайд 66Химическое равновесие
Основные положения
Закон действующих масс
Смещение равновесия

Слайд 67Обратимые
A + B D + E
1

– прямая реакция
2 – обратная реакция
H2 + I2 2HI

D + E A + B


Химические реакции

Необратимые
A + B → D + E


Hg(NO3)2 + K2S → HgS↓ + 2KNO3
D + E ≠

Слайд 68Система
Произвольно выбранная часть пространства, содержащая одно или несколько веществ и отделенная

от окружающей среды поверхностью раздела (реальной или мысленной)
Параметры системы: p, V, T, c, ...

Слайд 69Системы
Гомогенные
(состоят из одной фазы)
Гетерогенные
(состоят из двух или более фаз)
Фаза – часть

гетерогенной системы,
ограниченная поверхностью раздела
и характеризующаяся одинаковыми
физическими свойствами
во всех своих точках

Слайд 70Равновесное состояние
Такое состояние системы, когда при постоянных внешних условиях параметры системы

не изменяются во времени

Динамическое равновесие:

с одинаковой скоростью

Слайд 71Химическое равновесие
Истинное







CO + H2O CO2 + H2
Метастабильное







2H2 + O2 = 2H2O










Слайд 72Признаки истинного химического равновесия
Признаки
1. В отсутствие внешних воздействий состояние системы остается

неизменным.
2. При наличие внешних воздействий система переходит в другое состояние равновесия.
3. При прекращении внешних воздействий система возвращается в исходное состояние.
4. Состояние системы не зависит от того, с какой стороны она подходит к равновесию.

Комментарии
Этот признак характерен как для истинного, так и для метастабильного равновесия.
Это также справедливо и для истинного, и для метастабильного равновесия.
Для метастабильного равновесия это невозможно ("шарик скатился вниз").
Это существенное отличие истинного равновесия от метастабильного.

Слайд 73A B

n(В)
100%




выход В


0 время



1

2

Слайд 74Като Максимилиан Гульдберг и Петер Вааге (1864–1867):
В условиях химического равновесия при

постоянной температуре отношение произведения молярных концентраций продуктов реакции, взятых в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам, к произведению молярных концентраций остающихся неизрасходованными исходных веществ, также взятых в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам, является величиной постоянной

Закон действующих масс

Слайд 75Закон действующих масс (гомогенные системы)
aA + bB dD +

eE
c(A) = [A] = const
c(B) = [B] = const
c(D) = [D] = const
c(E) = [E] = const


Концентрации участников реакции не более 0,1 моль/л

Слайд 76Закон действующих масс (гетерогенные системы)
aA(ж) + bB(г) dD(т)

+ eE(г)









const

n(A) – количество вещества
V(A) – объем вещества
m(A) – масса вещества
ρ(A) – плотность вещества
M(A) – молярная масса вещества

Слайд 77Константы гетерогенных равновесий
BaSO4(т) Ba2+ + SO42–
Kc = [Ba2+][SO42–]

Hg(ж)

Hg(г)
Kc = [Hg]

CaCO3(т) CaO(т) + CO2(г)
Kc = [CO2]

Слайд 78Константа равновесия
При постоянной температуре является величиной постоянной
Не зависит от концентраций

участников реакции
Kc = 0, если реакция не идет: A + B ≠
Kc = ∞, если реакция идет до конца:
A + B = D + E

Слайд 79Сложные химические реакции
Известны константы равновесия для реакций
(I) 2 CO2

2 CO + O2; Kc(I)
(II) 2 SO2 + O2 2 SO3; Kc(II)
Определите константу химического равновесия для реакции
(III) SO2 + CO2 SO3 + CO; Kc = ?

Слайд 80Сложные химические реакции
(I) 2 CO2 2 CO +

O2
(II) 2 SO2 + O2 2 SO3
(III) SO2 + CO2 SO3 + CO
(I) + (II) = 2 (III)
=> Kc(I) Kc(II) = Kc2


Слайд 81Задача
Константа равновесия для реакции
PCl5(г) PCl3(г) + Cl2(г)
при некоторой температуре

Kc = 0,04. Рассчитайте равновесные концентрации реагента и продуктов, если начальная концентрация пентахлорида фосфора
c0(PCl5) = 1,2 моль/л

Слайд 82Задача
PCl5 PCl3 + Cl2
Концентрация,


моль/л
с0 1,2 0 0
Δс х х х
[В] 1,2 – x x x
[B] 1,0 0,2 0,2


х = 0,2 моль/л


Ответ:

Слайд 83Задача
Константа равновесия для реакции
2 NO2(г) 2 NO(г) +

O2(г)
при некоторой температуре Kc = 12,8. Определите начальную концентрацию диоксида азота, если равновесная концентрация кислорода 0,2 моль/л.

Слайд 84Задача

2NO2 2NO + O2
Концентрация,
моль/л
с0 ? 0 0
Δс 2х 2х х
[В] c0 – 2x 2x x
[B] c0 – 0,4 0,4 0,2


х = 0,2 моль/л



Ответ: с0 = 0,45 моль/л

Слайд 85Сдвиг химического равновесия
Анри Луи Ле Шателье (1884):
Любое воздействие на систему, находящуюся

в состоянии химического равновесия, вызывает в ней изменения, стремящиеся ослабить это воздействие

Слайд 86Влияние температуры
Реакция эндотермическая
– Q, ΔH > 0
при повышении температуры

при понижении температуры
Реакция

экзотермическая
+ Q, ΔH < 0
при повышении температуры

при понижении температуры





Слайд 87Влияние температуры
CaCO3 CaO + CO2 – Q

(ΔH > 0)

при повышении температуры

2NO N2 + O2 + Q (ΔH < 0)

при повышении температуры



Kc = f(T)

Слайд 88Влияние концентрации
Введение реагента

Удаление реагента

Введение продукта

Удаление продукта

Kc = const



При V = const:

Слайд 89Влияние концентрации



2SO2 + O2 2SO3
при увеличении

концентрации О2


Слайд 90Влияние давления
aA + bB dD + eE





если d +

e = a + b

Δn(газ.) = 0 давление не влияет

Слайд 91Влияние давления
Δn(газ.) > 0
при повышении давления

при понижении давления



Δn(газ.) < 0
при повышении

давления

при понижении давления








Kc = const

Слайд 92Влияние давления
N2 + 3H2 2NH3
Δn(газ.) =

2 – 4 < 0
при повышении давления


Слайд 93Введение инертного газа
при V = const
концентрации постоянны
не влияет
при p = const
объем

увеличивается
концентрации уменьшаются
парциальные давления понижаются
см. "Влияние давления"

Kc = const

Слайд 94Влияние катализатора
не влияет на Kc
не является реагентом или продуктом
=> не смещает

химическое равновесие
ускоряет его достижение

Похожие презентации

Сравнительный анализ Фармакопейных статей для субстанций, представленных в мировых Фармакопеях 299
Нефть и газ. Химический состав и свойства 1020
Маңызды химиялық өндірістер 681
Дисперсные системы 840
Строение атома. (8 класс) 536
Химия неметаллов 549

Обратная связь

Если не удалось найти и скачать презентацию, Вы можете заказать его на нашем сайте. Мы постараемся найти нужный Вам материал и отправим по электронной почте. Не стесняйтесь обращаться к нам, если у вас возникли вопросы или пожелания:

Email: Нажмите что бы посмотреть 

Что такое ThePresentation.ru?

Это сайт презентаций, докладов, проектов, шаблонов в формате PowerPoint. Мы помогаем школьникам, студентам, учителям, преподавателям хранить и обмениваться учебными материалами с другими пользователями.

Для правообладателей

Яндекс.Метрика