Презентация по химии на тему "Химическое равновесие"

• 1 слайд

  Обратимость химических реакций. Химическое равновесие.
  
  
  Мирзо-Улугбекский район
  Школа №187
  Учитель химии: Юзбашева С.Д.
  
  
  
  
  
  

• 2 слайд

  
  
  План
  
  
  
  1.Реакции обратимые и необратимые. Признаки необратимости.
  2. Химическое равновесие. Константа химического равновесия.
  3.Факторы, вызывающие смещение химического равновесия.
  Принцип Ле Шателье.
  4. Применение Принципа Ле Шателье.
  5. Решение заданий.
  
  

• 3 слайд

  Обратимые и необратимые реакции.
  Обратимые химические реакции – это реакции, одновременно протекающие в прямом и обратном направлениях в одних и тех же условиях.
  Например: H2 + I2 ↔ 2HI CaCO3 ↔ CaO + CO2
  
  Необратимые химические реакции –это реакции, протекающие в одном направлении до полного превращения реагирующих веществ в продукты реакции.
  Например :
  
  Na2SO4 +BaCl2  BaSO4 ↓+ 2NaCl
  

• 4 слайд

  Признаки необратимости.
  CuCl2 + 2KOH=Cu(OH)2↓ +2KOH – выпал осадок
  Na2CO3 + 2HCl=2NaCl + H2O + CO2↑ – образовался слабый электролит , который разлагается на воду и углекислый газ.
  H2SO4 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O – образовалась вода – очень слабый электролит.
  

• 5 слайд

  Химическое равновесие.
  H2 + I2 ↔ 2HI
  
  Вернемся к обратимой реакции водорода с парами йода. В соответствии с законом действующих масс кинетическое уравнение прямой реакции имеет вид:
  Vпр =kпр[H2] [I2] С течением времени скорость прямой реакции уменьшается, т.к. исходные вещества расходуются. В то же время с накоплением в системе йодоводорода увеличивается скорость реакции его разложения:
  Vобр=kобр [HI] ² В любой обратимой реакции рано или поздно наступит такой момент, когда скорости прямого и обратного процессов становятся равными. Состояние обратимого процесса, при котором скорости прямой и обратной реакций равны, называют химическим равновесием.
  Vпр = Vобр
  kпр[H2] [I2]= kобр [HI] ²
  

• 6 слайд

  Константа химического равновесия.
  H2 + I2 ↔ 2HI
  Состояние химического равновесия характеризуется особой величиной – константой равновесия. Для нашего примера константа равновесия имеет вид:
  Кравн = kпр / kобр = [HI]²/[H2] [I2]
  Константа равновесия k равна отношению констант скоростей прямой и обратной реакции, или отношению произведению равновесных концентраций продуктов и реагентов, возведенных в степени, равные коэффициентам в уравнении реакции. Величина константы равновесия определяется природой реагирующих веществ, и зависит от температуры.
  

• 7 слайд

  Величина константы равновесия характеризует полноту протекания
  обратимой реакции. Если Кравн<<1, числитель в выражении константы намного меньше знаменателя, прямая реакция практически не протекает, равновесие смещено влево. Если для какого-либо обратимого процесса Кравн>>1, исходных реагентов в равновесной системе практически не остается, равновесие смещено вправо.
  Кравн = kпр / kобр = [HI]²/[H2] [I2]
  
  

• 8 слайд

  Факторы, вызывающие смещение химического равновесия.
  Состояние химического равновесия может сохраняться долго при неизменных внешних условиях: температуры, концентрации исходных веществ или конечных продуктов, давления (если в реакции участвуют газы).
  Если изменить эти условия, можно перевести систему из одного равновесного состояния в другое, отвечающее новым условиям.
  Такой переход называется смещением или сдвигом равновесия. Управление смещения можно предсказать, пользуясь принципом Ле Шателье, 1884г.
  
  

• 9 слайд

  Историческая справка.
  Французский ученый- химик, занимался исследованиями процессов протекания химических реакций.
  Принцип смещения равновесий- самое известное, но далеко не единственное научное достижение Ле Шателье.
  Его научные исследования обеспечили ему широкую известность во всем мире. Он дожил до 86 лет.
  Анри Луи Ле Шателье (1850- 1936)
  

• 10 слайд

  Принцип Ле Шателье.
  Известен всюду на Земле Анри Луи Де Шателье.
  Он не был королем и принцем, Зато открыл прекрасный принцип, Который химикам полезен
  Для сдвигов всяких равновесий.
  Если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказывать внешнее воздействие (изменить давление, концентрацию веществ или температуру), то равновесие сместится в сторону преимущественного протекания того процесса который ослабляет произведенное воздействие.
  Принцип Ле Шателье- это принцип «вредности», принцип «наоборот».
  

• 11 слайд

  Изменение концентрации:
  3H2 + N2 ↔ 2NH3
  
  А) если увеличиваем концентрацию конечных продуктов, рав- новесие смещается в сторону образования исходных продуктов, т.е. преобладает обратная реакция.
  Б) увеличиваем концентрацию исходных продуктов, равновесие смещается в сторону образования конечных продуктов, преоб-ладает прямая реакция.
  В) при уменьшении концентрации конечных продуктов реакция равновесия смещается в сторону их образования, преобладает прямая реакция.
  Г) при уменьшении концентрации исходных продуктов реакции, преобладает обратная реакция.
  

• 12 слайд

  Изменение давления
  А) при увеличения давления равновесие смещается в сторону той реакции, при которой объем образовавшихся газообразных продуктов уменьшается.
  Б) при уменьшении давления равновесие смещается в сторону той реакции, при которой объем образовавшихся газообразных продуктов увеличивается.
  Пример: 3H2 + N2 ↔ 2NH3
  в) если объемы газообразных продуктов одинаковы как в прямой, так и в обратной реакции- изменение давления не оказывает смещения равновесия.
  Пример: Н2 + Cl2=2HCl
  2V=2V
  
  
  

• 13 слайд

  Изменение температуры
  А) при повышении температуры химическое равновесие смещается в сторону эндотермической реакции.
  Б) при понижении температуры химическое равновесие смещается в сторону экзотермической реакции.
  Пример:
  N2(г)+H2(г)→2NH3(г)+92 кДж ,
  2NH3(г) → N2(г) + H2(г) - 92 кДж.
  

• 14 слайд

  Значение принципа Ле Шателье.
  

• 15 слайд

  Закрепление.
  Химик толкает реакцию в спину: «Давай-ка тебя я немного подвину!» Она отвечает: «Ты знаешь меня: Ни часа, ни дня не могу без огня! И чтобы улучшить мое настроение, Прошу, даже требую: выше давление! К тому же учти : я – такая реакция, Что мне реагентов важна концентрация». И химик подумал: «Теперь мне все ясно. Тепло поглощаешь – и это прекрасно! Как только под колбой зажгутся горелки, Ступай-ка, реакция, прямо по стрелке. Вот это цветочки, но будут и фрукты - Повысит давление выход продукта! Еще концентрация … Да, ты права: Побольше я выдам тебе вещества». Реакция стала работать послушно, Продукт образуя полезный и нужный. Такой вот привиделся химику сон. Какие же выводы сделает он ?
  

• 16 слайд

  
  ВОПРОС 1.
  При повышении температуры равновесие системы смещается
  2SO3 2SO2 + O2 - Q
  
  (в сторону обр-ния исх. в-тв)
  

• 17 слайд

  ВОПРОС 2.
  Каким образом можно сместить равновесие реакции в сторону исходных веществ (все в-ва – газы):
  SO3 + H2O H2SO4 + Q
  (повысить температуру, понизить давление).
  

• 18 слайд

  ВОПРОС 3.
  При повышении давления равновесие реакции смещается
  2SO3 2SO2 + O2 - Q
  (в сторону обр-ния исх. в-тв)
  

• 19 слайд

  ВОПРОС 4.
  Каким образом можно сместить равновесие в сторону продуктов реакции
  SO2 + 2H2S 3S + 2H2O + Q г г т г
  (повысить давление, понизить температуру)
  

• 20 слайд

  ВОПРОС 5.
  При уменьшении концентрации SO2 равновесие реакции смещается H2SO3 SO2 + H2O -Q
  (в сторону прод. р-ции)
  

• 21 слайд

  ВОПРОС 6.
  При повышении температуры равновесие реакции сместится
  2ZnS + O2 2ZnO + H2O + Q
  (в сторону исх. в-тв)
  

• 22 слайд

  22
  Задача .
  
  Как надо изменить концентрации веществ, давление и температуру гомогенной системы PCl5 ↔ PCl3 + Cl2 – Q , чтобы сместить равновесие в сторону разложения PCl5 (→)
  
  
  Решение:
  ↑ С реаг. в-в (PCl5)
  ↓ С прод. р-ции (PCl3) и С (Cl2)
  ↓ р (реакция идет с увеличением V)
  ↑ t (реакция эндотермическая – Q )
  PCl5(тв.) ↔ PCl3(тв.) + Cl2(газ) – Q
  →
  1V
  

• 23 слайд

  23
  Задача 4.
  
  Как сместиться химическое равновесие реакции
  2СО + О2 ↔ 2СО2 + Q при
  а) повышении температуры;
  б) повышении давлении
  
  Ответ:
  
  2V 1V 2V
  Q - 2СО + О2 ↔ 2СО2 + Q
  
  а) ←
  б) →
  Закрепление
  
  

• 24 слайд

  
  ВОПРОС A21.
  В какой системе увеличение давления приведет к смещению химического равновесия в сторону прямой реакции?
  1)N2+O2<->2NO
  2)2O3<->3O2
  3)2H2O <-> 2H2+O2
  4)2CO+O2 <->2CO2
  

• 25 слайд

  Задания.
  1. Условие необратимости химического превращения.
  а) образование слабого электролита
  б) поглощение большого количества теплоты
  в) взаимодействие слабого и сильного электролитов
  г) ослабление окраски раствора.
  2. Для смещения равновесия в системе
  CaCO3(т) ↔ CaO(т)+CO2(т) – Q
  в сторону продуктов реакции необходимо
  а) увеличить давление б) увеличить температуру
  в) ввести катализатор г) уменьшить температуру
  3. При увеличении давления химическое равновесие не смещается в системе
  а) 2H2S(г) + 3O2(г) = 2H2O(г) + 2SO2(г)
  б) 2H2(г) + O2(г) = 2H2O (г)
  в) H2(г) + I2(г) = 2HI (г)
  г) SO2(г) + CL2(г) = SO2CL2(г)
  
  

• 26 слайд

  4. Верны ли следующие суждения о смещении химического равновесия в системе
  2CO(г) + O2(г) ↔ 2CO2(г) + Q ?
  А. При понижении давления химическое равновесие в данной системе сместится в сторону продукта реакции.
  Б. При увеличении концентрации углекислого газа химическое равновесие системы сместится в сторону продукта реакции.
  а) верно только А в) верны оба суждения
  б) верно только Б г) оба суждения неверны
  
  5. В системе 2SO2(г) + O2(г) ↔ 2SO3(г) + Q
  смещению химического равновесия в сторону исходных веществ будет способ- ствовать
  а) уменьшение давления в) увеличение концентрации SO2
  б) уменьшение температуры г) уменьшение концентрации SO3
  
  6. Химическое равновесие в системе C4H10 (г) ↔ C4H6(г) + 2H2(г) -Q
  сторону обратной реакции , если
  а) повысить температуру в) добавить катализатор
  б) уменьшить концентрацию H2 г ) повысить давление
  

• 27 слайд

  Проверь себя!
  1 – а
  2 – б
  3 – в
  4 – а
  5 – а
  6 – г