11 класс Обратимость химических реакций
презентация к уроку по химии (11 класс)

Слайд 1

Домашнее задание Задача1: Константа равновесия гомогенной системы: СО(г) + Н 2 О(г) = СО 2 (г) + Н 2 (г) при 850 о С равна 1. Вычислите концентрации всех веществ при равновесии, если исходные концентрации: [СО] исх =3 моль/л, [Н 2 О] исх = 2 моль/л. (Обратите внимание: даны исходные концентрации, а не равновесные). Задача2: Эндотермическая реакция разложения пентахлорида фосфора протекает по уравнению: PCl 5 (г) = РСl 3 (г) + Сl ( г ) + Q Как надо изменить: а) температуру; б) давление; в) концентрацию, чтобы сместить равновесие в сторону прямой реакции – разложения PCl5?

Слайд 2

Реакции Обратимые Необратимые N 2 + 3H 2 = 2NH 3 2SO 2 + O 2 = 2SO 3 2NO + O 2 = 2NO 2 Na 2 CO 3 + H 2 O = NaHCO 3 + NaOH CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2  

Слайд 3

Какие реакции называют обратимыми? Каковы признаки необратимых реакций?

Слайд 4

Какие из предложенных реакций являются обратимыми? а ) КОН + CuSO 4 = K 2 SO 4 + Cu(OH) 2 б ) CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3 в ) КС IO 3 = KCI + O 2 г ) CH 4 + O 2 = CO 2 + H 2 O д ) HCOOH + CH 3 OH = HCOOCH 3 + H 2 O

Слайд 5

Химическое равновесие.

Слайд 6

Получение оксида серы ( VI ) – используется в производстве серной кислоты (в обработке руд, особенно при добыче редких элементов, в том числе урана, иридия, циркония, осмия и т. п.; как электролит в свинцовых аккумуляторах; в производстве химических волокон и красителей; в пищевой промышленности — зарегистрирована в качестве пищевой добавки E513 (эмульгатор)) 2SO 2 + O 2 ↔ 2SO 3 + Q

Слайд 7

Химическое равновесие - состояние системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции.

Слайд 8

Закон действующих масс: При равновесии отношение произведения концентраций продуктов реакции (в степенях их коэффициентов) к произведению концентраций реагентов (тоже в степенях их коэффициентов) есть величина постоянная, не зависящая от исходных концентраций веществ в реакционной смеси. N 2 (Г) + 3H 2 (Г) ↔ 2NH 3 (Г) + 92,4 кДж

Слайд 9

Константа равновесия Для выражения N 2 (Г) + 3H 2 (Г) ↔ 2NH 3 (Г) + 92,4 кДж константа равновесия выражается так: υ 1 = υ 2 υ 1 (прямой реакции) = k 1 [N 2 ][H 2 ] 3 , где [ ] – равновесные молярные концентрации (моль/л) υ 2 (обратной реакции) = k 2 [NH 3 ] 2 k 1 [N 2 ][H 2 ] 3 = k 2 [ NH 3 ] 2 Тогда: Kp = k 1 /k 2 = [NH 3 ] 2 / [N 2 ][H 2 ] 3 – константа равновесия.

Слайд 10

Принцип Ле-Шателье Если на систему, находящуюся в равновесии оказали внешнее воздействие, то равновесие в системе сместится в сторону обратную этому воздействию.

Слайд 11

Влияние концентрации A + B = C + D [A], [B] - вправо [A], [B] - влево [C], [D] - влево [C], [D] - вправо

Слайд 12

Влияние температуры N 2 + 3H 2 = 2NH 3 + Q t °   равновесие смещается вправо t °   равновесие смещается влево

Слайд 13

Влияние давления при увеличении давления, равновесие смещается в сторону образования веществ, занимающих меньший объём, т.е. в сторону с меньшим количеством моль газообразных веществ. N 2 (Г) + 3H 2 (Г) ↔ 2NH 3 (Г) 1V 3V 2V

Слайд 14

Влияние катализатора При использовании катализатора понижается энергия активации как прямой, так и обратной реакции на одну и ту же величину и поэтому равновесие не смещается.

Слайд 15

Задача 1 2SO 2 (г) + O 2 (г) = 2SO 3 (г) + Q Куда сместится равновесие, если а) увеличить давление б) повысить температуру в) увеличить концентрацию кислорода