Презентация по химии на тему: "Обратимость химических реакций"

Обратимость химических  Обратимость химических  реакций.  реакций.  Химическое равновесие.  Химическое равновесие.  Решение задач и  Решение задач и  выполнение упражнений по  выполнение упражнений по  данной теме. данной теме. Подготовила: Подготовила: преподаватель химии преподаватель химии 1 квалификационной 1 квалификационной категории категории Сагдиева М.С. Сагдиева М.С. Казань 2017г. Казань 2017г.

Химические реакции можно  Химические реакции можно  разделить на : разделить на : ­необратимые; ­необратимые; ­обратимые. ­обратимые.

Например,  при  взаимодействии  оксида  магния  с  раствором  серной  кислоты  образуются  соль  сульфат магния и вода: MgO + H2SO4 = MgSO4 + H2O  Однако,  в  тех  же  самых  условиях  из  продуктов  реакции  невозможно  получить  серную  кислоту  и  оксид  металла.  Подобные  реакции  протекают  только  в  одном  направлении  и  называются  необратимыми.

Необратимыми называют химические реакции, в  результате  вещества  практически полностью превращаются в конечные  продукты. исходные  которых  Необратимых реакций сравнительно немного.  К ним относятся: ­реакции горения; ­большинство  растворах электролитов. протекающих  реакций,  в

Значительно  более  распространены  реакции  обратимые.  Например,  взаимодействие  серы  с  водородом  приводит к образованию сероводорода: H2  + S = H2S В тех же условиях сероводород  может разлагаться на простые  вещества: H2S= H2  + S

уравнения  отражают  химические  взаимно  Эти  противоположных  процесса.  Их  часто  объединяют  в  одно  уравнение, заменяя знак равенства на стрелки обратимости: два  H2  + S            H2S 

Обратимыми  называют  химические  реакции,  которые  протекают  одновременно  в  двух  противоположных  направлениях  –  прямом  и  обратном. Большинство  основе  промышленного  получения  важнейших  продуктов  химического  производства,  являются  обратимыми.  Таковой является реакция окисления оксида серы  (IV)  до  оксида  серы  (VI)  –  одна  из  стадий  получения серной кислоты: реакций,  лежащих  в  SO2 + O2                                 SO3 + Q  катализато р   ркатализато

Синтез  аммиака  из  азота  и  водорода  также  химическую  представляет  реакцию: обратимую  собой  3Н2 + N2                                2NH3 + Q  катализато р   ркатализато

Состояние  обратимого  химического  процесса,  при  котором скорости прямой и обратной реакции равны,  называют химическим равновесием.

равновесие  является  Химическое  динамичным  (подвижным),  поскольку  существует  возможность  ускорить протекание  прямой или обратной реакции до  состояния  нового  равновесия.  Такое  ускорение  называют  смещением  химического  равновесия  в  (влево)  сторону  прямой  реакции. (вправо)  или  обратной

•Каким  же  образом  можно  вывести  систему  из  состояния равновесия? •Как  влияет  на  состояние  равновесия  изменение  внешних условий, при которых протекает тот или иной  обратимый химический процесс?

Сместить  химическое  равновесие  можно  путем  изменения условий его протекания: повышением или понижением температуры; давления; добавлением  или  удалением  из  сферы  реакции  тех  или иных веществ.

В каком же направлении будет смещаться  химическое равновесие при изменении  перечисленных выше условий? Впервые  ответ  на  этот  вопрос  дал  в  1885  г.  французский химик А.Ле Шателье.  Его знаменитый закон смещения химического  равновесия известен под названием  принципа Ле Шателье.

Принцип Ле Шателье: Если  на  систему,  находящуюся  в  состоянии  воздействие  равновесия,  (изменяют  или  концентрацию  веществ),  то  в  системе  происходит  возникает  процесс,  смещение  равновесия  ослабляющий это воздействие. оказывают  температуру,  –  внешнее  давление

Этот  принцип  можно  было  бы  назвать  «принципом  вредности»  или  «  принципом  наоборот». Рассмотрим,  как  нужно  поступить,  чтобы  сместить  равновесие,  если  изменять  каждое  из  условий  реакции, на примере реакции синтеза аммиака: 3Н2 + N2                                2NH3 + Q  катализато р   ркатализато

Реакция взаимодействия водорода и азота  сопровождается выделением теплоты, т.е.  является экзотермической. Естественно, что разложение аммиака –  1. На состояние равновесия оказывает  влияние температура. эндотермический процесс: 2NH3        3Н2 + N2 –  Q  

в  состоянии  Если  увеличить  температуру  реакционной  смеси,  то  это  вызовет  ускоренное  разложение  аммиака,  т.е.  смещение  равновесия влево.  равновесия  Можно запомнить частное правило: увеличение  температуры  смещает  равновесие  в  сторону эндотермической реакции. Это реакция эндотермическая, идет с  поглощением теплоты, и, следовательно,  система препятствует, повышению  температуры.

газом,  на  является  2. Если хотя бы один из участников обратимой  реакции  состояние  равновесия оказывает влияние давление. Синтез  аммиака  сопровождается  понижением  давления,  так  как  из  четырех  объемов  исходных  газов  получается  два  объема  газообразного  продукта  (  в  соответствии  с  коэффициентами  в  уравнении реакции). Если  в  состоянии  равновесия  увеличить  давление  в  системе,  то  равновесие  сместиться  вправо:  при  этом объем смеси уменьшиться, и давление также  станет меньше.

Увеличение  давления  смещает  равновесие  в  сторону  которая  сопровождается  уменьшением  суммарного  объема газообразных веществ. реакции,  той  При  определении  влияния  давления  на  состояние  равновесия  следует  принимать  во  внимание  только газообразные вещества!!!

Пример 1. Увеличение давления в равновесной системе: С(тв.) + СО2(г.)      2СО(г.)  приведет  к  смещению  влево,  поскольку  в  левой  части  уравнения  только  одно  газообразное  вещество,  коэффициент  перед  его  формулой  равен  1,  а  в  правой  части  коэффициент  перед  формулой газообразного вещества равен 2. 

В случае если суммы коэффициентов перед  формулами газообразных вещества в правой и  левой частях обратимой реакции равны, давление  не оказывает влияние на состояние равновесия: Н(г.) + I2(г.)         2HI(г.)  

Синтез аммиака – это каталитический процесс,  и вам известно, что катализатор увеличивает  скорость химической реакции. 3. На состояние равновесия можно повлиять,  изменяя концентрации веществ. Внесение  катализатора  не  изменяет  положения  равновесия в обратимом процессе, т.к. он в равной  мере  ускоряет  как  прямую,  так  и  обратную  реакции. Катализатор, ускоряя оба направления обратимой  реакции,  в  миллионы  раз  сокращает  время  установления равновесия.

Благодарю  за   внимание!!!