Законы термодинамики и кинетика
презентация к уроку по химии (9 класс)

Слайд 1

Слайд 2

Основные термодинамические характеристики .

Слайд 3

1.Внутренняя энергия.

Слайд 4

2.Первый закон термодинамики. Энтальпия.

Слайд 5

3. Второй з акон термодинамики. Энтропия .

Слайд 6

Третий закон термодинамики Энтропия идеального кристалла при абсолютном нуле равна нулю. (М. Планк,1911 г.)

Слайд 7

Закон Гесса Тепловой эффект (энтальпия) процесса зависит только от начального и конечного состояния и не зависит от пути перехода его из одного состояния в другое».

Слайд 8

Энергия Гиббса ( ΔG )

Слайд 9

Тепловой эффект реакции. Закон Гесса

Слайд 10

Термохимический закон Гесса (1841г) : Тепловой эффект химической реакции не зависит от пути её протекания, а зависит от природы и состояния исходных веществ и продуктов реакции. Пример. С → СО 2 1 путь: С+О 2 =СО 2 ; Δ Н 1 2 путь: С+ 1 /2 О 2 =СО; Δ Н 2 СО+1 /2 О 2 =СО 2; Δ Н 3 Согласно закону Гесса : Δ Н 1 = Δ Н 2+ Δ Н 3

Слайд 11

Пример

Слайд 12

Следствия закона Гесса

Слайд 13

Реакция эндотермическая

Слайд 14

Рассчитайте тепловой эффект реакции: Ответ: - 1034, 0 кДж Реакция экзотермическая

Слайд 15

Рассчитайте тепловой эффект реакции: Ответ: - 904, 8 кДж Реакция экзотермическая

Слайд 16

Химическая кинетика ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ и способы его смещения

Слайд 17

Химическое равновесие Состояние равновесия характерно для обратимых химических реакций. Обратимая реакция - химическая реакция, которая при одних и тех же условиях может идти в прямом и в обратном направлениях. Необратимой называется реакция, которая идет практически до конца в одном направлении.

Слайд 18

Во всех обратимых реакциях скорость прямой реакции уменьшается, скорость обратной реакции возрастает до тех пор, пока обе скорости не станут равными и не установится состояние равновесия. Химическое равновесие - состояние системы, в котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции. Концентрации всех веществ в состоянии равновесия (равновесные концентрации) постоянны. Химическое равновесие имеет динамический характер. Это значит, что и прямая и обратная реакции при равновесии не прекращаются.

Слайд 19

Смещение равновесия в нужном направлении достигается изменением условий реакции (принцип Ле- Шателье ). Принцип Ле- Шателье -Если на систему,находящуюся в состоянии равновесия, оказать внешнее воздействие, то система перейдет в другое состояние так, чтобы уменьшить эффект внешнего воздействия. где [a], [b], [c] и [d] - равновесные молярные концентрации веществ a, b, c и d; a,b,c и d - соответствующие стехиометрические коэффициенты (при условии, что реакция идет в одну стадию); k1 и k2 -коэффициенты пропорциональности, называемые константами скоростей. Для одностадийной обратимой реакции при равновесии выражения для скоростей прямой V 1 и обратной реакций V 2 имеют вид:

Слайд 21

В закрытой системе в состоянии равновесия при постоянных температуре и давлении отношение произведений концентраций продуктов реакции и исходных веществ в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, является постоянной величиной В закрытой системе для обратимой реакции (T, p = const) aA + bB cC + dD Для реакции с участием газообразных веществ p A , p B , p C , p D – равновесные парциальные давления Закон действующих масс

Слайд 22

Константы равновесий в гомогенных и гетерогенных системах Гомогенная система N 2(г) + 3 H 2(г) 2 NH 3(г) Гетерогенная система MgCO 3(к) MgO (к) + CO 2(г) концентрации твердых веществ считают неизменными и в выражение константы равновесия не включают

Слайд 23

Константа равновесия - мера глубины прохождения реакции Отсутствие взаимодействия Равновесие смещено в сторону прямой реакции Равновесие смещено в сторону обратной реакции Модуль I. Лекция 4. Химическое равновесие Константа равновесия зависит от природы веществ, образующих систему и от температуры, но не зависит от концентрации веществ

Слайд 24

Расчет равновесных концентраций реагентов по известным исходным концентрациям CO (г) + H 2 O (г) CO 2(г) + H 2(г) К С = 1 при Т=1023 К, Исходные концентрации веществ В начальный момент времени Обозначаем х (моль/л) увеличение концентрации CO 2 в ходе реакции увеличение концентрации Н 2 уменьшение концентрации СО = х уменьшение концентрации Н 2 О

Слайд 25

Определение возможного направления реакции при известном значении константы равновесия 2 SO 2(г) + O 2(г) 2 SO 3(г) При Т = 950 К значение К С = 83,88 Исходные концентрации Определить направление возможной реакции при данном составе системы В исходной газовой смеси В состоянии равновесия В ходе достижения равновесия при данном составе системы возможна прямая реакция

Слайд 26

Влияние температуры на смещение равновесия

Слайд 27

Влияние температуры на смещение равновесия

Слайд 28

Влияние концентрации на смещение равновесия Катализаторы не влияют на положение равновесия!

Слайд 29

Влияние давления на смещение равновесия Влияние давления на состояние равновесия проявляется только при наличии в системе газов !!! При повышении давления равновесие сдвигается в направлении образования веществ (исходных или продуктов) с меньшим объемом; при понижении давления равновесие сдвигается в направлении образования веществ с большим объемом N 2 + 3H 2 2NH 3 + Q При повышении давления равновесие сместится туда, где молей меньше(где объемов меньше)!!! 1 моль 3 моль 2 моль

Слайд 30

Влияние различных факторов на состояние химического равновесия. Принцип Ле Шателье Если на систему, находящуюся в равновесии, оказать внешнее воздействие, равновесие сместится в направлении, ослабляющем это воздействие смещение равновесия в сторону прямой реакции означает увеличение равновесных концентраций продуктов реакции смещение равновесия в сторону обратной реакции означает увеличение равновесных концентраций исходных веществ

Слайд 31

Изменение концентраций (парциальных давлений) веществ Влияние концентраций (парциальных давлений) компонентов системы увеличение концентрации продуктов реакции или уменьшение концентрации исходных веществ смещение равновесия в сторону прямой реакции увеличение концентрации исходных веществ или уменьшение концентрации продуктов реакции смещение равновесия в сторону обратной реакции

Слайд 32

Влияние концентраций веществ на состояние равновесия системы CH 4(г) + 2 H 2 O (г) CO 2(г) + 4 H 2(г) Увеличение концентрации CH 4 или H 2 O Увеличение концентрации CO 2 или H 2 Уменьшение концентрации CH 4 или H 2 O Уменьшение концентрации CO 2 или H 2

Слайд 33

Влияние общего давления в системе Давление оказывает влияние на равновесие реакций, сопровождающихся изменением количеств газообразных веществ увеличение общего давления смещение равновесия в сторону уменьшения количества газообразных веществ понижение общего давления смещение равновесия в сторону увеличения количества газообразных веществ CH 4(г) + 2H 2 O (г) CO 2(г ) + 4H 2(г) 3 моль 5 моль

Слайд 34

Влияние температуры на состояние равновесия Нагревание смещение равновесия в сторону эндотермических реакций Охлаждение смещение равновесия в сторону экзотермических реакций CH 4(г) + 2 H 2 O (г) CO 2(г) + 4 H 2(г) ,  H>0 прямая реакция эндотермическая обратная реакция экзотермическая нагревание охлаждение

Слайд 35

В какую сторону сместится равновесие?

Слайд 36

Концентрацию, каких веществ надо увеличить, чтобы сместить равновесие 2NO + Cl 2 = 2NOCl + Q влево? а) NO; б) Cl 2 ; в) NOCl; г) само сместится со временем.

Слайд 37

https://learningapps.org/13506607 https://learningapps.org/4377831 https://learningapps.org/13843030 https://learningapps.org/8084586