ПЕНЗЕНСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

Кафедра «Химия»

«УТВЕРЖДАЮ»

Заведующий кафедрой «Химия»

Профессор, д.т.н. Ю.Перелыгин

«____»______________ 2013 г.

ТЕКСТ ЛЕКЦИИ № 6

по дисциплине «Химия»

по специальности 200100 «Приборостроение»

Тема № 4. Основные закономерности протекания химических процессов

Занятие №3. Химическое равновесие

Текст лекции обсужден на заседании ПМК №__ кафедры «Химия» «___»____________ 2013 г., протокол №_____

г. Пенза

Содержание

Введение

1. Основные понятия и определения.

2. Константа химического равновесия.

3. Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье.

4. Заключение.

Литература:

1. Стромберг А.Г., Семченко Д.П. Физическая химия. Учебник. – М.: Высшая школа, 2001. – с. 142 - 152.

Учебно – материальное обеспечение:

1.Мультимедийный проектор.

Цель занятия:

Знать: Обратимые химические реакции. Состояние химического равновесия. Константа равновесия. Условия смещения равновесия. Прин-цип Ле Шателье.

2. Влияние изменения температуры на состояние равновесия. Влияние изменения давления на состояние равновесия. Влияние изменения концентраций на состояние равновесия.

Ознакомиться: с расчетом константы химического равновесия по известному значению стандартной энергии Гиббса химической реакции.

Организационно-методические указания:

1.Проверить наличие обучаемых и их готовность к занятиям, устранить недостатки.

2.Объявить тему и цель занятия, учебные вопросы, литературу.

3.Обосновать необходимость изучения данной темы.

4.Рассмотреть учебные вопросы с применением кадров презентации.

5.По каждому учебному вопросу и в конце занятия подвести итоги.

6.В конце занятия выдать задание на самоподготовку.

Что является предметом химии формата

р

Введение

Центральным в химии является учение о превращениях веществ, в том числе об энергетике и кинетике химических реакций. Усвоение этого учения позволит предсказывать возможность и направление химических и физико-химических процессов, рассчитывать энергетические эффекты и энергозатраты, скорость получения и выход продуктов реакции, воздействовать на скорость химических процессов, а также предупреждать нежелательные реакции в тех или иных устройствах и приборах. Все химические реакции, как бы многообразны они ни были, можно разбить на две группы: обратимые и необратимые. Разделом химии, который изучает обратимые и необратимые реакции, является учение о химическом равновесии.

1. Обратимость химических реакций

Реакции, которые могут одновременно протекать в двух противоположных направлениях, называются обратимыми. Необратимые реакции могут протекать только в одном направлении.

2. Химическое равновесие

Концентрация с

Время

Рис.1. Изменение скорости прямой ( и обратной ( реакций с течением времени

На рисунке 1 показано, как изменяются скорости прямой и обратной реакций с течением времени. Вначале, при смешении исходных веществ, скорость прямой реакции велика, а скорость обратной реакции равна нулю. По мере протекания реакции исходные вещества расходуются и их концентрации падают. Но мы знаем, что скорость реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ. Поэтому и скорость прямой реакции при этом уменьшается. Одновременно появляются продукты реакции и их концентрация возрастает. Вследствие этого начинает идти обратная реакция, причем ее скорость постепенно увеличивается.

Когда скорости прямой и обратной реакций становятся одинаковыми, наступает химическое равновесие.

Такое состояние системы, когда в ней протекают два противоположно направленных процесса с одинаковой скоростью, называется состоянием химического равновесия.

Так, в реакции устанавливается равновесие между азотом, водородом и аммиаком. При этом сколько новых молекул аммиака образуется в единицу времени в ходе прямой реакции, ровно столько же других молекул аммиака разлагается в ходе обратной реакции. Так как обе реакции при этом протекают, такое равновесие называется динамическим. В условиях химического равновесия концентрации исходных веществ и продуктов реакции не изменяются во времени и называются равновесными концентрациями. В дальнейшем равновесные концентрации будем обозначать символом вещества в квадратных скобках. Например, равновесные концентрации водорода и аммиака будут обозначаться

2.1. Химическое равновесие в гомогенных системах

Количественной характеристикой химического равновесия служит величина, называемая константой химического равновесия. Рассмотрим ее на примере реакции синтеза иодоводорода:

Согласно закону действующих масс скорости прямой и обратной реакций выражаются уравнениями:

.

При наступлении химического равновесия ⇒

.

Отношение констант скорости прямой и обратной реакций тоже представляет собой константу. Она называется константой равновесия данной реакции.

В общем виде для обратимой реакции

где – равновесные концентрации веществ (моль/л).