Презентация, доклад по химии Равновесие, обратимость

в противоположных направлениях

Химические реакции, продукты которых не способны взаимодействовать друг с другом с образованием исходных веществ. К ним можно отнести все реакции обмена (осадок, газ или малодиссоциирующее вещество) и все реакции горения

H2 + I2 2HI
CaCO3 CaO + CO2

Na2SO4 + BaCl2 BaSO4 + 2NaCl

прямой реакции равно скорости обратной реакции.
N2 + 3H2 2NH3 + Q

где α, β, γ, δ — показатели степеней, равные коэффициентам в обратимой реакции; Кравн — констан­та химического равновесия.

времени еще нет HI, поэтому идет только прямая реакция, скорость которой (vпр) выражается кинетическим уравнением:
vпр = k1[H2][I2]
Здесь k1 – константа скорости прямой реакции. Постепенно в смеси накапливается продукт реакции HI. Но в этих же условиях йодистый водород с заметной скоростью разлагается на исходные вещества: H2 и I2. В данном конкретном случае кинетические уравнения соответствуют химическим уравнениям прямого и обратного процессов. Скорость обратной реакции (vобр) выражается кинетическим уравнением с константой скорости k2:
vобр = k2[HI]2
Когда йодистого водорода образуется уже достаточно много (т.е. когда его концентрация достигнет определенной величины), скорости прямой и обратной реакции выравниваются:
vпр = vобр
В этом случае говорят, что наступило химическое равновесие. Количество содержащихся в равновесной системе веществ H2, I2 и HI теперь не меняется со временем, если нет внешних воздействий на систему.

не прекращается. При постоянных температуре и давлении равновесие обратимой реакции может сохраняться неопределенно долгое время.

физик Фердинанд Браун в 1887 г. Обосновал общий закон смещения химического равновесия в зависимости от внешних факторов.

Анри Ле Шателье

Фердинанд Браун

концентрацию веществ, - при которых данная система находится в состоянии химического равновесия, то равновесие сместится в направлении, которое ослабляет это изменение.
Этот принцип также называют «принцип наоборот»

сторону образования исходных продуктов (обратная реакция), если увеличить концентрацию исходных продуктов, то преобладает прямая реакция.
При уменьшении концентрации конечных продуктов реакция равновесия смещается в сторону их образования (прямая реакция), при уменьшении концентрации исходных продуктов – обратная.

при которой объем образовавшихся газообразных продуктов увеличивается, при уменьшении давления – объем увеличивается.
3H2 + N2 2NH3
Если объемы газообразных продуктов одинаковы – изменение давления не оказывает смещения равновесия.
H2 + Cl2 = 2HCl
2V=2V

газом). Продукт его димеризации N2O4 бесцветен. Оба газа при обычных условиях присутствуют в смеси, т.е. находятся в химическом равновесии. Если увеличивать в такой равновесной химической системе давление, то равновесие сдвигается вправо – в сторону образования N2O4. Дело в том, что при одновременном увеличении концентрации [NO2] и [N2O4] преимущество получает прямая реакция. В ее кинетическое уравнение концентрация [NO2] входит в квадрате:

vпр = k1[NO2]2; vобр = k2[N2O4]

Происходящий при этом сдвиг равновесия вправо можно наблюдать экспериментально: при сжатии смеси газов она светлеет, поскольку уменьшается концентрация окрашенного NO2 и возрастает концентрация бесцветного N2O4

реакции (поглощение теплоты), при понижении температуры – в сторону экзотермической реакции (выделение теплоты)
N2(r) + H2(r) 2NH3(r) + 92 кДж
2NH3(r) N2(r) +H2(r) – 92 кДж