Презентация - Химическое равновесие


Химическое равновесиеХимическое равновесиеХимическое равновесиеХимическое равновесиеХимическое равновесиеХимическое равновесиеХимическое равновесиеХимическое равновесиеХимическое равновесиеХимическое равновесиеХимическое равновесиеХимическое равновесиеХимическое равновесиеХимическое равновесиеХимическое равновесиеХимическое равновесиеХимическое равновесиеХимическое равновесиеХимическое равновесиеХимическое равновесиеХимическое равновесиеХимическое равновесиеХимическое равновесиеХимическое равновесиеХимическое равновесиеХимическое равновесиеХимическое равновесиеХимическое равновесиеХимическое равновесиеХимическое равновесиеХимическое равновесиеХимическое равновесиеХимическое равновесиеХимическое равновесиеХимическое равновесиеХимическое равновесиеХимическое равновесиеХимическое равновесиеХимическое равновесиеХимическое равновесиеХимическое равновесиеХимическое равновесиеХимическое равновесиеХимическое равновесиеХимическое равновесиеХимическое равновесиеХимическое равновесиеХимическое равновесиеХимическое равновесиеХимическое равновесиеХимическое равновесиеХимическое равновесиеХимическое равновесиеХимическое равновесиеХимическое равновесиеХимическое равновесиеХимическое равновесиеХимическое равновесиеХимическое равновесиеХимическое равновесие
На весь экран

Слайды и текст этой презентации

Слайд 1

Лекция 3 ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Слайд 2

План 3 .1. Кинетическое и термодинамическое описание химического равновесия 3 .2. Смещение химического равновесия (принцип Ле Шателье). 3 .3. Равновесие в биосредах.

Слайд 3

3 .1 Обратимыми называются химические реакции и физико-химические процессы, самопроизвольно протекающие как в прямом, так и в обратном направлении

Слайд 4

а А в В с С d D N 2 3 H 2 2 NH 3 NH 4 Cl H 2 O NH 4 OH HCl Hb O 2 Hb O 2

Слайд 5

К. Л. Бертолле (1748-1822) Изучая реак-ции выпаде-ния осадков из растворов, Бертолле первым при - шел к выводу об обратимос - ти химических процессов

Слайд 6

Участвуя в Египетском походе французской армии как научный консультант Наполеона, Бертолле обнаружил отложения Na 2 CO 3 на берегу озер с соленой водой, что позволило ему сделать вывод об обратимости изученной ранее химической реакции: Na 2 CO 3 Ca Cl 2 Ca CO 3 2 Na Cl

Слайд 7

Пределом протекания обратимых процессов является состояние химического равновесия

Слайд 8

Химическое равновесие - это такое состояние обратимого процесса, в котором скорость прямой и обратной реакций равны между собой.

Слайд 9

Изменение скорости прямой и обратной реакций в ходе обратимого процесса Время Скорость Прямая реакция Обратная реакция

Слайд 10

Признаком химического равновесия является постоянство во времени концентраций всех веществ, участвующих в процессе.

Слайд 11

Концентрации веществ в состоянии химического равновесия называются равновесными: Ā , моль/л.

Слайд 12

Кинетические кривые обратимой реакции а А b В Ā B A B Время моль / л

Слайд 13

Кинетическое описание химического равновесия основано на законе действующих масс: скорость реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ (Гульдберг-Вааге,1884 )

Слайд 14

υ пр k пр A a B b υ обр k обр C c D d k - константа скорости В состоянии равновесия

Слайд 15

υ пр υ обр , следовательно Так как k пр C c D d k обр A a B b

Слайд 16

k пр k обр К c где K с – концентрационная константа равновесия

Слайд 17

C c D d A a B b K c Закон действующих масс для обратимой реакции

Слайд 18

Hb O 2 К с ----------- 1300 Hb O 2 Например: Hb O 2 Hb O 2

Слайд 19

Если в химической реакции участвуют газообразные, жидкие и твердые вещества, то для расчета К с используют только равновесные концентрации газов

Слайд 20

Например: CO 2 ( г ) 2 NH 3 ( г ) H 2 O (г) CO(NH 2 ) 2 (к) H 2 O CO 2 NH 3 2 K c

Слайд 21

Для описания обратимых газофазных реакций используют константу химического равновесия, обозначаемую K p :

Слайд 22

с d р С р D К р а b р А р В p – равновесное парциальное давление газа в смеси

Слайд 23

Соотношение K с и К р описывается уравнением: К с К р (RT) (а b - c - d )

Слайд 24

Если К 1 равновесие смещено вправо, υ пр υ обр ; Если К пр υ обр

Слайд 25

В основе термодинамического описания обратимого процесса лежит уравнение изотермы химической реакции

Слайд 26

В состоянии химического равновесия Δ G 0 , а концентрации веществ А, В, С, D являются равновесными . Соответственно Δ G o - RT ln K - уравнение химического сродства

Слайд 27

- G 0 /RT K e Термодинамический расчет константы равновесия: K зависит только от температуры и природы реагирующих веществ

Слайд 28

3 .2 Состояние химического равновесия является наиболее энергетически выгодным состоянием обратимого процесса, так как характеризуется минимальным запасом внутренней энергии системы ( G min )

Слайд 29

Энергетическая диаграмма обратимой реакции Δ G 0 Δ G Δ G' G , к Дж Координата реакции Любой обратимый процесс стремится к равновесию

Слайд 30

В 1884 г. французский физико-химик и металлург Ле Шателье сформулировал общий закон смещения химического равовесия Анри Луи Ле Шателье (1850–1936)

Слайд 31

Принцип Ле Шателье: «Если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказать внешнее воздействие (изменив температуру, давление или концентрации веществ), то положение равновесия сместится таким образом, чтобы ослабить внешнее воздействие».

Слайд 32

В любом случае равновесие будет смещаться до тех пор, пока не наступит новое положение равновесия, которое соответствует новым условиям. Этот принцип позволяет предсказать качественные изменения в равновесной системе при изменении условий

Слайд 33

A ) повышение температуры смещает равновесие в сторону эндотермической, а понижение температуры - в сторону экзотермической реакции Частные случаи принципа Ле Шателье

Слайд 34

Hb O 2 Hb O 2 , Δ r Н - 10 к Дж При повышении температуры равновесие смешается влево ( кровь отдает кислород тканям ), при понижении температуры равновесие смещается вправо ( кровь обогащается кислородом ). Смещение равновесия in vivo

Слайд 35

Б) при повышении давления равновесие смещается в сторону меньшего количества газообразных веществ, а при понижении давления - в сторону их большего количества. Частные случаи принципа Ле Шателье

Слайд 36

Изменение давления не влияет на смещение химического равновесия, если: В реакции не участвуют газы; Реакция протекает без изменения количества газообразных веществ N 2 O 2 2 NO

Слайд 37

Венозная кровь поступает в легкие, где испытывает повышенное давлении О 2 . В результате равновесие смещается вправо ( кровь насыщается кислородом ) . Артериальная кровь, поступающая в ткани, оказывается при пониженном давлении кислорода, в результате чего равновесие смещается влево ( кровь отдает кислород тканям ). Смещение равновесия in vivo Hb O 2 Hb O 2

Слайд 38

B ) при увеличении концентрации вещества, участвующего в обратимом превращении, равновесие смещается в сторону той реакции, которая протекает с убылью этого вещества ( и наоборот ) . Частные случаи принципа Ле Шателье

Слайд 39

Смещение равновесия in vivo Hb O 2 Hb O 2 При увеличении содержания гемоглобина в крови равновесие смещается вправо ( ткани обогащаются кислородом ). При недостатке гемоглобина (анемия) равновесие смещается влево ( больной страдает от кислородной недостаточности ).

Слайд 40

3 .3 Важнейшей биосредой является вода. Описание процессов, протекающих в водных растворах, возможно с позиций теории химического равновесия.

Слайд 41

Многие процессы, играющие важную роль в метаболизме живых организмов, связаны с обратимым переносом протонов (протолитические равновесия) .

Слайд 42

Диссоциация воды Вода – слабый электролит, диссоциацию которого можно представить схемой: H 2 O H OH -

Слайд 43

При комнатной температуре из 5 млн . молекул воды на ионы диссоциирует только одна

Слайд 44

Поскольку H 2 O H ( OH - ), то можно считать, что H 2 O const

Слайд 45

H OH - ---------------------------------------------------- H 2 O K c К с H 2 O H OH -

Слайд 46

K с H 2 O K w K w - ионное произведение воды , константа равновесия, описывающая обратимую диссоциацию воды . К w H OH - 10 -14 (t 25 o C)

Слайд 47

H Kw -------- OH - OH - Kw --------- H Для воды и водных растворов:

Слайд 48

Диссоциация слабых кислот CH 3 COOH CH 3 COO - H H CH 3 COO - CH 3 COOH K a K a - константа равновесия, называемая константой кислотности

Слайд 49

Диссоциация слабых оснований NH 4 OH NH 4 OH - NH 4 OH - NH 4 OH K b K b - константа равновесия, называемая константой основности

Слайд 50

Чем больше К а и K b , тем сильнее диссоциируют кислоты и основания в водных растворах

Слайд 51

Гидролиз (гидролитическое разложение) – это реакция разложения сложных веществ на более простые под воздействием воды

Слайд 52

Гидролиз солей - это реакция ионного обмена между составными частями соли и воды, протекающая с изменением кислотности раствора

Слайд 53

Гидролиз соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой NH 4 Cl H 2 O NH 4 OH H Cl NH 4 H 2 O NH 4 OH H

Слайд 54

NH 4 OH H NH 4 К г NH 4 OH Kw NH 4 OH - K w K b К г – константа равновесия, называемая константой гидролиза

Слайд 55

Гидролиз соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием CH 3 COO Na H 2 O CH 3 COOH Na OH CH 3 COO - H 2 O СH 3 COOH OH - K w K a К г

Слайд 56

Гидролиз соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой CH 3 COO NH 4 H 2 O NH 4 OH CH 3 COOH К г K w K a K b

Слайд 57

Способность соли к гидролизу характеризуется при помощи степени гидролиза (h): h Количество гидролизуемой соли Общее количество соли в растворе

Слайд 58

h К г / C M Чем больше константа гидролиза, тем сильнее гидролизуется соль .

Слайд 59

Гидролиз солей - один из факторов, регулирующих кислотность внутренней среды организма .

Слайд 60

Благодарим за внимание!!!