Главная Случайная страница



Полезное:

Как сделать разговор полезным и приятным Как сделать объемную звезду своими руками Как сделать то, что делать не хочется? Как сделать погремушку Как сделать неотразимый комплимент Как сделать так чтобы женщины сами знакомились с вами Как сделать идею коммерческой Как сделать хорошую растяжку ног? Как сделать наш разум здоровым? Как сделать, чтобы люди обманывали меньше Вопрос 4. Как сделать так, чтобы вас уважали и ценили? Как сделать лучше себе и другим людям Как сделать свидание интересным?


Категории:

АрхитектураАстрономияБиологияГеографияГеологияИнформатикаИскусствоИсторияКулинарияКультураМаркетингМатематикаМедицинаМенеджментОхрана трудаПравоПроизводствоПсихологияРелигияСоциологияСпортТехникаФизикаФилософияХимияЭкологияЭкономикаЭлектроника







ЗАКОН ДЕЙСТВУЮЩИХ МАСС





Все химические реакции протекают одновременно в двух направлениях: в сторону образования продуктов реакции (прямая реакция) и в сторону превращения продуктов в исходные вещества (обратная реакция). Вследствие химической обратимости реакции не доходят до конца, а доходят до состояния химического равновесия, которое характеризуется постоянством равновесных концентраций (или парциальных давлений) всех участников реакции при постоянстве внешних условий и минимальном значении энергии Гиббса или энергии Гельмгольца.

В 1867г. математиком Гульдбергом и химиком Вааге был сформулирован закон действующих масс, который показывает связь между равновесными концентрациями веществ, участвующих в химической реакции. Для реакции: аА+bВ qQ +rR

Кс = (Сq * Сr) / (Сa* Сb), Кр = (Рqr) / (Рa * Рb)

Отношение произведения равновесных концентраций (порциальных давлений) продуктов реакции, взятых в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам, к такомуже произведению концентрации исходных веществ при данной температуре есть величина постоянная, называемая константой химического равновесия.

Константы равновесия зависят от природы реагирующих веществ, температуры не зависят от концентрации.

В случае гетерогенных реакций в выражение константы химического равновесия входят парциальные давления (или концентрации) только газообразных участников реакции, например для реакции:

СаСО3 гв СаОгн +СО2(г) : Кp = PСО2

Константа равновесия связанна с энергией Гиббса и Гельмгольца уравнениями изотермы химической реакции:

ΔGт = RT(ln(Рqг) / (Pa * Рb )-In Кр), Р1 Т =const

Р1 - парциальные давления веществ в исходном состоянии.

ΔFт= RT((Сq * Сr )/( Сa* Сb)-ln Кс)

Различные химические реакции можно сопоставить по их способности к самопроизвольному протеканию. Такое сопоставление принято проводить для условий, когда все вещества, участвующие в реакции, находятся в стандартных состояниях, т.е. когда активности каждого из них равны 1 или парциальное давление каждого компонента равно 1 атм.((Рq ) *( Рг)) / (Pa * Рb =1), тогда



ΔGт0 = -RTlnKp; ΔFт0 = -RTInKc.

 

ВОПРОСЫ ПО ТЕМЕ: "ТЕРМОДИНАМИКА"

 

1. Химическая термодинамика (предмет, задачи, возможности).

2. Основные понятия: термодинамическая система, состояния системы, стандартное состояние, уравнение состояния, функция состояния, процессы, внутренняя энергия, работа и теплота.

3. Первый закон термодинамики. Приложение первого закона термодинамики к различным процессам (изохорным, изобарным, изотермическим, адиабатическим).

4. Термохимия. Закон Гесса и следствие из него. Стандартные теплоты образования и сгорания.

5. Зависимость теплового эффекта реакции от температуры. Закон Кирхгофа.

6. Обратимые и необратимые в термодинамическом смысле, самопроизвольные и несамопроизвольные процессы. Формула для расчёта КПД тепловой машины. Формулировки 2-го закона термодинамики.

7. Энтропия. Изменение энтропии как критерий направленности и равновесия в изолированных системах.

8. Статистическая природа 2-го закона термодинамики.

9. Изменение энтропии в равновесных термодинамических процессах (изохорных, изобарных, изотермических).

10. Постулат Планка. Абсолютные и стандартные энтропии. Расчёт энтропии твёрдых, жидких, газообразных веществ.

11. Термодинамические потенциалы. Критерии направленности и равновесия самопроизвольных процессов в закрытых системах.

12. Химический потенциал. Критерии возможности протекания самопроизвольных химических реакций в открытых системах.

13. Обратимые и необратимые химические реакции. Константа равновесия химической реакции. Закон действующих масс.

14. Смещение равновесия. Принцип Ле-Шателье.

15. Уравнение изотермы химической реакции, его применение.

16. Зависимость константы химического равновесия от температуры, (уравнения изохоры, изобары).

17. Термодинамический расчёт константы химического равновесия.

 

 








Date: 2015-09-17; view: 326; Нарушение авторских прав



mydocx.ru - 2015-2021 year. (0.006 sec.) Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав - Пожаловаться на публикацию