7. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ Условие химического равновесия в гомогенной системе. Предположим, что в системе возможна химическая реакция

Save this PDF as:
 WORD  PNG  TXT  JPG

Размер: px
Начинать показ со страницы:

Download "7. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ Условие химического равновесия в гомогенной системе. Предположим, что в системе возможна химическая реакция"

Транскрипт

1 7 ХИМИЧЕСКОЕ АВНОВЕСИЕ 71 Условие химического равновесия в гомогенной системе Предположим что в системе возможна химическая реакция А + bв сс + где а b с стехиометрические коэффициенты А В С символы веществ В такой реагирующей системе массы отдельных веществ не являются независимыми переменными Изменение числа молей n i пропорционально стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции Т е можно записать n n b B n n ξ и следовательно перераспределение масс в системе в результате реакции можно описать единственной переменной ξ которую называют химической переменной Она меняется в интервале ξ 1 Значение ξ отвечает исходным веществам а ξ 1 отвечает продуктам реакции Её численное значение характеризует глубину протекания реакции Фундаментальное уравнение термодинамики для величины G G S + V + µ i n i при введении химической переменной перепишем в виде G S + V + ξµ + bµ B µ µ В равновесии прямая и обратная реакции идут с равными скоростями и концентрации веществ не изменяются Условие равновесия при и Т onst или дg дξ Т µ + bµ µ µ B аµ А + bµ В сµ С + µ 71 11

2 Условием равновесия системы с химической реакцией является равенство полных химических потенциалов исходных веществ и продуктов Умножение химических потенциалов реагентов на их стехиометрические коэффициенты отражает взаимную зависимость масс участников реакции из уравнения материального баланса 7 Химическое равновесие между идеальными газами Предположим что в идеальной газовой смеси идёт реакция аа Г + bв г сс Г + Г Пусть в равновесии установились парциальные давления газов равные А В С Химический потенциал каждого компонента можно записать в виде µ i µ i + Rln i 7 Надо помнить что формула 7 на самом деле выглядит так µ i - µ i Rln i /1атм те в 7 давление под логарифмом всегда стоит в атм Подставим в условие равновесия 71 значения химических потенциалов компонентов Получаем аµ А+Rln А а +bµ В+Rln В b сµ С+Rln +µ +Rln Перенесём все члены содержащие давление в левую а стандартный химический потенциал в правую часть уравнения: ln R µ + bµ µ µ b А B B Для идеальных газов величины µ i являются функциями только температуры и не зависят от давления и состава Следовательно b B K Т 73 где К Т константа равновесия зависящая только от температуры Индекс "" означает что константа выражена в единицах 1

3 давления атм При Т onst независимо от начальных парциальных давлений компонентов конечные равновесные парциальные давления участников реакции установятся такими чтобы удовлетворить условию 73 где К onst азность стандартных химических потенциалов продуктов и исходных веществ представляет собой стандартный изобарно изотермический потенциал реакции те G µ +µ аµ А bµ В С учётом этого можно записать RlnK G 74 Величина G это изменение потенциала Гиббса при превращении "а" молей вещества "А" взятого при парциальном давлении 1атм и "b" молей вещества "В" взятого при парциальном давлении 1атм в "с" молей газа "С" и "" молей газа "" взятых также при парциальных давлениях равных 1атм Таким образом величина К характеризующая состояние равновесия оказывается связанной с величиной G характеризующей работу химической реакции в стандартных условиях которые отличаются от равновесных Величины К и G имеют смысл только для данной записи химической реакции с определёнными стехиометрическими коэффициентами Желательно чтобы хотя бы один стехиометрический коэффициент для реагентов или продуктов был равен единице Тогда величина G имеющая размерность кдж/моль может быть отнесена к превращению моля этого вещества в результате данной химической реакции Строго говоря в формуле 73 величина К безразмерная величина так как в выражение для химического потенциала под логарифмом стоит давление газа делённое на стандартное давление 1атм Величина К р может быть и размерной величиной но давления газов должны выражаться в "атм" Этим обозначается выбор стандартного состояния которое соответствует давлению 1атм Константу равновесия можно выразить и в единицах концентрации Запишем выражение для парциального давления газа i V n i R i i R где С i концентрация выраженная в числе молей в единице объёма Подставив это выражение в 73 получим 13

4 K b B b R + K R n 75 Если в результате реакции число молей не изменяется n то К К С Величина К С не зависит от объёма и давления в системе а зависит только от температуры Константу равновесия можно выразить через мольные доли Напомним что мольная доля N i ni n i i Тогда парциальное давление компонента получим i N i где общее давление в системе Подставив значения i в 73 К N N N N с в в К N B + n 76 Из 76 видно что константа К N зависит от давления при n в отличие от констант К и К С 73 авновесие в гетерогенных системах с участием газов ассмотрим химическое равновесие в гетерогенной системе при наличии газовой жидкой и твёрдой фаз: аа г + bв тв сс г + ж Предположим что А В С не растворяются в авновесные парциальные давления идеальных газов обозначим А и С Тогда условия равновесия для такой системы запишутся так µ А + Rln + bµ В сµ С +Rln + µ 77 где µ В и µ не зависят от количества В и т к они образуют отдельные фазы Величины µ В и µ не зависят и от давления из-за 14

5 малости мольных объёмов конденсированных фаз напомним уравнение дg V Следовательно 77 можно переписать д Т R ln µ + bµ µ µ f B Выражение под логарифмом зависит только от температуры и тоже есть константа равновесия К с С Т а А В константу равновесия входят только газовые компоненты Окончательно запишем К Т в G + B exp exp µ µ µ µ R R 78 Необходимо обратить внимание на то что константа равновесия зависит от природы конденсированных фазсм правую часть уравнения 78 хотя в саму К конденсированные фазы не входят Все выводы останутся справедливыми если твёрдое вещество В будет растворяться в жидкости В этом случае вместо µ в формулы войдёт величина µ химический потенциал в насыщенном растворе В в отличающийся от химического потенциала чистой жидкости Отметим что химический потенциал В в насыщенном растворе совпадает с µ В вследствие фазового равновесия для вещества В 74 Влияние давления на равновесие еальные газы Существует два возможных механизма влияния давления на положение равновесия Первый механизм присущ только реальным газам и связан с изменением межмолекулярного взаимодействия с изменением давления расстояния между молекулами Второй механизм наблюдается и в реальных и в идеальных газах Он связан с тем что изменение сопровождается изменением соотношения между равновесными парциальными давлениями компонентов в случае реакции идущей с изменением числа молей n + а в При этом парциальные давления изменяются таким образом чтобы величина К оставалась постоянной ассмотрим этот случай на 15

6 примере простой реакции диссоциации Пусть А равно 1 моль а превратилось α молей при переходе к равновесию А С 1 α α Константа равновесия будет иметь вид К С А Сумма молей в равновесии n 1 α + α 1 + α а мольные доли "А" и "С" в равновесной смеси равны: N 1α 1+ α N α 1+ α Парциальные давления реагентов 1 А N α α N 1+ α 1 + α Тогда константа равновесия примет вид 4α К К а α 79 1 α К + 4 В формулу для К входит общее давление и величина α а они взаимозависимо так изменяются что константа равновесия остаётся постоянной Т onst идеальные газы Задание азобрать влияние добавки инертного газа на положение равновесия в двух случаях 1 при V onst при onst Другой механизм действия давления это отклонения от идеального поведения газов с ростом давления В этом случае константа равновесия К начинает зависеть от давления Для реальных газов зависимость химического потенциала от давления записывается через летучесть µ i µ i + Rlnf i 16

7 где µ i не зависит от давления и состава смеси f i зависит и от давления и от состава смеси µ i G G i m i m Повторив все действия и рассуждения параграфа 7 для идеальных газов получим K f f f f f в В G exp R 71 Величина К f зависит только от температуры и не зависит от давления Вся сложность взаимодействия молекул в смеси газов перенесена на определение парциальной летучести f i Если предположить справедливость физической модели когда взаимодействие между молекулами компонента "i" такое же как между молекулами "i" и остальными компонентами то f i f N 711 i i где f - летучесть чистого компонента при давлении равном i общему давлению смеси N i мольная доля компонента Формула 711 носит название правила Льюиса 75 Уравнение изотермы химической реакции ассмотрим идеальную газовую неравновесную систему аа + bв сс + Начальные парциальные давления ' ' B ' ' отличаются от равновесных давлений без штрихового индекса Сумма парциальных давлений равна и не изменяется Запишем изменение изобарноизотермического потенциала системы при уменьшении А в результате реакции на аn Причём аn настолько мало что ' i и не изменились Учитывая что µ i µ i + Rln i получим G сµ С + µ µ вµ В + Rln в n В 17

8 Комплекс под логарифмом обозначим через К ' и тогда в интегральной форме при n 1 моль запишем G G + R lnk R lnk + R lnk 71 Уравнение 71 называется уравнением изотермы химической реакции изменение изобарно-изотермического потенциала G при превращении "а" молей вещества А и "b" молей вещества В в продукты в условиях постоянства всех парциальных давлений равных начальным давлениям Это возможно при очень большой системе Такие же выражения можно получить для К С К f и для гетерогенных равновесий Чем больше G тем дальше система от равновесия Для равновесия К К и G Таким образом величина G является мерой отклонения системы от равновесия Численно G представляет собой максимальную полезную работу реакции Величина G тоже максимальная полезная работа реакции когда участники находятся в стандартных условиях По знаку G можно судить о направлении химического превращения в неравновесной смеси реагентов и продуктов Если G < то реакция возможна в прямом направлении от реагентов к продуктам Это значит что К < K и следовательно чтобы К росло и приближалось к равновесному значению К должен расти числитель а это продукты Если G > реакция возможна в обратном направлении Анализ уравнения изотермы химической реакции позволяет сделать некоторые выводы: 1Так как µ i зависят от концентрации то можно всегда подобрать такую смесь чтобы реакция хоть немного но прошла в нужном направлении Изменить знак G можно изменяя температуру так как G и К зависят от температуры 3Если в исходной смеси все газы находятся при стандартном давлении 1 атм то в случае G < реакция пойдёт в сторону образования продуктов Из условия G можно найти температуру Т / S при которой в равновесии будут находиться 18

9 газообразные участники реакции в стандартном состоянии парциальные давления равны 1 атм 4Скорость процесса перехода к равновесию не зависит от абсолютного значения G в большинстве случаев а определяется кинетическими характеристиками системы 76 Влияние температуры на константу равновесия В этом вопросе можно выделить несколько различных подходов к расчёту К для любой температуры Т Сам вид уравнения ln K G R 713 указывает на первую возможность такого расчёта Так как G S то надо знать 98 S 98 и С каждого участника реакции и можно вычислить G а затем по формуле 713 вычислить и К Т Второй подход состоит в использовании уравнения Гиббса Гельмгольца G Т Т Продифференцируем 713 по температуре при постоянном G ln K 1 R и используя уравнение Гиббса Гельмгольца получим уравнение изобары Вант Гоффа: ln K R

10 Если принять не зависящей от температуры небольшой диапазон температур или С то 714 можно записать в интегральной форме K 98 1 ln K R Уравнение 715 можно использовать и в случае грубых оценок К для любых температур учитывая что при больших абсолютных значениях слабо меняется с температурой В таких расчётах надо знать 98 и значение К при одной температуре Формула 714 даёт возможность и точного расчёта К Т Надо помнить что включает в себя и члены с энтальпиями конденсированных фаз несмотря на то что в К входят только газовые компоненты Получим эту формулу Используем закон Кирхгофа в виде следующим образом + где α + βτ + γτ + Тогда запишется α β γ + Подставив это выражение в 714 после интегрирования получим α β ln K + ln + R R R γ + R J 716 где J константа интегрирования которую можно определить зная К при одной какой-либо температуре Уравнение 716 называют уравнением Габера Чтобы его использовать надо знать: 1 Зависимость теплоёмкостей всех реагирующих веществ от температуры; Хотя бы одно значение теплового эффекта реакции для вычислени я значения ; 3 Значение константы равновесия реакции при некоторой температуре для определения постоянной интегрирования J 13

11 Если теплоёмкости реагирующих веществ не известны в нужном интервале температур то можно воспользоваться более точными формулами чем 715 Приведём две таких формулы 1Предположим что от 98 К и до температуры Т при которой ищется К величины Н и S не меняются Тогда 98 S98 ln K + R R 717 Значения констант равновесия рассчитанные по 717 оказываются более точными чем вычисленные по формуле 715 Укажем причины такого вывода Выражения температурной зависимости энтальпии и энтропии реакции запишем в виде тогда S S S ln K + + R R R R Опыт показывает что значения первого и второго интеграла мало отличаются друг от друга что и объясняет повышенную точность формулы 717 Если имеется хотя бы одно значение теплоёмкости каждого из реагирующих веществ то можно вычислить С и считать его постоянным Вычислив интегралы получим формулу более точную чем S98 ln K + + ln 98 R R R Часто формула 718 даёт достаточное для практических целей приближение 131

12 77 авновесие в растворах Коэффициенты активности электролитов Если реакция аа + bв сс + осуществляется в неидеальном растворе то константа равновесия выражается формулой G К а K K exp в γ B R Активность "а" растворённого вещества которое не диссоциирует в данном растворителе равна произведению концентрации и коэффициента активности γ где С молярная концентрация [моль/л]коэффициент активности при бесконечном разбавлении стремится к единице В случае электролита который полностью диссоциирован в растворе выражение для активности усложняется Химический потенциал полностью диссоциированного электролита АХ равен сумме химических потенциалов ионов А + и Х : µ АХ µ + + µ А Х АХ X + + X X µ + R ln µ + R ln + µ + R ln 719 где µ АХ - химический потенциал АХ при активности равной единице µ µ - химические потенциалы катиона и аниона и А + Х АХ А + Х при их активностях равных единице Поскольку µ µ + µ уравнения 719 следует что а а + а АХ А Х Активности катиона и аниона можно выразить в виде: из 13

13 А + + X γ γ тогда АХ γ γ γ + ± 7 где γ ± - средний ионный коэффициент активности 11-валентного электролита Согласно уравнению 7 γ γ γ ± Средний ионный коэффициент активности является важной величиной поскольку его можно определить экспериментально Коэффициенты активности отдельных ионов опытным путём получить нельзя Принимается что по мере приближения концентрации АХ к нулю средний ионный коэффициент активности стремится к единице В случае молекул распадающихся на многовалентные ионы выражение для среднего ионного коэффициента активности усложняется Электролиты молекулы которых распадаются на многовалентные ионы оказывают большее влияние на ионные коэффициенты активности чем 11-валентные электролиты Чтобы учесть это влияние Льюис вместо обычных концентраций ввёл ионную силу J которая определяется соотношением J 1 1 i zi 1z1 + z + i 7 где суммирование распространяется на все виды ионов в растворе а С i молярная концентрация i го иона Большее влияние многозарядного иона учитывается тем что концентрация умножается на квадрат заряда Ионная сила 11-валентного электролита согласно 7 равна его молярности Коэффициент активности электролита существенно зависит от концентрации В разбавленных растворах взаимодействие между ионами представляет собой простое кулоновское притяжение или отталкивание Дебай и Хюккель показали что в разбавленных растворах коэффициент активности γ i иона с зарядом z i выражается формулой i lqγ z J i

14 где А e 4πεε k π 1 N Для воды при 98 К ε 7854 проницаемость вакуума ε кл /Джмоль тогда значение А 59 л 5 /моль 5 Если перейти к среднему ионному коэффициенту активности то выражение для него будет иметь вид lq 59z z J 74 γ ± + где z + и z - модули зарядов ионов Формула 74 справедлива для растворов с ионной силой около 1 М и представляет собой предельный закон для малых концентраций как и закон идеальных газов для низких давлений Экспериментальная и теоретическая зависимости среднеионного коэффициента активности изображены на рис 71 lgγ ± 1 М J 1/ 1 ис 71 Экспериментальная и теоретическая зависимости логарифма среднеионного коэффициента активности от ионной силы раствора: 1 формула 74; эксперимент 134

15 78 асчёт константы равновесия через молекулярную статсумму Ζ Запишем модельную газовую реакцию в виде аа + bв сс + Константа равновесия в случае идеальных газов представляется формулой ln S G K R Запишем стандартную энтальпию реакции в следующем виде [ ] + тогда [ ] ln S K R Величина называется стандартным приведённым потенциалом реакции Для отдельного компонента стандартный мольный приведённый потенциал будет иметь вид Т Т Т N R Т S ln Ζ 75 Запишем выражение для стандартного приведённого потенциала реакции 1 ln ln ln ln ln + + n N R N R N R N R N R B B Можно записать окончательное выражение для константы равновесия: 135

16 76 К n Т e R в 1 N В где i пост вр Ζ кол Ζ эл молекулярная статсумма рассчитанная для стандартного давления 1атм и температуры равновесия Т Это фактически означает что поступательная статсумма где Ζ 3 π mkт V пост 3 h R V объём занимаемый молем газа при 1 атм 1135 Па и температуре Т В такой записи выражения для объёма все величины в формуле для Ζ пост надо подставлять в системе СИ Воспользовавшись связью между константами равновесия выраженных через давления атм и через концентрации моль/л участников равновесия в виде K K R n где R 8 атмл/мольк Запишем эту же формулу с указанием размерностей К моль л n [ атм] n К [ ] R [ ] С атм л моль из которой видно что размерности обоих частей одинаковы Подставляя вместо К её значение по 76 можно получить выражения для К С в разных размерностях: n 136

17 n b B n R V V V V N л моль exp 1 К С 77 n b B R V V V V л 1 exp К С 78 Итак для расчёта константы равновесия надо знать следующие характеристики молекул участников реакции: 1 Массы молекул; Углы и межатомные расстояния для расчёта моментов инерции; 3 Частоты колебаний; 4 Электронные уровни и их статистические веса; 5 Стандартные энтальпии образования при Т К 79 асчёт равновесия сложных химических систем В обобщённом виде задача ставится так Известны количества парциальные давления концентрации исходных веществ и их начальное состояние Т В системе при прохождении химических реакций устанавливается равновесие при onst или V onst Надо определить равновесные концентрации или парциальные давления в системе и её конечную равновесную температуру Поддержание постоянного объёма или постоянного давления в системе приводит к разным равновесным состояниям однако методы расчёта в обоих случаях аналогичны Если рассматривается изолированная система то речь идёт о расчёте адиабатической температуры реакции В качестве наглядного примера рассмотрим задачу о расчёте адиабатической температуры высокотемпературного окисления углеводорода в воздухе и равновесного состава продуктов такого окисления Процесс окисления и установления равновесия проведём в изолированной системе при 1 атм 137

18 В наиболее часто встречающемся случае в исходной смеси содержится 4 элемента С Н О N В продуктах окисления представляют интерес обычно 11 компонент веществ Так как равновесие при высокотемпературном окислении сильно сдвинуто в сторону продуктов то равновесной концентрацией углеводорода можно пренебречь Ещё одной неизвестной величиной является адиабатическая температура реакции Таким образом имеется 1 неизвестных для нахождения которых надо составить 1 уравнений Запишем брутто реакцию окисления С n m +α1o +79N а СО O + а НО O + а СО O + а N N + O O + + O O + NO NO + + O O + N N где α и а i стехиометрические коэффициенты Концентрации других веществ как показывает эксперимент и расчёт пренебрежимо малы и их можно не учитывать авновесные концентрации указанных веществ в продуктах окисления связаны реакциями между ними Таких реакций может быть много Но можно показать что для системы состоящей из К компонентов и L элементов количество независимых реакций и соответственно уравнений равновесия равно К L Таким образом для рассматриваемой системы из 11 компонентов и 4 элементов можно составить 7 независимых реакций связывающих равновесные концентрации указанных веществ Вообще безразлично какие реакции выбрать для расчёта Важно только чтобы они были независимы Это означает что операции суммирования или вычитания не должны приводить к получению другой записанной реакции Обычно расчёт равновесия продуктов сгорания выполняется по следующим реакциям: 1 СО СО + 5О К 1 СО СО О Н О Н + 5О К Н О НО 3 Н О ОН + 5Н К 3 ОН НО Н 138

19 4 N + O NO К 4 NO N O 5 К 6 O O К 7 N N К Н Н О О N Температурные зависимости констант равновесий 1 7 берутся из справочника Таким образом имеется 7 уравнений связывающих 11 парциальных давлений компонентов продуктов окисления Очевидно что количество атомов элементов С Н О N содержащихся в 1 кг исходной смеси должно равняться количеству атомов тех же элементов содержащихся в 1 кг продуктов окисления Это условие позволяет составить 4 уравнения баланса вещества Пусть в 1 кг исходной смеси содержится М Н кг водорода М С кг углерода М О кг кислорода и М N кг азота тогда балансные уравнения будут выглядеть так: N 8 НО Н ОН Н М ν Н п НО+ Н + ОН+ Н νп р р 9 М 1 М О С 1 СО + СО ν р п СО + Н О + СО + ОН + О + NO + 16 ν п р 11 М N N NO N ν р п 139

20 В этих формулах количество молей продуктов определяется как ν пр 1кг 1кг µ µ п i р i µ ii где µ молекулярный вес Приведённые уравнения баланса не являются независимыми в силу очевидного соотношения между левыми частями М Н + М С + М О + М N 1 Фактически получается три независимых уравнения баланса элементов Обычно задаётся общее давление при котором происходит реакция Из этого условия получается одиннадцатое уравнение 11 i i O O O N Необходимо составить ещё одно уравнение используя закон сохранения энергии Для оговорённых условий изолированной системы при onst это равенство полных энтальпий 1 кг исходной смеси реагентов при Т и 1кг продуктов окисления при температуре Т г : 1 J J реаг Т п р Т Полная энтальпия вещества определяется формулой f J + 79 и используется в инженерных расчётах Полная энтальпия реагентов при Т 98 К равна: J f реаг С m n так как 98 i 98 и f ON Полная энтальпия продуктов окисления при конечной температуре реакции Т г запишется в виде 14

21 J п р Т + O f 98 O 98 O O + где суммирование в правой части последнего выражения идёт по всем продуктам Эти две энтальпии равны и результат запишется в виде 98 i i 98 i 1 Уравнение 1 часто можно решить приближённо графически учитывая в продуктах только значимые для энергетики реакции компоненты такие как СО Н О N иногда О и СО Существуют различные способы решения полученной системы уравнений 1 1 как приближённые так и точные численные решения В конце концов задача сводится к вычислению равновесного состава при заданных параметрах и Т системы В таблице 71 приведён результат расчёта равновесного состава системы и адиабатическая температура реакции при Т 98 К и 1 атм onst Таблица 71 Адиабатические температуры реакции и равновесный состав продуктов окисления водорода и ацетилена Т 98 К 1 атм Состав смеси мольные доли Н + воздух стехиометр состав С Н + воздух стехиометр состав Т К 37 5 СО - 1 СО - 4 Н О 3 7 О 4 1 О 5 Н 4 Н ОН 1 1 NO 6 N


Лекция г Влияние температуры на константу равновесия. 7.7.Равновесие в растворах. Коэффициенты активности электролитов.

Лекция г Влияние температуры на константу равновесия. 7.7.Равновесие в растворах. Коэффициенты активности электролитов. Лекция 8 6 4 6 г 75 Уравнение изотермы химической реакции 76 Влияние температуры на константу равновесия 77Равновесие в растворах Коэффициенты активности электролитов 75 Уравнение изотермы химической реакции

Подробнее

Лекция Расчёт константы равновесия через молекулярную статсумму Ζ Расчёт равновесия сложных химических систем.

Лекция Расчёт константы равновесия через молекулярную статсумму Ζ Расчёт равновесия сложных химических систем. Лекция 9 13. 4. 6 г. 7.8. Расчёт константы равновесия через молекулярную статсумму Ζ. 7.9. Расчёт равновесия сложных химических систем. Лекционная задача При Р атм и Т98 К для газовой реакции 1 SO + 5O

Подробнее

Лекция 7 7. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ Химическое равновесие между идеальными газами Равновесие в гетерогенных системах с участием газов.

Лекция 7 7. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ Химическое равновесие между идеальными газами Равновесие в гетерогенных системах с участием газов. 30 03 2006 г Лекция 7 7 ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ 71 Условие химического равновесия в гомогенной системе 72 Химическое равновесие между идеальными газами 73 Равновесие в гетерогенных системах с участием газов

Подробнее

T T T 298 = 1+ где H 298 определяют по стандартным теплотам образования. Изменение энтропии реакции T

T T T 298 = 1+ где H 298 определяют по стандартным теплотам образования. Изменение энтропии реакции T ОСНОВНЫЕ ПРИЗНАКИ И СВОЙСТВА ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ При наступлении химического равновесия число молекул веществ составляющих химическую систему при неизменных внешних условиях перестает изменяться прекращаются

Подробнее

На третьей лекции было показано, что для изолированной системы (U, V, n = const) в случае обратимого протекания химической реакции 1

На третьей лекции было показано, что для изолированной системы (U, V, n = const) в случае обратимого протекания химической реакции 1 Лекция 8 План Условие химического овесия Константа химического овесия 3 Зависимость константы овесия от температуры Правило Ле Шателье- Брауна 4 Зависимость константы овесия от давления На третьей лекции

Подробнее

Константа химического равновесия. Закон действующих масс. Изменение энергии Гиббса химической системы для рассматриваемой реакции

Константа химического равновесия. Закон действующих масс. Изменение энергии Гиббса химической системы для рассматриваемой реакции Лекции по физической химии доц Олег Александрович Козадёров Воронежский госуниверситет Лекции 8-9 ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ При протекании химической реакции через некоторое время устанавливается состояние

Подробнее

Лекция 2 Равновесное состояние химических систем

Лекция 2 Равновесное состояние химических систем Лекция 2 Равновесное состояние химических систем 2.1 Основные теоретические положения Различают обратимые и необратимые физические процессы и химические реакции. Для обратимых процессов существует состояние

Подробнее

1. Химическое равновесие в однородной (гомогенной) системе.

1. Химическое равновесие в однородной (гомогенной) системе. Лекция 5. Общая тема «Термодинамика химически реагирующих систем». 1. Химическое равновесие в однородной (гомогенной) системе. Пусть в однородной термодинамической системе протекает химическая реакция,

Подробнее

dt dt RT dt dt dt RT RT RT n - разность между числом молей продуктов и реагентов. Вспомним, что

dt dt RT dt dt dt RT RT RT n - разность между числом молей продуктов и реагентов. Вспомним, что Лекция 13 Реакции в растворах. (Продолжение) Практические константы равновесия. Для идеальных газов вводят размерную константу AB ( AB) ( ) ( ) (1) A B A B (размерность - {бар (Δn) }, если хотите сохранить

Подробнее

5. ФИЗИЧЕСКИЕ РАВНОВЕСИЯ В РАСТВОРАХ. 5.1 Парциальные мольные величины компонентов смеси.

5. ФИЗИЧЕСКИЕ РАВНОВЕСИЯ В РАСТВОРАХ. 5.1 Парциальные мольные величины компонентов смеси. 5 ФИЗИЧЕСКИЕ РАВНОВЕСИЯ В РАСТВОРАХ 5 Парциальные мольные величины компонентов смеси Рассмотрение термодинамических свойств смеси идеальных газов приводит к соотношению Ф = Σ Ф, (5) n где Ф любое экстенсивное

Подробнее

КИНЕТИКА И ТЕРМОДИНАМИКА ФЕРМЕНТАТИВНЫХ РЕАКЦИЙ. СПИСОК ТЕРМИНОВ-2 (дополнение)

КИНЕТИКА И ТЕРМОДИНАМИКА ФЕРМЕНТАТИВНЫХ РЕАКЦИЙ. СПИСОК ТЕРМИНОВ-2 (дополнение) КИНЕТИКА И ТЕРМОДИНАМИКА ФЕРМЕНТАТИВНЫХ РЕАКЦИЙ СПИСОК ТЕРМИНОВ-2 (дополнение) Градиент (от лат gradiens род падеж gradientis шагающий) вектор показывающий направление наискорейшего изменения некоторой

Подробнее

5. ХИМИЧЕСКИЕ РАВНОВЕСИЯ

5. ХИМИЧЕСКИЕ РАВНОВЕСИЯ 5. ХИМИЧЕСКИЕ РАВНОВЕСИЯ Равновесие имеет динамическую природу. В состоянии равновесия с равными скоростями происходит переход реагентов в продукты и продуктов в реагенты. Для рассмотренной в главе 2 системы

Подробнее

ТЕХНИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА

ТЕХНИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА ТЕХНИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА План лекции:. Константа равновесия химической реакции. Тепловой закон Нернста Лекция 6. КОНСТАНТА РАВНОВЕСИЯ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ Рассмотрим случай гомогенной химической реакции,

Подробнее

Лекция 1 4. ФAЗОВЫЕ РАВНОВЕСИЯ В ОДНОКОМПОНЕНТНЫХ СИСТЕМАХ Условие равновесного распределения компонента между фазами.

Лекция 1 4. ФAЗОВЫЕ РАВНОВЕСИЯ В ОДНОКОМПОНЕНТНЫХ СИСТЕМАХ Условие равновесного распределения компонента между фазами. 9. 02. 06 г. Лекция 1 4. ФAЗОВЫЕ РАВНОВЕСИЯ В ОДНОКОМПОНЕНТНЫХ СИСТЕМАХ. 4.1. Условие равновесного распределения компонента между фазами. 4.2. Правило фаз Гиббса. 4.3. Фазовые переходы в однокомпонентной

Подробнее

( ) ( ) = = = T. dt dt dt RT RT RT. При работе в разбавленных растворах используются размерные константы, выраженные через молярности и моляльности.

( ) ( ) = = = T. dt dt dt RT RT RT. При работе в разбавленных растворах используются размерные константы, выраженные через молярности и моляльности. Лекция 13 Реакции в растворах. (Продолжение) Константы равновесия для химических реакций в растворах измеряются через концентрации. Каковы свойства таких констант? От чего они зависят? Практические константы

Подробнее

(2) При работе в разбавленных растворах используются размерные константы, выраженные через молярности и моляльности.

(2) При работе в разбавленных растворах используются размерные константы, выраженные через молярности и моляльности. Лекция 13 Реакции в растворах. (Продолжение) Константы равновесия для химических реакций в растворах измеряются через концентрации. Каковы свойства таких констант? От чего они зависят? Практические константы

Подробнее

Лекция 3 5. ФИЗИЧЕСКИЕ РАВНОВЕСИЯ В РАСТВОРАХ Парциальные мольные величины компонентов смеси. Уравнения Гиббса-Дюгема

Лекция 3 5. ФИЗИЧЕСКИЕ РАВНОВЕСИЯ В РАСТВОРАХ Парциальные мольные величины компонентов смеси. Уравнения Гиббса-Дюгема Лекция 3. 03. 006 г. 5. ФИЗИЧЕСКИЕ РАВНОВЕСИЯ В РАСТВОРАХ 5.. Парциальные мольные величины компонентов смеси. Уравнения Гиббса-Дюгема 5.. Идеальные растворы. Закон Рауля. 5.3. Растворимость газов. 5.4.

Подробнее

расчета стандартной теплоты реакции при

расчета стандартной теплоты реакции при Вопросы для подготовки к экзамену по курсу «Физическая химия» (1 семестр) 1. Основные понятия химической термодинамики. Система, равновесное состояние и термодинамический процесс. Экстенсивные и интенсивные

Подробнее

Билет 2 1. Теплота и работы различного рода. Работа расширения для различных процессов. 2. Изменение температуры затвердевания различных растворов. Кр

Билет 2 1. Теплота и работы различного рода. Работа расширения для различных процессов. 2. Изменение температуры затвердевания различных растворов. Кр Билет 1 1. Уравнения состояния идеального и реальных газов. Уравнение Вандер-Ваальса. Уравнение состояния в вириальной форме. 2. Давление насыщенного пара жидких растворов. Закон Рауля и его термодинамический

Подробнее

Электрохимия. (лекции, #3) Доктор химических наук, профессор А.В. Чуриков

Электрохимия. (лекции, #3) Доктор химических наук, профессор А.В. Чуриков Электрохимия (лекции, #3) Доктор химических наук, профессор А.В. Чуриков Саратовский государственный университет имени Н.Г.Чернышевского Институт химии ИОН-ИОННОЕ ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Подробнее

G x ( p, T = const) (1) (1 β)g*(x А = 0) + β G*(x А = 1); 0 β 1, β = xa. G*( x А ) (1- β)g*( x А = 0) + β G*( x А = 1); для любого β = x А (2)

G x ( p, T = const) (1) (1 β)g*(x А = 0) + β G*(x А = 1); 0 β 1, β = xa. G*( x А ) (1- β)g*( x А = 0) + β G*( x А = 1); для любого β = x А (2) Лекция 1. Т-х диаграммы в двухкомпонентных системах и Второй закон. В двухкомпонентной системе при постоянном общем числе молей (n= n1+ n = const) ( p, T, ) состояние системы можно определить тремя переменными.

Подробнее

+ β G 1. x A G x ( p, T const)

+ β G 1. x A G x ( p, T const) Лекция 1. Т-х диаграммы в двухкомпонентных системах и Второй закон. В двухкомпонентной системе при постоянном общем числе молей (nn1n const) ( T,, ) состояние системы можно определить тремя переменными.

Подробнее

6 Лекция 12 КОЛЛИГАТИВНЫЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ

6 Лекция 12 КОЛЛИГАТИВНЫЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ 6 Лекция 1 КОЛЛИГАТИВНЫЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ Основные понятия: идеальный раствор; снижение давления пара растворителя над раствором р; снижение температуры кристаллизации (замерзания) t з и повышение t

Подробнее

Константа равновесия связана со стандартной энергией Гиббса химической реакции уравнением изотермы:

Константа равновесия связана со стандартной энергией Гиббса химической реакции уравнением изотермы: Лекция. Расчет константы равновесия. П. Стр. 47-48 Константа равновесия связана со стандартной энергией Гиббса химической реакции уравнением изотермы: ΔG = (νμ ) прод Σ (νμ ) реаг = - R ln K Участники

Подробнее

Лекция 3 Кинетика химических реакций

Лекция 3 Кинетика химических реакций Лекция 3 Кинетика химических реакций Цель занятия: изучить кинетику разложения пероксида водорода; определить константу скорости при различных температурах; найти энергию активации реакции. Значимость

Подробнее

G T. не зависят от давления в системе. Следовательно, константа равновесия также не зависит то давления:

G T. не зависят от давления в системе. Следовательно, константа равновесия также не зависит то давления: Лекция 7. Зависимость константы равновесия химической реакции, К, от температуры. Уравнение изобары химической реакции. Величина К определяется стандартной энергией Гиббса химической реакции: G R G Rln

Подробнее

Лекция Растворимость твёрдых веществ. Криоскопия Интегральная и дифференциальная теплоты растворения.

Лекция Растворимость твёрдых веществ. Криоскопия Интегральная и дифференциальная теплоты растворения. Лекция 4 9 03 006 г 55 Растворимость твёрдых веществ Криоскопия 56 Интегральная и дифференциальная теплоты растворения 57 Реальные растворы Активности компонентов 1 55 Растворимость твёрдых веществ Расплавим

Подробнее

Липецкий государственный технический университет Кафедра химии Дисциплина «Физическая химия» Экзаменационный билет 1

Липецкий государственный технический университет Кафедра химии Дисциплина «Физическая химия» Экзаменационный билет 1 Экзаменационный билет 1 1. Уравнения состояния идеального и реальных газов. Уравнение Вандер-Ваальса. 2. Давление насыщенного пара жидких растворов. Закон Рауля и его термодинамический вывод. Неидеальные

Подробнее

Наименование дисциплины: физическая химия. Наименование дисциплины: физическая химия. экз. билета 4. Наименование дисциплины: физическая химия

Наименование дисциплины: физическая химия. Наименование дисциплины: физическая химия. экз. билета 4. Наименование дисциплины: физическая химия экз. билета 1 1. Ковалентная связь. Правило октета. Структуры Льюиса. 2. Давление пара над идеальным раствором. Закон Рауля. Предельно разбавленные растворы. Закон Генри. 3. Гетерогенный катализ: основные

Подробнее

V Массовая доля w i (g i количество i- го вещества в г) wi

V Массовая доля w i (g i количество i- го вещества в г) wi Лекция 6. План 1) Термодинамические свойства растворов. Парциальные мольные величины, методы их определения. ) Летучесть и активность. На предыдущей лекции мы познакомились с однокомпонентными системами.

Подробнее

i j i j i j i j Частные производные берутся при постоянных естественных переменных.

i j i j i j i j Частные производные берутся при постоянных естественных переменных. Лекция 6 Определение химического потенциала. Различные выражения для химического потенциала. Е. стр. 137-11, 158-16 Химический потенциал компонента j в многокомпонентной системе - это U H G F n n n n j

Подробнее

G n n,, (1 ) * 0 * 0 A A B B. p,t=const G A X A

G n n,, (1 ) * 0 * 0 A A B B. p,t=const G A X A Лекция 1. Т-х диаграммы в двухкомпонентных системах и Второй закон. В двухкомпонентной системе при постоянном общем числе молей ( nn n const) состояние системы можно определить тремя переменными (,, )

Подробнее

Кафедра физической и коллоидной химии РУДН. Специальность ФАРМАЦИЯ (ЗО) ЗАДАНИЕ 2 Термодинамические потенциалы. Химическое равновесие.

Кафедра физической и коллоидной химии РУДН. Специальность ФАРМАЦИЯ (ЗО) ЗАДАНИЕ 2 Термодинамические потенциалы. Химическое равновесие. ЗАДАНИЕ Термодинамические потенциалы. Химическое равновесие. Вариант 1 1. Запишите условие химического равновесия для реакции СН (г) + / О (г) = СО (г) + Н О (ж).. Какой знак имеет разность химических

Подробнее

МОЛЕКУЛЯРНАЯ ФИЗИКА И ТЕРМОДИНАМИКА

МОЛЕКУЛЯРНАЯ ФИЗИКА И ТЕРМОДИНАМИКА 1 МОЛЕКУЛЯРНАЯ ФИЗИКА И ТЕРМОДИНАМИКА Основные положения и определения Два подхода к изучению вещества Вещество состоит из огромного числа микрочастиц - атомов и молекул Такие системы называют макросистемами

Подробнее

2. РАСЧЁТЫ ПОЛОЖЕНИЙ ХИМИЧЕСКИХ РАВНОВЕСИЙ

2. РАСЧЁТЫ ПОЛОЖЕНИЙ ХИМИЧЕСКИХ РАВНОВЕСИЙ . РАСЧЁТЫ ПОЛОЖЕНИЙ ХИМИЧЕСКИХ РАВНОВЕСИЙ Смесь веществ, способных к химическому взаимодействию, находится либо в равновесном, либо в неравновесном состоянии. Состав неравновесной смеси, т.е. совокупность

Подробнее

Лекция 3 Термодинамика химического равновесия. Закон действующих масс. Константа равновесия. Уравнения изотермы химической реакции

Лекция 3 Термодинамика химического равновесия. Закон действующих масс. Константа равновесия. Уравнения изотермы химической реакции Лекция 3 Термодинамика химического равновесия. Закон действующих масс. Константа равновесия. Уравнения изотермы химической реакции Учебное время: часа Форма учебного занятия: План учебного занятия: Цель

Подробнее

Лекция ВВЕДЕНИЕ В ТЕРМОДИНАМИКУ РЕАЛЬНЫХ СИСТЕМ. 8.1 Статистика реальных газов

Лекция ВВЕДЕНИЕ В ТЕРМОДИНАМИКУ РЕАЛЬНЫХ СИСТЕМ. 8.1 Статистика реальных газов 0 04 006 г Лекция 0 70 Принцип детального равновесия 8 ВВЕДЕНИЕ В ТЕРМОДИНАМИУ РЕАЛЬНЫХ СИСТЕМ 8 Статистика реальных газов 8 Вычисление термодинамических функций реальных систем через уравнение состояние

Подробнее

Семинар 1. Равновесие в гомогенной системе, кислотно-основное равновесие, использование в титриметрии (автор к.х.н. Моногарова О.В.).

Семинар 1. Равновесие в гомогенной системе, кислотно-основное равновесие, использование в титриметрии (автор к.х.н. Моногарова О.В.). Семинар 1. Равновесие в гомогенной системе, кислотно-основное равновесие, использование в титриметрии (автор к.х.н. Моногарова О.В.). Аналитическая химия наука об определении химического состава веществ

Подробнее

(С) Успенская И.А. Конспект лекций по физической химии. (для студентов биоинженерии и биоинформатики) Москва, 2005 год

(С) Успенская И.А. Конспект лекций по физической химии. (для студентов биоинженерии и биоинформатики) Москва, 2005 год Московский государственный университет им.м.в.ломоносова Химический факультет Успенская И.А. Конспект лекций по физической химии (для студентов биоинженерии и биоинформатики) www.chem.msu.ru/teachg/useskaja/

Подробнее

p - стандартное давление,

p - стандартное давление, Лекция 6 Определение химического потенциала. Различные выражения для химического потенциала. Е. стр. 137-141, 158-16 Химический потенциал компонента j в многокомпонентной системе - это U H G F j n n n

Подробнее

1. Заторможенные химические реакции. 2. Химическая переменная. 3. Условие химического равновесия. Сродство химической реакции. 4.

1. Заторможенные химические реакции. 2. Химическая переменная. 3. Условие химического равновесия. Сродство химической реакции. 4. Лекция 8 Химическое равновесие План лекции. Заторможенные химические реакции.. Химическая переменная. 3. Условие химического равновесия. Сродство химической реакции. 4. Константа равновесия. 5. Химическое

Подробнее

Лекция 1. Первый закон термодинамики. Термохимия

Лекция 1. Первый закон термодинамики. Термохимия Лекция 1 Первый закон термодинамики. Термохимия Математическое выражение первого закона термодинамики В изолированной системе сумма всех видов энергии (U) постоянна; при их взаимопревращениях энергия не

Подробнее

Задачи для 9 класса. 1.І закон термодинамики 2.Закон Гесса 3.Фазовое равновесие 4.Растворы, способы выражения концентрации растворов

Задачи для 9 класса. 1.І закон термодинамики 2.Закон Гесса 3.Фазовое равновесие 4.Растворы, способы выражения концентрации растворов Задачи для 9 класса 1.І закон термодинамики.закон Гесса 3.Фазовое равновесие 4.Растворы, способы выражения концентрации растворов Задача 1. 1 грамм магния растворили в соляной кислоте при 7 0 С в сосуде

Подробнее

1. ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ Превращение вещества. Взаимосвязь термодинамики и кинетики.

1. ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ Превращение вещества. Взаимосвязь термодинамики и кинетики. 1. ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ 1.1. Превращение вещества. Взаимосвязь термодинамики и кинетики. В связи с химическими и физическими преобразованиями материи возникает два вопроса: 1) Могут ли эти преобразования

Подробнее

Попробуйте посмотреть эти вопросы за пару дней до экзамена

Попробуйте посмотреть эти вопросы за пару дней до экзамена Попробуйте посмотреть эти вопросы за пару дней до экзамена Прокомментируйте приведенные ниже утверждения. В каждой пятерке одна формулировка верная, остальные нет. Найдите правильные утверждения. Объясните,

Подробнее

РЕПОЗИТОРИЙ БГПУ. Лекция 2. Общие теоретические основы аналитических методов.

РЕПОЗИТОРИЙ БГПУ. Лекция 2. Общие теоретические основы аналитических методов. Лекция 2. Общие теоретические основы аналитических методов. Константы равновесия. Теория Дебая- Хюккеля. Ионная сила растворов. Доцент Козлова-Козыревская А.Л. Обратимые химические реакции: история открытия

Подробнее

(С) Успенская И.А. Конспект лекций по физической химии. (для студентов биоинженерии и биоинформатики) Москва, 2005 год

(С) Успенская И.А. Конспект лекций по физической химии. (для студентов биоинженерии и биоинформатики) Москва, 2005 год Московский государственный университет им.м.в.ломоносова Химический факультет Успенская И.А. Конспект лекций по физической химии (для студентов биоинженерии и биоинформатики) www.chem.msu.ru/teaching/uspenskaja/

Подробнее

Вариант Стандартный тепловой эффект реакции по стандартным теплотам образования рассчитывается по формуле. Вариант 2

Вариант Стандартный тепловой эффект реакции по стандартным теплотам образования рассчитывается по формуле. Вариант 2 «I закон термодинамики. Расчет тепловых эффектов процессов» 1. Математическое выражение I закона термодинамики для изобарного процесса имеет вид. 2. Тепловой эффект при постоянном давлении определяется

Подробнее

FeO + Fe 2 O 3 = Fe 3 O 4. Важнейшие типы твердофазных реакций можно выразить уравнениями

FeO + Fe 2 O 3 = Fe 3 O 4. Важнейшие типы твердофазных реакций можно выразить уравнениями ЛЕКЦИЯ 14 ТЕРМОДИНАМИКА ТВЕРДОФАЗНЫХ РЕАКЦИЙ Термодинамическая оценка возможности твердофазного взаимодействия Твердофазные реакции это реакции с участием твердых реагентов и (или) продуктов Например реакция

Подробнее

c независимых параметров, ( c -число

c независимых параметров, ( c -число Лекция 9. Двухкомпонентные системы. Растворы. Количество переменных. c независимых параметров, ( c -число Для описания состояния системы достаточно 2 компонентов). В двухкомпонентной системе нужны четыре

Подробнее

«Основные закономерности протекания химических реакций»

«Основные закономерности протекания химических реакций» «Основные закономерности протекания химических реакций» Лекция 3 Дисциплина «Химия 1.6» для студентов заочного отделения Лектор: к.т.н., Мачехина Ксения Игоревна * План лекции (I часть) 1. Основные понятия.

Подробнее

Для двухфазных бинарных смесей, отмеченных индексами и, условие фазового равновесия записывается в виде:, B

Для двухфазных бинарных смесей, отмеченных индексами и, условие фазового равновесия записывается в виде:, B Лекция 7. План ) Уравнение Ван-дер-Ваальса. ) Коллигативные свойства. 3) Осмос. Эффект Гиббса-Доннана 4) Равновесие ость-. Законы Коновалова Обобщенное уравнение Ван-дер-Ваальса Растворы издавна являлись

Подробнее

A + B продукты. - измеряемые, средние концентрации В и А в растворе. (1) (2) (3) Лекция 15. Лекция 15. Реакции в растворе. Бимолекулярные реакции.

A + B продукты. - измеряемые, средние концентрации В и А в растворе. (1) (2) (3) Лекция 15. Лекция 15. Реакции в растворе. Бимолекулярные реакции. . Реакции в растворе. Бимолекулярные реакции. Лекция 15 В растворе скорость бимолекулярной реакции + продукты может существенно лимитироваться диффузией. Уравнение Смолуховского Э-К. стр. 12-122. Р. стр.

Подробнее

ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ. Крисюк Борис Эдуардович

ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ. Крисюк Борис Эдуардович ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ Крисюк Борис Эдуардович Химическая кинетика. Формальная кинетика. Для реакции A + B C ее скорость v есть: v = - d[a]/dt = - d[b]/dt = d[c]/dt В общем случае для реакции aa

Подробнее

РАЗДЕЛ II. ФИЗИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

РАЗДЕЛ II. ФИЗИЧЕСКАЯ ХИМИЯ РАЗДЕЛ II. ФИЗИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Задача В конце 6-х 7-е годы прошлого века в связи с предполагаемым истощением запасов нефти и природного газа возникла идея «водородной энергетики», в которой основным топливом

Подробнее

Тема 13. Термодинамика плазмы и растворов

Тема 13. Термодинамика плазмы и растворов Тема 13. Термодинамика плазмы и растворов Рассмотрим классическую систему из двух сортов частиц, например, разреженную идеальную плазму из электронов и однозарядных ионов, либо раствор, содержащий положительные

Подробнее

Необязательные вопросы.

Необязательные вопросы. Необязательные вопросы. Попробуйте начать готовиться к экзамену с этого упражнения! Прокомментируйте приведенные ниже утверждения. В каждой пятерке одна формулировка верная, остальные нет. Найдите правильные

Подробнее

T, p,, - интенсивные. Используя определение

T, p,, - интенсивные. Используя определение Лекция 9. Двухкомпонентные системы. Растворы. Количество переменных. Для описания состояния системы достаточно c 2 независимых параметров, (c -число компонентов). В двухкомпонентной системе нужны четыре

Подробнее

Контрольная работа 1 ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА

Контрольная работа 1 ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА Контрольная работа 1 ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА 1. Химическая термодинамика как наука. Первый закон термодинамики, его формулировка и математическое выражение. 2. Что называется термодинамической системой?

Подробнее

А.В. ЛЕВАНОВ, Н.Ю. ИГНАТЬЕВА. ПРАКТИКУМ по ФИЗИЧЕСКОЙ ХИМИИ

А.В. ЛЕВАНОВ, Н.Ю. ИГНАТЬЕВА. ПРАКТИКУМ по ФИЗИЧЕСКОЙ ХИМИИ А.В. ЛЕВАНОВ, Н.Ю. ИГНАТЬЕВА ПРАКТИКУМ по ФИЗИЧЕСКОЙ ХИМИИ ОПРЕДЕЛЕНИЕ КОНСТАНТЫ РАВНОВЕСИЯ, ЭНТАЛЬПИИ И ЭНТРОПИИ ГАЗОВОЙ РЕАКЦИИ N 2 O 4 2NO 2 ПО СПЕКТРАМ ПОГЛОЩЕНИЯ В УФ- И ВИДИМОЙ ОБЛАСТИ Методическое

Подробнее

(С) Успенская И.А. Конспект лекций по физической химии. (для студентов биоинженерии и биоинформатики) Москва, 2005 год

(С) Успенская И.А. Конспект лекций по физической химии. (для студентов биоинженерии и биоинформатики) Москва, 2005 год Московский государственный университет иммвломоносова Химический факультет Успенская ИА Конспект лекций по физической химии (для студентов биоинженерии и биоинформатики) wwwchemmsuu/teachng/usenskaja/

Подробнее

Компоненты и составляющие вещества

Компоненты и составляющие вещества Лекция 6 Растворы План лекции. Понятие компонента. Уравнение Гиббса-Дюгема 3. Парциальные мольные величины 4. Тепловой эффект растворения 5. Идеальные растворы. Закон Рауля. 6. Химические потенциалы компонентов

Подробнее

2.ТЕРМОДИНАМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ И ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ ПОТЕНЦИАЛЫ Обратимые, необратимые и самопроизвольные процессы.

2.ТЕРМОДИНАМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ И ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ ПОТЕНЦИАЛЫ Обратимые, необратимые и самопроизвольные процессы. 2ТЕРМОДИНАМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ И ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ ПОТЕНЦИАЛЫ 2 Обратимые, необратимые и самопроизвольные процессы Дадим ещё одно определение обратимого процесса, хотя оно и не является общим Обратимым

Подробнее

Выражение для энергии Гиббса двухкомпонентной системы имеет вид: *

Выражение для энергии Гиббса двухкомпонентной системы имеет вид: * Лекция 9. П. стр.97-3, Э. стр. 294-297, стр.3-35 Термодинамика двухкомпонентных систем. Растворы. Выражение для энергии Гиббса двухкомпонентной системы имеет вид: G = n + n () 2 2 Разделим на сумму молей

Подробнее

1. ТЕРМОДИНАМИКА (ОСНОВНЫЕ ПОЛОЖЕНИЯ И ОПРЕДЕЛЕНИЯ)

1. ТЕРМОДИНАМИКА (ОСНОВНЫЕ ПОЛОЖЕНИЯ И ОПРЕДЕЛЕНИЯ) ТЕПЛОФИЗИКА План лекции: 1. Термодинамика (основные положения и определения) 2. Внутренние параметры состояния (давление, температура, плотность). Уравнение состояния идеального газа 4. Понятие о термодинамическом

Подробнее

Лекция 3. Основное уравнение молекулярно-кинетической теории газов. Постоянная Больцмана. Температура и давление как статистические величины.

Лекция 3. Основное уравнение молекулярно-кинетической теории газов. Постоянная Больцмана. Температура и давление как статистические величины. Лекция 3 Основное уравнение молекулярно-кинетической теории газов. Постоянная Больцмана. Температура и давление как статистические величины. Одной из особенностей физики является использование абстракций

Подробнее

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ. Общие представления

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ. Общие представления СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ Общие представления Формирование понятий о скорости химической реакции и химическом равновесии необходимо для понимания учащимися фундаментальных законов

Подробнее

КАЛОРИМЕТРИЯ РАСТВОРЕНИЯ «Определение теплоты растворения соли» «Определение теплоты гидратообразования CuSO4» «Определение теплоты ионизации воды»

КАЛОРИМЕТРИЯ РАСТВОРЕНИЯ «Определение теплоты растворения соли» «Определение теплоты гидратообразования CuSO4» «Определение теплоты ионизации воды» КАЛОРИМЕТРИЯ РАСТВОРЕНИЯ «Определение теплоты растворения соли» «Определение теплоты гидратообразования CuSO4» «Определение теплоты ионизации воды» 1. Объясните, чем определяется знак теплоты растворения

Подробнее

Лекция 3. Химическое равновесие. Понятие о кинетике химических реакций.

Лекция 3. Химическое равновесие. Понятие о кинетике химических реакций. Лекция 3. Химическое равновесие. Понятие о кинетике химических реакций. Равновесное состояние это такое состояние системы, при котором: а) еѐ интенсивные параметры не изменяются во времени (p, T, C); б)

Подробнее

ОСНОВЫ ХИМИЧЕСКОЙ ТЕРМОДИНАМИКИ

ОСНОВЫ ХИМИЧЕСКОЙ ТЕРМОДИНАМИКИ ОСНОВЫ ХИМИЧЕСКОЙ ТЕРМОДИНАМИКИ 1. Основные понятия химической термодинамики. Система, равновесное состояние и термодинамический процесс. Экстенсивные и интенсивные свойства. Функции состояния и функции

Подробнее

Лекции по физической химии, доц. Олег Александрович Козадёров, Воронежский госуниверситет

Лекции по физической химии, доц. Олег Александрович Козадёров, Воронежский госуниверситет Лекция 0. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ ТЕРМОДИНАМИКИ ФАЗОВЫХ РАВНОВЕСИЙ Фаза, составляющая и компонент системы Фазой называется совокупность гомогенных частей системы, одинаковых по составу, химическим и физическим

Подробнее

Лекция 6. Уравнение состояния реальных газов, жидкостей и твердых тел. Статистическая термодинамика реальных газов.

Лекция 6. Уравнение состояния реальных газов, жидкостей и твердых тел. Статистическая термодинамика реальных газов. Лекция 6. Уравнение состояния реальных газов, жидкостей и твердых тел. Статистическая термодинамика реальных газов. 1.1. Уравнение состояния реальных газов Если известны термическое и калорическое уравнения

Подробнее

Лекция 4. Термодинамика фазовых равновесий. Однокомпонентные системы

Лекция 4. Термодинамика фазовых равновесий. Однокомпонентные системы Лекция 4 Термодинамика фазовых равновесий. Однокомпонентные системы Основные понятия и определения Системы бывают гомогенными (однородными) и гетерогенными (неоднородными). Гомогенная система состоит из

Подробнее

1. ОСНОВНЫЕ ПОЛОЖЕНИЯ И ОПРЕДЕЛЕНИЯ ТЕРМОДИНАМИКИ (ТЕРМОДИНАМИЧЕСКАЯ СИСТЕМА, ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЙ ПРОЦЕСС, ПАРАМЕТРЫ СОСТОЯНИЯ)

1. ОСНОВНЫЕ ПОЛОЖЕНИЯ И ОПРЕДЕЛЕНИЯ ТЕРМОДИНАМИКИ (ТЕРМОДИНАМИЧЕСКАЯ СИСТЕМА, ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЙ ПРОЦЕСС, ПАРАМЕТРЫ СОСТОЯНИЯ) ТЕРМОДИНАМИКА Лекция План лекции:. Основные положения и определения термодинамики (термодинамическая система, термодинамический процесс, параметры состояния) 2. Внутренние параметры состояния (давление,

Подробнее

6. АДСОРБЦИЯ. 6.1 Физическая и химическая адсорбция.

6. АДСОРБЦИЯ. 6.1 Физическая и химическая адсорбция. 6. АДСОРБЦИЯ 6.1 Физическая и химическая адсорбция. Адсорбция как явление сопровождает двухфазные многокомпонентные системы. Адсорбция (ad на, sorbeo поглощаю, лат.). Абсорбция (ab в, " " " ). Адсорбция

Подробнее

ОСНОВЫ ХИМИЧЕСКОЙ ТЕРМОДИНАМИКИ

ОСНОВЫ ХИМИЧЕСКОЙ ТЕРМОДИНАМИКИ ОСНОВЫ ХИМИЧЕСКОЙ ТЕРМОДИНАМИКИ 1. Основные понятия химической термодинамики. Система, равновесное состояние и термодинамический процесс. Экстенсивные и интенсивные свойства. Функции состояния и функции

Подробнее

пв a При послойной адсорбции можно говорить о степени заполнения слоя

пв a При послойной адсорбции можно говорить о степени заполнения слоя Лекция 4 Адсорбция. П. стр. 56-65, стр.7-76. Определение. Адсорбция (явление) - это изменение концентрации вещества в поверхностном слое по сравнению с концентрацией в объемной фазе. Адсорбцией (величиной),

Подробнее

В растворе скорость реакции может существенно лимитироваться диффузией.

В растворе скорость реакции может существенно лимитироваться диффузией. . Реакции в растворе. Бимолекулярные реакции. Лекция 15 В растворе скорость реакции может существенно лимитироваться диффузией. Уравнение Смолуховского Э-К. стр. 12-122. Р. стр. 334-337, 345-346. Если

Подробнее

СОДЕРЖАНИЕ Первый закон термодинамики и его применение к расчету тепловых эффектов

СОДЕРЖАНИЕ Первый закон термодинамики и его применение к расчету тепловых эффектов СОДЕРЖАНИЕ 1. Первый закон термодинамики и его применение к расчету тепловых эффектов Предварительные сведения и определения термодинамического метода. Система, состояние системы и параметры ее состояния.

Подробнее

8. Какой из графиков на рисунке 2 является графиком изотермического процесса в идеальном газе? А. 1. Б. 2. В. 3. Г. 4. Д. 5.

8. Какой из графиков на рисунке 2 является графиком изотермического процесса в идеальном газе? А. 1. Б. 2. В. 3. Г. 4. Д. 5. Основы молекулярно-кинетической теории Вариант 1 1. Масса газообразного водорода в сосуде равна 2 г. Сколько примерно молекул водорода находится в сосуде? А. 10 23. Б. 2 10 23. В. 6 10 23. Г. 12 10 23.

Подробнее

ЛЕКЦИЯ 10. Две системы в диффузионном контакте. Химический потенциал. Условие равновесия фаз. Теплота перехода. Формула Клапейрона-Клаузиуса.

ЛЕКЦИЯ 10. Две системы в диффузионном контакте. Химический потенциал. Условие равновесия фаз. Теплота перехода. Формула Клапейрона-Клаузиуса. 1 ЛЕКЦИЯ 10 Две системы в диффузионном контакте. Химический потенциал. Условие равновесия фаз. Теплота перехода. Формула Клапейрона-Клаузиуса. Две системы в диффузионном контакте Равновесное состояние

Подробнее

ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА. Скорость реакций первого порядка в каждый момент времени пропорциональна концентрации реагирующего вещества:

ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА. Скорость реакций первого порядка в каждый момент времени пропорциональна концентрации реагирующего вещества: ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА Химическая кинетика изучает скорости протекания химических процессов, их зависимость от различных факторов: концентрации реагирующих веществ, температуры, давления, присутствия катализаторов.

Подробнее

МАТЕМАТИЧЕСКОЕ ОПИСАНИЕ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ

МАТЕМАТИЧЕСКОЕ ОПИСАНИЕ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ МАТЕМАТИЧЕСКОЕ ОПИСАНИЕ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ Кинетические модели Основой моделирования реакционных процессов является уравнение химической кинетики. Химическая кинетика это учение о химическом процессе,

Подробнее

Лекция 7. Молекулярная физика (часть II) VIII. Внутренняя энергия газа

Лекция 7. Молекулярная физика (часть II) VIII. Внутренняя энергия газа Лекция 7 Молекулярная физика (часть II) III. Внутренняя энергия газа В лекции 6 отмечалось, что теплота есть особая форма энергии (называемая внутренней), обусловленная тепловым движением молекул. Внутренняя

Подробнее

Лекция 2. ОСНОВЫ ТЕРМОДИНАМИКИ Основные понятия

Лекция 2. ОСНОВЫ ТЕРМОДИНАМИКИ Основные понятия Лекция 2. ОСНОВЫ ТЕРМОДИНАМИКИ Основные понятия Термодинамика является феноменологической теорией макроскопических систем, поэтому вcе её основные понятия берутся непосредственно из эксперимента. Термодинамическая

Подробнее

S (3.1) U. состояния. i,, 1 Виртуальные изменения произвольные, но возможные, т.е. допустимые условиями задачи, изменения

S (3.1) U. состояния. i,, 1 Виртуальные изменения произвольные, но возможные, т.е. допустимые условиями задачи, изменения Конспект лекции 3. План ) Второй закон термодинамики. Энтропия ) Критерии самопроизвольности процессов в изолированной системе 3) Третий закон термодинамики. Постулат Планка. 4) Расчет изменения энтропии

Подробнее

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ 1355 МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ ФЕДЕРАЛЬНОЕ ГОСУДАРСТВЕННОЕ БЮДЖЕТНОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ «ЛИПЕЦКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ»

Подробнее

HG K J = 17. Уравнение Ван-дер-Ваальса

HG K J = 17. Уравнение Ван-дер-Ваальса 17. Уравнение Ван-дер-Ваальса Уравнение состояния идеального газа достаточно хорошо отражает поведение реальных газов при высоких температурах и низких давлениях. По мере увеличения давления газа, а значит

Подробнее

Фаза II. П. стр , стр Лекция 14 Адсорбция.

Фаза II. П. стр , стр Лекция 14 Адсорбция. Лекция 4 Адсорбция. П. стр. 56-65, стр.7-76. Определения. Адсорбция (явление) - это увеличение концентрации вещества в поверхностном слое на границе раздела фаз по сравнению с концентрацией в объеме фаз.

Подробнее

v - среднее значение квадрата скорости

v - среднее значение квадрата скорости Теоретическая справка к лекции 3 Основы молекулярно-кинетической теории (МКТ) Газы принимают форму сосуда и полностью заполняют объѐм, ограниченный непроницаемыми для газа стенками Стремясь расшириться,

Подробнее

ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА

ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА Термодинамика это единственная физическая теория, относительно которой я уверен, что она никогда не будет опровергнута. А.Эйнштейн Термодинамика (ТД) - это наука, изучающая законы

Подробнее

Курс лекций (МТФ, 2-3 курс) Тимакова Евгения Владимировна ЛЕКЦИЯ 3

Курс лекций (МТФ, 2-3 курс) Тимакова Евгения Владимировна ЛЕКЦИЯ 3 Курс лекций (МТФ, 2-3 курс) Тимакова Евгения Владимировна ЛЕКЦИЯ 3 Теплоемкость Зависимость теплового эффекта от температуры Расчеты с использованием закона Кирхгофа Теплоемкость количество теплоты, необходимое

Подробнее

Электрохимия. (лекции, #5) Доктор химических наук, профессор А.В. Чуриков

Электрохимия. (лекции, #5) Доктор химических наук, профессор А.В. Чуриков Электрохимия (лекции, #5) Доктор химических наук, профессор А.В. Чуриков Саратовский государственный университет имени Н.Г.Чернышевского Институт химии Применение теории Дебая Хюккеля к слабым электролитам

Подробнее

МОЛЕКУЛЯРНАЯ ФИЗИКА И ТЕРМОДИНАМИКА. Лекция 12 МОЛЕКУЛЯРНАЯ ФИЗИКА

МОЛЕКУЛЯРНАЯ ФИЗИКА И ТЕРМОДИНАМИКА. Лекция 12 МОЛЕКУЛЯРНАЯ ФИЗИКА МОЛЕКУЛЯРНАЯ ФИЗИКА И ТЕРМОДИНАМИКА Лекция 12 МОЛЕКУЛЯРНАЯ ФИЗИКА Термины и понятия Абсолютная температура газа Вакуум Длина свободного пробега Законы идеального газа Идеальный газ Изобара Изобарический

Подробнее

СТЕХИОМЕТРИЧЕСКИЕ РАСЧЕТЫ В ОБЩЕЙ ХИМИЧЕСКОЙ ТЕХНОЛОГИИ

СТЕХИОМЕТРИЧЕСКИЕ РАСЧЕТЫ В ОБЩЕЙ ХИМИЧЕСКОЙ ТЕХНОЛОГИИ Федеральное агентство по образованию Государственное образовательное учреждение высшего профессионального образования Новгородский государственный университет им. Ярослава Мудрого Факультет естественных

Подробнее

ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА. Химическая кинетика изучает скорость и механизм химических реакций.

ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА. Химическая кинетика изучает скорость и механизм химических реакций. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА Химическая кинетика изучает скорость и механизм химических реакций. Все реакции по механизму протекания можно разделить на простые (элементарные), протекающие в одну стадию, и сложные,

Подробнее

Т (2) =Т (1) (1) р (2) р (1) (р (2),T ) + RT ln x A (2) (T, р (1) ) + ( µ A 0 / p) T dp + RT ln x A (3)

Т (2) =Т (1) (1) р (2) р (1) (р (2),T ) + RT ln x A (2) (T, р (1) ) + ( µ A 0 / p) T dp + RT ln x A (3) Вывод именных уравнений. Уравнение Вант-Гоффа для осмотического давления. Осмотическое давление возникает при мембранном равновесии в двухкомпонентной системе А-В. Система состоит из двух фаз. Одна из

Подробнее

Тема 2 1. Энергетика химических процессов. 2. Химическая кинетика и равновесие

Тема 2 1. Энергетика химических процессов. 2. Химическая кинетика и равновесие Тема 2 1. Энергетика химических процессов. 2. Химическая кинетика и равновесие 1. Энергетика химических процессов Энергетика химических процессов рассматривается в разделе химии «Химическая термодинамика».

Подробнее

ТЕХНИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА

ТЕХНИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА ТЕХНИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА План лекции: 1. Техническая термодинамика (основные положения и определения) 2. Внутренние параметры состояния (давление, температура, плотность). Понятие о термодинамическом

Подробнее