ДОМАШНИЕ ЗАДАНИЯ ПО ФИЗИЧЕСКОЙ ХИМИИ ДОМАШНИЕ ЗАДАНИЯ ПО ФИЗИЧЕСКОЙ ХИМИИ. Федеральное агентство по образованию. Под редакцией проф. А.С.

Save this PDF as:
 WORD  PNG  TXT  JPG

Размер: px
Начинать показ со страницы:

Download "ДОМАШНИЕ ЗАДАНИЯ ПО ФИЗИЧЕСКОЙ ХИМИИ ДОМАШНИЕ ЗАДАНИЯ ПО ФИЗИЧЕСКОЙ ХИМИИ. Федеральное агентство по образованию. Под редакцией проф. А.С."

Транскрипт

1 Федеральное агентство по образованию МОСКОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ ИНЖЕНЕРНОЙ ЭКОЛОГИИ ДОМАШНИЕ ЗАДАНИЯ ПО ФИЗИЧЕСКОЙ ХИМИИ ДОМАШНИЕ ЗАДАНИЯ ПО ФИЗИЧЕСКОЙ ХИМИИ Методические указания Под редакцией проф. А.С. Лилеева Москва

2 Учебное издание Составители: Мишустин Александр Иванович, Белоусова Кира Филипповна ДОМАШНИЕ ЗАДАНИЯ ПО ФИЗИЧЕСКОЙ ХИМИИ под редакцией проф. А.С.Лилеева Объем Подписано.в печать Формат бум. 60 x 84 1/16. усл. п. л.. Уч.-изд. л.. Тираж 100 экз. Зак. МГУИЭ, издательский центр, , Москва, Старая Басманная ул., 21/4 2

3 УДК ББК 24.5 М Рецензенты: Допущено редакционно-издательским советом МГУИЭ Мишустин А.И., Белоусова К.Ф. М Домашние задания по физической химии: Методические указания /Сост.: А.И. Мишустин, К.Ф.Белоусова; под ред. А.С. Лилеева. - М.: МГУИЭ, 20. с. Методические указания предназначены студентам, обучающимся по всем специальностям МГУЭИ, при изучении дисциплины «Физическая химия». УДК 544 ББК 24.5 А.И. Мишустин, К.Ф. Белоусова, 20 МГУИЭ, 20 Домашние задания по физической химии предусмотрены программой по этой дисциплине. С соответствующими разделами теории можно ознакомиться в учебнике [1]. Назначение данных методических указаний помочь студентам разобраться в наиболее трудных и важных вопросах теории и методах расчета, относящихся к контрольным домашним заданиям. Каждое домашнее задание содержит определенный перечень вопросов. Это в основном вопросы, для ответа на которые нужно выполнить расчеты. Есть и теоретические вопросы, требующие письменного ответа. Студент выполняет свой вариант задания, выданный ему преподавателем. При выполнении расчета нужно указать какая формула используется, какие цифры в нее подставлены, каков конечный результат, какова размерность найденной величины. При использовании сложных формул следует указывать все промежуточные цифры расчета. Графики выполняются на миллиметровой бумаге (формат А4). На осях графика должна быть указана отложенная величина, единицы ее измерения, наносятся также масштабные единицы (но не координаты точек). Масштаб следует выбирать таким, чтобы 1 см был кратен 1, 2 или 5 единицам значений или этим же значениям, умноженным на 10 ±x, где x целое число. Домашнее задание следует оформлять на листах формата А4. Первый лист титульный, на нем указывается название вуза, номер и вариант домашнего задания; фамилия студента и преподавателя, год. На втором листе должны быть расположены таблицы (по предлагаемой форме) с исходными, конечными, справочными данными. Третий и последующий листы должны содержать расчеты и ответы на теоретические вопросы. Листы следует пронумеровать и скрепить скрепкой (не степлером) или поместить в файл. При исправлении ошибок, замеченных преподавателем, нужно аккуратно зачеркнуть (не замазать) неправильный ответ и написать правильный, используя, при необходимости, новый лист бумаги. В расчетах, если не оговорено другое, используется система единиц СИ. 3

4 Домашнее задание 1. «Химическая кинетика» Элементы теории Химические реакции, протекающие в одну стадию, называются простыми. Такие реакции различают по молекулярности Молекулярность реакции определяется числом частиц, принимающих участие в элементарном акте химического взаимодействия. Молекулярность может быть равна 1, 2 или 3, соответственно, различают моно- би- и тримолекулярные реакции. Для простых реакций молекулярность совпадает с порядком реакции, а порядки по компонентам совпадают с наименьшими целочисленными стехиометрическими коэффициентами в левой части химического уравнения. Фактически, если известна молекулярность реакции, то понятен и ее истинный механизм, для установления которого проводят серьезные исследования. Рассмотрим кинетику простых реакций 1, 2 и 3-го порядков. Реакции первого порядка: A L+ M Порядок реакции (n) равен 1. Пусть концентрация вещества А (С А ) равна С, тогда скорость реакции (w=-dс/dt) в соответствии с законом действующих масс равна -dс/dt = kс. Латинская буква d здесь и далее обозначает знак дифференциала, то есть бесконечно малого изменения величины. Разделим переменные: -dс/с=kdt, проинтегрируем:-lnс = kt + const, определим константу интегрирования, учитывая, что в начальный момент времени: t = 0, С = С 0, отсюда const = -lnс 0. В итоге получаем: lnс lnс 0 =- kt, ln(с/с 0 ) = - kt, С = С 0 e -kt. (1.1, 1.2) Уравнения (1.1) и (1.2) называются кинетическими уравнениями реакции первого порядка в логарифмической (1.1) и экспоненциальной (1.2) форме. Важной кинетической характеристикой процесса является время полупревращения (τ 1/2 ), то есть время, в течение которого прореагировала половина взятого вещества. Определим эту величину для реакции первого порядка: С = 1/2С 0, ln(с 0 /С) = ln2/kτ 1/2, τ 1/2 = ln2/k = 0,69/k. (1.3) Время полупревращения в этом случае не зависит от начальной концентрации исходного вещества. Размерность константы скорости для реакций первого порядка: [k] = [с] -1. Реакции второго порядка: А + В L. Порядок реакции равен 2. Пусть С A = С B = С. Тогда -dс/dt = kс 2, -dс/с 2 = kdt. После интегрирования и с учетом начальных условий (t = 0, С = С 0 ) получаем: 1/С 1/С 0 = kt. (1.4) Время полупревращения для реакций второго порядка обратно пропорционально начальной концентрации: τ 1/2 = 1/(kС 0 ). (1.5) Размерность константы скорости: [k] = [л/(моль с)]. Реакции третьего порядка: А + В + D L. Величина n равна 3. Пусть С A = С B = С D = С, тогда -dс/dt = kс 3, -dс/с 3 = kdt. После интегрирования, учитывая начальные условия (t = 0, С = С 0 ), получаем: 1/С 2 1/С 02 = 2kt. (1.6) 4

5 Время полупревращения для реакций третьего порядка обратно пропорционально квадрату начальной концентрации: τ 1/2 = 3/(2kС 02 ). (1.7) Размерность константы скорости: [k] = [л 2 /(моль 2 с)]. В представленных кинетических уравнениях под символом «С» понимают текущую, то есть наблюдаемую в данный момент времени молярную концентрацию соответствующих исходных веществ (С = C т.). Существует также понятие прореагировавшей концентрации (C пр ), характеризующее ту часть концентрации данного исходного вещества, которая превратилась в конечный продукт. Прореагировавшая концентрация связана с текущей и исходной (C 0 ) соотношением: С 0 = C т + C пр (1.8). В расчетах по уравнениям ( ) нужно знать величину константы скорости реакции (k). Эту характеристику можно найти с помощью уравнения Аррениуса, если известны предэкспоненциальный множитель (k 0 ), энергия активации (Е) и температура (Т): k = k 0 e -E/RT (1.9) Значение константы скорости можно также определить графическим способом. Так, уравнения (1.1), (1.4) и (1.6) представляют собой прямолинейную зависимость соответствующих функций концентраций от времени: при n = 1 линейно от времени зависит lnc, при n = 2 1/С, при n = 3 1/С 2 (рис. 1, 2, 3). На этой закономерности основан графический метод определения порядка реакции, позволяющий также определить и значение k. Пусть n = 1 или 2. Тангенс угла наклона (α) соответствующей прямой к оси Х (ось времени) равен константе скорости (рис 1.1, 1.2) - tgα = k. При n = 3 удвоенная константа скорости равна тангенсу угла (α) наклона прямой (рис. 1.3) - 2 tgα = k. Не представляет затруднений нахождение времени полупревращения из этих графиков. lnc lnc 0 ln(c 0/2) 0 2/С 0 1/С 0 1/С 0 τ 1/2 τ 1/2 ½ α Рис. 1.1 α Рис. 1.2 n = 1 t n = 2 t 5

6 1/С 2 2 4/С 0 2 1/С 0 0 α τ ½ n = 3 t t односторонней, то есть необратимо протекает слева направо в соответствии с уравнением реакции. Пусть Е К = (Е - Е) энергия активации прямой реакции в присутствии катализатора, Е то же, но без катализатора. Тогда константа скорости прямой реакции в присутствии катализатора - k K = k 0 exp[-(e - E)/RT], без катализатора - k 1 = k 0 exp(-e/rt). Ускорение при катализе равно: k K / k = exp ( E)/RT). (1.10) Содержание домашнего задания 1 Рис. 1.3 В присутствии катализатора скорость химической реакции возрастает, что связано с изменением механизма реакции, приводящего к снижению энергии активации процесса. При катализе катализатор и реагирующее вещество образуют промежуточное соединение, которое в результате дальнейших преобразований превращается в конечный продукт, высвобождая катализатор. Энергетические затраты таких процессов ниже, чем в отсутствии катализатора. Каталитические реакции являются сложными, так как протекают в несколько стадий. Скорость процесса определяется скоростью самой медленной стадии катализа. Величиной, определяющей ускорение реакции в при катализе, является соотношение констант скоростей реакций в присутствии (k к ) и отсутствии (k) катализатора: k к / k. Это значение можно рассчитать, если известна величина снижения энергии активации Е. В расчетах будем полагать, что рассматриваемая реакция является 1. Расчёт константы скорости (k 1 ) заданной реакции при температуре (Т 1 ). 2. Построение графика 1 зависимости концентрации первого исходного вещества от времени: С i = f(t i ). 3. Определение времени полупревращения аналитическим (τ 1/2ан ) и графическими (τ 1/2гр ) методами. 4. Расчёт процента превращения (p I ) и массы первого исходного вещества (m 1 ) за определённое время (t 1 ). Определение масс остальных участников реакции к этому моменту времени. 5. Определение температуры (Т 2 ), при которой за данное время ((t 1 ) прореагирует заданная часть первого исходного вещества (p 2 ). 6. Построение кинетического графика 2 в "спрямляющих" координатах. Определение по этому графику константы скорости реакции (k 1гр ) и времени полупревращения (τ 1/2гр ). 7. Расчёт ускорения реакции при использовании катализатора (k 1K / k 1 ). 6

7 Оформление расчета Таблица 1.1 Полагаем, что заданная реакция является простой (1-6 пункт задания) и односторонней (1-7 пункт задания). С i (моль/л) t i (с) Линейная функция концентрации - 1. Для нахождения константы скорости реакции (k 1 ) нужно использовать заданное значение температуры (Т 1 ), предэкспоненциального множителя (k 0 ), и энергии активации (Е). Расчет выполняется по уравнению Аррениуса (1.9). Следует указать размерность величины k 1 с учетом фактического (заданного) порядка реакции. 2. Для построения графика 1 зависимости текущей концентрации (С) первого исходного вещества от времени (t) необходимо составить таблицу 1.1. В таблицу вносят рассчитанные промежуточные значений С i, используя заданное значение начальной концентрации С 0. Далее, выбрав соответствующее заданному порядку кинетическое уравнение (1.1, 1.4, 1.6), для каждого из значений С i нужно рассчитать значения текущего момента времени (t i ) и занести их в таблицу 1.1. По данным этой таблицы (значения колонок 1 и 2) строят график 1: С = f(t). При построении графика 1 (и далее графика 2) нужно помнить, что все расчетные точки соответствуют теоретическим моделям, поэтому при соединении точек должны быть образованы идеально построенные графические зависимости без выступов и изломов. С 0 = t 0 =0 С 1 =0,9 С 0 = t 1 = С 2 =0,8 С 0 = t 2 = С 3 =0,7 С 0 = t 3= С 4 =0,6 С 0 = t 4 = С 5 =0,5 С 0 = t 5 = С 6 =0,4 С 0 = t 6 = С 7 =0,3 С 0 = t 7 = С 8 =0,2 С 0 = t 8 = С 9 =0,1 С 0 = t 9 = 3. Для того, чтобы определить аналитическое значение времени полупревращения (τ 1/2ан. ), нужно использовать в расчете одну из формул (1.3), (1.5). (1.7), выбрав ее, в зависимости от заданного порядка реакции. Графическое значение τ 1/2гр можно найти по графику 1, как время, за которое концентрации уменьшается в два раза. 7

8 Следует рассчитать относительную ошибку (e) при нахождении времени полупревращения: e (%) = ± [(τ 1/2ан τ 1/2гр )/ τ 1/2ан ] 100 (%). (1.11) 4. Процент превращения первого исходного вещества (p 1 ) можно определить по формуле: p 1 = (C 1пр / С 0 ) 100 (%). (1.12) Используя заданное значение времени t 1, можно найти с помощью соответствующего кинетического уравнения (1.3, ) значение текущей концентрации C 1т; далее по формуле (1.8) нужно определить прореагировавшую концентрацию C 1пр, затем по формуле (1.12) вычислить искомую величину p 1. Массу первого вещества (m I, г), прореагировавшего за время t 1, можно определить, используя формулу, позволяющую рассчитать соответствующую молярную концентрацию С 1пр = m I /M I V (1.13), где M I молярная масса этого вещества, г/моль, V заданный объем, л. Полученную величину m I следует перевести в килограммы. Нужно также определить массы остальных участников реакции, прореагировавших к моменту времени t 1. Расчет делают по заданному уравнению химической реакции относительно найденной величины m I с учетом стехиометрических коэффициентов и молярных масс веществ. Например, для реакции aa +bb =ll + nn, где m A = m I, М А =М I молярная масса первого вещества m B = (m I b M B )/(a M I ). (1.14) Аналогичным образом можно найти массы остальных продуктов реакции - m L, m N. Следует проверить выполняемость закона сохранения масс: m A + m B m L,+ m N. (1.15) 5. Заданное значение степени превращения первого вещества p 2 отличается от найденной ранее величины p 1, так как полагается, за одно и то же время t 1 процентное количество прореагировавшего вещества различно, из чего следует, что реакции протекают при разных температурах Т 1 и Т 2 и, следовательно, имеют разные константы скорости - k 1 при температуре Т 1 и k 2 при температуре Т 2. Для определения температуры Т 2 сначала надо найти новое значение прореагировавшей концентрации первого исходного вещества С 2пр, используя формулу (1.12). Затем следует найти новое значение текущей концентрации С 2т с помощью формулы (1.8). С найденным значением С 2т можно рассчитать константу скорости реакции (k 2 ) при температуре Т 2 по кинетическому уравнению реакции заданного порядка (одна из формул 1.1, 1.4, 1.6). Определив k 2, по уравнению Аррениуса (1.9), нужно рассчитать температуру Т 2 (К). Для этого надо прологарифмировать уравнение (1.9) и выразить Т 2 : T 2 = E/[Rln(k 0 /k 2 ] (1.16) 6. В зависимости от заданного порядка реакции следует выбрать функцию концентрации, линейно зависящую от времени, рассчитать соответствующие значения и внести их в третью колонку таблицы 1.1. Значения функции, определяют, используя величины С i первого столбца этой таблицы. По данным второй и третьей колонок данной таблицы строят график 2. Масштаб по оси X (ось времени, t) графика 2 можно выбрать таким же, как на графике 1, а масштаб на оси Y желательно подобрать так, чтобы наклон прямой линии был близок к Это обеспечивает наибольшую точность 8

9 определения константы скорости реакции по угловому коэффициенту графика 2. Для этого необходимо выделить прямоугольный треугольник и найти отношение величин вертикального и горизонтального катетов (не в единицах длины, а в единицах тех величин, которые они выражают). Полученную величину k 1гр надо сравнить с рассчитанной k 1 в первом задании и найти относительную ошибку: e (%) = ± [(k 1 k 1гр )/ k 1 ] 100 (%). (1.17) По графику 2 необходимо также найти время полупревращения первого вещества, τ 1/2гр. Для этого на оси Y следует отложить величину, соответствующую функции половинной концентрации. Для первого порядка это будет значение ln(c 0 /2)=lnC 0 -ln2, то есть от значения lnc 0 надо отложить вниз отрезок, равный ln2, через полученную точку провести горизонтальную прямую, до пересечения с графиком, и из точки пересечения опустить перпендикуляр на ось Х. Для реакции второго порядка надо представить на оси Y величину 2/C 0, что можно сделать, прибавив к отрезку, выражающему 1/C 0, отрезок такой же длины, из полученной точки провести горизонтальную прямую и т.д. Для реакции третьего порядка надо представить на оси Y величину (2/C 0 ) 2 =4/C 02, что можно сделать, прибавив к отрезку, выражающему 1/C 02, отрезок утроенной длины. 7. Увеличение скорости реакции в присутствии катализатора следует определить по формуле (1.10). Абсолютное значение снижения энергии активации ( E, Дж/моль) можно найти, зная величину снижения энергии активации в процентах (h,%): E = (h/100) Е (1.18). Реакция Порядок реакции, n Константа скорости, k 1, (л/моль) n 1 (с) -1 Т 1, К Таблица исходных данных E, k 0, 1 с -1 (л/моль) n Дж/моль C, моль/л Таблица конечных данных Время полупревращения t 1/2, с t 1/2гр t 1/2ан p 1, % Расход первого вещества к моменту t 1 m I, кг t 1, c Т 2, К V, л p 2, % h Ускорение при катализe k 1K / k 1 9

10 Вопросы для самоконтроля 1. Что такое порядок реакции, какие значения он может принимать? 2. Можно ли по уравнению химической реакции, по виду графика 1 определить порядок реакции? Ответ пояснить. 3. Что такое молекулярность реакции? Когда порядок и молекулярность реакции совпадают? 4. Дать определение времени полупревращения и пояснить нахождение этой величины с помощью графиков 1 и 2 для простых реакций 1,2 и 3 порядков. 5. Написать кинетическое уравнение реакции n- порядка. Что понимают под символом «С» в этом уравнении? При каких значениях n это выражение справедливо? 6. Какие данные ДЗ-1позволяют определить, что температура Т 2 изменилась по сравнению с Т 1 в правильном направлении? 7. В чем суть графического метода определения порядка реакции? О чем свидетельствует вид графика 2? 8. Причины увеличения скорости реакции в присутствии катализатора. 9. Если бы заданная реакция была двусторонней, то, как изменилась бы энергия активации обратной реакции в присутствии катализатора? Ответ пояснить. Домашнее задание 2. «Химическая термодинамика» Элементы теории Химическая термодинамика даёт возможность рассчитать важнейшие количественные характеристики химических реакций теплоту (q,), выделяемую или поглощаемую в результате проведения реакции, максимальную работу (A), которую можно получить при проведении реакции, а также константу равновесия (K p ) реакции и зависимость этой константы от температуры. Уравнения химической термодинамики выводятся из двух постулатов - первого и второго начал термодинамики. Эти уравнения включают набор величин, называемых функциями состояния, которые характеризуют равновесное состояние термодинамической системы. Функции состояния включают как простые для понимания и измеримые величины (параметры) - объём (V), температуру (Т), давление (Р), теплоёмкость при постоянном давлении (С р ) и при постоянном объёме (С v ), так и более сложные внутреннюю энергию (U), энтальпию (Н), энтропию (S), энергию Гиббса (G) и энергию Гельмгольца (F). Энтальпия равна сумме внутренней энергии и произведению давления на объём системы, то есть Н = U + PV. (2.1) Для веществ в конденсированном состоянии энтальпия практически не отличается от внутренней энергии. Энтальпию используют при описании изобарных процессов. Энергия Гиббса выражается комбинацией функций состояния: 10

11 G = U + PV TS = H TS, (2.2) Энергия Гельмгольца равна: F = U TS (2.3) Известны значения измеримых характеристик (например, давление, объем) и энтропии, а абсолютные значения U, H, G и F неизвестны. Это обстоятельство не препятствует их использованию для расчётов практически важных величин, так как необходимо знать лишь их изменения в различных процессах, а эти изменения можно определить экспериментально. Уравнения химической термодинамики включают также теплоту и работу. Эти величины не являются функциями состояния, это формы передачи энергии между термодинамической системой и окружающей средой: теплота - посредством неупорядоченного движения частиц, работа - посредством упорядоченного движения частиц. Конечное изменение (то, которое можно измерить) функции состояния обозначают греческой буквой дельта -, бесконечно малое изменение обозначают знаком дифференциала - d. Конечное изменение характеристик, не являющихся функциями состояния, принято обозначать соответствующими буквами, например А - конечное изменение работы; бесконечно малое изменение таких характеристик будем обозначать буквой δ. Работа условно делится на две части, одна часть работа расширения против внешнего давления А расшир. (она при постоянном давлении равна P V), остальная часть называется полезной работой А пол. (это название не имеет буквального смысла): А = А пол. + А расшир. (2.4) Тепловым эффектом реакции называется количество теплоты, выделяемое или поглощаемое в результате проведения химической реакции, при постоянной температуре и при условии, что А пол. = 0, то есть совершается только работа расширения. При этих условиях из первого начала термодинамики выводится соотношение для теплового эффекта реакции: при V=const Q v = U, при P=const Q p = Н, (2.5) где Q v, Q p - тепловой эффект реакции при постоянном объеме и постоянном давлении соответственно. Эти формулы выражают закон Гесса, согласно которому тепловой эффект реакции не зависит от пути проведения реакции, а зависит лишь от начального и конечного состояния термодинамической системы. Таким образом, измерив тепловой эффект реакции, можно определить величину изменения внутренней энергии и энтальпии в результате реакции. Реакции, протекающие с выделением тепла, называются экзотермическими ( U<0, Н<0), реакции, протекающие с поглощением тепла, называются эндотермическими ( U >0, Н>0). Закон Гесса имеет два следствия, фактически это две формулы для расчёта теплового эффекта реакции. В первом случае тепловой эффект данной реакции рассматривается как алгебраическая сумма тепловых эффектов двух мысленно проводимых реакций: I) «разборка» молекул исходных веществ на элементарные «кирпичики» - наиболее устойчивые группировки атомов элементов - «простые вещества»; 2) «сборка» молекул продуктов из «кирпичиков» - простых веществ. Тепловой эффект сборки молекул из простых веществ при стандартных условиях (1 атм, 298 К) называется стандартной теплотой образования вещества ( f H 0 ) и измеряется в Дж/моль. На стандартность указывает верхний индекс 0 при написании соответствующей термодинамической величины. 11

12 Таким образом, тепловой эффект реакции при стандартных условиях ( H 0 ) равен разности сумм стандартных теплот образования конечных (индекс j) и исходных (индекс j) продуктов с учетом стехиометрических коэффициентов реакции (ν i, ν i ): H 0 = Σ (ν j f H 0 j) кон.. - Σ(ν i f H 0 i) исх. (2.6) Во втором следствии тепловой эффект данной реакции рассматривается как алгебраическая сумма тепловых эффектов двух мысленно проводимых реакций: 1) окисление молекул исходных веществ кислородом с образованием высших оксидов элементов, из которых состоят исходные вещества; 2) реакция, обратная окислению молекул продуктов. Тепловой эффект реакции окисления для 1 моля вещества при стандартных условиях называется стандартной теплотой сгорания ( сг H 0, Дж/моль). В этом случае тепловой эффект реакции при стандартных условиях ( H 0 ) равен разности сумм стандартных теплот сгорания исходных и конечных продуктов с учетом стехиометрических коэффициентов реакции: H 0 = Σ (ν i сг H 0 i) исх.. - Σ(ν j сг H 0 j) кон.. (2.7) Справочные данные по теплотам образования или сгорания веществ относятся к стандартным условиям, что позволяет рассчитать тепловой эффект реакции только при стандартной температуре 298 К. Для расчётов теплового эффекта при других температурах необходимо привлечь теплоёмкости веществ. Теплоёмкость при постоянном объёме равна производной внутренней энергии по температуре - C v = du/dt, а теплоёмкость при постоянном давлении равна производной энтальпии по температуре - С р = dh/dt. Размерность теплоемкости Дж/(моль К). Наиболее часто используют величину С р. Для С р различных веществ накоплены экспериментальные данные и предложены эмпирические уравнения, с помощью которых можно рассчитать теплоёмкость при любой заданной температуре - для неорганических веществ : С р = а + bт + с / Т -2, (2.8) для органических веществ: С р = а + bт + ст 2 -. (2.9) Коэффициенты a, b, c /, c включают в справочники. находят опытным путем и Тепловой эффект реакции при различных температурах можно рассчитать с помощью закона Кирхгофа, в соответствии с которым в изобарном процессе температурный коэффициент теплового эффекта химической реакции - d( H)/dT равен изменению теплоемкости системы в результате реакции С p : d( H)/dT = c p. (2.10) Для нахождения расчетной формулы нужно разделить переменные и проинтегрировать в пределах интервала температур от стандартной 298 до заданной - Т (К). Получим выражения для двух случаев: 1) в реакции участвуют неорганические вещества; 2) в реакции участвуют неорганические и органические вещества. Полагаем, что реакции протекают при стандартном давлении. В результате приходим к следующим выражениям: H 0 T = H 0 + a (T-298) + ( b/2) (T ) - с / (1/T-1/298), (2.11) 12

13 H 0 Т = H 0 + a (T-298)+( b/2) (T ) - c / (1/T-1/298)+ ( c 3 /3) (T ). (2..12) В этих формулах H 0 T тепловой эффект реакции при стандартном давлении и температуре Т, H 0 тепловой эффект реакции при стандартных условиях; a, b, c, c / - изменение соответствующих коэффициентов a, b, c, c / в формулах для температурной зависимости теплоемкости (2.8, 2.9) по всем участникам реакции: a = Σ(ν j a j ) кон.. - Σ(ν i a i ) исх., (2.13) где ν i, ν i - стехиометрические коэффициенты; значения b, c, c / рассчитывают аналогично. Второе начало термодинамики позволяет предсказать, в каком направлении пойдёт процесс, если он протекает самопроизвольно. Энтропия вещества - мера неупорядоченности на микроуровне, это столь же важная термодинамическая характеристика вещества, как и внутренняя энергия. Измерить энтропию невозможно, но её можно рассчитать следующим образом. По определению, приращение энтропии (ds) равно приведенной теплоте процесса поглощения системой тепла, то есть отношению поглощенного тепла δq к абсолютной температуре: ds = δq/ T. Эта формула справедлива только в том случае, если теплота поступает достаточно медленно, в обратимом равновесном процессе. Третье начало термодинамики утверждает, что при температуре абсолютного нуля энтропия идеального кристалла равна 0. В изобарном процессе ds = C p dt/t. Интегрирование этого выражения в пределах изменения температуры от 0 К до 298 К позволяет рассчитать абсолютное значение энтропии S 0 Эта величина называется стандартной абсолютной энтропией вещества, измеряется в Дж/(моль К) и её значение для каждого вещества можно найти в справочниках по термодинамике. Энтропия смеси веществ равна сумме энтропий составляющих её компонентов, а изменение энтропии в результате реакции ( S) рассчитывается как разность сумм энтропий конечных продуктов и исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов реакции: S = (ν j S j ) кон. - (ν i S i ) исх. (2.14) Для стандартных условий в расчёты входят стандартные абсолютные энтропии веществ - участников реакции, а для произвольно заданной температуры необходимо рассчитать энтропии веществ при этой температуре с помощью теплоёмкостей. Так, для реакций, протекающих при температуре Т, отличной от 298 К, между неорганическими веществами (1) и для реакций между неорганическими и органическими веществами (2) соответствующие формулы приведены ниже: S Т 0 = S 0 + a ln(t/298) + b (T-298) ( c / /2) (1/T 2 1/298 2 ), (2.15) S Т0 = S 0 + a ln(t/298) + b (T-298) ( c / /2) (1/T 2 1/298 2 ) + ( c /2) (T ). (2..16) В этих формулах S 0 изменение энтропии реакции при стандартных условиях, S Т 0 изменение энтропии реакции при температуре Т и стандартном давлении; a, b, c, c / - те же величины, что в формулах (2.11, 2.12). Энергия Гиббса системы ранее называлась изобарноизотермическим потенциалом. Это одна из наиболее применяемых термодинамических функций системы, с её помощью можно: 1. предсказать направление самопроизвольно протекающего процесса (P,T=const): процесс пойдёт 13

14 в сторону уменьшения G; 2. рассчитать полезную максимальную работу, которую можно получить в результате проведения реакции - А пол - G. 3. найти константу равновесия реакции с помощью уравнения химического сродства - К р =exp(- G /RT) (2.17). Химическое сродство характеризует способность веществ взаимодействовать друг с другом. Мерой химического сродства является величина G 0 изменение энергии Гиббса в стандартных условиях. Чем эта величина меньше, тем эффективнее вещества взаимодействуют друг с другом. Величина K p характеризует химическое равновесие. Ее можно рассчитать не только с помощью уравнения (2.17), но и из закона действующих масс. Так, в гомогенной системе (реагирующие вещества находятся в одной фазе) K p равна отношению произведения равновесных парциальных давлений конечных продуктов к произведению равновесных парциальных давлений исходных продуктов, взятых в степенях, равных соответствующим стехиометрическим коэффициентам. K p зависит от температуры и природы реагирующих веществ. Уравнение Вант-Гоффа: dlnk p /dt = H/RT 2 (2.18) где H тепловой эффект реакции, позволяет предсказать, в какую сторону будет изменяться константа равновесия при изменении температуры. Если реакция эндотермичная ( H>0), то с ростом температуры константа будет расти, если реакция экзотермичная наоборот. Содержание домашнего задания 2 1. Определение теплового эффекта заданной реакции при стандартных условиях - H 0 и при данной температуре (t, C 0 ) - H 0 T. Экзо- или эндотермична данная реакция? 2. Определение количества теплоты (Q T ), выделенного или поглощенного в данной реакции при заданной температуре и при участии в реакции определенного объема указанного вещества (V, м 3 ). 3. Определение изменения энтропии химической реакции при стандартных условиях ( S 0 ) и при заданной температуре ( S 0 Т). 4. Расчёт изменения энергии Гиббса реакции при стандартных условиях ( G 0 ) и при заданной температуре ( G 0 Т). Оценить возможность самопроизвольного протекания данной реакции. 5. Расчёт константы равновесия реакции при стандартных условиях (К p,298 ) и при заданной температуре (К pт ). Какие вещества находятся в смеси в состоянии равновесия при заданной температуре? Оформление расчета В уравнение химической реакции не допускается изменение стехиометрических коэффициентов (переведение дробных в целые и наоборот). Полагаем, что реакция протекает при постоянном давлении в закрытой системе, т.е. в системе, которая не обменивается веществом с окружающей средой, но может обмениваться с ней энергией, и может изменять объем. 14

15 Все участники реакции находятся в стандартном состоянии. Стандартным состоянием принято считать состояние индивидуального вещества при данной температуре и давлении 10 5 Па, причем, полагают, что, если это вещество находится в газообразном состоянии, то оно обладает свойствами идеального газа. В рассматриваемых вариантах заданий все участники реакции находятся в газообразном состоянии, за исключением реакций, в которых участвуют следующие вещества: углерод (графит) С, оксид кальция CaO, карбонат кальция CaCO 3. Эти вещества находятся в твердом агрегатном состоянии при 298 К и заданной температуре Т. Следует также учесть, что предлагаемые варианты заданий являются либо реакциями между неорганическими веществами, либо реакциями между смесью неорганических и органических веществ. В качестве органических веществ в вариантах использованы только метан (СН 4 ) и метиловый спирт (СН 3 ОН). Для проведения расчетов необходимы дополнительные величины, которые следует получить из справочника [2]. Данные представлены в таблице 44 «Термодинамические свойства простых веществ, соединений и ионов в водных растворах и жидком аммиаке» Найденные величины следует внести в таблицу справочных данных: Исходные и конечные вещества Таблица справочных данных S 0 a Дж/моль К f H 0 кдж/моль. b c / c Число незаполненных строк в этой таблице должно быть равно числу веществ - участников реакции. При поиске в таблице справочника формул веществ следует учесть, что они указаны в алфавитном порядке, причем, сначала перечислены неорганические, а, затем органические вещества. В первой колонке таблицы справочных данных нужно указать химические формулы участников заданной реакции и агрегатное состояние этих веществ. Во вторую колонку следует внести, найденные в справочнике значения стандартных теплот образования участников реакции - f H 0. В третью колонку нужно выписать из справочника значения стандартных абсолютных мольных энтропий участников реакции.- S 0. В последующие колонки следует выписать из справочника значения коэффициентов a, b, c /, с величин, входящих в выражение температурной зависимости теплоемкости С p (формулы 2.7, 2.8). Для установления размерности коэффициентов a, b, c /, с нужно исходить из уравнений (2.8, 2.9), учитывая показатель степени температуры, связанной с каждым из этих коэффициентов. Фактически размерность этих величин после умножения на размерность температуры в соответствующей степени должна быть равна размерности теплоемкости (С р ): [С р ]=[a] [T 0 ]=[b] [T]=[c / ] [T -2 ]=[c] T 2 ]=Дж/(моль К). (2.19) Найденную размерность нужно указать в верхней строчке таблицы справочных данных в соответствующих графах. 15

16 Рассмотрим расчет искомых величин на примере уравнения: ee +ff = ll +mm, (2.20) где e, f, l, m стехиометрические коэффициенты. 1. Для определения величины теплового эффекта реакции при стандартных условиях ( H 0 ), используя первое следствие из закона Гесса (2.6) и справочные данные по стандартным энтальпиям образования ( f H), получаем: H 0 =[l f H 0 (L)+m f H 0 (M)]-[e f H 0 (E)+f f H 0 (F)]. (2.21) Размерность H 0 - кдж. Тепловой эффект реакции показывает изменение энтальпии процесса в ходе химического превращения. Нужно указать эндо- или экзотермична заданная реакция, учитывая, знак найденной величины. 2. Для нахождения значения теплового эффекта реакции при заданной температуре - H 0 Т следует воспользоваться соответствующими формулами закона Кирхгофа (2.11 или 2.12). Температуру (t) в градусах Цельсия нужно перевести в кельвины (T=t+273). Необходимо также найденную ранее (пункт 1) величину H 0 перевести в Дж. Искомая величина H 0 Т при расчете получается в Дж, в таблицу конечных данных ее следует записать в кдж. Для нахождения величин a, b, c /, r c расчет проводят в соответствии с формулой (2.13), приведенной ранее, следующим образом: a = [l a(l) + m a(m)] [e a(e)] + f a(f)] (2.22), b = [l b(l) +m b(m)] [e b(e)] + f b(f)] (2.23), c / = [l c / (L) +m c / (M)] [e c / (E)] + f c / (F)] (2.24), c = [l c(l) +m c(m)] [e c(e)] + f c(f)]. (2.25) Здесь а, b, с /, c справочные данные по всем участникам реакции (2.20). Нужно иметь в виду, что в таблице справочника [2] значение «b» дано увеличенным в 10 3 раз (b 10 3 ). Это означает, что истинное значение коэффициента «b» равно табличному значению, но умноженному на 10-3, то есть - b Аналогично для коэффициента «с» эта величина дана увеличенной в 10 6 раз, искомое значение «с» в расчетах нужно брать равным табличному значению, но умноженному на 10-6, то есть с Напротив, величина «с /» уменьшена в 10-5 раз, ее истинное значение равно табличному, но увеличенному в 10 5 раз, то есть - с / После расчета величин a, b, c /, c следует указать их размерность в соответствии рекомендациями, данными ранее (2.19) и с учетом того, что найдено их изменение ( ) в ходе реакции. Следует указать эндо или экзотермична реакция при температуре Т. 3. Для нахождения величины Q T нужно сначала рассчитать число молей (n) данного вещества при температуре Т. Этот расчет можно сделать с помощью уравнения состояния идеального газа, так как во всех вариантах заданий заданное вещество - газ: n= RT/ pv (2.26). Расчет выполняется в системе СИ, поэтому используется значение стандартного давления Р, равное 10 5 Па, заданный объем V берется в м 3, температура T - в кельвинах, газовая постоянная R равна 8,3 Дж/(моль К). Для расчета Q T следует составить пропорцию, учитывающую стехиометрический коэффициент в уравнении реакции (2.20), стоящий перед заданным 16

17 веществом. Например, если задано вещество F, то необходимое следующее соотношение: откуда: f молей вещества F тепловой эффект H 0 T n молей вещества F - тепловой эффект Q T, Q T = (n H 0 T) / f. (2.27) Найденное значение Q T в таблице конечных данных нужно представить в МДж. 4. Изменение энтропии реакции ( S 0 ) при стандартных условиях можно рассчитать по формуле: S 0 = [l S 0 (L) +m S 0 (M)] -[e S 0 (E) + f S 0 (F)], (2.28) где величины S 0 по всем участникам реакции следует взять из таблицы справочных данных. Размерность найденной величины Дж/К. 5. Изменение энтропии реакции при температуре Т ( S 0 T) можно рассчитать с помощью одного из выражений (2.15, 2.16), которое выбирают в зависимости от природы участников заданной реакции. Указать размерность найденной величины. 6. Для определения изменения энергии Гиббса при стандартных условиях ( G 0 ), стандартном давлении и заданной температуре ( G 0 Т) можно воспользоваться выражениями, которые аналогичны формуле (2.2), взятыми для конечных изменений в процессе, - G 0 = H S 0, (2.29) G 0 Т = H 0 Т - T S 0 Т. (2.30) Перед расчетом нужно согласовать единицы измерения теплового эффекта реакции ( H 0 и H 0 Т) и единицы измерения изменения энтропии реакции ( S 0, S 0 Т), например, выразить H 0 и H 0 Т в Дж. В этом случае размерность изменения энергии Гиббса будет также в Дж. В таблицу конечных данных найденные значения G 0, G 0 Т следует представить в кдж. Нужно ответить на вопрос о самопроизвольности заданной реакции. Вывод зависит от знака G 0, G 0 Т: отрицательное значение указывает на возможность самопроизвольного протекания реакции в направлении прямой реакции, то есть слева направо, положительное на невозможность такого процесса. 7. Заданная реакция обратима. Величину константы равновесия можно определить с помощью уравнения химического сродства (2.17). По этому уравнению нужно рассчитать константу равновесия при стандартных условиях (K p,298 ) и при заданной температуре Т (K p,т ): K p,298 = exp (- G 0 /R 298), (2.31) K p,t = exp (- G 0 T /R T), (2.32) где G 0 и G 0 Т, величины, найденные ранее (в Дж). Численное значение константы равновесия позволяет оценить соотношение продуктов реакции при равновесии. Действительно, в соответствии с законом действующих 17

18 масс для химического равновесия для гомогенной химической реакции (2.20) получаем: K p = (p L l p M m )/(p E e p Ff ), (2.33) где p i равновесные парциальные давления участников реакции. Если среди участников реакции есть не только газы, но и вещества в конденсированном состоянии, то они не входят в выражение для константы равновесия К p. Уравнение Таблица.исходных данных Температура Вещество Объем Соотношение (2.33) позволяет заключить следующее: если K p > 1, то в равновесной смеси преобладают конечные продукты реакции, так как числитель этого выражения больше знаменателя (в числитель входят парциальные давления конечных продуктов, в знаменатель парциальные давления исходных продуктов). Соответственно, при K p < 1 преобладают исходные продукты, а при K p = 1 исходные и конечные продукты находятся в соизмеримых количествах. Исходя из найденного числового значения K p,t, нужно сделать вывод о составе равновесной реакционной смеси. реакции t, C 0 T=t+273, К Таблица конечных данных H 0 H 0 Т S 0 S 0 Т Q G 0 G 0 Т К p К pt Q T V, м 3 - Вопросы для самоконтроля 1. Что такое термодинамическая система? Виды систем. 2. Что такое функция состояния системы, термодинамические параметры? Привести примеры. 18

19 3. Дать определение известным функциям состояния, указать размерность. 4. Что называется тепловым эффектом реакции? От каких факторов он зависит? 5. Сформулировать закон Гесса и условия его применимости. 6. Дать определения стандартной энтальпии образования и стандартной энтальпии сгорания. 7. Следствия из закона Гесса. 8. Что такое теплоемкость, от каких факторов она зависит? Виды теплоемкости. 9. При каких условиях энтропия является критерием самопроизвольности процесса? 10. Третье начало термодинамики. Стандартная абсолютная мольная энтропия. 11. Какой процесс называется обратимым? Равновесным? 12. Для каких целей в физической химии можно использовать энергию Гиббса? 13. Что такое химический потенциал? Привести выражения для химического потенциала. Область применения. 14. Что называется химическим сродством? P 15. От каких факторов зависит константа равновесия? Как определить ее размерность? 16. Какой фактор является определяющим при оценке влияния температуры на константу равновесия? Ответ обосновать. Домашнее задание 3 - «Физико-химические расчеты по термодинамике фазовых равновесий ЧАСТЬ I. ОДНОКОМПОНЕНТНЫЕ СИСТЕМЫ. РАСЧЕТ ТЕПЛОТЫ ИСПАРЕНИЯ ВЕЩЕСТВА И ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЕГО ТЕМПЕРАТУРЫ КИПЕНИЯ ПО ДАННЫМ О ДАВЛЕНИИ НАСЫЩЕННОГО ПАРА ПРИ РАЗЛИЧНЫХ ТЕМПЕРАТУРАХ. Элементы теории Рассмотрим фазовую диаграмму однокомпонентной системы (то есть чистого вещества) с координатами: давление (Р) и температура (Т) - рис. 3.1 для CO 2, рис. 3.2 для H 2 O. Линии разделяют площадь диаграммы на области, в которых вещество существует в твердом (т), жидком (ж) и газообразном (г) агрегатных состояниях. Если температура и давление вещества попадают на одну из граничных линий, вещество находится одновременно в двух агрегатных состояниях, сосуществующих друг с другом, то есть находящихся в равновесии. Точка, где соединяются все три граничные линии, называется тройной точкой (сосуществуют все три агрегатных состояния). Рис. 3.1 Рис. 3.2 Р Условие равновесия между двумя фазами однокомпонентной системы описывается уравнением P H Клапейрона: 2 O CO 2 ж dp/dt = ΔH/TΔV, ж (3.1) т т 19 г г T T

20 где dp/dt наклон кривой равновесия двух фаз при температуре Т, ΔH и ΔV - изменение мольной энтальпии и мольного объема вещества при любом фазовом переходе (испарение, сублимация, плавление, полиморфное превращение и др.). При плавлении мольный объем изменяется незначительно, так как плотности вещества в твердом и жидком состоянии близки. Поэтому величина ΔV мала, и, согласно уравнению (3.1), производная dp/dt велика. Поэтому линия плавления (граница между твердым и жидким агрегатными состояниями) имеет очень крутой наклон. Для воды наклон этой линии отрицательный, так как плотность твердого льда меньше, чем жидкой воды (аномальное свойство воды). Для остальных веществ наклон линии плавления положителен. Для фазовых переходов испарения и возгонки величина ΔV велика. Например, для воды при 0 C V пар = 22,4 л и V ж = 0,018 л. Клаузиус показал, как можно упростить уравнение (3.1) в случае испарения или возгонки, если пренебречь мольным объемом жидкости или твердого тела, по сравнению с мольным объемом пара и если считать пар идеальным газом. Используем уравнение состояния идеального газа для 1 моля вещества: подставляем RT/P вместо V пар. В результате получаем: dp/dt = ΔH исп /TV пар =PΔH исп /RT 2 (3.2) После преобразования это уравнение переходит в уравнение Клаузиуса-Клапейрона: dlnp/dt = ΔH исп /RT 2 (3.3) Аналогичное уравнение справедливо для сублимации. С помощью уравнения (3.3) можно рассчитать мольную энтальпию испарения жидкости. Для такого расчета удобно применять уравнение Клаузиуса- Клапейрона в интегральной форме. Если разделить переменные и сделать допущение о постоянстве мольной энтальпии испарения в исследованном интервале температур, то можно интегрировать уравнение: d ln P = ( H / R) dt / T исп (3.4) Для определения постоянной интегрирования необходимо задать граничные условия, т.е. значения давления Р 1 и Р 2 при двух температурах Т 1 и Т 2. Получаем: ln P2 = ln P1 ( H исп / R)(1/ T2 1/ T1 ) (3.5) Если считать P 2 и Т 2 переменными и обозначить их через Р и Т, то полученное из уравнения (3.5) выражение является уравнением прямой линии в координатах lnp 1/ T. Тангенс угла наклона этой прямой к оси абсцисс равен ΔH исп /R. Содержание части 1 домашнего задания 3 1. Построение графика 1 зависимости давления насыщенного пара заданного вещества от температуры по данным табл.1 тетради для домашних заданий. 2. Построение графика 2 зависимости логарифма давления насыщенного пара заданного вещества от обратной абсолютной температуры. 3. Определение с помощью этих графиков мольной теплоты испарения заданного вещества. 4. Определение с помощью этих графиков температуры кипения заданного вещества при заданном давлении. Оформление расчета (часть 1) А) Определить мольную теплоту испарения данного вещества по графику


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

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

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

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

P dx в уравнении du = TdS + i i

P dx в уравнении du = TdS + i i Лекция 5 План 1) Правило фаз Гиббса ) Фазовые равновесия в однокомпонентных системах 3) Фазовые переходы 1-го и -го рода 4) Теплоемкости сосуществующих фаз и теплоты фазовых превращений На предыдущих лекциях

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

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

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

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

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

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

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

Фазовые превращения в твердых телах

Фазовые превращения в твердых телах Фазовые превращения в твердых телах Лекция 2 2. ТЕРМОДИНАМИКА ФАЗОВЫХ ПРЕВРАЩЕНИЙ Фазовые превращения в твердых телах Лекция 2 2. ТЕРМОДИНАМИКА ФАЗОВЫХ ПРЕВРАЩЕНИЙ Данный раздел должен быть изучен самостоятельно

Подробнее

Лекция 2. Второй и третий законы термодинамики. Энтропия

Лекция 2. Второй и третий законы термодинамики. Энтропия Лекция 2 Второй и третий законы термодинамики. Энтропия Обратимые и необратимые в термодинамическом смысле процессы Термодинамическиобратимыми называют процессы, которые можно провести как в прямом, так

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

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

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

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

Лабораторная работа. Определение константы скорости инверсии сахарозы.

Лабораторная работа. Определение константы скорости инверсии сахарозы. Лабораторная работа. Определение константы скорости инверсии сахарозы. Химическая кинетика изучает скорости протекания химических процессов, их зависимость от различных факторов: концентрации реагирующих

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

Волкова Е.И. Лекции по общей химии Лекция 6-7 Основы химической термодинамики Основные понятия и определения Химическая термодинамика - это наука,

Волкова Е.И. Лекции по общей химии Лекция 6-7 Основы химической термодинамики Основные понятия и определения Химическая термодинамика - это наука, Лекция 6-7 Основы химической термодинамики Основные понятия и определения Химическая термодинамика - это наука, изучающая превращения различных форм энергии при химических реакциях и устанавливающая законы

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

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

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

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

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

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

Лекция Фазовый переход твёрдое тело жидкость.

Лекция Фазовый переход твёрдое тело жидкость. 16. 02. 2006 г. Лекция 2 4.4. Стабильность фаз 4.5 Фазовый переход твёрдое тело жидкость. 4.6 Фазовый переход твёрдое тело газ. 4.7 Фазовый переход жидкость газ. 4.8. Примеры фазовых диаграмм. 4.4 Стабильность

Подробнее

ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ. Крисюк Борис Эдуардович

ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ. Крисюк Борис Эдуардович ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ Крисюк Борис Эдуардович Основы химической термодинамики. Системой будем называть тело или группу тел, отделенных от окружающей среды реальной или мысленной границей. Система

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

Фазовые равновесия в смесях (растворах).

Фазовые равновесия в смесях (растворах). Лекция. Общая тема: Определения: Фазовые равновесия в смесях (растворах). свойства системы подразделяются на экстенсивные и интенсивные. Первые (экстенсивные) зависят от количества вещества в системе.

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

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

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 1. Первый закон термодинамики. Термохимия

Лекция 1. Первый закон термодинамики. Термохимия Лекция 1 Первый закон термодинамики. Термохимия План лекции: Формулировка первого закона термодинамики Понятие о производной и дифференциале Изохорная и изобарная теплоты процесса Закон Гесса Теплоёмкость

Подробнее

ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ. Нижегородский государственный университет им. Н.И. Лобачевского ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И КАТАЛИЗ

ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ. Нижегородский государственный университет им. Н.И. Лобачевского ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И КАТАЛИЗ ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ Нижегородский государственный университет им. Н.И. Лобачевского ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И КАТАЛИЗ Конспект лекций по курсу неорганической химии Для студентов ННГУ, обучающихся

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

5.1. Фазовые переходы Рис. 5.1

5.1. Фазовые переходы Рис. 5.1 5.1. Фазовые переходы Во многих агрегатах теплоэнергетических и других промышленных установок применяемые в качестве теплоносителей и рабочих тел вещества находятся в таких состояниях, что свойства их

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

РОССИЙСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ ДРУЖБЫ НАРОДОВ Итоговая (1семестр) контрольная работа, вариант 1

РОССИЙСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ ДРУЖБЫ НАРОДОВ Итоговая (1семестр) контрольная работа, вариант 1 Итоговая (1семестр) контрольная работа, вариант 1 1. Для реакции 2 HCl (г) = H 2 + Cl 2 вычислите:, К р,, К с,, К Р, 625 если известны следующие данные: H 289 U, Н 625, А, НСl (г) Сl 2(г) Н 2(г) Н обр,

Подробнее

Лекция 2. Второй и третий законы термодинамики. Энтропия

Лекция 2. Второй и третий законы термодинамики. Энтропия Лекция 2 Второй и третий законы термодинамики. Энтропия План лекции Понятие об обратимости процесса с точки зрения термодинамики Второй закон термодинамики Расчёт изменения энтропии при некоторых физических

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

Лабораторная работа 2. ИЗУЧЕНИЕ КИНЕТИКИ КАТАЛИТИЧЕСКОГО РАЗЛОЖЕНИЯ ПЕРОКСИДА ВОДОРОДА

Лабораторная работа 2. ИЗУЧЕНИЕ КИНЕТИКИ КАТАЛИТИЧЕСКОГО РАЗЛОЖЕНИЯ ПЕРОКСИДА ВОДОРОДА Лабораторная работа 2. ИЗУЧЕНИЕ КИНЕТИКИ КАТАЛИТИЧЕСКОГО РАЗЛОЖЕНИЯ ПЕРОКСИДА ВОДОРОДА ЦЕЛЬ РАБОТЫ:. Изучить кинетику каталитического разложения пероксида водорода. 2. Определить константу скорости и порядок

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

Если в воду бросить кусочки льда, то эта система станет трехфазной, в которой лед является твердой фазой.

Если в воду бросить кусочки льда, то эта система станет трехфазной, в которой лед является твердой фазой. Фазовые переходы 1. Фазы и агрегатные состояния 2. Фазовые переходы I-го и II-го рода 3. Правило фаз Гиббса 4. Диаграмма состояния. Тройная точка 5. Уравнение Клапейрона-Клаузиуса 6. Исследование фазовых

Подробнее

1 Определение порядка реакции

1 Определение порядка реакции Лабораторная работа 4 РЕГРЕССИОННЫЙ АНАЛИЗ ДЛЯ РАСЧЕТА КИНЕТИЧЕСКИХ ПАРАМЕТРОВ ПРОЦЕССА Очень часто при изучении тех или иных процессов требуется установить порядок реакции определить энергию активации.

Подробнее

КУРСОВАЯ РАБОТА ПО ОБЩЕЙ ХИМИИ «Определение кинетических и термодинамических параметров гомогенной реакции»

КУРСОВАЯ РАБОТА ПО ОБЩЕЙ ХИМИИ «Определение кинетических и термодинамических параметров гомогенной реакции» ГОСУДАРСТВЕННОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ «ДОНЕЦКИЙ НАЦИОНАЛЬНЫЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ» КУРСОВАЯ РАБОТА ПО ОБЩЕЙ ХИМИИ «Определение кинетических и термодинамических

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

4. ФАЗОВЫЕ РАВНОВЕСИЯ В ОДНОКОМПОНЕНТНЫХ СИСТЕМАХ.

4. ФАЗОВЫЕ РАВНОВЕСИЯ В ОДНОКОМПОНЕНТНЫХ СИСТЕМАХ. 4. ФАЗОВЫЕ РАВНОВЕСИЯ В ОДНОКОМПОНЕНТНЫХ СИСТЕМАХ. Равновесие, для достижения которого необходимо изменение лишь межмолекулярных взаимодействий в системе, называется физическим равновесием. К числу таких

Подробнее

Общие закономерности химических процессов

Общие закономерности химических процессов Общие закономерности химических процессов ЭНЕРГЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ Основные понятия и определения Химическая термодинамика это раздел химии, изучающий взаимные превращения различных форм энергии при

Подробнее

1 = -571,68 кдж (2) 4NH 3 + 3O 2 = 6Н 2 О (ж) + 2N 2, H 2 = -1530,28 кдж

1 = -571,68 кдж (2) 4NH 3 + 3O 2 = 6Н 2 О (ж) + 2N 2, H 2 = -1530,28 кдж Химическая термодинамика Пример 1. Известны тепловые эффекты следующих реакций (1) и () при 7 К и постоянном давлении 11, кпа. Рассчитать при тех же условиях тепловой эффект реакции (). (1) C O CO, ()

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

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

Лекция 3. Химическая кинетика и катализ. - уравнение Гиббса

Лекция 3. Химическая кинетика и катализ. - уравнение Гиббса Лекция. Химическая кинетика и катализ. Формальная кинетика. Основные понятия: Термодинамический метод изучения химических процессов позволяет осуществить расчет химических равновесий и установить направление

Подробнее

VI. ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЭНТАЛЬПИИ И ЭНТРОПИИ ИСПАРЕНИЯ ЖИДКОСТИ И НОРМАЛЬНОЙ ТЕМПЕРАТУРЫ КИПЕНИЯ. Теоретическое введение

VI. ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЭНТАЛЬПИИ И ЭНТРОПИИ ИСПАРЕНИЯ ЖИДКОСТИ И НОРМАЛЬНОЙ ТЕМПЕРАТУРЫ КИПЕНИЯ. Теоретическое введение VI. ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЭНТАЛЬПИИ И ЭНТРОПИИ ИСПАРЕНИЯ ЖИДКОСТИ И НОРМАЛЬНОЙ ТЕМПЕРАТУРЫ КИПЕНИЯ Теоретическое введение Процесс испарения жидкости при постоянных температуре и давлении является фазовым переходом

Подробнее

Инструкции к лабораторным работам по курсу «Компьютерное моделирование в фармации»

Инструкции к лабораторным работам по курсу «Компьютерное моделирование в фармации» ДЗ «ДНЕПРОПЕТРОВСКАЯ МЕДИЦИНСКАЯ АКАДЕМИЯ МОЗ УКРАИНЫ» КАФЕДРА МЕДИКО-БИОЛОГИЧЕСКОЙ ФИЗИКИ И ИНФОРМАТИКИ Инструкции к лабораторным работам по курсу «Компьютерное моделирование в фармации» для студентов

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

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

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

Энергия Гиббса: открытие, значение, методы измерения. Васьков Е.А. КубГТУ. Краснодар, Россия

Энергия Гиббса: открытие, значение, методы измерения. Васьков Е.А. КубГТУ. Краснодар, Россия Энергия Гиббса: открытие, значение, методы измерения Васьков Е.А. КубГТУ Краснодар, Россия Gibbs energy: the opening, the importance of measuring methods Vaskov EA KubGTU Krasnodar, Russia Свободная энергия

Подробнее

Интегральное кинетическое уравнение необратимой реакции второго порядка (концентрации исходных веществ одинаковы и равны с, τ-время) Ответ

Интегральное кинетическое уравнение необратимой реакции второго порядка (концентрации исходных веществ одинаковы и равны с, τ-время) Ответ Кафедра физической и коллоидной химии РУДН. Специальность ХИМИЯ Тест.4 Химическая кинетика, катализ Вопросы ВАРИАНТ. Как связана скорость реакции Н + О = Н О, выраженная по кислороду, со скоростью реакции,

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

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

Лекция 3. Закономерности протекания химических процессов

Лекция 3. Закономерности протекания химических процессов Лекция 3. Закономерности протекания химических процессов Лектор: асс. каф. ОНХ Абрамова Полина Владимировна еmail: bozhkopv@tpu.ru «Термодинамика подобна старой надоедливой тетке. Она всюду сует свой нос,

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 5. Химическое равновесие. Химическая кинетика.

Лекция 5. Химическое равновесие. Химическая кинетика. Химия 1.2 Лекция 5. Химическое равновесие. Химическая кинетика. Лектор: асс. каф. ОХХТ к.х.н. Абрамова Полина Владимировна еmail: bozhkopv@tpu.ru «Химия может открыть определенную последовательность даже

Подробнее

12. Химические реакции. Скорость, энергетика и обратимость Скорость реакций

12. Химические реакции. Скорость, энергетика и обратимость Скорость реакций 12. Химические реакции. Скорость, энергетика и обратимость 12.1. Скорость реакций Количественной характеристикой быстроты течения химической реакции А + B D + E является ее скорость, т. е. скорость взаимодействия

Подробнее

ПОНЯТИЕ О КОНСТАНТЕ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ. Необратимые и обратимые химические реакции. Химическое равновесие, условия его смещения

ПОНЯТИЕ О КОНСТАНТЕ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ. Необратимые и обратимые химические реакции. Химическое равновесие, условия его смещения ПОНЯТИЕ О КОНСТАНТЕ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ Т. А. Колевич, Вадим Э. Матулис, Виталий Э. Матулис Необратимые и обратимые химические реакции. Химическое равновесие, условия его смещения В соответствии с признаком

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

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

Химическая реакция и химическое равновесие с точки зрения термодинамики. (2)

Химическая реакция и химическое равновесие с точки зрения термодинамики. (2) . Лекция 1 Основной закон химической кинетики. Е. стр.7-22. Р. стр. 9-19, 23-26, 44-48. Э.-К. стр. 48-57, 70-73 Химическая реакция и химическое равновесие с точки зрения термодинамики. Скоростью химической

Подробнее

Лекция 6 «Термодинамика фазовых равновесий в бинарных системах»

Лекция 6 «Термодинамика фазовых равновесий в бинарных системах» Лекция 6 «Термодинамика фазовых равновесий в бинарных системах» Гетерогенное равновесие «жидкость-пар» для неограниченно и ограниченно растворимых друг в друге жидкостей Гетерогенное равновесие жидкость

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

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

Курс лекций (МТФ, 2-3 курс) Тимакова Евгения Владимировна ЛЕКЦИЯ 11

Курс лекций (МТФ, 2-3 курс) Тимакова Евгения Владимировна ЛЕКЦИЯ 11 Курс лекций (МТФ, 2-3 курс) Тимакова Евгения Владимировна ЛЕКЦИЯ 11 Закон Рауля и отклонения от него. Диаграммы кипения жидкостей с различной взаимной растворимостью. Физико-химические основы перегонки

Подробнее

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

ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА. Химическая кинетика изучает скорость и механизмы химических реакций. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА Химическая кинетика изучает скорость и механизмы химических реакций. Реакции бывают простые и сложные Простые (элементарные) реакции протекают в одну стадию. Сложные

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

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

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

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

Лекция 2 Поверхностные свойства однокомпонентных двухфазных систем

Лекция 2 Поверхностные свойства однокомпонентных двухфазных систем Лекция 2 Поверхностные свойства однокомпонентных двухфазных систем 1 Термодинамика равновесия Термодинамическое равновесие состояние системы, при котором остаются неизменными по времени макроскопические

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

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

или для гетерогенной реакции:

или для гетерогенной реакции: Работа 7 СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ Скорость химической реакции показывает изменение количества одного из веществ в реакции в единицу времени. При расчете скорости реакции необходимо

Подробнее

Существует большое количество признаков, по которым можно классифицировать химические реакции.

Существует большое количество признаков, по которым можно классифицировать химические реакции. Хими ческая реаќция превращение одного или нескольких исходных веществ (реагентов) в отличающиеся от них по химическому составу или строению вещества (продукты реакции). Лекция 10 Существует большое количество

Подробнее

Лекция 10. Основные понятия и постулаты химической кинетики

Лекция 10. Основные понятия и постулаты химической кинетики Лекция 0 Основные понятия и постулаты химической кинетики План лекции. Простые и сложные реакции. Механизм химической реакции.. Скорость химической реакции. 3. Постулаты химической кинетики. Кинетическое

Подробнее

Лекция 2. Второй и третий законы термодинамики. Термодинамические потенциалы

Лекция 2. Второй и третий законы термодинамики. Термодинамические потенциалы Лекция 2 Второй и третий законы термодинамики. Термодинамические потенциалы Второй закон термодинамики Второй закон термодинамики устанавливает критерии самопроизвольного протекания процессов и равновесного

Подробнее

Задание 5 для 8 класса ( учебный год) Влажность. Кипение. Фазовые переходы. Часть 1. Теория и примеры решения задач

Задание 5 для 8 класса ( учебный год) Влажность. Кипение. Фазовые переходы. Часть 1. Теория и примеры решения задач Задание 5 для 8 класса (2017-2018 учебный год) Влажность. Кипение. Фазовые переходы. Часть 1. Теория и примеры решения задач Насыщенные и ненасыщенные пары. Влажность. Как отмечалось в задании «Газовые

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

ОСНОВЫ ХИМИЧЕСКОЙ ТЕРМОДИНАМИКИ

ОСНОВЫ ХИМИЧЕСКОЙ ТЕРМОДИНАМИКИ ОСНОВЫ ХИМИЧЕСКОЙ ТЕРМОДИНАМИКИ 1. Энтальпией химической реакции называется: 1. энергия, которая выделяется или поглощается в реакции 2. экзотермический процесс 3. физическая величина, характеризующая

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

Занятие 1 ДИФФЕРЕНЦИАЛЬНЫЕ УРАВНЕНИЯ В ХИМИИ

Занятие 1 ДИФФЕРЕНЦИАЛЬНЫЕ УРАВНЕНИЯ В ХИМИИ Занятие ДИФФЕРЕНЦИАЛЬНЫЕ УРАВНЕНИЯ В ХИМИИ Во многих случаях математическое описание объекта химической технологии имеет вид дифференциальных уравнений, практическая ценность которых обуславливается тем,

Подробнее

Курс лекций «Химия» Лекция 3 V /

Курс лекций «Химия» Лекция 3 V / Курс лекций «Химия» Лекция 3 V / изучает: 1. Тепловые эффекты химических и физикохимических процессов. 2. определяет возможности происхождения химических процессов. 3. Определяет предел протекания химической

Подробнее

ВВЕДЕНИЕ Строение вещества Химическая термодинамика Химическая кинетика Учение о растворах Электрохимия Коллоидная химия

ВВЕДЕНИЕ Строение вещества Химическая термодинамика Химическая кинетика Учение о растворах Электрохимия Коллоидная химия ВВЕДЕНИЕ Предметом физической химии является объяснение химических явлений на основе более общих законов физики. Физическая химия рассматривает две основные группы вопросов: 1. Изучение строения и свойств

Подробнее

Л15. замкнутая система внутренняя энергия U энтропия S( U) температура T ds

Л15. замкнутая система внутренняя энергия U энтропия S( U) температура T ds Л15 Закон сохранения энергии в открытых системах замкнутая система внутренняя энергия U энтропия S( U) k lnw ( U) температура ds 1 du Из-за отсутствия контактов с внешней средой внутренняя энергия в этом

Подробнее

Атомная единица массы (а.е.м.) равна 1/12 массы m атома углерода 12 С (m одного атома 12 С равна 1, кг).

Атомная единица массы (а.е.м.) равна 1/12 массы m атома углерода 12 С (m одного атома 12 С равна 1, кг). 2.1. Масса атомов и молекул Для измерения масс атомов и молекул в физике и химии принята единая система измерения. Эти величины измеряются в относительных единицах атомных единицах массы. Атомная единица

Подробнее

Лекция 3. Термодинамика химического равновесия

Лекция 3. Термодинамика химического равновесия Лекция 3 Термодинамика химического равновесия План лекции Понятие о химическом равновесии Кинетический вывод константы равновесия Понятие о химическом потенциале Термодинамический вывод константы равновесия

Подробнее

aa + bb = cc. Средняя скорость реакции за промежуток времени τ определяется отношением

aa + bb = cc. Средняя скорость реакции за промежуток времени τ определяется отношением Лекция 2. Основы формальной кинетики. 1. Гомогенные химические реакции. Кинетика химических реакций это раздел физической химии, занимающийся изучением скоростей протекания реакций, их механизма, а также

Подробнее