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

Save this PDF as:
 WORD  PNG  TXT  JPG

Размер: px
Начинать показ со страницы:

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

Транскрипт

1 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 74 Влияние давления на равновесие Реальные газы 7 ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ 71 Условие химического равновесия в гомогенной системе Предположим, что в системе возможна химическая реакция aа + bв сс + dd, где а, b, с, d стехиометрические коэффициенты, А, В, С, D символы веществ В такой реагирующей системе массы отдельных веществ не являются независимыми переменными Изменение числа молей dn пропорционально стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции Т е можно записать dna dnb dnc dn = = = D dѓм, a b c d и, следовательно, перераспределение масс в системе в результате реакции можно описать единственной переменной ξ, которую называют химической переменной Она меняется в интервале 0 ξ 1 Значение ξ = 0 отвечает исходным веществам, а ξ = 1 отвечает продуктам реакции Её численное значение характеризует глубину протекания реакции Фундаментальное уравнение термодинамики для величины dg dg = SdT + Vd + μ dn при введении химической переменной перепишем в виде dg = SdT + Vd + dξ(aμ A + bμ B cμ B C dμ D )

2 В равновесии прямая и обратная реакции идут с равными скоростями и концентрации веществ не изменяются Условие равновесия при p и Т = const или дg д ξ Т, = aμ + bμ cμ dμ = 0 A B C D а μ А + b μ В = с μ С + d μ D (71) 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 72 Химическое равновесие между идеальными газами Предположим, что в идеальной газовой смеси идёт реакция аа (Г) + bв (г) = сс (Г) + dd (Г) Пусть в равновесии установились парциальные давления газов равные Р А, Р В, Р С, Р D Химический потенциал каждого компонента можно записать в виде μ = μ 0 + RT ln (72) Надо помнить, что формула (72) на самом деле выглядит так μ μ 0 = RT ln /1атм те в (72) давление под логарифмом всегда имеет размерность [атм] Подставим в условие равновесия (71) значения химических потенциалов компонентов Получаем аμ 0 А + RTln( А ) а + bμ 0 В + RTln( В ) b = сμ 0 С + RTln( C ) c + dμ 0 D + RTln( D ) d Перенесём все члены, содержащие давление в левую, а стандартный химический потенциал в правую часть уравнения: ln c d C D = ѓ0 + Кѓ0 Кѓ0 Кѓ 0К a b А B C D A B RT a b c d Для идеальных газов величины μ 0 являются функциями только температуры и не зависят от давления и состава Следовательно

3 c C a A d D b B = K T ( ), (73) где К Р(Т) константа равновесия, зависящая только от температуры Индекс "Р" означает, что константа равновесия выражена в единицах давления (атм) При Т = const независимо от начальных парциальных давлений компонентов конечные равновесные парциальные давления участников реакции установятся такими, чтобы удовлетворить условию (73), где К Р = const Разность стандартных химических потенциалов продуктов и исходных веществ представляет собой стандартный изобарно изотермический потенциал реакции, те Δ r G 0 (T) = cμ 0 C + dμ 0 D аμ 0 А bμ 0 В С учётом этого можно записать RTlnK (T) = Δ r G 0 (T) (74) Величина Δ r G 0 (T) это изменение потенциала Гиббса при превращении "а" молей газа "А" взятого при парциальном давлении 1атм и "b" молей газа "В" взятого при парциальном давлении 1атм в "с" молей газа "С" и "d" молей газа "D", взятых также при парциальных давлениях равных 1 атм Таким образом величина К Р, характеризующая состояние равновесия, оказывается связанной с величиной Δ r G 0, характеризующей работу химической реакции в стандартных условиях, которые отличаются от равновесных Величины К Р и Δ r G 0 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 Δ r G 0, имеющая размерность кдж/моль может быть отнесена к превращению моля этого вещества в результате данной химической реакции Строго говоря, в формуле (73) величина К Р безразмерная величина, так как в выражении 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 Р V = n RT, = C RT,

4 где С концентрация, выраженная в числе молей в единице объёма Подставив это выражение в (73), получим c d CC CD c d a b Δ r n K = RT + = K RT (75) a b C C C A B Если в результате реакции число молей не изменяется (Δ r n = 0), то К Р = 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 N = n Тогда парциальное давление компонента Р = N, где Р общее давление в системе Подставив значения Р в (73), получим c d NC N K = D c+ d a b= K Δ a b N NA NB r n (76) Из (76) видно, что константа К N зависит от давления при Δ r n 0 в отличие от констант К Р и К С 73 Равновесие в гетерогенных системах с участием газов Рассмотрим химическое равновесие в гетерогенной системе при наличии газовой, жидкой и твёрдой фаз: аа (г) + bв (тв) сс (г) + dd (ж) Предположим, что А, В, С не растворяются в D Равновесные парциальные давления идеальных газов обозначим Р А и Р С Тогда условия равновесия для такой системы запишутся так a(μ 0 А + RTln A ) + bμ 0 В = с(μ 0 С + RTln C ) + dμ 0 D, (77) где μ В и μ D не зависят от количества В и D, т к они образуют отдельные фазы Величины μ В и μ D не зависят и от давления из-за малости

5 мольных объёмов конденсированных фаз (напомним уравнение дg = V ) Следовательно, (77) можно переписать др Т c C a A B C D = + = T A RTln aѓ bкѓ cкѓ dкѓ fк( ) Выражение под логарифмом зависит только от температуры и тоже есть константа равновесия K T ( ) c C a А = В константу равновесия входят только газовые компоненты Окончательно запишем K T ( ) cμc+ dμd aμa bμ B ΔrG ( T) = exp = exp RT RT (78) Необходимо обратить внимание на то, что константа равновесия зависит от природы конденсированных фаз(см правую часть уравнения 78), хотя в саму К Р конденсированные фазы не входят Все выводы останутся справедливыми, если твёрдое вещество "В" будет растворяться в жидкости D В этом случае вместо μ 0 D в формулы войдёт величина μ D химический потенциал D в насыщенном растворе "В" в "D", отличающийся от химического потенциала чистой жидкости Отметим, что химический потенциал "В" в насыщенном растворе совпадает с μ 0 В вследствие фазового равновесия для вещества "В" 74 Влияние давления на равновесие Реальные 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 Р сопровождается изменением соотношения между равновесными парциальными давлениями компонентов в случае реакции, идущей с изменением числа молей (Δ r n = c + d а b 0) При этом парциальные давления изменяются таким образом, чтобы величина К Р оставалась постоянной Рассмотрим этот случай на примере простой газофазной реакции диссоциации молекулы А на два фрагмента С Пусть в неравновесной системе А 0 равно 1 моль, а С 0 = 0, и при переходе к равновесию превратилось α молей А

6 А 2С, 1 α 2α Константа равновесия будет иметь вид 2 K = C А Сумма молей в равновесии n = 1 α + 2α = 1 + α Мольные доли "А" и "С" в равновесной смеси равны: 1 α 2α N =, N =, A C 1+ α 1+ α а парциальные давления 1 α 2α = N =, = N = А A C C 1+ α 1+ α Тогда константа равновесия примет вид K 2 4α =, 2 1 α (79) А степень превращения при переходе к равновесию (степень диссоциации) будет зависеть от общего давления в системе α = K K + 4 В формулу для К Р входит общее давление Р и величина α, а они взаимозависимо так изменяются, что константа равновесия остаётся постоянной ( Т = const, идеальные газы) Задание Разобрать влияние добавки инертного газа на положение равновесия в двух случаях 1) при V = const, 2)при Р = const Другой механизм действия давления это отклонения от идеального поведения газов с ростом давления В этом случае константа равновесия К Р начинает зависеть от давления Для реальных газов зависимость химического потенциала от давления записывается через летучесть

7 μ = μ 0 + RTlnf, где μ 0 не зависит от давления и состава смеси, f зависит и от давления и от состава смеси, μ = G G, m, m Повторив все действия и рассуждения параграфа 72 для идеальных газов, получим результат для реальных газов в виде K 0 ΔrG ( T) = = exp RT c d fc fd f( T) a b fa fb (710) 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 Если предположить справедливость физической модели, когда взаимодействие между молекулами компонента "" такое же, как между молекулами "" и остальными компонентами, то f = f N (711), где f - летучесть чистого компонента при давлении, равном общему давлению смеси, N мольная доля компонента Формула (711) носит название правила Льюиса

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

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

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

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

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

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

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

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 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

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

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

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

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

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

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ ОБРАТИМЫЕ И НЕОБРАТИМЫЕ РЕАКЦИИ Химические реакции обратимые H 2 + I 2 2HI необратимые 1) Pb(NO 3 ) 2 + 2HCl = PbCl 2 + 2HNO 3 2) Na 2 CO 3 + 2HCl = CO 2 + 2NaCl + H 2 O 3) NaOH +

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

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

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

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

Лекция р N фазовая диаграмма равновесия жидкость пар в бинарных растворах 6. АДСОРБЦИЯ

Лекция р N фазовая диаграмма равновесия жидкость пар в бинарных растворах 6. АДСОРБЦИЯ 6. 03. 2006 г. Лекция 5 5.8. р N фазовая диаграмма равновесия жидкость пар в бинарных растворах 6. АДСОРБЦИЯ 6. Физическая и химическая адсорбция. 6.2 Изотерма адсорбции Лэнгмюра. 5.8. р N фазовая диаграмма

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. 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

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

Лекция 8. Химическое равновесие

Лекция 8. Химическое равновесие Лекция 8 Химическое равновесие 1 План лекции 1. Химическая переменная. Условие химического равновесия. 2. Закон действующих масс. Константа равновесия. 3. Изотерма химической реакции. 4. Связь константы

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

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

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

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

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

(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

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

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

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

(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

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

В. В. Луков, С. И. Левченков

В. В. Луков, С. И. Левченков Министерство общего и профессионального образования Российской Федерации Ростовский государственный университет Кафедра физической и коллоидной химии В. В. Луков, С. И. Левченков МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ

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

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

Вывод условия химического равновесия заключительное обсуждение. Рис.1. Движение системы к фазовому равновесию и фазовое равновесие.

Вывод условия химического равновесия заключительное обсуждение. Рис.1. Движение системы к фазовому равновесию и фазовое равновесие. Лекция 7. Вывод условия химического равновесия заключительное обсуждение. Фазовое равновесие. Рис.1. Движение системы к фазовому равновесию и фазовое равновесие. Пусть система, состоит из p фаз и c компонентов.

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

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

Термодинамические величины попадают в уравнения химической кинетики в тех случаях, когда используется приближение квазиравновесия!

Термодинамические величины попадают в уравнения химической кинетики в тех случаях, когда используется приближение квазиравновесия! Термодинамические величины попадают в уравнения химической кинетики в тех случаях когда используется приближение квазиравновесия! Предполагается что на некоторой промежуточной стадии сложной реакции концентрации

Подробнее

ЛЕКЦИЯ 6 УСТИНОВА ЭЛЬВИРА МАРАТОВНА

ЛЕКЦИЯ 6 УСТИНОВА ЭЛЬВИРА МАРАТОВНА Химическая кинетика ЛЕКЦИЯ 6 УСТИНОВА ЭЛЬВИРА МАРАТОВНА План лекции 1. Скорость химической реакции 2. Классификация химических реакций 3. Закон действующих масс 4. Влияние температуры на скорость химической

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

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

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

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

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

Введение в химическое равновесие

Введение в химическое равновесие Негребецкий 2008 2010 Лекция 4 Введение в химическое равновесие ВАЖНЕЙШИЕ ПОНЯТИЯ Химическое равновесие 4.1 Негребецкий 2008 2010 1. Необратимые и обратимые химические реакции, их признаки. 2. Равновесие

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

1.2. Коэффициент поверхностного натяжения. Работа, которую нужно затратить в изотермическом квазистатическом процессе для

1.2. Коэффициент поверхностного натяжения. Работа, которую нужно затратить в изотермическом квазистатическом процессе для Лекция 7. ПОВЕРХНОСТНЫЕ ЯВЛЕНИЯ 1. Поверхностное натяжение 1.1. Поверхностная энергия. До сих пор мы не учитывали существования границы раздела различных сред*. Однако ее наличие может оказаться весьма

Подробнее

Лекция 9. Объединенное уравнение первого и второго законов. в ходе изобарно-изотермических (P,T const) процессов и изменение энергии Гельмгольца

Лекция 9. Объединенное уравнение первого и второго законов. в ходе изобарно-изотермических (P,T const) процессов и изменение энергии Гельмгольца 1 Лекция 9 Объединенное уравнение первого и второго законов. Термодинамические критерии направленности химических процессов. Энергия Гиббса. Энергия Гельмгольца. Химическое равновесие в гомогенной системе.

Подробнее

Термодинамика необратимых процессов. Что мы уже знаем о равновесных и неравновесных состояниях, равновесных и неравновесных процессах?

Термодинамика необратимых процессов. Что мы уже знаем о равновесных и неравновесных состояниях, равновесных и неравновесных процессах? Лекция 5 Е. стр. 308-33, стр.39-35 Термодинамика необратимых процессов. Что мы уже знаем о равновесных и неравновесных состояниях, равновесных и неравновесных процессах? Равновесие. Состояние равновесия

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

Лекция 4. Фазовые равновесия и фазовые диаграммы

Лекция 4. Фазовые равновесия и фазовые диаграммы Лекция 4 Фазовые равновесия и фазовые диаграммы План лекции 1. Правило фаз Гиббса. 2. Фазовые переходы 1-го рода. Уравнения Клапейрона и Клаузиуса-Клапейрона. 3. Диаграммы состояния однокомпонентных систем.

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

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

Лекция 6. Термодинамика многокомпонентных. Растворы

Лекция 6. Термодинамика многокомпонентных. Растворы Лекция 6 Термодинамика многокомпонентных систем. Растворы 1 План лекции 1. Парциальные мольные величины. 2. Химический потенциал. 3. Идеальные растворы. Закон Рауля. 4. Идеально разбавленные растворы.

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

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

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 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 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

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

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

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

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

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

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

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

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

(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

ОсновныепонятияТМД Энтальпия. ЗаконГесса. 3следствия. Энтропия. ЭнергияГиббса.

ОсновныепонятияТМД Энтальпия. ЗаконГесса. 3следствия. Энтропия. ЭнергияГиббса. Элементы химической термодинамики ОсновныепонятияТМД Энтальпия. ЗаконГесса. 3следствия. Энтропия. ЭнергияГиббса. 11.12.2009 1 Химическаяреакция Перегруппировкаатомов Изменениеэнергии Чтобы предсказать

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

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

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

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

Физическая химия: теория и практика выполнения расчетных работ

Физическая химия: теория и практика выполнения расчетных работ Министерство образования и науки Российской Федерации Уральский федеральный университет имени первого Президента России Б. Н. Ельцина Физическая химия: теория и практика выполнения расчетных работ В двух

Подробнее

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

ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ. Нижегородский государственный университет им. Н.И. Лобачевского ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ПО ОБРАЗОВАНИЮ Нижегородский государственный университет им. Н.И. Лобачевского ХИМИЧЕСАЯ ТЕРМОДИНАМИА онспект лекций по курсу неорганической химии Для студентов ННГУ обучающихся по

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

Термодинамика поверхности. Лекция-6

Термодинамика поверхности. Лекция-6 Термодинамика поверхности Основные понятия термодинамики Фаза: совокупность всех гомогенных частей термодинамической системы, которые в отсутствие внешнего силового воздействия являются физически однородными;

Подробнее

Лекция 2. Энергия Гиббса. Стандартная энергия Гиббса образования вещества. Расчет энергии Гиббса реакции. Кинетика химических реакций.

Лекция 2. Энергия Гиббса. Стандартная энергия Гиббса образования вещества. Расчет энергии Гиббса реакции. Кинетика химических реакций. Лекция 2 Энергия Гиббса. Стандартная энергия Гиббса образования вещества. Расчет энергии Гиббса реакции. Кинетика химических реакций. CO 2 (г.) + 2NaOH(к.) = Na 2 CO 3 (к.) + H 2 O(ж.) S o 213,7 64,4 135

Подробнее

Лабораторная работа 8. Решение прямой задачи химической кинетики многостадийной химической реакции.

Лабораторная работа 8. Решение прямой задачи химической кинетики многостадийной химической реакции. Лабораторная работа 8. Решение прямой задачи химической кинетики многостадийной химической реакции. Цель работы Закрепить изучение численного метода Рунге-Кутта для решения дифференциальных уравнений первого

Подробнее

T 2 Q Q W Q 1 Q 2. pv const RTV T T T V. П. стр , Э. стр , Е. стр (1) Лекция 5

T 2 Q Q W Q 1 Q 2. pv const RTV T T T V. П. стр , Э. стр , Е. стр (1) Лекция 5 Лекция 5 П. стр. 41-47, Э. стр.165-17, Е. стр. 67-7 Историческая формулировка Второго закона. Цикл Карно. Цикл Карно это циклический процесс, состоящий из двух изотерм и двух адиабат (Рис.1). Пусть этот

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

ТЕХНИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА

ТЕХНИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА ТЕХНИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА План лекции:. Условия устойчивости и равновесия в изолированной однородной системе. Условия фазового равновесия 3. Фазовые переходы Лекция. УСЛОВИЯ УСТОЙЧИВОСТИ И РАВНОВЕСИЯ В

Подробнее

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ БИОТЕРМОДИНАМИКА

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ БИОТЕРМОДИНАМИКА РОССИЙСКИЙ НАЦИОНАЛЬНЫЙ ИССЛЕДОВАТЕЛЬСКИЙ МЕДИЦИНСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ Общая и биоорганическая химия Курс лекций для студентов лечебного, педиатрического, московского и стоматологического факультетов Тема 3

Подробнее

Лекция 4. Почему и как идут химические реакции

Лекция 4. Почему и как идут химические реакции Лекция 4 Почему и как идут химические реакции 1 План лекции 1. Классификация химических реакций. 2. Стехиометрическое описание химической реакции. 3. Энергетическая кривая элементарной химической реакции.

Подробнее

du = T ds - pdv + Σ µ i dn i (1) ds i > 0 (2) Это производство при определенных ограничениях выглядит как рост энтропии всей системы: ds U,V,n >0,

du = T ds - pdv + Σ µ i dn i (1) ds i > 0 (2) Это производство при определенных ограничениях выглядит как рост энтропии всей системы: ds U,V,n >0, Лекция.15 Что мы уже знаем о равновесных и неравновесных состояниях, равновесных и неравновесных процессах? Состояние равновесие. Состояние равновесие это состояние, в котором все параметры системы постоянны

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

( ) ( ) ( ) v = f p,t, T = f p,v, p = f v,t, ( )

( ) ( ) ( ) v = f p,t, T = f p,v, p = f v,t, ( ) План лекции: ТЕХНИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА Лекция 2. Уравнение состояния идеального газа 2. Уравнение состояния реальных газов и жидкостей 3. Газовые смеси. УРАВНЕНИЕ СОСТОЯНИЯ ИДЕАЛЬНОГО ГАЗА Как известно,

Подробнее

U lv (x) потенциальная энергия молекул, R газовая постоянная, Т абсолютная температура.

U lv (x) потенциальная энергия молекул, R газовая постоянная, Т абсолютная температура. Лекция 3. СВОБОДНАЯ ПОВЕРХНОСТНАЯ ЭНЕРГИЯ ГРАНИЦЫ РАЗДЕЛА ФАЗ Поверхностные силы. Поверхностное натяжение Рассмотрим систему содержащую жидкость и равновесный с ней пар. Распределение плотности в системе

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) wwwchemmsuru/teachg/useskaa/ Москва

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

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

Лекция Адсорбция на жидких поверхностях. Изотерма Гиббса.

Лекция Адсорбция на жидких поверхностях. Изотерма Гиббса. 3. 03. 006 г. Лекция 6 6.3 Адсорбция из смеси газов. 6.4 Полимолекулярная адсорбция. 6.5 Адсорбция на жидких поверхностях. Изотерма иббса. 6.3 Адсорбция из смеси газов Над твёрдой поверхностью имеется

Подробнее

2. Химическая кинетика. Скорости химических реакций.

2. Химическая кинетика. Скорости химических реакций. . Химическая кинетика. Скорости химических реакций.. Основные положения химической кинетики Скоростью химической реакции называется изменение количества вещества за единицу времени. При условии постоянства

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

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

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