Лекция ВВЕДЕНИЕ В ТЕРМОДИНАМИКУ РЕАЛЬНЫХ СИСТЕМ. 8.1 Статистика реальных газов

Save this PDF as:
 WORD  PNG  TXT  JPG

Размер: px
Начинать показ со страницы:

Download "Лекция ВВЕДЕНИЕ В ТЕРМОДИНАМИКУ РЕАЛЬНЫХ СИСТЕМ. 8.1 Статистика реальных газов"

Транскрипт

1 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 70 Принцип детального равновесия Принцип детального равновесия заключается в том, что в равновесных системах всякому прямому процессу соответствует обратный процесс, идущий с той же скоростью, что и прямой Равновесные системы находятся в состоянии хао са Хао с в переводе с греческого означает полный беспорядок, неразбериху Но есть ещё одно греческое слово ха ос в древнегреческой мифологии зияющая бездна, наполненная туманом и мраком, из которой произошло всё существующее Установившееся хаотическое состояние это не просто состояние статистического равновесия, а состояние детального статистического равновесия Сначала разберём пример с равновесием населения трёх попарно соединенных городов Жители путешествуют из города в город, а население городов не изменяется Можно ли утверждать, А С В Рис 7 что при этом среднее количество жителей переезжающих из А в В равно среднему количеству жителей, переезжающих из В в А? Этого утверждать нельзя, так как возможно круговое направленное

2 перемещение, показанное на рис 7 Такое движение не совместимо с представлением о полной хаотичности движения, которое исключает любое упорядоченное движение, в том числе и круговое Применительно к рассмотренному примеру это означает, что путешествия жителей должно подчиняться закону падающей монеты Тогда постоянство числа жителей в каждом городе будет поддерживаться через детальное равновесие: среднее число жителей, переезжающих в одном направлении, будет равно среднему числу жителей, переезжающих в обратном Эту ситуацию отражает рисунок 7 А С В и Рис 7 Равновесие в городах А, В и С, установившееся через одинаковые количества жителей, переезжающих в прямом обратном направлениях Рассмотрим теперь химическое равновесие в системе k СО + Cl k CОCl С СOCl [ ] CO Cl (730) Равновесие имеет динамический характер Поэтому выражение (730) можно получить, приравняв скорости прямой и обратной реакции в условиях равновесия: откуда k [CO][Cl ] k [COCl ], k k COCl [ CO][ Cl], и получаем известное уравнение Вант-Гоффа

3 k k С Экспериментальное изучение скорости прямой реакции показывает W k эфф [CO][Cl ],5 Механизм реакции известен: Cl + М Cl + М, Cl + СО COCl, COCl + Cl COCl + Cl, Cl + Cl + М Cl + М Скорость прямой реакции по этому механизму соответствует опытной скорости Создаётся впечатление, что два опытных факта СOCl постоянство отношения и W ~ [CO][Cl ],5 противоречат друг [ CO ] Cl другу Понять, что противоречия здесь нет, позволяет принцип детального равновесия В условиях равновесия каждому прямому процессу должен соответствовать обратный, идущий с той же скоростью Поэтому в равновесии каждую из приведённых реакций нужно записать как обратимую: ) Cl [ + М Cl Cl ] + М, K [ СОCl ] ) Cl + CO COCl Cl Cl CO СOCl Cl COCl Cl, [ ] [ ] 3) COCl + Cl COCl [ ] + Cl 3 [ ] Видно, что сумма реакций ) и 3) даёт исходную реакцию и, следовательно, COCl С 3 [ CO] Cl

4 Это выражение полностью соответствует формуле (730) Механизм образования СОCl из СО и Сl мог бы быть и другим, но выражение для С останется тем же Вид его не зависит от кинетики, так как в равновесной системе выполняется принцип детального равновесия, те каждому прямому процессу соответствует обратный, идущий с той же скоростью Допустим, например, что фосген образуется так А) CO + CO C O, B) C O + Cl COCl + CO А В, СО [ СО] СОСl [ CO] [ CO ][ Cl] Сумма этих двух реакций даёт реакцию (730) и С А В COCl [ ] CO Cl Таким образом, можно сделать вывод, что выражение для константы равновесия не зависит от кинетического механизма химического превращения 8 ВВЕДЕНИЕ В ТЕРМОДИНАМИУ РЕАЛЬНЫХ СИСТЕМ 8 Статистика реальных газов Отличие свойств реальных газов от свойств идеального газа обусловлено наличием межмолекулярного взаимодействия Теория реальных газов направлена на оценку обусловленного этими взаимодействиями вклада в термодинамические функции Любую термодинамическую функцию Ф(Т,, ) реальной системы можно представить в виде суммы её значения для идеального газа и вклада межмолекулярных взаимодействий Ф вз : Ф(,) Ф ид (,) + Ф вз (8) В (8) значение Ф ид берётся для идеального газа состоящего из тех же молекул, что и реальная система Обе системы рассматриваются при одинаковых параметрах состояния

5 Следуя выводам из раздела 34 большую статистическую сумму реальной системы можно записать в виде где Q Q (, ) Q(, ) Q, (8) ид(, ) ( T, ) - конфигурационная статистическая сумма или конфигурационный интеграл Для системы из взаимодействующих частиц, занимающей объём при температуре Т, конфигурационный интеграл можно вычислить по формуле U( r, r ) ( Q exp dr, ) kt dr, (83) где U ( r, r ) потенциальная энергия взаимодействия системы молекул В (83) учтены только центральные силы межмолекулярного взаимодействия, зависящие от координат центра масс молекул Интегрирование ведётся по всем конфигурациям системы При учёте нецентральных сил взаимодействия интегрирование ведётся не только по координатам центра масс, но и по угловым переменным В случае идеального газа U ( r, r ) 0 и тогда Q (, ) Для вычисления (83) приходится вводить простые модели межмолекулярных взаимодействий Вводится потенциал взаимодействия между двумя частицами u(ij), и в первом приближении предполагается, что U ( r, r ) u( ij) i, j i< j u( ij), те потенциальная энергия взаимодействия системы частиц равна сумме парных взаимодействий всех частиц Чтобы каждую пару не учитывать дважды, перед первой суммой стоит множитель ½ Таким образом, можно вычислить интеграл в (83) и найти вклад взаимодействий в термодинамическую функцию Ф

6 Например, для свободной энергии Гельмгольца F F kt lnq, и тогда F вз F(, ) F ид (, ) kt ln Q ( ) (84) Вклад взаимодействий в энтропию можно получить из (84): S вз дf дт вз, Q k ln (, ) дln Q + kt дт (, ), (85) Вклад межмолекулярных взаимодействий в термодинамические функции определяется конфигурационным интегралом и его вычисление представляет основную проблему статистической теории реальных систем 8 Вычисление термодинамических функций реальных систем через уравнение состояние Для газов и жидкостей неидеальный вклад в термодинамические функции можно рассчитывать, основываясь на термическом уравнении состояния системы вида ψ(,,t) 0 Теоретический анализ проводится по схеме: У равнение состояния Дифференциальное уравнение Неидеальный вклад ) Уравнение состояния Простейшее уравнение состояния, описывающее реальный газ и жидкость, это уравнение Ван-дер-Ваальса RT a, b (85) где а и b константы, характеризующие вещество, мольный объём Есть и более сложные уравнения, пригодные для более

7 плотных газов и лучше описывающие жидкость Но все они получены на основе эксперимента, те являются эмпирическими ) Дифференциальное уравнение Дифференциальные уравнения термодинамики дают связь между термодинамическими функциями и переменными Р,, которые в свою очередь связаны уравнением состояния Метод получения дифференциальных уравнений основан на использовании фундаментального уравнения термодинамики du TdS d (86) и соотношений между термодинамическими функциями Разберём пример с энтальпией Задача состоит в вычислении изменения энтальпии при увеличении давления, когда нельзя пренебрегать взаимодействием между молекулами Используя соотношение Н U + и (86) получим dh TdS + d (87) На основании (87) можно записать две производные: дн Т дs дт, (а) дт Р дн Т дs + (б) др Т др Т Теперь из (а) и (б) можно найти смешанные производные: дн дрдт Т д S, (а ) дрдт дн дрдт Т д S дs + + дрдт др T д дт (б ) Так как смешанные производные равны, то из (а ) и (б ) получим

8 S T Т (88) Формула (88) имеет и самостоятельное значение, так как даёт зависимость энтропии от давления Подставив (88) в (б), получим H Т Т Т + (89) Уравнение (89) отвечает поставленной задаче При известном уравнении состояния можно вычислить изменение энтальпии при переходе системы к другому давлению Например, для идеального газа: д дт R, тогда дн др Т Т R + 0, те энтальпия идеального газа от давления не зависит Таким образом, можно получить связь любой термодинамической функции состояния с изменением параметров состояния 3 Неидеальный вклад Изменение любой термодинамической функции Ф(Р,,T) при переходе системы к другим параметрам состояния могут быть определены с помощью соотношений в интегральной форме Ф( Ф( ) Ф( ) f (, ) d, ) Ф( ) ϕ(, ) d (80) (8) Необходимо знание уравнения состояния ψ(,,t) 0, тогда интегралы (80) и (8) можно вычислить Если за параметры и

9 Р выбрать объём и давление, при которых Ф Ф ид (Т,), то указанные интегралы дают возможность вычислить Ф вз, те вклад в величину термодинамической функции, обусловленный межмолекулярным взаимодействием В качестве примера вычислим S вз (,T) Легко получить формулу аналогичную (88) для зависимости энтропии от объёма тогда дs д др дт, T др ST (, ) ST (, ) d дт Но при изменении объёма идеального газа его энтропия изменится Эту величину надо учесть при расчёте вклада в энтропию только от межмолекулярного взаимодействия Рассчитаем вклад при изменении объёма для идеального газа R S ( Т, ) S ( Т, ) d ид ид Rln При S( ) S ид (Т, ) и тогда, опустив индекс при запишем S вз ( Т, ) S( ) S ид ( Т, ) др дт R d Для газа Ван-дер-Ваальса др дт R b, и тогда имеем S вз ( ) b Rln (8)

10 Рассчитаем S вз для газа СО при переходе от состояния Р атм, Т 373 к состоянию Р 000 атм и Т 373 Из справочных данных для СО : Т кр 304, Р кр 73 атм вычислим константы Ван-дер-Ваальса: 7 R T a 64 Р к р к р 7 (008 атм л моль 73 атм ) (304 ) 3,58 атм л, моль RT к р 0, b Р к р 873 л, моль Значение объёма, удовлетворяющее уравнению Ван-дер-Ваальса при Р 000 атм и Т 373 находится из кубического уравнения (85) относительно Оно равно 0,0573 л/моль, тогда b0, 046 л/ моль Подстановкой этих значений в уравнение (8) получим: S вз 8,3 Дж моль 0,046 ln,4 0,0573 Дж моль Разность энтропии идеального газа при атм и 000 атм равна 000 Дж ΔS 83, ln 57, 4 ид моль Общее изменение энтропии при переходе от атм к 000 атм составит 68,8 Дж/(моль ) Такой же расчёт можно провести и для энтальпии образования СО Задача ставится таким образом: как изменится энтальпия образования СО при переходе от стандартных условий к давлению 000 атм Температура системы постоянна и равна 373, что выше критической температуры Значения энтальпии образования и энтропии СО в стандартных условиях равны Δ f H кдж/моль, S Дж/моль Результаты расчёта изменения энтальпии образования и энтропии при переходе от Р атм к давлению Р 000 атм и Т 373 представлены в таблице 8

11 Изменение термодинам функции Таблица 8 Изменения энтальпии образования и энтропии при переходе от Р атм к давлению Р 000 атм при Т 373 Идеальный газ Реальный газ Эксперимент данные Реальный газ Расчёт по уравн Вандер-Ваальса ΔΗ Η вз 0 8 3,6 кдж/моль ΔS S 000 S 57, ,8 Дж/моль S вз Дж/моль 0 6,6,4 Если уравнение Ван-дер-Ваальса представить в приведённых координатах (π, ϕ, τ), то можно построить обобщённые диаграммы Ф вз (π,τ), справедливые для всех веществ, подчиняющихся этому уравнению


Ф(T,V) = Ф ид (T,V) + Ф вз (8.1)

Ф(T,V) = Ф ид (T,V) + Ф вз (8.1) 8 ВВЕДЕНИЕ В ТЕРМОДИНАМИУ РЕАЛЬНЫХ СИСТЕМ 8 Статистика реальных газов Отличие свойств реальных газов от свойств идеального газа обусловлено наличием межмолекулярного аимодействия Теория реальных газов

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

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

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

Подробнее

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

Жидкости. Решеточные модели жидкостей. Расчет конфигурационного интеграла.

Жидкости. Решеточные модели жидкостей. Расчет конфигурационного интеграла. Лекция 22. Жидкости. Решеточные модели жидкостей. Расчет конфигурационного интеграла. Расчет конфигурационного интеграла для жидкости сложная задача, поскольку энергия взаимодействия между молекулами (атомами)

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 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

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

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

Подробнее

ВОПРОСЫ И ЗАДАЧИ К ГЛАВЕ 1

ВОПРОСЫ И ЗАДАЧИ К ГЛАВЕ 1 ВОПРОСЫ И ЗАДАЧИ К ГЛАВЕ 1 1 Основные понятия термодинамики ВОПРОСЫ 1 По каким признакам термодинамические переменные подразделяют на а) внутренние и внешние, б) независимые переменные и термодинамические

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

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

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

Подробнее

Лекция 2 Равновесное состояние химических систем

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

Подробнее

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

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

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

11. Основы термодинамики

11. Основы термодинамики 11. Основы термодинамики 11.1 Первое начало термодинамики При термодинамическом описании свойств макросистем используют закономерности, наблюдающиеся в опыте. Первый закон термодинамики представляет собой

Подробнее

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

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

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

Р а б о та ТД - 5. Эффект Джоуля Томсона в реальном газе

Р а б о та ТД - 5. Эффект Джоуля Томсона в реальном газе Р а б о та ТД - 5 Эффект ДжоуляТомсона в реальном газе Дросселирование необратимый процесс адиабатного расширения газа или пара без совершения работы над окружающей средой. Этот процесс протекает, когда

Подробнее

Теплоёмкость и внутренняя энергия газа Ван дер Ваальса

Теплоёмкость и внутренняя энергия газа Ван дер Ваальса Теплоёмкость и внутренняя энергия газа Ван дер Ваальса Булыгин В.С. 6 марта 01 г. Модель газа Ван дер Ваальса одна из простейших моделей реальных газов и широко используется в учебном процессе.по сравнению

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

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

СТАТИСТИЧЕСКАЯ ФИЗИКА И ТЕРМОДИНАМИКА

СТАТИСТИЧЕСКАЯ ФИЗИКА И ТЕРМОДИНАМИКА Белорусский Государственный Университет, Минск WS 2011/2012 Физический факультет Я.М. Шнир СТАТИСТИЧЕСКАЯ ФИЗИКА И ТЕРМОДИНАМИКА Задачи и упражнения 4 1. i Используя первое начало термодинамики и определения

Подробнее

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

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

Подробнее

Расчёт конфигурационного интеграла для реального газа (продолжение). Метод Урселла- Майер. (2) , тогда

Расчёт конфигурационного интеграла для реального газа (продолжение). Метод Урселла- Майер. (2) , тогда Лекция. Расчёт конфигурационного интеграла для реального газа (продолжение). Метод Урселла- Майер. П. стр.49-57. Представим E() как сумму энергий парных взаимодействий частиц. Третьи частицы не влияют

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

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

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

Глава 4. Дифференциальные уравнения термодинамики 4.1. Основные математические методы 4.2. Уравнения Максвелла 4.3. Частные производные внутренней

Глава 4. Дифференциальные уравнения термодинамики 4.1. Основные математические методы 4.2. Уравнения Максвелла 4.3. Частные производные внутренней Глава 4. Дифференциальные уравнения термодинамики 4.1. Основные математические методы 4.2. Уравнения Максвелла 4.3. Частные производные внутренней энергии и энтальпии 4.4. Теплоемкости Глава четвертая

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

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

p - стандартное давление,

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

Подробнее

Статистическая термодинамика реальных газов.

Статистическая термодинамика реальных газов. Статистическая термодинамика реальных газов Энергия молекулы идеального газа (система невзаимодействующих материальных точек) состоит из энергии движения центра масс молекулы (поступательная составляющая),

Подробнее

T, p,, - интенсивные. Используя определение

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

Подробнее

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 1. Основные понятия химической термодинамики. Система, окружающая среда.

Лекция 1. Основные понятия химической термодинамики. Система, окружающая среда. Лекция 1. Основные понятия химической термодинамики. Система, окружающая среда. В термодинамике система это интересующая нас часть пространства, отделенная от остальной Вселенной (окружающей среды) воображаемой

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

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

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

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

n V где N = nv число молекул в объеме V. Основной постулат кинетической теории для ИГ: 2 mw

n V где N = nv число молекул в объеме V. Основной постулат кинетической теории для ИГ: 2 mw Лекция 2 Функцию вида F (p, v, T) = 0 называют уравнением состояния. Представим давление для идеального газа p = nmw 2 /3 (n объемная концентрация молекул; m, w масса и средняя квадратичная скорость молекулы)

Подробнее

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

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

Подробнее

Тема 14. Критические индексы

Тема 14. Критические индексы Тема 14 Критические индексы В модели Ван дер Ваальса была найдена зависимость теплоемкости при постоянном давлении от температуры вблизи критической точки (она одинакова для жидкости и пара): (1) C p S

Подробнее

СТАТИСТИЧЕСКАЯ ФИЗИКА

СТАТИСТИЧЕСКАЯ ФИЗИКА СТАТИСТИЧЕСКАЯ ФИЗИКА КАФЕДРА ТЕОРЕТИЧЕСКОЙ ФИЗИКИ Крайнов Владимир Павлович 018 г. 1 Тема 1. Микроканоническое распределение Покажем, как с ростом числа взаимодействующих друг с другом частиц (начиная

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

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

ТЕХНИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА

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

Подробнее

Лекция 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

1. Внутренняя энергия и работа газа Ван-дер-Ваальса 2. Теплоёмкость газа Ван-дер-Ваальса

1. Внутренняя энергия и работа газа Ван-дер-Ваальса 2. Теплоёмкость газа Ван-дер-Ваальса Первое начало термодинамики для реального газа. Внутренняя энергия и работа газа Ван-дер-Ваальса. Теплоёмкость газа Ван-дер-Ваальса 3. Эффект Джоуля-Томсона Внутренняя энергия реального газа Внутренняя

Подробнее

В растворе скорость реакции может существенно лимитироваться диффузией.

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

Подробнее

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

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 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

2. Уравнение состояния. Равновесный квазистатический процесс

2. Уравнение состояния. Равновесный квазистатический процесс 2. Уравнение состояния. Равновесный квазистатический процесс Сколько термодинамических величин (параметров) надо задать, чтобы однозначно определить состояние термодинамической системы? Сама термодинамика

Подробнее

«Основные закономерности протекания химических реакций»

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

Подробнее

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

Заметим, что соотношения, задаваемые уравнением состояния, справедливы только для состояний термодинамического равновесия.

Заметим, что соотношения, задаваемые уравнением состояния, справедливы только для состояний термодинамического равновесия. Уравнение состояния уравнение, связывающее между собой термодинамические (макроскопические) параметры системы, такие, как температура, давление, объём, химический потенциал и др. Уравнение состояния можно

Подробнее

Для идеального газа термическим уравнением является уравнение Клапейрона-Менделеева:

Для идеального газа термическим уравнением является уравнение Клапейрона-Менделеева: 5 Элементы термодинамики Уравнение непрерывности и уравнение Эйлера позволяют определить поле скоростей и поле плотности для системы, в которой задано поле давлений и поле массовых сил Однако в обычной

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

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

Лекция 13 Лекция 13. h h h p 1bar. {давление} -1 # соответствуют равновесию между реагентами и активированным комплексом

Лекция 13 Лекция 13. h h h p 1bar. {давление} -1 # соответствуют равновесию между реагентами и активированным комплексом Лекция 3 Лекция 3 Термодинамический взгляд на уравнение ТАК. Е. стр. 99-03 Р. стр.85-9 Э.-К. стр.94-96 В ТАК мы получили следующее выражение для константы скорости бимолекулярной реакции: T T T RT bi Kc

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

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

В. Н. Простов ОСНОВЫ ХИМИЧЕСКОЙ ФИЗИКИ

В. Н. Простов ОСНОВЫ ХИМИЧЕСКОЙ ФИЗИКИ Министерство образования Российской Федерации Московский физико-технический институт (Государственный университет) ФАКУЛЬТЕТ МОЛЕКУЛЯРНОЙ И БИОЛОГИЧЕСКОЙ ФИЗИКИ КАФЕДРА МОЛЕКУЛЯРНОЙ ФИЗИКИ В Н Простов

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

Лекция 11. Основные понятия и принципы химической кинетики

Лекция 11. Основные понятия и принципы химической кинетики Лекция 11 Основные понятия и принципы химической кинетики 1 План лекции 1. Время в физике, химии и биологии. 2. Предмет химической кинетики. Связь хим. кинетики и хим. термодинамики. 3. Основные понятия

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

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

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

(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

du Q W Z TdS pdv dn X Y Y М. стр (1)

du Q W Z TdS pdv dn X Y Y М. стр (1) Лекция 5. Внутренняя энергия - однородная функция первого порядка от S,V,. М. стр.89-99. Изменение U внутренней энергии гомогенной открытой системы в равновесном процессе описывается уравнением: du Q W

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

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

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

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

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

ФИЗИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ ТЕРМОДИНАМИКИ

ФИЗИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ ТЕРМОДИНАМИКИ Сегодня среда, 9 июля 04 г. ФИЗИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ ТЕРМОДИНАМИКИ Лекция 4 Содержание лекции: *Обратимые и необратимые процессы *Число степеней свободы молекулы *Закон Больцмана *Первое начало термодинамики

Подробнее

Лекция 4. Первый закон термодинамики и его применение в химии. Термохимия

Лекция 4. Первый закон термодинамики и его применение в химии. Термохимия Лекция 4 Первый закон термодинамики и его применение в химии. Термохимия 1 План лекции 1. Химическая термодинамика и ее структура (два постулата и три закона). 2. Системы, параметры, состояния, функции,

Подробнее

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

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

Подробнее

Тема 13. Термодинамика плазмы и растворов

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

Подробнее

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

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

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

Подробнее

ТЕХНИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА

ТЕХНИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА ТЕХНИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА План лекции:. Дросселирование. Эффект Джоуля Томсона.. Дросселирование идеального и реальных газов. Точка инверсии. 3. Частные случаи дросселирования газов (жидкостей) Лекция

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

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

Движение системы в фазовом пространстве подчиняется законам механики. Энергия системы имеет вид Гамильтониана. q i

Движение системы в фазовом пространстве подчиняется законам механики. Энергия системы имеет вид Гамильтониана. q i Лекция 7 Движение точки по фазовому пространству. П. стр. 9-97 Движение системы в фазовом пространстве подчиняется законам механики. Энергия системы имеет вид Гамильтониана H q H = T(.. p..) + U(.. q..),

Подробнее

Р. стр. 256-261 Е. стр. 156-158

Р. стр. 256-261 Е. стр. 156-158 Лекция 4 Лекция 4 Схема Линдемана. Поправка Хиншельвуда. Р. стр. 56-6 Е. стр. 56-58 Попытки сделать количественную оценку константы скорости мономолекулярной реакции в рамках схемы Линдемана закончилась

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

Конспект лекции 2. План

Конспект лекции 2. План План Конспект лекции. ) Внутренняя энергия, теплота и работа. Соотношения Максвелла. ) Расчет работы различных процессов. 3) Теплота. Энтальпия. Закон Гесса. 4) Тепловой эффект реакции. Стандартные состояния.

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 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

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

Можно одновременно увеличить массу и объем системы в любое число раз, при этом температура и давление останутся постоянными.

Можно одновременно увеличить массу и объем системы в любое число раз, при этом температура и давление останутся постоянными. Лекция 1. Основные понятия химической термодинамики. Система, окружающая среда. В термодинамике система это интересующая нас часть пространства, отделенная от остальной Вселенной (окружающей среды) воображаемой

Подробнее

В. Н. Простов ОСНОВЫ ХИМИЧЕСКОЙ ФИЗИКИ

В. Н. Простов ОСНОВЫ ХИМИЧЕСКОЙ ФИЗИКИ Министерство образования Российской Федерации Московский физико-технический институт (Государственный университет) ФАКУЛЬТЕТ МОЛЕКУЛЯРНОЙ И БИОЛОГИЧЕСКОЙ ФИЗИКИ КАФЕДРА МОЛЕКУЛЯРНОЙ ФИЗИКИ В. Н. Простов

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

Первый закон термодинамики Энергия Это слово в современной науке очень многозначное. Лекция2

Первый закон термодинамики Энергия Это слово в современной науке очень многозначное. Лекция2 Первый закон термодинамики Энергия Это слово в современной науке очень многозначное. Лекция Начала термодинамики; понятие энтропии; следствия термодинамических законов В механике различают потенциальную

Подробнее