Мегаобучалка Главная | О нас | Обратная связь

СООТНОШЕНИЕ МЕЖДУ ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИМИ ПОТЕНЦИАЛАМИ




 

В обычных условиях для определения направления самопроизвольного процесса чаще используется изменение энергии Гиббса (изобарно-изотермический потенциал)

ΔG = ΔН-Т ΔS |

(Уравнение Гиббса-Гельмгольца). Исходя из этого уравнения, можно показать, что самопроизвольный процесс при р,Т= const возможен, если ΔG < 0, т.е. эта функция является критерием направления самопроизвольного процесса. Используя уравнение Гиббса - Гельмгольца, уравнение Кирхгофа и постулат Планка, можно получить объединённое уравнение для расчёта ΔGT. Для решения уравнения используются 3 степени приближения:

§ Первое приближение, применяемое для ориентировочных расчётов. Допускается что теплоёмкости веществ, участвующих в реакции, не зависят от температуры,

т.е. ΔСр=0, тогда ΔGt = ΔН298 -Т ΔS298

§ Второе приближение используется в случаях, когда неизвестна зависимость теплоёмкости от температуры и известна теплоёмкость

при Т=298К ΔСр = Δа=const; ΔСр=ſ(Т)-неизвестна

ΔGt = ∆Н298-Т ΔS298+ Δа(Т-298) - Δа Т ln (Т/298)

§ Точное решение, предложенное Темкенным и Шварцманом Mo,M1,М-2-находятиз справочника термодинамических величин.

 

ЗАКОН ДЕЙСТВУЮЩИХ МАСС

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

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

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

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



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

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

СаСО3 гв СаОгн +СО2(г) : Кp = PСО2

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

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

Р1 - парциальные давления веществ в исходном состоянии.

ΔFт= RT((Сq * Сr )/( Сa* Сb)-ln Кс)

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

ΔGт0 = -RTlnKp; ΔFт0 = -RTInKc.

 

ВОПРОСЫ ПО ТЕМЕ: "ТЕРМОДИНАМИКА"

 

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

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

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

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

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

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

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

8. Статистическая природа 2-го закона термодинамики.

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

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

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

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

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

14. Смещение равновесия. Принцип Ле-Шателье.

15. Уравнение изотермы химической реакции, его применение.

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

17. Термодинамический расчёт константы химического равновесия.

 

 





Читайте также:





Читайте также:
Как выбрать специалиста по управлению гостиницей: Понятно, что управление гостиницей невозможно без специальных знаний. Соответственно, важна квалификация...
Как распознать напряжение: Говоря о мышечном напряжении, мы в первую очередь имеем в виду мускулы, прикрепленные к костям ...
Почему человек чувствует себя несчастным?: Для начала определим, что такое несчастье. Несчастьем мы будем считать психологическое состояние...

©2015 megaobuchalka.ru Все права защищены авторами материалов.

Почему 3458 студентов выбрали МегаОбучалку...

Система поиска информации

Мобильная версия сайта

Удобная навигация

Нет шокирующей рекламы



(0.003 сек.)