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 = (Рq*Рr) / (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(Рq*Рг) / (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.
Популярное: Личность ребенка как объект и субъект в образовательной технологии: В настоящее время в России идет становление новой системы образования, ориентированного на вхождение... Модели организации как закрытой, открытой, частично открытой системы: Закрытая система имеет жесткие фиксированные границы, ее действия относительно независимы... ©2015-2024 megaobuchalka.ru Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. (1134)
|
Почему 1285321 студент выбрали МегаОбучалку... Система поиска информации Мобильная версия сайта Удобная навигация Нет шокирующей рекламы |