ВУЗ:
Составители:
Рубрика:
23 24
dG ≤ 0.
При постоянных давлении и температуре самопроиз-
вольно могут протекать процессы, сопровождающиеся
уменьшением изобарно-изотермического потенциала. В ус-
ловиях равновесия значение его становится минимальным и
dG=0.
Рассчитав
∆G химической реакции, не проводя экспе-
римента, можно предсказать возможность протекания реак-
ции:
если ∆ G < 0 – в системе самопроизвольно протекает
реакция в прямом направлении;
если ∆ G = 0 – в системе установилось равновесие;
если ∆ G > 0 - в системе самопроизвольно протекает
реакция в обратном направлении.
Следует отметить, что G (энергия Гиббса) и F (энер-
гия Гельмгольца) являются термодинамическими функция-
ми и их изменение зависит только от начальных и конечных
состояний системы.
Для несамопроизвольных процессов, т.е. когда невоз-
можен процесс без внешнего подвода энергии,
∆G>0 и
∆F>0.
Тема 2. Химическое равновесие. Фазовое равновесие
Программа
Константа химического равновесия, способы ее выра-
жения. Изотерма химической реакции Вант-Гоффа. Зависи-
мость константы равновесия от температуры. Смещение
равновесия. Правило Ле-Шателье.
Понятие о гетерогенных системах, фазе, компоненте и
степени свободы системы. Условие фазового равновесия.
Правило фаз Гиббса. Понятие о диаграммах состояния од-
но- и двухкомпонентных систем. Их практическое исполь-
зование.
Методические указания
В соответствии с законом действующих масс для про-
извольной реакции:
aA + вВ = сС + dD, (I-40)
уравнение для скорости прямой реакции можно записать:
V
1
= k
1⋅
с
а
A
⋅с
в
B
, (I-41)
а для скорости обратной реакции:
V
2
= k
2
·с
C
с
·с
D
d
.
(I-42)
По мере протекания реакции (I-40) слева направо кон-
центрации веществ А и В будут уменьшаться, и скорость
прямой реакции будет падать. С другой стороны, по мере
накопления продуктов реакции С и D скорость реакции
справа налево будет расти. Наступает момент, когда скоро-
сти V
1
и V
2
сравниваются, концентрации всех веществ оста-
ются неизменными и, следовательно:
k
1
с
А
а
с
В
в
= k
2
с
С
с
с
Д
d
, (I-43)
откуда
K
c
=
2
1
κ
κ
= (с
c
c
с
d
Д
) / (c
А
a
·с
В
в
). (I-44)
Постоянная величина K
c
называется константой рав-
новесия, она является постоянной только для данной темпе-
ратуры, то есть К
с
= f(Т).
Если компоненты реакции (I-40) представляют собой
смесь идеальных газов, то константа равновесия (K
p
) выра-
жается через парциальные давления компонентов:
К
р
=
В
в
a
A
Д
с
С
pp
рр
. (I-45)
Уравнения (I-43, I-44) выражают закон действующих
масс. Для перехода от К
p
и К
c
пользуются уравнением со-
стояния PV= n R T, и поскольку c =
v
n
, то р= сRT. Тогда
K
p
=K
c
(RT)
(c+d)-(a+b)
(I-46)
dG ≤ 0. Методические указания
При постоянных давлении и температуре самопроиз- В соответствии с законом действующих масс для про-
вольно могут протекать процессы, сопровождающиеся извольной реакции:
уменьшением изобарно-изотермического потенциала. В ус- aA + вВ = сС + dD, (I-40)
ловиях равновесия значение его становится минимальным и уравнение для скорости прямой реакции можно записать:
dG=0. в
V1= k1⋅с а A⋅с B, (I-41)
Рассчитав ∆G химической реакции, не проводя экспе-
а для скорости обратной реакции:
римента, можно предсказать возможность протекания реак-
V2 = k 2 ·сC с·сDd . (I-42)
ции:
По мере протекания реакции (I-40) слева направо кон-
если ∆ G < 0 – в системе самопроизвольно протекает
центрации веществ А и В будут уменьшаться, и скорость
реакция в прямом направлении;
прямой реакции будет падать. С другой стороны, по мере
если ∆ G = 0 – в системе установилось равновесие;
накопления продуктов реакции С и D скорость реакции
если ∆ G > 0 - в системе самопроизвольно протекает
справа налево будет расти. Наступает момент, когда скоро-
реакция в обратном направлении.
сти V1 и V2 сравниваются, концентрации всех веществ оста-
Следует отметить, что G (энергия Гиббса) и F (энер-
ются неизменными и, следовательно:
гия Гельмгольца) являются термодинамическими функция-
k1сАа сВв = k2 сСс сДd, (I-43)
ми и их изменение зависит только от начальных и конечных
откуда
состояний системы.
κ
Для несамопроизвольных процессов, т.е. когда невоз- Kc= 1
= (сcc сdД) / (cАa·сВв). (I-44)
можен процесс без внешнего подвода энергии, ∆G>0 и κ2
∆F>0. Постоянная величина Kc называется константой рав-
новесия, она является постоянной только для данной темпе-
Тема 2. Химическое равновесие. Фазовое равновесие ратуры, то есть Кс = f(Т).
Программа Если компоненты реакции (I-40) представляют собой
Константа химического равновесия, способы ее выра- смесь идеальных газов, то константа равновесия (Kp) выра-
жения. Изотерма химической реакции Вант-Гоффа. Зависи- жается через парциальные давления компонентов:
мость константы равновесия от температуры. Смещение с
рС р Д
равновесия. Правило Ле-Шателье. Кр= a
. (I-45)
Понятие о гетерогенных системах, фазе, компоненте и pA pв В
степени свободы системы. Условие фазового равновесия. Уравнения (I-43, I-44) выражают закон действующих
Правило фаз Гиббса. Понятие о диаграммах состояния од- масс. Для перехода от Кp и Кc пользуются уравнением со-
но- и двухкомпонентных систем. Их практическое исполь- n
стояния PV= n R T, и поскольку c = , то р= сRT. Тогда
зование. v
Kp=Kc (RT)(c+d)-(a+b) (I-46)
23 24
Страницы
- « первая
- ‹ предыдущая
- …
- 9
- 10
- 11
- 12
- 13
- …
- следующая ›
- последняя »
