ВУЗ:
Составители:
Рубрика:
19 20
Следует отметить, что G (энергия Гиббса) и А (энер-
гия Гельмгольца) являются термодинамическими функция-
ми и их изменение зависит только от начальных и конечных
состояний системы.
Для не самопроизвольных процессов, т.е. когда невоз-
можен процесс без внешнего подвода энергии,
∆G>0 и
∆А>0 (например, фотосинтез в растениях идет только под
воздействием солнечной энергии).
Тема 2. Химическое равновесие.
Фазовое равновесие.
Программа.
Понятие об обратимых и необратимых реакциях. Кон-
станта химического равновесия, способы ее выражения.
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-17)
уравнение для скорости прямой реакции можно запи-
сать:
V
1
= k
1⋅
с
а
A
⋅с
в
B
, (1-18)
а для скорости обратной реакции:
V
2
= k
2
·с
C
с
·с
D
d
(1-19)
По мере протекания реакции (I-17) 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
(1-20)
откуда K
c
=
2
1
κ
κ
= (с
c
c
с
d
Д
) / (c
А
a
·с
В
в
). (1-21)
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-17) представляют собой
смесь идеальных газов, то константа равновесия (K
p
) выра-
жается через парциальные давления компонентов:
K
p
=(р
с
c
р
д
d
) / (р
а
А
р
В
в
) (1-22)
Уравнения (I-21, I-22) 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)
(1-23)
Если реакция идет без изменения числа молей в газо-
вой фазе, т.е когда с + d = а + в, то К
p
= К
c
.
Если реакция (I-17) протекает самопроизвольно при Р,
Т-const, то изменение свободной энергии Гиббса равно раз-
ности между свободной энергией продуктов и исходных
веществ:
∆G
p
,
T
= G
прод.
- G
исх.
= сG
С
+ dG
D
– aG
А
– bG
В
, (1-24)
где G
i
–мольные энергии Гиббса.
Отсюда для газовой реакции:
∆G
Т
= cG
Т
°+RT ln(р
С
с
р
д
Д
/ р
а
А
р
в
В
) (1-25)
где ∆G
Т
° = cG°
С
+dG°
Д
+aG°
А
-bG°
В
(1-26)
Следует отметить, что G (энергия Гиббса) и А (энер- По мере протекания реакции (I-17) слева направо кон-
гия Гельмгольца) являются термодинамическими функция- центрации веществ А и В будут уменьшаться и скорость
ми и их изменение зависит только от начальных и конечных прямой реакции будет падать. С другой стороны, по мере
состояний системы. накопления продуктов реакции С и D скорость реакции
Для не самопроизвольных процессов, т.е. когда невоз- справа налево будет расти. Наступает момент, когда скоро-
можен процесс без внешнего подвода энергии, ∆G>0 и сти V1 и V2 сравниваются, концентрации всех веществ оста-
∆А>0 (например, фотосинтез в растениях идет только под ются неизменными и, следовательно:
воздействием солнечной энергии). k1сАа сВв = k2 сСс сДd (1-20)
κ
откуда Kc= 1
= (сcc сdД) / (cАa·сВв). (1-21)
κ2
Тема 2. Химическое равновесие.
Постоянная величина Kc называется константой рав-
Фазовое равновесие.
новесия, она является постоянной только для данной темпе-
Программа.
ратуры, то есть Кс = f(Т).
Понятие об обратимых и необратимых реакциях. Кон-
Если компоненты реакции (I-17) представляют собой
станта химического равновесия, способы ее выражения.
смесь идеальных газов, то константа равновесия (Kp) выра-
Изотерма химической реакции Вант-Гоффа. Зависи-
жается через парциальные давления компонентов:
мость константы равновесия от температуры. Смещение
Kp=(р сc рдd) / (р аА рВв) (1-22)
равновесия. Правило Ле-Шателье.
Уравнения (I-21, I-22) выражают закон действующих
Понятие о гетерогенных системах, фазе, компоненте и
масс. Для перехода от Кp и Кc пользуются уравнением со-
степени свободы системы. Условие фазового равновесия.
Правило фаз Гиббса. Понятие о диаграммах состояния од- n
стояния PV= n R T, и поскольку c = , то р= сRT. Тогда
но- и двухкомпонентных систем. Их практическое исполь- v
зование. Kp=Kc (RT)(c+d)-(a+b) (1-23)
Если реакция идет без изменения числа молей в газо-
Методические указания. вой фазе, т.е когда с + d = а + в, то Кp = Кc.
В соответствии с законом действующих масс для про- Если реакция (I-17) протекает самопроизвольно при Р,
извольной реакции: Т-const, то изменение свободной энергии Гиббса равно раз-
aA + вВ = сС + dD (I-17) ности между свободной энергией продуктов и исходных
уравнение для скорости прямой реакции можно запи- веществ:
сать: ∆Gp,T = Gпрод. - Gисх. = сG С + dGD – aG А – bG В , (1-24)
в
V1= k1⋅с а A⋅с B, (1-18) где Gi –мольные энергии Гиббса.
Отсюда для газовой реакции:
а для скорости обратной реакции: ∆GТ = cGТ°+RT ln(рСс рд Д / ра А рв В) (1-25)
V2 = k 2 ·сC с·сDd (1-19) где ∆GТ° = cG°С+dG°Д+aG°А-bG°В (1-26)
19 20
Страницы
- « первая
- ‹ предыдущая
- …
- 7
- 8
- 9
- 10
- 11
- …
- следующая ›
- последняя »
