Студопедия

КАТЕГОРИИ:

АвтоАвтоматизацияАрхитектураАстрономияАудитБиологияБухгалтерияВоенное делоГенетикаГеографияГеологияГосударствоДомЖурналистика и СМИИзобретательствоИностранные языкиИнформатикаИскусствоИсторияКомпьютерыКулинарияКультураЛексикологияЛитератураЛогикаМаркетингМатематикаМашиностроениеМедицинаМенеджментМеталлы и СваркаМеханикаМузыкаНаселениеОбразованиеОхрана безопасности жизниОхрана ТрудаПедагогикаПолитикаПравоПриборостроениеПрограммированиеПроизводствоПромышленностьПсихологияРадиоРегилияСвязьСоциологияСпортСтандартизацияСтроительствоТехнологииТорговляТуризмФизикаФизиологияФилософияФинансыХимияХозяйствоЦеннообразованиеЧерчениеЭкологияЭконометрикаЭкономикаЭлектроникаЮриспунденкция

Условия химического равновесия




состояние химического равновесия сохраняется до тех пор, пока остаются неизменными условия реакции: концентрация, температура и давление.

 Принцип Ле-Шателье:если на систему, находящуюся в равновесии оказано какое-либо внешнее воздействии, то равновесии сместится в сторону той реакции, которое это действие будет ослаблять.

Константа равновесия –это мера полноты протекания реакции, чем больше величина константы равновесия, тем выше степень превращение исходных веществ в продукты реакции.

Крприсх

ΔG<0 Кр >1 Спр > Сисх

ΔG>0 Кр<1 Спр исх

 

Задачи химической термодинамики:

1) Изучение энергетических химических и физико-химических процессов

2) Абсоретический анализ. Возможность протекания химических реакций и осуществление химических процессов при заданных условиях.

Тепловой эффект химических реакций (G)– количество теплоты выделяемой или поглощенной при изотермическом проведении реакции.

Q>0 (экзотермическая реакция) Q<0 (эндотермическая реакция)

 Законы термохимии

Q(пр) = -Q(обр)  

1) Закон Лавуазье-Лапласа:тепловой эффект прямой реакции всегда равен всегда равен тепловому эффекту обратной реакции с противоположным знаком.

2) Закон Гесса: тепловой эффект не зависит от пути его протекания и числа его стадий, а зависит от начального и конечного состояния.

Первый закон термодинамики

ΔU = Q – A.  
Q = ΔU + A.  

Изменение ΔU внутренней энергии неизолированной термодинамической системы равно разности между количеством теплоты Q, переданной системе, и работой A, совершенной системой над внешними телами. 

 

Энтальпия - это тепловой эффект реакции, измеренный (или вычисленный) для случая, когда реакция происходит в открытом сосуде (т.е. при неизменном давлении). Обозначается как ΔH.

Стандартная энтальпия образования простых веществ и химических соединений-энтальпия при стандартных условиях Т-289К P=1,013*103 Па µ=1 моль

Следствие из Закона Гесса

Тепловой эффект реакции равен сумме энтальпии образования продуктов минус энтальпии образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов.

aA+bB=cC+dD 

ΔH=cΔH(C)+dΔH(D)-aΔH(A)-bΔH(B)

 

Энтропия –это мера беспорядка системы, состоящая из многих элементов.

ΔS≥Q/T  

Второй закон термодинамики: все самопроизвольные процессы в замкнутой неравновесной системе происходят в таком направлении, при котором энтропия системы возрастает; в состоянии теплового равновесия она максимальна и постоянна.

 

 Изменение энтропии в физико-химических процессах.

ΔS=S2-S1

Условия самопроизвольного протекания химической реакции

ΔH ΔS T
- + При любых t (самопроизв.)
+ - Не при каких t ( не будет сам.)
+ + При высоких t (самопроизв.)
- - При низких t (самопроизв.)

Энергия Гиббса

Энергия Гиббса характеризует максимальную полезную работу, совершаемой системой. Если в ходе реакции:

ΔG=0 (система находится в состоянии равновесия)

ΔG>0 (в прямом направлении реакции невозможны, протекает только в обратном)

ΔG<0 (реакция может протекать самопроизвольно)

 

Способы расчета ΔG реакции

1) По уравнению Гиббса

 

ΔG= ΔH-Т ΔS (Т=t+273)

2) По следствию из закона Гесса

 ΔGреак.= ΔGпр. – ΔGисх.

Дисперсные системы.

Дисперсные системы.Классификации дисперсных систем. Термодинамика процесса растворения. Способы выражения концентрации растворов.Свойства растворов неэлектролитов (осмос и осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа. Закон Рауля. Кипение и кристаллизация растворов). Растворы электролитов. Изотонический коэффициент Вант-Гоффа. Теория электролитической диссоциации Аррениуса. Диссоциация кислот, солей и оснований. Сила электролитов (слабые и сильные). Константа и степень диссоциации. Активность. Коэффициент активности. Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. рН и рОН. Произведение растворимости. Условия образования и растворения осадка. Обратимые и необратимые реакции. Условия смещения ионных равновесий.

Дисперсные системы –  это система, образованная из двух или более фаз (тел), которые совершенно или практически не смешиваются и не реагируют друг с другом химически.

Классификации дисперсных систем:

· Взвеси. R>10-7. Система непрочна, распределенные вещества самопроизвольно оседают вниз или поднимаются наверх.

· Молекулярные или истинные растворы. R<10-9. Система устойчива, не разделяется при сколь угодном стоянии

· Коллоидные растворы. 10-9<R<10-7

В зависимости от агрегатного состояния распределенного вещества, взвеси подразделяют на эмульсии (в жидком состоянии) и суспензии (твердое).










Последнее изменение этой страницы: 2018-04-12; просмотров: 539.

stydopedya.ru не претендует на авторское право материалов, которые вылажены, но предоставляет бесплатный доступ к ним. В случае нарушения авторского права или персональных данных напишите сюда...