рефераты конспекты курсовые дипломные лекции шпоры
- Раздел Химия
- /
- Нормальное химическое сродство.
Реферат Курсовая Конспект
Нормальное химическое сродство.
Нормальное химическое сродство. - раздел Химия, Термодинамика и законы разбавленных растворов. Понижение давления пара растворителя над раствором. Закон Рауля Для Того, Чтобы Можно Было Сравнивать Сродство Различных Веществ, Было Введен...
Для того, чтобы можно было сравнивать сродство различных веществ, было введено понятие нормального химического сродства. К уравнению нормального химического сродства легко перейти из уравнения изотермы Вант-Гоффа, если предположить, что исходные концентрации или исходные парциальные давления всех участников реакции равными единице, тогда уравнения изотермы Вант-Гоффа упростятся и убыль нормальной свободной энергии примет вид:
DG0 = -Wр = - RTlnKp,
DF0 = -Wv = -RTlnKc.
где DG0 и DF0 – нормальное химическое сродство или мера химического сродства. Сравнивая Wv и Wp различных веществ, можно получить характеристику степени их удалённости от состояния равновесия при концентрации каждого из них Сi = 1 моль/л или парциальном давлении Рi = 1атм.
11. Зависимость константы равновесия от температуры. Уравнение изобары Вант-Гоффа в дифференциальной и интегральной формах. Уравнение изохоры Вант-Гоффа в дифференциальной и интегральной формах.
Зависимость константы химического равновесия от температуры выводится, во-первых, из уравнения нормального химического сродства:
- DG0 = Wр = RTlnKp,
и, во- вторых, из уравнения Гиббса-Гельмгольца:
DG0Т = DH0Т –TDS0,
DG0Т = DH0Т – T ,
удобно сочетающих первый и второй законы термодинамики применительно к обратимым изотермическим процессам, где DН0Т – тепловой эффект реакции, Дж/моль, DS0 – изменение энтропии, Дж/моль×К.
Для нахождения зависимости константы химического равновесия от температуры возьмём производную по температуре из уравнения изотермы и подставив значение DG и её производной по температуре в уравнение (4.22), получим уравнение:
- RTlnKp = DH0Т – RTlnKp – RT2 .
Сократив одинаковые члены уравнения и сделав соответствующие преобразования, получим:
, (1)
где – температурный коэффициентконстанты химического равновесия.
Выражение (1) называется уравнением изобары Вант-Гоффа в дифференциальной форме.
Если процесс протекает при постоянном объёме, то зависимость константы равновесия от температуры определяется уравнением изохоры Вант-Гоффа, которое выводится аналогичным образом:
,
где DU – стандартное изменение внутренней энергии системы.
Для реакций, протекающих в неидеальных растворах, в уравнении изохоры Кс заменяется на Ка (концентрация (с) заменяется на активность (а)), при этом получается:
.
Анализ уравнений изобары и изохоры показывает, если реакция протекает с выделением теплоты (DH < 0, DU < 0), то температурный коэффициент константы равновесия меньше нуля:
< 0; < 0; < 0.
Следовательно, с повышением температуры константа равновесия экзотермических реакций уменьшается и равновесие смещается в сторону обратной реакции.
Если DН > 0 и DU > 0 реакция протекает с поглощением тепла, т. е. является эндотермической, то:
> 0; > 0; > 0.
Это означает, что с ростом температуры константа равновесия эндотермической реакции всегда увеличивается и равновесие смещается в сторону прямой реакции (вправо). Отсюда вывод: экзотермические реакции необходимо проводить при пониженной, а эндотермические – при повышенной температуре, так как наибольшая полнота эндотермических реакций достигается при возможно более высоких температурах, а наибольшая полнота экзотермических реакций – при более низких температурах. И наконец, если DН = 0, то константа равновесия Кр не зависит от температуры. Эти же выводы получаются из принципа смещения равновесия Ле-Шателье-Брауна (1885-1886 гг.):
Если на систему, находящуюся в устойчивом равновесии, воздействовать извне, изменяя какое-либо из условий, определяющих состояние равновесия, то в системе усилится то из направлений процесса, течение которого ослабляет влияние произведённого воздействия, и положение равновесия сместится в том же направлении.
Так в реакции 3Н2 + N2 Û 2NH3 DH0298 = - 46,2 кДж/моль
при понижении температуры и повышении давления усиливается экзотермическая реакция синтеза аммиака, сопровождающаяся уменьшением объёма, так как только таким путём может быть ослаблен эффект внешнего воздействия.
Для использования уравнений Вант-Гоффа для практических расчётов следует проинтегрировать дифференциальные уравнения изобары и изохоры в пределах двух температур с учётом того, что тепловой эффект реакции в небольшом температурном интервале изменяется незначительно и его можно считать условно постоянным. При таком допуске интегрирование уравнения (1)
. (2)
Уравнение (2) называется интегральной формой изобары Вант-Гоффа, оно позволяет: Во-первых, вычислить стандартный тепловой эффект реакции DН0 по экспериментально найденным при двух температурах константам равновесия; Во-вторых, вычислить константу равновесия при заданной температуре, если известный стандартный тепловой эффект реакции и константа равновесия при стандартной температуре.
Интегральная форма изобары Вант-Гоффа аналогично:
Более точное значение теплового эффекта реакции, учитывающее его зависимость теплоёмкости от температуры Т, рассчитывается по закону Кирхгофа:
DН0Т = DН0298 + ,
где DH0298 - стандартная энтальпия, Дж/моль; DСр – изменение теплоёмкости веществ в процессе реакции.
Неопределённое интегрирование уравнения изобары Вант-Гоффа (4.27) даёт линейное уравнение:
. (3)
При переходе к десятичному логарифму получим:
. (4)
Обозначим постоянные слагаемые буквами А и В, тогда уравнение примет вид:
lnKp = - + B. (5)
Выражения (3)-(5) удобны для графического анализа процессов, так как зависимость в координатах lnKp = f (1/T) представляет собой прямую линию, где А = - - угловой коэффициент прямой, а В = const - отрезок ординаты, отсекаемой этой прямой и равный lnKp при 1/Т = 0.
| α |
| lnK |
| 1/T |
| α |
| lnK |
| 1/T |
Рис. Зависимость логарифма константы равновесия от величины обратной температуры.
Из уравнения (5) и рисунка видно, что логарифм константы равновесия линейно зависит от обратного значения температуры, при этом, если DН < 0, реакция является экзотермической, прямая на графике lnK = f(1/T) образует тупой угол и константа равновесия с ростом температуры увеличивается. И, наоборот, если DН > 0, реакция является эндотермической, угол оказывается острым, константа равновесия увеличивается с понижением температуры.
12. Расчет равновесных состояний с помощью таблиц стандартных термодинамических величин и по методу Тёмкина-Шварцмана
– Конец работы –
Эта тема принадлежит разделу:
Термодинамика и законы разбавленных растворов. Понижение давления пара растворителя над раствором. Закон Рауля
Первой закон термодинамики основные формулировки и математическое выражение первого закона термодинамики Применение его к термодинамическим... Теплоемкость Виды теплоемкости Связь между средней и истинной... Закон Гесса и следствия из него Применение первого закона термодинамики к химическим процессам Связь между qp и...
Если Вам нужно дополнительный материал на эту тему, или Вы не нашли то, что искали, рекомендуем воспользоваться поиском по нашей базе работ: Нормальное химическое сродство.
Что будем делать с полученным материалом:
Если этот материал оказался полезным ля Вас, Вы можете сохранить его на свою страничку в социальных сетях:
| Твитнуть |
Хотите получать на электронную почту самые свежие новости?
Подпишитесь на Нашу рассылку
Реклама
Информация в виде рефератов, конспектов, лекций, курсовых и дипломных работ имеют своего автора, которому принадлежат права. Поэтому, прежде чем использовать какую либо информацию с этого сайта, убедитесь, что этим Вы не нарушаете чье либо право.
© copyright 1999 - 2024 allRefs.net. Все права защищены. Страница сгенерирована за: 0.02 сек.
Новости и инфо для студентов