Второй закон химической термодинамики




Скачать 51.53 Kb.
НазваниеВторой закон химической термодинамики
Дата публикации06.07.2013
Размер51.53 Kb.
ТипЗакон
zadocs.ru > Химия > Закон
Раздел 2. Второй закон химической термодинамики.

Химическое равновесие.

Второй закон термодинамики дает возможность все допускаемые первым законом процессы разделить на самопроизвольные и несамопроизвольные, определить направление и предел протекания самопроизвольного процесса.

Аналитическое выражение второго закона термодинамики имеет вид

, где S – энтропия (функция состояния).

Если dS > 0 - процесс протекает самопроизвольно, при dS = 0 - достигается состояние равновесия, при dS < 0 – процесс несамопроизвольные.

По физическому смыслу энтропия – это мера хаоса в системе; мера той энергии, которая рассеивается в виде тепла и не может быть превращена в работу.

Рассчитать изменение энтропии при протекании химической реакции можно по закону Гесса. Например, при T= 298 К имеем



Значения приведены в табл. 1.

Поскольку обычно химические реакции протекают при условии постоянства давления и температуры, для определения направления самопроизвольного протекания процесса используют энергию Гиббса (G).

Рассчитать изменение энергии Гиббса для химической реакции, например при Т= 298 К, можно следующим образом:

1) , где



2)

- стандартное изменение энергии Гиббса при образовании 1 моля вещества из простых веществ (см. табл. 1).

Определить направление процесса можно по уравнению изотермы химической реакции. Для химической реакции

aA + bB mM + rR ,

протекающей в газовой фазе при постоянном давлении и постоянной температуре, уравнение изотермы химической реакции имеет вид

+ ,

где – исходные (неравновесные) парциальные давления реагирующих веществ;

– константа равновесия.

Для расчетов удобнее использовать это уравнение в ином виде:

.

По знаку ΔG можно определить направление процесса:

если ΔG<0, процесс протекает самопроизвольно;

если ΔG=0, имеем состояние равновесия;

если ΔG>0, процесс несамопроизвольный.

Самопроизвольное протекание химических процессов приводит систему в состояние равновесия. Химическое равновесие характеризуется согласно закону действующих масс константой равновесия.

Если все участники химической реакции газообразные вещества, т.е. рассматриваются как идеальные газы, то для реакции

aA + bB mM + rR

где а, b, m, r - стехиометрические коэффициенты участвующих в реакции веществ A, B, M, R. Константа равновесия имеет вид



где – равновесные парциальные давления веществ.

Учитывая соотношения между парциальным давлением (pi), концентрацией (ci) и мольной долей (xi),

pi= ciRT= xi Робщ,

где Робщ –общее давление, можно получить и другие способы выражения для константы равновесия химической реакции:

=, ,

^

Константы равновесия Kр, Кс и Кх связаны между собой соотношением


,

где , т.е. разность между стехиометрическими коэффициентами конечных и исходных газообразных веществ в уравнении химической реакции. Если , то .

Для гетерогенной реакции с участием газообразных веществ и чистых твердых и жидких фаз константа равновесия выражается только отношением равновесных парциальных давлений газообразных реагентов, так как активность вещества в чистой твердой или жидкой фазе (т.е. содержащей только один компонент) принимается равной единице. Например, для реакции



Константу равновесия химической реакции можно вычислить косвенным методом, пользуясь стандартными изменениями энергии Гиббса по уравнению изотермы химической реакции:

,

где R-универсальная газовая постоянная, равная 8,314.

Константа равновесия химической реакции зависит от температуры. Качественно эта зависимость передается дифференциальной формой уравнения изобары Вант-Гоффа. При постоянном давлении
.

Так как R и F > 0, то зависимость Кр от температуры определяется знаком . Если > 0, то > 0, т.е. с ростом температуры возрастает Кр, таким образом увеличивается количество продуктов реакции. Если <0, то < 0, т.е. с ростом температуры значение Кр уменьшается, и, следовательно, уменьшается количество продуктов реакции. Если = 0, то Кр не зависит от температуры.

Если считать постоянной и независящей от температуры, то интегральная форма уравнения изобары имеет вид
,
где K2 - константа рaвновесия реакции при температуре Т2,

К1 - константа рaвновесия реакции при температуре Т1.

Зависимость константы равновесия химической реакции от давления определяется уравнением Планка – Ван – Лаара:
,

где . Это изменение числа молей конечных и исходных газообразных веществ.

Так как Р > 0, то при >0, < 0, то есть с ростом давления уменьшается величина Кх и, следовательно, уменьшается количество продуктов реакции. Если <0, то > 0, то есть с ростом давления возрастает Кх, увеличивается количество продуктов реакции. Если n = 0, то Кх не зависит от давления.


^

Контрольное задание 2


Для той же химической реакции (см. контрольное задание 1, табл.2)

1) рассчитать изменение энтропии (ΔSº298);

2) вычислить изменение энергии Гиббса (ΔG º298) двумя методами:

а) используя ранее вычисленные значения ΔHº 298 и ΔS º298

б) используя стандартные значения энергии Гиббса (ΔGf º298);

3) записать выражения константы равновесия Кр;

4) определить направление процесса при Т=298, если неравновесные парциальные давления всех газообразных участников реакции p=0.2 атм.

5) показать связь Кр, Кс, и Кк;

6) указать, как нужно изменить Т и Р, чтобы увеличить выход продуктов указанной реакции.

При вычислении использовать термодинамические величины, приведенные в табл. 1.

Добавить документ в свой блог или на сайт

Похожие:

Второй закон химической термодинамики iconУчебно-методическое пособие «Основы химической термодинамики, химической кинетики и равновесия»
Кубанского государственного медицинского университета, д п н., профессор Т. Н. Литвинова

Второй закон химической термодинамики iconПрограмма государственного экзамена по специальности эпр техническая...
Предмет и метод термодинамики. Термодинамическая система и параметры состояния. Термодинамический процесс. Первый закон термодинамики....

Второй закон химической термодинамики iconДетлаф А. А., Яворский Б. М. Курс физики
Учебная цель: освоить и закрепить понятия круговых процессов, термического кпд и энтропии. Привить навыки решения задач на второй...

Второй закон химической термодинамики iconЗадача об изгибе балки, защемленной на одном конце сосредоточенной...
Уравнение состояния. Энтропия. Второй закон термодинамики. Неравенство Клаузиса-Дюгема. Диссипативная функция. Определяющие уравнения...

Второй закон химической термодинамики iconЗакон термодинамики
Термодинамика — раздел физики, изучающий соотношения и превращения теплоты и других форм энергии

Второй закон химической термодинамики iconI закон термодинамики был открыт на основе: закона сохранения энергии
...

Второй закон химической термодинамики iconВопросы к экзамену по химической технологии
Основные периоды развития химической промышленности в Беларуси (нефтедобывающая и нефтеперерабатывающая промышленность, производство...

Второй закон химической термодинамики icon№6 Средства химической разведки и контроля
Цели, задачи и порядок проведения химической разведки и химического контроля на этапах медицинской эвакуации в чс

Второй закон химической термодинамики iconТермодинамика термодинамика – это наука о превращениях различных...
Термодинамика – это наука о превращениях различных форм энергии и законах этих превращений. Область термодинамики, изучающая энергетические...

Второй закон химической термодинамики iconНастоящий закон разработан в соответствии с главой 265 части второй...
Настоящий закон разработан в соответствии с главой 265 части второй Налогового кодекса Российской Федерации

Вы можете разместить ссылку на наш сайт:
Школьные материалы


При копировании материала укажите ссылку © 2013
контакты
zadocs.ru
Главная страница

Разработка сайта — Веб студия Адаманов