Расчет изменения энтропии для химической реакции и использование этой величины для определения направленности процессов в изолированных системах.

Изменение энтропии в химических реакциях можно рассчитать по формуле:

В изолированной системе энтропия самопроизвольно возрастает, то есть .

Таким образом, изменение энтропии является критерием направленности процессов в изолированных системах:

– реакция идет самопроизвольно;

– реакция не идет самопроизвольно;

– реакция находится в состоянии равновесия.

6. Термодинамические функции Гиббса и Гельмгольца. Способы расчета D°G и использование этой функции для определения направленности процессов в открытых системах.

В открытых системах для определения направленности процесса применяются функция Гиббса (G) и функция Гельмгольца (F):

;

где Н – энтальпия, S – энтропия.

В самопроизвольных процессах G и F уменьшаются, то есть и .

Расчет

1. ;

- изменение энергии Гиббса реакции.

- энергия Гиббса образования 1 моль вещества.

3. ,

где R = 8,31 Дж/моль К,

Т – температура,

К_р – константа равновесия реакции.

Применение для определения направленности процессов в открытых системах.

– реакция идет самопроизвольно;

– реакция не идет самопроизвольно;

– реакция находится в состоянии равновесия.

Химическое равновесие. Основные его признаки. Смещение химического равновесия по принципу Ле Шателье.

Большинство химических реакций являются обратимыми, то есть одновременно протекают и в прямом и в обратном направлениях.

Например, обратимой является реакция синтеза аммиака:

3H₂+ N₂ 2NH₃.

При химическом равновесии скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции.

Принцип Ле-Шателье

Если на систему оказать внешнее воздействие, то химическое равновесие сместится так, чтобы уменьшить внешнее воздействие.

Влияние температуры.

Повышение температуры смещает равновесие в сторону эндотермической реакции, понижение температуры смещает равновесие в сторону экзотермической реакции.

3H₂+ N₂ 2NH₃+Q

←

^{повышение температуры}

Влияние давления.

Повышение давления смещает равновесие в сторону реакции с образованием меньшего количества молей газообразных веществ, повышение давления смещает равновесие в сторону реакции с образованием большего количества молей газообразных веществ.

3H_{2 (газ)}+ N₂ _(газ) 2NH_3(газ)

4 моль 2 моль

→

^{повышение давления}

Химическая кинетика. Скорость химической реакции и факторы, от которых она зависит.

Учение о скорости, механизме химических реакций и их зависимости от разных факторов (концентрации, температуры, катализатора и т. д.) называется химической кинетикой.

Скорость химической реакции определяется изменением концентрации реагирующего вещества в единицу времени в единице объема.

Различают истинную (v_ист) и среднюю (v_ср) скорость реакции:

где v_ист - истинная скорость реакции; dc - бесконечно малое изменение концентрации за бесконечно малый промежуток времени dt при постоянном объеме. Знак минус справа ставится при определении скорости реакции по одному из исходных веществ.

Средняя скорость реакции характеризует изменение концентрации за определенный промежуток времени

Скорость химической реакции зависит от следующих факторов:

1. природы реакции;

2. концентрации;

3. температуры;

4. природы растворителя;

5. присутствия катализатора.

Влияние концентрации на скорость реакции. Закон действующих масс - основной закон химической кинетики. Молекулярность и порядок реакции. Константы скорости I и II порядка. Период полураспада. Методы определения порядка реакции.

Основным законом химической кинетики является закон действующих масс:

Скорость химической реакции при постоянной температуре прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, возведенных в некоторые степени.

где k – константа скорости реакции.

Физический смысл k легко установить, приняв C_A = C_B = 1 моль/л. Тогда v = k, т. е. константа скорости равна скорости реакции при концентрации реагирующих веществ равных единице.

Химические реакции классифицируют по молекулярности и порядку. Молекулярностью реакции называется число частиц, принимающих участие в одном элементарном акте химического превращения.

Реакции бывают мономолекулярными, бимолекулярными, реже тримолекулярными.

Порядок реакции n равен сумме показателей степеней концентраций всех реагентов, которые входят в кинетическое уравнение для скорости реакции.

Показатель степени, в которой концентрация вещества входит в кинетическое уравнение, называется порядком реакции по данному веществу. Для элементарной реакции a и b являются частными порядками по веществу A и B. Порядок реакции совпадает с молекулярностью, если она протекает за один элементарный акт.

Порядок реакции может быть положительным, целым, дробным и нулевым. В зависимости от этого выражение для константы скорости будет различным.

Каждый тип реакции описывается определенным кинетическим уравнением, связывающим концентрации со временем.

Время, за которое исходная концентрация вещества уменьшается наполовину, называется периодом полураспада (τ).

Табл.1 Кинетические уравнения, выражения константы скорости и периода полураспада для реакций различных порядков

Порядок реакции	Константа скорости k, размерность	Период полураспада, τ
0	;
1	; с^-1
2	;

С₀ – исходная концентрация реагента; С – концентрация реагента в момент времени t.

Дата добавления: 2018-05-02; просмотров: 317; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

⇐ Предыдущая 123 4 5 6 7 Следующая ⇒

Мы поможем в написании ваших работ!