Вопросы и ответы к ним, страница 9
Описание файла
Документ из архива "Вопросы и ответы к ним", который расположен в категории "". Всё это находится в предмете "физическая химия" из 7 семестр, которые можно найти в файловом архиве МГУ им. Ломоносова. Не смотря на прямую связь этого архива с МГУ им. Ломоносова, его также можно найти и в других разделах. .
Онлайн просмотр документа "Вопросы и ответы к ним"
Текст 9 страницы из документа "Вопросы и ответы к ним"
Свойства разбавленных растворов, зависящие только от количества нелетучего растворенного вещества, называются коллигативными свойствами. К ним относятся понижение давление пара растворителя над раствором, повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания раствора, а также осмотическое давление.
Понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения раствора по сравнению с чистым растворителем:
Tзам. = = KК. m2,
Tкип. = = KЭ. m2.
где m2 – моляльность раствора, KК и KЭ – криоскопическая и эбулиоскопическая постоянные растворителя, X2 – мольная доля растворенного вещества, Hпл. и Hисп. – энтальпии плавления и испарения растворителя, Tпл. и Tкип. – температуры плавления и кипения растворителя, M1 – молярная масса растворителя.
29
29. Осмотическое давление. Уравнение Вант-Гоффа.
Осмотическое давление в разбавленных растворах можно рассчитать по уравнению
= ,
где X2 – мольная доля растворенного вещества, – мольный объем растворителя. В очень разбавленных растворах это уравнение преобразуется в уравнение Вант-Гоффа:
= CRT,
где C – молярность раствора.
Уравнения, описывающие коллигативные свойства неэлектролитов, можно применить и для описания свойств растворов электролитов, введя поправочный коэффициент Вант-Гоффа i, например:
= iCRT или Tзам. = iKК. m2.
Изотонический коэффициент связан со степенью диссоциации электролита:
i = 1 + ( – 1),
где – количество ионов, образующихся при диссоциации одной молекулы.
30
30. Коллигативные свойства растворов электролитов. Изотонический коэффициент.
Св-ва разбавленных р-ров, зависящие только от кол-ва нелетучего раств. в-ва, называются коллигативными свойствами. К ним относятся понижение давление пара растворителя над раствором, повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания раствора, а также осмотическое давление.
Понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения раствора по сравнению с чистым растворителем:
Tзам. = = KК. m2,
Tкип. = = KЭ. m2.
где m2 – моляльность раствора, KК и KЭ – криоскопическая и эбулиоскопическая постоянные растворителя, X2 – мольная доля растворенного вещества, Hпл. и Hисп. – энтальпии плавления и испарения растворителя, Tпл. и Tкип. – температуры плавления и кипения растворителя, M1 – молярная масса растворителя.
Осмотическое давление в разбавленных растворах можно рассчитать по уравнению
= ,
где X2 – мольная доля растворенного вещества, – мольный объем растворителя. В очень разбавленных растворах это уравнение преобразуется в уравнение Вант-Гоффа:
= CRT,
где C – молярность раствора.
Уравнения, описывающие коллигативные свойства неэлектролитов, можно применить и для описания свойств растворов электролитов, введя поправочный коэффициент Вант-Гоффа i, например:
= iCRT или Tзам. = iKК. m2.
Изотонический коэффициент связан со степенью диссоциации электролита:
i = 1 + ( – 1),
где – количество ионов, образующихся при диссоциации одной молекулы.
Растворимость твердого вещества в идеальном растворе при температуре T описывается уравнением Шредера:
,
где X – мольная доля растворенного вещества в растворе, Tпл. – температура плавления и Hпл. – энтальпия плавления растворенного вещества.
31
31. Условие химического равновесия. Термодинамический вывод закона действующих масс.
Химическим равновесием называется такое состояние обратимой химической реакции
aA + bB = cC + dD,
при котором с течением времени не происходит изменения концентраций реагирующих веществ в реакционной смеси. Состояние химического равновесия характеризуется константой химического равновесия:
,
где Ci – концентрации компонентов в равновесной идеальной смеси.
Константа равновесия может быть выражена также через равновесные мольные доли Xi компонентов:
.
Для реакций, протекающих в газовой фазе, константу равновесия удобно выражать через равновесные парциальные давления Pi компонентов:
.
Для идеальных газов Pi = CiRT и Pi = XiP, где P – общее давление, поэтому KP, KC и KX связаны следующим соотношением:
KP = KC (RT) c+d–a–b = KXP c+d–a–b.
Константа равновесия связана с rGo химической реакции:
ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ – т/д. равновесие в системе, между компонентами к-рой происходят хим. р-ции. Для данной р-ции где Аi - исходные реагенты; Вj - продукты; vi и vj - их стехиометрич. коэффициенты соотв., химическое равновесие достигается при условии:
где и - хим. потенциалы соотв. исходных реагентов и продуктов.
Условие химического равновесия может быть выведено из любого условия термодинамического равновесия, в частности из условия минимума энергии Гиббса системы dGT,p = 0 при постоянных абс. т-ре Т и давлении р.
К условию химического равновесия добавляется требование постоянства т-ры и давления по всему объему системы (в случае гетерогенных р-ций для химического равновесия необходимо, чтобы т-ра и давление были одинаковы во всех фазах системы).
Т/д вывод:
В химической термодинамике закон действующих масс связывает между собой равновесные активности исходных веществ и продуктов реакции, согласно соотношению:
где
ai — активность веществ. Вместо активности могут быть использованы концентрация (для реакции в идеальном растворе), парциальные давления (реакция в смеси идеальных газов), фугитивность (реакция в смеси реальных газов);
νi — стехиометрический коэффициент (для исходных веществ принимается отрицательным, для продуктов — положительным);
Ka — константа химического равновесия. Индекс «a» здесь означает использование величины активности в формуле.
На практике в расчётах, не требующих особой точности, значения активности обычно заменяются на соответствующие значения концентраций (для реакций в растворах) либо парциальных давлений (для реакций между газами). Константу равновесия при этом обозначают Kc или Kp соответственно. Впервые закон действующих масс был выведен из кинетических представлений Гульдбергом и Вааге, а термодинамический вывод его дан Вант-Гоффом в 1885 году.
32
32. Изотерма химической реакции Вант-Гоффа.
Изменение rG или rF в химической реакции при заданных (не обязательно равновесных) парциальных давлениях Pi или концентрациях Ci компонентов можно рассчитать по уравнению изотермы химической реакции (изотермы Вант-Гоффа):
.
.
33
33. Различные константы равновесия и связь между ними. Химическое равновесие в идеальных и реальных системах.
Химическим равновесием называется такое состояние обратимой химической реакции
aA + bB = cC + dD,
при котором с течением времени не происходит изменения концентраций реагирующих веществ в реакционной смеси. Состояние химического равновесия характеризуется константой химического равновесия:
,
где Ci – концентрации компонентов в равновесной идеальной смеси.
Константа равновесия может быть выражена также через равновесные мольные доли Xi компонентов:
.
Для реакций, протекающих в газовой фазе, константу равновесия удобно выражать через равновесные парциальные давления Pi компонентов:
.
Для идеальных газов Pi = CiRT и Pi = XiP, где P – общее давление, поэтому KP, KC и KX связаны следующим соотношением:
KP = KC (RT) c+d–a–b = KXP c+d–a–b.
Константа равновесия связана с rGo химической реакции:
В случае идеальных р-ров вместо активностей компонентов используют их молярные доли xi.
где k1 и k-1 - константы скорости прямой и обратной р-ций.
34
34. Зависимость константы равновесия от температуры. Уравнение изобары (изохоры) Вант-Гоффа в дифференциальной и интегральной форме. Принцип Ле Шателье.
Согласно принципу Ле Шателье, если на систему, находящуюся в равновесии, оказать внешнее воздействие, то равновесие сместится так, чтобы уменьшить эффект внешнего воздействия. Так, повышение давления сдвигает равновесие в сторону уменьшения количества молекул газа. Добавление в равновесную смесь какого-либо компонента реакции сдвигает равновесие в сторону уменьшения количества этого компонента. Повышение (или понижение) температуры сдвигает равновесие в сторону реакции, протекающей с поглощением (выделением) теплоты.
Количественно зависимость константы равновесия от температуры описывается уравнением изобары химической реакции (изобары Вант-Гоффа)
и изохоры химической реакции (изохоры Вант-Гоффа)