Просмтор этого файла доступен только зарегистрированным пользователям. Но у нас супер быстрая регистрация: достаточно только электронной почты!

Текст из файла (страница 4)

С помощью понятия вероятности можно охарактеризовать направление процесса (чем больше вероятность, тем реальнее, что так и будет).

Пусть W (термодинамическая вероятность) – величина, определяющая число способов, которыми можно охарактеризовать данное состояние.

Состояние 1 можно реализовать числом состояний W₁, С на 2__________W_2.

W = W₁ W₂

Вероятность не аддитивна, т.к. она равна произведению.

Термодинамические потенциалы.

Функции состояния: .

Функции состояния, термодинамические потенциалы:

Условия изотермические (T=const)

функции состояния.

F – свободная энергия.

Чем больше энтропия системы, тем меньше её энергетическая передача системе. Знак = относится к равновесному состоянию. Знак < - к необратимому процессу, Т=const, V = const.

- условия протекания процесса в непрерывном процессе при Т=const, V = const, самопроизвольный процесс.

Большинство реакций протекает необратимо – изотермически.

Функция Гельмгольца нас не устраивает.

- Объединим функции Гельмгольца и

Новая функция состояния характеризующая изобарно-изотермические условия.

G – свободная энергия Гиббса или изобарно-изотермический потенциал.

для изобарно-изотермических условий.

-

условия для прямого, обратного и равновесного состояния системы.

При равновесии макс. Зависимость функций G и F от Т.

Уравнения Гиббса и Гельмгольца: -фундаментальные уравнения термодинамики.

- фундаментальные соотношения 2н.г.

П одставим в переменное

Энтропия в молекуле идеального газа.

Интегрируем: для первой молекулы постоянная интегрирования. Рассмотрим это выражение для двух случаев: 1) изохорного нагревания газа V = const.

с увеличением Т энтропия возрастает.

2). Изотермическое расширение (Т=const).

- так как РV = const. С увеличением Р энтропия падает.

Лекция №6.

Химические равновесия.

Все системы по своей устойчивости делятся на: 1)стабильные, 2)нестабильные.

Система всегда стремится к стабильному состоянию (равновесному).

Предел протекания основной реакции – химическое равновесие.

Химическая реакция одновременно идёт в двух направлениях.

- скорость прямой реакции равна скорости обратной, тогда наступает химическое равновесие.

Термодинамический вывод закона действия масс для хим. равновесия

Давления равновесны

т.к.

при данной Т – постоянна, можно написать

равновесные. Она определяет предел хим. реакции при данной Т- она постоянна - законы химии позволяют перейти от одной константы к другой.

-применение числа молей разнообразных веществ в хим. реакции.

-мольная доля компонента а.

Константа химического равновесия зависит только от температуры.

Основы химической кинетики.

Кинетика – учение о скорости химических реакций и её зависимости от различных параметров.

Скорость хим. реакции зависит:

1. от природы реагирующих веществ

2. от концентрации

3. от условий протекания (P, T, V, примеси, катализаторы)

Химические реакции

гомогенные гетерогенные

+ поверхность (её состояния)

Лекция №8

Основы химической кинетики.

Кинетика позволяет устанавливать, с какой скоростью проходит данное химическое превращение.

Одна из главных задач – установить элементарные факторы определения реакции.

Скорость реакции количественно определяется по изменению концентрации в единицу времени, в единицу реагирующего пространства.

Скорость

Средняя – изменение концентрации Истинная – полный дифференциал

за время . от концентрации по времени.

На скорость гетерогенной реакции влияет состояние границы раздела.

Единица реакции пространства – S.

На скорость гомогенной реакции

Единица реакции пространства – V весь объем.

Закон действующих масс.

Действующая масса – масса вещества в ед. объема V (м³)

A+B=D

Согласно закону действующих масс, скорость реакции при постоянной температуре, пропорциональна концентрации реагирующих веществ.

, - концентрация

А+2В = АВ₂

К_пр – константа прямой реакции, учитывает природу реагирующих веществ

Молекулярность. Порядок реакции.

С точки зрения числа частиц реакции имеют:

Молекулярность – число частиц, одновременное соударение которых вызывает активность химического превращения.

Реакции бывают: одно- , двух- , и трехмолекулярные.

1. одномолекулярная минус, т.к. скорость реакции убывает с течением времени

2. двухмолекулярная

Порядок реакции: определяется как сумма показателей степеней при концентрации реагирующих веществ в законе действующих масс.

Двухмолекулярные реакции, как правило, первого порядка

Химическая реакция проходит по стадиям трехмолекулярная реакция может быть второго порядка.

1) медл.

2) быстр.

Общая скорость определяется медленной стадией

Интегрирование дифференциальных уравнений скорости.

коэф-т

рассмотрим уравнение при (*)

можно определить константу К одномолекулярной реакции:

Введем понятие периодов полураспада.

П ериод полураспада.

из уравнения (*) при

Период полураспада – время протекания реакции,

при котором концентрация веществ уменьшается в 2 раза.

период полураспада одномолекулярной реакции.

Классификация реакций по степени сложности

• изолированные

• параллельные

• последовательные

• сопряженные

• обратимые

• необратимые

• цепные

• колебательные

* Изолированная реакция – это такая реакция в результате протекания которой получается один и тот же вполне определенный продукт

* Параллельные реакции – могут одновременно протекать в двух и более направлениях. обычн. нагрев

V₁ C+D V_N=V₁+V₂

медл. Нагрев

V₂ E+F

* Сопряженные реакции – группа реакций, в которых одна реакция индуцирует другую

* - последовательная реакция. Реакции идут одна за другой.

* Обратимые, необратимые – могут протекать в одном и другом направлении.

Е сли реакция необратимая

Связь константы равновесия и константы скорости

К_Р – равновесия К_С – скорости

V₁ – скорость прямой реакции V₂ – обратной

Рассмотрим случай V₁=V₂ (подвижное равновесие)

С хема такого процесса

константа равновесия

Константа равновесия химической реакции равна

отношению констант скорости прямой и обратной реакций

Зависимость скорости химической реакции от температуры.

Правило Вант-Гоффа

.

.

По этому правилу, при увеличении температуры на 10 градусов, скорость химической реакции возрастает в 2-4 раза

Температурный коэффициент:

V –объем системы не меняется, тогда

При увеличении температуры, резко возрастает число активных молекул, которые обладают избыточной энергией скорость реакции увеличивается.

Согласно …….. уравнению ……… константа скорости записывается:

Уравнение изобары:

Изменение энтальпии определим как разницу энергии активации:

Е₁ – энергия активации прямой реакции Е₂ – обратной

Проинтегрируем эти выражения:

Физико-химический смысл энергии активации.

Экзотермия (выд. Q) Эндотермия (поглащ. Q)

Н – энергетическая величина, которую нужно преодолеть, чтобы реакция пошла.

При переходе системы из состояния 1 в состояние 2 она преодолевает энергетический барьер. И его преодолевают только те молекулы, которые обладают достаточной энергией активации.

Зависимость константы скорости от обратной

графическое изображение энергии активации

Кинетика гетерогенных реакций

Три стадии гетерогенных реакций:

1. Подвод исходных веществ к межфазной границе (опр. законами диффузии)

2. Химическое превращение определяется законами химической кинетики

3. Отвод продуктов реакции от межфазной границы (опр. законами диффузии)

Стадии протекают последовательно.

Скорость самой медленной стадии и определяет общую скорость процесса.

При низких температурах наиболее медленная стадия – химическое превращение

При высоких температурах – лимитирующая стадия (диффузия)

Температура больше влияет на скорость реакции, чем на скорость диффузии.

КАТАЛИЗ

Катализ - изменение скорости реакции под действием особых веществ (катализаторов)

Увеличение скорости химической реакции – катализ.

Уменьшение скорости – антикатвлиз

Вещества ингибиторы (расходуемые вещества)

Катализаторы не оказывают влияния на свободную энергию.

Используя катализатор нельзя сместить полож. химической реакции можно лишь ускорить достижение этого.

Применяя катализатор невозможно увеличить выход водного продукта, но можно его получить за значительно меньший промежуток времени.

Катализаторы обладают селективными свойствами:

кат. кат.

этилацетат

Существует катализ

г омогенный и гетерогенный

Все вещества в одной Катализатор находится в

фазе в другой фазе.

Ускоряет действие катализатора работает поверхность ускоряющее

Получаются нестойкие соединения действие катализ. поверхность

Случай гомогенного катализа: хим. теория

Е

Характеристики

Список файлов лекций