close

Вход

Забыли?

вход по аккаунту

?

Л-1-тер+рав

код для вставкиСкачать
Кафедра химии
Тема лекции:
Химическая термодинамика.
Химическое равновесие
1
Химическая термодинамика
Термодинамическая система – объект, состоящий из
большого числа молекул и отделенный от других
объектов реальной или воображаемой границей.
Если система обменивается с окружающей средой
массой и теплом, она называется открытой.
Если система обменивается с окружающей средой
энергией (но не массой!), она называется закрытой.
Если нет ни массо-, ни теплообмена,
система называется изолированной.
Функция состояния – такая функция, значение которой
не зависит от пути процесса, а определяется только
начальным и конечными состоянием системы.
2
Первый закон термодинамики
Если нет теплообмена системы с внешней средой,
запас внутренней энергии остается постоянным.
Сообщенная системе теплота Q расходуется на рост
внутренней энергии U и на совершение работы
против внешних сил А
Q = U + A
Введем новую функцию состояния - энтальпия.
При постоянном давлении теплота, подводимая к
системе, идет на увеличение ее энтальпии.
Qp = H2 - H1 = H
3
Если в результате реакции теплота
выделяется, т.е. энтальпия системы
понижается (H<0),
реакция называется экзотермической.
Если повышается (H>0) – эндотермической.
H
H
исходные
продукты
H > 0
H < 0
продукты
координата реакции
исходные
координата реакции
4
Второй закон термодинамики
Льюис
Любая система, предоставленная сама себе, в среднем будет
изменяться в направлении состояния, отвечающего
максимальной вероятности
энтропия
S = k lnW
Энтропия – мера упорядоченности процесса
Другая формулировка второго начала термодинамики
В любом необратимом процессе полная
энтропия всех
рассматриваемых тел возрастает
S > 0
5
Свободная энергия
Гиббса
Дж. Гиббс
(1839-1903)
ВАЖНО!
В качестве критерия
самопроизвольности процессов
целесообразно ввести новую
функцию состояния,
которая учитывает влияние
обоих факторов.
G = H - TS
Свободная энергия Гиббса (G)
Как и для других функций состояния, для свободной
энергии важно не абсолютное значение функции, а ее
изменение в ходе процесса.
7
Второе начало термодинамики
(определение Гиббса)
В
изотермических
условиях
в
системе
самопроизвольно могут осуществляться только
такие процессы, в результате которых свободная
энергия системы уменьшается (G0).
В состоянии равновесия свободная энергия
системы не меняется (G = const, G = 0).
Свободная энергия Гиббса –
мера самопроизвольности процесса
8
Любая функция состояния
может быть вычислена по закону Гесса
Xореакции = Σ νXопродуктов - Σ νXоисходных веществ
Σ - сумма
ν – стехиометрические коэффициенты
Пример:
вычислим значение Но гидролиза мочевины до
CO2 и NH3.
NH2CONH2(водн.) +H2O(жидк.) CO2(г) + 2NH3(г)
Используя табличные данные, находим:
Нореакции = -699.6 +2(-80.8)-[-319.2+(-285.8)]=
-175.4 кДж/моль
-256.2
10
Химическая кинетика
Кинетика – наука о механизмах и скоростях химических
реакций
V ср с 2 с1
t1 t 2
c
t
aA + bB + cC + … Закон действующих масс
V d[ A ]
dt
k [ A ] [B ] [ C ] ...
11
Константа скорости реакции
равна скорости реакции при
концентрациях веществ,
равных 1 моль/л.
Н.Н. Бекетов
(1826-1911)
Показатели , , частные порядки реакций
n = + + - общий порядок реакций
++ a+b+c
12
Уравнение Вант-Гоффа
t 2 t1
V t 2 V t1 10
=2
T = 10
V t 2 V t1 2
– температурный коэффициент (2 - 4)
При увеличении температуры на 100
скорость реакции возрастает вдвое
Для биореакций может не выполняться!
14
N/E
Низкая температура
Уравнение Аррениуса
Высокая температура
k A e
Ea
RT
А – предэкспоненциальный
множитель, который отражает
долю эффективных соударений
в их общем числе (0 < A < 1)
Е кинет.
16
Е
Переходное
состояние
Исходные
вещества
+
Eакт
E’акт Продукты
+
Ho
Координата реакции
17
H2O2 H2O + O
Катализ
Еа, кДж/моль
Относительная
скорость
-
75
1
MnO2
48
2.104
каталаза
23
3.1011
18
Химическое равновесие
Основные определения
Обратимость – способность реакции
протекать в двух направлениях
aA + bB
cC + dD
Условия химического равновесия:
V = V
G = 0
Концентрации веществ
в момент достижения равновесия
называются равновесными.
20
Количественная мера химического
равновесия
aA + bB
cC + dD
V = k [A]a [B]b
Так как V
V = k [С]с [D]d
k
k
k
[C] [ D ]
d
[ A] [ B ]
b
c
a
= V a [B]b = k [С]с [D]d
[A]
Kp
[A], [B]… - равновесные
концентрации компонентов
(моль/л)
константа химического равновесия
неидущие
обратимые
необратимые
0 реакции 10-6 реакции 106 реакции
22
Характеристики константы
равновесия
Зависит от природы веществ
Зависит от температуры
Не зависит от давления
Не зависит от катализатора
Не зависит от концентрации веществ
23
Смещение химического равновесия
Принцип Ле-Шателье
Если на равновесную систему производится
внешнее воздействие,
то равновесие смещается в сторону,
противодействующую этому воздействию.
Факторы,
способствующие смещению равновесия
- изменение концентрации веществ
- изменение давления
- изменение температуры
24
Равновесие в биокомплексах
Гемоглобин (Hb)
Hb + O2
Hb.O2
Kнест = 400 000
Hb + CO
Hb.CO
Kнест = 1 300
Hb.CO + O2
Hb.O2 + CO оксигенобаротерапия
25
Влияние концентрации
FeCl3 + 3KCNS
Kp Fe(CNS)3 + 3KCl
[Fe(CNS)
3
][ KCl ]
[FeCl 3 ][ KCNS ]
3
3
Так как величина Кр не зависит от концентрации:
При увеличении [FeCl3] :
При увеличении [KCNS] :
При увеличении [KCl] :
26
Температурная зависимость
константы равновесия
Go
= - RT ln Kр
Go = Ho - TSo
ln
K1
K2
H (Т 2 Т 1 )
o
RT 2 T1
При Ho < 0 (экзотерма) и при T1 > T2, ln K1/K2 < 0,
то есть K1 < K2; следовательно для экзотермического
процесса при понижении температуры происходит
увеличение Kравн., что означает увеличение
концентрации продуктов в равновесной смеси.
При Ho > 0 (эндотерма) и при T1 > T2, ln K1/K2 > 0,
то есть K1 > K2; следовательно для эндотермического
процесса при понижении температуры происходит
уменьшение Kравн., что означает уменьшение
концентрации продуктов в равновесной смеси.
27
Влияние давления
2H2 + O2
2H2O
Kp Пусть р2 = 2р1:
V1 = k [H2]2[O2]
V2 = k [2H2
]2[2O
2]
= 8k [H2
]2[O
V1 = k [H2O]2
V2 = k [2H2O]2 = 4k [H2O]2
2]
[H 2 O ]
2
2
[H 2 ] [ O 2 ]
V2 V1
V2 V1
8
4
Равновесие смещается в сторону меньших объемов
28
Документ
Категория
Презентации по физике
Просмотров
13
Размер файла
3 644 Кб
Теги
1/--страниц
Пожаловаться на содержимое документа