Химическое равновесие. Изотерма Вант-Гоффа

Химический потенциал и химическое равновесие.

Химическое равновесие – такое состояние системы, что при некоторой температуре энтальпийный и энтропийный факторы совпадают, т.е ΔH=TΔS=0. В этом случае Δ G=0 – условие термодинамического равновесия. При термодинамическом равновесии скорость в прямом направлении равна скорости в обратном.

Химический потенциал ”μ”.Значение химического потенциала нельзя измерить, но можно рассчитать исходя из уравнения связывающего химический потенциал с составом: μ_i=μ_i^o+RTlnK, где K={P_i-парциальное давление, C_i-концентрация, Cm_i-массовая доля, X_i-мольная доля} – константа. Для реальных растворов μ_i=μ_i^o+RTlnA_i

Изотерма Вант-Гоффа:

- по форме записи напоминает константу равновесия, но отличается тем, что вместо равновесных давлений в него входят величины давления в данный момент времени.

Механизм возникновения электродных потенциалов. Двойной электрический слой.

На границе раздела фаз протекает электродный процесс–реакция между компонентами фаз, в результате которой происходит переход электрических зарядов из одной фазы в другую. Каждая фаза при этом приобретает электрический заряд, и на границе их раздела образуется двойной электрический слой(ДЭС), которому соответствует скачок потенциала.

Задача.

БИЛЕТ 8

1.Изобарно-изотермический и изохорно-изотермический потенциал, их значение для определения направленности процессов.

В изобарно-изотермических условиях самопроизвольно протекают процессы с уменьшением энергии Гиббса (∆G < 0), а в изохорно-изотермических — энергии Гельмгольца (∆F<0):∆G = ∆H— T∆S<0 (изобарно-изотермический процесс); ∆F=∆U— T∆S<0 (изохорно-изотермический процесс).

При изменении независимых параметров состояния системы равновесие в изобарно-изотермических процессах достигается при ∆G = 0, а изохорно-изотермических — при ∆F = 0.

Это заключение можно использовать для определения температуры, при которой происходит смена знака ∆G. При достижении равновесия вышеуказанное уравнение приобретает вид ∆G= ∆H - T∆S. Отсюда:

Энергия Гиббса как термодинамический критерий реакционной способности химической системы.

Движущей силой химических процессов, протекающих при постоянных давлении и температуре, является изобарно-изотермический потенциал, называемый энергией Гиббсаи обозначаемый G. Изменение энергии Гиббса в химическом процессе определяется соотношением

ΔG = ΔH –TΔS, (3.16)

где ΔG – изменение энергии Гиббса химического процесса; ΔH – изменение энтальпии химического процесса; ΔS – изменение энтропии химического процесса; Т – температура, К.

Уравнение (3.16) может быть представлено в следующем виде:

ΔH = ΔG + TΔS. (3.17)

Смысл уравнения (3.17) в том, что часть теплового эффекта реакции расходуется на совершение работы (ΔG), а часть рассеивается в окружающую среду (TΔS).

Энергия Гиббса является критерием принципиальной возможности самопроизвольного протекания реакции. Если в ходе реакции энергия Гиббса уменьшается, то процесс может протекать в данных условиях самопроизвольно:

ΔG < 0. (3.18)

Процесс в данных условиях неосуществим, если

ΔG > 0. (3.19)

Выражения (3.18) и (3.19) одновременно означают, что обратная реакция не может (3.18) или может (3.19) протекать самопроизвольно.

Реакция является обратимой, т.е. может протекать и в прямом, и в обратном направлениях, если

ΔG = 0. (3.20)

Уравнение (3.20) является термодинамическим условием химического равновесия.

Соотношения (3.18) –(3.20) применимы также к фазовым равновесиям, т.е. к случаям, когда в равновесии находятся две фазы (агрегатных состояния) одного и того же вещества, например лед и жидкая вода.

Дата добавления: 2018-04-04; просмотров: 743; Мы поможем в написании вашей работы!
Поделиться с друзьями:

⇐ Предыдущая 6 7 8 9 101112 13 14 15 Следующая ⇒

Мы поможем в написании ваших работ!