15. Закон действующих масс. Эмперические конст.Равновесия их связь с термодинамич.Константой. Значение эмперических констант равновессия для оценки влияния.
В практических расчетах иногда удобней пользоваться не термодинамической константой, а ее аналогом .
1)Kp. Константа равновесия выраженная через давления
КР
=
.
КР
= КхРDn
Согласно этой формуле, констата выраженная через давление будит зависить только от t и природы реагирующих веществ.
2)Kx. Константа выраженная через мольные доли.
Kx=
Kx=
(
)^
В данном случае давление не постоянная
величина, поэтому константа равновесия
выражается через мольную долю и зависит
от природы вещ-ва, t,
и от общего давления.
3)Kс.Константа равновесия выраженная через молярную концентрацию.
Kc=
Kc=
(Po/Rt)^
.
Согласно
этому уравнению конст. равновесия
выраженная через молярную конц. будет
зависить от t
и природы реагирующих веществ.
Во всех случаях получается величина, не зависящая от соотношения реагентов в равновесной смеси и имеющая постоянное значение при постоянной температуре. Между КР, Кс и Кх для смеси идеальных газов существует взаимосвязь.
16) Закон действующих масс для гетерогенных хим. Реакций. Выражение для стандартной термодинамической константы.
Гетерогенная система – система содержащая 2 или более фаз; Закон действующих масс основан на выражение хим.потенциала 1моль идеального газа.
Для конденсированного состояния
P=1
=>
=
v1A1(газ)+v2A2(ж)=>v3A3(газ)+v4A4(тв)
Для данной хим реакции выражение приобретает вид.
+RTlnP1)-
-
-
-
=0
=0
-
`=
Выражение для термодинамической константы равновесия кетерогенных процесов, включает в себя стандартные потенциалы всех участников реакции , но в записи учитываются только газообразные в-ва.
17.Химическое сродство. Уравнение изотермы химической реакции. Уравнение нормального сродства. Практическое значение уравнения сродства. 1)Стремление системы взаимодействовать наз. сродством, стремление вещества взаимодействовать – химическим сродством. Мерой хим.сродства является свободная энергия гиббса или Гельмгольца.
Рассмотрим в общем виде гомогенную хим реакцию.
aA+bBmM+nN (1)
Изменение энергии Гиббса для данной хим реакции
∆G=m(GM)+n(GN)-a(GA)-b(GB) (2)
Изменение для общего i-го изменения
dG(i)=VdP(i)-SidT (3)
T=const, dT=0
dGi=VdPi (4)
PV=RT => V=RT/P
dGi=RT =RTlnPi (5)
проинтегрируем ур (5)в пределах стандартного состояния газа на начала реакции
(G0(i),P0i) (G(i),P0(i))
(i)= lnP(i) (6)
G(i)-G0i=RTln (7)
Давление газа в стандартном состоянии равна 1атм.
G(i)=G0i+RTlnP0(i) (8)
P0(i)- парциальное давление i-го участника реакции на начало реакции. С учетом ур(8), ур (2) будет выглядеть
∆G=m(G0 M)+m RTlnP0(M) +n(G0 N)+ nRTlnP0(N) -a(G0 A)-a RTlnP0(A) -b(G0 B) - bRTlnP0(B) (9)
∆G=m(G0 M)+n(G0 N)-a(G0 A)-b(G0 B) +RTln (10)
∆G=∆G0+RTln (11)
Если в хим реакции имеет место состояния равновесия тогда ∆G будет равно 0, но парциальные давления будут иметь равновесные значения
∆G0=-RTln (12) Кр (13)(константа равновесия )
Т.о константа равновесия любой гомогенной хим реакции протекающей в газовой фазе равна произведению равновесных парциальных давлений продуктов реакций деленному на произведение равновесных парциальных давлений исходных веществ в степенях соответствующих стехиометрическим коэф-м участников реакций.
С учетом ур (13) ур (12) можно записать ∆G0=-RTlnКр (14)
С учетом ур (14) ур (11) примет вид ∆G=-RTln (15)
Ур (11), (15) называются ур изотермы Вант-Гоффа, еще записывается для идеального газа через парциальные давления
∆G=-RTlnКр+RTlnПр'
2)Уравнение нормального сродства. Является частным случаем уравнения изотермы. ∆G=-RTlnКр+RTlnПр'
В этом случае относительное давление равно единице.
G=-RTlnКр. Данное уравнение является основополож. уравн. хим. термодинамики. т.к. на прямую связывает реальносуществующую константу равновесия и выдуманный термодинамический потенциал. Кроме этого давнное выражение позволяет теоретич.расчитать константу равновессия без эксперемента.
1) ∆rG=
'
2) ∆G=∆H-T∆S
Кроме этого у-е норм сродства доказывает что в самопроизв. процессах ∆G<0