12. Стандартное состояние вещества. Активность.

Стандартное состояние вещества – это условно принятые состояния индивидуальных веществ и компонентов при оценке термодинамических величин.

Необходимость выбора стандартного состояния обусловлена тем, что в рамках термодинамики не могут быть рассчитаны абсолютные значения энергий Гиббса. хим. потенциалов, энтальпий и др. термодинамич. величин для данного вещества; возможен расчет лишь относительных значений этих величин в данном состоянии в сравнении с их значением в стандартном состоянии. Стандартные состояния выбирают из соображений удобства расчётов.

СС для газов: идеальность, химическая чистота, давление в 1 атмосферу (101 325 Па)

СС для раствора: неограниченная разбавленность раствора, со стандартной моляльностью (да, моляЛЬностью) в 1кг/моль, со стандартным давлением и со стандартной концентрацией

СС для химически чистого вещества: определённое агрегатное состояние и постоянное стандартное давление.

Активность. Выделяется как гамма γ. Определение полностью аналогично фугитивности.

13. Константа равновесия. Термодинамические активности различных веществ.

Константа равновесия – величина, определяющая для данной реакции отношение между термодинамическими активностями (или давлениями, концентрациями, фугитивностями) исходных веществ и продуктов в состоянии химического равновесия.

Константа равновесия может быть выражена через парциальные давления веществ в реакции.

Например, в 2CO + O2 = 2CO2 константа Kp = p^2(CO2)/(p^2(CO)*p^2(O2))

Константу равновесия можно выразить и через изменение энергии Гиббса по уравнению:

/\G = -RTlnKp – при стандартной энергии Гиббса.

Kp = exp(-/\G/RT)

Термодинамические активности различных веществ вводят меня в тупик, потому что это то же самое, что и в предыдущем вопросе.

14. Уравнение изотермы х. Р. И его применение.

Определение направления протекания процесса в изобарных-изотермических условиях возможно с помощью уравнения изотермы:

/\G = -RT*lnKp + RT*ln(pi), где

Kp – константа равновесия, а pi – это отношение парциальных давлений участников реакции в исходном состоянии в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам.

Но при вычислении изменения стандартной энергии Гиббса pi = 1, и уравнение изотермы упрощается.

Если /\G < 0, то реакция идёт в прямом направлении, если /\G > 0, то реакция идёт в обратном направлеии, а если /\G = 0, то реакция достигла состояния равновесия и никуда, видимо, не идёт.

15. Уравнение изобары химической реакции и его применение.

Это уравнение описывает зависимость константы равновесия от теплового эффекта реакции. Также известна как изобара Вант-Гоффа:

dlnKp = (/\H/RT^2)dT

/\H – это тепловой эффект реакции, протекающей при постоянном давлении (ибо изобара). Если он больше нуля, то температурный коэффициент константы равновесия dlnKp/dT тоже больше нуля, то есть с ростом температуры константа равновесия увеличивается, и равновесие сдвигается вправо.

Чем больше по абсолютной величине тепловой эффект химической реакции, тем сильнее влияет температура на величину константы равновесия. Если реакция не сопровождается тепловым эффектом, то константа равновесия не зависит от температуры.