Газовые смеси. Закон Дальтона
Парциальным давлением называется та часть общего давления газовой смеси, которая обусловлена данным газом или паром. Парциальное газа в смеси равно тому давлению газа в смеси, которым он обладал бы один, занимая такой же объём, какой занимает смесь при той же температуре.
Закон Дальтона. При отсутствии химических реакций общее давление газовой смеси Р общ равно сумме парциальных давлений всех входящих в неё газов р 1 , р 2 , р 3 …,р n ˸
Р общ = р 1 + р 2 + … + р n . (62)
Парциальное давление данного газа пропорционально доле ᴇᴦο молекул от общего количества молекул смеси (мольной доле)˸
p i = P общ ·X i = P общ · . (63)
Мольная доля Х i – есть отношение числа молей данного вещества – n i (или определённого вида частиц) к общему числу молей вещества (или частиц), находящихся в системе n i .
Мольную долю можно относить либо ко всей системе, либо к какой-то фазе. В последнем случае берётся отношение числа молей данного вещества в этой фазе к общему числу молей вещества, образующих данную фазу. Сумма мольных долей всех веществ, образующих систему (или фазу), равна единице.
Состав газовых смесей можно выразить также с помощью весовых, объёмных частей. Весовой долей данного газа в смеси называется отношение массы этого газа к массе газовой смеси. Если обозначим весовые доли газов через G 1 , G 2 , G 3 , …, G i ; а массы газов в смеси – через m 1 , m 2 , m 3, …, m i и общую массу газовой смеси – через m, то тогда получаем˸
G 1 = G 2 = G 3 = … G n = (64)
G 1 + G 2 + G 3 + … + G n =1
m 1 + m 2 + m 3 + … + m n = m.
Чтобы выразить состав газовой смеси в объёмных единицах, необходимо объёмы газов, составляющих смесь, привести к одному давлению и одной температуре. Объём отдельного газа, входящего в состав смеси, приведённого к давлению смеси, называется приведённым объёмом. Для того, чтобы найти приведённый объём газа при давлении газовой смеси Р общ и температуре Т, необходимо воспользоваться законом Бойля - Мариотта˸
p 1 V общ = v 1 P общ; p 2 V общ = v 2 P общ; p 3 V общ = v 3 P общ; … ; p n V общ = v n P общ,
где v 1 , v 2 , v 3 , …, v n – приведённые объёмы отдельных газов, составляющих смесь; р 1 , р 2 , р 3 , …, р n – парциальные давления отдельных газов;
v 1 = v 2 = v 3 = …; v n = (65)
Сумма приведённых объёмов отдельных газов равняется общему объёму смеси˸
v 1 + v 2 + v 3 + … + v n = V общ.
Отношение приведённых объёмов отдельных газов к общему объёму смеси называется объёмной долей и выражается через r˸
r 1 = r 2 = r 3 = …; r n = (66)
Для газовых смесей состав, выраженный объёмными и мольными долями одинаков, т.е.˸
Газовые смеси. Закон Дальтона - понятие и виды. Классификация и особенности категории "Газовые смеси. Закон Дальтона" 2015, 2017-2018.
Парциальным давлением называется та часть общего давления газовой смеси, которая обусловлена данным газом или паром. Парциальное газа в смеси равно тому давлению газа в смеси, которым он обладал бы один, занимая такой же объём, какой занимает смесь при той же температуре.
Закон Дальтона. При отсутствии химических реакций общее давление газовой смеси Р общ равно сумме парциальных давлений всех входящих в неё газов р 1 , р 2 , р 3 …,р n:
Р общ = р 1 + р 2 + … + р n . (62)
Парциальное давление данного газа пропорционально доле его молекул от общего количества молекул смеси (мольной доле):
p i = P общ ·X i = P общ · . (63)
Мольная доля Х i – есть отношение числа молей данного вещества – n i (или определённого вида частиц) к общему числу молей вещества (или частиц), находящихся в системе n i .
Мольную долю можно относить либо ко всей системе, либо к какой-то фазе. В последнем случае берётся отношение числа молей данного вещества в этой фазе к общему числу молей вещества, образующих данную фазу. Сумма мольных долей всех веществ, образующих систему (или фазу), равна единице.
Состав газовых смесей можно выразить также с помощью весовых, объёмных частей. Весовой долей данного газа в смеси называется отношение массы этого газа к массе газовой смеси. Если обозначим весовые доли газов через G 1 , G 2 , G 3 , …, G i ; а массы газов в смеси – через m 1 , m 2 , m 3, …, m i и общую массу газовой смеси – через m, то тогда получаем:
G 1 = G 2 = G 3 = … G n = (64)
G 1 + G 2 + G 3 + … + G n =1
m 1 + m 2 + m 3 + … + m n = m.
Чтобы выразить состав газовой смеси в объёмных единицах, необходимо объёмы газов, составляющих смесь, привести к одному давлению и одной температуре. Объём отдельного газа, входящего в состав смеси, приведённого к давлению смеси, называется приведённым объёмом. Для того, чтобы найти приведённый объём газа при давлении газовой смеси Р общ и температуре Т, необходимо воспользоваться законом Бойля - Мариотта:
p 1 V общ = v 1 P общ; p 2 V общ = v 2 P общ; p 3 V общ = v 3 P общ; … ; p n V общ = v n P общ,
где v 1 , v 2 , v 3 , …, v n – приведённые объёмы отдельных газов, составляющих смесь; р 1 , р 2 , р 3 , …, р n – парциальные давления отдельных газов;
v 1 = v 2 = v 3 = …; v n = (65)
Сумма приведённых объёмов отдельных газов равняется общему объёму смеси:
v 1 + v 2 + v 3 + … + v n = V общ.
Отношение приведённых объёмов отдельных газов к общему объёму смеси называется объёмной долей и выражается через r:
r 1 = r 2 = r 3 = …; r n = (66)
Для газовых смесей состав, выраженный объёмными и мольными долями одинаков, т.е.:
…; 
(67)
Среднюю молекулярную массу газовой смеси, если известны объёмные доли газов в смеси, вычисляем по формуле:
М ср = М 1 r 1 + M 2 r 2 + M 3 r 3 + … + M n r n . (68)
Пример 7. Приведите к нормальным условиям газ (вычислите объём V, который занимает данное количество газа при 273 К и 1,0133·10 5 Па), если при 373 К и 1,333·10 3 Па его объём равен 3·10 -2 м 3 .
Решение. По уравнению (59) определяем объём газа:
Пример 8. Газ под давлением 1,2·10 5 Н/м 2 занимает объём 4,5 л. каково будет давление, если, не изменяя температуры, увеличить объём до 5,5 л?
Решение. Используя закон Бойля – Мариотта (52):
откуда получаем
Пример 9. Вычислите парциальные объёмы водяного пара, азота и кислорода и парциальные давления азота и кислорода во влажном воздухе. Общий объём смеси 2·10 -3 м3 , общее давление 1,0133·10 5 Па, парциальное давление паров воды 1,233·10 4 Па. Объёмный состав воздуха 21% О 2 и 79% N 2 ,
Решение. Вычисляем парциальный объём паров воды V по уравнению (65):
V = 
Вычисляем парциальные объёмы О 2 и N 2:
V + V = V - V = 0,002 – 0,00024 = 1,76·10 -3 м 3 .
V / V = 0,21/0,79.
V = 1,76·10 -3 м 3 · 0,21 = 0,37·10 -3 м 3 ;
V = 1,76·10 -3 м 3 · 0,79 = 1,39·10 -3 м 3 .
Вычисляем парциальное давление О 2 по уравнению (63):
Р = Р· х ,
х = V / V = 0,37·10 -3 м 3 / 2·10 -3 м 3 = 0,186;
Р = 1,0133·10 5 Па· 0,186 = 1,866 · 10 4 Па;
а так как Р = Р + Р + Р , то
Р = 1,0133·10 5 Па - 1,866 · 10 4 Па - 1,233·10 4 Па = 7,033·10 4 Па.
Вариант 1.
5. При нормальных условиях плотность двуокиси углерода 1,977кг/м 3 . Каким давлением нужно сжать газ, чтобы плотность его при 0ºС достигла 10 кг/м 3 ?
6. Газовая смесь состоит из 3 м 3 СО 2 , взятой при давлении 95 940 Н/м 2 , 4 м 3 О 2 при давлении 106 600 Н/м 2 , 6 м 3 N 2 при давлении 93280 Н/м 2 . Объём смеси 10 м 3 . Определить парциальные давления газов в смеси и общее давление смеси (температура постоянна).
Вариант 2.
5. Масса 1 м 3 азота при 10ºС и давлении 9,86·10 4 Н/м 2 равна 1,175 кг. Какова масса этого же объёма азота под давлением 1,092·10 5 Н/м 2 при той же температуре?
6. Сухой воздух имеет примерно следующий состав (об.%): N 2 78,09; О 2 20,95; Ar 0,93; СО 2 0,03 %. Определить массу 40 м 3 сухого воздуха при 22ºС и нормальном давлении.
Вариант 3.
5. При 37ºС объём газа равен 0,50 м 3 . Какой объём займёт газ при 100ºС, если давление останется постоянным?
6. Газовая смесь приготовлена из 3 л СН 4 при давлении 95 940 Н/м 2 ; 4 л Н 2 при давлении 83 950 Н/м 2 и 1 л СО при давлении 108 700 Н/м 2 . Объём смеси равен 8 л. определить парциальные давления газов в смеси и общее давление смеси.
Вариант 4.
5. При 18ºС давление в баллоне с азотом 1,621·10 6 Н/м 2 . При какой температуре давление возрастёт в два раза?
Вариант 5.
5. Вычислить объём дымовых газов при нормальном давлении, если их объём при давлении 9,888·10 4 Н/м 2 и постоянной температуре равен 10м 3 ?
6. Колошниковый газ имеет примерный состав (об.%): СО 28; Н 2 3; СО 2 10; N 2 59. вычислить парциальные давления составляющих смесь газов, если общее давление газовой смеси 106 400 Н/м 2 .
Вариант 6.
5. Под каким давлением находится кислород, если плотность его при 0ºС равна 6,242 кг/м 3 ? Плотность кислорода при н.у. 1,429 кг/м 3 .
6. Газ подземной газификации имеет примерно следующий состав (об.%): СО 12; Н 2 14; N 2 62,2; СО 2 10 и СН 4 1,8. Определить состав данной смеси газов в весовых процентах.
Вариант 7.
5. Давление кислорода в баллоне при 15ºС равно 1,255·10 7 Н/м 2 . На сколько понизится давление газа, если охладить баллон до -33ºС?
6. Генераторный газ имеет приблизительно следующий состав (вес.%): СО 2 12; Н 2 14; СО 20; N 2 54. Вычислить содержание каждой составной части генераторного газа по объёму.
Вариант 8.
5. Сколько кубических метров двуокиси углерода при 22ºС и99289 Н/м 2 можно получить при обжиге 1000 кг известняка с содержанием 90% СаСО 3 ?
6. В баллоне ёмкостью 20 л при 18ºС находится смесь 28 г кислорода и 24 г аммиака. Определить парциальные давления каждого из газов и общее давление смеси.
Вариант 9.
5. Определить давление, под которым будут находиться 13,5 г окиси углерода в сосуде ёмкостью 8 л при 150ºС?
Вариант 10.
5. Наивысшая температура в газгольдере летом 40ºС, наименьшая зимой - -30ºС. На сколько больше (по массе) метана может вместить газгольдер ёмкостью 2000 м 3 зимой, чем летом при нормальном давлении?
6. В сосуде ёмкостью 2 л находится 5,23 г азота и 7,10 г водорода. вычислить общее давление смеси газов при 25ºС.
Газовые смеси, в которых компоненты не взаимодействуют друг с другом, могут быть описаны с помощью закона Дальтона. Он связывает парциальные давления компонентов и их мольные доли в одно равенство. Рассмотрим подробнее этот закон, а также покажем, как его можно использовать, на конкретных примерах.
Закон Дальтона в физике оказывается справедливым исключительно для идеальных газов. Под таковыми понимают газы, составляющие частицы которых (атомы, молекулы) не взаимодействуют между собой. Для идеального газа при неизменном числе молекул (атомов) в нем (n = const) справедливо равенство, связывающее три макроскопических параметра (давление P, объем V и температуру T):
P*V = n*R*T, R = 8,314 Дж/(К*моль) - постоянная величина.
Все реальные газы при давлениях в несколько атмосфер и температурах порядка комнатной и выше можно с хорошей точностью считать идеальными, то есть для них справедливо приведенное равенство.
Чтобы понять суть закона Дальтона, необходимо разобраться с понятием "парциальное давление".
Поскольку молекулы разных газов не "чувствуют" друг друга, для каждого химического компонента i в газовой смеси будет справедливо равенство:
Давление Pi называется парциальным для i-го компонента. Иными словами, парциальное давление - это то давление, которое только i-й компонент создает на стенки сосуда. Парциальным оно называется потому, что является частью от общего давления, или его порцией.
В первые годы XIX века, занимаясь изучением поведения различных газовых смесей, британский ученый Джон Дальтон установил следующий факт: если суммировать все парциальные давления компонентов газовой смеси, то получится общее давление, которое можно измерить барометром, манометром или другим предназначенным для этого прибором. Это и есть закон Дальтона. Запишем его в виде математического равенства:
Понять, почему это равенство справедливо, можно, если вспомнить, что компоненты смеси создают давление независимо друг от друга.
Учитывая, что парциальное давление Pi прямо пропорционально количеству вещества ni компонента i, что справедливо всегда, когда T=const и V = const, тогда приходим к еще одному равенству:
Величина xi называется мольной долей. С атомными процентами ai компонента она связана простым соотношением:
Выражение, которое позволяет определить мольную долю компонента через его парциальное давление и наоборот, также называется законом Дальтона.
Следует не забывать, что рассмотренный закон справедлив не только в случае идеальных газов, но и в случае отсутствия химических реакций в них. Последние приводят к изменениям компонентного и мольного состава, что нарушает закон для давления газовой смеси.
В этом пункте рассмотрим примеры применения закона Дальтона для решения практических задач.
Задача 1. Необходимо определить парциальное давление трех основных компонентов в сухом воздухе.
Из литературных данных можно узнать, что поскольку воздух является сухим, то основными его компонентами будут азот (около 78 %), кислород (около 21 %) и благородный газ аргон (около 1 %). Учитывая, что общее давление воздуха на уровне моря равно 1 атмосфере, и переводя атомные проценты в мольные доли, получим значения парциальных давлений для каждого компонента:
Pi = Ptot*xiPN2 = 1 *0,78 = 0,78 атм.PO2 = 1*0,21 = 0,21 атм.PAr = 1*0,01 = 0,01 атм.
Задача 2. Есть два баллона с чистыми газами. Первый баллон содержит азот с температурой 300 К, объемом в 10 литров и давлением в 2 атмосферы. Второй баллон содержит кислород с температурой 300 К, но имеющий объем 15 литров и давление 1,5 атмосферы. Оба баллона соединили друг с другом. Необходимо рассчитать парциальное давление каждого компонента в полученной смеси.
Решать эту задачу начнем с вычисления количества вещества для азота и кислорода. Используя уравнение для идеального газа, получим:
PN2*VN2 = nN2*R*T =>nN2 = PN2*VN2/R*T = 2*101325*10-2/(8,314*300) = 0,812 моль;nO2 = PO2*VO2/R*T = 1,5*101325*1,5*10-2/(8,314*300) = 0,914 моль.
Когда два баллона соединят, произойдет перемешивание газов так, что каждый компонент займет весь объем двух баллонов. Общее давление, которое будет в системе, можно рассчитать, пользуясь также уравнением состояния идеального газа:
Vtot = VN2+VO2 = 2,5*10-2 м3;n = nN2+nO2 = 0,812+0,914 = 1,726 моль.Ptot = n*R*T/Vtot = 1,726*8,314*300/(2,5*10-2) = 172199,568 Па или 1,7 атм.
Теперь можно применить формулы закона Дальтона, чтобы рассчитать парциальные давления кислорода и азота:
PN2 = Ptot*nN2/n = 1,7*0,812/1,726 = 0,8 атм.;PO2 = Ptot - PN2 = 1,7 - 0,8 = 0,9 атм.
Отношение полученных парциальных давлений газов равно отношению количеств вещества для них.
Формулировка: общее давление смеси и газов равно сумме парциальных давлений газов, составляющих эту смесь.
Парциальное давление газа - это такое давление, которое бы оказывал газ, если бы он в системы был один и занимал весь тот объем, который занимает система.
Задача. На сжигание 2 г металла потребляется 400 мл кислорода. Найти эквивалент металла.
Задача. Относительная плотность по водороду равна 14. Рассчитать молярную массу.
М=28 г/моль
Химическая термодинамика
Химическая термодинамика- это раздел курса физической химии, в котором изучаются процессы теплообмена между системой и окружающей средой, а также свойства системы, находящейся в равновесии.
Основные понятии.
Система- это материальная часть Вселенной, которая подвергается теоретическому и экспериментальному изучению.
Границы раздела между системой и окружающей средой может носить как реальный, так и фиктивный (мнимый) характер.
Если система обменивается с окружающей средой веществом и энергией, то такая система называется открытой.
Если система не обменивается с окружающей средой веществом и энергией, то такая система называется изолированной.
Если обменивается энергией и не обменивается веществом, то называется закрытой.
Экзотермическая реакция- реакция, проходящая с поглощением теплоты.
Эндотермическая реакция- реакция, проходящая с выделением теплоты.
Функция состояния F (p,V,T…) называется функция состояния, если ее значение не зависит от пути перехода системы из одного состояния в другого, а зависит только от значения параметров в начальном и конечном состоянии.
Система находится в состоянии термодинамического равновесия, если одновременно осуществляется механизм равновесия (давление во всех точка системы одинаково), термодинамическое и химическое равновесие (это состав исходных веществ и продуктов реакции во всех точках одинаково).
Обратимым называется такой процесс, при котором система переходит из одного состояния в другое через непрерывный ряд равновесных процессов. При этом параметры системы и окружающей среды отличаются друг от друга на бесконечно малую величину. В противном случае процесс называется необратимым.
Гомогенной называется система, в которой компоненты находятся в одной фазе. Гетерогенной называется система, в которой компоненты находятся в разной фазе. Рассмотрим является ли теплота и работа функциями состояния. И работа, и теплота- это форма передачи энергии. Работа в виде упорядоченного движения частиц, теплота - в хаотическом.
Рассмотрим процесс расширения идеального газа при t=const
1. Процесс обратимый
d- бесконечно малая из функции состояния
p внутр= p вн
2. Процесс необратимый
Таким образом, величина механической работы не является функцией состояния. Зависит от пути перехода процесса из одного состояния в другое и поэтому ее малое изменение теплоты будет обозначать.
I закон термодинамики.
Формулировка: внутренняя энергия системы является функцией состояния, это значит что не важно по какому пути идет процесс.
Рассмотрим частные случаи.
1. При р=const
Энтальпия
Физический смысл энтальпий - это тепловой эффект реакции при р=const.
2. При V=const
Физический смысл - тепловой эффект реакции при V=const
Термохимия. Закон Гесса.
Тепловой эффект реакции обусловлен тем, что энергия продуктов отличается от энергии реагентов.
Выделение тепла (реакция экзотермическая)
Поглощение тепла (реакция эндотермическая)
Если реакция проходит через ряд промежуточных состояний, то тепловой эффект реакции не зависит от пути перехода системы из одного состояния в другое, а зависит только от значения параметров системы в конечном и начальном состояниях.
I следствие закона Гесса: тепловой эффект реакции равен разности сумм теплот образования продуктов и реагентов с учетом стехиометрических коэффициентов, стоящих в уравнении реакции.
nj, ni- стехиометрические коэффициенты - теплота образования
Тепловое эффект реакции - образование 1 моль сложного вещества из простых.
o - стандартное состояние
Все теплоты образования измеряются для стандартного состояния (298К, Па, для жидкостей с концентрацией 1 моль в 1 литре, для твердых веществ выбирается наиболее устойчивая кристаллографическая модификация)
В термохимии теплоты образования простых веществ условно принимаем равных нулю.
I следствие закона Гесса: тепловой эффект реакции равен разности сумм теплот сгорания реагентов и продуктов с учетом стехиометрических коэффициентов, стоящих в уравнении реакции.
Теплота сгорания - тепловой эффект реакции полного сгорания одного моля вещества в токе калориметра при атмосферном давлении.
Задача. Определить теплоту сгорания
(кДж/моль) : -873,79 -1966,91 2254,21 0
= (-873,79-1566,97)-(-2254,81)=13,51- экзотермическая реакция, т.е. на 1 моль уксусной кислоты выделяется 13,51 тепла.
Зависимость теплового эффекта реакции от температуры. Уравнение Кирхгофа.
Теплоемкости
то тепло, которое нужно сообщить 1 моль вещества, чтобы нагреть на.
Для того чтобы рассчитать тепловой эффект реакции при температуре, нужно рассчитать тепловой эффект при 298К изменения теплоемкости денной реакции (разность сумм тепловых эффектов продуктов и реагентов с учетом стехиометрических коэффициентов)
Несмотря на то, что теплоемкость зависит от температуры, для расчетов будем считать, что теплоемкость не зависит от температуры и температуру будем брать 298 К.
II закон термодинамики. Существует функция состояния S называется энтропией. dS-полный дифференциал, который в обратимых процессах равен
dS = , в необратимых - dS . =
Для изолированных систем теплообмена с окружающей средой не происходит, поэтому для обратимых процессов, для необратимых.
Для изолированных систем самопроизвольно протекающих процессов (необратимые процессы) идут с возрастанием энтропии.
Если система находится в термодинамическом состоянии 1, которое соответствует числу микросостояний, то система переходит в термодинамическое состояние 2, если ему соответствует большее число микросостояний
Физический смысл энтропии - мера молекулярного беспорядка.
Чем больше хаотичность, те больше S.
Для расчета изменения энтропии в ходе реакции надо знать всех участвующих в реакции.
Стандартные значения энтропий всех веществ при 298 К приводятся в справочнике термодинамических величин.
III закон термодинамики.
Энтропия идеального кристалла при температуре абсолютного 0 по Кельвину равна S=0.
Идеальный кристалл - кристалл, в котором атомы занимают все узлы кристаллической решетки в строгом соответствии с геометрическими законами. При 0 К в таком кристалле полностью отсутствует колебательное, вращательное, поступательное движение частиц, т.е., одно единственное микросостояние описывается одним единственным макросостоянием.
Расчет изменения энтропии при нагревании.
Процессы фазовых переходов являются изобарно-изотермическими и обратимыми, поэмому изменение энтропии для обратимого процесса равно отношению теплоты образования продукта к температуре.
Энергия Гиббса.
Изменение энергии Гиббса как критерий самопроизвольного течения процесса в закрытых системах.
Обратимый процесс Необратимый процесс
DG- изотермический потенциал
DG=DH-TDS < 0
(энергия Гиббса)
Изохорно-изотермический потенциал
Состояние равновесия
Физический смысл изменения энергии Гиббса: максимально полезная работа, которая совершает система.
Если есть фазовый переход
Физический смысл: если энтальпия характеризует стремление системы к упорядоченности (т.е. к понижению запаса энергии), то энтропия характеризует стремление системы к хаотичности, а энергий Гиббса является результатирующей величиной этих противоположно направленных процессов.
Химическое равновесие.
Термодинамика дает возможность определить не только направление процесса (по знаку энергии Гиббса), но и количественного расчета системы в состоянии равновесия.
Рассмотрим гомогенную газообразную реакцию
константа равновесия
Константа равновесия равна отношению парциальных давлений продуктов к парциальным давлениям исходных веществ в степенях равных их стехиометрическим коэффициентам.
Условия смещения химического равновесия (принцип Ле Шателье)
Формулировка: если на систему, находящуюся в равновесии, извне действует сила, то равновесие смещается в том направлении, которое ослабляет приложенное воздействие.
I. Влияние температуры на смещение равновесия (изобара Вант-Гоффа)
Повышение температуры способствует протеканию той реакции, которая уменьшает положенное тепло, смещает равновесие в сторону изотермической реакции.
Чем больше, тем больше температура влияет на смещение равновесия.
II. Влияние давления на смещение равновесия.
равновесие
Давление газообразных систем обусловлено числом ударений молекул о стенки сосуда.
При увеличении давления равновесие смещается в сторону тех веществ, которые занимают меньший объем (в сторону уменьшения числа молекул).
III. Влияние состава.
Увеличение концентрации одного из реагентов способствует смещению равновесия в сторону образования продуктов реакции.
Основным уравнением для расчета химического равновесия по таблице термодинамических величин является
(все вещества газы) при Т = 600К.
(кДж) (Дж/моль)
7,22 Дж/моль К
При подстановке получим:
Ответ: - 84%
Чем больше отрицательная энергия Гиббса, тем больше значение константы равновесия, следовательно, в равновесной системе будут преобладать продукты реакции.
Если константа равновесия меньше 1, то энергия Гиббса больше 0.
Химическая кинетика.
Химическая кинетика - это раздел физической химии, которая изучает протекание процессов во времени.
Средняя скорость - изменение концентрации реагентов или продуктов за определенный промежуток времени.
Истинная (мгновенная) скорость
Cкорость реакции всегда величина положительная, а знак зависит от того, какую концентрацию берет, исходных веществ или продуктов («-» -исходные вещества, «+»- продукты). Тангенс угла наклона касательной к кривой позволяет рассчитать истинную скорость в каждый момент времени.
Для гетерогенных реакций:
S-поверхность раздела масс.
Закон действующих масс.
Закон действующих масс - это основной закон формальной кинетики.
Рассмотрим гомогенную реакцию, где все вещества в газообразных состояниях. Формулировка закона: скорость реакции прямо пропорциональна концентрации реагирующих веществ в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам.
Физический смысл константы скорости - скорость реакции, если концентрация равна 1.
Задача. Как изменится скорость прямой реакции, если давление увеличить в 3 раза.
Если давление увеличивается в 3 раза, то и концентрация увеличивается в 3 раза (уравнение Менделеева-Клайперона)
Ответ: увеличится в 27 раз
Для гетерогенных реакций скорость зависит только от концентрации газообразных веществ, т.к. у твердых веществ она есть величина постоянная.
Порядок реакции обозначается n, определяется суммой показателей степеней в законе действующих масс. Для элементарных реакций, которые протекают в одну стадию, порядок и молекулярность совпадают, для сложных - не совпадает.
Изучение порядка реакции является методом изучения ее механизма.
1) Кинетическое уравнение I порядка (все реакции распада)
Пусть в начальный момент времени концентрация - а молей/литр. Если в момент времени
Х молей вещества а, то
Таким образом, для реакции I порядка графиком в координатах InC() является прямая с отрицательным наклоном, и tg позволяет рассчитать константу скорости
2) Кинетическое уравнение реакции II порядка
Считаем, что первоначальная концентрация веществ равна.
Если в момент времени прореагировало а молей/литр, то
3) Кинетическое уравнение реакции III порядка Если нив одном из случаев InC , прямая не получилась, то механизм реакции является сложным, т.е. реакции протекает в несколько стадий. Общая скорость всей реакции равна сумме скоростей всех стадий.
Второй характеристикой реакции I порядка является период полураспада
Влияние температуры на скорость реакции. Уравнение Вант-Гоффа.
При повышении температуры на каждые 1С скорость реакции возрастает на 2-4 раза.
правило Вант - Гоффа
Теория Аррениуса.
Основные положения:
Энергия активации - эта та минимальная энергия, которую нужно сообщить молекуле, чтобы произошло химическое взаимодействие.
С ростом температуры энергия активации растет.
где K- константа скорости, А- предэкспотенциальный множитель, R-универсальная газовая постоянная, Т-температура в Кельвинах.
1) Аналитический
Разделим (1) уравнение на (2)
Если известны значения двух констант скоростей при двух температурах, то можно рассчитать величину энергии активации реакции.
2) Графический
Недостатки теории Аррениуса:
Некоторая реакция протекает за 16 мин при температуре 2 За сколько эта реакция будет протекать при температуре 5, если =3.
На практике чаще встречаются не чистые газы, а их смеси. Компоненты смеси занимают один и тот же объем и имеют одинаковую температуру. Концентрация смеси равна сумме концентраций компонентов смеси, т. е.
Тогда по формуле (4.5) давление смеси равно:
Введем обозначения:
где 
- парциальные давления.
В общем случае для описания движения микрочастиц, необходимо применять законы квантовой механики . Статистическая физика, описывающая макросистемы, состоящие из микрочастиц, движение которых описывается законами квантовой механики, называется квантовой статистикой .
Одним из основных понятий статистики (как классической, так и квантовой) является вероятность . Пусть какая-либо физическая система может находиться в различных физических состояниях. Предположим, что эти состояния дискретны, т.е. характеризующие их физические величины изменяются скачками и каждое состояние характеризуется определенным значением х i некоторой физической величины х.
В некоторых состояниях система будет проводить большее время, в некоторых - меньшее. Будем измерять величину х некоторое число раз N. Обозначим N i - число измерений, каждое из которых дает значение измеряемой величины х, равное х i . Вероятность w i того, что величина х имеет значение х i , называется предел отношения числа N i к полному числу измерений N при стремлении N к бесконечности, т.е.:
(1.16)
Дискретное значение физических величин - характерная особенность всех микрочастиц (атомов, молекул). Например, энергия вращательного и колебательного движения молекулы может меняться только дискретно, скачками. Про такую величину говорят, что она квантуется.
Вместе с тем, можно с большой точностью считать, что энергия поступательного движения молекул не квантуется, т.е. изменяется непрерывно, значит, непрерывно меняется и скорость молекул газа, а также и координата молекул в пространстве. Для непрерывной случайной величины, например, скорости молекулы v, вероятность dw v того, что скорость молекулы v принимает значения в интервале от v до v + dv вычисляется так:
(1.17)
здесь N - полное число измерений скорости, dN v - число измерений, в которых скорость молекулы попали в интервал от v до v + dv.
Очевидно, что:
Это следует из определения вероятности (1.17):
Аналогично и для непрерывной случайной величины. Из (1.18) следует, что:
(1.19)
Барометрическая формула дает зависимость давления р идеального газа, находящегося в однородном поле тяжести при постоянной температуре Т, от высоты z:
(1.20)
где p o - давление при z = 0, m o - масса молекулы, k - постоянная Больцмана .
Максвеллом было получено следующее соотношение:
(1.23)
здесь - вероятность обнаружения молекулы в бесконечно малом прямоугольном параллелепипеде в пространстве скоростей, изображенном на рис. 1.3.
Другими словами, это вероятность того, что молекула имеет проекцию скорости на ось х в интервале от v х до v х + dv х и в подобных же интервалах для значений v y и v z .
Из (1.23) видно, что вероятность не зависит от направления вектора , а зависит только от его модуля. Поэтому в формуле (1.23) в качестве элементарного объема в пространстве скоростей вместо прямоугольного параллелепипеда можно взять бесконечно тонкий сферический слой (см. рис. 1.4), радиус которого v, а толщина dv. В этом элементарном объеме все модули скоростей с отклонением, не превышающем dv, равны v. Перейдем, таким образом, от dv х, dv y ,dv z к 4πv 2 dv, где 4πv 2 - площадь сферы в пространстве скоростей, изображенной на рис. 1.4.
После чего формула (1.23) принимает вид:
(1.24)
Формулу (1.24) обычно записывают в виде:
(1.25)
где 
(1.26)
Полученную Д.К. Максвеллом функцию F(v) принято называть функцией распределения вероятностей или функцией распределения Максвелла.
Из (1.25) следует, что:
поэтому F(v) называют еще и плотностью вероятности.
График функции распределения Максвелла приведен на рис. 1.5.
