1.2.4 Фазовое равновесие

Равновесие процесса перехода вещества из одной фазы в другую без изменения химического состава называется фазовым равновесием. Примерами фазового равновесия могут быть следующие процессы:

Твердое вещество при плавлении превращается в жидкость;

Жидкость при кристаллизации превращается в твердое вещество;

Жидкость при испарении превращается в пар;

Пар при конденсации превращается в жидкость.

Твердое вещество при возгонке превращается в газ;

Газ при сублимации превращается в твердое вещество.

Фазовое равновесие является динамическим, т.е скорость прямого процесса равна скорости обратного процесса. Как и в случае химического равновесия, условием фазового равновесия является равенство энергии Гиббса процесса нулю: G= 0.

К наиболее общим законам гетерогенного равновесия (химического и фазового) относится правило фаз Гиббса, согласно которому числа степеней свободы С, фаз Ф, независимых компонентов К и внешних условий n, влияющих на равновесие, взаимосвязаны соотношением

С + Ф = К + n,

где С – число степеней свободы, число внешних условий, которые можно изменять в определенных пределах без изменения числа и вида фаз,

n– число внешних параметров, которые оказывают влияние на систему,

К – количество компонентов – химически однородная составная часть вещества, которая может быть выведена из системы.

Ф – число фаз – часть системы, однородная во всех ее точках по химическому составу и свойствам и отделенная от других фаз системы поверхностью раздела.

Перед решением задач необходимо усвоить следующие понятия:

1. Термодинамическая система и их классификация;

2. Термодинамические параметры и термодинамические функции, классификация;

3. Термодинамические процессы;

4. Первый закон термодинамики, применение его к различным процессам;

5. Стандартная теплота сгорания и образования вещества;

6. Термохимия, тепловой эффект химической реакции, закон Гесса и следствия из него. Экзотермические и эндотермические процессы.

7. Второй закон термодинамики. Энтропия. Статистический характер энтропии;

8. Расчет энтропии при протекании различных процессов в стандартных условиях;

9. Термодинамические функции и направление процессов;

10. Скорость химической реакции, механизм реакции, лимитирующая стадия, молекулярность реакции, кинетическая кривая;

11. Закон действующих масс, константа скорости реакции, температурный коэффициент, энергия активации, предэкспоненциальный множитель;

12. Зависимость константы скорости от температуры: правило Вант – Гоффа, уравнение Аррениуса;

13. Каталитические реакции, катализатор, ингибитор, инициатор.

14. Энергетические диаграммы эндотермической и экзотермической реакций, каталитической реакции;

15. Механизм ферментативного катализа, уравнение Михаэлиса – Ментен.

16. Химическое равновесие и константа равновесия;

17. Изотерма и изобара химической реакции;

18. Принцип Ле-Шателье.

Обратить внимание на то, что:

1. При расчете стандартной энергии Гиббса единицы измерения HиTSдолжны совпадать;

2. При расчете константы равновесия, используя уравнение единицы измерения GиRTдолжны совпадать;

3. Направление самопроизвольного протекания процесса можно определить, исходя из:

   1. знака изменения стандартной энергии Гиббса процесса;

   2. анализа энтропийного и энтальпийного факторов;

   3. значение величины константы К;

   4. уравнения изотермы Вант – Гоффа.

4. скорость и константа скорости реакции всегда положительны;

5. размерность предэкспоненциального множителя такая же, как у константы скорости реакции;

6. единицы измерения энергии активации и произведения RTв уравнении Аррениуса должны совпадать;

7. приращение температур t=t₂–t₁в правиле Вант – Гоффа может быть выражено как вС, так и в К.