- •1. Вступ
- •1.1. Предмет і мета дисципліни "Фізична хімія"
- •1.4. Тематичний план та зміст лекційного курсу 6 тетраместру
- •1.5. Індивідуальні та домашні завдання для самостійної роботи студентів
- •2. Розрахункові завдання
- •2.1. Основні поняття хімічної термодинаміки
- •2.1.1. Основні визначення
- •2.1.2. Перший закон термодинаміки
- •2.1.3. Закон Геса
- •2.1.4. Теплоємність
- •2.1.5. Закон Кірхгофа
- •2.1.6. Другий закон термодинаміки
- •2.1.7. Постулат Планка
- •2.1.8. Термодинамічні потенціали
- •2.1.9. Рівняння Гібса-Гельмгольца
- •2.1.10. Хімічний потенціал.
- •2.1.11. Хімічна рівновага. Стандартна і емпіричні константи рівноваги.
- •2.1.12. Рівняння ізотерми хімічної реакції Вант-Гофа
- •2.1.13. Рівняння ізобари і ізохори хімічної реакції. Вплив температури, тиску і домішок інертних газів на рівновагу реакції.
- •2.1.14. Обчислення констант рівноваги із стандартних величин термодинамічних функцій за рівнянням Тьомкіна – Шварцмана.
- •2.2. Приклади розв'язання задач
- •2. При адіабатичному стисненні робота розраховується наступним чином:
- •Використовуючи отримане значення т2 визначаємо роботу адіабатичного стиснення
- •Визначаємо зміну ентропії для реакції при стандартних умовах (величини ентропій вихідних речовин та продуктів реакції відповідно даних з довідника):
- •Рівноважна 3-3/4·х 1-1/4·х х Константа рівноваги має такий вираз
- •Прореагувало і утворилося 3х х 4х
- •Тоді, константа рівноваги Кn складає:
- •Якщо тепловий ефект δн не залежить від температури, тоді тепловий ефект хімічної реакції визначаємо за наближеною формою рівняння ізобари:
- •2.3. Багатоваріантні задачі
- •3. Индивідуальне розрахунково-графічне завдання
- •3.1. Пояснення для вирішення завдання
- •3.1.1. Розрахунок константи рівноваги хімічної реакції
- •3.1.2 Розрахунки виходу продуктів реакції
- •3.1.3. Розрахунок залежності виходу аміаку від тиску та температури
- •3.1.4. Розрахунки рівноваги в реальних системах
- •3.2. Багатоваріантне графічно-розрахункове завдання
- •4. Перелік контрольних запитань
- •4.1. Перелік запитань для самоконтролю
- •4.2. Питання до екзаменаційних білетів
- •4.2.1. Теплоємність, перше начало термодинаміки, термохімія
- •4.2.2. Друге і третє начало термодинаміки
- •4.2.3. Хімічна рівновага
- •5. Нарахування рейтингових балів
- •5.1. Таблиця відповідності рейтингових балів за національною та європейською шкалами
- •5.2. Правила нарахування рейтингових балів
- •5.3. Таблиця відповідності оцінок та балів за європейською і національною шкалами
- •6. Список рекомендованої літератури Основна література
- •Перелік позначень
2.1.9. Рівняння Гібса-Гельмгольца
Рівняння Гібса-Гельмгольца має такий вигляд:
для ізохорно-ізотермічних процесів
для ізобарно-ізотермічних процесів,
де - зв'язана енергія або зв'язана теплота, тобто та частина енергії, яка не може бути перетворена в роботу.
Характеристичні функції – це функції стану системи, за допомогою яких та їх похідних різноманітних порядків за відповідними параметрами можуть бути виражені в явному вигляді всі термодинамічні властивості системи. {характеристичними функціями можуть бути U, H, F , G , а також T, S та V.
2.1.10. Хімічний потенціал.
Хімічний потенціал (μ) і-ої речовини дорівнює зміні енергії Гібса при додаванні 1 молю цієї речовини в умовах сталості температури и тиску до такої великої кількості реакційної суміші, що склад її практично не змінюється:
Хімічний потенціал є інтенсивною величиною:
, або .
Хімічний потенціал використовується для опису відкритих багатокомпонентних систем, маси яких можуть бути несталими внаслідок хімічних реакцій, процесів випаровування, кристалізації і т. ін. В залежності від умов:
.
Для 1 моля однокомпонентної системи однофазної системи хімічний потенціал дорівнює термодинамічному потенціалу 1 моля чистої речовини: .
Хімічний потенціал є критерієм спрямованості процесів у відкритих системах:
умови рівновага - , ;
умови довільності процесу - .
Речовина може довільно переходити з фази, де його хімічний потенціал вище, в фазу, де його хімічний потенціал нижче. Умови рівноваги: .
Значення хімічного потенціалу можна розрахувати через тиск, концентрацію або активність речовини: , або , де - стандартний хімічний потенціал.
2.1.11. Хімічна рівновага. Стандартна і емпіричні константи рівноваги.
Хімічна рівновага – такий стан хімічної реакції, в якому виконуються наступні умови:
а) швидкість прямої та оборотної реакцій однакові (динамічна рівновага);
б) при сталих Т, Р або при сталих Т, V (термодинамічна рівновага).
За законом діючих мас стандартна константа рівноваги (К0) чисельно позначується через приведені рівноважні тиски вихідних речовин та продуктів реакції.
Для реакції aA + bB = dD + cC К0 має наступний вигляд:
,
де - приведений рівноважний тиск, який визначається через парціальний тиск (Рі) відносно стандартного тиску (Р0), який дорівнює 101325 Па: .
На практиці для опису хімічних рівноваг використовують емпіричні константи рівноваги (Kp, Kc, Kn, Kx):
; ; ; ,
де - рівноважні парціальні тиски, рівноважні концентрації, рівноважні мольні долі та рівноважні числа молей відповідно. Виходячи з цього розмірність констант визначається таким чином: ; ; , - різниця між сумою стехіометричних коефіцієнтів при газоподібних продуктах та сумою стехіометричних коефіцієнтів при газоподібних вихідних речовинах.
Між константами рівноваги існує такий зв’язок:
; ; ; .
2.1.12. Рівняння ізотерми хімічної реакції Вант-Гофа
Для реакції aA + bB = dD + cC рівняння ізотерми Вант-Гофа має вигляд:
де , , , - парціальні нерівноважні тиски реагентів в момент початку реакції, а носить назву спорідненості реакції.
Якщо , то реакція перебігає в бік утворення продуктів. Якщо ж , то збільшується концентрація вихідних речовин.
Стандартна хімічна спорідненість ( ) :
.