Химическое и динамическое равновесие

Август 8, 2022

Главная
Физика
Химическое и динамическое равновесие

Содержание

2. Динамическое равновесие реакция νаA + νbB ⇔ νсC + νdD t= 0 CA= (CA)0 CB= (CB)0
3. Константа равновесия К, её размерность. Связь между К (кинетич.) и стандартной К 0 (термодинам.) К≡KX -
4. Расчет равновесного состава(концентраций) газовой смеси 1. Расчет К0(Т) Для определенной Т рассчитывают → ΔrG0(T)=ΔrH0(T) –Т·ΔrS0(T). Затем
5. Пример. Диссоциация АВ при Р -const и температуре Т АВ = А + В ni САВ-z
6. Равновесие в растворах(дисперсных системах)
7. Электролитическая диссоциация С0 α → 1 КД → ∞
8. Ионное произведение воды H2O ⇔ H+ + OH- Нейтральная среда [H+] = [OH–] = 10-7 [моль/л]
9. Водородный показатель pH = –lg[H+] Нейтральная среда pH = 7 Кислая среда pH Щелочная среда pH
10. Растворы кислот и оснований МеOH ⇔ Ме+ + OH- Слабые электролиты α →0 Сильные электролиты α
11. Многоосновные кислоты и основания H2An ⇔ H+ + НAn- HAn- ⇔ H+ + An2- Ка1 >>
12. Гидролиз солей α→1 МеAn → Ме+ + An- Гидролиз по катиону Гидролиз по аниону
13. Примеры гидролиза солей 1) Kb→0; Ka→ ∞ CuSO4 → Cu2+ + SO42- 2 CuSO4+ 2 H2O
14. Произведение растворимости - ПР [Kat+] = x·S [моль/л] [An-] = y·S [моль/л]
15. Фазовые равновесия ΔG=0 Фазовый переход скачек: ΔH, Δ S, Δc, ΔV…. Число фаз в системе –
16. Число компонентов – К (независимые составные части системы) Число видов молекул, необходимое и достаточное для образования
17. Диаграмма состояния однокомпонентной системы (К=1) Н2О Ф=2 С=1+2-2=1 Ф=3 С=1+2-3=0 Ф=1 С=1+2-1=2 Ж Г(пар) Т Tкип=f(Р)
18. Примеры процессов.
19. Двухкомпонентная система [К=2(вода+ растворенное вeщество А)], молекулярный раствор. α→ 0 p 0–давление насыщенного пара (Н2Опар )
20. Диаграмма состояния молекулярного раствора (К=2) СА
21. Кипение и кристаллизация растворов Повышение температуры кипения раствора по сравнению с чистым растворителем (ΔТкип) прямо пропорционально
22. Эбуллиоскопические и криоскопические постоянные некоторых растворителей
24. Скачать презентацию

Слайд 2

Динамическое равновесие
реакция νаA + νbB ⇔ νсC + νdD
t= 0 CA=

(CA)0 CB= (CB)0 CE= 0 CD=0

Слайд 3

Константа равновесия К, её размерность. Связь между К (кинетич.) и стандартной

К 0 (термодинам.)
К≡KX - концентрации задаются мольными долями [безразмерная величина]

К≡Kp - концентрации задаются парциальными давлениями - [(Па)Δν ]
Δν = (νc+ νd) - (νa+ νb)
К≡KC – концентрации задаются молярной концентрацией - [(моль/л)Δν ]

р0 = 1,013⋅105 Па стандарт.давление

Слайд 4

Расчет равновесного состава(концентраций) газовой смеси
1. Расчет К0(Т)
Для определенной Т рассчитывают →

ΔrG0(T)=ΔrH0(T) –Т·ΔrS0(T). Затем →

КX → Xi при Р –const
(р0 = 1,013⋅105 Па-стандартн.давление)

Кр → рi - при V - const

2. Расчет КX или Кр

Слайд 5

Пример. Диссоциация АВ при Р -const и температуре Т
АВ =

А + В

ni САВ-z z z

t=0 САВ 0 0

Слайд 6

Равновесие в растворах(дисперсных системах)

Слайд 7

Электролитическая диссоциация
С0
α → 1 КД → ∞

Слайд 8

Ионное произведение воды
H2O ⇔ H+ + OH-
Нейтральная среда [H+] = [OH–]

= 10-7 [моль/л]

Кислая среда [H+] > 10-7 [OH–] <10-7 [моль/л]

Щелочная среда [H+] < 10-7 [OH–] > 10-7 [моль/л]

Слайд 9

Водородный показатель
pH = –lg[H+]
Нейтральная среда pH = 7
Кислая среда pH <

7

Щелочная среда pH > 7

pОH = –lg[ОH–]

pH + pОH = 14

Слайд 10

Растворы кислот и оснований
МеOH ⇔ Ме+ + OH-
Слабые электролиты α →0

Сильные электролиты α →1

рН = –lg[α⋅Скисл]

pH = 14 + lg[α⋅Cосн]

HAn ⇔ H+ + An-

Слайд 11

Многоосновные кислоты и основания
H2An ⇔ H+ + НAn-
HAn- ⇔ H+

+ An2-

Ка1 >> Ка2

Ме(OH)2 ⇔ МеOH+ + OH-

МеOH+ ⇔ Ме2+ + OH-

Кb1 >> Кb2

Слайд 12

Гидролиз солей
α→1 МеAn → Ме+ + An-
Гидролиз по катиону
Гидролиз по аниону

Слайд 13

Примеры гидролиза солей
1) Kb→0; Ka→ ∞
CuSO4 → Cu2+ + SO42-
2

CuSO4+ 2 H2O ⇔ [CuOH]2 SO4 + H2 SO4

2) Ka→0; Kb→ ∞

pH <7

4) Ka→ ∞; Kb→ ∞

3) Ka→0; Kb→ 0

Na3РO4 → 3Na+ + РO43-

Na3РO4+ H2O ⇔ Na2HРO4+ NaOH

pH >7

Гидролиза нет

pH=7

NH4NO2 → NH4+ + NO2-

pH≈7

(Na++Cl-)

Cu2+ + H2O ⇔ CuOH+ + H+

РO43- + H2O ⇔ HРO42-+ OH-

NH4+ + H2O ⇔ NH4OH + H+

NO2- + H2O ⇔ НNO2 + OH-

Слайд 14

Произведение растворимости - ПР
[Kat+] = x·S [моль/л]
[An-] = y·S

[моль/л]

Слайд 15

Фазовые равновесия
ΔG=0
Фазовый переход
скачек: ΔH, Δ S, Δc, ΔV….
Число фаз в системе

– Ф (фаза-совокупность однородных частей системы с одинаковыми физ.и хим.свойствами)

Слайд 16

Число компонентов – К (независимые составные части системы)
Число видов молекул, необходимое и

достаточное для образования всех фаз системы, за вычетом числа независимых реакций в системе

К=3

К=3–1=2

N2+3H2 ⇔ 2NH3

Число термодинамических степеней свободы - С

Число независимых параметров равновесия (p, T, C), которые могут произвольно изменяться (в определенном интервале) и при этом не изменяется число фаз в системе и ее строение

Правило фаз Гиббса - С = К + 2 – Ф

Слайд 17

Диаграмма состояния однокомпонентной системы (К=1)
Н2О
Ф=2 С=1+2-2=1
Ф=3
С=1+2-3=0
Ф=1 С=1+2-1=2
Ж
Г(пар)
Т
Tкип=f(Р) Р нас=f(T)

Слайд 18

Примеры процессов.

Слайд 19

Двухкомпонентная система [К=2(вода+ растворенное вeщество А)], молекулярный раствор.
α→ 0
p

0–давление насыщенного пара (Н2Опар ) над растворителем Н2О
р–давление (Н2Опар )
над раствором(Н2О+А)

Двухфазное равновесие

С = 2 + 2 – 2 = 2

1) Т⇔Ж; Ж ⇔ Г

2) Т⇔ Г

Ф=3 С = 2 + 2 – 3 = 1

Слайд 20

Диаграмма состояния молекулярного раствора (К=2)
СА

Слайд 21

Кипение и кристаллизация растворов
Повышение температуры кипения раствора по сравнению с

чистым растворителем (ΔТкип) прямо пропорционально концентрации растворенного вещества

См [моль/кг] – моляльная концентрация

Kэб [К⋅кг/моль]– эбуллиоскопическая постоянная растворителя

Понижение температуры кристаллизации раствора по сравнению с чистым растворителем прямо пропорционально концентрации растворенного вещества

Kкр [К⋅кг/моль]– криоскопическая постоянная растворителя

ΔТкип = Kэб⋅См

ΔТкр = Kкр⋅См

Слайд 22

Эбуллиоскопические и криоскопические постоянные некоторых растворителей