Содержание
- 2. Примеры самопроизвольных процессов Газ расширяется и заполняет свободный объём, но спонтанно не сжимается до меньшего объёма;
- 3. Рассмотрим ещё примеры, поясняющие сказанное выше. Пусть в колбах (1) и (2) находятся 2 идеальных газа
- 4. Пусть мы хотим удалить примеси из кристалла Ge. Известно, что для полупроводниковой техники необходимо иметь Ge
- 5. Из этих примеров очевидно, что имеется нечто, не связанное непосредственно с энергией, что характеризует направление спонтанного
- 6. Ситуацию можно проиллюстрировать, рассмотрев скачущий мяч. Общеизвестно, что после нескольких скачков мяч не поднимается на прежнюю
- 7. Теперь можно понять, почему направление спонтанного изменения будет именно таким, каким мы его описали. Энергия мяча
- 8. То же относится к примеру с двуокисью углерода и алмазом. Энергия, запасённая в небольшом упорядоченном кристалле
- 9. ЭНТРОПИЯ. Рассмотрим 2 сосуда, соединённых между собой. Сосуд 1 имеет объём Vi, а объём сосуда 2
- 10. В этом смысле равновесное состояние – это наиболее вероятное состояние. Спонтанное изменение имеет направление: от ситуации
- 11. Вероятность того, что один атом попадёт в левую половину сосуда равна ½ . Это есть отношение
- 12. Здесь указаны все возможные распределения 3-х молекул по двум половинам контейнера. Благоприятной является лишь 1 единственная
- 13. Итак, мы установили, что: 1) система изменяется спонтанно в направлении большего рассеивания энергии; 2) для идеального
- 14. Свободная энергия Гиббса Рассмотрим некоторую химическую реакцию. Например, образование аммиака: N2 + 3 H2 ⇄ 2
- 15. Из предыдущего изложения известно, что мерой изменения энергии системы является величина и знак ΔН, а мерой
- 16. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ Для любой химической реакции: аА + bB + cC + … = lL +
- 17. Но, кроме того, для любой реакции положение равновесия при 25°С (298.16К) определяется величиной ΔG°, которую как
- 18. Для реакций, в которых ΔG° = 0 К = 1. Очевидно, что чем более отрицательна ΔG°,
- 19. . При этом возможны три случая: 1. Обе величины и ΔН° и ΔS° благоприятствуют протеканию реакции:
- 20. Примеры Случай 1. ½ O2(г) + С(т) = СО(г) ΔG° = – 137.2 кДж/моль ΔН° =
- 21. Случай 2. ΔН° N2(г) + 3 H2(г) 2 NH3(г) Случай 3. Самый редкий. Реакция растворения в
- 22. ЗАВИСИМОСТЬ КОНСТАНТЫ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ ОТ ТЕМПЕРАТУРЫ. ПРИНЦИП ЛЕ-ШАТЕЛЬЕ. Константа равновесия химической реакции (или для любого другого
- 23. Вычитая из одного уравнения другое, получим: Пусть Т1 и выражение в скобке справа > 0. Следовательно,
- 24. Принцип Ле-Шателье. При возмущении системы, находящейся в равновесии, она отвечает на возмущение таким путём, чтобы снять
- 25. Решение. a) Пусть у нас имеется 1 литр смеси газов (т.е. в сосуде объёмом 1 л
- 26. d) Гетерогенные равновесия До сих пор мы ограничивались рассмотрением только гомогенных равновесий, то есть равновесий существующих
- 27. С(т) + O2(г) СO2(г) и запишем для неё обычным образом выражение для константы равновесия Рассмотрим обратимую
- 28. Общее правило: Концентрации чистых конденсированных фаз являются постоянными и принимаются равными 1 (или их можно включить
- 29. Гетерогенные реакции, в которых принимает участие твёрдая фаза, обычно ограничены поверхностью или границей раздела между твёрдой
- 30. Это исключает необходимость введения концентрации твёрдого NH4Cl в выражение для константы равновесия. Примером сдвига равновесия и
- 32. Скачать презентацию