Тема лекции 1 Термодинамика химического равновесия и

Тема лекции № 1: Термодинамика химического равновесия и растворов.

Химическая термодинамика Изолированная система m=0 Е = 0 Закрытая система m=0 Е ≠ 0 Открытая система m≠ 0 Е ≠ 0

Химическая термодинамика l l l l Функциями состояния являются следующие величины: Температура (Т) Объем (V) Давление (P) Внутренняя энергия (U) Энтальпия (H) Энтропия (S) Свободная энергия Гиббса (G)

Химическая термодинамика Математическое выражение первого начала термодинамики Q = U + W

Химическая термодинамика При изохорном процессе V = const, тогда V = 0, W = Р×∆V, то W = 0 Уравнение I начала термодинамики принимает вид: QV = UV

Химическая термодинамика При изобарном процессе P = const Н = U + PV Qp = H 2 – H 1 Qp = H

Химическая термодинамика I закон термодинамики для изобарных процессов ∆Нр = ∆U + P∆V

Химическая термодинамика ЗАКОН ГЕССА Тепловой эффект реакции при постоянном объеме или давлении не зависит от пути процесса, а зависит от начального и конечного состояния системы

Химическая термодинамика Стандартные условия Т = 298 К Р = 1, 013× 105 Н/м 2

Химическая термодинамика Первое следствие из закона Гесса: H 0 = n H 0298 обр. пр. р. - n H 0298 обр. исх. в-в.

Химическая термодинамика Второе следствие из закона Гесса H 0 сгор = n H 0 298 сгор. исх. в-в. - n H 0298 сгор. пр. р.

Химическая термодинамика Интегральная форма закона Кирхгофа ∆НТ 2= ∆НТ 1+ ∆Ср(Т 2 -Т 1) ∆UТ 2= ∆UТ 1+ ∆Сv(Т 2 -Т 1) Cр0=а. Т+в. Т 2+с. Т 3

ВТОРОЕ НАЧАЛО ТЕРМОДИНАМИКИ. АНАЛИТИЧЕСКОЕ ВЫРАЖЕНИЕ 2 -го НАЧАЛА ТЕРМОДИНАМИКИ

[S] = Дж/К, [ΔS] = Дж/моль×К

Условие самопроизвольного протекания процессов в изолированной системе ΔS > 0

МАТЕМАТИЧЕСКОЕ ВЫРАЖЕНИЕ 2 -ГО ЗАКОНА ТЕРМОДИНАМИКИ ΔS ≥ 0

РАСЧЁТ ЭНТРОПИИ РЕАКЦИИ S 0298= ∑n×S 0 прод. р-ции - ∑n×S 0 исх. в-в Δ Уравнение БОЛЬЦМАНА S = k lg. W

Свободная энергия Гельмгольца F = U –TS

l УРАВНЕНИЕ ГИББСА ΔG 0 = ΔH 0 – TΔS 0

-∆F = Амах -∆G 0 = Амах - Р∆V = Амах

Энергия Гиббса Условие возможности протекания реакции в прямом направлении без затраты энергии ΔG < 0 ΔG< 0, то реакция неосуществима в прямом направлении ΔG = 0, то система находится в состоянии равновесия

Расчёт изменения свободной энергии Гиббса G 0 = n G 0 298 обр. пр. р. - n G 0 298 обр. исх. в-в.

АНАЛИЗ УРАВНЕНИЯ ГИББСА 1) ΔG 0 < 0, если ΔН 0 < 0, ΔS 0 > 0 2) ΔG 0 < 0, если ΔН 0<0, ΔS<0 при низких температурах и ΔS – очень мало |ΔH|>|ТΔS| 3)ΔG 0 < 0, если ΔН 0 > 0, ΔS 0 > 0 - при высоких температурах, |ТΔS |>|ΔH|

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ а. А + в. В ↔ с. С + d. D [C], [D], [A], [B] – равновесные концентрации веществ, моль/л c, d, a, b – стехиометрические коэффициенты реакции

Выражение константы равновесия через парциальное давление

Изобара химической реакции Уравнение изобары химической реакции после интегрирования

Изохора химической реакции