Химическое равновесие с точки зрения термодинамики

Закон Авогадро

V₁=V₂ то m₁/m₂=M₁/M₂

Закон эквивалентов

m_a/m_в=М_эк(А)/М_эк(В)=(М(А)/z_a)/(M(B)/z_в)

Концентрация

1.Массовая доля w=m_В/m_Р=m_в/V_р*r_р

2.Молярная концентрация С_В=n_В/V_Р С_экв(В)=n_ЭКВ/V_Р

3. Моляльная концентрация m=n_B/m_p-ля

4. Титр Т=m_B/V_P

5. Молярная доля X_B=n_B/å(n_A+n_B+…) X_i=n_i/ån_i

Н-энтальпия S-Энтропия G-энергия Гиббса

Основные законы термодинамики

Q=êU+W при p=const Q_p=êU+pêV

Q_P=ê (U+pV) U+pV=H Q_P=êH

êrH=åH_K-åH_H êrH-энергетический эффект хим р-и

êrH>0 поглощение êrH<0 выделение экзотермическое

тепловой эффект образования ê_FH и сгорания ê_СH

C_(K)+O_2(Г)=CO₂ êrH=ê_FH(CO₂)

CH_4(Г)+2O_2(Г)=СО_2(Г)+2H₂O êrH=êcH(CH4)

Стандартные условия Т=298,15К Р=101325 Па

Закон Гесса

Тепловой эффект химической реакции при V или Р =const

Не зависит от промежуточной стадии.

Термохимические ур-я можно «+» или «-».

Следствия:

1) Суммарный тепловой эффект циклического пр-са=0

2) êrH=åê_FH_(K)-åê_FH_(H) 3) êrH=åê_CH_(H)-å ê_CH_(K)

êrS=åS_(K)-åS_(H) S=RlnW

Энергия Гиббса-Гельмгольца

G=H-TS êG=êH-TêS - êG=W_max G-энергия Гиббса,

W-работа êG=0 – состояние равновесия

Химическое равновесие с точки зрения термодинамики

a -любая кроме равновесной актив. i-го комп-та

Па(к)/Па(н)=Ка Ка-const хим. равовесия.

Пс(к)/Пс(н)=Кс – концентрационная

Па(к)/Па(н)=К(каж) êrG⁰=-RTlnKa

V= KC_AC_B² C-молярная концентрация

[A]-ф-ла в-ва V= K[A][B]² V -скорость Если в газе V =KP_AP_B²

Коэффициент Вант-Гоффа.

если конц. то вместо V®К если

Уравнение Аррениуса lnK= - Ea/RT+C