Физическая и коллоидная химия: Лекция №1

ФИЗИЧЕСКАЯ И
КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ
Лекция № 1 по дисциплине
«ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ»
Направление:
131000 «Нефтегазовое дело»
Профили подготовки: разработка нефтяных месторождений;
геофизика; бурение скважин; транспорт и хранение нефти и газа.
Преподаватель:

Пикула Нина Павловна - доцент кафедры
физической и аналитической химии Института природных
ресурсов Национального исследовательского Томского
политехнического университета, канд.хим.наук
1
Учебный график
Семестр
 Лекции, часов
 Практические занятия, часов
 Лабораторные занятия, часов
 Контрольная работа (ИДЗ)
 Самостоятельная работа, часов
 Форма контроля

2
2
3
6
0
6
1
88
зачет
2
Предмет и содержание
дисциплины «Физическая и
коллоидная химия»

Физическая и коллоидная химия относится
к естественно-научным дисциплинам.
Она является обязательной дисциплиной
в рамках общетехнических дисциплин,
так как является теоретической базой
прикладных и специальных дисциплин.
3
Предмет и содержание дисциплины

Целью изучения дисциплины
является
раскрытие
существа
химических процессов, что позволяет
предсказать ход процесса и дает
возможность управлять этим процессом.
4
Предмет и содержание дисциплины

Задачи изучения дисциплины складываются
из теоретического познания закономерностей
протекания химических процессов,
состояния химического и фазового
равновесия, термодинамики растворов
(неэлектролитов и электролитов),
закономерностей кинетики химических
и каталитических реакций, познания свойств
дисперсных систем и поверхностных явлений,
а также из практического знакомства
с перечисленными закономерностями
в ходе выполнения лабораторных и
контрольных работ.
5
Базовые знания

Для
изучения
дисциплины
«Физическая и коллоидная химия»
студенты должны знать:
- основы общей и неорганической химии,
-основы физики,
-некоторые разделы высшей математики
(производная и дифференциал,
определенный
и
неопределенный
интеграл, разложение в ряд и др.).
6
Порядок изучения дисциплины

1. Посещение лекций-вебинаров и
самостоятельное изучение дисциплины по
рекомендуемой литературе
2. Выполнение трех лабораторных работ и
сдача отчетов по ним
3. Выполнение и сдача индивидуального
домашнего задания (контрольная работа № 1)
3. Сдача зачета по дисциплине.
7
Порядок изучения дисциплины

Самостоятельная работа над учебным материалом
является основным видом
учебных занятий студента-заочника.
Изучать дисциплину рекомендуется по темам,
предварительно ознакомившись с содержанием
каждой из них по программе
8
Порядок изучения дисциплины

Для лучшего усвоения материала
рекомендуется сразу отвечать
на теоретические и практические
вопросы (решение задач) контрольных
заданий.
Параллельно рекомендуется
выполнение лабораторных работ.
9
Контрольные работы

Выполнение контрольных работ и
рецензирование их преподавателем
преследует две цели:
1. Осуществление контроля за работой студента.
2. Оказание помощи студенту в вопросах,
которые оказались для него слабо
усвоенными или непонятными.
10
Общие методические указания
В соответствии с учебным графиком для
студентов, обучающихся по направлению
131000 «Нефтегазовое дело», предусмотрено
выполнение индивидуальных домашних заданий
в виде одной контрольной работы.
Контрольная работа, то есть индивидуальные
домашние задания, включает ответы на
теоретические контрольные вопросы и решение
задач.
11
В контрольную работу входят вопросы и
задачи по каждой теме дисциплины,
которые необходимо выполнить в
письменной форме в соответствии
со своим вариантом.
Индивидуальные контрольные задания
для каждого студента включают
по 23 теоретических вопроса и
решения по 10 задачам по различным
разделам и темам дисциплины
«Физическая и коллоидная химия».
12
Выбор номера вопроса из каждой темы и
номер варианта в каждой задаче проводится
по последней цифре шифра, написанного на
студенческом билете и в зачетной книжке.
Контрольные работы, выполненные не в
соответствии со своим вариантом, на проверку
не принимаются.
13
Варианты контрольных заданий и
методические указания
Вопросы теоретического раздела
Методические указания:
В каждой из 23 тем по теории дайте письменные
ответы на вопросы, номера которых соответствуют
номеру Вашего варианта.
На теоретические вопросы надо отвечать кратко и
четко, давая основные понятия, определения,
формулы и уравнения. Объем ответов на один
теоретический вопрос 0,5 - 1 страница.
14
Задачи контрольного задания
Методические указания:
Для каждой из 10 задач письменно приведите
решения
по
вопросам,
номера
которых
соответствуют номеру Вашего варианта.
При решении задач следует приводить исходные
формулы и их объяснение, преобразование этих
формул, подстановку численных значений
величин и результаты расчетов.
Полученные численные значения величин следует
указывать с их размерностями.
15
Контрольная работа оформляется
в отдельной тетради школьного типа
(или на листах формата А4).
На титульном листе приводятся следующие сведения:
•название учебного заведения;
•название института, направления;
•курс;
•группа;
•вариант контрольной работы;
•название дисциплины;
•фамилия, имя, отчество;
•домашний адрес.
В конце контрольной работы необходимо указать, какие
учебные пособия, учебники или электронные ресурсы были
использованы студентом при изучении дисциплины и
выполнении контрольной работы.
16
Лабораторные работы

Выполнение лабораторных работ и
оформление отчетов по ним
преследует цели:
1. Ознакомление с классическими методами,
используемыми при экспериментальном
определении
физико-химических величин и параметров
2. Освоение методов расчета и обработки
экспериментальных данных.
17
При выполнении работы
Вам следует:
1. Воспользоваться предоставленными
экспериментальными результатами
2. Провести необходимые расчеты и их
анализ
3. Построить соответствующие графики
4. Оформить отчет по работе, обязательно
делая выводы по работе
5. Выслать отчет для проверки.
18
Сдача зачета

К сдаче зачета допускаются студенты,
выполнившие лабораторные и контрольные
работы, предусмотренные программой.
Зачет проводится в устной, письменной или
тестовой форме.
Оценка по дисциплине является общей,
учитывающей результаты лабораторных и
контрольных работ, а также результаты сдачи
зачета.
19
Литература
•Физическая и коллоидная химия: учебное пособие/
Е.В.Михеева, Н.П.Пикула. – Томск: Изд-во Томского
политехнического университета, 2010. – 267 с.
•Стромберг А.Г., Семченко Д.П. Физическая химия:
Учебник для вузов. – М.: Высшая школа, 2006. – 496 c.
•Фридрихсберг Д. А. Курс коллоидной химии. СПб.:
Химия, 2005. - 368 с.
•Краткий справочник физико-химических величин / Под
ред. А. А. Равделя; А. М. Пономаревой. - М.: ТИД "Азbook", 2009. - 239 с.
•Кудряшов И. В., Каретников Г. С. Сборник примеров и
задач по физической химии: Учебное пособие для
вузов. - М.: Альянс, 2008. - 527 с.
20
Определение содержания
физической химии

«Физическая химия это наука,
которая должна на основании
положений и опытов физических
объяснить причину того,
что происходит через химические
операции в сложных телах».
М. В. Ломоносов (1752)
21
Исторические факты

М. В. Ломоносов в Москве (1752)- преподавание;
Н. Н. Бекетов в Харькове (1860) – преподавание;
Шееле в Швеции (1773) и
Фонтана во Франции (1777) - адсорбция газов;
Т. Е. Ловиц в России (1785) - адсорбция из растворов
Лавуазье и Лаплас во Франции (1779–1784) –
теплоемкости веществ и тепловые эффекты реакций;
Деви в Англии и Тенаром во Франции –
каталитические реакции;
Берцелиус в Швеции (1835) - представления о катализе.
22
Раздел 1.
ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА
23
1. ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА
Основные понятия химической
термодинамики
Химическая термодинамика - наука, изучающая
взаимопревращения различных видов энергии, которыми
сопровождаются физико-химические процессы, изучающая
возможность, направленность и предел протекания их
протекания.
Термодинамическая система
Открытая система
Изолированная система
Закрытая система
Экстенсивные термодинамические параметры
Интенсивные термодинамические параметры
Функция состояния системы
Термодинамический процесс
24
Внутренняя энергия (U) – сумма потенциальной энергии
взаимодействия всех частиц тела между собой и
кинетической энергии их движения (поступательной,
колебательной, вращательной, энергии электронных
переходов).
Изменение внутренней энергии может происходить в
двух формах: в форме теплоты и в форме работы.
Теплота (Q) – форма и мера передачи энергии за счет
хаотического столкновения молекул.
Q>0, если тепло подводится к системе,
Q<0, если тепло отводится от системы.
Работа (W) – форма и мера передачи энергии за счет
упорядоченного движения большого числа частиц системы под
действием каких-либо сил.
W>0, если работу совершает сама система,
W<0, если работа совершается над системой.
25
Формулировки первого начала
термодинамики
• в любой изолированной системе общий запас энергии
остается постоянным;
• энергия никуда не исчезает и ни откуда не появляется,
различные виды энергии переходят одна в другую в строго
эквивалентных количествах;
• невозможен вечный двигатель первого рода (Perpetuum
mobile), то есть невозможно построить машину, которая
производила бы работу, не затрачивая на это
соответствующее количество энергии.
26
Математическая запись первого начала
термодинамики в интегральной форме
Q  U  W
Математическая запись первого начала
термодинамики в дифференциальной форме
Q  dU  W
W  pdV  W 
27
Термохимия. Закон Гесса
Тепловой эффект химической реакции
Термохимические уравнения
Закон Гесса – тепловой эффект химической
реакции не зависит от пути протекания процесса, а
зависит только от начального и конечного состояния
системы.
Условия выполнения закона Гесса
28
Математическая запись закона Гесса для изохорноизотермического процесса
QV ,T  dU
QV ,T  U 2  U1  U
Математическая запись закона Гесса для изобарноизотермического процесса
Qp ,T  dH
Qp ,T  H 2  H1  H
H  U  pV
Связь между теплотой в изохорном и изобарном
процессах
Qp  QV  RT
29
Следствия из закона Гесса. Методы расчета тепловых
эффектов химических реакций
1. Расчет по стандартным теплотам образования
0

H
Стандартная теплота образования (
f , 298 ) – тепловой эффект
химической реакции образования 1 моль вещества из простых веществ при
стандартных условиях.
Стандартные условия: Т =25°С = 298К,
р = 1атм = 760 мм.рт.ст.= = 1,013·105 Па.
2 Al  32 S2  6O2  Al2 (SO4 )3
H 0f , 298 ( Al2 ( SO4 )3 )  3441,8кДж / моль
Для простых веществ (N2, O2, H2, C, Cl2) стандартные теплоты
образования равны нулю:
H 0f , 298  0
30
Первое следствие из закона Гесса: тепловой эффект
химической реакции равен разности между суммарными теплотами
образования продуктов реакции и суммарными теплотами
образования исходных веществ:
H r0   j H 0f ,прод   i H 0f ,исх
j
i
4 NH 3 ( г )  3O2 ( г )  2 N 2 ( г )  6 Н 2О( ж)  H х0. р.
H r0  6H 0f ( H 2Oж )  2H 0f ( N 2 )  4H 0f ( NH 3 )  3H 0f (O2 ) 
 6  (285,8)  2  0  4  (45,9)  3  0  1531,2кДж
31
2. Расчет по стандартным теплотам сгорания
0

H
c , 298 ) - тепловой
Стандартная теплота сгорания (
эффект химической реакции сгорания 1 моль вещества до
конечных продуктов сгорания (СO2, H2О, SO2, HCl, N2).
C6 H 5 NO2  142,5 O2  6CO2  52 H 2O  12 N 2
H c0, 298 (C6 H 5 NO2 )  3091,2кДж / моль
32
Второе следствие из закона Гесса: тепловой эффект химической
реакции равен разности между суммарными теплотами сгорания
исходных веществ и суммарными теплотами сгорания продуктов
реакции
H r0   j H c0,исх   i H c0,прод
j
i
С2 H 5OH ( ж)  CH 3COOH ( ж)  CH 3COOC2 H 5 ( ж)  Н 2О( ж)  Н r0
H r0  H с0 (С2 Н 5ОН )  H с0 (СН 3СООН )  H с0 (СН 3СООС2 Н 5 ) 
 H с0 ( Н 2O)  1366 ,9  (873,8)  (2254 ,2)  0  13,5кДж
33
3. Метод термохимических уравнений
Термохимическое уравнение – уравнение, в котором указывается
агрегатное состояние веществ и тепловой эффект химической реакции.
2 Fe (тв)  32 O2 ( г )  Fe 2O3 (тв)  Н r1;
Н r1  821кДж
2 Fe (тв)  O2 ( г )  2FeO (тв)  Н r 2 ;
Н r 2  527 кДж
2 FeO (тв)  12 O2 ( г )  Fe2O3 (тв)  Н r 3 ;
Н r 3  294 кДж
2 Fe (тв)  O2 ( г )  2 FeO (тв)  12 O2 ( г )  2 FeO (тв)  Fe 2O3 (тв)
2 Fe (тв)  32 O2 ( г )  Fe 2O3 (тв),
H r1  H r 2  H r 3  527  294  821кДж
34
4. Метод термохимических схем
Процесс возгонки льда можно представить в виде схемы:
Н2О(тв)
ΔНвозг
H2O(г)
ΔНисп
ΔНпл
Н2О(ж)
ΔНвозг = ΔНпл + ΔНисп
35
Теплоемкость
C
Q
dT
Теплоемкость – количество теплоты, необходимое
для нагревания единичного количества вещества на 1 К.
Удельная теплоемкость – количество теплоты,
необходимое для нагревания 1 г вещества на 1 К.
Единицы измерения удельной теплоемкости
Дж/(г·К).
Молярная теплоемкость – количество теплоты,
необходимое для нагревания 1 моль вещества на 1 К.
Единицы измерения молярной теплоемкости
Дж/(моль·К).
 Q   U 
CV  
 

 dT V  T V
 Q   H 
CP  
 

 dT  P  T  P
Сp – СV = R.
36
Влияние температуры на теплоемкость
Зависимость Ср от температуры представляют в виде
интерполяционных уравнений, полученных опытным путем:
– для органических веществ
CP  a  bT  cT 2
– для неорганических веществ
CP  a  bT  cT 2
где а, b, с, с/ – эмпирические коэффициенты.
37
Зависимость теплового эффекта химической реакции
от температуры. Закон Кирхгофа
Закон Кирхгофа: температурный коэффициент теплового эффекта
химической реакции равен изменению теплоемкости веществ в
результате протекания этого процесса.
Уравнение Кирхгофа в дифференциальной форме записывается в
виде:
– при р = const:
dH
dT
– при V = const:
 C p
dU
 CV
dT
C р   j C pпрод   i C исх
p
j
i
38
Исследование уравнения Кирхгофа
прод
исх

C


C
 j p i p
а) если ΔСр > 0, то есть
dH
0
dT
j
i
тогда
с увеличением температуры тепловой эффект химической реакции
увеличивается;
б) если ΔСр < 0, то есть
 C
j
прод
p
  i C
j
исх
p
, тогда
i
dH
0
dT
с увеличением температуры тепловой эффект химической реакции
уменьшается;
в) если ΔСр = 0, то есть
 jC pпрод   iC исх
p
j
i
,тогда
dH
0
dT
тепловой эффект химической реакции от температуры не зависит.
39
Расчет тепловых эффектов химических реакций
по уравнению Кирхгофа
Для расчета тепловых эффектов химической реакции при любой
температуре уравнение Кирхгофа интегрируют:
H 2
T2
H1
T1
 dH   C p dT
T2
H 2  H1   C p dT
T1
1. При ΔСр = const:
T2
T2
T1
T1
H 2  H1   C p dT  H1  C p  dT  H1  C p (T2  T1 )
2. При
CP  a  bT  cT 2  cT 2
T2
H 2  H 1   (a  bT  cT 2  cT 2 )dT 
T1
1 1
b 2
c 3
2
3

 H 1  a(T2  T1 ) 
(T2  T1 ) 
(T2  T1 )  c   
2
3
 T1 T2 
40
Второе начало термодинамики
Основные понятия и определения
Самопроизвольные процессы
Несамопроизвольные процессы
Обратимые процессы – процессы, после протекания которых, и
систему, и окружающую среду можно вернуть в первоначальное
состояние. При этом в обратном процессе система проходит через те же
промежуточные состояния, что и в прямом процессе, но в обратном
порядке. В обратимом процессе все термодинамические функции
принимают экстремальные значения. Работа, совершаемая в обратимом
процессе, наибольшая, она называется максимально полезной работой.
Обратимые процессы являются идеализацией реальных процессов.
Необратимые процессы – процессы, после протекания которых,
систему и окружающую среду одновременно нельзя вернуть в прежнее
состояние.
41
Формулировки второго начала термодинамики
• Никакая совокупность процессов не может сводиться к передаче
теплоты от холодного тела к горячему, тогда как передача теплоты от
горячего тела к холодному является единственным результатом процесса
(формулировка Клаузиуса);
• Никакая совокупность процессов не может сводиться только к
превращению теплоты в работу, тогда как превращение работы в
теплоту может быть единственным результатом процесса (формулировка
Томсона);
• Невозможно создание вечного двигателя второго рода (формулировка
Оствальда). Под вечным двигателем второго рода понимают машину,
которая производила бы работу только за счет поглощения теплоты из
окружающей среды без передачи части тепла холодильнику.
42
Клаузиус ввел новую функцию состояния «энтропия», которая
является функцией теплоты процесса:
S  f (Q)
Свойства энтропии
•энтропия является мерой связанной энергии;
•величина энтропии является критерием работоспособности изолированной системы;
•энтропия характеризует интенсивность броуновского движения частиц и меру беспорядка в
системе;
•энтропия возрастает при любых процессах, связанных с увеличением интенсивности движения
частиц и хаотичности их расположения в пространстве;
•абсолютная энтропия связана с термодинамической вероятностью процесса;
•энтропия вещества в газообразном состоянии будет всегда больше энтропии этого же вещества
в жидком состоянии, и больше, чем в твердом;
•энтропия данного количества вещества увеличивается по мере усложнения молекул.
•энтропия – функция состояния системы, ее изменение не зависит от пути процесса, а зависит
только от начального и конечного состояния системы.
•энтропия – величина аддитивная. Энтропия равновесной системы равна сумме энтропий
отдельных ее частей, а изменение энтропии всей системы равно сумме изменений энтропий ее
частей.
•изменение энтропии в сложном процессе равно сумме изменений энтропий в отдельных
стадиях процесса.
43
Математическая запись второго начала термодинамики
для обратимых и необратимых процессов
dS 
Для изолированных систем:
Q  0,
Q
T
dS  0,
S  0
В изолированных системах самопроизвольно могут совершаться
лишь такие процессы, в результате которых энтропия системы
возрастает; процесс идет до тех пор, пока энтропия не достигнет
максимального для данных условий значения.
Объединенное уравнение первого и второго начал термодинамики
TdS  dU  pdV  W 
44
Изменение энтропии как критерий направления процесса
в изолированной системе
SU ,V  0 то в изолированной
Если, dSU ,V  0,
системе протекает обратимый равновесный процесс.
В этом случае энтропия достигает максимально
возможной величины.
dSU ,V  0, SU ,V  0
Если,
то в
изолированной системе протекает необратимый
самопроизвольный процесс.
dSU ,V  0, SU ,V  0 то в изолированной системе протекает
Если,
необратимый не самопроизвольный процесс.
45
Расчет изменения энтропии в различных процессах
1. Расчет изменения энтропии в процессе фазового перехода
S  n
S  n
H ф.п.
T
U ф.п.
T
(при
p  const )
(при
V  const )
2. Расчет изменения энтропии при нагревании жидких или твердых
тел от Т1 до Т2
T2
S  nC p ln
T1
T2
c 2
S  n[a ln  b(T2  T1 )  (T2  T12 )]
T1
2
46
3. Расчет изменения энтропии при нагревании
идеального газа от Т1 до Т2
T2
V2
S  nCV ln  nR ln
T1
V1
S  n[a ln
T2
c
V
 b(T2  T1 )  (T22  T12 )]  nR ln 2
T1
2
V1
4. Расчет изменения энтропии при взаимной диффузии газов
S   R( x1 ln x1  x2 ln x2 )
x1 
n1
V1

n1  n2 V1  V2
x2 
n2
V2

n1  n2 V1  V2
5. Расчет изменения энтропии в обратимо работающем
электрохимическом элементе
H  W  H  zFE
S 

T
T
47
6. Расчет изменения энтропии для химической реакции по значениям
0
стандартных абсолютных энтропий
S 298
Третье
начало
термодинамики
(постулат
Планка) - энтропия правильно
образованного
кристалла
при
абсолютном нуле температуры
равна нулю.
Tпл
S  0 
0
С р ( тв ) dT
Т
Т исп
Т
С р ( ж ) dT H исп
С р ( г ) dT
H пл

 

 
Т пл
Т
Т исп Т исп Т
Т пл
48
Термодинамические потенциалы
Энергия Гиббса
Физический смысл энергии Гиббса
TdS  dU  pdV  W 
 W   dU  pdV  TdS
 W   d (U  pV  TS )  d ( H  TS )  dG
G  U  pV  TS  H  TS
При постоянных давлении и температуре максимально полезная
работа для обратимого процесса совершается за счет
уменьшения энергии Гиббса.
 W   dG
49
Энергия Гиббса как критерий направления процесса
dG  0, G  0
Если
, то в системе
протекает обратимый равновесный процесс. В
этом случае энергия Гиббса достигает
минимально возможного значения.
dG  0, G  0 , то в системе
Если
протекает необратимый самопроизвольный
процесс.
dG  0, G  0 , то в системе протекает необратимый
Если
не самопроизвольный процесс. Такие процессы протекают лишь при
совершении работы извне над системой.
50
Расчет изменения энергии Гиббса в различных процессах
Изменение энергии Гиббса в обратимом процессе:
dG  Vdp  SdT
1. Расчет изменения энергии Гиббса в изотермическом процессе
расширения или сжатия n моль идеального газа
G  nRT ln
p2
V
 nRT ln 1
p1
V2
2. Расчет изменения энергии Гиббса в изотермическом процессе
расширения или сжатия жидких и твердых тел
G  nV ( p2  p1 )
51
3. Расчет изменения энергии Гиббса в обратимо работающем
электрохимическом элементе
G   zFE
4. Расчет изменения энергии Гиббса химической реакции по значениям
стандартных энтальпий и энтропий
исх
G 0   продG прод



G
 исх f ,298
f , 298
G 0  H 0  TS 0
исх
H 0   продН прод



Н
 исх f ,298
f , 298
прод
исх
S 0   продS 298
  исхS 298
52
Энергия Гельмгольца
Физический смысл энергии Гельмгольца
TdS  dU  pdV  W 
 W   dU  pdV  TdS
 W   d (U  TS )  dA
При постоянных объеме и температуре максимально полезная работа
для обратимого процесса совершается за счет уменьшения энергии
Гельмгольца.
 W   dA
53
Энергия Гельмгольца как критерий направления процесса
dA  0,
A  0
Если
, то в
системе протекает обратимый равновесный
процесс. В этом случае энергия Гельмгольца
достигает минимально возможного значения.
dA  0, A  0 , то в системе
Если
протекает необратимый самопроизвольный
процесс.
A  0 , то в системе протекает необратимый
Если dA  0,
не самопроизвольный процесс. Такие процессы протекают лишь при
совершении работы извне над системой.
54
Расчет изменения энергии Гельмгольца
в различных процессах
Изменение энергии Гельмгольца в обратимом процессе:
dA   pdV  SdT
1. Расчет изменения энергии Гельмгольца в изотермическом процессе
расширения или сжатия n моль идеального газа
p2
V1
A  nRT ln
 nRT ln
p1
V2
2. Расчет изменения энергии Гельмгольца в изотермическом процессе
расширения или сжатия жидких и твердых тел
A  np(V1  V2 )
3. Расчет изменения энергии Гельмгольца в обратимо работающем
электрохимическом элементе
A   zFE  nRT
55
Химический потенциал
G  f ( p, T , n1 , n2 ...ni )
 G 
 G 
 G 
 G 


 dp  
dG  
dn1  
dn2  ...
 dT  
 T  p ,ni
 p T ,ni
 n1  p ,T ,n j
 n2  p ,T ,n j
 G 


 i
 ni  p ,T ,n j
Физический смысл химического потенциала: химический
потенциал i–го компонента равен изменению энергии Гиббса при
добавлении 1 моль этого компонента к большему объему системы при
постоянных давлении и температуре.
Химический потенциал – это работа, которую совершает каждый
i–ый компонент в химической реакции.
56
Раздел 2.
ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ
57
Признаки химического равновесия
1. Неизменность во времени – если система находится в
состоянии равновесия, то ее состав с течением времени при
постоянстве внешних условий не меняется.
2. Подвижность – если система, находящаяся в равновесии,
будет выведена из этого состояния вследствие внешних воздействий,
то с прекращением их действия система возвратится в прежнее
состояние.
При равновесии достигаются экстремальные значения
термодинамических потенциалов, следовательно, химические
реакции могут протекать как термодинамически равновесные
процессы, т.е. к ним можно применять общие условия
термодинамического равновесия.
58
Закон действующих масс (ЗДМ): константа
равновесия химической реакции равна отношению произведений
равновесных парциальных давлений продуктов реакции в степени
их стехиометрических коэффициентов к произведению
равновесных парциальных давлений исходных веществ в степени
их стехиометрических коэффициентов.
pCc  p Dd
Kp  a b
p A  pB
аА + bB = cC + dD
N 2  3H 2  2 NH 3 ;
Kp 
N 2  H 2  NH 3 ;
Kp 
1
2
3
2
2 NH 3  N 2  3H 2 ;
/
Kp 
//
2
p NH
3
p N2  pH3 2
p NH3
1
2
3
2
p N2  pH 2
 Kp
p N2  pH3 2
2
p NH
3

1
Kp
59
Уравнение изотермы химической реакции
G  RT ln П p  RT ln K p
( pC/ ) с  ( pD/ ) d
П p  / a
( p A )  ( pB/ )b
Определение направления процесса по изотерме химической реакции
1. Если
П р  K p , то ΔG < 0, процесс необратимый самопроизвольный.
2. Если
П р  K p , то ΔG = 0, состояние равновесия.
3. Если П р  K p , то ΔG > 0, процесс необратимый не самопроизвольный.
Уравнение химического сродства.
Стандартная энергия Гиббса реакции
G 0   RT ln K p0
60
Различные способы выражения константы равновесия
pCc  p Dd
Kp  a b
p A  pB
xCc  xDd
Kx  a b
x A  xB
f f
Kf 
f f
c
C
a
A
d
D
b
B
G  RT ln П f  RT ln K f
CCc  CDd
KC  a b
C A  CB
K p  K C RT 

 K x P 
aCc  aDd
Ka  a b
a A  aB
G  RT ln Пa  RT ln K a
61
Зависимость константы равновесия от температуры
d ln K p
dT
d ln K C U

dT
RT 2
H

RT 2
Анализ уравнения изобары
1. Если (ΔН > 0), то
d ln K p / dT  0
, с увеличением температуры
константа скорости химической реакции увеличивается.
d ln K p / dT  0
2. Если реакция экзотермическая (ΔН < 0), то
, с
увеличением температуры константа скорости химической реакции
уменьшается.
d ln K p / dT  0 , константа равновесия от
3.Если ΔН = 0, то
температуры не зависит.
62
Расчет теплового эффекта химической реакции
по уравнению изобары
Аналитический способ:
K p2
H
d
ln
K

p
K
T RT 2 dT
p
1
T2
ln K p1  ln K p 2 
1
RT1T2 ln
H 
H (T2  T1 )
RT1T2
K p2
K p1
T2  T1
Графический способ:
ln K p  ln B 
H 1

R T
H  R  tg
63
Влияние давления и температуры на химическое равновесие.
Принцип Ле-Шателье
Принцип Ле-Шателье: если на систему, находящуюся в
равновесии оказывается внешнее воздействие, то в системе
происходит такое смещение равновесия, которое ослабляет это
внешнее воздействие.
Гетерогенное химическое равновесие
CaCO3(тв)=CaO(тв)+СО2(г)
K p  pCO2
64
ФИЗИЧЕСКАЯ и КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ
Спасибо за внимание!
На следующей лекции продолжим изучение
дисциплины «Физическая и коллоидная
химия».
Желаю успешного освоения дисциплины!
Преподаватель:

Пикула Нина Павловна - доцент кафедры физической и
аналитической химии национального исследовательского
Томского политехнического университета, канд.хим.наук
65