- •Нижний Новгород
- •Цель работы
- •Теоретический материал
- •Практическая часть
- •Обсуждение результатов Опыт 1 Пробирка №1
- •Пробирка №2
- •Опыт 2 Пробирка №1
- •Пробирка №2
- •Опыт 3 Пробирка №1
- •Вредные вещества, применяемые в работе
- •Литература
- •Цель работы
- •Теоретический материал.
- •Практическая часть Опыт 1.
- •Опыт 2(3б)
- •Вредные вещества,применяемые в работе.
- •Литература
- •Цель работы
- •Теоретический материал.
- •Способы выражения константы равновесия
- •Стандартная константа равновесия
- •Константа равновесия реакций в гетерогенных системах
- •Константа равновесия и изменение энергии Гиббса
- •Зависимость константы равновесия от температуры
- •Константа равновесия и константа скорости реакции
- •Методы расчета константы равновесия
- •Энтропийный расчёт изменения энергии Гиббса и константы равновесия реакции
- •Влияние температуры
- •Влияние давления
- •Влияние инертных газов
- •Влияние концентрации
- •Вредные вещества,применяемые в работе.
- •Литература
- •Массовая доля (также называют процентной концентрацией)
- •Объёмная доля
- •Молярность (молярная объёмная концентрация)
- •Нормальная концентрация (мольная концентрация эквивалента)
- •Мольная (молярная) доля
- •Моляльность (молярная весовая концентрация)
- •Титр раствора
- •Другие способы выражения концентрации растворов
- •Применимость способов выражения концентрации растворов, их свойства
- •Формулы перехода от одних выражений концентраций растворов к другим
- •Практическая часть Опыт 1
- •Опыт 2
- •Литература
- •«Электрохимические процессы»
- •Электролиз
- •Практическая часть
- •Вредные вещества, применяемые в работе
- •Литература
- •«Комплексные соединения»
- •Нижний Новгород
- •Цель работы
- •Теоретический материал
- •Массовая доля (также называют процентной концентрацией)
- •Объёмная доля
- •Молярность (молярная объёмная концентрация)
- •Нормальная концентрация (мольная концентрация эквивалента)
- •Мольная (молярная) доля
- •Моляльность (молярная весовая концентрация)
- •Эквивалентная масса
- •Обсуждение результатов Опыт 1
- •Опыт 2 Пробирка №1
- •Пробирка №2
- •Опыт 3 Пробирка №1
- •Вредные вещества, применяемые в работе
- •Литература
Зависимость константы равновесия от температуры
Зависимость константы равновесия реакции от температуры может быть описана уравнением изобары химической реакции (изобары Вант-Гоффа):
и изохоры химической реакции (изохоры Вант-Гоффа):
Здесь ΔH и ΔU — тепловой эффект реакции, протекающей, соответственно, при постоянном давлении или при постоянном объёме. Если ΔH > 0 (тепловой эффект положителен, реакция эндотермическая), то температурный коэффициент константы
равновесия тоже положителен, то есть с ростом температуры константа равновесия эндотермической реакции увеличивается, равновесие сдвигается вправо (что вполне согласуется с принципом Ле Шателье).
Константа равновесия и константа скорости реакции
Для обратимой химической реакции константа равновесия может быть выражена через константы скорости прямых и обратных реакций, исходя из того факта, что в состоянии равновесия скорости прямой и обратной реакций равны. Например, для элементарной обратимой химической реакции первого порядка
легко показать, что:
где k1 — константа скорости прямой реакции, а k2 — обратной. Это важное соотношение даёт одну из «точек соприкосновения» химической кинетики и химической термодинамики.
Методы расчета константы равновесия
Расчётные методы определения константы равновесия реакции обычно сводятся к вычислению тем или иным способом стандартного изменения энергии Гиббса в ходе реакции (ΔG0), а затем использованию формулы:
При этом следует помнить, что энергия Гиббса — функция состояния системы, то есть она не зависит от пути процесса, от механизма реакции, а определяется лишь начальным и конечным состояниями системы. Следовательно, если непосредственное определение или расчёт ΔG0 для некоторой реакции по каким-либо причинам затруднены, можно подобрать такие промежуточные реакции, для которых ΔG0 известно или может быть легко определено, и суммирование которых даст рассматриваемую реакцию (см. Закон Гесса). В частности, в качестве таких промежуточных реакций часто используют реакции образования соединений из элементов.
Энтропийный расчёт изменения энергии Гиббса и константы равновесия реакции
Энтропийный метод расчёта ΔG реакции является одним из самых распространённых и удобных[2]. Он основан на соотношении:
или, соответственно, для стандартного изменения энергии Гиббса:
Здесь ΔH0 при постоянных давлении и температуре равно тепловому эффекту реакции, методы расчёта и экспериментального определения которого известны — см., например, уравнение Кирхгофа:
Необходимо получить изменение энтропии в ходе реакции. Эта задача может быть решена несколькими способами, например:
По термическим данным — с опорой на тепловую теорему Нернста и с использованием сведений о температурной зависимости теплоёмкости участников реакции. Например, для веществ, при нормальных условиях находящихся в твёрдом состоянии:
где S0 = 0 (постулат Планка) и тогда, соответственно,
.
(здесь индекс sol — от англ. solid). При некоторой заданной температуре T:
Для жидких или газообразных при нормальной температуре веществ, или, в более общем случае, для веществ, в интервале температур от 0 (или 298) и до T претерпевающих фазовый переход, следует учитывать изменение энтропии, связанное с этим фазовым переходом.
Для идеальных газов — методами квантовой статистики.
Различными эмпирическими и полуэмпирическими методами, для этого часто достаточно небольшого объёма исходных данных. Например, для твёрдых неорганических веществ оценить энтропию можно по формуле
где A и B — табличные константы, зависящие от типа рассматриваемого соединения, M — молекулярная масса.
Итак, если извеcтны , и температурные зависимости теплоёмкости, может быть рассчитано по формуле:
Несколько упрощённый вариант этой формулы получают, считая сумму теплоёмкостей веществ не зависящей от температуры и равной сумме теплоёмкостей при 298 K:
И еще более упрощённый расчёт проводят, приравнивая сумму теплоёмкостей к нулю:
Переход от к константе равновесия осуществляется по приведённой выше формуле.
Принцип Ле Шателье — Брауна (1884 г.) — если на систему, находящуюся в устойчивом равновесии, воздействовать извне, изменяя какое-либо из условий равновесия (температура, давление, концентрация), то в системе усиливаются процессы, направленные на компенсацию внешнего воздействия.
Анри Ле Шателье (Франция) сформулировал этот термодинамический принцип подвижного равновесия, позже обобщённый Карлом Брауном