Студопедия
Случайная страница | ТОМ-1 | ТОМ-2 | ТОМ-3
АрхитектураБиологияГеографияДругоеИностранные языки
ИнформатикаИсторияКультураЛитератураМатематика
МедицинаМеханикаОбразованиеОхрана трудаПедагогика
ПолитикаПравоПрограммированиеПсихологияРелигия
СоциологияСпортСтроительствоФизикаФилософия
ФинансыХимияЭкологияЭкономикаЭлектроника

Закон действующих масс для химического равновесия. Константа химического равновесия, способы ее выражения. Прогнозирование смещения химического равновесия.

Применение второго начала ТД к живым организмам. Математическое выражение 2 начала ТД для открытых систем. | Концентрация растворов, способы ее выражения. Массовая доля, молярная концентрация, моляльная концентрация, молярная концентрация эквивалента, молярная доля и титр. | Законы Генри, Дальтона, Сеченова. Применение этих законов при лечении кессонной болезни, лечении в барокамере и исследовании электролитного состава крови. | Повышение температуры кипения растворов. | Буферная емкость. Влияние добавления или щелочи на pH среды буферных систем. Буферная емкость по кислоте(Ва) и по щелочи(Вв). Факторы, определяющие буферную емкость. | Буферные системы крови. Бикарбонатная, фосфатная, белковая и гемоглобиновая буферные системы. Их состав, механизм действия в присутствии кислот и щелочей. | Нарушение кислотно-щелочного равновесия. Ацидоз, алкалоз. Способы их устранения. | Влияние концентрации на скорость химической реакции. Закон действующих масс. | Зависимость скорости реакции от температуры. Правило Вант-Гоффа. | Теория активных соударений Аррениуса. Энергия активации. Уравнение Аррениуса в экспоненциальном и дифференциальном виде. Связь величины энергии активации со скоростью реакции. |


Читайте также:
  1. Amp;. 2 ОБЩИЕ И СПЕЦИФИЧЕСКИЕ ЗАКОНОМЕРНОСТИ РАЗВИТИЯ ЛИЧНОСТИ 'НОРМАЛЬНОГО И УМСТВЕННО ОТСТАЛОГО РЕБЕНКА
  2. D. Законы Шариата.
  3. I . Закон о политических партиях.
  4. I. Закон магической цепи
  5. II закон Фарадея
  6. II. Закон Кватернера
  7. II. Законы космоса или макрокосмические, т.е. безличные законы

ЗДМ:

В состоянии равновесия при данной температуре отношение произведения равновесных молярных концентраций (парциальных давлений) продуктов реакции к произведению равновесных молярных концентраций (парциальных давлений) исходных веществ в степенях их стехиометрических коэффициентов есть величина постоянная.

Кс зависит только от природы компонентов и температуры, и не зависит от начальной концентрации взаимодействующих веществ.

Выражение Кс через парциальное давление:

Кс = (Рсс PdD) \ (PaA PbB)

Закон был выведен Гольдбергом и Ваге в 1864 году на основе эксперимента

 

С помощью уравнения изотермы можно определить направление реакции при постоянной температуре.

Анализ уравнения изотермы химической реакции:

Если Кс > Пс, то ∆G < 0, реакция в прямом направлении

Если Кс < Пс, то ∆G > 0, реакция идет самопроизвольно влево

Если Кс = Пс, то ∆G = 0, химическое равновесие

 

15. уравнение изотермы и изобары химической реакции. Влияние температуры на величину константы равновесия.

Уравнение изотермы химической реакции:

∆G = R T lnПс – R T ln Kc

∆G = 2,3 R T lg (Пс\ Kc)

с помощью уравнения изотермы можно рассчитать энергию Гиббса при заданном значении Пс, если известна константа равновесия реакции; определить направление реакции при постоянной температуре.

Анализ уравнения изотермы химической реакции:

Если Кс > Пс, то ∆G < 0, реакция в прямом направлении

Если Кс < Пс, то ∆G > 0, реакция идет самопроизвольно влево

Если Кс = Пс, то ∆G = 0, химическое равновесие.

 

Уравнение изобары химической реакции:

 

((d ln Kc)\ d T)p = ∆H0 \ R T2

после интегрирования:

lg (KT2 \ KT1) = (∆H0 (T2 – T1)) \ RT2

Это уравнение позволяет вычислить константу равновесия при заданной температуре, если известна константа при другой температуре. Зная KT2 и KT1 можно рассчитать ∆H0

Кс увеличивается с повышением температуры при эндотермических процессах, если реакция экзотермическая, то Кс увеличивается с понижением температуры.

 

 

16. признаки истинного химического равновесия.

Истинное химическое равновесие характеризуется:

1) равенством скоростей прямой и обратной реакции

2) подвижностью, то есть способностью самопроизвольно восстанавливаться после небольших смещений

3) сохранением своего состояния во времени при отсутствии внешних воздействий

4) минимальным значением энергии Гиббса и максимальным значением энтропии

5) одинаковым состоянием системы независимо от того, с какой стороны она подходит к равновесию

в ложном равновесии (пересыщенный раствор) только 1 признак истинного равновесия – сохранение неизменным своего состояния во времени. ∆G ≠ 0

 

17. факторы, влияющие на смещение химического равновесия. Принцип Ле-Шателье. Примеры.

Принцип Ле-Шателье:

Если на систему, находящуюся в равновесии оказать какое-либо воздействие, то в результате протекающих в ней процессов, равновесие смесится в таком направлении, что оказанное воздействие уменьшается.

1) при увеличении концентрации какого-либо из веществ, участвующих в равновесии, равновесие смещается в сторону расходования этого вещества, при уменьшении концентрации какого-либо из веществ, равновесие смещается в сторону образования этого вещества.

2) При увеличении давления путем сжатия системы равновесие смещается в сторону уменьшения числа молекул газов, при уменьшении давления равновесие сдвигается в сторону возрастания числа молекул газов.

Пример: в основе дыхания человека лежит реакция гемоглобина с кислородом с образованием оксигемоглобина:

Hb + O2 HbO2

Венозная кровь поступает в легкие, при повышении давления реакция с кислородом в соответствии с принципом Ле-Шателье равновесие сдвигается вправо, где углекислый газ уменьшается и кровь насыщается кислородом. Артериальная кровь, поступающая в ткани, оказывается при пониженном парциальном давлении кислорода, и равновесие смещается влево в сторону исходных веществ, следовательно, кровь отдает кислород тканям.

3) при повышенной температуре равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, при понижении температуры – в направлении экзотермической реакции.

 


Дата добавления: 2015-07-11; просмотров: 350 | Нарушение авторских прав


<== предыдущая страница | следующая страница ==>
Энергия Гиббса как функция состояния системы и критерий направленности процесса.| Понятие о стационарном состоянии живого организма, его характеристики. Сходство и отличие стационарного состояния от химического равновесия. Гомеостаз и адаптация организма.

mybiblioteka.su - 2015-2024 год. (0.007 сек.)