Dalton törvénye a nyomásra. Dalton törvényei

A 18. század végén és a 19. század első felében a különböző országok tudósai aktívan tanulmányozták a gáznemű, folyékony és szilárd halmazállapotú anyagok viselkedését különféle külső körülmények között, kutatásaikat az anyag atomi és molekulaszerkezetére vonatkozó elképzelésekre alapozva. E tudósok egyike a gázkeverékekre vonatkozó brit törvény volt, amely jelenleg az ő nevét viseli, és ebben a cikkben tárgyaljuk.

Különleges körülmények

Mielőtt megfogalmaznánk a Dalton-törvényt gázkeverékre, meg kell érteni az egyik fogalmat. Ez nagyon fontos, mivel ez a törvény csak ilyen anyagra érvényes. Ideális gázról beszélünk. Mi az?

Ideális gáz az, amelyre a következő követelmények vonatkoznak:

• a benne lévő molekulák és atomok mérete olyan kicsi, hogy nulla térfogatú anyagi pontoknak tekinthetők;
• a molekulák és az atomok nem lépnek kölcsönhatásba egymással.

Így az ideális gáz véletlenszerűen mozgó anyagi pontok halmaza. Mozgásuk sebessége és tömege egyértelműen meghatározza a teljes keverék hőmérsékletét. A vizsgálati anyag által az edény falára gyakorolt ​​nyomás olyan makroszkopikus paraméterektől függ, mint a hőmérséklet, az edény térfogata és a molekulák száma.

Egy ilyen gázmodellre az egyenlőség érvényes:

Úgy hívják, és egyesíti a nyomást (P), a hőmérsékletet (T), a térfogatot (V) és az anyag mennyiségét mólokban (n). R értéke az arányossági együttható, amely 8,314 J/(K*mol).

Ebben a képletben az a meglepő, hogy egyetlen olyan paramétert sem tartalmaz, amely a molekulák és atomok kémiai természetétől függne.

Parciális nyomás

Az ideális gázok keverékére vonatkozó Dalton-törvény még egy makroszkopikus paraméter ismeretét feltételezi - a parciális nyomást.

Tegyük fel, hogy van valamilyen keverék, amely 2 komponensből áll, például H 2 és He. Ez a keverék egy meghatározott térfogatú edényben van, és bizonyos nyomást hoz létre a falán. Mivel a hidrogénmolekulák és a hélium atomok nem lépnek kölcsönhatásba egymással, ezért a makroszkopikus jellemzők számításánál mindkét komponens egymástól függetlenül is figyelembe vehető.

Egy komponens parciális nyomása az a nyomás, amelyet a keverék többi komponensétől függetlenül hoz létre, és elfoglalja a számára biztosított térfogatot. A vizsgált példában beszélhetünk H 2 parciális nyomásáról és ugyanazokról a jellemzőkről He-re. Ezt az értéket pascalban fejezzük ki, és az i-edik komponensnél Pi-vel jelöljük.

Gázkeverékek és Dalton törvénye

John Dalton különféle illékony anyagokat, köztük vízgőzt, különböző hőmérsékleteken és nyomásokon tanulmányozva a következő következtetésre jutott: abszolút bármilyen hasonló anyag keverékének nyomása bármilyen arányban megegyezik az összes komponens parciális nyomásának összegével. Ezt a formulát a gázkeverék nyomására vonatkozó Dalton-törvénynek nevezik, és a következőképpen írják le:

Itt P tot a keverék össznyomása.

Ez a meglehetősen egyszerű törvény csak az ideális gázkeverékekre igaz, amelyek összetevői nem lépnek kémiai reakcióba egymással.

A Dalton-törvény másik megfogalmazása

A gázkeverékekre vonatkozó Dalton-törvény nemcsak parciális nyomással, hanem az egyes komponensek móltörteivel is kifejezhető. Megkapjuk a megfelelő képletet.

Mivel a gázelegyben minden komponens a többitől függetlenül viselkedik, ezért felírható rá az állapotegyenlet:

Ez az egyenlet minden i-edik komponensre érvényes, mivel mindegyiknél a T hőmérséklet és a V térfogat azonos. Az n i érték az i komponens móljainak száma a keverékben.

Most fejezzük ki a parciális nyomást és osszuk el a teljes keverék össznyomásával, akkor kapjuk:

P i /P tot = n i *R*T / V / (n *R*T/V) = n i /n

Itt n az anyag teljes mennyisége a teljes keverékben. Az összes n i összegzésével kaphatjuk meg. Az n i /n arányt az i komponens mólarányának nevezzük a keverékben. Általában x i szimbólummal jelöljük. A móltörtek tekintetében a Dalton-törvény a következőképpen van felírva:

Gyakran a keverékben lévő komponensek atomszázalékaként adják meg. Például 21% O 2 a levegőben azt jelenti, hogy a móltörtje 0,21, vagyis minden ötödik levegőmolekula oxigén.

A mérlegelt törvény alkalmazása a probléma megoldására

Ismeretes, hogy az oxigén és nitrogén gázkeveréke 5 atmoszféra nyomás alatt van egy hengerben. Tudva, hogy 10 mol nitrogént és 3 mol oxigént tartalmaz, meg kell határozni az egyes anyagok parciális nyomását.

A probléma kérdésének megválaszolásához először keressük meg az anyag teljes mennyiségét:

n = n N2 + n O2 = 10 + 3 = 13 mol

xN2=nN2/n=10/13=0,7692

x O2 = n O2 /n = 3/13 = 0,2308

A Dalton-törvény képletével egy komponens móltörtén keresztül kiszámítjuk a hengerben lévő egyes gázok parciális nyomását:

P N2 = 5*0,7692 = 3,846 atm.

P O2 = 5*0,2308 = 1,154 atm.

Amint az a kapott számokból látható, ezeknek a nyomásoknak az összege 5 atmoszférát ad. Az egyes gázok parciális nyomása egyenesen arányos a keverékben lévő móltörtével.

Gázkeverékek. Dalton törvénye

A parciális nyomás a gázelegy össznyomásának az a része, amely egy adott gáznak vagy gőznek köszönhető. A keverékben lévő részleges gáz megegyezik a keverékben lévő gáz nyomásával, amely önmagában lenne, és ugyanolyan térfogatot foglalna el, mint a keverék ugyanazon a hőmérsékleten.

Dalton törvénye.Kémiai reakciók hiányában a P total gázelegy össznyomása megegyezik a benne lévő összes gáz parciális nyomásának összegével p 1, p 2, p 3 ..., p n ˸

P összesen = p 1 + p 2 + ... + p n. (62)

Egy adott gáz parciális nyomása arányos a molekulák ᴇᴦο hányadával a keverék molekuláinak teljes számából (móltört)˸

p i = P összesen ·X i = P összesen · . (63)

Az X i móltört egy adott anyag - n i (vagy egy bizonyos típusú részecske) mólszámának és az n i rendszerben található anyag (vagy részecskék) teljes mólszámának aránya.

A móltört vagy a teljes rendszernek, vagy egy fázisnak tulajdonítható. Ez utóbbi esetben egy adott anyag ebben a fázisban lévő mólszámának az adott fázist alkotó anyag összes mólszámához viszonyított arányát vesszük. A rendszert (vagy fázist) alkotó összes anyag móltörteinek összege egységgel egyenlő.

A gázkeverékek összetétele tömeg- és térfogatrészekkel is kifejezhető. Egy adott gáz tömeghányada egy keverékben ennek a gáznak a tömegének a gázkeverék tömegéhez viszonyított aránya. Ha a gázok tömegrészeit G 1, G 2, G 3, ..., G i-vel jelöljük; és a keverékben lévő gázok tömegét - m 1, m 2, m 3, ..., m i -n keresztül és a gázelegy teljes tömegét - m-en keresztül, akkor kapjuk˸

G 1 = G 2 = G 3 = … G n = (64)

G 1 + G 2 + G 3 + … + G n =1

m 1 + m 2 + m 3 + … + m n = m.

A gázelegy összetételének térfogati egységekben történő kifejezéséhez a keveréket alkotó gázok térfogatát azonos nyomásra és hőmérsékletre kell hozni. A keverékben lévő egyedi gáznak a keverék nyomására csökkentett térfogatát csökkentett térfogatnak nevezzük. A csökkentett gáztérfogat meghatározásához a gázelegy Ptot nyomásán és T hőmérsékleten a Boyle-Mariotte törvényt kell használni.

p 1 V összesen = v 1 P összesen; p 2 V összesen = v 2 P összesen; p 3 V összesen = v 3 P összesen; ... ; p n V összesen = v n P összesen,

ahol v 1, v 2, v 3, ..., v n a keveréket alkotó egyes gázok csökkentett térfogata; р 1, р 2, р 3, …, р n – az egyes gázok parciális nyomásai;

v 1 = v 2 = v 3 = …; v n = (65)

Az egyes gázok csökkentett térfogatainak összege megegyezik a keverék teljes térfogatával˸

v 1 + v 2 + v 3 + … + v n = V összesen.

Az egyes gázok csökkentett térfogatának a keverék teljes térfogatához viszonyított arányát térfogathányadnak nevezzükés r˸-n keresztül fejeződik ki

r 1 = r 2 = r 3 = ...; r n = (66)

Gázkeverékeknél a térfogat- és móltörtben kifejezett összetétel megegyezik, azaz˸

Gázkeverékek. Dalton törvénye – fogalma és típusai. A "Gázkeverékek. Dalton törvénye" kategória osztályozása és jellemzői 2015, 2017-2018.

A gyakorlatban nem tiszta gázokkal, hanem ezek keverékeivel találkozhatunk leggyakrabban. A keverék komponensei azonos térfogatúak és azonos hőmérsékletűek. A keverék koncentrációja megegyezik a keverék összetevőinek koncentrációinak összegével, azaz.

Ekkor a (4.5) képlet szerint a keverék nyomása egyenlő:

Vezessük be a következő jelölést:

Ahol - részleges nyomások.

Általában a mikrorészecskék mozgásának leírásához szükséges a kvantummechanika törvényeinek alkalmazása. A mikrorészecskékből álló makrorendszereket leíró statisztikai fizika, amelyek mozgását a kvantummechanika törvényei írják le, ún. kvantumstatisztika.

A statisztika (klasszikus és kvantum) egyik alapfogalma az valószínűség. Legyen bármely fizikai rendszer különböző fizikai állapotban. Tegyük fel, hogy ezek az állapotok diszkrétek, azaz. az őket jellemző fizikai mennyiségek ugrásszerűen változnak és minden állapotot valamilyen x fizikai mennyiség x i értékével jellemezünk.

Egyes államokban a rendszer több, másokban kevesebb időt tölt el. Az x mennyiséget bizonyos számú N-szer fogjuk megmérni. Jelöljük N i-t a mérések számaként, amelyek mindegyike a mért x mennyiség x i-vel egyenlő értékét adja. Annak w i valószínűségét, hogy az x mennyiségnek x i értéke van, az N i szám és az N dimenziók teljes számához viszonyított arányának a határát nevezzük, mivel N a végtelenbe hajlik, azaz:

(1.16)

A fizikai mennyiségek diszkrét értéke minden mikrorészecske (atom, molekula) jellemző tulajdonsága. Például egy molekula forgási és vibrációs mozgásának energiája csak diszkréten, ugrásszerűen változhat. Az ilyen mennyiséget kvantáltnak mondják.

Ugyanakkor nagy pontossággal feltételezhetjük, hogy a molekulák transzlációs mozgásának energiája nem kvantált, i.e. folyamatosan változik, ami azt jelenti, hogy a gázmolekulák sebessége folyamatosan változik, valamint a molekulák koordinátái a térben. Egy folytonos valószínűségi változó, például egy v molekula sebessége esetén annak dw v valószínűségét, hogy egy v molekula sebessége a v és v + dv intervallumban értéket vesz fel, a következőképpen számítható ki:

(1.17)

itt N a sebességmérések teljes száma, dN v azoknak a méréseknek a száma, amelyekben a molekula sebessége a v és v + dv közötti intervallumban csökkent.

Nyilvánvaló, hogy:

Ez a valószínűség (1.17) definíciójából következik:

Ugyanez igaz a folytonos valószínűségi változóra is. Az (1.18)-ból az következik, hogy:

(1.19)

Barometrikus képlet

A barometrikus képlet megadja egy ideális gáz p nyomásának a z magasságtól való függését egy egyenletes gravitációs térben, állandó T hőmérsékleten:

(1.20)

ahol p o a nyomás z = 0-nál, m o a molekula tömege, k a Boltzmann-állandó.

Boltzmann-eloszlás.

Maxwell a következő összefüggést kapta:

(1.23)

itt van annak a valószínűsége, hogy egy végtelen kicsiny téglalap alakú paralelepipedonban detektálunk egy molekulát az ábrán látható sebességtérben. 1.3.

Más szóval, ez annak a valószínűsége, hogy a molekula sebességprojekcióval rendelkezik az x tengelyen a v x és v x + dv x intervallumban, és hasonló intervallumokban a v y és v z értékekre.

Az (1.23)-ból világos, hogy a valószínűség nem függ a vektor irányától, hanem csak a modulusától. Ezért az (1.23) képletben mint elemi térfogat a sebességtérben a téglalap alakú paralelepipedon helyett végtelenül vékony gömbréteget vehetünk fel (lásd 1.4. ábra), melynek sugara v, vastagsága dv. Ebben az elemi térfogatban minden olyan sebességmodul, amelynek eltérése nem haladja meg a dv-t, egyenlő v-vel. Haladjunk tehát dv x, dv y, dv z-ről 4πv 2 dv-re, ahol 4πv 2 a gömb területe a sebességtérben, amely az ábrán látható. 1.4.

Ezután az (1.23) képlet a következő alakot veszi fel:

(1.24)

Az (1.24) képletet általában a következőképpen írják:

(1.25)

Ahol (1.26)

Kapott D.K. Az F(v) Maxwell-függvényt valószínűségi eloszlásfüggvénynek vagy Maxwell-eloszlásfüggvénynek nevezik.

Az (1.25)-ből az következik, hogy:

ezért F(v)-t valószínűségi sűrűségnek is nevezik.

A Maxwell-eloszlásfüggvény grafikonja az ábrán látható. 1.5.

Képlet: a keverék és a gázok össznyomása megegyezik a keveréket alkotó gázok parciális nyomásának összegével.

A gáz parciális nyomása az a nyomás, amelyet a gáz akkor fejt ki, ha egyedül lenne a rendszerben, és elfoglalná a rendszer által elfoglalt teljes térfogatot.

• 44 g - 6,02*
• 4 g - x
• 4= 66,22*

Feladat. 2 g fém elégetése 400 ml oxigént fogyaszt. Keresse meg a fém megfelelőjét.

Feladat. A hidrogén relatív sűrűsége 14. Számítsa ki a moláris tömeget!

M=28 g/mol

Kémiai termodinamika

A kémiai termodinamika a fizikai kémia kurzus része, amely a rendszer és a környezet közötti hőcsere folyamatait, valamint az egyensúlyi rendszer tulajdonságait vizsgálja.

Alapfogalmak.

A rendszer az Univerzum anyagi része, amely elméleti és kísérleti vizsgálat tárgyát képezi.

A rendszer és a környezet közötti határvonalak egyaránt lehetnek valós és fiktív (képzelt) jellegűek.

Ha egy rendszer anyagot és energiát cserél a környezettel, akkor az ilyen rendszert nyitottnak nevezzük.

Ha egy rendszer nem cserél anyagot és energiát a környezettel, akkor az ilyen rendszert izoláltnak nevezzük.

Ha energiát cserél, és nem cserél anyagot, akkor zártnak nevezzük.

Az exoterm reakció olyan reakció, amely a hő elnyelésével megy végbe.

Az endoterm reakció olyan reakció, amely hőt bocsát ki.

Az F (p,V,T...) állapotfüggvényt állapotfüggvénynek nevezzük, ha értéke nem függ a rendszer egyik állapotból a másikba való átmenet útjától, hanem csak a paraméterek értékétől függ. kezdeti és végső állapotban.

• 1. Potenciális energia (mivel értéke csak a magasságkülönbségtől függ, és nem függ az átmeneti úttól)
• 2.pV
• 3. A rendszer belső energiája.

A rendszer akkor van termodinamikai egyensúlyi állapotban, ha az egyensúlyi mechanizmus (a nyomás a rendszer minden pontján azonos), a termodinamikai és a kémiai egyensúly (ez a kiindulási anyagok és reakciótermékek összetétele minden ponton azonos) egyidejűleg kerül végrehajtásra.

Reverzibilis folyamatnak nevezzük azt a folyamatot, amelyben egy rendszer egyensúlyi folyamatok folytonos sorozatán keresztül egyik állapotból a másikba kerül. Ebben az esetben a rendszer és a környezet paraméterei végtelenül eltérnek egymástól. Ellenkező esetben a folyamatot visszafordíthatatlannak nevezik.

Az olyan rendszert, amelyben az összetevők azonos fázisban vannak, homogénnek nevezzük. Az olyan rendszert, amelyben az összetevők különböző fázisokban vannak, heterogénnek nevezzük. Nézzük meg, hogy a hő és a munka állapotfüggvényei-e. A munka és a hő egyaránt az energiaátadás egyik formája. A munka a részecskék rendezett mozgása, a hő kaotikus mozgás formájában történik.

Tekintsük egy ideális gáz tágulási folyamatát t=const

1. A folyamat visszafordítható

az állapotfüggvény d-végtelen kicsi

p int = p int

2. A folyamat visszafordíthatatlan

Így a mechanikai munka mennyisége nem állapotfüggvény. A folyamat egyik állapotból a másikba való átmenet útjától függ, ezért kis hőváltozása jelzi.

A termodinamika első főtétele.

Megfogalmazás: a rendszer belső energiája állapotfüggvény, ez azt jelenti, hogy nem mindegy, hogy a folyamat melyik úton halad.

Nézzünk speciális eseteket.

1. Amikor р=const

Entalpia

Az entalpiák fizikai jelentése a reakció termikus hatása p=const.

2. Amikor V=const

Fizikai jelentés - a reakció termikus hatása V=állandónál

Termokémia. Hess törvénye.

A reakció termikus hatása abból adódik, hogy a termékek energiája eltér a reaktánsok energiájától.

Hőleadás (exoterm reakció)

Hőelnyelés (endoterm reakció)

Ha egy reakció több köztes állapoton megy keresztül, akkor a reakció hőhatása nem függ a rendszer egyik állapotból a másikba való átmenet útjától, hanem csak a rendszer paramétereinek értékétől függ. a végső és kezdeti állapotokat.

A Hess-törvény I konzekvenciája: a reakció termikus hatása megegyezik a termékek és a reagensek képződéshőinek összegeinek különbségével, figyelembe véve a reakcióegyenletben szereplő sztöchiometrikus együtthatókat.

nj, ni - sztöchiometrikus együtthatók - képződéshő

A reakció hőhatása az, hogy egyszerű anyagokból 1 mól összetett anyag keletkezik.

o - normál állapot

Az összes képződéshőt standard állapotra mérjük (298K, Pa, 1 mol/1 liter koncentrációjú folyadékoknál, szilárd anyagoknál a legstabilabb krisztallográfiai módosulást választjuk)

A termokémiában az egyszerű anyagok képződési hőjét hagyományosan nullának tekintik.

A Hess-törvény I konzekvenciája: a reakció termikus hatása megegyezik a reakcióegyenletben szereplő sztöchiometrikus együtthatók figyelembevételével a reaktánsok és a termékek égéshőinek összegének különbségével.

Az égéshő egy mól anyag teljes égésének reakciójának hőhatása egy kaloriméter áramban, légköri nyomáson.

Feladat. Határozza meg az égéshőt

(kJ/mol): -873,79 -1966,91 2254,21 0

= (-873,79-1566,97)-(-2254,81) = 13,51 - exoterm reakció, i.e. 1 mól ecetsavra 13,51 hő szabadul fel.

A reakció termikus hatásának függése a hőmérséklettől. Kirchhoff-egyenlet.

Hőteljesítmények

az a hő, amelyet 1 mól anyagra kell átadni annak felmelegítéséhez.

A hőmérsékleti reakció termikus hatásának kiszámításához ki kell számítani a reakció hőkapacitás-változásának 298 K-en bekövetkező termikus hatását (a termékek és a reagensek hőhatásainak összegeinek különbségét, figyelembe véve sztöchiometrikus együtthatók figyelembe vétele)

Annak ellenére, hogy a hőkapacitás függ a hőmérséklettől, a számításokhoz feltételezzük, hogy a hőkapacitás nem függ a hőmérséklettől, és a hőmérsékletet 298 K-nak vesszük.

A termodinamika II. Létezik egy S állapotfüggvény, amit entrópiának hívnak. dS-teljes differenciál, amely reverzibilis folyamatokban egyenlő

dS = , irreverzibilis - dS - ben . =

Izolált rendszerek esetén nem történik hőcsere a környezettel, ezért reverzibilis folyamatoknál, irreverzibiliseknél.

Izolált rendszerek esetében spontán folyamatok (irreverzibilis folyamatok) mennek végbe az entrópia növekedésével.

Ha a rendszer 1-es termodinamikai állapotban van, ami a mikroállapotok számának felel meg, akkor a rendszer 2-es termodinamikai állapotba kerül, ha több mikroállapotnak felel meg.

Az entrópia fizikai jelentése a molekuláris rendellenesség mértéke.

Minél nagyobb a káosz, annál nagyobb az S.

A reakció során az entrópia változásának kiszámításához ismernie kell mindenkit, aki részt vesz a reakcióban.

Az összes anyag standard entrópiaértéke 298 K-on a termodinamikai mennyiségek referenciakönyvében található.

A termodinamika III.

Egy ideális kristály entrópiája abszolút 0 Kelvin hőmérsékleten S=0.

Az ideális kristály olyan kristály, amelyben az atomok a kristályrács minden csomópontját elfoglalják, szigorúan a geometriai törvényeknek megfelelően. 0 K hőmérsékleten egy ilyen kristályból teljesen hiányzik a részecskék oszcilláló, forgó, transzlációs mozgása, azaz egyetlen mikroállapotot egyetlen makroállapot ír le.

Az entrópiaváltozás számítása fűtés közben.

A fázisátalakulási folyamatok izobár-izotermek és reverzibilisek, ezért egy reverzibilis folyamat entrópiaváltozása megegyezik a termék képződéshőjének a hőmérséklethez viszonyított arányával.

Gibbs energia.

A Gibbs-energia változása, mint a zárt rendszerekben zajló folyamat spontán lefolyásának kritériuma.

Reverzibilis folyamat Irreverzibilis folyamat

DG - izotermikus potenciál

• ?S=?U/T
• ?H-T?S=0 P, T=állandó
• ?S_ >?H/T

DG=DH-TDS< 0

(Gibbs energia)

• ?S>?U/T
• ?H-T?S

Izokór-izoterm potenciál

Egyensúlyi állapot

A Gibbs-energia változásának fizikai jelentése: a rendszer által végzett maximális hasznos munka.

Ha van fázisátalakulás

Fizikai jelentés: ha az entalpia a rendszer rend iránti vágyát (azaz az energiatartalék csökkentését) jellemzi, akkor az entrópia a rendszer káosz iránti vágyát, a Gibbs-energia pedig ezen ellentétes irányú folyamatok eredője.

Kémiai egyensúly.

A termodinamika nemcsak a folyamat irányának meghatározását teszi lehetővé (a Gibbs-energia előjelével), hanem az egyensúlyi állapot kvantitatív kiszámítását is.

Tekintsünk egy homogén gáznemű reakciót

egyensúlyi állandó

Az egyensúlyi állandó egyenlő a termékek parciális nyomásának és a kiindulási anyagok parciális nyomásának arányával, a sztöchiometrikus együtthatójukkal megegyező fokokban.

A kémiai egyensúly megváltoztatásának feltételei (Le Chatelier-elv)

Fogalmazás: ha egy egyensúlyban lévő rendszerre kívülről erő hat, akkor az egyensúly abba az irányba tolódik el, amely gyengíti a kifejtett erőt.

I. A hőmérséklet hatása az egyensúlyi eltolódásra (van't Hoff izobar)

A hőmérséklet emelkedése elősegíti ennek a reakciónak a bekövetkezését, ami csökkenti a hőigényt, és az egyensúlyt egy izoterm reakció felé tolja el.

Minél magasabb a hőmérséklet, annál jobban befolyásolja az egyensúlyi eltolódást.

II. A nyomás hatása az egyensúlyi elmozdulásra.

egyensúlyi

A gáznemű rendszerek nyomását a molekuláknak az edény falára gyakorolt ​​becsapódásainak száma határozza meg.

A nyomás növekedésével az egyensúly a kisebb térfogatot elfoglaló anyagok felé tolódik el (a molekulák számának csökkenése felé).

III. Az összetétel hatása.

Az egyik reaktáns koncentrációjának növelése segíti az egyensúlyt a reakciótermékek képződése felé tolni.

A termodinamikai mennyiségek táblázatából a kémiai egyensúly kiszámításának alapegyenlete a

(minden anyag gáz) T = 600K-on.

(kJ) (J/mol)

7,22 J/mol K

Csere után a következőket kapjuk:

Válasz: - 84%

Minél nagyobb a negatív Gibbs-energia, annál nagyobb az egyensúlyi állandó értéke, ezért a reakciótermékek lesznek túlsúlyban az egyensúlyi rendszerben.

Ha az egyensúlyi állandó kisebb, mint 1, akkor a Gibbs-energia nagyobb, mint 0.

Kémiai kinetika.

A kémiai kinetika a fizikai kémia egyik ága, amely a folyamatok időbeli előfordulását vizsgálja.

Az átlagos sebesség a reagensek vagy termékek koncentrációjának változása egy bizonyos időtartam alatt.

Valódi (pillanatnyi) sebesség

A reakciósebesség mindig pozitív érték, és az előjel a kiindulási anyagok vagy termékek koncentrációjától függ ("-" - kiindulási anyagok, "+" - termékek). A görbe érintőjének tangense lehetővé teszi a valós sebesség kiszámítását minden időpillanatban.

Heterogén reakciók esetén:

S-mass interfész.

A tömeg cselekvés törvénye.

A tömeghatás törvénye a formális kinetika alaptörvénye.

Tekintsünk egy homogén reakciót, ahol minden anyag gáz halmazállapotú. A törvény állítása: a reakciósebesség egyenesen arányos a reaktánsok koncentrációjával a sztöchiometrikus együtthatókkal megegyező fokig.

A sebességi állandó fizikai jelentése a reakció sebessége, ha a koncentráció 1.

Feladat. Hogyan változik a közvetlen reakció sebessége, ha a nyomást háromszorosára növeljük?

Ha a nyomás háromszorosára nő, akkor a koncentráció háromszorosára nő (Mengyelejev-Clayperon egyenlet)

Válasz: 27-szeresére fog nőni

Heterogén reakciók esetén a sebesség csak a gáznemű anyagok koncentrációjától függ, mert szilárd anyagoknál ez állandó érték.

A reakció sorrendjét n jelöli, és a tömeghatás törvényében szereplő kitevők összege határozza meg. Az egy szakaszban lezajló elemi reakcióknál a sorrend és a molekularitás egybeesik, az összetett reakcióknál nem.

A reakció sorrendjének tanulmányozása egy módszer a reakció mechanizmusának tanulmányozására.

1) Elsőrendű kinetikai egyenlet (minden bomlási reakció)

Legyen a koncentráció a kezdeti időpillanatban mol/liter. Ha abban a pillanatban

X mol a anyag, akkor

Így egy elsőrendű reakció esetén az InC() koordináták grafikonja egy negatív meredekségű egyenes, és a tg lehetővé teszi a sebességi állandó kiszámítását

2) A másodrendű reakció kinetikai egyenlete

Feltételezzük, hogy az anyagok kezdeti koncentrációja egyenlő.

Ha egy mól/liter reagált az adott pillanatban, akkor

3) Harmadrendű reakció kinetikai egyenlete Ha InC egyik esetben sem működik egyenes, akkor a reakciómechanizmus összetett, pl. A reakció több szakaszban megy végbe. A teljes reakció sebessége megegyezik az összes szakasz sebességének összegével.

Az elsőrendű reakció második jellemzője a felezési idő

A hőmérséklet hatása a reakciósebességre. Van't Hoff egyenlet.

Minden 1 C-os hőmérséklet-emelkedésnél a reakciósebesség 2-4-szeresére nő.

van't Hoff szabály

Arrhenius elmélet.

Főbb pontok:

• 1) Ahhoz, hogy az anyagok kémiai kölcsönhatása létrejöhessen, ütközésüknek meg kell történnie
• 2) A részecskék energiájának nagyobbnak vagy egyenlőnek kell lennie, mint a reakció aktiválási energiája
• 3) Részecskeütközéseknek a funkciós csoporton kell bekövetkezniük

Az aktiválási energia az a minimális energia, amelyet a molekulának át kell adni a kémiai kölcsönhatás létrejöttéhez.

A hőmérséklet emelkedésével az aktiválási energia növekszik.

ahol K a sebességi állandó, A a pre-exponenciális tényező, R az univerzális gázállandó, T a hőmérséklet Kelvinben.

1) Analitikai

Ossza el az (1) egyenletet (2)

Ha két sebességi állandó értéke ismert két hőmérsékleten, akkor kiszámítható a reakció aktiválási energiája.

2) Grafika

Az Arrhenius-elmélet hátrányai:

• 1) A tényleges sebesség gyakran kisebb, mint az Arrhenius-tétel által számított
• 2) az elmélet nem magyarázza meg a katalízis jelenségét.

Egy bizonyos reakció 16 percet vesz igénybe 2 °C hőmérsékleten. Mennyi ideig tart ez a reakció 5 °C hőmérsékleten, ha =3.

Dalton törvényei

Dalton törvényei

A modern világban az elektronikus technológia ugrásszerűen fejlődik. Minden nap megjelenik valami új, és ezek nem csak a meglévő modellek apró fejlesztései, hanem az innovatív technológiák alkalmazásának eredményei is, amelyek lehetővé teszik a teljesítmény jelentős javítását.

A műszergyártó ipar nem marad le az elektronikai technológiától - elvégre az új készülékek fejlesztéséhez és piacra dobásához alaposan tesztelni kell azokat, mind a tervezési és fejlesztési, mind a gyártási szakaszban. Új mérőberendezések, új mérési módszerek jelennek meg, és ebből következően új fogalmak, fogalmak.

Ez a rész azoknak szól, akik gyakran találkoznak érthetetlen rövidítésekkel, rövidítésekkel és kifejezésekkel, és szeretnék jobban megérteni azok jelentését.

Dalton törvényei- két fizikai törvény, amely meghatározza a gázkeverék össznyomását és oldhatóságát. John Dalton fogalmazta meg a 19. század elején.

Törvények megfogalmazása

A gázkeverék össznyomásának törvénye

A kémiailag nem kölcsönható ideális gázok keverékének nyomása megegyezik a parciális nyomások összegével.

törvény a gázkeverék komponenseinek oldhatóságáról

Állandó hőmérsékleten a gázelegy folyadék felett elhelyezkedő egyes komponenseinek oldhatósága egy adott folyadékban arányos a parciális nyomásukkal.

Alkalmazási határok

Mindkét Dalton-törvény szigorúan teljesül az ideális gázokra. Valódi gázokra ezek a törvények akkor érvényesek, ha oldhatóságuk alacsony, és viselkedésük közel áll az ideális gázhoz.

A felfedezés története

A parciális nyomások összeadásának törvényét 1801-ben fogalmazták meg. Ugyanakkor a helyes, molekuláris kinetikai elméleten alapuló elméleti indoklás jóval később született meg.