Daltonov zákon pre tlak. Daltonove zákony

Koncom 18. a v prvej polovici 19. storočia vedci z rôznych krajín aktívne študovali správanie sa plynných, kvapalných a pevných látok v rôznych vonkajších podmienkach, pričom svoj výskum zakladali na predstavách o atómovej a molekulárnej štruktúre hmoty. Jedným z týchto vedcov bol britský zákon o zmesi plynov, ktorý v súčasnosti nesie jeho meno, o ktorom sa hovorí v tomto článku.

Špeciálne podmienky

Pred formulovaním Daltonovho zákona pre zmes plynov je potrebné pochopiť jeden z konceptov. Je to veľmi dôležité, keďže tento zákon platí len pre takúto látku. Hovoríme o ideálnom plyne. Čo je to?

Ideálny plyn je taký, pre ktorý platia tieto požiadavky:

• veľkosti molekúl a atómov v ňom sú také malé, že ich možno považovať za hmotné body s nulovým objemom;
• molekuly a atómy navzájom neinteragujú.

Ideálny plyn je teda súbor náhodne sa pohybujúcich hmotných bodov. Rýchlosť ich pohybu a hmotnosť jednoznačne určujú teplotu celej zmesi. Tlak, ktorým testovaná látka pôsobí na steny nádoby, závisí od takých makroskopických parametrov, ako je teplota, objem nádoby a počet molekúl.

Pre takýto model plynu platí rovnosť:

Nazýva sa a kombinuje tlak (P), teplotu (T), objem (V) a množstvo látky v móloch (n). Hodnota R je koeficient úmernosti, ktorý sa rovná 8,314 J/(K*mol).

Na tomto vzorci je prekvapujúce, že neobsahuje jediný parameter, ktorý by závisel od chemickej povahy molekúl a atómov.

Čiastočný tlak

Daltonov zákon pre zmes ideálnych plynov predpokladá znalosť ešte jedného makroskopického parametra – parciálneho tlaku.

Predpokladajme, že existuje nejaká zmes pozostávajúca z 2 zložiek, napríklad H2 a He. Táto zmes je v nádobe špecifického objemu a vytvára určitý tlak na jej steny. Pretože molekuly vodíka a atómy hélia navzájom neinteragujú, pri akýchkoľvek výpočtoch makroskopických charakteristík možno obidve zložky považovať nezávisle od seba.

Parciálny tlak zložky je tlak, ktorý vytvára nezávisle od ostatných zložiek zmesi, pričom zaberá objem, ktorý má k dispozícii. V uvažovanom príklade môžeme hovoriť o parciálnom tlaku H 2 a rovnakých charakteristikách pre He. Táto hodnota je vyjadrená v pascaloch a pre i-tu zložku je označená ako Pi.

Zmesi plynov a Daltonov zákon

John Dalton, ktorý študoval rôzne prchavé látky, vrátane vodnej pary, pri rôznych teplotách a tlakoch, dospel k tomuto záveru: tlak zmesi absolútne akýchkoľvek podobných látok v akýchkoľvek pomeroch sa rovná súčtu parciálnych tlakov všetkých jej zložiek. Táto formulácia sa nazýva Daltonov zákon pre tlak zmesi plynov a je napísaná takto:

Tu P tot je celkový tlak zmesi.

Tento pomerne jednoduchý zákon platí len pre ideálne zmesi plynov, ktorých zložky medzi sebou chemicky nereagujú.

Ďalšia formulácia Daltonovho zákona

Daltonov zákon pre zmes plynov možno vyjadriť nielen parciálnymi tlakmi, ale aj mólovými zlomkami každej zložky. Získame zodpovedajúci vzorec.

Keďže každá zložka sa v plynnej zmesi správa nezávisle od ostatných, možno pre ňu napísať stavovú rovnicu:

Táto rovnica platí pre každú i-tu zložku, pretože pre všetky sú teplota T a objem V rovnaké. Hodnota n i je počet mólov zložky i v zmesi.

Vyjadrime teraz parciálny tlak a vydelíme ho celkovým tlakom celej zmesi, potom dostaneme:

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

Tu n je celkové množstvo látky v celej zmesi. Dá sa získať sčítaním všetkých n i. Pomer n i / n sa nazýva molárny zlomok zložky i v zmesi. Zvyčajne sa označuje symbolom x i. Pokiaľ ide o mólové zlomky, Daltonov zákon je napísaný takto:

Často reprezentované ako atómové percentá zložiek v zmesi. Napríklad 21 % O 2 vo vzduchu znamená, že jeho molárny podiel je 0,21, to znamená, že každá piata molekula vzduchu je kyslík.

Aplikácia uvažovaného zákona na vyriešenie problému

Je známe, že plynná zmes kyslíka a dusíka je vo valci pod tlakom 5 atmosfér. S vedomím, že obsahuje 10 mólov dusíka a 3 móly kyslíka, je potrebné určiť parciálny tlak každej látky.

Aby sme odpovedali na otázku problému, najprv nájdime celkové množstvo látky:

n = n N2 + n02 = 10 + 3 = 13 mol

x N2 = n N2/n = 10/13 = 0,7692

x02 = n02/n = 3/13 = 0,2308

Pomocou vzorca Daltonovho zákona prostredníctvom mólového zlomku zložky vypočítame parciálny tlak každého plynu vo valci:

PN2 = 5 x 0,7692 = 3,846 atm.

P02 = 5 x 0,2308 = 1,154 atm.

Ako je možné vidieť zo získaných obrázkov, súčet týchto tlakov dá 5 atmosfér. Parciálny tlak každého plynu je priamo úmerný jeho molárnemu podielu v zmesi.

Zmesi plynov. Daltonov zákon

Parciálny tlak je tá časť celkového tlaku plynnej zmesi, ktorá je spôsobená daným plynom alebo parou.Čiastočný plyn v zmesi sa rovná tlaku plynu v zmesi, ktorý by mala samotná, pričom by zaberala rovnaký objem, aký zaberá zmes pri rovnakej teplote.

Daltonov zákon.Pri absencii chemických reakcií sa celkový tlak plynnej zmesi P total rovná súčtu parciálnych tlakov všetkých v nej obsiahnutých plynov p 1, p 2, p 3 ..., p n ˸

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

Parciálny tlak daného plynu je úmerný podielu ᴇᴦο molekúl z celkového počtu molekúl zmesi (molárny zlomok)˸

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

Molový zlomok X i je pomer počtu mólov danej látky - n i (alebo určitého typu častíc) k celkovému počtu mólov látky (alebo častíc) nachádzajúcich sa v sústave n i.

Molárny zlomok možno pripísať buď celému systému alebo niektorej fáze. V druhom prípade sa berie pomer počtu mólov danej látky v tejto fáze k celkovému počtu mólov látky tvoriacej danú fázu. Súčet mólových zlomkov všetkých látok tvoriacich systém (alebo fázu) sa rovná jednotke.

Zloženie plynných zmesí možno vyjadriť aj pomocou hmotnostných a objemových dielov. Hmotnostný zlomok daného plynu v zmesi je pomer hmotnosti tohto plynu k hmotnosti zmesi plynov. Ak hmotnostné zlomky plynov označíme G 1, G 2, G 3, ..., G i; a hmotnosti plynov v zmesi - cez m 1, m 2, m 3, ..., m i a celkovú hmotnosť zmesi plynov - cez m, potom dostaneme˸

G 1 = G 2 = G 3 = … Gn = (64)

G1 + G2 + G3 + ... + Gn = 1

m1 + m2 + m3 + … + m n = m.

Na vyjadrenie zloženia zmesi plynov v objemových jednotkách je potrebné uviesť objemy plynov tvoriacich zmes na rovnaký tlak a teplotu. Objem jednotlivého plynu obsiahnutého v zmesi znížený na tlak zmesi sa nazýva zmenšený objem. Na zistenie zmenšeného objemu plynu pri tlaku zmesi plynov Ptot a teplote T je potrebné použiť Boyleov-Mariottov zákon˸

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

kde v 1, v 2, v 3, ..., v n sú zmenšené objemy jednotlivých plynov, ktoré tvoria zmes; р 1, р 2, р 3, …, р n – parciálne tlaky jednotlivých plynov;

v 1 = v 2 = v 3 = …; v n = (65)

Súčet redukovaných objemov jednotlivých plynov sa rovná celkovému objemu zmesi˸

v 1 + v 2 + v 3 + … + v n = V celk.

Pomer redukovaných objemov jednotlivých plynov k celkovému objemu zmesi sa nazýva objemový zlomok a vyjadruje sa prostredníctvom r˸

r1 = r2 = r3 = ...; r n = (66)

Pre zmesi plynov je zloženie vyjadrené objemom a molárnymi zlomkami rovnaké, t.j.˸

Zmesi plynov. Daltonov zákon - pojem a typy. Klasifikácia a vlastnosti kategórie "Zmesi plynov. Daltonov zákon" 2015, 2017-2018.

V praxi sa najčastejšie nestretávame s čistými plynmi, ale s ich zmesami. Zložky zmesi zaberajú rovnaký objem a majú rovnakú teplotu. Koncentrácia zmesi sa rovná súčtu koncentrácií zložiek zmesi, t.j.

Potom sa podľa vzorca (4.5) tlak zmesi rovná:

Predstavme si nasledujúci zápis:

Kde - parciálne tlaky.

Vo všeobecnosti je na opis pohybu mikročastíc potrebné aplikovať zákony kvantovej mechaniky. Štatistická fyzika, ktorá popisuje makrosystémy pozostávajúce z mikročastíc, ktorých pohyb opisujú zákony kvantovej mechaniky, sa nazýva tzv. kvantová štatistika.

Jedným zo základných pojmov štatistiky (klasickej aj kvantovej) je pravdepodobnosť. Nech je akýkoľvek fyzikálny systém v rôznych fyzikálnych stavoch. Predpokladajme, že tieto stavy sú diskrétne, t.j. fyzikálne veličiny, ktoré ich charakterizujú, sa skokovo menia a každý stav je charakterizovaný určitou hodnotou x i nejakej fyzikálnej veličiny x.

V niektorých štátoch strávi systém viac času, v iných menej. Veličinu x budeme merať určitý počet krát N. Označme N i ako počet meraní, z ktorých každé udáva hodnotu meranej veličiny x rovnú x i. Pravdepodobnosť w i, že veličina x má hodnotu x i sa nazýva limita pomeru čísla N i k celkovému počtu rozmerov N, keďže N smeruje k nekonečnu, t.j.

(1.16)

Diskrétna hodnota fyzikálnych veličín je charakteristickým znakom všetkých mikročastíc (atómov, molekúl). Napríklad energia rotačného a vibračného pohybu molekuly sa môže meniť len diskrétne, skokmi. O takomto množstve sa hovorí, že je kvantované.

Zároveň môžeme s veľkou presnosťou predpokladať, že energia translačného pohybu molekúl nie je kvantovaná, t.j. sa plynule mení, čo znamená, že rýchlosť molekúl plynu sa plynule mení, ako aj súradnice molekúl v priestore. Pre spojitú náhodnú premennú, napríklad rýchlosť molekuly v, pravdepodobnosť dw v, že rýchlosť molekuly v nadobudne hodnoty v intervale od v do v + dv, sa vypočíta takto:

(1.17)

tu N je celkový počet meraní rýchlosti, dN v je počet meraní, pri ktorých rýchlosť molekuly klesla v intervale od v do v + dv.

Je zrejmé, že:

Vyplýva to z definície pravdepodobnosti (1.17):

To isté platí pre spojitú náhodnú premennú. Z (1.18) vyplýva, že:

(1.19)

Barometrický vzorec

Barometrický vzorec udáva závislosť tlaku p ideálneho plynu umiestneného v rovnomernom gravitačnom poli pri konštantnej teplote T od výšky z:

(1.20)

kde p o je tlak pri z = 0, m o je hmotnosť molekuly, k je Boltzmannova konštanta.

Boltzmannovo rozdelenie.

Maxwell dostal nasledujúci vzťah:

(1.23)

tu je pravdepodobnosť detekcie molekuly v nekonečne malom pravouhlom rovnobežnostene v rýchlostnom priestore znázornenom na obr. 1.3.

Inými slovami, toto je pravdepodobnosť, že molekula má projekciu rýchlosti na osi x v intervale od v x do v x + dv x a v podobných intervaloch pre hodnoty v y a v z.

Z (1.23) je zrejmé, že pravdepodobnosť nezávisí od smeru vektora, ale závisí len od jeho modulu. Preto vo vzorci (1.23) ako elementárny objem v rýchlostnom priestore môžeme namiesto pravouhlého rovnobežnostena zobrať nekonečne tenkú guľovú vrstvu (pozri obr. 1.4), ktorej polomer je v a hrúbka dv. V tomto elementárnom objeme sú všetky rýchlostné moduly s odchýlkou ​​nepresahujúcou dv rovné v. Presuňme sa teda z dv x, dv y, dv z na 4πv 2 dv, kde 4πv 2 je plocha gule v rýchlostnom priestore znázornená na obr. 1.4.

Potom má vzorec (1.23) tvar:

(1.24)

Vzorec (1.24) sa zvyčajne píše takto:

(1.25)

Kde (1.26)

Prijal D.K. Maxwellova funkcia F(v) sa zvyčajne nazýva funkcia rozdelenia pravdepodobnosti alebo funkcia Maxwellovho rozdelenia.

Z (1.25) vyplýva, že:

preto sa F(v) nazýva aj hustota pravdepodobnosti.

Graf funkcie Maxwellovho rozdelenia je znázornený na obr. 1.5.

Formulácia: celkový tlak zmesi a plynov sa rovná súčtu parciálnych tlakov plynov, ktoré tvoria túto zmes.

Parciálny tlak plynu je tlak, ktorý by plyn vyvinul, keby bol v systéme sám a zaberal celý objem, ktorý systém zaberá.

• 44 g – 6,02*
• 4 g - x
• 4= 66,22*

Úloha. Pri spaľovaní 2 g kovu sa spotrebuje 400 ml kyslíka. Nájdite ekvivalent kovu.

Úloha. Relatívna hustota vodíka je 14. Vypočítajte molárnu hmotnosť.

M = 28 g/mol

Chemická termodynamika

Chemická termodynamika je časť kurzu fyzikálnej chémie, ktorá študuje procesy výmeny tepla medzi systémom a prostredím, ako aj vlastnosti systému v rovnováhe.

Základné pojmy.

Systém je materiálna časť vesmíru, ktorá je predmetom teoretického a experimentálneho štúdia.

Hranice medzi systémom a prostredím môžu mať skutočný aj fiktívny (imaginárny) charakter.

Ak si systém vymieňa hmotu a energiu s prostredím, potom sa takýto systém nazýva otvorený.

Ak si systém nevymieňa hmotu a energiu s prostredím, potom sa takýto systém nazýva izolovaný.

Ak vymieňa energiu a nevymieňa hmotu, nazýva sa uzavretá.

Exotermická reakcia je reakcia, ku ktorej dochádza pri absorpcii tepla.

Endotermická reakcia je reakcia, pri ktorej sa uvoľňuje teplo.

Stavová funkcia F (p,V,T...) sa nazýva stavová funkcia, ak jej hodnota nezávisí od cesty prechodu systému z jedného stavu do druhého, ale závisí len od hodnôt parametrov. v počiatočnom a konečnom stave.

• 1. Potenciálna energia (keďže jej hodnota závisí len od výškového rozdielu a nezávisí od dráhy prechodu)
• 2.pV
• 3. Vnútorná energia systému.

Systém je v stave termodynamickej rovnováhy, ak je rovnovážny mechanizmus (tlak vo všetkých bodoch systému rovnaký), termodynamická a chemická rovnováha (ide o zloženie východiskových látok a produktov reakcie vo všetkých bodoch rovnaké) sa vykonáva súčasne.

Reverzibilný proces je proces, pri ktorom systém prechádza z jedného stavu do druhého prostredníctvom nepretržitého radu rovnovážnych procesov. V tomto prípade sa parametre systému a prostredia navzájom líšia o nekonečne malé množstvo. V opačnom prípade sa proces nazýva nezvratný.

Systém, v ktorom sú zložky v rovnakej fáze, sa nazýva homogénny. Systém, v ktorom sú zložky v rôznych fázach, sa nazýva heterogénny. Uvažujme, či teplo a práca sú funkciami stavu. Práca aj teplo sú formy prenosu energie. Práca je vo forme usporiadaného pohybu častíc, teplo vo forme chaotického pohybu.

Uvažujme proces expanzie ideálneho plynu pri t=konšt

1. Proces je reverzibilný

d-nekonečná stavová funkcia

p int = p int

2. Proces je nezvratný

Množstvo mechanickej práce teda nie je funkciou stavu. Závisí od dráhy prechodu procesu z jedného stavu do druhého a preto jeho malá zmena tepla ukáže.

Prvý zákon termodynamiky.

Formulácia: vnútorná energia systému je funkciou stavu, to znamená, že nezáleží na tom, ktorou cestou sa proces uberá.

Uvažujme o špeciálnych prípadoch.

1. Keď р=konšt

Entalpia

Fyzikálny význam entalpií je tepelný účinok reakcie pri p=konšt.

2. Keď V=konšt

Fyzikálny význam - tepelný účinok reakcie pri V=konšt

Termochémia. Hessov zákon.

Tepelný účinok reakcie je spôsobený skutočnosťou, že energia produktov sa líši od energie reaktantov.

Uvoľňovanie tepla (exotermická reakcia)

Absorpcia tepla (endotermická reakcia)

Ak reakcia prechádza cez niekoľko medzistavov, potom tepelný účinok reakcie nezávisí od cesty prechodu systému z jedného stavu do druhého, ale závisí iba od hodnôt parametrov systému v konečný a počiatočný stav.

Dôsledok Hessovho zákona: tepelný účinok reakcie sa rovná rozdielu súčtu teplôt tvorby produktov a činidiel, berúc do úvahy stechiometrické koeficienty v reakčnej rovnici.

nj, ni - stechiometrické koeficienty - teplo vzniku

Tepelným účinkom reakcie je vytvorenie 1 mólu komplexnej látky z jednoduchých.

o - štandardný stav

Všetky formovacie teplo sa merajú pre štandardný stav (298K, Pa, pre kvapaliny s koncentráciou 1 mol v 1 litri, pre tuhé látky sa volí najstabilnejšia kryštalografická modifikácia)

V termochémii sa bežne predpokladá, že teplo tvorby jednoduchých látok je rovné nule.

I dôsledok Hessovho zákona: tepelný účinok reakcie sa rovná rozdielu súčtu spaľovacích teplôt reaktantov a produktov, berúc do úvahy stechiometrické koeficienty v reakčnej rovnici.

Spaľné teplo je tepelný účinok reakcie úplného spálenia jedného mólu látky v kalorimetrickom prúde pri atmosférickom tlaku.

Úloha. Určte spalné teplo

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

= (-873,79-1566,97)-(-2254,81) = 13,51 - exotermická reakcia, t.j. Na 1 mol kyseliny octovej sa uvoľní 13,51 tepla.

Závislosť tepelného účinku reakcie od teploty. Kirchhoffova rovnica.

Tepelné kapacity

teplo, ktoré sa musí odovzdať 1 molu látky, aby sa zahriala.

Na výpočet tepelného účinku reakcie pri teplote je potrebné vypočítať tepelný účinok pri 298 K zmeny tepelnej kapacity reakcie (rozdiel v súčtoch tepelných účinkov produktov a činidiel, pričom berúc do úvahy stechiometrické koeficienty)

Napriek tomu, že tepelná kapacita závisí od teploty, pre výpočty budeme predpokladať, že tepelná kapacita nezávisí od teploty a budeme brať teplotu 298 K.

II termodynamický zákon. Existuje stavová funkcia S nazývaná entropia. dS-celkový diferenciál, ktorý sa pri reverzibilných procesoch rovná

dS = , v nevratnom - dS . =

Pre izolované systémy nedochádza k výmene tepla s okolím, preto pre reverzibilné procesy pre nevratné procesy.

Pre izolované systémy nastávajú spontánne procesy (ireverzibilné procesy) so zvyšujúcou sa entropiou.

Ak je systém v termodynamickom stave 1, čo zodpovedá počtu mikrostavov, potom systém prejde do termodynamického stavu 2, ak zodpovedá väčšiemu počtu mikrostavov.

Fyzikálny význam entropie je mierou molekulárnej poruchy.

Čím väčší chaos, tým väčší S.

Ak chcete vypočítať zmenu entropie počas reakcie, musíte poznať všetkých zúčastnených na reakcii.

Štandardné hodnoty entropie všetkých látok pri 298 K sú uvedené v referenčnej knihe termodynamických veličín.

III termodynamický zákon.

Entropia ideálneho kryštálu pri absolútnej teplote 0 Kelvinov je S=0.

Ideálny kryštál je kryštál, v ktorom atómy zaberajú všetky uzly kryštálovej mriežky v prísnom súlade s geometrickými zákonmi. Pri 0 K takémuto kryštálu úplne chýba oscilačný, rotačný, translačný pohyb častíc, t.j. jeden jediný mikrostav je opísaný jedným jediným makrostavom.

Výpočet zmeny entropie pri zahrievaní.

Procesy fázových prechodov sú izobaricko-izotermické a reverzibilné, preto sa zmena entropie pre reverzibilný proces rovná pomeru tepla tvorby produktu k teplote.

Gibbsova energia.

Zmena Gibbsovej energie ako kritérium pre spontánny tok procesu v uzavretých systémoch.

Reverzibilný proces Nevratný proces

DG - izotermický potenciál

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

DG = DH-TDS< 0

(Gibbsova energia)

• ?S>?U/T
• ?H-T?S

Izochoricko-izotermický potenciál

Stav rovnováhy

Fyzikálny význam zmeny Gibbsovej energie: maximálna užitočná práca vykonaná systémom.

Ak dôjde k fázovému prechodu

Fyzický význam: ak entalpia charakterizuje túžbu systému po poriadku (t. j. znížiť energetickú rezervu), potom entropia charakterizuje túžbu systému po chaose a Gibbsova energia je výslednou hodnotou týchto opačne smerovaných procesov.

Chemická bilancia.

Termodynamika umožňuje určiť nielen smer procesu (podľa znamienka Gibbsovej energie), ale aj kvantitatívne vypočítať systém v rovnovážnom stave.

Uvažujme o homogénnej plynnej reakcii

rovnovážna konštanta

Rovnovážna konštanta sa rovná pomeru parciálnych tlakov produktov k parciálnym tlakom východiskových látok na stupne rovné ich stechiometrickým koeficientom.

Podmienky pre posun chemickej rovnováhy (Le Chatelierov princíp)

Formulácia: ak je sila aplikovaná na systém v rovnováhe zvonku, potom sa rovnováha posunie v smere, ktorý oslabuje aplikovanú silu.

I. Vplyv teploty na posun rovnováhy (van't Hoffova izobara)

Zvýšenie teploty podporuje výskyt tejto reakcie, čo znižuje potrebné teplo a posúva rovnováhu smerom k izotermickej reakcii.

Čím vyššia je teplota, tým viac teplota ovplyvňuje posun rovnováhy.

II. Vplyv tlaku na posunutie rovnováhy.

rovnováha

Tlak plynných systémov je určený počtom dopadov molekúl na steny nádoby.

So zvyšovaním tlaku sa rovnováha posúva smerom k látkam, ktoré zaberajú menší objem (smerom k poklesu počtu molekúl).

III. Vplyv kompozície.

Zvýšenie koncentrácie jedného z reaktantov pomáha posunúť rovnováhu smerom k tvorbe reakčných produktov.

Základná rovnica pre výpočet chemickej rovnováhy z tabuľky termodynamických veličín je

(všetky látky sú plyny) pri T = 600K.

(kJ) (J/mol)

7,22 J/mol K

Po nahradení dostaneme:

Odpoveď: - 84%

Čím väčšia je záporná Gibbsova energia, tým väčšia je hodnota rovnovážnej konštanty, preto v rovnovážnom systéme budú prevládať produkty reakcie.

Ak je rovnovážna konštanta menšia ako 1, potom je Gibbsova energia väčšia ako 0.

Chemická kinetika.

Chemická kinetika je odvetvie fyzikálnej chémie, ktoré študuje výskyt procesov v priebehu času.

Priemerná rýchlosť je zmena koncentrácie reaktantov alebo produktov za určité časové obdobie.

Skutočná (okamžitá) rýchlosť

Rýchlosť reakcie je vždy kladná hodnota a znamienko závisí od koncentrácie východiskových látok alebo produktov („-“ – východiskové látky, „+“ – produkty). Tangenta dotyčnice ku krivke vám umožňuje vypočítať skutočnú rýchlosť v každom časovom okamihu.

Pre heterogénne reakcie:

S-mass rozhranie.

Zákon masovej akcie.

Zákon hromadnej akcie je základným zákonom formálnej kinetiky.

Uvažujme o homogénnej reakcii, kde sú všetky látky v plynnom skupenstve. Tvrdenie zákona: rýchlosť reakcie je priamo úmerná koncentrácii reaktantov v stupňoch rovných stechiometrickým koeficientom.

Fyzikálny význam rýchlostnej konštanty je rýchlosť reakcie, ak je koncentrácia 1.

Úloha. Ako sa zmení rýchlosť priamej reakcie, ak sa tlak zvýši 3-krát?

Ak sa tlak zvýši 3-krát, potom sa koncentrácia zvýši 3-krát (Mendelejevova-Clayperonova rovnica)

Odpoveď: zvýši sa 27-krát

Pri heterogénnych reakciách závisí rýchlosť len od koncentrácie plynných látok, pretože pre tuhé látky je to konštantná hodnota.

Poradie reakcie sa označuje n a je určené súčtom exponentov v zákone hromadnej akcie. Pri elementárnych reakciách, ktoré prebiehajú v jednom štádiu, sa poradie a molekulová hmotnosť zhodujú, pri zložitých reakciách nie.

Štúdium poradia reakcie je metóda štúdia jej mechanizmu.

1) Kinetická rovnica prvého rádu (všetky rozkladné reakcie)

Nech je koncentrácia v počiatočnom okamihu mol/liter. Ak momentálne

X mólov látky a

Pre reakciu prvého rádu je teda graf v súradniciach InC() priamkou so záporným sklonom a tg nám umožňuje vypočítať rýchlostnú konštantu

2) Kinetická rovnica reakcie druhého rádu

Predpokladáme, že počiatočná koncentrácia látok je rovnaká.

Ak krtko/liter zareagoval v momente času, tak

3) Kinetická rovnica reakcie tretieho rádu Ak v žiadnom z prípadov InC nevyjde priamka, potom je mechanizmus reakcie zložitý, t.j. Reakcia prebieha v niekoľkých fázach. Celková rýchlosť celej reakcie sa rovná súčtu rýchlostí všetkých stupňov.

Druhou charakteristikou reakcie prvého rádu je polčas rozpadu

Vplyv teploty na rýchlosť reakcie. Van't Hoffova rovnica.

Pri každom zvýšení teploty o 1 °C sa rýchlosť reakcie zvýši 2-4 krát.

van't Hoffovo pravidlo

Arrheniova teória.

Kľúčové body:

• 1) Aby došlo k chemickej interakcii látok, musí dôjsť k ich zrážke
• 2) Energia častíc musí byť väčšia alebo rovná aktivačnej energii reakcie
• 3) Na funkčnej skupine musia nastať zrážky častíc

Aktivačná energia je minimálna energia, ktorá musí byť odovzdaná molekule, aby došlo k chemickej interakcii.

So zvyšujúcou sa teplotou sa zvyšuje aktivačná energia.

kde K je rýchlostná konštanta, A je predexponenciálny faktor, R je univerzálna plynová konštanta, T je teplota v Kelvinoch.

1) Analytické

Rozdeliť rovnicu (1) číslom (2)

Ak sú známe hodnoty dvoch rýchlostných konštánt pri dvoch teplotách, je možné vypočítať aktivačnú energiu reakcie.

2) Grafika

Nevýhody Arrheniovej teórie:

• 1) Skutočná rýchlosť je často nižšia ako rýchlosť vypočítaná Arrheniovou vetou
• 2) teória nevysvetľuje jav katalýzy.

Určitá reakcia trvá 16 minút pri teplote 2. Ako dlho bude táto reakcia trvať pri teplote 5, ak =3.

Daltonove zákony

Daltonove zákony

V modernom svete sa elektronické technológie rozvíjajú míľovými krokmi. Každý deň sa objaví niečo nové, pričom nejde len o drobné vylepšenia existujúcich modelov, ale aj o výsledky využívania inovatívnych technológií, ktoré umožňujú výrazne zlepšiť výkon.

Odvetvie výroby prístrojov nezaostáva za elektronickou technológiou – veď na vývoj a uvedenie nových zariadení na trh je potrebné ich dôkladne otestovať, a to ako vo fáze návrhu a vývoja, tak aj vo fáze výroby. Objavujú sa nové meracie zariadenia a nové meracie metódy a následne aj nové pojmy a koncepty.

Táto časť je určená pre tých, ktorí sa často stretávajú s nezrozumiteľnými skratkami, skratkami a pojmami a chceli by lepšie pochopiť ich význam.

Daltonove zákony- dva fyzikálne zákony, ktoré určujú celkový tlak a rozpustnosť zmesi plynov. Formuloval John Dalton na začiatku 19. storočia.

Formulácia zákonov

Zákon o celkovom tlaku zmesi plynov

Tlak zmesi chemicky neinteragujúcich ideálnych plynov sa rovná súčtu parciálnych tlakov.

Zákon o rozpustnosti zložiek plynnej zmesi

Pri konštantnej teplote je rozpustnosť každej zo zložiek plynnej zmesi nachádzajúcich sa nad kvapalinou v danej kvapaline úmerná ich parciálnemu tlaku.

Hranice použiteľnosti

Oba Daltonove zákony sú pre ideálne plyny prísne splnené. Pre skutočné plyny platia tieto zákony za predpokladu, že ich rozpustnosť je nízka a ich správanie sa blíži chovaniu ideálneho plynu.

História objavovania

Zákon o sčítaní parciálnych tlakov bol sformulovaný v roku 1801. Správne teoretické zdôvodnenie, založené na molekulárnej kinetickej teórii, bolo zároveň urobené oveľa neskôr.