химический каталог




Анорганикум Том 1

Автор Г.Блументаль, 3.Энгельс, И.Фиц, В.Хабердитцль и др.

ической реакции изменяется давление, соответственно концентрация компонентов, участвующих в химической реакции. Отсюда следует, что необходимо учитывать зависимость химического потенциала от давления (концентрации). Зависимость свободной энтальпии от давления задается уравнением (279). Если применить правило Шварца для полных дифференциалов к фундаментальному уравнению (276), то можно получить следующее выражение для зависимости химического потенциала от давления:

да,где VI — парциальный молярный объем. Разделение переменных и интегрирование в пределах от нормального давления 101 325 Па до парциального давления р,- компонента i дает

Vi = V-°T in+rt ln-jofg- = p»r (i) +rt In po, (287)

Использованное здесь парциальное давление р,° введено уравнением (248). ц°г(о представляет собой стандартный химичеПервый член с правой стороны уравнения (291) называют иногда также основной работой реакции, а второй — остаточной работой реакции. В состоянии равновесия в соответствии с уравнением (285а) Дбр = 0, и в уравнении (291) должны стоять равновесные парциальные давления компонентов. Тогда из уравнения (291) получим

(P°NH3(PH))'

(292)

Р (Р°Нг(Рн))УЧ(Р«)

= -rt In П (Л(рн)Гг = -rt In к„

Здесь Кр — константа равновесия, рассчитанная для относительных давлений компонентов. Таким образом, используя термодинамические соотношения, получили закон действующих масс для конкретной реакции. Этот вывод может быть обобщен на любую химическую реакцию. Общая форма уравнения (292) называется уравнением изотермы химической реакции Вант-Гоффа.

Пример. Рассчитаем константу равновесия реакции образования аммиака (288) при 25 °С из стандартной энтальпии и стандартной энтропии образования компонентов, взятых также при нормальных условиях.

(293)

Решение. Свободную энтальпию можно определить из уравнения (261)

ДО°нн3 = (NH,) - T&.S°M (NHS:

252

Химическая термодинамика

Химические и фазовые равновесия

Найдем в таблицах стандартные значения термодинамических величин:

ЛЯ°2В8 (NH,) - -46,04 кДж/моль; S%e8 (NHg) = 192,65 Дк-моль-1-

SWH,)-.30,71 Дж.моль-1./Г-ь S,M(NE)B* 191,65 Дж-моль"1-

Учитывая знаки стехиометрических коэффициентов, получим для стандартной энтальпии реакции в нормальных условиях

ДЯ°2В8Р = 2(—46,04) = —92,08 кДж/моль

а для стандартной энтропии в нормальных условиях

Д5%8Р= (2-192,63—3-130,71 — 191,65) = 199,31 Дж/(К-моль)

Отсюда получим для стандартного изменения свободной энтальпии

(

248 \ -199,31- -гщ-j =-33,07 кДж/моль

К, = 6,3 10s

= 5,

Тогда из уравнения (292) получим

= 2,303.8,314-298

Полученная нами константа равновесия содержит равновесные относительные парциальные давления отдельных компонентов, поэтому представляет собой безразмерную величину. Рассмотренный выше расчет показывает также, что реакция синтеза аммиака полностью смещена в сторону его образования; то, что эта реакция практически не происходит в нормальных условиях, объясняется кинетическим торможением.

Для того чтобы обобщить рассмотренный выше вывод закона действующих масс на любую реакцию, надо более подробно исследовать понятие химического потенциала компонента в смешанной фазе. Для идеальных газов химический потенциал всегда может быть определен при помощи уравнения (287). Если имеется лишь один идеальный газ, то вместо парциальных давлений в уравнение подставляется общее давление в системе.

Другим важным для практических приложений случаем являются растворы. Предположим сначала, что раствор является идеально разбавленным; следует также знать, какой компонент раствора принимает участие в реакции — растворитель или растворенное вещество. Если в уравнении (287) по аналогии с уравнением (249) разделить парциальное давление на содержание в мольных долях и общее давление и перенести член, зависящий от давления, в стандартный потенциал, то из уравнения (287) получим

M'f = l*0r(i)(p0)+«7'ln*1 (29*)

В таких конденсированных системах, как растворы, зависимость стандартного потенциала от давления значительно меньше, чем в газах. Принимая во внимание уравнение (286), следует ожидать, что эта зависимость для конденсированных систем в ~ 1000 раз меньше, чем для газов, поэтому в большинстве случаев ее можно не учитывать. На основе более сложных статистических расчетов для идеально разбавленных растворов можно показать, что уравнение (294) точно определяет химиче

ЮООР

ский потенциал как для растворителя, так и для растворенного

вещества. Сами расчеты здесь не приводятся, и далее используются только результаты расчетов. Мольная доля редко применяется в качестве меры концентрации в химии растворов. Если

раствор достаточно разбавлен, то [уравнения (230) и (234)]М,с, м, . (295)

IOOOP-MMI-MJK

т. е. концентрация в мольных долях приблизительно пропорциональна молярной (моль/л) концентрации, р — плотность раствора. Не будет большой ошибки, если химический потенциал растворенного вещества в разбавленном идеальном растворе связать с молярной концентрацией с,-:

|1,= |1,0(7,,р|))-т-Я7'1пс,°

страница 88
< К СПИСКУ КНИГ > 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54 55 56 57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86 87 88 89 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102 103 104 105 106 107 108 109 110 111 112 113 114 115 116 117 118 119 120 121 122 123 124 125 126 127 128 129 130 131 132 133 134 135 136 137 138 139 140 141 142 143 144 145 146 147 148 149 150 151 152 153 154 155 156 157 158 159 160 161 162 163 164 165 166 167 168 169 170 171 172 173 174 175 176 177 178 179 180 181 182 183 184 185 186 187 188 189 190 191 192 193 194 195 196 197 198 199 200 201 202 203 204 205 206 207 208 209 210 211 212 213 214 215 216 217 218 219 220 221 222 223 224 225 226 227 228 229 230 231 232 233 234 235 236 237 238 239 240 241 242 243 244 245 246 247 248 249 250 251 252 253 254 255 256 257

Скачать книгу "Анорганикум Том 1" (8.12Mb)


[каталог]  [статьи]  [доска объявлений]  [прайс-листы]  [форум]  [обратная связь]

 

 

Реклама
цена газобетонного блока 200х300х600 за штуку
clear 55a
металлическая мебель на заказ
ремонт колесных арок своими руками мазда 6

Рекомендуемые книги

Введение в химию окружающей среды.

Книга известных английских ученых раскрывает основные принципы химии окружающей среды и их действие в локальных и глобальных масштабах. Важный аспект книги заключается в раскрытии механизма действия природных геохимических процессов в разных масштабах времени и влияния на них человеческой деятельности. Показываются химический состав, происхождение и эволюция земной коры, океанов и атмосферы. Детально рассматриваются процессы выветривания и их влияние на химический состав осадочных образований, почв и поверхностных вод на континентах. Для студентов и преподавателей факультетов биологии, географии и химии университетов и преподавателей средних школ, а также для широкого круга читателей.

Химия и технология редких и рассеянных элементов.

Книга представляет собой учебное пособие по специальным курсам для студентов химико-технологических вузов. В первой части изложены основы химии и технологии лития, рубидия, цезия, бериллия, галлия, индия, таллия. Во второй части книги изложены основы химии и технологии скандия, натрия, лантана, лантаноидов, германия, титана, циркония, гафния. В третьей части книги изложены основы химии и технологии ванадия, ниобия, тантала, селена, теллура, молибдена, вольфрама, рения. Наибольшее внимание уделено свойствам соединений элементов, имеющих значение в технологии. В технологии каждого элемента описаны важнейшие области применения, характеристика рудного сырья и его обогащение, получение соединений из концентратов и отходов производства, современные методы разделения и очистки элементов. Пособие составлено по материалам, опубликованным из советской и зарубежной печати по 1972 год включительно.

 

 



Рейтинг@Mail.ru Rambler's Top100

Copyright © 2001-2012
(21.07.2017)