Izotermákra egyenletet kémiai reakciók, annak használatát - studopediya
A vegyületek képességét a lép kémiai reakció az úgynevezett kémiai affinitás. Az elején a modern elmélet termodinamikai affinitás megállapított W. Gibbs és Helmholtz. és J. van't Hoff kifejlesztett ezt az elméletet, és bebizonyította, hogy matematikailag.
Kémiai affinitás függ a jellegét, a hőmérséklet és a reagensek koncentrációja és gázok - nyomással. Mivel az intézkedés a kémiai affinitás egy adott hőmérsékleten a T veszi izobár-izoterm változás potenciál (Gibbs energia) vagy izochor-izoterm potenciál (Helmholtz energia).
A zárt rendszer, ha U = const és V = const spontán folyamat történik növekvő az entrópia és ennek megfelelően kíséri csökkenése Gibbs vagy Helmholtz energia energia. Ebből következik az elv által megfogalmazott van't Hoff, a maximális hasznos munkát egy kémiai reakció az intézkedés a kémiai affinitás.
A megtalálása a maximális munka elvégzéséhez szükséges a reakció termodinamikailag reverzibilis folyamat állandó hőmérsékleten és nyomáson. Tekintsük a reakció már ismert minket:
áramló gáz fázisban található egy adott időpontban egy nem-egyensúlyi állapot. A résztvevők reakciók jellemzője a nem-egyensúlyi parciális nyomások: pA. Pb. PD-t. Pr és kémiai potenciálok: uA. μB. μD. μR.
A termodinamikailag reverzibilis reakciót kell lennie az ilyen a reaktánsok mennyiségét egy mól eltűnését A anyag, b mol B anyag és a megjelenése d mól anyag D és R mol anyag R jelentősen nem változik az állam a reakciót.
Ilyen körülmények között a reakció következik be, nagyon lassan, úgy, hogy minden állam a rendszer alig különböznek az egyensúlyi állapotot. Következésképpen meg lehet valósítani egy kvantitatív leírása a rendszer termodinamikai módszerekkel.
Mivel a reakció végbemegy, p = const és a T = const (kezdeti feltételeket), ebben az esetben, a jellemző a Gibbs energia. ahol a változás az átmenetet a nem egyensúlyi (kezdeti) az egyensúlyi (vége) állapotot határozza meg a feltétel:
És cserélje ki. értéküket, és írja le a teljes változás G a folyamat az átmenet (nem egyensúlyi állapot → egyensúlyi állapot):
Tekintettel arra, hogy = - RT lnKp, megkapjuk egyenletből
A maximális hasznos munkát reakciót
A '= - G → A' =
Ha a reakciót T = const és V = const, majd
Ezek a termodinamikai kapcsolatok nevezett kémiai reakció egyenlet izoterma (izoterm van't Hoff). Ezek a Kc és Kp - egyensúlyi állandóját a reakciót olyan hőmérsékleten; C. és p - egyensúlyi koncentrációja és a nyomás a reaktánsok.
Izotermák kémiai reakciót hagyjuk, hogy meghatározzuk, hogy milyen irányban és milyen mértékben jellemző egy kémiai egyensúlyi reakció lefolytatható ilyen körülmények között. A fenti egyenletekből egy tudja határozni, milyen legyen a hőmérséklet és összetétele a belépő keverék, a reakció a kívánt irányba, és egy bizonyos kitermeléssel. A számított értékeket a „-” jel azt jelzi, hogy a spontán előre reakciót, míg a „+” jel azt jelzi, hogy a reakció lefutása a spontán módon, hanem az ellenkező irányba.
A gyakorlatban, gyakran használják standard kémiai affinitás. Az állapot, amikor a parciális nyomások összes anyag Pa = Pb = PD = PR = 1 atm, megkapjuk az egyenlet
ahol a képletben - egy Gibbs energiát, amikor a parciális nyomása az összes komponens a reakció gázelegy egyenlő 1 atm.
Hasonlóképpen, ha T = const és V = const
Összehasonlítva G 0 F 0, és különböző anyagok kerülhetnek a mértékben való távolságuk az egyensúlyi állapotot, amikor CI = 1 mol / l vagy pi = 1 atm.
A több negatív értéket G 0 vagy F 0. A több és jobb a válasz fog menni. Ha a G 0 (F vagy 0) - egy nagy pozitív értéket, az egyensúlyi állandó kicsi és az egyensúly erősen felé tolódott a kiindulási anyagok.
Használata a G 0 (F vagy 0) nem lehet elfelejteni, hogy ez azt jelzi, a reakciót olyan jól meghatározott parciális nyomású gáz halmazállapotú anyagok. számérték G 0 A hivatkozott irodalomban általában tartozik a standard hőmérsékleten (298 K).