Модуль Химиялық термодинамика және тепе-тендік Дәріс Химиялық термодинамиканың негіздері



жүктеу 0.86 Mb.
бет3/5
Дата15.06.2016
өлшемі0.86 Mb.
1   2   3   4   5

Химиялық тепе–теңдік сандық жағынан берілген температура үшін тұрақты шама тепе–теңдік константасымен сипатталады. Тепе–теңдік константасы реакция өнімдерінің стехиометриялық коэффициентеріне дәрежеленген тепе – теңдік концентрация көбейтіндісінің бастапқы заттардың сондай концентрация көбейтіндісінің қатынасымен анықталады. Келесі реакция үшін:




(6.1)

– реакция реагенттерінің тепе – теңдік концентрациялары, a, b, c, dстехиометриялық коэффициенттер, Kc–химиялық тепе–теңдік константасы.

Тепе – теңдік реагенттердің парциаль қысымдары арқылы өрнектелсе, химиялық тепе – теңдік константасы келесідей тәуелділікті көрсетеді:


(6.2)
реакция реагенттерінің парциальды қысымдары, a, b, c, dстехиометриялық коэффициенттер, Kр–химиялық тепе–теңдік константасы.

Тепе–теңдік константасы әрекеттесуші заттар табиғатынан, температурадан тәуелді, концентрациядан, активтіліктен, қысымнан тәуелсіз. Kc, Kр – газтәріздес реагентердің моль сандары өзгере жүретін реакциялар үшін өлшемсіз шамалар. Басқа жағдайларда:



Kрқысым өлшемімен,

Kc – n дәрежедегі концентрация өлшемімен өрнектеледі. n – стехиометриялық коэффициенттердің алгебралық қосындыларының айырымы:

( өнім) - (баст. зат) = (6.3)
Kc және Kр келесідей байланыста:
(6.4)
Химиялық реакцияның изотерма теңдеуі

Химиялық тепе–теңдік константасы стандартты жағдайда химиялық реакцияның G және F шамаларымен байланысты:


(6.5)
(6.6)

Әрекеттесуші заттардың берілген концентрациялары немесе парциал қысымдарындағы химиялық реакцияларда G және F өзгерістерін химиялық реакцияның изотерма теңдеуі арқылы есептеуге болады.



(6.7)
(6.8)
(6.9)

Бұл теңдеулер (6.8), (6.9) химиялық реакцияның изотерма теңдеулері. (6.8) – теңдеуі изобаралы – изотермиялық процесс үшін, (6.9) – изохоралы – изотермиялық үшін. Көрсетілген теңдеулер термодинамикалық потенциалдар G, F өзгеруі мен химиялық тепе – теңдік константалар Kр, Kc арасындағы тәуелділікті көрсетеді. Химиялық реакция изотерма теңдеулері бойынша берілген жағдайда Гиббс және Гельмгольц энергиялар өзгерісін есептеуге, процестің өздігінен өту бағытын анықтауға болады.

Егер

Химиялық реакция изотерма теңдеуінен Гиббс энергиясының мәні және таңбасы және салыстырмалы мәндерінен тәуелді екенін көруге болады. ( ) Егер



< болса, < 0
(6.8) теңдеуге сәйкес реакция өздігінен солдан оңға қарай өтеді.
> > 0
(6.8) теңдеуге сәйкес реакция өздігінен кері бағытта (оңнан солға) өтеді.

реакция тепе – теңдік күйде.



Тепе – теңдік константасының температурадан тәуелділігі. Изобара және изохора теңдеулері

Температураны жоғарлату тепе–теңдікті эндотермиялық реакция(жылу сіңіру) өту бағытына қарай ығыстырады.

Температураны төмендету тепе – теңдікті экзотермиялық реакция (жылу бөлу) бағытына қарай ығыстырады. Мысалы аммиактың синтезделу реакциясы үшін:

N2 + 3H2 2NH3+ 92,3 кДж



Температураны арттыру тепе – теңдікті солға (себебі Н  0 ), ал төмендету – оңға (себебі Н  0) ығыстырады.

Температура өзгерісінің тепе– теңдік константасына әсерін сандық жағынан изобара және изохора теңдеулері көрсетеді.

Химиялық реакцияның изобара теңдеуі р = соnst.
(6.10)
Химиялық реакцияның изохора теңдеуі V =const.
(6.11)
Изобара және изохора теңдеулері реакция бағытын анықтауға, тепе – теңдік константасының температурадан тәуелділігін бағалауға мүмкіндік береді.

және шамаларын химиялық тепе – теңдік константасы логарифмінің температуралық коэффициенті дейді. Тепе–теңдік константасының температурадан тәуелділігі химиялық реакцияның жылу эффектісі таңбасы мен мәнімен анықталады.

Егер Н  0, Т – ның өсуімен Kр кемиді;

Н  0, Т – ның өсуімен Kр артады;

Н = 0, Kр температурадан тәуелсіз

Теңдеуді Т1 - ден Т2 аралығында интегралдасақ:
(6.12)

, – Т1 және Т2 температурадағы тепе – теңдік константалары.

Егер химиялық реакцияның жылу эффектісі және қандай да бір температурадағы тепе – теңдік константасы белгілі болса, соңғы теңдеу арқылы басқа температурадағы тепе – теңдік константасын есептеуге болады.



Бақылау сұрақтары

1. Химиялық тепе – теңдік сипаттамасы.

2. Тепе – теңдік константасын тепе – теңдік концентрациялар және қысым арқылы өрнектеңіз.

3. Әрекеттесуші массалар заңын сипаттаңыз.

4. Егер жүйені идеалды деп қарастырсақ, КС және КР тепе – теңдік константталарына қандай факторлар әсер етеді?

5. Тепе – теңдік константасы температура мен қысымнан тәуелді ме және қалай?

6. A+BC+D химиялық реакциясы үшін КС және КР тепе – теңдік константалары арасында қандай байланыс бар, егер барлық реагенттер идеалды газтәріздес күйде болса?

7. Тепе – теңдік константасын есептеу жолдарын келтіріңіз.


Модуль2. Екі компоненті жүйелер

Дәріс 7. Екі компоненті жүйелер

Дәріс жоспары:

  1. Негізгі анықтамалар. Гиббстің фазалар ережесі.

  2. Фаза аралық тепе-тендік, күй диаграммалары.

  3. Бір және екі компонентті гетерогенді жүйелердің күй диаграммалары

  4. Қаныққан бу қысымының температураға тәуелдігі. Рауль зандары


Қысқаша мазмұны

Негізгі түсініктер мен анықтамалар

Термодинамикалық жүйелер гомогенді және гетерогенді болып бөлінеді. Гомогенді жүйе бір ғана фазадан, ал гетерогенді жүйе - екі немесе одан да көп фазалардан тұрады.



Фаза деп, құрамы, химиялық және физикалық қасиеттері бірдей, басқа бөліктерден бөлу беті арқылы бөлінген жүйенің біртекті бөлігін айтамыз.

Жүйені фаза санына байланысты бір фазалы, екі фазалы, үш фазалы, көп фазалы деп бөледі.

Жүйеден тыс жеке өмір сүре алатын оның негізгі құрамдас бөлігі болып келетін жеке химиялық затты компонент дейді.

Термодинамикалық жүйенің барлық фазаларын түзуге және кез–келген фазасының құрамын математикалық өрнектеуге қажетті жеке химиялық заттың ең аз санын компонент саны дейміз.

Компонент саны бойынша жүйені бір компоненті, екі компоненті және тағы әрі қарай бөледі.

Жүйе күйі еркіндік дәреже санымен сипаталады.

Жүйедегі тепе–теңдікті, яғни, фазалар санын бұзбай өзгертуге болатын термодинамикалық параметрлер санын еркіндік дәреже саны дейді. Оны с әрпімен белгідейді. Еркіндік дәреже саны бойынша жүйені инвариантты немесе вариантсыз (с=0), моновариантты (с=1), бивариантты (с=2).

Гиббстің фазалар ережесі. Клаузиус-Клапейрон теңдеуі

Жүйенің фазалық күйі фазалар санымен (ф), тәуелсіз компонент санымен (к), еркіндік дәреже санымен (с) және жүйеге әсер етуші сыртқы факторлар санымен (n) сипатталады. Тепе–теңдіктегі жүйенің осы сипаттамаларының арасындағы байланыс Гиббстің фазалар ережесімен анықталады:


с = к – ф + n ( 7.1 )

Тепе–теңдік күйдегі жүйеге сыртқы факторлардан температура мен қысым әсер етсе, еркіндік дәреже саны компоненттер санынан фазалар санын алып, оған екіні қосқанға тең болады:


с = к – ф + 2 ( 7.2 )

Егер сыртқы факторлардан жүйеге тек температура әсер етсе, ал қысым тұрақты (немесе керісінше), онда фазалар ережесі келесідей болады:


с = к – ф + 1 ( 7.3 )

Клаузиус-Клапейрон теңдеуі бір компонентті жүйенің фазалық күйіне қысым мен температураның әсерін көрсетеді:

(7.4)

мұндағы – фазалық ауысу жылуы;

Т фазалық ауысу температурасы;

V – фазалық ауысу кезіндегі жүйенің молярлы көлемінің өзгерісі.



туындысы булану және возгонка процестері үшін қаныққан бу қысымының температура бойынша өзгеруін көрсетеді.

∆ V = V2 – V1, егер V2 >> V1



, онда теңдеу келесідей:
( 7.5)
мұндағы – буланудың молярлы жылуы.

Температура жоғарлаған сайын сұйықтық бетіндегі қаныққан бу қысымы әрқашанда артады. Балқу процесі үшін теңдеуді келесідей түрде жазуға болады:


немесе (7.6)

Клаузиус-Клапейрон теңдеуінің дифференциалды түрі келесідей болады:


( 7.7)

Бір компонентті гетерогенді жүйелер

Судың күй диаграммасы.

Бір компонентті жүйелер үшін фазалар ережесі:


с = 1 – ф + 2 = 3 – ф ( 7.8)
Қысымның температурадан немесе қысымның құрамнан және температураның құрамнан тәуелділігінің графикалық кескінін күй диаграммасы дейді.

Күй диаграммасын талдау фазалар санын, олардың болу (өмір сүру) шекарасын, ондағы компоненттердің әрекеттесу сипаттамасын, қайтадан түзілген қосылыстардың барын, олардың құрамын анықтауға мүмкіндік береді.



1   2   3   4   5


©dereksiz.org 2016
әкімшілігінің қараңыз

    Басты бет