Закон состояния идеального газа



жүктеу 64.66 Kb.
Дата24.07.2016
өлшемі64.66 Kb.
Изолированная система – не обменивается с ОС ни в-вом, ни энергией.

Закрытая система – обмен с ОС энергией, но не в-вом.



Открытая система – обмен с ОС и в-вом, и энергией.

Закон состояния идеального газа: , где p-давление, V-объем, n-кол-во в-ва, T-температура по Кельвину, R-8.3145 kПа л К-1 моль-1 – газовая постоянная.

Первое начало ТД: ,

-поглощение теплоты, -работа системой

-выделение теплоты, -работа над системой

Изолированная система:

Работа расширения идеального газа: , т.к. , то , при ,

Изохорный процесс (V=const, V=0): , ,

Изотермический процесс (T=const): , , (т.к. ), следовательно

Изобарный процесс (Р=const): , , , где , следовательно

Адиабатический процесс (Q=const):

ТЕРМОХИМИЯ: Экзотермические реакции-выделение тепла, эндотермические реакции-поглощение тепла., , ,

ЗАКОН ГЕССА - Тепловой эффект реакции не зависит от пути перехода, а зависит только от начального и конечного состояния системы.

Следствия из закона Гесса: 1. ,

2. 3. ,






4. , , , следовательно




5. , , следовательно



6. ,








ТЕПЛОЕМКОСТЬ для реакции A+ B → C +D

Расчет теплового эффекта при различных Т:


ВТОРОЙ ЗАКОН ТД: Самопроизвольно тепло переходит от более нагретого тела к менее нагретому.


ТЕОРЕМА КАРНО – КЛАУЗИУСА:


  • 1-2. Изотермическое

расширение (Т1=const)

  • 2-3. Адиабатическое

расширение (Q=0)

  • 3-4. Изотермическое

сжатие (Т2=const)

  • 1-4. Адиабатическое сжатие (Q=0)

Теорема: КПД цикла Карно не зависит от рабочего тела машины, а определяется однозначно только температурой теплопередатчика и теплоприемника

следовательно





Энтропия: Обратимый процесс - , реальный процесс


dS > 0 – критерий самопроизвольности процесса в изолированной системе

Система стремится самостоятельно перейти в состояние с максимальной

термодинамической вероятностью

Третий закон термодинамики: Энтропия идеального кристалла чистого вещества при 0 К равна 0.






Характеристические функции: Функция Гельмгольца ,если (При V,T=const) процесс самопроизвольный

Функция Гиббса если (При P,T=const) процесс самопроизвольный




- состояние равновесия. Константа химического равновесия в газовой фазе

в растворе

Связь между КР и КС


ПРИМЕР





Принцип Ле-Шателье и Брауна: 1. Влияние температуры. С ростом температуры, равновесие экзотермической реакции уменьшается, а эндотермической увеличивается.

2. Влияние давления. Увеличение давления смещает равновесие в сторону веществ занимающих меньший объем.

3. Влияние концентрации. Увеличение концентрации вещества смещает равновесие в противоположную сторону.

Уравнения Вант – Гоффа
РАСТВОРЫ: 1.Идеальные 2. Регулярные 3. Атермальные


Растворение тв. в-в Растворение крист. в-в Растворение жид. в-в Растворение газ. в-в




Взаимодействия: химические, донорно – акцепторные, водородная связь, Ван – дер- Ваальсовы, гидрофобные.

Растворы газов в жидкостях. Закон Генри (где Р-давление газа над раствором, С- конц. Газа в раствор, k-константа Генри)

Идеальные растворы. Закон Рауля. (Р-давление насыщенного пара, Р0-давление пара над чистым веществом, N0-мольная доля в растворе)




Коллигативные свойства раствора.





Определение молекулярной массы

Фаза – совокупность гомогенных частей гетерогенной системы, одинаковых по физическим и химическим свойствам, отделённая от других частей системы видимыми поверхностями раздела.

Фазовый переход – это изменение фазового состояния вещества без изменения его состава (плавление, кипение,

сублимация)



Химический потенциал – это величина приращения термодинамической функции Гиббса на единицу количества вещества (1 моль)

Правило фаз Гиббса (где К-число компонентов в системе, Ф-число равновесных фаз в системе, С – число степеней свободы, количество независимых переменных (давление, температура, концентрация), которые могут произвольно изменяться, не оказывая влияния на число равновесных фаз в системе)

Скорость химической реакции – это изменение концентрации реагирующих веществ в единицу времени

скорость химической реакции пропорциональна концентрации реагирующих




веществ, взятых в некоторых степенях



Элементарные реакции – это реакции, протекающие в одну стадию, без образования промежуточных продуктов

Молекулярность – число молекул, участвующих в элементарной реакции.

1. Мономолекулярные 2. Бимолекулярные 3. Тримолекулярные

(это max)

Порядок реакции по веществу – это показатель степени при концентрации вещества в уравнении для скорости реакции

Общий порядок реакции – это сумма порядков по каждому веществу, вступающему в реакцию






Реакции I порядка




Реакции II порядка , если , то , если


, то



В

К1
К 1 К2

Т
С

К2

К1
ипы хим. реакций: Последовательные
(А → В→ С) Параллельные АОбратимые


К2
АВ









Правило Вант-Гоффа Уравнение Аррениуса








α – степень диссоциации Сконцентрация F – число Фарадея U+ и U- - абсолютные скорости перемещения

ионов
следовательно







Для сильных электролитов:



Закон Кольрауша: подвижность ионов данного типа в бесконечно разбавленном растворе не зависит от природы других ионов, присутствующих в растворе

Для слабых электролитов:











Газовые электроды (водородный)




Окислительно-восстановительные электроды





Электроды I-ого рода




Электроды II-ого рода




Стеклянный электрод






- уравнение Нернста


©dereksiz.org 2016
әкімшілігінің қараңыз

    Басты бет