Содержание
- 2. Изобара реакции Р-const ΔrG0T = ΔrН0T – Т⋅ΔrS0T Влияние давления и концентрации
- 3. Сдвиг равновесия Изобара реакции Р-const ΔrН0 ΔrН0>0 – K(T) возрастающая функция Принцип Ле ШательеПринцип Ле Шателье
- 4. Химическое равновесие Термодинамические параметры: T; P; νi; Сi – const 1. Термодинамическое условие равновесия - ΔrG
- 5. Динамическое равновесие реакция νаA + νbB ⇔ νсC + νdD t= 0 CA= (CA)0 CB= (CB)0
- 6. Константа равновесия KX - концентрации задаются мольными долями (безразмерная величина) Kp - концентрации задаются парциальными давлениями
- 7. Равновесие в растворах
- 8. Электролитическая диссоциация С0 α →1 КД → ∞
- 10. Диссоциация воды H2O ⇔ H+ + OH- Нейтральная среда [H+] = [OH–] = 10-7 [моль/л] Кислая
- 11. Водородный показатель pH = –lg[H+] Нейтральная среда pH = 7 Кислая среда pH Щелочная среда pH
- 12. Произведение растворимости [Kat+]= x·C [моль/л] [An-]= y·C [моль/л]
- 13. Число компонентов - К Компонент – химически однородная составная часть системы, которая может быть выделена из
- 14. Число степеней свободы равновесной термодинамической системы С равно числу независимых компонентов системы К минус число фаз
- 15. Диаграмма состояния однокомпонентной системы (К=1) Н2О Ф=2 С=1+2-2=1 Ф=3 С=1+2-3=0 Ф=1 С=1+2-1=2 Ж Г Т Tкип=f(Р)
- 16. Примеры процессов.
- 17. Двухкомпонентная система (К=2) α→0 Двухфазное равновесие С = 2 + 2 – 2 = 2 1)
- 18. Диаграмма состояния К=2 СА
- 19. Кипение и кристаллизация растворов Повышение температуры кипения раствора по сравнению с чистым растворителем (ΔТкип) прямо пропорционально
- 20. Эбуллиоскопические и криоскопические постоянные некоторых растворителей
- 22. Скачать презентацию