Amestecuri de gaze ideale Legea lui Dalton. amestecuri de gaze. Legea lui Dalton. Vedeți ce sunt „Legile lui Dalton” în alte dicționare

Presiunea parțială a fiecărui gaz care face parte din amestec este presiunea care ar fi creată de aceeași masă a acestui gaz dacă ar ocupa întregul volum al amestecului la aceeași temperatură.

În natură și tehnologie, foarte des avem de-a face nu numai cu un gaz pur, ci cu un amestec de mai multe gaze. De exemplu, aerul este un amestec de azot, oxigen, argon, dioxid de carbon și alte gaze. De ce depinde presiunea unui amestec de gaze?

În 1801, John Dalton a stabilit că presiunea unui amestec de mai multe gaze este egală cu suma presiunilor parțiale ale tuturor gazelor care alcătuiesc amestecul.

Această lege se numește legea presiunilor parțiale ale gazelor

Legea lui Dalton Presiunea parțială a fiecărui gaz dintr-un amestec este presiunea care ar fi creată de aceeași masă a gazului respectiv dacă ar ocupa întregul volum al amestecului la aceeași temperatură.

Legea lui Dalton afirmă că presiunea unui amestec de gaze (ideale) este suma presiunilor parțiale ale componentelor amestecului (presiunea parțială a unui component este presiunea pe care ar exercita-o un component dacă singur ar ocupa întreg spațiul ocupat). prin amestec). Această lege indică faptul că fiecare componentă nu este afectată de prezența altor componente și proprietățile componentei din amestec nu se modifică.

Două legi ale lui Dalton

Legea 1 Presiunea unui amestec de gaze este egală cu suma presiunilor parțiale ale acestora. Rezultă din aceasta că presiunea parțială a unui component al unui amestec de gaze este egală cu produsul dintre presiunea amestecului și fracția molară a acestui component.

Legea 2 Solubilitatea unei componente dintr-un amestec de gaze într-un lichid dat la o temperatură constantă este proporțională cu presiunea parțială a acestei componente și nu depinde de presiunea amestecului și de natura altor componente.

Legile sunt formulate de J. Dalton resp. în 1801 și 1803.

Ecuația legii lui Dalton

După cum sa menționat deja, componentele individuale ale amestecului de gaze sunt considerate independente. Prin urmare, fiecare componentă creează presiune:

\[ p = p_i k T \quad \left(1\right), \]

iar presiunea totală este egală cu suma presiunilor componentelor:

\[ p = p_(01) k T + p_(02) k T + \cdots + p_(i) k T = p_(01) + p_(02) + \cdots + p_(i) \quad \left( 2\dreapta),\]

unde \(p_i\) este presiunea parțială i a componentei gazului. Această ecuație este legea lui Dalton.

La concentrații mari, presiuni mari, legea lui Dalton nu este îndeplinită întocmai. Întrucât se manifestă interacţiunea dintre componentele amestecului. Componentele nu mai sunt independente. Dalton și-a explicat legea folosind ipoteza atomistă.

Să existe o componentă i în amestecul de gaze, atunci ecuația Mendeleev-Claiperon va arăta astfel:

\[ ((p)_1+p_2+\dots +p_i)V=(\frac(m_1)((\mu )_1)+\frac(m_2)((\mu )_2)+\dots +\frac(m_i )((\mu )_i))RT\ \quad \left(3\right), \]

unde \(m_i \) sunt masele componentelor amestecului de gaze, \((\mu )_i \) - mase molare componentă a amestecului de gaze.

Dacă intri \(\left\langle \mu \right\rangle \) astfel încât:

\[ \frac(1)(\left\langle \mu \right\rangle )=\frac(1)(m)\left[\frac(m_1)((\mu )_1)+\frac(m_2)( (\mu )_2)+\dots +\frac(m_i)((\mu )_i)\right] \quad \left(4\right), \]

atunci ecuația (3) poate fi scrisă ca:

\[ pV=\frac(m)(\left\langle \mu \right\rangle )RT \quad \left(5\right). \]

Legea lui Dalton poate fi scrisă astfel:

\[ p=\sum\limits^N_(i=1)(p_i)=\frac(RT)(V)\sum\limits^N_(i=1)((\nu )_i)\ \quad \left (6\dreapta). \]

\[ p_i=x_ip\ \quad \left(7\right), \]

Unde \(x_i-molar\ concentrație\ i-th \) gaz în amestec, în timp ce:

\[ x_i=\frac((\nu )_i)(\sum\limits^N_(i=1)(n_i))\ \quad \left(8\right), \]

unde \((\nu )_i \) este numărul de moli de gaz \(i-th\) din amestec.

Javascript este dezactivat în browserul dvs.
Controalele ActiveX trebuie să fie activate pentru a face calcule!

Formularea legii

Legea presiunii totale a unui amestec de gaze

Legea cu privire la solubilitatea componentelor unui amestec de gaze

La o temperatură constantă, solubilitatea într-un lichid dat a fiecăruia dintre componentele amestecului de gaz deasupra lichidului este proporțională cu presiunea parțială a acestora.

Limite de aplicabilitate

Ambele legi ale lui Dalton sunt strict îndeplinite pentru gazele ideale. Pentru gazele reale, aceste legi sunt aplicabile cu condiția ca solubilitatea lor să fie scăzută și comportamentul lor să fie apropiat de cel al unui gaz ideal.

Istoria descoperirilor

Legea adunării presiunilor parțiale a fost formulată în 1801. În același timp, justificarea teoretică corectă, bazată pe teoria cinetică moleculară, a fost făcută mult mai târziu.

Note

Fundația Wikimedia. 2010 .

Vedeți ce sunt „Legile lui Dalton” în alte dicționare:

LEGILE LUI DALTON- (Dalton Dolton): prima lege este presiunea totală a unui amestec de gaze ideale care nu interacționează chimic între ele, egală cu suma gazelor parțiale (vezi) individuale care alcătuiesc amestecul, adică acele presiuni care fiecare gaz ar produce în ...... Marea Enciclopedie Politehnică

legile lui Dalton- descoperit de fizicianul și chimistul englez J. Dalton (1766 1844) în 1801 și 1803. 1) presiunea unui amestec de gaze ideale care nu interacționează chimic este egală cu suma presiunilor parțiale. Aplicabil gazelor reale la temperaturi și presiuni, ...... Concepte științe naturale moderne. Glosar de termeni de bază

Legile de bază ale chimiei pot fi împărțite în calitative și cantitative. Cuprins 1 Legi calitative 1.1 I. Legea fazei Gibbs ... Wikipedia

LEGILE DALTON- (mai corect, Dolton, Dalton). 1. Legea rapoartelor multiple, descoperită de D., este că elementele sunt incluse în substanța chimică. conexiuni în relaţii care sunt întotdeauna multipli ale unora numere prime. Deci, dacă au apă, atunci pentru o parte în greutate de hidrogen ... ... Marea Enciclopedie Medicală

LEGILE DALTON: 1) presiunea unui amestec de gaze care nu interacționează chimic între ele este egală cu suma presiunilor lor parțiale; 2) solubilitatea unei componente dintr-un amestec de gaze într-un lichid dat la o temperatură constantă este proporțional cu parțialul ...... Dicţionar enciclopedic mare

1) presiunea unui amestec de gaze ideale care nu interacționează chimic este egală cu suma presiunilor parțiale. Aproximativ aplicabil gazelor reale la temperaturi și presiuni departe de a fi critice. 2) Cu post. solubilitatea la temperatură într-un lichid dat ...... Enciclopedia fizică

1) presiunea unui amestec de gaze ideale care nu interacționează chimic este egală cu suma presiunilor parțiale. Aproximativ aplicabil gazelor reale la temperaturi și presiuni departe de a fi critice. 2) Cu post. solubilitate la temperatură într-un anumit... Enciclopedia fizică

LEGILE LUI DALTON: 1) presiunea unui amestec de gaze care nu interacționează chimic între ele este egală cu suma presiunilor lor parțiale; 2) solubilitatea unei componente dintr-un amestec de gaze într-un lichid dat la o temperatură constantă este proporțională cu parțial ... ... Dicţionar enciclopedic

Descrieți procesele care au loc în sistemele de echilibru „soluție lichidă de vapori” sub influența temperaturii sau presiunii. Cuprins 1 Prima lege a lui Konovalov 2 A doua lege a lui Konovalov ... Wikipedia

Acest articol sau secțiune necesită revizuire. Vă rugăm să îmbunătățiți articolul în conformitate cu regulile de scriere a articolelor. Întregul set... Wikipedia

amestecuri de gaze. legea lui Dalton

Presiunea parțială este acea parte din presiunea totală a unui amestec de gaze, care se datorează unui anumit gaz sau vapori. Gazul parțial din amestec este egal cu presiunea gazului din amestec, pe care ar avea-o singur, ocupând același volum pe care îl ocupă amestecul la aceeași temperatură.

Legea lui Dalton.Cu absenta reacții chimice presiunea totală a amestecului de gaze Ptot este egală cu suma presiunilor parțiale ale tuturor gazelor incluse în el p 1, p 2, p 3 ..., p n ˸

P total \u003d p 1 + p 2 + ... + p n. (62)

Presiunea parțială a unui gaz dat este proporțională cu fracția de molecule ᴇᴦο din numărul total de molecule din amestec (fracția molară)˸

p i = P total X i = P total · . (63)

Fracția molară X i - este raportul dintre numărul de moli ai unei substanțe date - n i (sau un anumit tip de particule) și numărul total de moli ai unei substanțe (sau particule) din sistemul n i .

Fracția molară poate fi atribuită fie întregului sistem, fie unei faze. În acest din urmă caz, se ia raportul dintre numărul de moli ai unei substanțe date în această fază și numărul total de moli ai unei substanțe care formează această fază. Suma fracțiilor molare ale tuturor substanțelor care formează un sistem (sau fază) este egală cu unu.

Compoziția amestecurilor de gaze poate fi exprimată și folosind părți de greutate, volum. Fracția în greutate a unui anumit gaz într-un amestec este raportul dintre masa acestui gaz și masa amestecului de gaze. Dacă notăm fracțiile de greutate ale gazelor prin G 1 , G 2 , G 3 , …, G i ; iar masele de gaze din amestec - prin m 1, m 2, m 3, ..., m i și masa totală a amestecului de gaze - prin m, atunci obținem ˸

G 1 \u003d G 2 \u003d G 3 \u003d ... G n \u003d (64)

G 1 + G 2 + G 3 + ... + G n \u003d 1

m 1 + m 2 + m 3 + ... + m n \u003d m.

Pentru a exprima compoziția unui amestec de gaze în unități de volum, este necesar să se reducă volumele gazelor care alcătuiesc amestecul la o presiune și o temperatură. Volumul unui gaz individual care face parte dintr-un amestec, redus la presiunea amestecului, se numește volum redus. Pentru a afla volumul redus de gaz la presiunea amestecului de gaze Ptotal și temperatura T, este necesar să se folosească legea Boyle-Mariotte

p 1 V total = v 1 P total; p 2 V total = v 2 P total; p 3 V total = v 3 P total; … ; p n V total = v n P total,

unde v 1, v 2, v 3, ..., v n sunt volumele reduse ale gazelor individuale care alcătuiesc amestecul; р 1 , р 2 , р 3 , …, р n – presiuni parțiale ale gazelor individuale;

v 1 = v 2 = v 3 = ...; v n = (65)

Suma volumelor reduse ale gazelor individuale este egală cu volumul total al amestecului

v 1 + v 2 + v 3 + ... + v n = V total.

Raportul dintre volumele reduse de gaze individuale și volumul total al amestecului se numește fracțiune de volumși se exprimă în termeni de r˸

r 1 \u003d r 2 \u003d r 3 \u003d ...; r n = (66)

Pentru amestecurile de gaze, compoziția exprimată în volum și fracții molare este aceeași, adică ˸

amestecuri de gaze. Legea lui Dalton - concept și tipuri. Clasificarea și caracteristicile categoriei "Amestecuri de gaze. Legea lui Dalton" 2015, 2017-2018.

Formulare: presiunea totală a amestecului și gazelor este egală cu suma presiunilor parțiale ale gazelor care alcătuiesc acest amestec.

Presiunea parțială a unui gaz este presiunea pe care un gaz ar exercita-o dacă ar fi singur în sistem și ar ocupa întregul volum pe care îl ocupă sistemul.

• 44 g - 6,02*
• 4 g - x
• 4= 66,22*

O sarcină. Arderea a 2 g de metal consumă 400 ml de oxigen. Găsiți echivalentul metalului.

O sarcină. Densitatea relativă pentru hidrogen este 14. Calculați masa molară.

М=28 g/mol

Termodinamica chimica

Termodinamica chimică este o secțiune a cursului Chimie Fizica, care studiază procesele de transfer de căldură între sistem și mediu, precum și proprietățile sistemului în echilibru.

Noțiuni de bază.

Un sistem este o parte materială a Universului, care este supusă unui studiu teoretic și experimental.

Interfața dintre sistem și mediu poate fi atât reală, cât și fictivă (imaginară).

Dacă sistemul face schimb de materie și energie cu mediul, atunci un astfel de sistem se numește deschis.

Dacă sistemul nu face schimb de materie și energie cu mediul, atunci un astfel de sistem se numește izolat.

Dacă schimbă energie și nu face schimb de materie, atunci se numește închis.

exotermic reactie - reactie trecând cu absorbţia căldurii.

O reacție endotermă este o reacție care eliberează căldură.

Funcția de stare F (p, V, T...) se numește funcție de stare dacă valoarea ei nu depinde de calea tranziției sistemului de la o stare la alta, ci depinde doar de valoarea parametrilor inițial și final. state.

• 1. Energia potențială (deoarece valoarea sa depinde doar de diferența de înălțime și nu depinde de calea de tranziție)
• 2.PV
• 3. Energia internă a sistemului.

Sistemul este într-o stare echilibru termodinamic, dacă mecanismul de echilibru este efectuat simultan (presiunea în toate punctele sistemului este aceeași), echilibrul termodinamic și chimic (aceasta este compoziția materiilor prime și a produselor de reacție în toate punctele este aceeași).

Un proces reversibil este acela în care sistemul trece de la o stare la alta printr-o serie continuă de procese de echilibru. În acest caz, parametrii sistemului și ai mediului diferă unul de celălalt printr-o valoare infinitezimală. În caz contrar, procesul se numește ireversibil.

Un sistem omogen este acela în care componentele sunt în aceeași fază. Un sistem eterogen este un sistem în care componentele sunt în faze diferite. Luați în considerare dacă căldura și munca sunt funcții de stare. Atât munca, cât și căldura sunt forme de transfer de energie. Lucrați sub forma unei mișcări ordonate a particulelor, căldură - într-un haotic.

Luați în considerare procesul de dilatare a unui gaz ideal la t=const

1. Procesul este reversibil

d este infinitezimalul funcției de stare

p interior = p exterior

2. Procesul este ireversibil

Astfel, cantitatea de lucru mecanică nu este o funcție de stare. Depinde de calea procesului de tranziție de la o stare la alta și, prin urmare, o mică schimbare a căldurii va denota.

I legea termodinamicii.

Formulare: energia internă a sistemului este o funcție de stare, ceea ce înseamnă că nu contează în ce direcție merge procesul.

Să luăm în considerare cazurile speciale.

1. Când p=const

Entalpie

Sensul fizic al entalpiilor este efectul termic al reacției la p=const.

2. Când V=const

Sensul fizic - efectul termic al reacției la V=const

Termochimie. legea lui Hess.

Efectul termic al reacției se datorează faptului că energia produselor diferă de energia reactanților.

Degajare de căldură (reacție exotermă)

Absorbție de căldură (reacție endotermă)

Dacă reacția trece printr-o serie de stări intermediare, atunci efectul termic al reacției nu depinde de calea trecerii sistemului de la o stare la alta, ci depinde doar de valoarea parametrilor sistemului în starea finală și inițială. .

Corolar al legii lui Hess: efectul termic al reacției este egală cu diferența sumele căldurilor de formare a produselor și reactanților, ținând cont de coeficienții stoichiometrici din ecuația reacției.

nj, ni - coeficienții stoichiometrici - căldura de formare

Efectul termic al reacției este formarea a 1 mol dintr-o substanță complexă din cele simple.

o - stare standard

Toate căldurile de formare sunt măsurate pentru starea standard (298K, Pa, pentru lichide cu o concentrație de 1 mol în 1 litru, pentru solide, este selectată cea mai stabilă modificare cristalografică)

În termochimie, căldura de formare substanțe simple conditionat luam egal cu zero.

I consecință a legii Hess: efectul de căldură al reacției este egal cu diferența dintre sumele căldurilor de ardere ale reactanților și ale produselor, ținând cont de coeficienții stoichiometrici din ecuația reacției.

Căldura de ardere este efectul termic al reacției de ardere completă a unui mol de substanță într-un curent calorimetru la presiunea atmosferică.

O sarcină. Determinați căldura de ardere

(kJ/mol) : -873,79 -1966,91 2254,21 0

\u003d (-873,79-1566,97) - (-2254,81) \u003d 13,51 - reacție exotermă, adică Se eliberează 13,51 căldură la 1 mol de acid acetic.

Dependența efectului termic al reacției de temperatură. Ecuația lui Kirchhoff.

Capacitati termice

căldura care trebuie transmisă unui mol dintr-o substanță pentru a o încălzi.

Pentru a calcula efectul termic al unei reacții la o temperatură, este necesar să se calculeze efectul termic la 298K al unei modificări a capacității termice a unei reacții date (diferența dintre sumele efectelor termice ale produselor și ale reactanților, luând luați în considerare coeficienții stoichiometrici)

În ciuda faptului că capacitatea termică depinde de temperatură, pentru calcule vom presupune că capacitatea termică nu depinde de temperatură și temperatura va fi luată ca 298 K.

a II-a lege a termodinamicii. Există o funcție de stare S numită entropie. dS-diferențial total, care în procesele reversibile este egal cu

dS = , în ireversibil - dS . =

Pentru sistemele izolate, schimbul de căldură cu mediul nu are loc, așadar, pentru procesele reversibile, pentru cele ireversibile.

Pentru sistemele izolate, procesele spontane (procesele ireversibile) apar cu creșterea entropiei.

Dacă sistemul este în starea termodinamică 1, care corespunde numărului de microstări, atunci sistemul intră în starea termodinamică 2 dacă corespunde unui număr mai mare de microstări

Semnificația fizică a entropiei este o măsură a tulburării moleculare.

Cu cât mai întâmplător, cu atât mai mult S.

Pentru a calcula modificarea entropiei în timpul unei reacții, trebuie să cunoașteți toți cei implicați în reacție.

Valorile standard de entropie ale tuturor substanțelor la 298 K sunt date în Manualul de mărimi termodinamice.

III legea termodinamicii.

Entropia unui cristal ideal la o temperatură de 0 Kelvin absolut este S=0.

Un cristal ideal este un cristal în care atomii ocupă toate nodurile rețelei cristaline în strictă conformitate cu legi geometrice. La 0 K, unui astfel de cristal îi lipsește complet mișcarea de vibrație, rotație și translație a particulelor, adică o singură microstare este descrisă de o singură macrostare.

Calculul modificării entropiei în timpul încălzirii.

Procese tranziții de fază sunt izobar-izoterme și reversibile, deci modificarea entropiei pentru un proces reversibil este egală cu raportul dintre căldura de formare a produsului și temperatură.

Energia Gibbs.

Modificarea energiei Gibbs ca criteriu pentru curgerea spontană a unui proces în sisteme închise.

Proces reversibil Proces ireversibil

DG - potenţial izoterm

• ?S=?U/T
• ?H-T?S=0 P,T=const
• ?S_ >?H/T

DG=DH-TDS< 0

(Energia Gibbs)

• ?S>?U/T
• ?H-T?S

Potenţial izocoric-izotermic

Stare de echilibru

Semnificația fizică a schimbării energiei Gibbs: munca maximă utilă pe care o face sistemul.

Dacă există o tranziție de fază

Semnificație fizică: dacă entalpia caracterizează tendința sistemului de a ordona (adică de a reduce rezerva de energie), atunci entropia caracterizează tendința sistemului la haos, iar energia Gibbs este valoarea rezultată a acestor procese direcționate opus.

echilibru chimic.

Termodinamica face posibilă determinarea nu numai direcția procesului (prin semnul energiei Gibbs), ci și calculul cantitativ al sistemului în echilibru.

Luați în considerare o reacție gazoasă omogenă

constanta de echilibru

Constanta de echilibru este egală cu raportul dintre presiunile parțiale ale produselor și presiunile parțiale ale materiilor prime în puteri egale cu coeficienții lor stoichiometrici.

Condiții de compensare echilibru chimic(principiul lui Le Chatelier)

Afirmație: dacă o forță acționează din exterior asupra unui sistem aflat în echilibru, atunci echilibrul se deplasează în direcția care slăbește forța aplicată.

I. Influența temperaturii asupra deplasării echilibrului (izobară van't Hoff)

O creștere a temperaturii contribuie la debitul reacției, care reduce aportul de căldură, deplasează echilibrul către o reacție izotermă.

Cu cât mai mult, cu atât temperatura afectează mai mult schimbarea echilibrului.

II. Influența presiunii asupra deplasării echilibrului.

echilibru

Presiunea sistemelor gazoase este determinată de numărul de impacturi ale moleculelor pe pereții vasului.

Odată cu creșterea presiunii, echilibrul se deplasează către acele substanțe care ocupă un volum mai mic (spre o scădere a numărului de molecule).

III. Influența compoziției.

O creștere a concentrației unuia dintre reactanți contribuie la o deplasare a echilibrului către formarea produșilor de reacție.

Ecuația de bază pentru calcularea echilibrului chimic conform tabelului mărimilor termodinamice este

(toate substanțele sunt gaze) la T = 600K.

(kJ) (J/mol)

7,22 J/mol K

Când înlocuim, obținem:

Răspuns: - 84%

Cu cât energia Gibbs negativă este mai mare, cu atât valoarea constantei de echilibru este mai mare, prin urmare, sistemul de echilibru va fi dominat de produșii de reacție.

Dacă constanta de echilibru este mai mică de 1, atunci energia Gibbs este mai mare decât 0.

Cinetica chimică.

Cinetica chimică este o ramură a chimiei fizice care studiază cursul proceselor în timp.

Viteza medie - modificarea concentrației reactanților sau a produselor într-o anumită perioadă de timp.

Viteza adevărată (instantanee).

Viteza de reacție este întotdeauna o valoare pozitivă, iar semnul depinde de concentrația necesară, de substanțele sau produsele inițiale („-” - substanțe inițiale, „+” - produse). Tangenta pantei tangentei la curbă vă permite să calculați viteza reală în fiecare moment de timp.

Pentru reacții eterogene:

Interfață S-mass

Legea maselor active.

Legea acțiunii în masă este legea de bază a cineticii formale.

Luați în considerare o reacție omogenă în care toate substanțele sunt în stare gazoasă. Formularea legii: viteza de reacție este direct proporțională cu concentrația reactanților în grade egale cu coeficienții stoichiometrici.

Semnificația fizică a constantei de viteză este viteza unei reacții dacă concentrația este 1.

O sarcină. Cum se va schimba viteza unei reacții directe dacă presiunea este triplată?

Dacă presiunea crește de 3 ori, atunci concentrația crește de 3 ori (ecuația Mendeleev-Claiperon)

Răspuns: va crește de 27 de ori

Pentru reacțiile eterogene, viteza depinde numai de concentrația substanțelor gazoase, deoarece în solide este o valoare constantă.

Ordinea reacției, notată cu n, este determinată de suma exponenților din legea acțiunii masei. Pentru reacțiile elementare care au loc într-o singură etapă, ordinea și molecularitatea coincid, pentru cele complexe nu.

Studierea ordinii unei reacții este o metodă de studiere a mecanismului acesteia.

1) Ecuația cinetică de ordinul întâi (toate reacțiile de dezintegrare)

Fie concentrația în momentul inițial de timp să fie un mol/litru. Dacă la momentul respectiv

X moli de substanță a, atunci

Astfel, pentru o reacție de ordinul întâi, graficul în coordonatele InC() este o dreaptă cu pantă negativă, iar tg ne permite să calculăm constanta vitezei

2) Ecuația reacției cinetice de ordinul doi

Presupunem că concentrația inițială a substanțelor este egală.

Dacă o aluniță / litru a reacționat în momentul de față, atunci

3) Ecuația cinetică reactii III Ordin. Reacția se desfășoară în mai multe etape. Viteza totală a întregii reacții este egală cu suma vitezelor tuturor etapelor.

A doua caracteristică a unei reacții de ordinul întâi este timpul de înjumătățire

Efectul temperaturii asupra vitezei de reacție. Ecuația Van't Hoff.

Pentru fiecare creștere de 1C a temperaturii, viteza de reacție crește de 2-4 ori.

regula Van't Hoff

Teoria lui Arrhenius.

Dispoziții de bază:

• 1) Pentru a avea loc o interacțiune chimică a substanțelor, acestea trebuie să se ciocnească
• 2) Energia particulelor trebuie să fie mai mare sau egală cu energia de activare a reacției
• 3) Ciocnirile de particule trebuie să aibă loc pe grupul funcțional

Energia de activare este energia minimă care trebuie dată unei molecule pentru a avea loc o interacțiune chimică.

Pe măsură ce temperatura crește, energia de activare crește.

unde K este constanta de viteză, A este factorul pre-exponențial, R este constanta universală a gazului, T este temperatura în Kelvin.

1) Analitic

Împărțiți ecuația (1) la (2)

Dacă se cunosc valorile celor două constante de viteză la două temperaturi, atunci energia de activare a reacției poate fi calculată.

2) Grafic

Dezavantajele teoriei Arrhenius:

• 1) Viteză reală adesea se dovedește a fi mai mică decât cea calculată de teorema Arrhenius
• 2) teoria nu explică fenomenul de cataliză.

O reacție durează 16 minute la o temperatură de 2 Cât va dura această reacție la o temperatură de 5 dacă =3.

Dacă gazul constă dintr-un amestec de mai multe gaze, atunci legea lui Dalton va ajuta la calcularea presiunii amestecului

Unde p v p 2 , p b - presiuni parțiale gazele din amestec.

Presiune parțială numită presiunea pe care ar avea-o un gaz dacă singur ar ocupa întregul volum furnizat.

Teoria cinetică moleculară(MKT) își are originea în secolul al XIX-lea. și a prezentat structura materiei (în principal gaze) în termeni de trei poziții:

• toate corpurile sunt formate din particule: atomi și molecule;
• particulele sunt în mișcare haotică continuă (termică);
• particulele interacționează între ele prin ciocniri absolut elastice.

MKT a devenit una dintre cele mai de succes teorii fizice și a fost confirmată de o serie de fapte experimentale. O confirmare experimentală clară a mișcării termice haotice a atomilor și moleculelor a fost Mișcarea browniană.

Mișcarea browniană - acest fenomen a fost descoperit de Robert Brown 1 în 1827. În timp ce observa mișcarea polenului suspendat în apă printr-un microscop, a văzut traiectorii dezordonate în zig-zag ale particulelor.

Cauză mișcare bruniană este mișcarea termică a moleculelor mediului, care se datorează fluctuațiilor de presiune. Impactul moleculelor mediului determină particula în mișcare aleatorie: viteza acesteia se schimbă rapid în mărime și direcție. O teorie completă a mișcării browniene a fost prezentată mai târziu de Albert Einstein și Marian Smoluchowski.

Ecuația de bază a MKT. Presiunea gazului pe peretele vasului este determinată de impulsul transmis de moleculele de gaz peretelui vasului atunci când acestea se ciocnesc de acesta. Cu cât viteza moleculei este mai mare, cu atât este mai mare impulsul pe care îl poartă, cu atât acționează mai puternic asupra peretelui, adică. R ~ v. Mai mult, cu cât masa moleculei este mai mare T, cu cât impulsul este mai mare, R ~ T. Cu cât concentrația de molecule este mai mare P, cu atât apar mai multe coliziuni, prin urmare, R ~ P. Presupunând că presiunea este distribuită în mod egal în toate direcțiile în spațiu (x, r/, r), în cele din urmă scriem

Energia cinetică a unei molecule E \u003d mv / 2. Conectând ultimele două ecuații, obținem

Ultima ecuație se numește ecuația de bază a MKT. Această ecuație arată că media energie kinetică molecule de gaz ideal (E) proporțional cu temperatura acestuia T. Rețineți că ecuația este scrisă pentru un gaz ideal monoatomic. Pentru un gaz poliatomic, acesta ia forma

Unde eu-știe deja numărul de grade de libertate ale moleculei. Din egalitate

urmează că viteza medie pătratică moleculele unui gaz monoatomic este

Distribuția Maxwell 1 este o distribuție de probabilitate, adesea găsită în ramuri egale ale fizicii (și nu numai), stă la baza MKT. Distribuția Maxwell este aplicabilă și proceselor de transport electronic, pentru a descrie proprietățile moleculelor individuale dintr-un gaz. Această distribuție este de obicei înțeleasă ca distribuția de energie a moleculelor dintr-un gaz, dar poate fi aplicată și la distribuția vitezelor, a momentului și a modulului de impuls al moleculelor. De asemenea, poate fi exprimat ca o distribuție discretă pe un set de niveluri de energie discrete sau ca o distribuție continuă pe un continuum energetic.

Ne vom limita să luăm în considerare o singură aplicație a distribuției Maxwell - distribuția moleculelor de gaz în funcție de viteze.

Matematic, funcția de distribuție Maxwell (Fig. 4.1) se scrie după cum urmează:

Orez. 4.1.

Să explicăm semnificația matematică a funcției de distribuție. Orice funcție de distribuție (inclusiv cea a lui Maxwell) arată probabilitatea ca o anumită cantitate (în cazul nostru, viteza moleculelor de gaz v) ia o anumită valoare stabilită. Funcția de distribuție a vitezei Maxwell f(v) arată probabilitatea ca viteza unei molecule de gaz să fie v.

Pe fig. 4.1, pe curba de distribuție a vitezei sunt marcate trei puncte caracteristice: o - cel mai probabil viteza moleculei (corespunde maximului, deoarece are cea mai mare probabilitate, de unde si denumirea), r> sr - viteza medie molecule (probabilitatea sa este puțin mai mică) și r; kv - rădăcină medie pătrată viteza (și mai puțin probabil).

Să definim expresii matematice pentru toate cele trei viteze. Pentru a găsi viteza cea mai probabilă care corespunde valorii maxime /( v), trebuie sa calculezi df/dv, echivalează-l cu zero și rezolvă pentru v

James Clerk Maxwell (1831 - 1879) - fizician și matematician britanic. El a pus bazele electrodinamicii clasice moderne (ecuațiile lui Maxwell), a introdus conceptele de curent de deplasare și câmp electromagnetic în fizică, a prezis existența undele electromagnetice, natura electromagnetică a luminii, este unul dintre fondatori teoria cinetică gaze și autorul principiului fotografiei color.