1. Изучение строения и свойств вещества и составляющих его частиц
 Скачать 1.19 Mb.
|
|
виде все термодинамические свойства си-мы. Это означает, что характеристические функции содержат в себе всю термодинамическую информацию о си-ме. Наибольшее значение имеют четыре основных термодинамических потенциала (Пав 1) внутренняя энергия U(S,V), Энтальпия H(S,p)=U+pV, энергия ГельмгольцаF(T,V)=U-TS, энергия Гиббса. В скобках указаны естественные переменные для термодинамических потенциалов. Все эти потенциалы имеют размерность энергии и все они не имеют абсолютного значения, поскольку определены с точностью до постоянной, которая равна внутренней энергии при абсолютном нуле. ϬQ=dU+ϬA, ϬA=pdV+ϬA', ϬQ=dU+pdV+δA' – первый закон термодинамики. Ϭ?????? ?????? = ????????????, ϬQ=TdS – второй закон термодинамики. Зависимость термодинамических потенциалов от их естественных переменных описывается основным уравнением термодинамики, которое объединяет первое и второе начала TdS=dU+ PdV=ϬA' => A' max = TdS-dU- PdV. Рассмотрим A max при P=const, S=const A’ max = -dU – PdV = -d(U-PV) = -dH A’ max = -dH – изобарно-изоэнтропийный потенциал тепловой эффект энтальпия В зависимости от условия протекания процесса различают ; термодинамических потенциала 1) ???????????? ?????? = ??????(??????, ??????) 2) ???????????? ?????? = ??????(??????, ??????) 3)???????????? ?????? = ??????(??????, ??????) 4)???????????? ?????? = ??????(??????, ??????) } П ПАВ- те во всех случаях A' max = убыли соответствующих термодинамических потенциалов. ПАВ- для обратимых процессов, ПАВ- для необратимых процессов, ПАВ- для любых процессов. A' max =0, те си-ма находится под влиянием давления. ПАВ при любом самопроизвольном процессе термодинамический потенциал уменьшается и его можно использовать, как критерий направления процесса Если процесс идет самопроизвольно прямо, тогда ПАВ уменьшается и процесс идет в прямом направлении. Если ПАВ уменьшается ив момент равновесия имеет минимальные значения или ПАВ равно 0, тогда процесс идет в обоих направлениях. Если ПАВ больше 0, то процесс идет в обратную сторону, те не самопроизвольно. 16) Изобарно-изотермический потенциал, его свойства, применение в качестве критерия направленности процесса Термодинамическими потенциалами, или характеристическими функциями, называют термодинамические функции, посредством которых и их производных по соответствующим независимым переменным (естественным) могут быть выражены в явном виде все термодинамические свойства си-мы. Это означает, что характеристические функции содержат в себе всю термодинамическую информацию о си-ме. Наибольшее значение имеют четыре основных термодинамических потенциала (Пав 1) внутренняя энергия U(S,V), Энтальпия H(S,p)=U+pV, энергия ГельмгольцаF(T,V)=U-TS, энергия Гиббса. В скобках указаны естественные переменные для термодинамических потенциалов. Все эти потенциалы имеют размерность энергии и все они не имеют абсолютного значения, поскольку определены с точностью до постоянной, которая равна внутренней энергии при абсолютном нуле. ϬQ=dU+ϬA, ϬA=pdV+ϬA', ϬQ=dU+pdV+δA' – первый закон термодинамики. Ϭ?????? ?????? = ????????????, ϬQ=TdS – второй закон термодинамики. Зависимость термодинамических потенциалов от их естественных переменных описывается основным уравнением термодинамики, которое объединяет первое и второе начала TdS=dU+ PdV=ϬA' => A' max = TdS-dU- PdV. Рассмотрим А при P=const, T=const A’ max = TdS – dU - PdV= -d(TS – U + PV) TS –U + PV=G – свободная энергия Гиббса A’ max = -dG – изобарно-изотермический потенциал В зависимости от условия протекания процесса различают ; термодинамических потенциала 1) ???????????? ?????? = ??????(??????, ??????) 2) ???????????? ?????? = ??????(??????, ??????) 3)???????????? ?????? = ??????(??????, ??????) 4)???????????? ?????? = ??????(??????, ??????) } П ПАВ- те во всех случаях A' max = убыли соответствующих термодинамических потенциалов. ПАВ- для обратимых процессов, ПАВ- для необратимых процессов, ПАВ- для любых процессов. A' max =0, те си-ма находится под влиянием давления. ПАВ при любом самопроизвольном процессе термодинамический потенциал уменьшается и его можно использовать, как критерий направления процесса Если процесс идет самопроизвольно прямо, тогда ПАВ уменьшается и процесс идет в прямом направлении. Если ПАВ уменьшается ив момент равновесия имеет минимальные значения или ПАВ равно 0, тогда процесс идет в обоих направлениях. Если ПАВ больше 0, то процесс идет в обратную сторону, те не самопроизвольно 17. Изохорно-изоэнтропийный потенциал, его свойства, применение в качестве критерия направленности процесса Термодинамическими потенциалами, или характеристическими функциями, называют термодинамические функции, посредством которых и их производных по соответствующим независимым переменным (естественным) могут быть выражены в явном виде все термодинамические свойства си-мы. Это означает, что характеристические функции содержат в себе всю термодинамическую информацию о си-ме. Наибольшее значение имеют четыре основных термодинамических потенциала (Пав 1) внутренняя энергия U(S,V), Энтальпия H(S,p)=U+pV, энергия ГельмгольцаF(T,V)=U-TS, энергия Гиббса. В скобках указаны естественные переменные для термодинамических потенциалов. Все эти потенциалы имеют размерность энергии и все они не имеют абсолютного значения, поскольку определены с точностью до постоянной, которая равна внутренней энергии при абсолютном нуле. ϬQ=dU+ϬA, ϬA=pdV+ϬA', ϬQ=dU+pdV+δA' – первый закон термодинамики. Ϭ?????? ?????? = ????????????, ϬQ=TdS – второй закон термодинамики. Зависимость термодинамических потенциалов от их естественных переменных описывается основным уравнением термодинамики, которое объединяет первое и второе начала TdS=dU+ PdV=ϬA' => A' max = TdS-dU- PdV. Рассмотрим максимальную работу при V=const, S=const: A' max = - dU- это и есть изохорно изоэнтропийный потенциал. В данном случае A' max является функцией состояния, те не зависит от пути процесса. Величина A' max определяется уменьшением внутренней энергии си-мы. ПАВ- те во всех случаях A' max = убыли соответствующих термодинамических потенциалов. ПАВ- для обратимых процессов, ПАВ- для необратимых процессов, ПАВ- для любых процессов. A' max =0, те си-ма находится под влиянием давления. ПАВ при любом самопроизвольном процессе термодинамический потенциал уменьшается и его можно использовать, как критерий направления процесса Если процесс идет самопроизвольно прямо, тогда ПАВ уменьшается и процесс идет в прямом направлении. Если ПАВ уменьшается ив момент равновесия имеет минимальные значения или ПАВ равно 0, тогда процесс идет в обоих направлениях. Если ПАВ больше 0, то процесс идет в обратную сторону, те несамопроизвольно. 17. Изохорно-изоэнтропийный потенциал, его свойства, применение в качестве критерия направленности процесса Термодинамическими потенциалами, или характеристическими функциями, называют термодинамические функции, посредством которых и их производных по соответствующим независимым переменным (естественным) могут быть выражены в явном виде все термодинамические свойства си-мы. Это означает, что характеристические функции содержат в себе всю термодинамическую информацию о си-ме. Наибольшее значение имеют четыре основных термодинамических потенциала (Пав 1) внутренняя энергия U(S,V), Энтальпия H(S,p)=U+pV, энергия ГельмгольцаF(T,V)=U-TS, энергия Гиббса. В скобках указаны естественные переменные для термодинамических потенциалов. Все эти потенциалы имеют размерность энергии и все они не имеют абсолютного значения, поскольку определены с точностью до постоянной, которая равна внутренней энергии при абсолютном нуле. ϬQ=dU+ϬA, ϬA=pdV+ϬA', ϬQ=dU+pdV+δA' – первый закон термодинамики. Ϭ?????? ?????? = ????????????, ϬQ=TdS – второй закон термодинамики. Зависимость термодинамических потенциалов от их естественных переменных описывается основным уравнением термодинамики, которое объединяет первое и второе начала TdS=dU+ PdV=ϬA' => A' max = TdS-dU- PdV. Рассмотрим максимальную работу при V=const, S=const: A' max = - dU- это и есть изохорно изоэнтропийный потенциал. В данном случае A' max является функцией состояния, те не зависит от пути процесса. Величина A' max определяется уменьшением внутренней энергии си-мы. ПАВ- те во всех случаях A' max = убыли соответствующих термодинамических потенциалов. ПАВ- для обратимых процессов, ПАВ- для необратимых процессов, ПАВ- для любых процессов. A' max =0, те си-ма находится под влиянием давления. ПАВ при любом самопроизвольном процессе термодинамический потенциал уменьшается и его можно использовать, как критерий направления процесса Если процесс идет самопроизвольно прямо, тогда ПАВ уменьшается и процесс идет в прямом направлении. Если ПАВ уменьшается ив момент равновесия имеет минимальные значения или ПАВ равно 0, тогда процесс идет в обоих направлениях. Если ПАВ больше 0, то процесс идет в обратную сторону, те несамопроизвольно. 18) Уравнение Гиббса – Гельмгольца. Определение изменения энергии Гиббса реакции при нестандартной температуре. Характеристической функцией называется термодинамическая функция, посредством которой или ее производных могут быть выражены в явном виде термодинамические свойства си-мы (p,V,T,S и др. Рассмотрим энергию Гиббса как функцию температуры и давления G=f(T,p), а энергию Гельмгольца как функцию температуры и объема F=f(T,V). Выразим полный дифференциал функции G и F через частные производные dG≤-SdT+Vdp (1) dF≤-SdT-pdV (2) dG= ( ???????????? ???????????? ) P dT+ ( ???????????? ???????????? ) T dp; (3) dF= ( ???????????? ???????????? ) V dT+ ( ???????????? ???????????? ) T dV. (4) Сравнивая уравнения (1) си) с (4) для состояния равновесия си-мы, получаем ( ???????????? ???????????? ) P =-S; ( ???????????? ???????????? ) T =V; (5) ( ???????????? ???????????? ) V =-S; ( ???????????? ???????????? ) T =-p (6) То, частные производные энергии Гиббса по температуре и давлению и частные производные энергии Гельмгольца по температуре и объему равны параметрам S,V или p, те эти функции являются характеристическими функциями. Равенства (5) и (6) позволяют вывести ряд важных уравнений химической термодинамики. Приращение энергии Гиббса или энергии Гельмгольца выражается равенствами ∆ G=∆H-T∆S; (7) ∆F=∆U-T∆S; (8) Тогда соответственно из (5) и (6) вытекает ( ??????∆?????? ???????????? ) P =-∆S; (9) ( ??????∆?????? ???????????? ) V =-∆S; (10) Подставляя выражения для ∆S из (9) ив) и (8), получаем ∆ Т (11) ∆F=∆U+T ( ??????∆?????? ???????????? ) V ; (12) Уравнения (11) и (12) называются уравнениями Гиббса- Гельмгольца. Величины ∆ G и ∆F имеют смысл максимальной работы химической реакции, когда она проводится изотермически и обратимым путем, например в электрохимическом элементе. Вторые слагаемые в правой части уравнений (11) и (12) имеют смысл теплоты обратимого процесса ,т.к -Т ( ??????∆?????? ???????????? ) P =T∆S=Q обр ; -Т ( ??????∆?????? ???????????? ) V =T∆S=Q обр ; Величины ∆H и ∆U представляют собой тепловые эффекты химических реакций или физико-химических процессов, когда они осуществляются предельно необратимо. Уравнение Гиббса-Гельмгольца используются, например, для вычисления тепловых эффектов химических реакций по опытным значениям электродвижущих сил электрохимических элементов, для вычисления ∆S и других термодинамических величин. 19) Химический потенциал, определение, условие равновесия в открытых системах. Химический потенциал идеальных и реальных систем (газы, растворы. При прохождении многих хим. процессов число молей компонентов в си-ме меняется, те количество компонентов в си-ме или в фазе могут быть переменными n 1 n 2 n 3 …….n i ∆G=-S∆T+VdP+f(n 1 )+f(n 2 )+……f(n i ) dG=f(T,P, n 1 n 2 n 3 …….n i ) dG= ( ??????∆?????? ???????????? ) P,ni dT+ ( ??????∆?????? ???????????? ) T,ni dP+ ( ??????∆?????? ????????????1 ) P,T,nj dn 1 + ( ??????∆?????? ????????????2 ) P,T,nj где n это постоянное количество всех компонентов в си- ме, n это постоянное количество всех компонентов кроме одного изменение которого рассматривается. ( ??????∆?????? ?????????????????? ) P,T,nj =ϻ i ϻ i – химический потенциал го компонента. ϻ i – это частная производная в данном случае энергии Гиббса по массе итого компонента при постоянных р и Т и массах остальных компонентов. ϻ i – равно приращению энергии Гиббса при добавлении одного моля итого компонента к большому объему си-мы при постоянстве температуры и давления. Большой объем си-мы это когда состав си-мы почти не изменяется при добавлении моля компонента. ∂G= ϻ i dn i => G= ϻ i dG T,P = ϻ 1 dn 1 + ϻ 2 dn 2 +…. ϻ i dn i dG T,P =(∑ ϻi dni) P,T , если (∑ ϻi dni) P,T =0, то dG T,P =0 это общее условие равновесие, при переменном числе компонента и постоянном р,Т. dG T,P ≤0;=> (∑ ϻi dni) P,T ≤0 dU=TdS-pdV+ f(n 1 )+f(n 2 )+……f(n i ) U= f(S,V, n 1 n 2 n 3 …….n i ) dU= ( ???????????? ???????????? ) P,V,ni dS+ ( ???????????? ???????????? ) Sni dV+ ( ???????????? ????????????1 ) S,V,nj dn j + ( ???????????? ?????????????????? ) S,V,nj dn i dH=TdS+VdP+ f(n 1 )+f(n 2 )+……f(n i ) H= f(S,P, n 1 n 2 n 3 …….n i ) dH= ( ???????????? ???????????? ) P,ni dS+ ( ???????????? ???????????? ) S,ni dP+ ( ???????????? ????????????1 ) S,P,nj dn 1 + ( ???????????? ?????????????????? ) S,P,nj dn i dF=-SdT-pdV+ f(n 1 )+f(n 2 )+……f(n i ) F=f(T,V,n 1 n 2 ….n i ) dF= ( ???????????? ???????????? ) V,ni dT+ ( ???????????? ???????????? ) T,ni dV+ ( ???????????? ????????????1 ) V,T,nj dn1+ ( ???????????? ?????????????????? ) V,T,nj dn i dU=TdS-PdV+∑ ϻ i dn i dH= TdS-VdP+∑ ϻ i dn i dF= -SdT-PdV+∑ ϻ i dn i dG= -SdT+VdP+∑ ϻ i dn выражает бесконечно малое изменение U,F,H,G для фазы масса которого может изменятся в результате обмена с др фазами. ϻ i = ( ???????????? ?????????????????? ) S,V,nj ϻ i = ( ???????????? ?????????????????? ) S,P,nj ϻ i = ( ???????????? ?????????????????? ) T,V,nj Химический потенциал называется частные производные термодинамического потенциала по числу молей компонента при постоянстве естественных переменных и состава си-мы. Химический потенциал идеального и реального газа. ∂G=-SdT+VdP G=f(T,P) T=const dG=-SdT+VdP=VdP PV=nRT => V= ?????????????????? ?????? dG= ?????????????????? ?????? dP G=nRT ∫ ???????????? ?????? +R Ϭ , постоянная интегральная G=RTLnP+ R Ϭ (1) G 0 =RTLnP 0 + R Ϭ (2) Отнимем 1ур от го G-G 0 =RT(LnP-LnP 0 ) => атм => G-G 0 =RTLnP => G=G 0 +RTLnP G=ϻ i => ϻ i = ϻ i 0 +RTLnP Это ур для определения химического потенциала смеси идеального газа. Льюис предложил для реальных газов использовать фугитивность летучесть, т.к до сих пор рассматривались лишь такие си-мы газообразные части которых идеальны, те подчиняются уравнению PV=nRT для неидеальных систем все выше рассмотренные термодинамические соотношения неверны. Предложенное Льюисом, остается в силе и для неидеальных систем, если заменить в них фактически парциальные давления эффективными давлениями(летучесть). ϻ i = ϻ i 0 +RTLnf, летучесть Летучесть совпадает с давлением если последнее настолько мало, что газ становиться идеальным. Фугитивностью(летучестью) назыв-ся величина, которую нужно подставить в выраж-е для хим-го потенциала идеального газа, чтобы получить значения реального газа. ɣ= ?????? ?????? => ɣ- коэфф фугитивности , отношение фугитивности к давлению реального газа, те степень отклонения газов от идеального состояния. ɣ max =1, безразмерная величина. Химический потенциал для идеального и реального растворов. Для ид-го р-ра хим потенц: ϻ i = ϻ i 0 +RTLnm i (моляльная конц) ϻ i = молярная конц) ϻ i = мольная доля) Активность итого компонента эта величина которую нужно подставить в ур для хим потенц компонента в идеальном растворе чтобы получить действительное значение хим потенциала итого компонента в неидеальном растворе. ϻ i = а i ɣ= ?????? ?????? => a=ɣc коэфф. Активности- отношение активности компонента в растворе к его концентрации. a x = ɣx i Cx мольные доли) a m = ɣm i Cm моляльность) a M = ɣM i молярность) 20) Химическое равновесие, вывод уравнения изотермы химической реакции. Определение стандартного значения константы равновесия реакций. Хим равновесие состояние си-мы в кот-й протекают хим реакции, но 1) количество вещетсв не зависит от времени) отсутствуют потоки массы и энергии. Равновесие называют гомогенным, если реагирующие вещества наход-ся водной фазе. И гетерогенными если они распределены по нескольким фазам. N2+3H22NH3, Ѵ 1 =Ѵ 2 ( химическое равновесие) Основная задача теории хим равновесия исходя из экспериментальных справочных) данных при произвольных температуре и давлении предсказать равновесный состав сложных смесей веществ в которых может протекать большое число хим реакций. Условия равновесия. Хим равновесие характеризуется в основном общими условиями 1) равенство 0 всех термодинамических функций при соответствующих условиях. 2) динамическим равновесием. 3) подвижным равновесием(с изменением параметров равновесия, равновесие изменяется соответствующим образом. При прекращении действия параметров равновесия возвращается в исходное состояние. Равновесие может быть достигнуто с двух сторон, со стороны увеличения или уменьшения соответствующих параметров. Основной количественный закон хим равновесия это закон действующих масс (ЗДМ) применяется для гомогенных равновесных систем. Рассмотрим в общем виде гомогенную хим реакцию. aA+bBmM+nN (1) Изменение энергии Гиббса для данной хим реакции ∆G=m(G M )+n(G N )-a(G A )-b(G B ) (2) Изменение для общего го изменения dG (i) =VdP ( i) -S i dT (3) T=const, dT=0 dG i =VdP i (4) PV=RT => V=RT/P dG i =RT ?????????????????? ???????????? =RTlnP i (5) проинтегрируем ур (в пределах стандартного состояния газа на начала реакции (G 0 (i) ,P 0 i ) (G ( i) ,P 0(i) ) ∫ ???????????? ??????(??????) ???????????? (i) = ∫ ?????????????????? ????????????(??????) ???????????? lnP ( i) (6) G (i) -G 0 i =RTln ???????????? ????????????(??????) (7) Давление газа в стандартном состоянии равна атм. G (i) =G 0 i +RTlnP 0(i) (8) P 0(i) - парциальное давление го участника реакции на начало реакции. С учетом ур(8), ур (2) будет выглядеть ∆G=m(G 0 M )+m RTlnP 0(M) +n(G 0 N )+ nRTlnP 0(N) -a(G 0 A )-a RTlnP 0( A) -b(G 0 B ) - bRTlnP 0( B) (9) ∆G=m(G 0 M )+n(G 0 N )-a(G 0 A )-b(G 0 B ) +RTln ?????? 0(??????) ?????? ?????? 0(??????) ?????? ?????? 0(??????) ?????? ?????? 0(??????) ?????? (10) ∆G=∆G 0 +RTln ?????? 0(??????) ?????? ?????? 0(??????) ?????? ?????? 0(??????) ?????? ?????? 0(??????) ?????? (11) Если в хим реакции имеет место состояния равновесия тогда ∆G будет равно 0, но парциальные давления будут иметь равновесные значения ∆G 0 =-RTln ?????? (??????) ?????? ?????? (??????) ?????? ?????? (??????) ?????? ?????? (??????) ?????? (12) ?????? (??????) ?????? ?????? (??????) ?????? ?????? (??????) ?????? ?????? (??????) ?????? = Кр константа равновесия ) То константа равновесия любой гомогенной хим реакции протекающей в газовой фазе равна произведению равновесных парциальных давлений продуктов реакций деленному на произведение равновесных парциальных давлений исходных веществ в степенях соответствующих стехиометрическим коэф-м участников реакций. С учетом ур (13) ур (12) можно записать Кр) С учетом ур (14) ур (11) примет вид ∆G=-RTln ?????? 0(??????) ?????? ?????? 0(??????) ?????? ?????? 0(??????) ?????? ?????? 0(??????) ?????? (15) Ур (11), (15) называются ур изотермы Вант-Гоффа, еще записывается для идеального газа через парциальные давления ∆G=-RTlnК р +RTlnП р' Вывод: Величина константы равновесия зависит только от температуры и природы участников реакции. От зависит от исходных концнтраций (активностей) или давлений летучистей). ∆G=-RTlnК f +RTlnП f для реальных газовых систем ∆G=-RTlnК с +RTlnП с для идеальных растворов ∆G=-RTlnК m +RTlnП m ∆G=-RTlnК N +RTlnП N ∆G=-RTlnК A +RTln A реальных растворов. Ур-е изотермы хим реакции и направление реакции. ∆G=-RTlnК р +RTlnП р' 1) ∆G<0 тогда П реакция идет в прямом направлении 2) ∆G=0 тогда П реакция идет как в прямом таки в обратном направлении 3) ∆G>0 тогда П реакция идет в обратном направлении Способы выражения константы равновесия Константа равновесия гомогенной хим реакции протекающей в газовой фазе aA+bBmM+nN (22) K P = ?????? ?????? ?????? ?????? ?????? ?????? ?????? ?????? ?????? ?????? ?????? ?????? (23) Поскольку ур (23) выведено из предложения , что каждый компонент хим реакции представляет собой идеальный газ. Тогда для любого участника реакции справедливо P i V=n i RT => P i = n i RT/V => n i /V=C i => P i =C i RT (24) Учитывая (24), ур (23) можно записать K P = (?????? ?????? ????????????) ?????? (?????? ?????? ????????????) ?????? (?????? ?????? ????????????) ?????? (?????? ?????? ????????????) ?????? (25) K P = ?????? ?????? ?????? ?????? ?????? ?????? ?????? ?????? ?????? ?????? ?????? ?????? (RT) m+n-a-b == ?????? ?????? ?????? ?????? ?????? ?????? ?????? ?????? ?????? ?????? ?????? ?????? (RT) ∆n (26) Обозначим С (27) Ур (27) выражает константу равновесия ур (22) выраженную через малярную концентрацию реагирующих компонентов. К Р =к С (RT) ∆n (28) Каждый компонент идеальной газовой смеси подчиняется закону Дальтону. общ (29) X i - молярная доля го компонента газовой смеси P общ -общее давление газа в си-ме Подставляем ур (29) в ур (23) К р = (?????? ?????? ?????? общ ) ?????? (?????? ?????? ?????? общ ) ?????? (?????? ?????? ?????? общ ) ?????? (?????? ?????? ?????? общ ) ?????? (30) K P = ?????? ?????? ?????? ?????? ?????? ?????? ?????? ?????? ?????? ?????? ?????? ?????? Р общ m+n-a-b = ?????? ?????? ?????? ?????? ?????? ?????? ?????? ?????? ?????? ?????? ?????? ?????? Р общ ∆n (31) K X = ?????? ?????? ?????? ?????? ?????? ?????? ?????? ?????? ?????? ?????? ?????? ?????? (32) Ур (32) выражает константу равновесия через равновесные молярные доли. Сравнивая ур (32) (31) (28), дает следующие соотношения К Р =к С (RT) ∆n общ (33) Ур (33) выражает связь между константами равновесия для любой хим реакции которые выражены через различные равновесные концентрации, если реакция протекает без изменения числа молей газообразных участников реакции , тогда ∆n=0 КР к С =K X (34) 21. Константа равновесия при различных способах выражения состава реакционной смеси, связь между ними. Расчет константы равновесия для реакций с изменением числа молей в системе (А+В C и A B+C). Состояние химического равновесия определяется двумя признаками если система находится в состоянии равновесия, то составе стечением времени при постоянных внешних условиях не изменяется. если система, находящаяся в равновесии, будет выведена из этого состояния вследствие внешних воздействий, то с прекращением их действия она возвратится в прежнее состояние. Другими словами, химическое равновесие является подвижным, динамическим. Состав равновесной смеси характеризуется тем, что в ней концентрации исходных веществ и концентрации конечных веществ находятся между собой в определенном соотношении. Эти соотношения определяются законом |