Лекции по химии - файл n8.doc

Лекции по химии
скачать (2423.1 kb.)
Доступные файлы (16):
n1.doc85kb.04.12.2007 19:30скачать
n2.doc40kb.04.12.2007 19:30скачать
n3.doc267kb.04.12.2007 19:30скачать
n4.doc43kb.04.12.2007 19:30скачать
n5.doc190kb.04.12.2007 19:30скачать
n6.doc1380kb.04.12.2007 19:30скачать
n7.doc429kb.04.12.2007 19:30скачать
n8.doc387kb.04.12.2007 19:30скачать
n9.doc513kb.04.12.2007 19:30скачать
n10.doc416kb.04.12.2007 19:30скачать
n11.doc171kb.04.12.2007 19:30скачать
n12.doc498kb.04.12.2007 19:30скачать
n13.doc559kb.04.12.2007 19:30скачать
n14.doc306kb.04.12.2007 19:30скачать
n15.doc247kb.04.12.2007 19:30скачать
n16.doc489kb.04.12.2007 19:30скачать

n8.doc







ЭНЕРГЕТИКА


КИНЕТИКА


▼ возможность и направление химических и физико-

химических процессов

▼ энергетические эффекты и энергозатраты

▼ скорость получения и выход продуктов реакции

▼ влияние на скорость и выход продуктов

▼ предупреждение нежелательных реакций






Изучает энергетические эффекты химических реакций, устанавливает возможность и пределы самопроизвольного (без затраты работы) их протекания.

Свойства системы рассматриваются при ее равновесном состоянии




Равновесное состояние системы:

все параметры состояния постоянны во времени и во всех точках системы



_s1064


ТВЕРДОЕ – частицы сближены, прочные связи, отсутствие движения, упорядоченность структуры;

ЖИДКОЕ – частицы занимают основную часть объема, соприкасаются, притягиваются друг к другу, некоторая упорядоченность (ближний порядок)

ГАЗООБРАЗНОЕ – частицы находятся на значительном расстоянии, занимают малую долю объема, практически не взаимодействуют (при невысоких Р и Т), структура неупорядочена.


_s1064

_s1064
_s1055







Открытая

Обменивается с окружающей средой энергией и веществом

Изолированная


отсутствует с окружающей средой обмен и веществом и энергией


Закрытая


обменивается с окружающей средой энергией, но нет обмена веществом




_s1055



Гомогенная – состоит из одной фазы


Гетерогенная – состоит из двух и более фаз

ФАЗА - часть системы однородная по составу и свойствам и отделенная от других частей поверхностью раздела


_s1055

Экстенсивные

(зависят от массы)

U, S, V


Интенсивные

(не зависят от массы)

Т, Р, Vmol



Параметры термодинамической системы (совокупность физических и химических величин, характеризующих состояние системы)

● температура (Т),

● давление (Р),

● объем (V),

● концентрация (с),

● плотность (r) и т.д.





Термодинамический процесс:

переход системы из одного состояния в другое, характеризующийся изменением во времени хотя бы одного термодинамического параметра




Химическая реакция:

термодинамический процесс, при протекании которого наблюдается изменение химического состава системы



_s1064

изотермические - Т = const

изобарические – p = const

изохорические- V= const

адиабатические - нет обмена теплом с окр. средой.

Химические реакции наиболее часто протекают:

* в изобарно-изотермических условиях

(р=const, Т=const) (открытые системы);

* в изохорно-изотермических условиях (V=const, Т=const) (закрытые сосуды).



_s1064



Внутренняя энергия U

Энтальпия H

Энтропия S

Энергия Гиббса G

Энергия Гельмгольца F


Первое начало термодинамики

переход системы из состояния I в состояние II:




- cистема I производит работу (или над нею совершается работа) – W;

- принимает участие в теплообмене с окружающей средой (выделяет или поглощает теплоту) - Q.

По закону сохранения энергии:

Q = DU + W, (1)

Q – количество сообщенной системе теплоты;

DU = U2U1 – приращение внутренней энергии;

W – суммарная работа, совершенная системой.

Внутренняя энергия

Совокупность всех видов энергии частиц в системе (энергия движения и взаимодействия молекул, атомов, ядер и других частиц, внутриядерная и другие виды энергии), кроме кинетической энергии движения системы, как целого, и потенциальной энергии ее положения.



U - функция состояния системы

Q – не функция состояния системы
Пусть - только рDV- работа, совершаемая системой против сил внешнего давления (работа расширения)

Для бесконечно малых элементарных процессов уравнение принимает вид:

d Q = dU + рdV (2)



Уравнения (1 и 2) выражают первый закон термодинамики: теплота, подведенная к системе, расходуется на приращение внутренней энергии системы и на работу системы над окружающей средой





Это форма выражения закона сохранения энергии: энергия не может ни создаваться, ни исчезать, но может превращаться из одной формы в другую


а) изохорный процессV = const, тогда dV = 0 и работа расширения системы dW = рdV = 0

первый закон термодинамики :

d QV = dU и QV = U2 – U1 = DU

при данных условиях - QV - функция состояния, т.е. не зависит от пути процесса

б) изобарный процесс - р = const

Qp = U + рV

Т.к. U= U2 – U1, V = V2 – V1, то Qp = U2 – U1 + рV2- – рV1 = (U2+ рV2) – (U1 + рV1)

Qp = H2 – H1 = H


H = U + рV - энтальпия

Энтальпия функция состояния (теплосодержание, энергосодержание, включая внутреннюю энергию)
Для идеальных газов: pV = ∆?RT,

? – разница между числом молей газообразных продуктов и исходных веществ.


Qp = QV + ∆?RT
связь между Qp и QV:


Термохимия - часть термодинамики, изучающая тепловые эффекты химических процессов.

Термохимические уравнения - химические уравнения реакций, в которых указаны агрегатные состояния веществ и тепловые эффекты


СН4(г) + 2О2(г) = СО2(г) + 2Н2О(ж) + r H


Тепловой эффект химической реакцииэто изменение энергии системы при протекании реакции, при условии, что система не совершает другой работы, кроме работы расширения.

изохорические условия (V = const)- QV = DU

изобарические условия - тепловой эффект равен

Qp = H2H1 = r H - энтальпия реакции

Если вещества находятся в стандартном состоянии – стандартная энтальпия реакции r H 0

Условия стандартного состояния веществ
Состояние вещества

Стандартное состояние вещества

Простое твердое вещество

Кристаллическое твердое вещество

Простое жидкое вещество

Чистая жидкость

Газообразное

Парциальное давление 101кПа
или относительное давление 1

Растворенное

Концентрация 1 моль/л

стандартное состояние - не зависит от температуры.

В термохимических уравнениях допустимы дробные стехиометрические коэффициенты:


Н2(г) + 1/2О2(г) = Н2О(ж); ?rНо298 = -285,84 кДж


Если ?rН< 0 - экзотермическая реакция (Q>0)

Если ?rН>0 - эндотермическая реакция (Q<0)

Тепловой эффект реакции зависит от температуры

 указывают температуру rНт или rНот, например rН298 или rНо298





Тепловой эффект реакции зависит от природы и состояния исходных и конечных веществ, но не зависит от пути реакции




1

А В

2 3

С





rНт (1) = rНт (2) + rНт(3)


Например:

СН4 + 2О2 = СО2 + 2Н2О (г), rН°298 = – 802,34 кДж

Эту же реакцию можно провести через 2 стадии:

1. СН4 + 3/2О2 = СО + 2Н2О (г) rН°1 = – 519,33 кДж,

2. СО + 1/2О2 = СО2, rН°2 = – 283,01 кДж,

rН° = rН°1 + rН°2 = (– 519,33) + (– 283,01) =

= – 802,34 кДж

Энтальпия (теплота) образования вещества fН298

Тепловой эффект образования 1 моль вещества из простых веществ, устойчивых при 298 К и давлении 101 кПа



fН простых веществ, устойчивых при 298 К и давлении 101 кПа принимают равной 0

( О2-газ, Br2-жидкость, Р-белый , Snбелое, Sромб.)

Если вещества в стандартном состоянии - fНo298стандартная энтальпия образования вещества (табличные данные)

H2(г)+2O2(г)+S(к)=H2SO4(ж);

rН°298 = ?fН0298 (H2SO4) = -811,3 кДж/моль
ЅH2(г) + ЅN2(г) + 1ЅO2(г) = 1HNO3(ж) + ?fН0298 (HNO3)

rН°298 = ?fН0298 (HNO3) = -174,3 кДж/моль
?сгН0298 тепловой эффект сгорания 1 моль вещества в кислороде до высших оксидов, устойчивых в стандартном состоянии.
Следствие из закона Гесса:

энтальпия химической реакции равна сумме энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы энтальпий образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов




?rН0 = ??i?fНi0 продуктов - ??j?fНj 0исх веществ



Зависимость ?rН0 от температуры -

уравнение Кирхгофа:

Т

1. rH0T = ∆rH0298 + ? ∆rС0pdT (р = const)

298

rСpо = ?a + ?bT +?c?T-2+?cT2 -

изменение стандартной теплоемкости системы в ходе реакции в изобарном процессе.

а, b, c, c? - коэффициенты уравнения температурной зависимости теплоемкости (табулированы).

Влияние температуры на ?rН:

rН

rСp0 ∆rСp0


rСp=0

Т


2. Если пренебречь зависимостью Ср от Т (Ср=соnst):

rН0Т = ∆rН0298 + ∆rС0р(Т - 298)

rСpо = ??iСрi0 прод - ??jСрj 0исх веществ

изменение стандартной теплоемкости системы в ходе реакции: разность молярных изобарных теплоемкостей всех продуктов реакции и молярных изобарных теплоемкостей исходных веществ

3. Если считать rС0р= 0:

rH0T = ∆rH0298

Задача

Рассчитать rH0298 и rH01000 реакции

С(к) + СО2(г) = 2СО(г),

считая постоянными теплоемкости реагентов в данном температурном интервале.

Решение

rН0Т = ∆rН0298 + ∆rС0р(Т - 298)

По табличным данным:

Вещество: ?fН0298,кДж/моль С0р298 ,Дж/моль.К

С(графит) 0 8,54


СО2 (г) -393,5 37,41

СО (г) -110,5 29,14



?rН0298 = 2?fН0298 СОг - ?fН0298 Ск - ?fН0298 СО2г =

= 2(-110,5) – 0 – (-393,5) = 172,5 кДж.

?rН0298 >0 - реакция эндотермическая.

Изменение теплоемкости системы:

rС0р= 2С0р298СОгС0р298СкС0р298СО2г=

= 2.(29,14)–8,54–37,41 =12,33 Дж/К

rН01000 = 172,5 + 12,33.10-3.(1000 - 298) = 181,16 кДж

При изменении температуры на 702К увеличение теплового эффекта составляет 5%.

Задача

Рассчитать изменение внутренней энергии системы при изохорно-изотермическом протекании реакции

С(к) + СО2(г) = 2СО(г) при 298К.

Решение.

Qp = QV + ∆?RT, QV = DU, Qp = H, ∆? = 2 - 1=1

rU0298 = ∆rH0298 –∆?RT =

175,2 – 1.8,31.298.10-3 = 172,7 кДж.

Задача.

Определить rH0298 реакции (1)

С(к) + СО2(г) = 2СО(г),

если известно:

(2) 2С(к) + О2(г) = 2СО(г) , ∆rH0298 = -221 кДж

(3) 2СО(г) + О2(г) = 2СО2(г) , ∆rH0298 = -566,1 кДж .

Решение. К термохимическим уравнениям можно применять любые алгебраические действия.

ур.1 = Ѕур.2 – Ѕур.3

Ѕ(2С(к)+ О2(г)) - Ѕ(2СО(г) + О2(г)) =Ѕ2СО(г) - Ѕ2СО2(г)

rH01 = Ѕ (∆rH02 - ∆rH03) = Ѕ[-221 – (-566,1)] = 172,5 кДж.



энергия превращение

Химический процесс - это два одновременно происходящих явления:

1) передача энергии

2) изменение в упорядоченности расположения частиц относительно друг друга (в изолированной системе.

▼Самопроизвольный процесс может протекать только с выделением тепла;

Движущие силы и критерии протекания самопроизвольных химических процессов


S-энтропия :

Мера неупорядоченности состояния системы


Состояние системы характеризуют микросостояниями ее частиц (мгновенными координатами и скоростями в различных направлениях).


Термодинамическая вероятность W:

- число микросостояний системы, с помощью которых может быть охарактеризовано ее состояние


W – огромное число, т.к., напр. в 1 моль – 6,02•1023 частиц, поэтому используют lnW

Чем больше число микросостояний, тем более вероятна реализация состояния

S = k lnW

k –постоянная Больцмана

k = R/N =1,3810-23 Дж/К

3-ий закон термодинамики (1911г. М. Планк):

при абсолютном нуле энтропия идеального кристалла равна нулю (полная упорядоченность)





W = 1, S = 0

При плавлении –S1-увеличивается

При испарении –S2 –увеличивается

S2 S1


Акрист  Ааморф S  0

S0298(O) = 161 Дж/(моль·К) за счет усложнения

S0298(O2) = 205 Дж/(моль·К) состава молекул

S0298(O3) = 238,8 Дж/(моль·К)

Sвещества растет с ростом температуры и скачкообразно увеличивается в точках фазовых переходов

S
Тпл Ткип Т

S – функция состояния системы


2–ой закон термодинамики:

в изолированных системах энтропия самопроизвольно протекающего процесса возрастает, т.е. S  0



● S (процессов) 0 – переход из более упорядоченного состояния в менее упорядоченное - самопроизвольное протекание процесса вероятно (расширение газов, плавление, растворение).

● S (процессов) 0самопроизвольное протекание маловероятно (сжатие газов, конденсация)

Стандартная энтропия – S0 (Дж/мольК)-

энтропия вещества, находящегося в стандартном состоянии

В справочниках - S0298 при 298,15 К

Существует абсолютное значение S.

Ст + СО2,г  2СОг ; S0 = 87 Дж/К  0 – за счет

увеличения объема системы;

2,г + N2,г  2NH3,г ; S0 = -90 Дж/К  0 – за счет

уменьшения объема системы;

Alк + Sbк = AlSbк; S0 = -1,1 Дж/К  0 – объем системы практически не изменяется.


Изменение энтропии системы при теплообмене с окружающей средой: ?S = Q/T

Изменение энтропии химической реакции - на основе следствия из закона Гесса:


?rS = ??iSi продуктов - ??jSj исх веществ

Стандартная энтропия реакции при 298К:

(S0298,i – из таблиц)

?rS0298 = ??iS0298,iпродуктов - ??jS0298,jисх веществ



Зависимость ?rS от температуры:

(если в области 298 чТ нет фазовых переходов)

Т

1) ∆rS0T = ∆rS0298 +dT

298

2) ∆rS0T = ∆rS0298 + ∆rС0рln (если не учитывать зависимость Сp веществ от Т, rС0р= const)

3)∆rS0T = ∆rS0298 (при условии ∆rС0p = 0)


Задача. Рассчитать rS0Т реакции:

С(к) + СО2(г) = 2СО(г)

при 298К и при 1000К, считая Сp(i) =const в рассматриваемом температурном интервале.

Решение.

Вещество S0298,Дж/(моль.K) С0р298,Дж/(моль.К)

С(графит) 5,74 8,54


СО2 (г) 213,68 37,41

СО (г) 197,54 29,14

?rS0298 =2S0298,СОг - S0298,Ск - S0298,СО2г =


= 2(197,54)–5,74–213,68=175,66 Дж/K.

rС0р= 2С0р298СОгС0р298СкС0р298СО2г=

= 2.(29,14)–8,54–37,41 =12,33 Дж/К.

rS01000 =∆rS0298 + ∆rС0рln=

=175,66+12,33ln(1000/298)=175,66+14,93=190,59Дж/К

при T = 702К S 8,5%.





Энтальпийный и энтропийный факторы

изобарно-изотермического процесса

► стремление к образованию прочных связей, возникновением более сложных веществ, понижение энергии системы; H, кДж/моль

►стремление к разъединению частиц, к беспорядку, возрастанию энтропии; ТS Дж/моль



Направление химических процессов.

Cистема - закрытая, обменивается теплотой с окружающей средой, Р,T = const, процессы обратимые.

1-ый закон: U = QAпол - PV (1)

H = U + PV (2)

Подставим (2) в (1):

H - PV = QAпол - PV  H = QAпол

по 2-ому закону ?S = Q/T Q = Т ?S

Aпол = -(H - Т ?S) 

система может совершать работу химического процесса (Апол0), если (H - Т ?S) 0

G = H - Т ?S

G – свободная энергия или изобарно-изотермический потенциал или энергия Гиббса

Aпол = -G – «свободная энергия», та часть теплового эффекта, которую можно превратить в работу.

По мере превращения система теряет способность производить работу и к равновесию  к «0».

Т ?S «связанная энергия», та часть теплового эффекта, которая рассеивается в окружающую среду.

Чем меньше G (больше Aпол ), тем полнее протекает процесс



Критерий самопроизвольного протекания процесса:

В любой закрытой системе при Р,Т = const, возможен такой самопроизвольный процесс, который ведет к уменьшению G


▼rG < 0 самопроизвольный процесс – реакция в прямом направлении;

▼rG > 0 - самопроизвольный процесс – реакция в обратном направлении;

▼rG = 0 – система в равновесном состоянии.
Направление протекания процесса зависит от соотношения энтальпийного ∆rН и энтропийного ТrS факторов реакции.

rG = rH - Т ?r S




знак

Принципиальная возможность и условия протекания прямой реакции

rН

rS

rG

1

-

+

-

Возможна при любой температуре


2

+

-

+

Невозможна. Возможна в обратном направлении

3

-

-

- +

Возможна при низких температурах

4

+

+

+ -

Возможна при высоких температурах




Энергия Гиббса образования веществаfG:

энергия Гиббса реакции образования 1 моля вещества из простых веществ, устойчивых в данных условиях



fG (простых веществ) = 0

fG0- стандартная энергия Гиббса образования вещества (вещества находятся в стандартном состоянии)

fG0298, - табулирована кДж/моль

rG рассчитывают:

1-й способ по закону Гесса:

?rGT = ??i?fGT,i продуктов - ??j?fGT,j исх веществ

?rG0298=??i?fG0298,i продуктов-??j?fG 0298,jисх веществ

2-й способ по уравнению:

?rGT = ∆rHT - TrST

?rG0298 = ∆rH0298 - TrS0298
3-й способ изотерма Вант Гоффа, 1886г. (связь между ?rGT и rG0T): для реакции aAг + bBг + dDк = eEг + fFг


?rGТ = rG0Т + RTln



относительные парциальные давления газообразных веществ.

rG0Т = ∆rH0Т - TrS0Т =



= ∆rH0298 + rС0pdTrS0298- Т dT

Для приближения rС0p =0:

rН0Т = ∆rН0298

rS0T = ∆rS0298

rG0Т = ∆rH0298 - TrS0298

Задача. Определите возможности самопроизвольного протекания реакции

С(к) + СО2(г) = 2СО(г)

при 298К и 1000К и стандартных состояниях всех компонентов (∆rН0Т и ∆rS0T - не зависят от температуры).

Решение. Возможность самопроизвольного протекания реакции определяется: rG0T<0

rG0Т = ∆rH0Т - TrS0Т = ∆rH0298 - TrS0298

rG0298 = 172,5 – 298.175,66.10-3 = 120,15 кДж > 0 - в прямом направлении невозможна (энтальпийный фактор не способствует самопроизвольному протеканию прямой реакции).
rG01000 = 172,5 – 1000.175,66.10-3 = -3,16 кДж <0 - в прямом направлении возможна (энтропийный фактор способствует самопроизвольному протеканию прямой реакции).
Задача. При каком соотношении парциальных давлений газообразных компонентов реакции и 298К

С(к) + СО2(г) = 2СО(г)

возможно ее протекание в прямом направлении?

Решение. Возможность самопроизвольного протекания реакции: ?rG298<0

По уравнению изотермы Вант-Гоффа:

?rG298=[rG0298 + RTln] < 0.

120,15 + 8,31.10-3.298 ln <0

ln < -48,5  <10-21

Задача. Определить температурную область самопроизвольного протекания реакции

Ск + СО2(г) = 2СО(г)

при стандартных состояниях компонентов.

Решение. Реакция протекает самопроизвольно при стандартных состояниях компонентов, если:

rG0Т=∆rH0298+rС0pdTrS0298+ТrС0p/T)dT<0

Если ∆rH0 и ∆rS0 не зависят от температуры:

rG0Т = ∆rH0298 - TrS0298 < 0.

(172,5 – Т.175,66.10-3) < 0

Т > 982 К

Из справочных данных:

С(графит) 298 – 2300К


СО2 (г) 298 – 2500К

СО (г) 298 – 2500К


область температур: 982 ч 2300 К.




rG0Т





298 982 2300 Т









Состояние системы, при котором энтальпийный и энтропийный факторы уравновешиваются, т.е. ∆rGТ = 0



rGТ = ∆rHТ - TrSТ



▓ Возможности протекания прямой и обратной реакции равновероятны.

Парциальные давления и концентрации всех компонентов реакции постоянны во времени и во всех точках системы - равновесные давления и концентрации.


При равновесии химической реакции:

aA(г)+bB(г)+ dD(к)eE(г)+ fF(г)

?rGТ = rG0Т + RTln = 0 
rG0Т = - RTln

Если реакция aA(р)+bB(р)+dD(к)=eE(р)+fF(р) протекает в идеальном растворе:

rG0Т = - RTln

Математическое выражение закона действующих масс для равновесного состояния:

Кс и Кр - константа равновесия


Кс =

Кр =



Связь между Кр и Кс:

pv = RT =c p= cRT

Кр = =
=


? =( e+f) (a+b) – изменение числа молей газов в результате реакции,

R = 0,082 атм.л.моль-1.К-1
Выражение Кр - через равновесные количества молей газообразных компонентов ni(равн) и общее давление P0:

Парциальное давление - pi =

Кр= =
?ni = nE равн + nF равн + nA равн + nB равн

● ∆rG0Т = - RTlnКр - для реакций в газовых системах

● ∆rG0Т =- RTlnКс - для реакций в конденсированных системах.

Кр и Кс - характеризуют выход продуктов реакции.

Кр и Кс не зависят от:

● парциальных давлений

но зависят от Т.

Зависимость константы равновесия от температуры:

rG0Т = - RTlnКр = ∆rH0 - TrS0

lnKp = -=

уравнение изобары Вант-Гоффа



dlnKp/dTтемпературный коэффициент




При интегрировании (с учетом ∆rH0f(T) ) при Т2 > Т1:



ln =

чем больше абсолютная величина ∆rH0 , тем сильнее изменяется значение константы равновесия с изменением температуры.


если на систему, находящуюся в истинном равновесии, воздействовать извне, изменяя какое-либо из условий, определяющих состояние равновесия, то равновесие смещается в сторону уменьшения эффекта внешнего воздействия


Равновесие смещается:



Задача. Рассчитать Кр и Кс реакции

С(к) + СО2(г) = 2СО(г)

при 298 К и 1000 К. Сделайте вывод о выходе продукта реакции и определите знак энтальпии реакции.

Решение.

Кр = ; Кс =
rG0Т = - RTlnКр Kp = exp(-G0Т /RT)

rG0298 = 120,15 кДж; ∆rG01000 = -3,16 кДж

Кр298= exp(-120.103/8,31.298)= ехр(-48,5) =810-22;

Kp1000 =exp(+3160/8,31.1000)= ехр(0,38) = 1, 46.

Кс = = = 0,018

? = 2-1=1

Т.К. с увеличением температуры Кр увеличивается  ∆rH0  0

Задача. Для реакции: А(г) = 2В(г) (Р,Т – const)

Кр = 0,02 при 400 К и Кр = 4,00 при 600 К.

Определить ∆rH0298, rS0298 и Кр при 800 К.

Решение. Пренебрегаем зависимостью ∆rH0 и ∆rS0 от температуры

Составим систему из двух уравнений с двумя неизвестными (T1=400 K, T2=600 K):

rG0Т1 = ∆rH0298T1rS0298 = -RT1lnКр1

rG0Т2 = ∆rH0298T2rS0298 = -RT2lnКр2

x – 400y = -8,31.400 ln2.10-2

x – 600y = -8,31.600 ln4

х = ∆rH0298 = 52833(Дж) = 52,833 кДж;

y = ∆rS0298 = 99,575 Дж/К.

ln= ln= ( )= 7,95; К800 = 56,55

Задача. Определите Т, при которой в реакции

СаСО3(к) = СаО(к) + СО2(г)

рСО2,равн = 104 Па.

Решение. Кр = рСО2, Кр = 104/105=0,1.

Пренебрегаем зависимостью ∆rH0 и ∆rS0 от Т:

rG0Т = ∆rH0298TrS0298 = -RTlnКр
rH0298=∆fH0298,СаО+∆fH0298,СО2-∆fH0298,СаСО3=178,1 кДж;
rS0298 = S0298,CаО+ S0298,СО2 - S0298,СаСО3 = 160,5 Дж/К

178,1.103Т.160,5= -8,31Тln0,1  Т = 991К

Задача. Определить равновесный состав системы

С(к) + СО2(г) = 2СО(г)

Т= 1000 К Робщ = 2атм n исхCO2 = 5 моль

Решение.

Kp =exp(-G0Т /RT)

Kp1000 = exp(+3160/8,31.1000)= ехр(0,38) = 1, 46


Компонент

С

СО2

2СО

Нач.состав, моль

-

5

0

Изменение, моль

-

х

2 x

Равновесный, моль

-

5 – x

2 x


Кр == = 1,46

х = 1,7 моль.

при равновесии: n(СО2) = 5-1,7=3,3

n(СО) = 21,7 = 3,4.
Задача. Определить Сравновесные СО2 и СО для реакции С(к) + СО2(г) = 2СО(г)

Т= 1000 К , Vсосудa = 2л, mисходная (СО2) = 44г,

На сколько изменится давление в системе при равновесии по сравнению с исходным.

Решение.

ССО2 = = = 0,5моль/л; Кс1000 = 0,018
Таблица материального баланса:


Компонент

С

СО2

2СО

Нач.концентрации,моль/л

-

0,5

0

Изменение конц.,моль/л

-

х

2 x

Равновесные конц.моль/л

-

0,5 – x

2 x



Кс = = 0,018  х = 0,0387моль/л

ССО равн = 2. 0,0387 = 0,0774моль/л

ССО2равн = 0,5 - 0,0387 = 0,4613 моль/л
Р0 = сRT = 0,5.0,082•1000 = 41атм

Рравн = ( 0,5-х+2х)RT = 44,173 атм  Р = 3,173атм

Задача. Как увеличить выход продуктов реакции

С(к) + СО2(г) = 2СО(г)?

Решение. Повысить выход продукта СО  равновесие сместить вправо:

Для смещения равновесия вправо надо:

а) Т системы, т.к. ∆rH0298  0;

б) Рсистемы , т.к. прямая реакция идет с увеличением числа молей газообразных веществ,

в) РСО2 и РСО (выводить из сферы реакции).



Учебный материал
© bib.convdocs.org
При копировании укажите ссылку.
обратиться к администрации