Пример 12

Выяснить возможность протекания реакции при стандартных условиях

3С₂Н_2Г  С₆Н_6Ж

Gx - ?	Используя формулу
G°m(C6H6)жс = 124,38 кДж/моль G°m(C2H2) = 209,21 кДж/моль	G°x = G°m(прод) – G° m(исх), то есть Gх = Gm(C6H6)ж – 3·Gm(C2H2)г Для этого воспользуемся справочной литературой и выпишем значения G m веществ по приложению 3. Gx = 124–3∙209,21 = – 503,21 кДж< 0. Так как G<0, то данная реакция при стандартных условиях протекать может.

Пример 13

При низких температурах (стандартных условиях) окисление SO₂ не происходит. Определить температуру, выше которой эта реакция может быть использована в химической технологии.

2SO_2г + О₂  2SO_3г.

1. Данная реакция возможна, если G0  для решения этой задачи используем формулу: G_х=H_х – T·S _х 0  H _х  T·S _х

T  H_х /S _х

2. Определяем Н_х и S_х при стандартных условиях, для этого используем справочную литературу приложение 3

H_х = H°_{m (прод)} – H°_{m (исх)}.

S _х = S°_{m (прод)} – S°_{m (исх)}.

Т - ?	Hх = (2Нm(SO3) – (2Hm(SO2)+Hm(O2))
Н°m(SO2)г = –296,9 кДж/моль Н°m(O2)г = 0 кДж/моль Н°m(SO3)г = –395,85 кДж/моль S°m(SO2)г = 248,07 кДж/(мольК) S°m(O2)г = 205,04 кДж/(мольК) S°m(SO3)г = 256,69 кДж/(мольК)	S х = 2·(Sm(SO3) – (2·Sm(SO2)+S°m(O2)) Hх = (2(–395,85) – (2(–296,9 + 0) = –197,9 кДж S х = 2256,69 – (2248,07+205,04) = – 187,8 Дж/К = = – 187,810-3 кДж/К Т  – 197,9/(–187,810-3) = 1053,8 К.

Вопросы для самоконтроля по теме «Основы термодинамики»

1. В адиабатическом реакторе непрерывного действия происходит изменение температуры, хотя она и не совершает работу. Как ведёт себя при этом внутренняя энергия?

2. Почему при таянии льда, несмотря на приток теплоты, температура системы остаётся постоянной?

3. Объясните различие между:

а) теплоёмкостью и теплотой;

б) законом Гесса и Первым законом термодинамики.

4. Объяснить причину остывания горячего тела, окружённого более холодной средой.

5. Как изменится энтропия в процессе кипения системы?

6. Проанализируйте процесс парообразования на Р-V; Т-S диаграммах воды.

Тема 1.3. Химическая кинетика

Данный раздел физической химии изучает скорость и механизм протекания химических реакций, зависимость влияния различных факторов на скорость протекания реакции.

Средняя скорость реакции υ рассчитывается по формуле:

υ = п/(V) = c/ =  (c₂ – c₁)/(₂-₁)

п - количество вещества (моль);

V – объём (м³);

 (тау) – время (с);

c – концентрация (моль/м³).

Мгновенная или истинная скорость – первая производная концентрация по времени.

υ = dc/d

Для реакции: аА + bB = cC + dD

Знак «+» - концентрацию веществ рассматривают по прибыли продуктов реакции (С+D).

Знак «-» - концентрацию рассматривают по убыли исходных веществ (А+B).

Скорость всегда положительна!

Основной закон кинетики – закон действия масс (впервые сформулирован в 1865г Бекетовым)

Для реакции: аА + bB = cC + dD

Скорость химической реакции при T=const прямо пропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих веществ (парциальных давлений – для газов), взятых в степени, равной стехиометрическому коэффициенту соответствующего вещества в уравнении реакции.

υ = kС_A^a  С_B^b или υ = k[A]^a[B]^b

Для газообразных веществ вместо концентраций используют парциальные давления

υ = kP_A^a  P_B^b

k – константа скорости реакции.

Константа скорости реакции зависит от природы веществ и температуры, не зависит от концентрации или давления

Химические реакции классифицируют:

1. по молекулярности;

2. по порядку реакций.

Общий кинетический порядок (n) реакции выражается суммой величин показателей степени при концентрации реагирующих веществ в кинетическом уравнении для скорости химической реакции.

Кинетическое уравнение – это математическая форма зависимости скорости от концентрации реагирующих веществ

0  n  3

1. Реакция нулевого порядка n = 0 υ = k₀c

Скорость постоянна во времени и не зависит от концентрации.

2. Реакция первого порядка n = 1 для реакции А  продукты υ = k_I[A]¹

3. Реакции второго порядка n = 2 А + В  продукты 2А  продукты

υ = k_II [A]¹[B]¹ 1+1 = 2 (второй порядок)

υ = k_II [A]²

4. Реакции третьего порядка n = 3

A + B + C  продукты 2А + B  продукты 3А  продукты

υ = k_III[A]¹[B]¹[C]¹ 1+1+1 = 3 (третий порядок)

υ = k_III[A]²[B] 2+1 = 3 (третий порядок)

υ = k_III[A]³

Кинетический порядок определяется механизмом реакции.

Разберём кинетическое уравнение реакции первого порядка