Добавил:

Sputnik Помощь с лабораторными, контрольными практическими и курсовыми работами по: - Инженерной и компьютерной графике - Прикладной механике Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.

Вуз:

Санкт-Петербургский государственный электротехнический университет "ЛЭТИ"

Предмет:

Химия

Файл:

ИДЗ Альмяшева / 0501_ИДЗ2_Конунников

.pdf

Скачиваний:

Добавлен:

08.08.2022

Размер:

446.09 Кб

Скачать

☆

МИНОБРНАУКИ РОССИИ САНКТ-ПЕТЕРБУРГСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ЭЛЕКТРОТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ «ЛЭТИ» ИМ. В.И. УЛЬЯНОВА (ЛЕНИНА) Кафедра физической химии

ОТЧЕТ по Индивидуальному домашнему заданию №2

по дисциплине «Химия» Тема: Химическая термодинамика и кенетика

Студент гр. 0501			Конунников Г.А.
Преподаватель			Кириллова С.А.

Санкт-Петербург

2020

Основные формулы для расчетов ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА

Закон Гесса описывается формулой (1):

H H1 H2	... Hk ,	(1)
где ∆H – изменение энтальпии;
1, 2, …, k – стадии реакции;
Расчет ∆H реакции по энтальпиям образования компонентов		H f ,298
описывается формулой (2):
H f ,298 vi H f ,298 прод vi H f ,298 исx ,		(2)
i	i

где vi – число молей веществ, участвующих в реакции;

Расчет изменения энтропии реакции ∆S описывается выражением (3):

S298	vi S f	,298 прод vi S f ,298 исx ,				(3)
	i			i
Взаимосвязь энтальпии ∆H°T			и	внутренней энергии ∆U°T описывается
формулой (4):
	HT UT vRT ,					(4)
где ∆v – изменение числа молей газообразных веществ в реакции.
Расчет изменения энергии Гиббса описывается формулой (5):
	GT	HT T ST ,				(5)
При GT 0 реакция		может		протекать	самопроизвольно,	при
GT 0 реакция самопроизвольно			протекать не		может, может протекать

обратная реакция. В случае GT 0 система находится в состоянии химического равновесия.

			3
Температурные зависимости ∆H°T (закон Кирхгофа) и ∆S°T описывается
формулами (6) и (7):
		T2
					(6)
HT2	HT1		cp dT ,		(6)
		T1
		T2 c p
ST2	ST1			dT ,	(7)
ST2	ST1		T	dT ,	(7)
		T1

где ∆c p – изменение молярной теплоемкости при постоянном давлении,

Дж/(моль · К).

Если ∆c p = const то формула будет иметь вид (8):

cp	vi c pi	прод vi c pi исx ,	(8)
	i	i

Если ∆c p = ∆a + ∆b ∙T, то формула будет иметь вид (9) и (10):

a vi ai	прод vi ai исx ,	(9)
i	i
b vibi	прод vibi исx ,	(10)
i	i

Тогда, если ∆c p = const, то в соответствии с формулами (6) и (7) следует:

				T2		T1 ,		(11)
HT2	HT1		c p	T2		T1 ,		(11)
						T2
ST2		ST1	c p		ln		,	(12)
ST2		ST1	c p		ln	T1	,	(12)
						T1

Если ∆c p = ∆a + ∆b ∙T, то в соответствии с формулами (6) и (7) следует:

H	H	a T	T	b T w T 2		,	(13)
T2	T1	2	1	2	w 1		(13)
				2

S	S	a ln	T2	b T w T 2	,

T	T		T1	w 1
2	1

Связь GT с константой равновесия описывается формулой (15):

GT RT ln K p ,

где Kp – константа равновесия реакции.

Константа равновесия для реакции aA + bB = cC + dD имеет вид

(14)

(15)

(16):

	K p		P'c P'd		,
			C	D				(16)
			P'a P'b					(16)
			A	B
где PA'a , PB'b , PC'c , PD'd – равновесные парциальные давления компонентов.
Расчет GT при неравновесных парциальных давлениях компонентов
определяется по формуле (17):
		P'c		P'd
G	RT ln		C	D	ln K		,	(17)
G	RT ln		'a	'b	ln K		,
T			'a	'b		p
		PA		PB

где PA, PB, PC, PD – исходные парциальные давления компонентов.

ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ (кинетическое уравнение) для реакции aA + bB → cC + dD при Т = соnst определяется по формуле (18):

v k A a B b ,

(18)

где v – скорость прямой химической реакции; k – константа скорости химической реакции; [A], [B] – молярные концентрации веществ.

Скорость химической реакции от влияния температуры описывается правилом Вант-Гоффа по формуле (19):

t2 t1	(19)
v v0 10 ,

где – скорости при температурах ; – температурный коэффициент скорости реакции, принимающий значения 2-4 для большинства реакций.

Уравнение Аррениуса определяется по формуле (20):

ln kT	Ea	const ,	(20)
	RT

где Tk – константа скорости реакции при температуре Т; Ea – энергия активации; const – константа интегрирования.

Для реакции, протекающей при температурах Т2 и Т1 уравнение Аррениуса определяется по формуле (21):

const ,

(21)

R T1 T2

Для реакций, протекающих при одной и той же температуре, при разных

значениях энергии активации

EaI

EaII

с соответствующими

значениями

констант скоростей kTI и

kTII уравнение Аррениуса определяется по формуле

(22):

kTI

EaI EaII

(22)

kTII

Ход работы. Вариант – 8.

Пример 1. Вычислить количество теплоты, которое выделится при сгорании этилена С2Н4(г), занимающего при стандартных условиях объем 10 л,

если реакция протекает по следующей схеме:

С2H4(г) + 3O2(г) = 2CO2(г) + 2H2O(ж)

Решение.

Найдем энтальпию реакции для 1 моль этилена, пользуясь формулой (2):

H 298

2 H f ,298 CO

2 H f ,298 H

O ( H f ,298

3 H f ,298

2 393.5 2 285.8 52.28 3 0 1410.88 кДж / моль

Вычислим количество теплоты для 10 л этилена:

n C2 H 4

V C2 H 4

6.1

0.45 моль;

22.4

n C2 H4 H

0.45 1410.88

634.9

кДж.

nx. р. C2 H4

Пример 2. Пользуясь справочными данными рассчитайте ∆H°800, ∆S°800 и

определите направление протекания процесса:

TiO2(тв) + 2Cl2(г) + 2C(графит) = TiCl4(г) + 2CO(г)

при T = 800 К и следующих исходных парциальных давлениях [атм]

компонентов: PCl2 = 1; PTiCl4 = 0.1; PCO = 0.01.

Решение.

Воспользовавшись соотношением (15), запишем для условия задачи:

G800 8.31 800 ln K p

Рассчитаем G800 по соотношению (5):

G800 H800 800 S800

Определим H 800 по соотношению (13):

H800 H 298 a 800 298 b 8002 2982 2

Определим S800 по соотношению (14):

S800 S298 a ln 800 b 800 298 298

															7
Подставим значения H 800										и S800					в соотношение (5) и получим:
										b		800		2			2	800					800
G	H			298	a 800 298										298					S	298	a ln		b 800 298
G	H				a 800 298										298					S		a ln		b 800 298
800										2													298
										2													298
Для расчета H 298 ,									S298 , ∆a и ∆b используются табличные
термодинамические данные. Рассчитываются значения H 298																									, S298 , ∆a и
∆b по формулам (2), (3), (9), (10) соответственно:
H 298		H f ,298 TiCl					4	2 H f ,298 CO ( H f ,298 TiO 2 H f ,298 Cl
							4													2				2
2 H f ,298 C ) 759.8 2 110.5 943.9 2 0 2 0 36.1 кДж / моль
S	S f ,298 TiCl					4	2 S f ,298 CO ( S f ,298 TiO 2 S f ,298 Cl
298						4													2				2
2 S f ,298 C ) 352 2 197.4 50.23 2 223 2 5.74 239.09 кДж / моль
a 106.5 2 28.41 71.71 2 36.69 2 17.5 16.77 Дж / К 2
b 1 2 4.1 4.1 2 4.27 10 3											3.44 10 3 Дж / К 2
Рассчитаем G800 подставив числовые значения:
G	36100				16.77 800 298								3.44 10 3			8002			2982
G	36100				16.77 800 298											8002			2982
800														2
														2
								800				3
800			239.09		16.77 ln				3.44		10			800 298					149906.4 Дж
800			239.09		16.77 ln				3.44		10			800 298					149906.4 Дж
								298
								298

Определим Kp по формуле (15):

149906.4 8.31 800 ln K p

ln K p 22.55

K p 62 108

Направление реакции определяется знаком GT , что может быть вычислено по уравнению (17):

		PC'c PD'd				0.1 0.01	8
G800					8.31 800 ln		ln 62 10	195820.6	Дж
		'a	'b
	RT ln			ln K p		1
		PA	PB

Так как G800 0 , реакция протекает самопроизвольно в прямом направлении, т.е. в сторону образования TiCl4 + 2CO.

Пример 3. При введении катализатора скорость реакции при Т = 550 К выросла в 600 раз. На какое значение уменьшилась энергия активации?

Решение.

Пусть v1 и v2 – скорости, а k1 и k2 – константы скоростей реакции до и

после введения катализатора. Учитывая, что					k1	v1	и используя уравнение (22):
после введения катализатора. Учитывая, что					k2	v2	и используя уравнение (22):
					k2	v2
	v2		600
			600
	v1
ln		v2		Ea
ln				Ea
			v1	RT

Ea RT ln 600 8.31 550 ln 600 29237.2 Дж / моль

Энергия активации уменьшилась на 29237.2 Дж/моль.

Пример 4. Рассчитать температурный коэффициент скорости газовой реакции A В С D, а также энергию активации, если увеличение скорости

реакции при повышении температуры от 330 до 370 К будет таким же, как и при повышении давления в 10 раз без изменения температуры.

Решение.

Пусть v1

и v2 – скорости, а k1 и k2 – константы скоростей реакции до и

8.1

после введения катализатора. Учитывая, что

1 определим отношение

по условию:

На основании правила Вант-Гоффа по формуле (19), выразим и

рассчитаем температурный коэффициент:

10 40 1,778

На основании формулы (21) рассчитываем энергию активации:

R T1 T2 ln

330 370 ln 10

8.31

58408 Дж.

T2 T1

370 330

Индекс комментариев

6.1Относится к нормальным условиям, в задаче речь идет о стандартных условиях (термохимические расчеты)

8.1неверное утверждение, при повышении давления, будет меняться концентрация, причем каждого из компонентов - зависимость скорости от концентрации реагирующих веществ

Соседние файлы в папке ИДЗ Альмяшева

#
08.08.2022615.1 Кб100501_ИДЗ1_Конунников.pdf
#
08.08.2022446.09 Кб230501_ИДЗ2_Конунников.pdf
#
08.08.2022400.11 Кб190501_ИДЗ3_Конунников.pdf
#
08.08.2022375.87 Кб120501_ИДЗ4_Конунников.pdf