Добавил:

Upload Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.

Вуз:

Магнитогорский государственный технический университет им. Г.И.Носова

Предмет:

[НЕСОРТИРОВАННОЕ]

Файл:

_uploads_28_fkx104

.pdf

Скачиваний:

Добавлен:

11.02.2015

Размер:

1.05 Mб

Скачать

☆

<<< < Предыдущая 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 1112 / 1312 13 > Следующая >>>

111

	составляют:
	С = х = 0,055 моль ⁄дм3
	H2
	СI 2 = х = 0,055 моль ⁄дм3
	СHI = 0,50 – 2 х = 0,50 – 2 ·0,055 = 0,39 моль ⁄дм3.

Пример 3	В газовой фазе при давлении P = 1,5 атм. протекает реак-
	ция разложения вещества А:
	A(г) → 2B(г) + C(г)

1) Вывести уравнения, связывающие константу равновесия (K° , KP, Kχ) и степень превращения вещества A (α).

2) Проанализировать полученные уравнения и ответить на во- прос: как зависит степень превращения (α) от давления газовой смеси?

Решение

Введем обозначения и составим таблицу, иллюстрирую-

щую материальный баланс

химическое уравнение

→

число молей в исходной сме-

n°

си, n

изменение числа молей, ni

–

α· n°

2 α· n°

α· n°

число

молей в равновесной

n°

– α· n°

2 α· n°

α· n°

смеси, (ni )равн.

общее число молей в равно-

∑ n = n

× n

+ 2 × n

× n

весной смеси, ∑ ni

= n° × (1 + 2α )

мольная доля компонентов в

n°(1 -α )

2α

α × n°

равновесной смеси, (χi )

равн.

n°(1 + 2α )

°( + α )

n°(1 + 2α )

парциальные давления в рав-

1− α

2α

новесной смеси, (Pi )равн.

× Pобщ

1+ 2α

1 + 2α

относительные парциальные

1 -α

Pобщ

2α

Pобщ

1 + 2α

давления, (Pi )равн.

(Pi )равн. = (Pi )равн. / P0 ,

где P0 = 1атм. = 1,033·105 Па.

Подставим равновесные величины в выражения для кон-

112

стант равновесия (Kχ, K° , KP):

(χ

2 )

равн.

× (χ

)

равн.

(1)

K χ =

;

(χ A )равн.

2α

4α 3

1 +

(2)

K χ =

1 + 2

1 - α

- α )(1 + 2α )2

1 + 2α

(P )

(P 2 )

(3)

K =

B равн.

C равн.

;

(PA )равн.

(4)

2α

2 P

общ

2α

4α

2α

1 +

Pобщ

1 - α

Pобщ

(1 - α )(1 + 2α )2

P02

1 + 2α

4α 3

(5)

или

K =

P 2

;

(1 - α )× (1 + 2α )2

общ

Pобщ

(6)

где

Pобщ

P0 = 1атм. = 1.013·10

Па.

2 )

равн.

× (P )

равн.

(7)

K P =

(PA )равн.

где (PA)равн., (PB)равн., (PC)равн. – парциальные давления газов в равновес- ной смеси.

(8)	K P	=		4α 3	× Pобщ2
			(1	- α )(1 + 2α )2

Обратите

внимание

113

Если давление измерять в атм., то численные значения K° и KP одинаковы.

Уравнение (8) можно упростить, если степень превраще- ния исходного вещества незначительны.

Если α << 1, то (1 - α) ≈ 1 и (1 + 2 α) ≈ 1, тогда

(9)	K		» 4α 3 × P2	и α = 3	K p
(9)	K	P	» 4α 3 × P2	и α = 3
		P	общ	4	× P2
				4	× P2
					общ

Из (9) следует, что при повышении давления в реакционной смеси (Pобщ) степень превращения (α) уменьшается. Тот же вы- вод можно сделать, пользуясь правилом Ле-Шателье.

Задача 1 (оценка 2*)

Задача 2 (оценка 2*)

3.4.1. Задачи для самостоятельного решения

Доказать, что для газовых реакций, приведенных в таблице (3.6), справедливы соответствующие уравнения, связывающие их

константы равновесия (K°)	и степени термической диссоциации
вещества (α).
							Таблица 3.6

Уравнения реакций					Уравнение K0 = f (α).
			0			0,50,5	×1,51,5 ×α 2	~
NH3 = 0,5N2 + 1,5H2		K			=			× Pобщ
NH3 = 0,5N2 + 1,5H2		K			=	(1 -	α )[1 + α ]	× Pобщ
						(1 -	α )[1 + α ]

						0,50,5 ×α1,5				~
CO2 = CO + 0,5O2		K 0 =							×	P 0,5
CO2 = CO + 0,5O2		K 0 =							×	P 0,5
					(1 - α )[1 + 0,5 ×α ]0,5					общ

						ν ν 2	×ν ν 3 ×αν			~
		K 0 =				2	3			× Pν −1
A = ν2B + ν3C		K 0 =		(1 - α )[1 + (ν -1) ×α				]ν −1		× Pν −1
A = ν2B + ν3C				(1 - α )[1 + (ν -1) ×α				]ν −1		общ
										общ
		где v = v2 + v3

Проанализировать уравнения K0 = f (α) для данных реакций. Как изменится степень диссоциации с повышением давления реакционной смеси? Соответствует ли Ваш вывод правилу Ле-Шателье?

В вакуумированный сосуд объемом 1л поместили 80г Fe2O3 и ввели H2 с давлением 2,44 атм. при 25°С. Сосуд нагрели до 1000°С. В системе протекает реакция:

Задача 3 (оценка 1*)

Задача 4 (оценка 1*)

Задача 5 (оценка 2*)

114

Fe2O3 кр. + 3H2 г → 2Feкр. + 3H2O(г)

Рассчитать равновесный состав газовой фазы. Температурной зависимостью ∆H0 и ∆S0 пренебречь.

Водяной газ получали при 900°С по реакции:

CO2(г) + H2 ↔ CO(г) + H2O(г)

Равновесные смеси анализировали и получили следующие результаты, приведенные в таблице 3.7.

			Таблица 3.7

номер опыта		парциальные давления, атм.
	CO	H2O	CO2	H2
1	0,352	0,352	0,648	0,148
2	0,266	0,266	0,234	0,234
3	0,186	0,686	0,314	0,315

Написать выражение для константы равновесия реакции K0 и показать, что ее величина постоянна.

В замкнутой системе (рис.3.9) протекает реакция разложения карбоната кальция:

CaCO3 (кр) ↔ CaO(кр) + CO2 (г)

Как скажется введение дополнительного количества CaCO3 на величине давления CO2 над поверхностью твердой фазы, если температура системы постоянна. Рассчитать давление углекислого газа в системе при T = 500 K.

Рис. 3.9 Равновесная гетерогенная система состоящая из кристаллов CaCO3, кристаллов CaO и углекислого газа.

Процесс получения водорода идет по уравнению:

H2O + CO = CO2 + H2

При 1000°С константа равновесия 1,54. Равновесная смесь содержит 25 % CO2 и 25 % H2 по объему. Найти исходный состав смеси.

Задача 6 (оценка 2*)

Задача 7 (оценка 1*)

Задача 8 (оценка 2*)

Задача 9 (оценка 2*)

115

Константа равновесия реакции:

CO(г) + H2O(г) → CO2 (г) + H2 (г)

равна 0,71 при 700°С. Оксид углерода (CO) смешивают с водяным паром в молярном соотношении 2:1, подают в реактор при 700°С и давлении 15 атм. Определить равновесный состав смеси.

В системе протекает реакция:

2HI(г) ↔ H2 (г) + I2 (г)

при 448°С парциальные давления газов в состоянии равновесия следующие:

PHI = 4·10–3 атм. PH 2 = 7.5·10–3 атм.

PI 2 = 4.3·10–5 атм.

Рассчитать

1)стандартную константу равновесия реакции K° ,

2)рассчитать K° , KC, Kχ.

Метиловый спирт получают в соответствии с уравнением реакции:

CO(г) + 2H2 (г) ↔ CH3OH (г)

Какое влияние на равновесное давление CH3OH будет оказывать: а) повышение температуры; б) повышение давления;

в) добавление некоторого количества CO. Как изменятся численные значения K° , KP, Kχ.

В газовой смеси протекает экзотермическая реакция:

4HCl(г) + O2(г) ↔ 2H2O(г) + 2Cl2(г)

Какое влияние на равновесную концентрацию Cl2 будут оказывать следующие изменения:

а) повышение температуры в реакционном сосуде; б) уменьшение общего давления;

в) увеличение концентрации O2;

г) увеличение объема реакционного сосуда; д) введение катализатора.

Как изменятся численные значения K0, KP, Kχ.

Задача 10 (оценка 2*)

116

При взаимодействии NO и O2 с образованием NO2 выделится 56 кДж на 1 моль NO. Написать уравнение реакции и указать, как изменятся равновесные концентрации, численное значение стандартной константы равновесия и скорость образования NO2, если

а) увеличить температуру; б) увеличить общее давление реакционной смеси при дан-

ной температуре

117

Заключение

Химическая термодинамика является важнейшим инструментом, используемым физической химией для изучения закономерностей физических, химических и физико-химических процессов. Несмотря на большие достижения в развитии других методов физической химии (квантовомеханического и статистического), термодинамический метод продолжает оставаться главным. Термодинамика основана на нескольких фундаментальных законах, обобщающих накопленный человечеством опыт наблюдений над превращениями энергии. Опираясь на эти законы, построена строгая и логически связанная система выводов и следствий.

Первый закон термодинамики – частный случай закона сохранения энергии. Если конкретно указан определенный процесс или превращение, первый закон позволяет, фигурально говоря, вести бухгалтерский учет выделяемого тепла, выполненной работы и т.п. Однако он ничего не говорит о том, может ли в действительности идти рассматриваемый процесс. Этот вопрос решается на основе второго закона термодинамики.

Второй закон термодинамики выражает то наблюдение, что любая неравновесная система изменяет свое состояние в определенном, характерном для нее направлении. Для того чтобы состояние такой системы изменилось в противоположном направлении, необходимо подводить к ней энергию.

Именно второй закон термодинамики позволяет определить возможность, направление и предел самопроизвольного течения различных процессов в тех или иных условиях, а также определить условия, при которых система будет находиться в равновесии.

Термодинамический метод имеет свои особенности, основными из которых являются следующие:

∙термодинамика применяется только к макроскопическим системам; она не применима к отдельным атомам и молекулам и к процессам, в которых участвуют единичные атомы или молекулы;

∙термодинамика не изучает скорость процесса, для нее важны только начальное и конечное состояния системы, эта особенность позволяет применять термодинамический метод к сложным процессам, когда промежуточные стадии не известны.

На основе законов термодинамики, можно вывести уравнения, позволяющие решить вопросы, связанные с расчетом химического равновесия и выяснением оптимальных условий режима в процессе химического превращения. Для студентов, приступающих к изучению химии, иногда оказывается сложным само понятие химического равновесия. Следует ясно представлять себе, что многие химические реакции не протекают до конца, другими словами, смесь исходных веществ (реагентов) не полностью превращается в продукты. По прошествии некоторого времени изменение концентраций реагентов прекращается. Реакционная система в таком состоя-

118

нии представляет собой смесь исходных веществ и продуктов реакции. Химическая система в таких условиях находится в состоянии химического равновесия.

Представление о химическом равновесии играет важную роль в химии. Действительно, при изучении любой химической реакции возникают два важнейших вопроса:

1)насколько далеко в сторону завершения может протекать реакция, прежде чем она достигнет равновесия?

2)как быстро достигается состояние равновесия?

Ответ на первый вопрос дает химическая термодинамика. Получить ответ на этот вопрос – означает узнать важные сведения о реакционной способности системы.

Так, если предполагается провести реакцию, которая, как показали термодинамические расчеты, имеет благоприятную константу равновесия, т.е. протекающую с превращением значительной доли реагентов в продукты, то остается только позаботиться о том, чтобы она имела соответствующую скорость. Последнее может оказаться нелегким делом, но напряженная работа и упорные поиски, в конце концов, нередко позволяют найти катализатор, ускоряющий медленную реакцию, или какой-нибудь способ регулирования слишком быстрой реакции.

Если же термодинамические расчеты показали, что химическое равновесие будет достигнуто при превращении совсем незначительного количества реагентов, то такая реакция не будет иметь практического значения, даже если бы имелся катализатор, ускоряющий ее.

Овладение методикой расчетов термодинамических параметров химических процессов и умение делать выводы, анализируя их результаты – важная составляющая профессиональной подготовки специалиста.

119

СПИСОК ЛИТЕРАТУРЫ

1.Физическая химия. Под ред. Краснова К.С. – М.: Высшая школа, 1982..

2.Стромберг А.Г., Семченко Д.П. Физическая химия. – М.: Высшая школа, 1999. – 527 с.

3.Киреев А.В. Краткий курс физической химии. – М.: Высшая школа, 1978.

4.Краткий справочник физико-химических величин. Под ред. Равделя А.А., Пономаревой А.М. – Л.: Химия, 1983. – 231 с.

5.Кемпбелл Дж. Современная общая химия. т. 2. – М.: Мир, 1975.

6.Практические задания и лабораторные работы по физической химии: Учебное пособие/ Под ред. М.И. Гельфмана, Н.В.Розаленок, Ю.В. Тарасо-

вой. – Кемерово, 2003. – 144 с.

120
ОГЛАВЛЕНИЕ
Введение…………………………………………………………………		………….3
Глава 1. Основы химической термодинамики………………………………		..4
1.1. Что такое химическая термодинамика……………	...………………	.4

1.2.Основные понятия и определения………………………….………..5

1.3.Первый закон термодинамики………………………………………12

1.4.Применение первого закона термодинамики

к химическим процессам……………	………………………	.……...13
1.5. Второй закон термодинамики……………………………………			.…27
1.6. Постулат Планка. Абсолютные энтропии………………		..…………	36
1.7. Уравнения Гиббса – Гельмгольца…………………………		……	…...41
1.8. Парциальные величины. Химический потенциал…………		……	….47

1.9.Зависимость химического потенциала компонента от состава смеси……………………………………………………..49

Глава 2. Химическое равновесие…………………………………………

...….52

2.1.Динамический характер равновесия………………………………..52

2.2.Условие протекания химического процесса в закрытых системах при постоянных давлении и температуре…………………….……53

2.3.Условие химического равновесия в закрытых системах при постоянной температуре и давлении. Закон действующих масс...58

2.4.Химическое равновесие в гетерогенных системах………………...63

2.5.Влияние температуры на химическое равновесие.

Уравнение изобары химической реакции………………………….67

Глава 3. Некоторые приложения законов термодинамики………………...72

3.1.Расчеты тепловых эффектов и других термодинамических характеристик химических процессов.

Термохимические уравнения………………………………………

.72

3.2.Применение законов термодинамики к идеальным газам………...80

3.3.Расчет термодинамических параметров химических реакций

иопределение направления процесса в системе…………………..96

3.4.Расчет состава равновесных смесей……………………………….105

Заключение………………………………………………………………………...115 Список литературы………………………………………………………………..117

<<< < Предыдущая 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 1112 / 1312 13 > Следующая >>>

Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]

#
01.04.2025184.68 Кб3Zapiska_moya.docx
#
01.03.202540.76 Кб0Zdania.docx
#
01.07.202546.57 Кб0zhd_stantsii_Kovalkov(1).docx
#
21.08.2019483.33 Кб6ZhKKh.doc
#
01.07.202576.64 Кб0[КР Шапошникова].docx
#
11.02.20151.05 Mб8_uploads_28_fkx104.pdf
#
16.11.2019103.94 Кб6_upload_apm_polozh.doc
#
02.08.20191.06 Mб3_Все вопросы.doc
#
28.05.20151.68 Mб22_задания олимпиадныефизика_2009-2010.doc
#
30.10.2018555.01 Кб11_ТРАНСФОРМАТОР.DOC
#
01.07.202560.35 Кб0«Информационные и коммуникационные технологии в...docx