Влияние температуры на константу равновесия. Уравнение изобары

Уравнение, определяющее зависимость константы равновесия химической реакции от температуры, называют уравнением изобары

(46)

Из этого уравнения следует, что знак первой производной определяется знаком теплового эффекта реакции (∆Н).

а) ∆Н > 0, Т – растет, К – увеличивается;

б) ∆Н < 0, Т – растет, К – уменьшается;

в) ∆Н = 0, Т – растет, К – постоянно.

Расчет химического сродства () в нестандартных условиях. Уравнение изотермы

Значения находят по уравнению изотермы химической реакции

, (47)

где К – константа равновесия химической реакции; – произведение фактических активностей записывается также, как константа равновесия, но в выражение входят не равновесные, а фактические активности реагентов.

Согласно этому уравнению возможны варианты:

а) < К ,< 0 – реакция идет в прямом направлении;

б) > К ,> 0 – возможна только обратная реакция;

в) = К ,= 0 – в системе равновесие.

ПРИМЕР

Будет ли окисляться углерод, при Т = 1800К, если в стали [% С] = 0,25; {% О} = 30; {% CО} = 70; атм?

_,( расплав считать идеальным).

Решение:

, т.к. раствор идеальный, =1, следовательно

Дж, 210,72 Дж/К.

Дж

К = .

атм

атм

.

DG_T = RT (ln 52,27 – ln7,3 × 10³³)

, следовательно, DG_T < 0, углерод будет окисляться в стали при Т = 1800К при заданных фактических концентрациях.

6.1.2. Задания к контрольной работе

Контрольная работа состоит из теоретической и практической частей. В теоретической части необходимо представить ответ на задание в реферативном виде, основываясь на материал, изученный по учебникам, учебным пособиям, монографиям и средствам Интернета. В практической части необходимо подробно с пояснениями представить решение 2-х задач.

Выбор варианта контрольной работы осуществляется преподавателем в соответствии с порядковым номером студента в экзаменационной ведомости или кафедральном журнале. Затем студент выбирает номера вопросов.

Таблица 4 - Варианты контрольных вопросов

Номер варианта контрольной работы	Номера заданий
1	2	3	4
1	1	26	51
2	2	27	52
3	3	28	53
4	4	29	54
5	5	30	55
6	6	31	56
7	7	32	57
8	8	33	58
9	9	34	59
10	10	35	60
11	11	36	61
12	12	37	62
13	13	38	63
14	14	39	64

Окончание табл. 4

1	2	3	4
15	15	40	65
16	16	41	66
17	17	42	67
18	18	43	68
19	19	44	69
20	20	45	70
21	21	46	71
22	22	47	72
23	23	48	73
24	24	49	74
25	25	50	75

ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

1. Первый закон термодинамики. Применение первого закона термодинамики к изобарическим процессам.

2. Первый закон термодинамики и химические процессы. Закон Гесса. Тепловой эффект химической реакции.

3. Скорость химической реакции. Кинетическое уравнение скорости химической реакции. Зависимость скорости от температуры. Понятие об энергии активации процессов. Порядок реакции. Молекулярность реакции.

4. Второй закон термодинамики. Энтропия, ее физический смысл.

5. Вырожденное состояние веществ, его характеристика. «Третий закон термодинамики».

6. Энтропия. Статистическое толкование энтропии.

7. Тепловой эффект химической реакции. Экзо- и эндотермические реакции. Зависимость теплового эффекта реакции от температуры (уравнение Кирхгофа).

8. Поверхностные явления (поверхностное натяжение, адгезия, когезия, явление смачивания), их проявление в условиях сварки.

9. Энтропия. Вычисление энтропии веществ при нагреве и в результате химических реакций. Учет фазовых превращений 1-го рода.

10. Изменение свободной энергии Гиббса – критерий направленности химических процессов. Химическое сродство веществ, его характеристика и возможность определения.

11. Парциальные молярные величины в растворах. Парциальная молярная свободная энергия.

12. Парциальные молярные величины. Уравнения Гиббса-Дюгема.

13. Гомогенные и гетерогенные реакции. Кинетика и механизм гетерогенных реакций в условиях сварки.

14. Растворы. Виды и характеристика растворов, участвующих в сварочных процессах. Термодинамическая активность компонентов растворов. Коэффициент активности вещества.

15. Равновесие. Константа равновесия – мера глубины протекания химических процессов. Использование термодинамических активностей веществ для выражения константы равновесия в различных системах.

16. Равновесие. Влияние температуры и давления на химическое равновесие. Уравнение изобары.

17. Фазовые превращения 1-го рода, их характеристика. Учет фазовых превращений 1-го рода в термохимических расчетах.

18. Нестандартный химический потенциал и термодинамическая активность газообразного вещества.

19. Растворы. Идеализированные растворы (бесконечно разбавленные и совершенные растворы) и реальные растворы. Применение закона Рауля и закона Генри для идеализированных и реальных растворов.

20. Явление диффузии. Диффузия в твердых телах. Законы Фика. Коэффициент диффузии. Характеристика диффузионных процессов, протекающих при сварке плавлением.

21. Правило фаз Гиббса.

22. Растворы. Межчастичное взаимодействие компонентов растворов. Параметры взаимодействия.

23. Роль поверхностных явлений в физико-химических процессах. Адсорбция.

24. Мера термодинамического сродства. Мера сродства по Гиббсу.

25. Химическое равновесие. Закон действующих масс.

ПРАКТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

26. Определить количество теплоты, которое необходимо для нагревания при V = const 25 г кислорода, находящегося при 350⁰ С от 1013 до 5065 ГПа.

26. Определить тепловой эффект химической реакции при различных температурах при температуре Т = 800 К (температурные зависимости изобарных теплоемкостей веществ приведены в таблице Приложения А):

Са(ОН)_{2 кр} = СаО_т + Н₂О_г, ∆Н⁰₈₀₀

26. Определить тепловой эффект химической реакции при различных температурах при температуре Т = 900 К (температурные зависимости изобарных теплоемкостей веществ приведены в таблице Приложения А):

СаСО_{3 т} = СаО_т + СО_{2 г}, ∆Н⁰₉₀₀

26. Определить работу адиабатического сжатия 1 моля двухатомного идеального газа при повышении температуры от 15 до 25⁰ С.

26. Определить тепловой эффект химической реакции при различных температурах при температуре Т = 800 К (температурные зависимости изобарных теплоемкостей веществ приведены в таблице Приложения А):

Са(ОН)_{2 кр} = СаО_т + Н₂О_г, ∆Н⁰₈₀₀

26. Теплоты образования воды и водяного пара равны соответственно -285,8 и – 241, 8 кДж/моль. Рассчитать теплоту испарения 1,8 кг воды при 25 ⁰С.

26. Определить тепловой эффект химической реакции при различных температурах при температуре Т = 600 К (температурные зависимости изобарных теплоемкостей веществ приведены в таблице Приложения А):

СО + Cl_{2 г} = СОCl_{2 г}, ∆Н⁰₆₀₀

26. Медь плавится при 1065 ⁰С, теплота плавления равна 179,9 Дж/г. К 1 кг меди, взятому при 15 ⁰С, подведено 541,2 кДж. Истинная удельная теплоемкость меди С_р = 0,3563 + 9,88 10^-5 Т Дж/(г× К). Какое количество меди расплавится?

26. Определить тепловой эффект химической реакции при различных температурах при температуре Т = 500 К (температурные зависимости изобарных теплоемкостей веществ приведены в таблице Приложения А):

2NO_{2 г} = 2NO _г + O_{2 г}, ∆Н⁰₅₀₀

26. Средняя удельная теплоемкость СО₂ при постоянном давлении в интервале температур от 0 до 1000 ⁰С выражается уравнением С_р = 1,003+10,27 10^-5Т + 19,41 10³ Т^-2 Дж/(г× К). Найти истинную молярную теплоемкость СО₂ при 500 ⁰С.

26. Определить тепловой эффект химической реакции при различных температурах при температуре Т = 1200 К (температурные зависимости изобарных теплоемкостей веществ приведены в таблице Приложения А):

СО_{2 г}+ Н_{2 г} = СО _г+ Н₂O _г, ∆Н⁰₁₂₀₀

26. Тепловые эффекты реакций при 0 ⁰С и постоянном давлении 1013 ГПа:

С + О_{2 г} = СО_{2 г} -405,8 кДж;

СО + 1/2О_{2 г} = СО_{2 г} -284,5 кДж;

Н₂ + 1/2О_{2 г} = Н₂О_г -246,8 кДж.

Рассчитать при тех же условиях тепловые эффекты следующих реакций:

С_граф +1/2О_{2 г} = СО_г , ∆Н₁;

С + 2 Н₂О_г = СО_{2 г} + 2Н_{2 г}, ∆Н₂;

С + Н₂О_г = СО _г + Н_{2 г}, ∆Н₃;

2СО _г = С + СО_{2 г}, ∆Н₄.

26. Определить тепловой эффект химической реакции при различных температурах при температуре Т = 2000 К (температурные зависимости изобарных теплоемкостей веществ приведены в таблице Приложения А):

2СО_{2 г} = СО _г+ O_{2 г}, ∆Н⁰₂₀₀₀

26. Теплота образования Fe₂O_{3 т} составляет -821,3 кДж/моль, а теплота образования Al₂O₃ равна – 1675,0 кДж/моль. Рассчитать тепловой эффект реакции восстановления 1 моля Fe₂O_{3 т} металлическим алюминием.

26. Определить тепловой эффект химической реакции при различных температурах при температуре Т = 1000К (температурные зависимости изобарных теплоемкостей веществ приведены в таблице Приложения А):

СО + 3Н_{2 г} = СН_{4 г} + Н₂О_г, ∆Н⁰₁₀₀₀

26. Теплота сгорания аморфного углерода, графита и алмаза соответственно равны – 409,2; -394, 6 и -395,3 кДж/моль. Рассчитать теплоту аллотропного превращения: 1) аморфного углерода в графит; 2) аморфного углерода в алмаз; 3) графита в алмаз.

26. Определить тепловой эффект химической реакции при различных температурах при температуре Т = 600К (температурные зависимости изобарных теплоемкостей веществ приведены в таблице Приложения А):

СН_{4 г} + СО_{2 г} = 2СО _г +2Н_{2 г}, ∆Н⁰₆₀₀

26. Вычислить тепловой эффект реакции восстановления оксида железа (2) водородом, пользуясь следующими данными:

FeO_т + СО_г = FeO_т +СО_{2 г}, ∆Н = 13,18 кДж/моль;

СО + 1/2О_{2 г} = СО_{2 г} -284,5 кДж;

Н_{2 г}+ 1/2О_{2 г} = Н₂О_г -246,8 кДж.

26. Определить тепловой эффект химической реакции при различных температурах при температуре Т = 700 К (температурные зависимости изобарных теплоемкостей веществ приведены в таблице Приложения А):

2Н_{2 г} + СО _г = СН₃ОН _г, ∆Н⁰₇₀₀

26. Определить тепловой эффект химической реакции при различных температурах при температуре Т = 800 К (температурные зависимости изобарных теплоемкостей веществ приведены в таблице Приложения А):

3Fe₃O_{4 кр} + 8Al _кр = 4 Al₂О_{3 т} + 9Fe _т, ∆Н⁰₈₀₀

26. Определить тепловой эффект химической реакции при различных температурах при температуре Т = 800 К (температурные зависимости изобарных теплоемкостей веществ приведены в таблице Приложения А)

MgO _т + Н_{2 г} = Mg _т + Н₂О_г, ∆Н⁰₈₀₀

26. Определить тепловой эффект химической реакции при различных температурах при температуре Т = 1000 К (температурные зависимости изобарных теплоемкостей веществ приведены в таблице Приложения А)

Fe₂O_{3 кр} + 2Al _кр = Al₂О_{3 т} + 2Fe _т, ∆Н⁰₁₀₀₀

26. Вычислите изменение энтропии при нагревании 16 кг кислорода от 273 до 373 К: 1) при постоянном объеме; 2) при постоянном давлении. Считать кислород идеальным газом.

26. Определить тепловой эффект химической реакции при различных температурах при температуре Т = 600 К (температурные зависимости изобарных теплоемкостей веществ приведены в таблице Приложения А)

2H₂S _г + 3O_{2 г} = 2SO_{2 г}+ 2Н₂О_г, ∆Н⁰₆₀₀

26. Рассчитать изменение энтропии при нагревании 58,82 кг В₂О₃ от 298 до 800 К, теплоемкость В₂О₃ С⁰_р = 36,5525 + 106,345 10^-3Т Дж/(моль×К).

27. Твердый хлороводород (HCl) претерпевает фазовый переход при 98,36 К, при этом энтальпия изменяется на 1,19 кДж/моль. Рассчитайте молярную энтропию и внутреннюю энергию фазового перехода.

26. Выразить константу равновесия химической реакции (К). . Возможна ли данная реакция при Т = 1800 К, если?

26. Выразить константу равновесия химической реакции (К) (приняв расплав идеальным). Будет ли окисляться кремний в атмосфере воздуха при Т = 1800 К и ?

26. Определите изменение энтропии, если 100×10^-3 кг воды, взятой при 273 К, превращается в пар при 390 К. Удельная теплота испарения воды при 373 К равна 2263,8×10³ Дж/кг; удельная теплоемкость жидкой воды 4,2 Дж/(кг×К); удельная теплоемкость пара при постоянном давлении 2,0×10³ Дж/(кг×К).

26. Выразить константу равновесия химической реакции (К). . Возможно ли осуществление данной реакции при Т = 1000 К, если ?

26. Выразить константу равновесия химической реакции (К).

. Будет ли разлагаться водяной пар при , если?

26. Выразить константу равновесия химической реакции (К) . Возможен ли прямой процесс при Т = 1000К и?

27. Бромбензол (С₆Н₅Br) кипит при 429,8 К, его теплота парообразования при этой температуре 241,9 10³ Дж/кг. Рассчитайте изменение энтропии при испарении 10 кг бромбензола.

26. Выразить константу равновесия химической реакции (К)

C₆H_{6 (чист. жидк.)} +7,5O_{2 (газ)} = 6СО_{2 (газ)} + 3Н₂О_(газ) . Возможно ли горение бензола при Т = 2000 К и

26. Рассчитайте изменение энтропии в процессе смешения 5 кг воды при температуре Т₁ = 353 К с 10 кг воды при Т₂ = 290 К. Теплоемкость воды считать постоянной и равной 4,2 Дж/(моль×К).

26. Выразить константу равновесия химической реакции (К)

С_{(чист. графит.)} +2N₂O_(газ) = СО_{2 (газ)} +2N_{2 (газ)}. Возможна ли данная реакция при Т = 2000К, если ?

26. Выразить константу равновесия химической реакции (К)

2(FeО) + [Si] = 2[Fe]_(чист.) + (SiO₂), приняв расплав идеальным. Будет ли окисляться кремний при T = 2200K, если в металле [%Si] = 2; в шлаке (% FeO) = 10, (% SiO₂) = 30?

26. Выразить константу равновесия химической реакции (К)

2H₂S _(газ) + 3O_{2 (газ)} = 2H₂O _(газ) + 2SO_{2 (газ).} Возможна ли данная реакция при Т = 1800К, если {%SO₂}_(факт.)= 11,5;

26. Выразить константу равновесия химической реакции (К)

2CaF_{2 (чист.)} + SiO_{2 (чист.)} = 2СаО _(чист.) + SiF_{4 (г).} Будет ли выделяться фтористый кремний SiF₄ в атмосферу при Т = 2000К и атм?

26. Выразить константу равновесия химической реакции 2[Mn] + {O₂} = 2(MnO) _(чист) . Окислится ли марганец в расплаве при Т = 2800 К, если (расплав считать идеальным)?

26. Выразить константу равновесия химической реакции (К)

CuO _{(крист. чист.)} + СО_г = Сu _{(крист. чист.)} + СО_{2 г.} Возможна ли реакция при Т = 2100К, если %{CO}_(факт.)= 80; {%CO₂}_(факт)= 20; p_общ.= 2 атм ?

26. Выразить константу равновесия химической реакции (К)

СaCO_{3 (чист. крист.)}= СaO_{(чист. крист.)} + СО_{2 (г).} Будет ли осуществляться данная реакция при Т = 3600К и ?

26. Выразить константу равновесия химической реакции

2H_{2 (г)} + O_{2 (г)} = 2Н₂О _(г). Возможна ли диссоциация Н₂О при Т = 1500 К, если p_общ.= 0,5 атм., {%H₂}_(факт.)= 20, {%O₂}_(факт.) = 10, {%H₂O}_(факт.) = 70?

26. Выразить константу равновесия химической реакции (К).

FeO _{(чист. крист.)} + Н_{2 (г)} = Fe _{(чист. крист.)} + Н₂О _(г). Будет ли происходить восстановление оксида железа при Т = 2100 К, если {%H₂}_(факт.)= 90; {%H₂O}_(факт.)= 10; p_общ. = 0,8 атм?

26. Выразить константу равновесия химической реакции (K)

. Возможен ли прямой процесс при Т = 2800 К, если ?

26. Выразить константу равновесия химической реакции (К)

. Возможно ли разложение оксида кальция при Т = 3200 К, ?

26. Выразить константу равновесия химической реакции (К)

NiO _{(чист. крист.)} + СО _(г) = Ni _{(чист. крист.)} + СО_{2 (г).} Возможна ли данная реакция в прямом направлении при Т = 2000К и {%СО}_(факт.) = 90, {%CO₂}_(факт.)= 10, р_общ= 0,6 атм ?

26. Выразить константу равновесия химической реакции (К)

2[Al] + 3[O] = Al₂O_{3 (чист. крист.)} , cчитая расплав идеальным. Вычислить константу равновесия химической реакции при Т = 2200 К, если известно, что = -390 кДж. Будет ли окислятся алюминий при Т = 2200К, если в стали 0,015%[Al] и 0,15%[O] ?

26. Выразить константу равновесия химической реакции (К)

SiO_{2 (чист. крист.)} + H_{2 (г)} = Si _{(чист. крист.)} + H₂O _(г). Возможна ли данная реакция в обратном направлении при Т = 2500 К и {%H₂O} _(факт.)= 10, {%H₂} _(факт.)= 90, p_общ.= 1,2 атм?

26. Определить расчетным путем возможность протекания приведенной химической реакции при заданной температуре.

Т = 1500 К 2 MnO_т = 2 Mn_т + O_{2 г}