chemistry / chemistry1 / ХимиЯ / 142-143

Вопросы и задачи для самоконтроля

27. Можно ли предсказать влияние температуры на направление химической реакции, если известно изменение ее энтальпии? Ответ подтвердите на примере ка­ кой-либо реакции.

28. Возможно ли самопроизвольное окисление азота по уравнению:

УА + о^мо,

при стандартных состояниях N2, Ог и NO2, при 2908 К и других температурах? Ответ подтвердите расчетом.

5.29. В § 5.2 рассмотрен метод передачи теплоты на расстояние в химической форме энергии, например, путем использования реакции:

СН_эОН(ж) = СО + 2Н_;

Укажите области температур, при которых эта реакция может самопроизвольно проходить в прямом направлении, принимая, что реагенты находятся в стандартных состояниях и значения АН⁰ и Д5° реакции не зависят от температуры.

30. Приведите уравнения реакций, по которым можно определить энергии Гиббса образования СО₂, CaSO₄ и HNO₃.

31. В чем разница между изменением энергии Гиббса и изменением стандарт­ ной энергии Гиббса химической реакции?

32. При сгорании топлива, содержащего серу, образуется диоксид серы. Воз­ можно ли самопроизвольное окисление диоксида серы до SO3 при стандартных со­ стояниях SO2 и SO3 и при 298 К. Ответ подтвердите расчетом.

33. Рассчитайте изменение энергии Гиббса химической реакции синтеза ам- мика V2N2 + V2H2 = NH₃ при 298 К. и относительных парциальных давлениях /Й₂ = 1ОО, p_Ni = l00 и />_NHj=0,l.

§ 5.5. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ

Условие химического равновесия. Как было показано в § 5.4, при некоторой температуре энтальпийный и энтропийный факторы уравниваются, две противоположные тенденции уравновешивают друг друга, т.е. АЯ= TAS. В этом случае соблюдается уравнение (5.17): G = 0, которое является термодинамическим условием хими­ческого равновесия.

Химическое равновесие имеет динамический характер. Скорость реакции (число частиц, образующихся в единицу времени и единице объема) (см. § 4.1) в прямом направлении равна скорости реакции в обратном направлении. В условиях химического равновесия кон­центрации (или парциальные давления в случае газов) исходных ве­ществ и продуктов реакции не изменяются во времени и называют­ся равновесными концентрациями (или парци­альными давлениями) веществ. В дальнейшем равновес­ные концентрации будем обозначать символом вещества в квадрат­ных скобках. Например, равновесные концентрации водорода и ам­миака будут обозначаться [Н₂] и [NH3]. Равновесное парциальное давление будем обозначать индексом р, например, р_рНг и />_pNH,•

142

Итак, термодинамическим условием химического равновесия [ется равенство изменения энергии Гиббса химической реак-нулю, т.е. AG— 0.

Константа химического равновесия. Из уравнений (5.17), (5.20), »1) следует, что при равновесии химической реакции:

dD = ЬВ = /L АС? = - R7)nG'_py_pJp^d_pJj

AG° = - /?71n([L]'[M]7[D]'[B]*),

/>р,ь />р,м, Pp.D, Рр.в — равновесные относительные (р — _i

ЙЁтарциальные давления соответствующих веществ; [L], [M], [D], Jp^j — равновесные концентрации соответствующих веществ; I, m, d Щш Ъ — показатели степени, равные стехиометрическим коэффици-

%. Отношения {p'pxP~^mp,u/p^dp,DP~^bp,B) или ([L]', [M)^m/{Y)]^d, [В]*) полу-Йймли названия констант химического равновесия соответственно » или К_с:

(5.25)

Эти уравнения являются вариантами математического выраже-закона действующих масс, открытого норвежски-учеными К. Гульдбергом и П. Вааге (1867). Закон действующих ice может быть сформулирован в следующем виде: отношение тзведения равновесных концентраций продуктов реакции в степе-равных стехиометрическим коэффициентам, к произведению Щгвновесных концентраций исходных веществ в степенях, равных сте-Щёиометрическим коэффициентам, при Т= const, является величиной

"жоянной. [f Например, для реакции синтеза аммиака:

N₂ + ЗН₂ = 2NH₃ кон действующих масс имеет вид:

*; = [NH₃]²/[N₂][H₂]³

(5.22)

(5.23)

К_с =

₂ Рр,Н_г

"(См. §5.1). Еслирвыражено в кПа, то /> = />/100 = 0,01р.

143