Добавил:

Upload Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.

Вуз:

Казанский государственный медицинский университет

Предмет:

[НЕСОРТИРОВАННОЕ]

Файл:

osnfizhim_ycheb-pos_prakt-zan_farm_fak_1-kyrs

.pdf

Скачиваний:

Добавлен:

20.05.2015

Размер:

1.2 Mб

Скачать

☆

<<< < Предыдущая 1 2 34 / 74 5 6 7 > Следующая >>>

ТЕМА № 5

ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ ПОТЕНЦИАЛЫ. ХИМИЧЕСКИЙ ПОТЕНЦИАЛ

I. МОТИВАЦИЯ ЦЕЛИ: Термодинамическими потенциалами, или характеристическими функциями, называют термодинамические функции, которые содержат в себе всю термодинамическую информацию о системе. Наибольшее значение имеют четыре основных термодинамических потенциала:

1)внутренняя энергия U(S,V),

2)энтальпия H(S,p) = U + pV,

3)энергия Гельмгольца F(T,V) = U - TS,

4)энергия Гиббса G(T,p) = H - TS = F + pV.

В скобках указаны термодинамические параметры, которые получили название естественных переменных для термодинамических потенциалов. Все эти потенциалы имеют размерность энергии и не имеют абсолютного значения, поскольку определены с точностью до постоянной, которая равна внутренней энергии при абсолютном нуле.

Зависимость термодинамических потенциалов от их естественных переменных описывается основным уравнением термодинамики, которое объединяет первое и второе начала. Это уравнение можно записать в четырех эквивалентных формах:

dU = TdS - pdV (5.1) dH = TdS + Vdp (5.2) dF = - pdV - SdT (5.3) dG = Vdp - SdT (5.4)

Эти уравнения записаны в упрощенном виде - только для закрытых систем, в которых совершается только механическая работа.

Зная любой из четырех потенциалов как функцию естественных переменных, можно с помощью основного уравнения термодинамики найти все другие термодинамические функции и параметры системы (см. пример 5-1).

Другой важный смысл термодинамических потенциалов состоит в том, что они позволяют предсказывать направление термодинамических процессов. Так, например, если процесс происходит при постоянных температуре и давлении, то неравенство, выражающее второй закон термодинамики:

эквивалентно неравенству dGp,T 0 (мы учли, что при постоянном давлении Qp = dH), где знак равенства относится к обратимым процессам, а неравенства - к необратимым. Таким образом, при необратимых процессах, протекающих при постоянных температуре и давлении, энергия Гиббса всегда уменьшается. Минимум энергии Гиббса достигается при равновесии.

В общем случае, любой термодинамический потенциал в необратимых процессах при постоянстве естественных переменных уменьшается и достигает минимума при равновесии:

Потенциал	Естественные переменные	Условие самопроизвольности	Условия равновесия
U	S = const, V = const	dU < 0	dU = 0, d 2U > 0
H	S = const, p = const	dH < 0	dH = 0, d 2H > 0
F	T = const, V = const	dF < 0	dF = 0, d 2F > 0
G	T = const, p = const	dG < 0	dG = 0, d 2G > 0

II. ЦЕЛЬ САМОПОДГОТОВКИ:

1.Изучить термодинамические потенциалы как меру работоспособности системы и как критерии направления процесса.

2.Усвоить соотношения между основными характеристическими функциями системы.

3.Овладеть методом расчета изменения термодинамических потенциалов в химиче-

ских реакциях.

4.Научиться оценивать возможность, направление и предел протекания химической реакции с позиций химической термодинамики.

III. ИСХОДНЫЙ УРОВЕНЬ ЗНАНИЙ: изменение внутренней энергии, энтропии, энтальпии, способы их расчета, законы термодинамики.

IV. П Л А Н И З У Ч Е Н И Я Т Е М Ы:

1.Максимальная и максимальная полезная работа.

2.Энергия Гиббса. Физический смысл. G как функция состояния.

3.Энергия Гельмгольца. Физический смысл. F как функция состояния.

4.Связь изменения энергии Гиббса или энергии Гельмгольца с работой процесса.

5.Свободная и связанная энергия.

6.Характеристические функции, взаимосвязь между ними.

7.Зависимости энергии Гиббса и энергии Гельмгольца от параметров состояния и со-

става системы.

8.Объединенное уравнение I и II законов термодинамики. Уравнение Гиббса-

Гельмгольца.

9.Термодинамические критерии направления и предела протекания самопроизвольных процессов.

10.Способы расчета изменений энергии Гиббса и энергии Гельмгольца в химических реакциях. Стандартная энергия Гиббса.

11.Полный и частный дифференциал для систем с постоянным и переменным соста-

вом.

12.Химический потенциал как фактор интенсивности. Химический потенциал идеального и реального газа. Фугитивность и аддитивность реального газа, методы их определения.

V. ЛИТЕРАТУРА:

1.А.П. Беляева и др. Физическая и коллоидная химия. М.: ГЭОТАР-Медиа, 2008, с. 64-69.

2.К.С. Краснов Физическая химия. - М., Высшая школа, 2001, с. 241-251.

3.Евстратова К. И., Купина Н. А., Малахова Е.Е. Физическая и коллоидная химия М., 1990, с.

42-50.

4.Киреев В. А. Краткий курс физической химии М. 1978, с.217-237.

5.Стромберг А. Г., Семченко Д.П. Физическая и коллоидная химия, М. 1999, с. 94-107.

6.Лекционный материал.

VI. ВОПРОСЫ ДЛЯ САМОКОНТРОЛЯ:

1.Приведите математическое выражение, отражающее соотношение между: а) энергией Гиббса и энергией Гельмгольца; б) энергией Гиббса и энтальпией системы;

в) энергией Гельмгольца и внутренней энергией.

2.Какой термодинамический потенциал следует выбрать в качестве критерия протекания самопроизвольного процесса при условии постоянства:

а) температуры и давления; б) температуры и объема.

3.Перечислите условия, выполнение которых служит критерием термодинамического равновесия в системе:

а) изолированной;

б) находящейся при p = const и T = const; в) находящейся при V = const и T = const; в) находящейся при V = const и S = const в) находящейся при p = const и S = const

4.Какой знак будет иметь величина G для процесса перехода жидкого бензола при 273 К в твердое состояние при той же температуре? Температура плавления бензола равна 278,5 К. Какое состояние бензола - жидкое или твердое - является более устойчивым при 273 К?

5.Для реакции Н2 + Cl2 2HCl изменение энергии Гиббса при 248 К равно -190,5 кДж. Может ли эта реакция протекать самопроизвольно? Ответ обосновать.

6.При работе гальванического элемента Даниэля-Якоби протекает химическая реак-

ция: Zn + CuCl2 ZnCl2 + Cu. Как изменяется величина G этой реакции?

7.Какие условия необходимо соблюдать, чтобы максимальная работа в системе совершалась за счет убыли энергии Гиббса?

8.В каком соотношении находятся полезная работа, совершенная системой над окружающей средой, и изменение энергии Гельмгольца, если процесс протекает:

а) обратимо; б) необратимо.

9.Как изменяется энергия Гельмгольца при изотермическом сжатии газа в идеальном

состоянии?

10.Напишите уравнение, связывающее изменение энергии Гиббса, температурный коэффициент изменения энергии Гиббса и тепловой эффект процесса при постоянном давлении.

11.Назовите три этапа в расчете изменения изобарного потенциала химической реакции, протекающей в стандартных условиях, если известны значения стандартных теплот образования и стандартных энтропий участников химической реакции.

12.Дайте определение понятию "стандартная энергия Гиббса образования".

13.Приведите уравнение для расчета изменения энергии Гиббса химической реакции по значениям стандартных энергий Гиббса образования всех участников этой реакции.

VII. ОБЯЗАТЕЛЬНЫЕ ДЛЯ ВЫПОЛНЕНИЯ ЗАДАНИЯ:

Примеры решения задач

Пример 5-1. Внутренняя энергия некоторой системы известна как функция энтропии и объема, U(S,V). Найдите температуру и теплоемкость этой системы.

Решение. Из основного уравнения термодинамики (5.1) следует, что температура - это частная производная внутренней энергии по энтропии:

Изохорная теплоемкость определяет скорость изменения энтропии с температурой:

Воспользовавшись свойствами частных производных, можно выразить производную энтропии по температуре через вторую производную внутренней энергии:

Пример 5-2. Используя основное уравнение термодинамики, найдите зависимость энтальпии от давления при постоянной температуре: а) для произвольной системы; б) для идеального газа.

Решение. а) Если основное уравнение в форме (5.2) поделить на dp при постоянной температуре, получим:

Производную энтропии по давлению можно выразить с помощью соотношения Максвелла для энергии Гиббса (5.13):

б) Для идеального газа V(T) = nRT / p. Подставляя эту функцию в последнее тождество, по-

лучим:

Энтальпия идеального газа не зависит от давления.

Пример 5-3. Выразите производные и через другие термодинамические пара-

метры.

Решение. Основное уравнение термодинамики (5.1) можно переписать в виде:

представив энтропию как функцию внутренней энергии и объема. Коэффициенты при dU и dV равны соответствующим частным производным:

Пример 5-4. Два моль гелия (идеальный газ, мольная теплоемкость Cp = 5/2 R) нагревают от 100 оС до 200 оС при p = 1 атм. Вычислите изменение энергии Гиббса в этом процессе, если извест-

но значение энтропии гелия - S3730 = 131.7 Дж/(моль. К). Можно ли считать этот процесс самопро-

извольным?

Решение. Изменение энергии Гиббса при нагревании от 373 до 473 К можно найти, проинтегрировав частную производную по температуре (5.6):

Зависимость энтропии от температуры при постоянном давлении определяется изобарной темлоемкостью:

Интегрирование этого выражения от 373 К до T дает:

Подставляя это выражение в интеграл от энтропии, находим:

Процесс нагревания не обязан быть самопроизвольным, т.к. уменьшение энергии Гиббса служит критерием самопроизвольного протекания процесса только при T = const и p = const.

Ответ. G = -26850 Дж.

Пример 5-5. Рассчитайте изменение энергии Гиббса в реакции

CO + 1/2O2 = CO2

при температуре 500 K и парциальных давлениях 3 бар. Будет ли эта реакция самопроизвольной при данных условиях? Газы считать идеальными. Необходимые данные возьмите из справочника.

Решение. Термодинамические данные при температуре 298 К и стандартном давлении 1 бар сведем в таблицу:

Вещество	Энтальпия	Энтропия	Теплоемкость
	образования
		,	,
	,	Дж/(моль.К)	Дж/(моль.К)
	кДж/моль
CO	-110.5	197.6	29.14
O2	0	205.0	29.40
CO2	-393.5	213.7	34.57
Реакция	,	,	,
	,	,	,
	кДж/моль	Дж/(моль. К)	Дж/(моль.К)
CO + 1/2O2 = CO2	-283.0	-86.4	-9.27

Примем, что Cp = const. Изменения термодинамических функций в результате реакции рассчитаны как разность функций реагентов и продуктов:

f = f(CO2) - f(CO) - f(O2).

Стандартный тепловой эффект реакции при 500 К можно рассчитать по уравнению Кирхгофа в интегральной форме:

Стандартное изменение энтропии в реакции при 500 К можно рассчитать по формуле:

Стандартное изменение энергии Гиббса при 500 К:

Для расчета изменения энергии Гиббса при парциальных давлениях 3 атм необходимо проинтегрировать формулу

Vp T

ииспользовать условие идеальности газов ( V = nRT/p, n - изменение числа молей газов

вреакции):

Эта реакция может протекать самопроизвольно при данных условиях.

Ответ. G = -242.5 кДж/моль.

5-1. Выразите внутреннюю энергию как функцию переменных G, T, p.

5-2. Используя основное уравнение термодинамики, найдите зависимость внутренней энергии от объема при постоянной температуре: а) для произвольной системы; б) для идеального газа.

5-3. Известно, что внутренняя энергия некоторого вещества не зависит от его объема. Как зависит давление вещества от температуры? Ответ обоснуйте.

5-4. Напишите выражение для бесконечно малого изменения энтропии как функции внутренней энергии и объема. Найдите частные производные энтропии по этим переменным и составьте соответствующее уравнение Максвелла.

5-5. Для некоторого вещества известно уравнение состояния p(V, T). Как изменяется теплоемкость Cv с изменением объема? Решите задачу: а) в общем виде; б) для какого-либо конкретного уравнения состояния (кроме идеального газа).

5-6. Нарисуйте график зависимости энергии Гиббса индивидуального вещества от температуры в интервале от 0 до T > Tкип.

5-7. Вычислите изменение H, U, F, G, S при одновременном охлаждении от 2000 К до 200 К и расширении от 0.5 м3 до 1.35 м3 0.7 молей азота (CV = 5/2 R). Энтропия газа в исходном состоянии равна 150 Дж/(моль. К), газ можно считать идеальным.

5-8. Вычислите изменение энергии Гиббса при сжатии от 1 атм до 3 атм при 298 К: а) одного моля жидкой воды; б) одного моля водяного пара (идеальный газ).

5-9. Изменение энергии Гиббса в результате испарения воды при 95 оС и 1 атм равно 546 Дж/моль. Рассчитайте энтропию паров воды при 100 оС, если энтропия жидкой воды равна 87.0 Дж/(моль. К). При каком давлении изменение энергии Гиббса в результате испарения воды будет равно 0 при 95 оС?

5-10. Вычислите стандартную энергию Гиббса образования () жидкой и газообраз-

ной воды, если известны следующие данные: (H2O(г)) = -241.8 кДж/моль, (H2O(ж)) = -

285.6 кДж/моль,

(H2) = 130.6 Дж/(моль. К),

(O2) = 205.0 Дж/(моль. К),

(H2O(г)) = 188.5

Дж/(моль. К), (H2O(ж)) = 69.8 Дж/(моль. К).

5-11. Рассчитайте Go при 25 оС для химической реакции:

4HCl(г) + O2(г) = 2Cl2(г) + 2H2O(ж).

Стандартные значения энтальпии образования и абсолютной энтропии при 25 оС равны: fHo(HСl) = -22.1 ккал/моль, fHo(H2O(ж)) = -68.3 ккал/моль; So(HCl) = 44.6 кал/(моль. K), So(O2) = 49.0

кал/(моль. K), So(Сl2) = 53.3 кал/(моль. K), So(H2O(ж)) = 16.7 кал/(моль. K). 5-12. Рассчитайте Go при 25 оС для химической реакции:

CO2(г) + 4H2(г) = CH4(г) + 2H2O(ж).

Стандартные значения энтальпии образования и абсолютной энтропии при 25 оС равны: fHo(СO2) = -94.1 ккал/моль, fHo(СH4) = -17.9 ккал/моль, fHo(H2O(ж)) = -68.3 ккал/моль; So(СO2) =

51.1 кал/(моль. K), So(H2) = 31.2 кал/(моль. K), So(СH4) = 44.5 кал/(моль. K), So(H2O(ж)) = 16.7

кал/(моль. K).

5-13. Рассчитайте стандартные энергии Гиббса и Гельмгольца Go и Fo при 300 оС для химической реакции:

CO(г) + 3H2(г) = CH4(г) + H2O(г).

Может ли эта реакция протекать самопроизвольно при данной температуре? Теплоемкости веществ считать постоянными.

5-14. Найдите энергию Гиббса образования NH3 при температурах 298 и 400 K, если из-

вестны следующие данные: (NH3) = -46.2 кДж/моль,

Вещество	N2	H2	NH3


Cp,298, Дж/(моль. К)	29.1	28.8	35.7


, Дж/(моль. К)	191.5	130.6	192.5
, Дж/(моль. К)

Считать, что теплоемкости в указанном интервале температур постоянны.

5-15. Рассчитайте стандартные энергии Гиббса и Гельмгольца Go и Fo при 60 оС для химической реакции:

CH3COOH(ж) + 2H2(г) = C2H5OH(ж) + H2O(ж).

5-16. Рассчитайте стандартные энергии Гиббса и Гельмгольца Go и Fo при 700 оС для химической реакции:

CaCO3(тв) = CaO(тв) + CO2(г).

VIII. ПЛАН РАБОТЫ НА ПРЕДСТОЯЩЕМ ЗАНЯТИИ:

1.Контроль и коррекция выполнения домашнего задания.

2.Разбор основных теоретических вопросов темы.

3.Решение задач.

4.Тестовый контроль.

5.Выполнение лабораторной работы ―Определение теплоты нейтрализации сильного основания сильной кислотой‖.

Лабораторная работа №3

―Определение теплоты нейтрализации сильного основания сильной кислотой”

Теплотой нейтрализации называют количество теплоты, выделяющееся при взаимодействии 1 моль эквивалента кислоты и 1 моль эквивалента щелочи.

Нейтрализация сильного основания сильной кислотой сопровождается протеканием химической реакции, уравнение которой в ионном виде имеет вид:

Н+ + ОН- Н2О или

Н3О+ + ОН- 2Н2О

ВИД ДЕЙСТВИЯ

СПОСОБ ДЕЙСТВИЯ

1. Собрать калориметр и провести

В калориметрический стакан емкостью 100 мл внести

―предварительный период‖ калоримет-

40 мл 0,2 Н раствора NaОН. В стакан поместить мешалку

рического опыта

и термометр.

Закрыть калориметр крышкой.

Медленно размешивая мешалкой содержимое стакана,

сделать 11 отсчетов температуры с интервалом 30 с.

Полученные данные записать в таблицу.

2. Провести «главный» и «заключи-

После 11 отсчета температуры быстро при постоянном

тельный периоды» калориметрическо-

перемешивании внести в калориметрический стакан 10

го опыта

мл 1н раствора НСl.

Произвести отсчет температуры. «Главный период»

продолжается 2-3 мин. Затем провести 10 отсчетов тем-

пературы «заключительного периода».

3. Определить изменение температуры

Построить график зависимости температуры от време-

t калориметрического опыта

ни опыта (смотреть 3 этап работы №1).

4. Рассчитать количество теплоты, вы-

Рассчитать постоянную калориметра по формуле :

делившейся при нейтрализации силь-

K = ci mi ,

ного основания (NaОН) сильной ки-

приняв теплоемкости растворов электролитов равными

слотой (НСl).

теплоемкости воды.

Количество выделенной теплоты рассчитать по урав-

нению:

H = - K t (кДж).

5. Рассчитать теплоту нейтрализации

Рассчитать количество вещества вступившего в реак-

Hнейтр

цию эквивалента NaОН, n (NaОН) (кислота НСl взята в

избытке).

Hнейтр

рассчитать по уравнению:

H НЕЙТР

n(NaOH )

Таблица

Время от начала

Предварительный период

Главный период

Заключительный

опыта, мин.

период

…

t0C

Постоянную калориметра приближенно рассчитать по соотношению:

K = Cуд стекла mстакана + Cуд NaOH VNaOH NaOH + Cуд HCl VHCl HCl + Cоб.рт. резерв. т-ра Vт-ра + Смешалки

Дополнительные данные к работе:

ВЕЩЕСТВО

УДЕЛЬНАЯ ТЕПЛОЕМКОСТЬ, Дж/г К

Стекло

0,791

Вода

4,184

Разбавленные растворы электролитов

4,184

Ртуть, стекло

1,925 (Дж/см3 К)

Плотность растворов NaОН и НСl принять равной плотности воды и равной 1 г/см3

mстакана = Vт-ра =

Смешалки =

ТЕМА № 6

ТЕРМОДИНАМИКА ХИМИЧЕСКИХ РАВНОВЕСИЙ

I. МОТИВАЦИЯ ЦЕЛИ: Теория химического равновесия имеет большое значение для интенсификации химического и фармацевтического производства, так как дает возможность найти оптимальные условия проведения того или иного химического процесса, при котором выход продуктов данной реакции становится достаточно большим.

Нужно, однако, иметь в виду, что реальные оптимальные условия проведения реакции на производстве определяются не только желанием достигнуть возможно большего выхода готового продукта, но в значительной степени зависят от скорости протекания данной реакции при различных температурах.

II. ЦЕЛЬ САМОПОДГОТОВКИ: понимать особенности состояния равновесия, знать, что такое ―термодинамическое равновесие‖, критерии термодинамического равновесия, возможности применения теории равновесий для описания состояния систем и возможностей протекания процессов, усвоить уравнения изобары и изохоры.

III. ИСХОДНЫЙ УРОВЕНЬ ЗНАНИЙ: законы термодинамики, критерии термодинамического течения процесса, виды термодинамических систем и их связь со средой, уравнение ВантГоффа, уравнение Гиббса-Гелъмголъца, представления о константе равновесия.

IV. ПЛАН ИЗУЧЕНИЯ МАТЕРИАЛА ТЕМЫ:

1.Термодинамика химического равновесия.

2.Закон действующих масс.

3.Термодинамическая константа равновесия, практические константы равновесия Kp

иKC. Стандартное сродство и реакционная способность

4.Особенности выражения константы равновесия для гетерогенной реакции.

5.Зависимость константы равновесия от температуры.

6.Вывод уравнения изотермы химической реакции.

7.Вывод уравнения изобары (изохоры) химической реакции.

8.Интегрирование уравнения изобары без учета и с учетом температурной зависимости теплового эффекта.

9.Вычисление константы равновесия: приближенные и точные способы.

10.Применение стандартных термодинамических величин при расчете константы равновесия. Уравнение Шварцмана-Темкина.

V. ЛИТЕРАТУРА:

1.А.П. Беляева и др. Физическая и коллоидная химия. М.: ГЭОТАР-Медиа, 2008, с. 91-112.

2.К.С. Краснов Физическая химия. - М., Высшая школа, 2001, с. 265-272, 282-288.

3.Евстратова К. И., Купина Н. А., Малахова Е.Е. Физическая и коллоидная химия М., 1990, с.

42-50.

4.Стромберг А.Г., Семченко Д.П. Физическая химия М., 1999, с. 108-128. VI. ВОПРОСЫ ДЛЯ САМОКОНТРОЛЯ.

1.Что такое равновесное состояние вещества?

2.В чем особенности термодинамического равновесия?

3.Константа равновесия. Какие факторы влияют на константу термодинамического рав-

новесия?

4.Возможны ли процессы химических превращений в состоянии термодинамического равновесия?

5.Приведите уравнение, связывающее константы термодинамического и концентрационного равновесия.

6.Приведите выражения законов термодинамики для равновесного состояния системы.

7.Приведите значения изменения изобарно-изотермического потенциала в условиях термодинамического равновесия.

8.Приведите значения изохорно-изотермического потенциала в состоянии равновесии в

условиях постоянства температуры и давления.

9. Какое уравнение позволяет связать изменение энергии Гиббса с константой равнове-

сия?

10.В чем особенность изменения состояния энтропии для различных случаев химических превращений?

11.Приведите условия состояния термодинамического равновесия для эндотермических реакции с возрастанием энтропии.

12.Какие ограничения накладываются на систему, если ее равновесность констатирована

по критерию Н?

13.Запишите математическое выражение для фазового равновесия в условиях постоянства

объема.

14.Чему будет равен химический потенциал в состоянии термодинамического равновесия при Т и Р = const?

15.Запишите значения изменения термодинамических функций в условиях равновесного состояния после течения самопроизвольной химической реакции с возрастанием энтропии.

16.Запишите уравнения изобары и изохоры в дифференциальной форме.

17.Что такое температурный коэффициент константы химического равновесия

18.Какие значения должен иметь температурный коэффициент если реакция сопровождается выделением энергии?

19.Роль теплового эффекта химической реакции для описания характера течения процесса

20.График зависимости константы химического равновесия химической реакции от темпе-

ратуры.

21.Запишите интегральную форму уравнений изохоры и изобары.

22.Принцип смещения равновесия Ле Шателье-Брауна.

23.Приведите график зависимости константы равновесия от температуры для экзотермических процессов.

24.Приведите график зависимости константы равновесия от температуры для эндотермических процессов.

25.Покажите возможность объединения уравнения изобары и уравнения Кирхгофа.

26.В чем сущность метода вычисления теплового эффекта химической реакции по второму закону термодинамики?

27.Приведите зависимость логарифма константы равновесия реакции от температуры.

28.Что обозначает тангенс угла наклона на этом графике?

29.Что обозначает отрезок, отсекаемый прямой на оси ординат?

30.Зависимость Кp некоторой реакции от обратной температуры представляет прямую линию. Экзотермическая или эндотермическая это реакция?

31.Зависимость Кр от 1/T представлена возрастающей прямой линией. Какое заключение можно сделать о характере температурной зависимости в данном интервале температур?

32.Для некоторой эндотермической реакции тепловой эффект с ростом температуры увеличивается. Каков общий вид графической зависимости Кр от 1/Т для этой реакции?

33.В каких условиях проведения эксперимента имеет смысл учитывать температурную зависимость констант равновесия.

34.Имеются экспериментальные данные о значениях константы равновесия при разных температурах. Как рассчитать истинный тепловой эффект реакции при заданной температуре?

Нарисовать кривую зависимости Кр от 1/Т для экзотермической реакции и показать на ней нахождение постоянных величин.

VII. ОБЯЗАТЕЛЬНЫЕ ДЛЯ ВЫПОЛНЕНИЯ ЗАДАНИЯ:

Примеры решения задач

Пример 9-1. Рассчитать константу равновесия для реакции

CO(г) + 2H2(г) = CH3OH(г)

при 500 K. fGo для CO(г) и CH3OH(г) при 500 К равны –155.41 кДж. моль–1 и –134.20 кДж.

моль–1 соответственно.

Решение. Go реакции:

rGo = fGo (CH3OH) – fGo (CO) = –134.20 – (–155.41) = 21.21 кДж. моль–1.

N2(г) + 3H2(г) = 2NH3(г)

fHo (NH3) = –46.1 кДж. моль–1. Оценить значение константы рав-

= 6.09 10–3.

Пример 9-2. Константа равновесия реакции

N2(г) + 3H2(г) = 2NH3(г)

равна KP = 1.64 10–4 при 400o C. Какое общее давление необходимо приложить к эквимолярной смеси N2 и H2, чтобы 10% N2 превратилось в NH3? Газы считать идеальными.

Решение. Пусть прореагировало моль N2. Тогда

	N2(г)	+ 3H2(г)	= 2NH3(г)
Исходное количество	1	1	0
Равновесное количе-	1–	1–3	2 (Всего: 2–2 )
ство	1–	1–3	2 (Всего: 2–2 )
ство
Равновесная мольная
доля:
Следовательно, KX =			и KP = KX. P–2 =
			.
Подставляя = 0.1 в полученную формулу, имеем
1.64 10–4 =		, откуда P = 51.2 атм.

Пример 9-3. Константа равновесия реакции

CO(г) + 2H2(г) = CH3OH(г)

при 500 K равна KP = 6.0910–3. Реакционная смесь, состоящая из 1 моль CO, 2 моль H2 и 1 моль инертного газа (N2) нагрета до 500 K и общего давления 100 атм. Рассчитать состав равновесной смеси.

Решение. Пусть прореагировало моль CO. Тогда

	CO(г)	+	2H2(г)	= CH3OH(г)
Исходное количество:	1		2	0
Равновесное количество:	1–		2–2
Всего в равновесной смеси:	3–2 моль компонентов + 1 моль N2 = 4–2 моль
Равновесная мольная доля
Следовательно, KX =			и KP = KX. P–2 =