3. Гетерогенное химическое равновесие.

3.1. Краткая теория

Рассмотрим термодинамическую систему, в которой протекает некоторая обобщенная химическая реакция

_(3.1)

где _i  стехиометрический коэффициент, А_i  реагент.

Полный дифференциал функции Гиббса для этой системы запишется как

_{. (3.2)}

В состоянии равновесия при постоянных температуре и давлении , следовательно,

_{. (3.3)}

В состоянии динамического равновесия dn_i не может быть равно нулю, следовательно,

_(3.4)

Соотношение (3.4) является условием химического равновесия реакции. Из него можно получить очень важный для химии закон действия масс. Если реакции (3.1) гомогенная, например, все реагенты – газообразные вещества, то с учетом значений химических потенциалов каждого компонента реакции можно записать:

_(3.5)

После группировки членов, зависимых только от температуры и зависимых только от содержания реагентов, получаем:

_(3.6)

Это соотношение можно записать компактнее, если учесть, что стандартное давление Р^о=1 атм., а :

_(3.7)

Из уравнения (3.7) следует, что в состоянии равновесия при постоянной температуре, выражение в квадратных скобках будет является константой, обозначаемой К_р и называемой константой равновесия химической реакции:

_{. (3.8)}

Выражение (3.8) является законом действующих масс.

Закон действия масс применим и к системам, в которых протекают реакции с участием твердых реагентов, т.н. гетерогенные реакции. В качестве примеров можно привести следующие реакции:

восстановление оксида железа (+2):

_{FeO(тв) + CO(г) = Fe(тв) + CO2(г), (3.9)}

разложение карбоната кальция:

_{CaCO3(тв) = CaO(тв) + CO2(г), (3.10)}

окисление никеля:

_{Ni(тв) + 1/2O2(г) = NiO(тв). (3.11)}

Согласно термодинамическому условию равновесия (3.4), например, для реакции окисления никеля, можно записать:

_(3.12)

Для газообразного реагента (кислорода) , для твердого  , т. к. химический потенциал твердой фазы зависит только от температуры и не зависит от его содержания (давления). С учетом этого уравнение (3.12) преобразуется к виду:

_(3.13)

Следовательно, константы равновесия реакций 3.9, 3.10 и 3.11 запишутся, соответственно:

_{, и (3.14)}

Таким образом, выражение закона действующих масс для гетерогенных химических реакций остается таким же, как и для гомогенных, но только парциальные давления (или концентрации) твердых фаз не входят в уравнения констант равновесия.

Константа равновесия конкретной реакции (К_р и К_с) зависит только от температуры. Влияние температуры на константу равновесия можно получить непосредственно из связи стандартного изобарного потенциала с константой равновесия реакции (3.7)

_(3.17)

Из соотношения (3.17) можно оценить стандартные энтальпию и энтропию химической реакции:

_{; (3.18)}

_(3.19)

3.2. Лабораторная работа 4. Определение константы равновесия и расчет основных термодинамических величин реакций разложения оксидов никеля и кобальта.

Цель работы – Определение константы равновесия и расчет основных термодинамических величин реакций разложения оксидов никеля и кобальта.

Аппаратура. Схема установки для измерения давления диссоциации оксидов металлов представлена на рис 3.1. Основными узлами установки являются: реакционный сосуд (1), выполненный из оксида циркония с добавкой 10% оксида иттрия, помещенный в электропечь (2); на внутреннюю и внешнюю поверхности реакционного сосуда нанесены пористые платиновые электроды (3); сосуд закрыт алундовой крышкой (4) и загерметизирован высокотемпературным стеклом (5). Температура в печи поддерживается при помощи регулятора Zirconia 318 (6) и термопары (7).

Оксид циркония с добавкой 10 % оксида иттрия является твёрдым электролитом и в условиях эксперимента проводит только по ионам кислорода, поэтому если давление кислорода изнутри и снаружи сосуда разное, то платиновые электроды, нанесённые по разные стороны сосуда и оксид циркония между ними работают как гальванический элемент, ЭДС которого может быть рассчитана по уравнению Нернста (1):

(1),

где P_O2^внутри, P_O2^{снаружи}, R, T, F, E и 4 – парциальное давление кислорода внутри сосуда, снаружи сосуда, универсальная газовая постоянная, постоянная Фарадея, ЭДС элемента и число электронов, участвующих в электродной реакции, соответственно. Таким образом, если известно парциальное давление кислорода снаружи ячейки, то давление кислорода внутри ячейки можно рассчитать по измеренной ЭДС ячейки. Парциальное давление кислорода снаружи ячейки равно парциальному давлению кислорода в воздухе 0.21 атм. ЭДС ячейки измеряется универсальным регулятором Zirconia 318 и выдаётся, вместе с текущей температурой, на экран компьютера.

В реакционный сосуд помещено некоторое количество исследуемого оксида (8) в равновесии с металлом, образующим оксид (NiO\Ni или CoO\Co), по правилу фаз Гиббса давление над такой системой при постоянной температуре будет постоянным и равным давлению диссоциации оксида при данной температуре.

,

,

Рис.3.1. Установка для определения упругости диссоциации оксидов металлов.

Приборы и реактивы

1. Измерительная система (печь, ячейка из ZrO2 с 10 % Y2O3, термопара)	3. NiO\Ni или CoO\Co
2. Универсальный регулятор Zirconia 318

Порядок выполнения работы.

Включают печь и с помощь регулятора Zirconia 318 устанавливают первоначальную температуру реакционного сосуда не выше 800^оС, запускают на компьютере программу «Регистрация» для получения данных с регулятора. После установления постоянной температуры дожидаются установления равновесного ЭДС ячейки, т.е. давления над системой оксид\металл. После этого, с помощью регулятора повышают температуру в печи на 20-40 градусов и снова дожидаются установления постоянной ЭДС.

Таким образом, поэтапно повышая температуру, проводят не менее 1015 замеров. Измерения проводят до тех пор, пока температура не достигнет 1100 С. После этого сохраняют полученные на компьютере данные в файл. После этого открыть сохранённый файл в программе Exсel и определить значения равновесных ЭДС при каждой температуре.

После окончания эксперимента печь охлаждают до 800^оС. Затем выключают печь и регулятор.

Обработка результатов эксперимента.

Полученные результаты оформляют в виде таблицы 3.1 и представляют графически в координатах и .

Таблица 3.1. Результаты эксперимента.

№	t^oC	T,K	1/T	E, В	PO2, атм	KP

Графические зависимости и обрабатывают по линейной регрессии методом наименьших квадратов и по коэффициентам полученных уравнений определяют стандартные изменение энтальпии , энтропии реакции диссоциации и их стандартные ошибки ( и  ). Полученные из эксперимента результаты сравнивают со справочными значениями. Рассчитывают температуру диссоциации оксида при которой давление O₂ равно 1 атм.