Уравнение изотермы химической реакции и его практическое применение

Изотерма химической реакции и ее применение для подбора условий проведения реакций

Автор работы: Пользователь скрыл имя, 15 Сентября 2014 в 12:51, реферат

Краткое описание

Уравнение изотермы Вант-Гоффа позволяет рассчитать максимальную работу химической реакции и тем самым определить возможность её самопроизвольного протекания в каких-либо конкретных условиях (при температуре Т и концентрациях реагентов Ci или парциальных давлениях Pi).По условиям проведения реакции делятся на изотермические и неизотермические. Изотермические реакции протекают при постоянной температуре, а неизотермические – при непостоянной температуре. Химическое взаимодействие реагентов может происходить с выделением или без выделения тепла, в связи, с чем и происходит изменение температуры реакции.

Содержание

1. Введение…………………………………………………………..3
2. Химическое равновесие в гомогенных системах………………4
3. Уравнение изотермы Вант – Гоффа…………………………. 6
4. Правило Вант-Гоффа…………………………………………….8
5. Литература ……………………………………………………….9

Вложенные файлы: 1 файл

ФХ.docx

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение

высшего профессионального образования

«Чувашский государственный университет имени И.Н.Ульянова»

Факультет химико- фармацевтический

Кафедра физической химии и ВМС

По дисциплине «Физическая химия»

«Изотерма химической реакции и ее применение для подбора условий проведения реакций»

Студент гр. Х-11-11 Васильева С.А.

Проверил к.х.н доцент Колямшин О.А.

1. Введение………………………………………………………… ..3
2. Химическое равновесие в гомогенных системах………………4
3. Уравнение изотермы Вант – Гоффа…………………………. 6
4. Правило Вант-Гоффа…………………………………………….8
5. Литература ……………………………………………………….9

Уравнение изотермы Вант-Гоффа позволяет рассчитать максимальную работу химической реакции и тем самым определить возможность её самопроизвольного протекания в каких-либо конкретных условиях (при температуре Т и концентрациях реагентов Ci или парциальных давлениях Pi).По условиям проведения реакции делятся на изотермические и неизотермические. Изотермические реакции протекают при постоянной температуре, а неизотермические – при непостоянной температуре. Химическое взаимодействие реагентов может происходить с выделением или без выделения тепла, в связи, с чем и происходит изменение температуры реакции.

Химическое равновесие в гомогенных системах.

Химическая реакция (система) называется гомогенной, если все её участники находятся в одной фазе. Рассмотрим в общем виде гомогенную химическую реакцию, все участники которой находятся в газовой фазе:

Изменение энергии Гиббса для химической реакции составит:

ΔG =( mG(M) + nG(N)) – ( G(A) + bG(B)),

где G(i) – молярная энергия Гиббса i — го участника реакции.

Изменение энергии Гиббса для i–го участника реакции составит:

dG(i) = VdP(i) – S(i)dT

Если реакция протекает при постоянной температуре, то dT = 0 и тогда можно записать:

Считая, что каждый участник реакции является идеальным газом, уравнение (4.4) можно записать в виде:

dG(i) = RT = RTdlnP(i)

Проинтегрируем уравнение в пределах стандартное состояние

( G , P ) – состояние газa на начало реакции (G(i), Po,(i)):

После интегрирования получим:

Давление газа в стандартном состоянии равно одной атмосфере. Тогда для каждого участника реакции получим:

где Ро,(i) – парциальное давление i-го участника реакции на начало реакции.

ΔG = mG + mRTlnPo(M) + nG + nRTlnPo(N) —

— G — RTlnPo(A) — bG — bRTlnPo(B)

ΔG = mG + nG — G — bG + RTln

mG + nG — G — bG = ΔG0

Если в химической реакции имеет место состояние равновесия, ΔG = 0 и парциальные давления участников реакции будут иметь равновесные значения, то:

где P(i) – равновесное парциальное давление i–го участника реакции;

,b, m и n – стехиометрические коэффициенты участников реакции.

Выражение обозначают буквой КР и называют константой равновесия химической реакции, а уравнение

законом действующих масс.

Уравнение изотермы Вант – Гоффа

Таким образом, константа равновесия любой гомогенной химической реакции, протекающей в газовой фазе, равна произведению равновесных парциальных давлений продуктов реакции, делённому на произведение равновесных парциальных давлений исходных веществ, в степенях, соответствующих стехиометрическим коэффициентам участников реакции.

Константа равновесия химической реакции не зависит от равновесных парциальных давлений участников реакции, а зависит только от температуры и природы участников реакции. Если в установившемся состоянии равновесия изменить хотя бы одно из равновесных давлений участников реакции, то равновесие в реакции будет нарушено. В системе начнет протекать химическая реакция до тех пор, пока не установится новое состояние равновесия с отличающимися от первоначального состояния равновесными парциальными давлениями участников реакции. Однако численное значение константы равновесия останется таким же как и при прежнем состоянии равновесия.

где ΔG0 – стандартное изменение энергии Гиббса для химической реакции;

КР – константа равновесия химической реакции.

ΔG = — RTlnKP + RTln

Уравнение называют уравнениями изотермы Вант – Гоффа.

Для любой химической реакции уравнение изотермы Вант – Гоффа можно записать в виде:

ΔG = ΔG0 + RTΣnilnP0,(i)

ΔG = — RTlnKP + RTΣnilnP0,(i) ,

где P0,(i) — парциальное давление i-го участника реакции на начало реакции;

ni – стехиометрический коэффициент i –го участника реакции.

. Если парциальные давления участников реакции выражены в Паскалях, то уравнение изотермы Вант – Гоффа можно записать в виде:

ΔG = ΔG0 + RTΣnilnP0,(i) + 95,832ΔnT

Cтандартное изменение энергии Гиббса для химической реакции в этом случае выразится уравнением:

ΔG0 = — RTlnKP — 95,832ΔnT ,

где Δn – изменение числа молей газообразных участников реакции;

ΣnilnP0,(i) — разность между суммой логарифмов начальных (до реакции)

давлений газообразных продуктов реакции и суммой логарифмов начальных парциальных давлений исходных веществ.

Изменение числа молей газообразных участников реакции составит:

По своему внешнему виду выражение ΣnilnP0,(i) похоже на уравнение константы равновесия химической реакции, только в него входят не равновесные, а начальные парциальные давления участников реакции в степенях, соответствующих стехиометрическим коэффициентам участников реакции.

Эмпирическое правило, позволяющее в первом приближении оценить влияние температуры на скорость химической реакции в небольшом температурном интервале (обычно от 0 °C до 100 °C). Я. Х. Вант-Гофф на основании множества экспериментов сформулировал следующее правило:

При повышении температуры на каждые 10 градусов константа скорости гомогенной элементарной реакции увеличивается в два—четыре раза.

Уравнение, которое описывает это правило, следующее:

где — скорость реакции при температуре , — скорость реакции при температуре , — температурный коэффициент реакции (если он равен 2, например, то скорость реакции будет увеличиваться в 2 раза при повышении температуры на 10 градусов).

Следует помнить, что правило Вант-Гоффа применимо только для реакций с энергией активации 60-120 кДж/моль в температурном диапазоне 10-400oC. Правилу Вант-Гоффа также не подчиняются реакции, в которых принимают участие громоздкие молекулы, например, белки в биологических системах. Температурную зависимость скорости реакции более корректно описывает уравнение Аррениуса.

Из уравнения Вант-Гоффа температурный коэффициент вычисляется по формуле:

1.Коровин Н.В., Масленникова Г.Н., Мингулина Э.И., Филиппов Э.Л. Курс общей физической химии. — М.: Высшая школа, 1990. — С. 109-110, 140-141

2.Кинетика термодинамичкая и Термодинамика химическая. М.И.Тёмкин

3. Большой энциклопедический словарь. Химия. М., 2001.

4. Кузнецов В.И. Общая химия. Тенденции развития. М., 1989.

Уравнение изотермы химической реакции

Для решения принципиальной возможности или невозможности того или иного физико-химического процесса необходимо, прежде всего, установить, является ли интересующая нас система при данных условиях (при данных температуре, давлении, концентрации) равновесной или неравновесной. Если система неравновесна, следует выяснить, по какую сторону от равновесия находится система и насколько она удалена от него.

В изобарно-изотермических процессах состояние равновесия или степень отклонения от него определяют по знаку и величине изменения изобарного потенциала ΔG, которое рассчитывают по уравнению изотермы химической реакции или уравнению Вант — Гоффа:

, (39)

где — парциальные давления компонентов, относящиеся к произвольно заданному составу реакционной системы, то есть фактические парциальные давления в данном состоянии; ΔG =G₂ – G₁ – изменение изобарного потенциала при определенной температуре и произвольно выбранных концентрациях реагентов.

Для изохорно-изотермических процессов состояние равновесия или степень отклонения от него определяют по знаку и величине изменения изохорного потенциала ΔF. Уравнение изотермы запишем, используя концентрации веществ:

. (40)

Так как в стандартном состоянии активности веществ принимают равными единице а_i=1, то в общем случае стандартное изменение изобарного потенциала:

(41)

и . (42)

Знак ΔG показывает, по какую сторону от равновесия находится система в данном состоянии, и по нему можно судить о направлении процесса.

Если ΔG G₂. Процессы самопроизвольно идут только в сторону меньшего значения потенциала, и реакция будет протекать только вправо (прямое течение). Если ΔG >0, то в системе возможно обратное течение процесса – справа налево согласно записи уравнения химической реакции.

Абсолютная величина ‌│ΔG‌│ тем больше, чем сильнее отличаются фактические и равновесные концентрации реагентов. Абсолютная величина │ΔG‌│ является мерой отклонения рассматриваемой системы от равновесия.

Эта же величина является мерой химического сродства, то есть способности веществ вступать между собой в химическое взаимодействие при определённых температуре, давлении и заданном соотношении концентрации реагентов.

Химическое сродство характеризует только стремление к взаимодействию, основанному на разности потенциалов, но ничего не говорит о возможности реализации процессов, об их скорости и пути протекания.

Для сопоставления химического сродства элементов в различных реакциях принимают, что все реагенты находятся в стандартном состоянии при данной температуре, то есть газы считаются идеальными и каждый из них находиться под давлением 1,01·10 5 Па (1атм), а конденсированные вещества в чистом виде берутся в их реальном устойчивом состоянии при той же температуре и при общем давлении 1,01·10 5 Па (1 атм).

Выбор стандартного состояния может быть произвольным. Важно, что при этом активности веществ принимаются равными единице а_i=1.

Зная изменение изобарного потенциала процесса в стандартных условиях, можно определить константу равновесия химической реакции из уравнения (41):

, (43)

где — константа равновесия химической реакции, — абсолютная температура, — универсальная газовая постоянная.

Если и R выражены в Дж/(моль·К), то уравнение имеет вид

. (44)

На практике часто используется уравнение, в котором изменение стандартного изобарного потенциала реакции выражено через изменения энтальпии и энтропии (29):

. (45)

В состоянии равновесия , . Если и >>1 – реакция прямая. Если и

Дата добавления: 2016-02-04 ; просмотров: 933 ; ЗАКАЗАТЬ НАПИСАНИЕ РАБОТЫ

Уравнение изотермы химической реакции и его практическое применение

ЛЕКЦИЯ № 5. Химическое равновесие

1. Понятие химического равновесия. Закон действующих масс

При протекании химической реакции через некоторое время устанавливается химическое равновесие. Существует два признака химического равновесия: кинетический, термодинамический. В кинетическом – ?_пр = ?_обр, в термодинамическом – характеризует химическую реакцию при условиях P, t – const (?G = 0); при условиях V, Т – const (?F = 0).

Химический потенциал – функция, которая характеризует состояние i-го компонента при определенных внешних условиях.

где n₁ – число молей i-го компонента.

Если к бесконечно большому количеству раствора прибавить определенное количество какого-нибудь компонента, то химический потенциал системы определяется изменением изобарного потенциала при изобарных условиях или изменением изохорного потенциала при изохорных условиях.

Химический потенциал зависит от концентрации данного компонента

где Р_i– парциальное давление – вклад каждого компонента в общее давление или давление, которое компонент имел бы, если бы находился в смеси.

Парциальное давление – элементарная функция (можно складывать). Пример (O₂, N₂, H₂) – их общее давление

?₀– значение химического потенциала при стандартных условиях.

Химический потенциал характеризует способность данного компонента выходить из данной фазы путем испарения, растворения, кристаллизации и т. д. Переход этот происходит произвольно.

В результате химического равновесия скорость прямой реакции уменьшается, а скорость обратной реакции увеличивается.

Концентрации, которые соответствуют химическому равновесию, называются равновесными концентрациями. Связь между равновесными концентрациями устанавливается законом действующих масс (ЗДМ). Этот закон в 1867 г. вывели К. М. Гульберг и П. Вааге.

Кинетический вывод ЗДМ

f – фугитивность – парциальное давление для реальных газов. Возникает вопрос, будут ли равняться К_pи К_с.

К_pи К_c– отличаются на RT ?vi в сумме стехиометрических коэффициентов.

если ?v_i = 0, то K_p = K_c. ?v_i = 1 + 1 – 1 – 1 =0 – когда стехиометрический коэффициент = 1.

2. Уравнение изотермы химической реакции

Если реакция протекает обратимо, то ?G= 0.

Если реакция протекает необратимо, то ?G? 0 и можно рассчитать изменение ?G.

где ? – пробег реакции – величина, которая показывает, сколько молей изменилось в ходе реакции. I сп – характеризует равновесное и неравновесное состояние реакции, II сп – характеризует только неравновесные состояния.

это уравнение изотермы химической реакции.

С помощью уравнения изотермы химической реакции можно судить о направлении протекания реакции.

3. Уравнения изохоры, изобары химической реакции

Зависимость К от температуры

По ним судят о направлении протекания реакции:

4. Расчет K_P (метод Темкина-Шварцмана)

термодинамический метод расчета K_p.

Пример. Расчет K_p для реакции PbS0₄ распадается на РbО и S0₃.

Результаты вычислений занесены в таблицу 2.

5. Расчет равновесного состава химического равновесия

Равновесный состав можно рассчитать только для газовой системы

Исходная концентрация всех компонентов

Изменение каждого компонента по числу молей (или стехиометрическому коэффициенту):

?_?– (пробег реакции) – химическая переменная.

Она показывает изменение количества вещества по числу молей. Если реакция не началась, то ?_? = 0. Если количество исходных веществ превратилось в такое же количество продуктов реакции, то ?_? = 1.

Рассчитать равновесный состав по третьему компоненту при условии, что А = а моль/л; В = в моль/л.

Рассчитываем по 4 компоненту:

Газообразные вещества реагируют по уравнению:

Найти парциальное давление каждого компонента.

Вещества А и В превращаются в С в количестве Х. Исходные вещества А= 2 моль, В= 1 моль.

Для того, чтобы найти парциальное давление, мы должны Р_об умножить на мольную долю. Мольная доля определяется отношением числа молей каждого компонента, отнесенного к общему числу молей всех компонентов.

где E_n – общее число молей, участвующих в этой газовой смеси.

где Р_А – парциальное давление.