Расчёт стандартных мольных изменений свойств системы в результате протекания химической реакции и расчёты с использованием закона химического равновесия

Размещено на http://www.allbest.ru/

Введение

Тема курсовой работы - расчёт стандартных мольных изменений свойств системы в результате протекания химической реакции и расчёты с использованием закона химического равновесия - является одной из основных тем физической химии. Умение рассчитать эти изменения при различных температурах имеет большое практическое значение.

Цель работы: исследование зависимостей стандартных мольных изменений теплоёмкости, энтальпии, энтропии, энергии Гиббса и константы равновесия реакции от температуры; определение при заданных температуре и начальном составе системы её равновесного состава и направления реакции.

Объектом исследования в курсовой работе является гомогенная газовая система с протеканием в ней реакции:

SO2Cl2(г)=SO2(г)+Cl2(г)



1. Общие представления о химическом превращении

Все свойства системы можно разделить на два больших класса по наличию или наоборот отсутствию у них признака аддитивности. Интенсивными называются свойства, значение которых не зависит от массы (удельные свойства, температура, давление и т.д.), экстенсивными называются те свойства, значение которых зависит от массы системы (масса, объем, энергия, энтальпия).

Химическое превращение - это процесс преобразования одних компонентов в другие. При этом происходит изменение чисел молей компонентов. В самом общем случае возможно изменение чисел молей компонентов как за счет массообмена с окружающей средой (), так и за счет процессов внутри системы - химического превращения (), поэтому общее изменение чисел молей может быть найдено:

(1)

Если =0, это означает, что химического превращения в рассматриваемой системе нет, если

в системе идет химическое превращение.

Если рассматривать закрытую систему, то в ней нет массообмена с окружающей средой, то есть

(2)

Рассмотрим смесь нескольких компонентов (в закрытой системе), среди которых возможно протекание химической реакции, описываемой уравнением:

(3)

Множители н1 , н2 , … нkперед символами химических элементов или соединений называются стехиометрическими коэффициентами компонентов 1,2, ... k. Сами компоненты принято называть исходными веществами, если они стоят в уравнении реакции слева, и продуктами реакции, если они расположены в уравнении реакции справа. Принято учитывать стехиометрические коэффициенты в уравнениях термодинамики с положительным знаком для продуктов реакции, и с минусом для исходных веществ.

Из закона определительных соотношений следует, что изменения количеств реагирующих веществ в молях пропорционально стехиометрическим коэффициентам.

Для описания равновесий в системах с химическим превращением используют глубину реакции, обозначаемую греческой буквой о (кси) и определяемую из выражения:

(4)

где величина - изменение числа молей компонента k в результате химического превращения

(5)

Здесь - число молей компонента kв любой момент времени, кроме начального; - число молей компонента kв начальный момент времени, когда химического превращения еще нет и глубина реакции о равна нулю.

Если количество молей исходных веществ, равное их стехиометрическим коэффициентам, перешло в такое количество молей продуктов, которое тоже равно стехиометрическим коэффициентам, то говорят, что реакция совершила один пробег, а математически это можно записать, что о =1. Размерность глубины реакции, таким образом, соответствует [о]= моль.

Величину приращения глубины реакции можно представить как

(6)



2. Зависимость экстенсивных свойств системы от глубины химической реакции

Рассмотрим эту зависимость в общем виде, для некоторого экстенсивного свойства которое обозначим заглавной буквойЕ, а затем полученные уравнения запишем для конкретных экстенсивных величин.

Выберем в качестве переменных, относительно которых мы будем рассматривать изменение экстенсивных свойств от глубины химической реакции следующий набор переменных: давление, температуру, числа молей всех компонентов системы

(7)

Образуем полный дифференциал экстенсивного свойстваЕ:

(8)

При проведении реакции в условиях постоянства давления и температуры:

(9)

В свою очередь, каждая из переменных является функцией глубины химической реакции:

(10)



Для того, чтобы найти зависимость экстенсивного свойстваЕот глубины химической реакции продифференцируем (9) по глубине химической реакции в условиях постоянства давления и температуры:

(11)

В правой части уравнения (11) под знаком суммы имеем произведение двух величин. Первый сомножитель - это частная производная экстенсивного свойства по числу молей компонента k в условиях постоянства температуры, давления и остального состава, то есть парциальная мольная величина экстенсивного свойства Е, которая обозначаетсяследующим образом:

(12)

Второй сомножитель согласно (6) равен стехиометрическому коэффициенту:

(13)

Привлекая (12) и (13) в (11) получаем:

(14)

Величина, стоящая в (14) справа называется дифференциальным мольным изменением экстенсивного свойстваЕза счет протекания химической реакции.

Запишем некоторые примеры:

Дифференциальное мольное изменение энтальпии за счет протекания реакции:

(15)

где hk - парциальная мольная энтальпия компонента k .

Дифференциальное мольное изменение свободной энергии Гиббса за счет протекания в системе реакции:

(16)

где - парциальная мольная энергия Гиббса и химический потенциал компонента k, соответственно.

Чтобы вычислить интегральное изменение экстенсивного свойства Е за счет протекания химической реакции (), надо проинтегрировать (14), причем нижним пределом интегрирования будет состояние, когда глубина реакции равна нулю, а верхним пределом случай, когда глубина реакции достигла какой-то величины о.

(17)

Следовательно, для того, чтобы рассчитать изменение какого-либо свойства при протекании химической реакции надо знать стехиометрическое уравнение реакции и величины парциальных мольных свойств каждого компонента в любой момент протекания реакции. Так как при изменении глубины реакции постоянно меняется состав, то получается, что мы должны найти зависимость парциального мольного свойства от изменяющегося состава. Эту проблему решают при помощи такого приема: считаем, что парциальное мольное свойство вещества k может быть представлено в виде суммы двух слагаемых, одно из которых назовем стандартным мольным свойством и будем рассматривать его зависящим только от давления и температуры, а второе слагаемое будем считать связанным с изменением свойства за счет образования смеси реагирующих веществ вместо нескольких отдельно существующих веществ в виде чистых веществ. Это второе слагаемое как раз и будет зависеть от концентрации образующегося раствора.

Тогда парциальное мольное свойство можно выразить:

(18)

где - стандартное мольное свойство вещества k. Если выбрать в качестве стандартного состояния состояние чистого вещества k, то обозначение стандартного мольного свойства будет иным: .

- изменение мольного свойства за счет образования раствора - смеси реагирующих веществ.

Часто делают приближенный расчет и ограничиваются расчетом лишь первого слагаемого в уравнении (18), не принимая во внимание второго.

То есть говоря об изменении свойстваЕпри протекании химической реакции, рассчитывают величину стандартного мольного изменения свойства Е за счет (или в результате) протекания химической реакции .

(19)

В таблице 1 приведены полные и сокращенные названия некоторых изменений экстенсивных свойств системы в результате химического превращения

Таблица 1

Полное название	Сокращенное название	Расчетная формула
Стандартное мольное изменение энтальпии за счет протекания химической реакции r	Стандартная мольная энтальпия реакции r
Стандартное мольное изменение энергии Гиббса за счет протекания химической реакции r	Стандартная мольная энергия Гиббса реакции r
Стандартное мольное изменение энтропии за счет протекания химической реакции r	Стандартная мольная энтропия химической реакции r

Очевидно, что эти величины рассматриваются при каком-то выбранном и согласованном между всеми исследователями давлении и какой-то выбранной и также согласованной между всеми исследователями температуре.

Что является основой выбора? Удобство эксперимента. Поэтому логично, что в качестве давления выбрано давление равное 1 атм. Температура для стандартного состояния вообще говоря может быть любой: при 273 К, при 280 К, при 298 К состояние будет стандартным (стандартным при этой температуре). Договорились, что в качестве единой температуры, при которой составляются справочники во всем мире, будет выбрана температура равная 298 К.

(20)

(21)

(22)



Величина давления обычно не указывается и подразумевается 1 атм.

Стандартные мольные энтальпии, функции Гиббса чистых веществ найти невозможно, так как нельзя определить абсолютное значение внутренней энергии вещества, а, следовательно, и любых других термодинамических функций, включающих внутреннюю энергию. Для определения величин

?r, ?r

используется закон Гесса и его следствия. Согласно третьему следствию из закона Гесса тепловой эффект реакции может быть определен как разность между суммой теплот образования продуктов реакции и суммой теплот образования исходных веществ. Или, учитывая знаки стехиометрических коэффициентов компонентов участников реакции, можно сформулировать третье следствие так: тепловой эффект реакции равен алгебраической сумме теплот образования всех участников реакции из простых веществ.

То есть в формуле 20 мы рассматриваем не просто энтальпию чистого вещества k, а стандартную мольную энтальпию образования вещества k. Под стандартной мольной энтальпией образования понимают то количество теплоты, которое выделяется или поглощается при образовании одного моля вещества k (атом, молекула, ион) из простых веществ, взятых в термодинамически устойчивом состоянии при рассматриваемых условиях - обычно температуре 298 К и давлении 1 атм. [3]. Если k- простое вещество, то стандартная мольная энтальпия образования равна нулю, а если k- какое-то сложное вещество - то энтальпия его образования из простых веществ не будет равной нулю. Например, стандартная мольная энтальпия образования водорода



,

астандартная мольная энтальпия образования метана равна тепловому эффекту реакции образования 1 моля метана из простых веществ: водорода и углерода

-74,85 кДж/моль [4].

Стандартные мольные энтальпии образования различных веществ: простых и сложных, органических и неорганических, а также ионов приводятся в справочниках. Там же приводятся и стандартные мольные значения энергии Гиббса и стандартные мольные значения энтропии разных веществ.

Встречаются разные обозначения стандартных мольных величин образования вещества k. Например, стандартная мольная энтальпия образования вещества k при 298 К обозначается в данной работе:

.

В других справочниках и учебниках встречается иное обозначение этой же величины:

, , .

С учетом сказанного:

(23)



(24)

(25)



3. Расчет стандартной мольной энергии Гиббса реакции, стандартной мольной энтальпии и стандартной мольной энтропии реакции при температуре 298 К

Рассмотрим в качестве примера газовую реакцию, протекающую при 298 К

SO2Cl2(г) = SO2 (г) + Cl2(г)(26)

Найти при этой температуре стандартное мольное изменение функции Гиббса, стандартные мольные изменения энтальпии и энтропии за счет протекания этой реакции.

Из справочника [3] выписываем необходимую информацию, дополняя ее информацией, полученной из стехиометрического уравнения (таблица 2) и проводим расчеты.

Таблица 2

Вещество k	Стехиометрический коэффициент нk	Стандартная мольная энтальпия образования вещества k	Стандартная мольная энтропия образования вещества k	Стандартная мольная функция Гиббса образования вещества k
		кДж/моль	Дж/(моль·К)	кДж/моль
SO2Cl2(г)	-1	-363,17	311,29	-318,85
SO2(г)	1	-296,90	248,07	-300,21
Cl2(г)	1	0	222,98	0



4. Расчет стандартных мольных изменений свойств системы в ходехимического превращения по справочным данным при любой температуре

4.1 Общие сведения

Для решения многих задач, в частности для нахождения значения констант равновесия химических реакций, для исследования влияния температуры и давления на химическое равновесие необходимо уметь вычислить стандартные мольные изменения энтропии , энтальпии и энергии Гиббсадля системы с той или иной химической реакцией, а также константу равновесия данной реакции при произвольной температуре.

Часто используют такое понятие, как тепловой эффект реакции. Если реакцию проводить необратимо при постоянном давлении и температуре, то тепловой эффект реакции (то есть выделяемое или поглощаемое в таких условиях проведения реакции количество теплоты) будет равен изменению энтальпии и может быть обозначен . Известны соотношения, связывающие между собой данные свойства системы:

(30)

(31)

Кроме того, известно, что мольную изобарную теплоемкость можно выразить как температурный коэффициент мольной энтальпии в условиях постоянства давления в системе, то есть



(32)

а также как произведение изобарного температурного коэффициента мольной энтропии на температуру:

(33)

Из этих соотношений (30?33) следует, что для расчета каждого из этих свойств при произвольной температуре необходимо знать температурную зависимость этого свойства, а для этого - температурную зависимость теплоемкости каждого компонента - участника реакции.

Зависимость стандартной мольной изобарной теплоемкости вещества k от температуры принято выражать степенными рядами, справедливыми в определенном (всегда указываемом в справочниках) интервале температур. Для удобства расчетов реакций, включающих вещества разной природы - органические и неорганические, удобно применять общую формулу температурного ряда теплоемкости следующего вида:

(34)

где - мольная изобарная теплоемкость чистого вещества kпри температуреТ;

- эмпирические коэффициенты температурного ряда теплоемкости чистого вещества k.

Изменение мольной изобарной теплоемкости системы в результате протекания реакции



при любой температуре Т находится из выражения:

(35)

Где

; ; ; .

Следует отметить, что знаки стехиометрических коэффициентов принято учитывать с минусом у исходных веществ, с плюсом - у продуктов реакции.

Уравнение для расчета стандартного мольного изменения энтальпии в ходе химического превращения называется уравнением Кирхгофа:

(36)

Согласно этому уравнению влияние температуры на тепловой эффект реакции обусловливается знаком величины стандартной мольной изобарной теплоемкости реакции . При >0 , величина температурного коэффициента энтальпии

положительна, то есть с повышением температуры осуществления процесса тепловой эффект реакции возрастает. При <0, температурный коэффициент энтальпии отрицателен, то есть тепловой эффект реакции при повышении температуры проведения процесса уменьшается. И, наконец, если = 0 , то при какой бы температуре мы ни проводили процесс, его тепловой эффект будет постоянным.

Разделяя переменные в уравнении (36) и проводя интегрирование, получим:

(37)

При выполнении расчетов может встретиться необходимость вычисления тепловых эффектов реакции при нескольких температурах. Для упрощения расчета в этом случае удобно объединить в уравнении (37) и все слагаемые, содержащие множитель 298, в одно:

(38)

где эмпирическая постоянная для данной реакции, размерность которой совпадает с размерностью теплового эффекта. Иногда рассматривают как интерполяционную константу, имеющую смысл теплового эффекта при абсолютном нуле. С учетом (38) преобразуем уравнение (37):

(39)



Уравнение (39) можно также назвать уравнением температурной зависимости теплового эффекта реакции или уравнением температурной зависимости энтальпии реакции. Расположение линии, отображающей температурную зависимость теплового эффекта химической реакции зависит от природы реакции и от величины интервала температур. В узком температурном интервале - это прямая линия, если же рассматривать достаточно широкий интервал температур - то это кривая, иногда с максимумом или минимумом.

Если вычисленное по уравнению (39) значение теплового эффекта реакции положительно, то такая реакция называется эндотермической. Если тепловой эффект отрицателен, то реакция относится к экзотермическим. Величина и знак теплового эффекта обусловливает влияние температуры на константу химического равновесия реакции. Это следует из анализа уравнения изобары химической реакции (или уравнения Вант-Гоффа). Для рассматриваемых нами газовых реакций константу равновесия выражают через парциальные давления, принимая свойства реальных газов близкими к свойствам идеальных газов.

(40)

Из уравнения (40) видно, что для эндотермических реакций

()

повышение температуры должно вызывать увеличение константы равновесия, то есть смещение равновесия в сторону продуктов реакции. Если рассматриваемая реакция относится к экзотермическим



() то,

наоборот, повышение температуры осуществления процесса ведет к уменьшению величины константы равновесия, то есть к сдвигу равновесия в сторону исходных веществ. Наконец, если

,

то изменение температуры не оказывает влияния на константу равновесия, то есть изменением температуры проведения процесса сместить равновесие в какую-либо сторону нельзя.

Следует также отметить, что влияние температуры на смещение равновесия будет сказываться тем сильнее, чем больше по абсолютной величине тепловой эффект реакции.

Теперь рассмотрим, как найти стандартную мольную энтропию реакции .

(41)

Разделим переменные и произведем интегрирование:

(42)

Привлекая зависимость (28) и (35) в уравнение (42), получим:



(43)

Располагая функциями

и

можно рассчитать по уравнению (30) значение стандартного мольного изменения энергии Гиббса в ходе химической реакции

при любой температуре. В случае отсутствия необходимых для расчета значений

и

можно воспользоваться следующим выражением:

(44)

Проведя интегрирование и сгруппировав члены, содержащие , получим:



(45)

Для упрощения расчетов стандартного мольного изменения функции Гиббса в ходе реакции величины, которые в предыдущем уравнении обозначены в скобках и содержат только выражения с температурой, рассчитаны и сведены в таблицы. Эти таблицы называются таблицы для вычисления термодинамических функций по методу Темкина и Шварцмана и приводятся в справочниках [3]. Запись уравнения (45) с учетом коэффициентов, приводимых в этих таблицах, имеет следующий вид:

(46)

Располагая величинами стандартной мольной энергии Гиббса в результате протекания химической реакции при различных температурах проведения процесса, можно вычислить величины констант химического равновесия данной реакции при этих же температурах:

(47)

Это, в свою очередь, позволит рассчитать равновесный выход продукта реакции.

мольное изменение химическая реакция равновесие



4.2 Расчет стандартных мольных изменений экстенсивных свойств системы в ходе химического превращения при любой температуре

Рассмотрим, как можно рассчитать стандартное мольное изменение некоторых экстенсивных свойств в ходе химического превращения на примере приведенной выше газовой реакции.

4.2.1 Расчет величины стандартной мольной изобарной теплоемкости реакции

Составляем таблицу необходимых для расчета данных.

Таблица 3

Вещество k	Стехиометрический коэффициент нk
SO2Cl2(г)	?1	87,91	16,15	?	?14,23
SO2(г)	1	46,19	7,87	?	-7,70
Cl2(г)	1	37,03	0,67	?	?2,85

Проводим вычисления:

Температурную зависимость экстенсивных свойств в ходе реакции мы можем определять в диапазоне 298?1000 К:

.



Мольная изобарная теплоемкость реакции при любой температуре может быть найдена по уравнению:

(48)

(49)

4.2.2 Расчет стандартной мольной энтальпии реакции

Привлекая числовые значения коэффициентов степенного ряда (49) и ранее рассчитанное значение =66270 Дж/моль в уравнение (37), получим:

(50)

Проведя преобразования, получим температурную зависимость стандартной мольной энтальпии данной химической реакции:

(51)

По уравнению (51) рассчитываем значения теплового эффекта реакции при разных температурах (данные в таблице 4) и зависимость теплового эффекта от температуры графически (рис.1).

Пример расчёта при температуре 660 К:



Анализ рис.1 показывает, что с увеличением температуры в интервале 298 ?1000 К величина стандартной мольной энтальпии реакции уменьшается, кривая идет вниз в сторону уменьшения теплового эффекта. Если к какой-либо точке кривой (например, при температуре 850 К) провести касательную, то можно графически определить величину стандартной мольной изобарной теплоемкости реакции при этой температуре. Действительно, угловой коэффициент касательной к данной кривой будет равен

(52)

По определению такая частная производная соответствует мольной изобарной теплоемкости, то есть

(53)

Для определения углового коэффициента касательной, надо воспользоваться формулой:

(54)

Как видно из расчётов, мольная изобарная теплоёмкость, полученная графическим методом и рассчитанная по формуле (35), почти численно не различаются.

Отрицательная величина стандартной мольной энтальпии реакции на всем исследованном диапазоне температур свидетельствует о том, что с повышением температуры константа равновесия данной реакции должна уменьшаться. Если вспомнить уравнение изобары реакции:

(55)

то можно сделать вывод, что изобарическое повышение температуры при проведении данной реакции приведет к уменьшению константы равновесия и к смещению равновесия в сторону реагентов реакции. Также можно сделать вывод, что данная реакция экзотермическая.

4.2.3 Расчет температурной зависимости стандартной мольной энтропии реакции

Привлекая необходимые числовые коэффициенты в уравнение (43), получим:

(56)

Проведя преобразования, находим температурную зависимость энтропии данной реакции:

(57)

Рассчитываем значения мольной стандартной энтропии при разных температурах (указаны в табл. 4).

Пример расчёта ?rsст(Т) при температуре 660 К:



Обратимся к рис. 2.: если к какой-либо точке на кривой рисунка(например при температуре 660 К) провести касательную, то по угловому коэффициенту касательной, можно определить величину стандартной мольной изобарной теплоемкости реакции, при этом расчетная формула будет иметь такой вид:

(58)

(59)

Определенная графическим способом мольная изобарная теплоемкость реакции близка вычисленной по выражению (53) величиной.

4.2.4 Расчет стандартной мольной функции Гиббса реакции

При вычислении мольной стандартной энергии Гиббса можно воспользоваться соотношением (30), так как в предыдущем расчете нами получены данные по стандартным мольным энтропиям и энтальпиям реакции при разных температурах. Рассмотрим пример расчета мольной стандартной энергии Гиббса в условиях, когда этими данными мы не располагаем, то есть по таблицам для вычисления термодинамических функций по методу Темкина и Шварцмана в требуемом интервале температур (таблица 5).



Таблица 5 Величина для вычисления стандартного мольного изменения энергии Гиббса по методу Темкина и Шварцмана

Т, К
298	0	0	0	0
400	0,039371	0,013005	0,004318	0,003661
500	0,113515	0,040804	0,014907	0,00919
600	0,196503	0,076003	0,0303	0,014264
700	0,279701	0,115431	0,049866	0,018569
800	0,360018	0,157503	0,073291	0,02217
900	0,436412	0,201336	0,100399	0,025191
1000	0,508662	0,246402	0,131086	0,027747
1100	0,576881	0,292365	0,165284	0,02993
1200	0,641317	0,339002	0,202949	0,031812

Пример расчёта стандартной мольной функции Гиббса рассматриваемой реакции при температуре Т = 660 К:

(59)

Зная величину стандартной мольной функции Гиббса реакции при любой температуре, мы можем по формуле

(61)

определить величину константы равновесия данной реакции.

Например, для рассмотренной температуры, 900 К величина константы равновесия равна:



lnKr= = 6.76Kr = 824,17

Данные по расчету константы равновесия исследуемой реакции при разных температурах приведены в таблице 4. Представляет интерес рассмотреть зависимость константы равновесия от температуры, имея в виду интегральную форму уравнения изобары

(62)

Для этого нужные нам данные таблицы 4 необходимо представить в координатах

(см. табл. 5)

и построить график. На рис. 3 представлена зависимость

Полученная зависимость

(рис. 3)

позволяет по тангенсу угла наклона прямой к точке на этой прямой определить величину теплового эффекта реакции (стандартной мольной энтальпии реакции) при этой температуре. Она будет сопоставима с вычисленной ранее величиной теплового эффекта. Для данной реакции в виду малого значения константы равновесия и поэтому малых величин логарифмов зависимость кажется практически линейной на всем диапазоне температур, то есть тепловой эффект мало зависит от температуры.

Полученное значение стандартной мольной энтальпии реакции графическим методом лишь немного отличается от рассчитанной ранее величины.

Таблица 4 Температурные зависимости стандартных мольных энтальпии, энтропии и энергии Гиббса и константы равновесия исследуемой реакции

Т, К	, Дж/моль	, Дж/(моль?К)	, Дж/моль
298	68739,82	137	18662	1770
400	67676	134	2472	2,08
500	66681	131,8	-13210	0,04
600	65671,33	130	-28716	0,003
700	64620,71	129	-44071	0,0005
800	63516	126,8	-59282	0,00014
900	62349,89	125,5	-74373	0,00005
1000	61118	124	-89400	0,00002
1100	59750,62	122,5	-104230	0,000012
1200	58446,67	121,8	-118854	0,000007



Таблица 5 Зависимость натурального логарифма константы равновесия данной реакции от обратной величины температуры

Т, К
298	1770	0,003	7,53
400	2,08	0,0023	0,74
500	0,04	0,0020	-3,18
600	0,003	0,0017	-5,76
700	0,0005	0,0014	-7,57
800	0,00014	0,0012	-8,9
900	0,00005	0,0011	-9,9
1000	0,00002	0,0010	-10,8
1100	0,000012	0,0009	-11,4
1200	0,000007	0,0008	-11,9

4.2.5 Расчет равновесного состава системы гомогенной газовой реакции

Знание константы равновесия реакции позволяет рассчитать состав равновесной смеси, то есть определить максимально возможный, или теоретический выход желаемого продукта. Для этого необходимо решить уравнение закона действия масс (или закона химического равновесия). В предположении идеального поведения газов этот закон запишется:

(63)

где под знаком произведения расположены величины, относящиеся к состоянию равновесия; причем, давление выражено как отношение парциального давления к единице размерности давления, то есть оно не имеет размерности.

Парциальное давление каждого участника реакции по закону Дальтона равно общему давлению, умноженному на мольную долю компонента, или через число молей компонентов:



(64)

Если теперь выразить числа молей всех компонентов через начальные количества и глубину реакции, то при известном общем давлении в системе и известной величине константы равновесия, будем иметь одно уравнение с одной неизвестной величиной - глубиной реакции.

(65)

Рассмотрим пример составления математического выражения для расчета состава равновесной смеси. Для некоторых реакций получаемые выражения имеют высокий, либо дробный порядок. Подобные уравнения решают либо графически, либо методами последовательного приближения.

Закон действующих масс для исследуемой в данной работе реакции

SO2Cl2(г)=SO2(г)+Cl2(г)

запишется так:

(66)



4.2.5.1 Расчёт состава равновесной системы при температуре 660 К и давлении 1 атм. при стехиометрическом начальном составе и отсутствии продуктов реакции в начальный момент в системе

Для расчета мольных долей удобно пользоваться таблицей 6

Таблица 6

Компонент	Число молей компонента
	В начальный момент времени	В момент равновесия
SO2Cl2(г)	, обозначим а
SO2(г)	0
Cl2(г)	0

Суммарное количество молей всех компонентов в момент равновесия равно:

= a - о+о +о= a+ о(67)

Мольные доли всех компонентов в момент равновесия:

; ; (68)

Привлекая (68) в выражение закона действия масс, получаем выражение для расчета равновесного состава данной реакции, при температуре 850 К и давлении



1 атм.:

Зная давление и величину константы равновесия, нетрудно определить и глубину химической реакции, а затем рассчитать равновесный составв соответствии с таблицей 6.



Заключение

В данной курсовой работе были исследованы зависимости стандартных мольных изменений теплоёмкости, энтальпии, энтропии, энергии Гиббса и константы равновесия реакции от температуры, а также определены при заданной температуре и начальном составе системы её равновесный состав и направление реакции.

Для данной реакции

SO2Cl2(г)=SO2(г)+Cl2(г)

рассмотрена зависимость

и

от температуры, на основании графических решений было установлено, что с увеличением температуры в интервале 298 - 1200 К величины

и

уменьшаются, расчётным образом было установлено, что константа равновесия зависит от температуры: с увеличением Т константа равновесия данной реакции уменьшается.



Список используемой литературы

1. В.М. Глазов. Основы физической химии: Учебное пособие для вузов. - М.: Высш.школа, 1981.- 456 с.

2. Методические указания к курсовой работе по физической химии для студентов химико-технологического факультета. /Степановских Е.И., Китаев Г.А., Брусницына Л.А., Зуев М.Г./ Екатеринбург 2000г.

3. Краткий справочник физико-химических величин /под ред. А.А. Равделя и А.М. Пономаревой. - Л.: Химия, 1983. - 232 с.

Размещено на Allbest.ru