Методические указания к выполнению задания

по теме:"Термодинамический и кинетический

анализ химических систем»

Рассмотрим пример выполнения задания для химической системы

2Н₂(г)+0_2(г) 2Н₂0(г).

I. Реакция обратимая, гомогенная, идет в газовой фазе.

Определим величину ΔН°₂₉₈ (исходные данные берем из табл.2)

ΔН°₂₉₈ = 2ΔН°_{298обр.H2O} – (2ΔН°_298обр.H2+2ΔН°_298обр.O2)= 2ΔН°_обр.H2O=

=2(-241,84) = -483,68 (кДж) (на 2 моля H₂O)

ΔН°_{298 обр.Н2О}= 0,5(-483,8) = -241,89 кДж/моль.<0

Следовательно, реакция экзотермическая.

2. Величина ΔН°_{298 обр.Н2О} через энтальпии связей (данные берем из табл. 3):

ΔН°=4ΔН_O-H-2ΔН_H-H-ΔН°_O-O=4(-463,0)-2(-435)-(-494)=-488 кДж

ΔН°_{298обр.Н2О} = 0,5 (-488) =-244 кДж/моль

Небольшое расхождение объясняется расхождением табличных данных.

3. Для определения направления реакции при 298 К рассчитаем величину ΔG°₂₉₈ (табл.2):

ΔG°₂₉₈ = 2ΔG°_{298обр.H2O}-2ΔG°_298обр.H2-ΔG°_298обр.O2= 2(-228,8)=-457,6 кДж.

Отрицательная величина ΔG°₂₉₈ свидетельствует о том, что в стандартных условиях реакция самопроизвольно протекает в прямом направлении.

4. Проанализируем зависимость ΔG°_т от температуры, взяв произвольно несколько её значений (например, 500К, 1000К 1500К) Изменениями ΔН° и ΔS° с температурой можно пренебречь вследствие их небольшой величины. Изменение энтропии: ΔS°₂₉₈= 2S°_298H2O-2S°_298H2-S° _298O2= 2* 188,74 - 2·130.6 –

205=-98,6(Дж/ ·К) = -0,0986(кДж/ К)

ΔG°₅₀₀=ΔН°₂₉₈-500·ΔS⁰₂₉₈=-483,68-500(-0,0986)=-434,38кДж

ΔG°₁₀₀₀=ΔН°₂₉₈-1000ΔS⁰₂₉₈=-483,68-1000(-0,0986)=~385,08кДж

ΔG°₁₅₀₀ = ΔН°₂₉₈-1500ΔS⁰₂₉₈=-483,68 - I500(-0,0986)=-335,78 кДж

Построим график ΔG°_Т =f(Т):

ΔG°_Т

Рассчитаем температуру, при которой устанавливается химическое равновесие: ΔG°_т =0(условие химического равновесия)

ΔН°₂₉₈ - Т· ΔS°₂₉₈=0; Т_равн.=

Выпишем знаки термодинамических функций: ΔН < О, ΔS <0 и по таблице 4 определим знак ΔG: при высоких температурах изменение энергии Гиббса может быть положительной величиной, а при достаточно низких температурах - отрицательной. Следовательно, самопроизвольное протекание прямого процесса возможно при достаточно низких температурах; при высоких температурах протекает обратная реакция. Реакция термодинамически обратима.

5. Рассчитаем константу равновесия.

Отсюда К_p = 10^80,34 при (298 К)

Такое большое значение константы равновесия свидетельствует о том, что в стандартных условиях идет практически только прямая реакция.

6. Увеличение температуры на 100° не отразится на направлении процесса. Для того, чтобы реакция пошла в обратном направлении необходимо повышение температуры до 4905К (см.п.4) Рассчитаем К₅₀₀₀ (изменениями ΔН° _Т и ΔS ° _Т с ростом температуры можно пренебречь):

Отсюда K=10^-0,.975=0.798<1

Следовательно, при Т=5000 K реакция идет в обратном направлении. При повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической (обратной) реакции.

7. Так как реакция гомогенная, то выражение для К:

2H₂(г)+ O₂(г) = 2H₂O(г)

Обозначим начальные концентрации веществ:

[H₂]₀ = 2 моль/л; [O₂]₀ = I моль/л; [H₂O]₀ = 0.

Необходимо рассчитать равновесные концентрации, если К= 1,2032≈1,2. Примем равновесную концентрацию [H₂O]_равн = х, тогда

[О₂]_равн=(1-0,5х); [Н₂]_равн.=(2-х)

Подставим значение равновесных концентраций в выражении для константы равновесия (К) и получаем уравнение с одним неизвестным

8. Согласно уравнению Менделеева-Клапейрона PV=nRT где n - количество вещества газа (моль).

При неизменных V и Т: . Реакция идет с уменьшением числа моль газа. Следовательно, давление при протекании реакции в прямом направлении уменьшается.

9. Реакция экзотермическая и с большей скоростью протекает в прямом

→ →

направлении так какE_a¹ < E_a²

Энергетический профиль экзотермической реакции

10. По уравнению Аррениуса

Z - общее число столкновений между молекулами в секунду. Из уравнения видно, что чем больше Е_а, тем больше влияние температуры на скорость реакции.

Температурный коэффициент (γ) связан с энергией активации (Е_а) соотношением:

← →

Е_а² > Е_а¹ следовательно, γ² > γ¹

Таблица 2.