Выбор термодинамических свойств веществ

Московский Государственный Университет Тонких Химических Технологий

Им. М.В.Ломоносова

 

Кафедра физической химии.

 

 

Домашнее задание на тему:

 

«РАСЧЕТ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ»

 

 

Вариант 6

 

                                                                     Работу выполнил: Горшков Д.М.

                                                                     Студент группы: Х-32

                                                                     Руководитель работы: Зобнина А.Н.

 

МОСКВА  2014
  Введение.

Термодинамика, как раздел физической химии, изучает зависимости термодинамических свойств веществ от их состава и агрегатного состояния.

Химическая термодинамика базируется, прежде всего, на трех началах термодинамики.

 

Первое начало термодинамики и его важнейшее следствие – закон Гесса – позволяет рассчитать тепловые балансы различных процессов, в том числе и химических реакций.

 

Второе начало термодинамики (или второй закон термодинамики) позволяет установить, как изменение внешних условий (например, температуры, давления) влияет на равновесие и, следовательно, какими они должны быть, чтобы рассматриваемый процесс мог совершаться самопроизвольно (то есть без затраты работы извне) в нужном направлении и с оптимальными результатами.

 

С помощью третьего закон термодинамики (закона об абсолютном значении энтропии) можно вычислить константу равновесия химической реакции, а следовательно, и максимально возможный выход продукта реакции, не прибегая к опытному ее определению ни при одной из температур.

 

Химическая термодинамика широко используется в нефтехимической, топливной, металлургической и других отраслях химической промышленности, а также в смежных отраслях, таких как физика, биология, геология, геохимия и др.

 

Целью термодинамического расчета является выбор оптимальных условий протекания химических реакций с максимальным выходом целевых продуктов. Экспериментальным путем остается лишь найти условия, благоприятствующие протекания процесса с достаточной скоростью.

 

Условия расчета:

 

Реакция	T,K	P,атм	n1	n2	n3	n4	M
С2Н6=C2H4+H2	1375	8	1,8	2,2	5	-	0,5

 

Все вещества в данной реакции являются газами.

При записи уравнений будем использовать следующие обозначения:

1) Индекс «i» всегда будет относится к конечным продуктам

2) Индекс «j» к исходным

3) Индекс «k2 к любому участнику реакции.

ΔΗ⁰_T – стандартное изменение энтальпии при данной Т (кДж/моль, Дж/моль)

ν_k – стехиометрические коэффициенты компонентов реакции

Т – температура в кельвинах

Δ_rH°_T - стандартный тепловой эффект реакции при заданной Т

С_р – изобарная теплоемкость вещества (Дж/моль*К)

S⁰_Т – стандартная энтропия вещества (Дж/моль*К)

Δ_rC_p – изменение теплоемкости в ходе химической реакции.

ΔН_j ΔK_j – константы интегрирования уравнение Кирхгофа и Вант-Гоффа

Δ_rG°_T – стандартное изменение энергии Гиббса (кДж/моль, Дж/моль)

Δ_rG_T – изменение энергии Гиббса в ходе процесса (кДж/моль, Дж/моль)

К_р, К_р – константы равновесия реакции, выраженные через парциальные давления или молярные концентрации компонентов соответственно

N – количество вещества (моль)

X – молярная доля компонента

R – газовая постоянная

α – количество вещества, прореагировавшего в реакции

 

 

Выбор термодинамических свойств веществ

 

Для проведения расчета нам необходимо знать некоторые свойства веществ, участвующих в реакции. Прежде всего, нам нужны стандартные теплоты образования, стандартные абсолютные энтропии и теплоемкости веществ. [1]

 

Таблица № 1

 

Вещество	ΔΗ0298, КДж/моль	ΔS0298, Дж/моль×К	Ср				ΔТ
			a	b×103	с×106	c’×10-5
C2H6(g)	-84,67	229,49	5,75	175,11	-57,85	-	298-1500
C2H4(g)	52,30	219,45	11,32	122,01	-37,90	-	298–1500
H2(g)	0	130,52	27,28	3,26	-	0,5	298–3000

2. Расчет стандартного теплового эффекта реакции при Т=298 К

 

Используя значения стандартных теплот образования, на основе 1ого следствия закона Гесса (тепловой эффект химической реакции равен разности сумм стандартных теплот образования продуктов и стандартных теплот образования реагентов с учетом стехиометрических коэффициентов), рассчитываем стандартный тепловой эффект реакции:

Δ_rH°₂₉₈ = Σν_iΔ_fH°_пр. - Σν_jΔ_fH°_реаг.;

Δ_rH°₂₉₈ = Δ_fH°(C₂H_4(g))+Δ_fH°(H_2(g)) - Δ_fH°(C₂H_6(g))=52,30+0-(-84,67)=136,97 кДж/моль=136970 Дж/моль

 

Полученный результат показывает, что прямая реакция эндотермическая (идет с поглощением тепла) и по принципу Ле-Шателье, повышение температуры способствует продуктов.

 

 

Расчет изменения стандартной энергии Гиббса и стандартной энтропии реакции

 

Рассчитаем значения Δ_rG°_т (Дж/моль) и Δ_rS°_т (Дж/моль·К) в том же интервале температур.

T,K	ΔrG°т, Дж/моль	ΔrS°т, Дж/моль·К
1075	-788,01485	134,7914
1125	-7529,7404	134,8916
1175	-14276,138	134,9766
1225	-21026,505	135,0517
1275	-27780,496	135,1217
1325	-34537,961	135,1909
1375	-41298,969	135,2632
1425	-48063,742	135,3417
1475	-54832,664	135,4295

 

 

Можно сделать вывод, что при увеличении температуры стандартная энергия Гиббса и энтропия увеличиваются.

 

 

Таблица № 3

 

Вещество	n нач, моль	P’ общ, атм	p’i, атм	P” общ = МРобщ, атм	p”i, атм
С3Н8	0,8	1	0,8	10	8
СН4	0,1	1	0,1	10	1
С2Н4	0,1	1	0,1	10	1

 

 

Московский Государственный Университет Тонких Химических Технологий

Им. М.В.Ломоносова

 

Кафедра физической химии.

 

 

Домашнее задание на тему:

 

«РАСЧЕТ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ»

 

 

Вариант 6

 

                                                                     Работу выполнил: Горшков Д.М.

                                                                     Студент группы: Х-32

                                                                     Руководитель работы: Зобнина А.Н.

 

МОСКВА  2014
  Введение.

Термодинамика, как раздел физической химии, изучает зависимости термодинамических свойств веществ от их состава и агрегатного состояния.

Химическая термодинамика базируется, прежде всего, на трех началах термодинамики.

 

Первое начало термодинамики и его важнейшее следствие – закон Гесса – позволяет рассчитать тепловые балансы различных процессов, в том числе и химических реакций.

 

Второе начало термодинамики (или второй закон термодинамики) позволяет установить, как изменение внешних условий (например, температуры, давления) влияет на равновесие и, следовательно, какими они должны быть, чтобы рассматриваемый процесс мог совершаться самопроизвольно (то есть без затраты работы извне) в нужном направлении и с оптимальными результатами.

 

С помощью третьего закон термодинамики (закона об абсолютном значении энтропии) можно вычислить константу равновесия химической реакции, а следовательно, и максимально возможный выход продукта реакции, не прибегая к опытному ее определению ни при одной из температур.

 

Химическая термодинамика широко используется в нефтехимической, топливной, металлургической и других отраслях химической промышленности, а также в смежных отраслях, таких как физика, биология, геология, геохимия и др.

 

Целью термодинамического расчета является выбор оптимальных условий протекания химических реакций с максимальным выходом целевых продуктов. Экспериментальным путем остается лишь найти условия, благоприятствующие протекания процесса с достаточной скоростью.

 

Условия расчета:

 

Реакция	T,K	P,атм	n1	n2	n3	n4	M
С2Н6=C2H4+H2	1375	8	1,8	2,2	5	-	0,5

 

Все вещества в данной реакции являются газами.

При записи уравнений будем использовать следующие обозначения:

1) Индекс «i» всегда будет относится к конечным продуктам

2) Индекс «j» к исходным

3) Индекс «k2 к любому участнику реакции.

ΔΗ⁰_T – стандартное изменение энтальпии при данной Т (кДж/моль, Дж/моль)

ν_k – стехиометрические коэффициенты компонентов реакции

Т – температура в кельвинах

Δ_rH°_T - стандартный тепловой эффект реакции при заданной Т

С_р – изобарная теплоемкость вещества (Дж/моль*К)

S⁰_Т – стандартная энтропия вещества (Дж/моль*К)

Δ_rC_p – изменение теплоемкости в ходе химической реакции.

ΔН_j ΔK_j – константы интегрирования уравнение Кирхгофа и Вант-Гоффа

Δ_rG°_T – стандартное изменение энергии Гиббса (кДж/моль, Дж/моль)

Δ_rG_T – изменение энергии Гиббса в ходе процесса (кДж/моль, Дж/моль)

К_р, К_р – константы равновесия реакции, выраженные через парциальные давления или молярные концентрации компонентов соответственно

N – количество вещества (моль)

X – молярная доля компонента

R – газовая постоянная

α – количество вещества, прореагировавшего в реакции

 

 

Выбор термодинамических свойств веществ

 

Для проведения расчета нам необходимо знать некоторые свойства веществ, участвующих в реакции. Прежде всего, нам нужны стандартные теплоты образования, стандартные абсолютные энтропии и теплоемкости веществ. [1]

 

Таблица № 1

 

Вещество	ΔΗ0298, КДж/моль	ΔS0298, Дж/моль×К	Ср				ΔТ
			a	b×103	с×106	c’×10-5
C2H6(g)	-84,67	229,49	5,75	175,11	-57,85	-	298-1500
C2H4(g)	52,30	219,45	11,32	122,01	-37,90	-	298–1500
H2(g)	0	130,52	27,28	3,26	-	0,5	298–3000

2. Расчет стандартного теплового эффекта реакции при Т=298 К

 

Используя значения стандартных теплот образования, на основе 1ого следствия закона Гесса (тепловой эффект химической реакции равен разности сумм стандартных теплот образования продуктов и стандартных теплот образования реагентов с учетом стехиометрических коэффициентов), рассчитываем стандартный тепловой эффект реакции:

Δ_rH°₂₉₈ = Σν_iΔ_fH°_пр. - Σν_jΔ_fH°_реаг.;

Δ_rH°₂₉₈ = Δ_fH°(C₂H_4(g))+Δ_fH°(H_2(g)) - Δ_fH°(C₂H_6(g))=52,30+0-(-84,67)=136,97 кДж/моль=136970 Дж/моль

 

Полученный результат показывает, что прямая реакция эндотермическая (идет с поглощением тепла) и по принципу Ле-Шателье, повышение температуры способствует продуктов.