Константа равновесия. Условия

Химического равновесия и направление химической реакции

Цель работы

 

1. Методика расчета константы равновесия.

2. Определение направления химической реакции.

3. Определение степени завершенности реакции в

состоянии равновесия.

Условия химического равновесия

И направления химической реакции

 

Энергия Гиббса G определяется соотношением

 

, (4.1)

 

где H и S – соответственно энтальпия и энтропия системы; Т – температура.

При любом процессе, протекающем самопроизвольно при постоянных давлении и температуре, энергия Гиббса уменьшается, следовательно, условием протекания химической реакции является неравенство

 

, (4.2)

условием химического равновесия:

 

. (4.3)

 

Отсюда следует, что не может самопроизвольно протекать химическая реакция, для которой .

Другой важнейшей величиной в определении химического равновесия является константа равновесия, выражающая связь между концентрацией или парциальным давлением компонентов реакции в условиях равновесия – закон действующих масс.

Для реакции

 

(4.4)

 

константа равновесия через парциальные давления К_р или концентрацию К_с компонентов соответственно выражается

 

; . (4.5)

 

Константа равновесия обратимой реакции для данного состава реакционной смеси позволяет определить, в каком направлении и до какого предела протекает реакция в условиях, отличных от равновесия, с использованием уравнения изотермы

 

. (4.6)

 

При рассмотрении равновесий имеет значение особый случай, когда исходные вещества реагируют в своих стандартных условиях при парциальных давлениях, равных атмосферному, т.е. 1 атм. Из уравнения (4.6) следует, что при этом

 

. (4.7)

 

Величина называется стандартным или нормальным изменением энергии Гиббса. Из уравнения (4.7) следует, что условия равновесия и протекания реакции в прямом и обратном направлениях – К_р = 1, К_р > 1 и К_р < 1 соответственно.

Следует отметить, что положительная величина (или К_р < 1) означает полную невозможность протекания данной реакции в прямом направлении лишь в случае, когда все участники реакции имеют одинаковые парциальные давления, равные атмосферному. Если изменить эти давления, то, согласно уравнению (2.6), можно изменить направление реакции. Кроме того, К_р зависит от температуры, что тоже надо использовать при выборе оптимальных условий реакции.

Таким образом, для заданной реакции 2CO+O₂=2CO₂

 

[Дж/моль].

 

Подставив значения Т в уравнение (4.27), можно найти для любой температуры в заданном интервале температур. Нужно только помнить, что выражение получено при условии, что каждый компонент реакции не имеет фазового перехода в заданном интервале температур.

Вычислим, например, :

 

 

[Дж/моль].

 

.

 

Определение степени завершенности реакции

В состоянии равновесия

 

Степень завершенности реакции в состоянии равновесия можно характеризовать через долю прореагировавшего исходного вещества.

 

4.3.1. Первый пример расчета

 

Вычислим выход NO (х) при окислении азота при 4000 К

1/2 N_2газ + 1/2 О_2газ = NO_газ.

 

Исходное число молей N₂ и О₂ равно1/2.

Для данной реакции

 

. (4.8)

 

При равновесии парциальное давление N₂ и О₂ составляет 1/2(1 – х) атм, парциальное давление NO ‑ х атм. Тогда значение можно выразить через значение х:

 

. (4.9)

 

Значение К_р можно рассчитать любым из приведенных выше способов.

Например, при Т = 4000 К К_р = 0,3, следовательно, из выражения

 

 

получаем х = 0,13, т.е. выход NO при этой температуре составляет лишь 13 %.

Аналогично можно рассчитать выход в гетерогенных системах.

 

4.3.2. Второй пример расчета

 

Рассчитать выход реакции восстановления при Т = 873 К

 

FeO_т + CO = Fe_т + CO₂.

 

Любым из приведенных выше способов рассчитаем К_р. Например, при Т = 873 К К_р = 2,6.

Если исходное давление СО составляет единицу, то выход х можно найти из значения К_р:

 

. (4.10)

 

Выход составляет 72 %.

Задание

 

Для химической реакции (по заданию):

– изучить термодинамические характеристики компонентов реакции;

– изучить методику расчета константы равновесия химической реакции;

– рассчитать , результаты представить в виде таблиц и графиков зависимостей и ;

– сделать выводы о направлении реакции и влиянии температуры на выход продукта с определением оптимальных условий выхода продукта в заданном интервале температур.

Оформление отчета должно соответствовать требованиям стандарта предприятия.

 

Примеры задач

 

1. В изолированной системе самопроизвольно протекает химическая реакция с образованием некоторого количества конечного продукта. Как изменится энтропия такой системы?

2. В каких случаях термодинамические функции приобретают свойства термодинамических потенциалов?

3. Пользуясь справочными данными, вычислите стандартное изменение изобарно-изотермического потенциала при 25 °С для химической реакции MgCO_3(Тв) = MgO_3(Тв) + СО_2(г).

4. Напишите уравнение изотермы для реакции H₂ + Br₂ = 2HBr (все вещества в газообразном состоянии).

5. Определить направление химической реакции. Выбрать оптимальную температуру.

6. Рассчитать константу равновесия химической реакции в интервале температур. Определить оптимальный режим.

7. Определить степень завершенности химической реакции в равновесных условиях.

8. Какой термодинамический потенциал следует выбрать в качестве критерия направленности реакции, если она протекает в закрытом автоклаве при постоянной температуре? Каково условие самопроизвольного течения процесса, выраженное с помощью этого потенциала? Аргументируйте ответ.