Студопедия

КАТЕГОРИИ:


Архитектура-(3434)Астрономия-(809)Биология-(7483)Биотехнологии-(1457)Военное дело-(14632)Высокие технологии-(1363)География-(913)Геология-(1438)Государство-(451)Демография-(1065)Дом-(47672)Журналистика и СМИ-(912)Изобретательство-(14524)Иностранные языки-(4268)Информатика-(17799)Искусство-(1338)История-(13644)Компьютеры-(11121)Косметика-(55)Кулинария-(373)Культура-(8427)Лингвистика-(374)Литература-(1642)Маркетинг-(23702)Математика-(16968)Машиностроение-(1700)Медицина-(12668)Менеджмент-(24684)Механика-(15423)Науковедение-(506)Образование-(11852)Охрана труда-(3308)Педагогика-(5571)Полиграфия-(1312)Политика-(7869)Право-(5454)Приборостроение-(1369)Программирование-(2801)Производство-(97182)Промышленность-(8706)Психология-(18388)Религия-(3217)Связь-(10668)Сельское хозяйство-(299)Социология-(6455)Спорт-(42831)Строительство-(4793)Торговля-(5050)Транспорт-(2929)Туризм-(1568)Физика-(3942)Философия-(17015)Финансы-(26596)Химия-(22929)Экология-(12095)Экономика-(9961)Электроника-(8441)Электротехника-(4623)Энергетика-(12629)Юриспруденция-(1492)Ядерная техника-(1748)

Лекция 12




Смещение равновесия. Принцип Ле Шателье. Влияние температуры и давления на положение равновесия (экзо- и эндо- термические реакции, реакции с изменением объёма и неизменным объёмом). Влияние температуры на скорость обратимой реакции. Влияние температуры на степень превращения.

Лекция 11.

Используя свойство равновесных систем “подвижность” воздействием различных внешних факторов можно добиться смещения равновесия в нужном направлении и в достаточной степени для обеспечения хорошего выхода продуктов. Смещение (сдвиг) химического равновесия можно осуществлять изменением концентрации (давления) реагирующих веществ и температуры. Катализаторы не смещают химическое равновесие.

Принцип Ле Шателье: если на систему, находящуюся в устойчивом равновесии, воздействовать извне, изменяя температуру, давление или концентрацию реагирующих веществ, то равновесие смещается в том направлении, при котором эффект произведённого воздействия уменьшается.

Влияние концентрации или парциального давления определяется в соответствии с формулой константы скорости (равновесия): kC=cCO2cH2/cCOcH2O, например, для реакции CO+H2O↔CO2+H2 (1).

Если увеличить концентрации исходных реагентов, то увеличится и выход продуктов реакции. Если из смеси продуктов увести некоторое количество CO2 (связывая газ щелочью), то понижение концентрации CO2 приведёт к усилению прямой реакции. То есть для смещения равновесия слева направо необходимо увеличить концентрации исходных веществ (парциальные давления) или же уменьшить концентрацию (парциальное давление) одного из продуктов.

Рассмотрим влияние температуры и давления на примере обратимой реакции синтеза аммиака: N2+3H2↔2NH3+92 кДж (2). В соответствии с принципом Ле Шателье повышение температуры должно усиливать процесс, связанный с поглощением тепла, то есть обратную реакцию (распад аммиака), которая идёт с поглощением Q=92кДж. Прямую реакцию надо проводить с непрерывным отводом тепла, то есть с понижением температуры.

Давление смещает равновесие только в реакциях между газами, сопровождающихся изменением числа молей. Давление не оказывает никакого влияния на реакцию по уравнению (1). И, наоборот, на реакцию (2) давление оказывает влияние. Повышение давления должно сместить равновесие в сторону уменьшения числа молей в реакции, то есть в направлении увеличения выхода продукта. N2+3H2 2NH3

Влияние объёма обратно пропорционально давлению (pV=const). Если объём и давление постоянны, то положение равновесия остаётся неизменным.

Ранее (тема 2) мы рассматривали использование термодинамических методов для анализа реакций. Рассмотрим влияние температуры на константу равновесия.

Для малого изменения температуры ∆Т можно получить: ∆A/Q=∆T/T (из формул КПД). Подставим в первый закон термодинамики: ∆U+A=T*dA/dT (1), это уравнение называется уравнением Гиббса-Гельмгольца. Для изохорно-изотермического химического процесса: AV=RTlnkC (2), тогда (2) преобразуется после дифференцирования: dAV/dT=RlnkC+RT*dlnkC/dT. Подставляя в (1), получим: ∆U+ RTlnkC= RTlnkC+RT2*dlnkC/dT или ∆U= RT2*dlnkC/dT, учитывая ∆U=-QV, получим уравнение Вант-Гоффа (1884г): dlnkC/dT=-QV/ RT2 (3). Это уравнение называется уравнением изохоры химической реакции и применяется для процессов, протекающих при постоянном объёме. Для процессов при постоянном давлении можно получить аналогичное уравнение зависимости kP от температуры: dlnkP/dT=-QP/ RT2 (4) – уравнение изобары реакции. Применим уравнение (4) для реакции синтеза аммиака N2+3H2↔2NH3+92кДж. Так как тепловой эффект положителен (для прямой реакции), тогда dlnkP/dT<0, то есть константа kP данной реакции уменьшается с ростом температуры: kP=pCn3 /pAn1 *pBn2=p2NH3 /pN2 *p3H2. Уменьшение kP с ростом температуры связано с понижением парциального давления NH3 в реакционной смеси. Следовательно, с увеличением температуры усиливается обратная реакция (распад NH3) и равновесие смещается влево.

Для определения влияния температуры на смещение равновесия в ту или иную сторону, то есть на степень превращения исходных веществ в продукт реакции используют уравнения (3) и (4). Если эти уравнения продифференцировать, то при небольшом интервале температур можно получить формулы для подсчёта констант равновесия (kC2, kC1) при заданной температуре T2, если известны их значения при T1, тепловые эффекты QV и QP:

2,303lg*kC2/kC1= QV/R * (1/T2-1/T1); 2,303lg*kP2/kP1=QP/R * (1/T2- 1/T1).




Поделиться с друзьями:


Дата добавления: 2015-06-04; Просмотров: 451; Нарушение авторских прав?; Мы поможем в написании вашей работы!


Нам важно ваше мнение! Был ли полезен опубликованный материал? Да | Нет



studopedia.su - Студопедия (2013 - 2024) год. Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав! Последнее добавление




Генерация страницы за: 0.01 сек.