Пример 13

Пример 12

Пример 11

К газу при круговом процессе подведено 270кДж теплоты. КПД равен 0,48.

Определить работу и количество теплоты, отданное теплоприёмнику.

W -? Q2 -?	Используем формулы для КПД Q2 = Q1 - hQ1 Q1 – Q2 = W Q2 = 270 – 0,48×270 = 140,4 (кДж) W = 270 –140,4 = 129,6 (кДж)
Q1 = 270 кДж h = 0,48

Выяснить возможность протекания реакции при стандартных условиях

3С₂Н_2Г ® С₆Н_6Ж

DGx -?	Используя формулу
DG°m(C6H6)жс = 124,38 кДж/моль DG°m(C2H2) = 209,21 кДж/моль	DG°x = åDG°m(прод) – åDG° m(исх), то есть DG°х = DG°m(C6H6)ж – 3·DG°m(C2H2)г Для этого воспользуемся справочной литературой и выпишем значения DG° m веществ по приложению 3. DG°x = 124–3∙209,21 = – 503,21 кДж< 0. Так как DG<0, то данная реакция при стандартных условиях протекать может.

При низких температурах (стандартных условиях) окисление SO₂ не происходит. Определить температуру, выше которой эта реакция может быть использована в химической технологии.

2SO_{2 г} + О ₂ ® 2SO _3г.

1) Данная реакция возможна, если DG£0 Þ для решения этой задачи используем формулу: DG°_х=DH°_х – T·DS° _х £0 Þ DH° _х £ T·DS° _х

T ³ DH°_х /DS° _х

2) Определяем DН°_х и DS°_х при стандартных условиях, для этого используем справочную литературу приложение 3

DH°_х = åDH° _{m (прод)} – åDH° _{m (исх)}.

DS° _х = åS° _{m (прод )} – åS° _{m (исх)}.

Т -?	DH°х = (2×DН°m(SO3) – (2DH°m(SO2)+DH°m(O2))
DН ° m(SO2)г = – 296,9 кДж/моль DН ° m(O2)г = 0 кДж/моль DН ° m(SO3)г = – 395,85 кДж/моль S ° m(SO2)г = 248,07 кДж/(моль×К) S ° m(O2)г = 205,04 кДж/(моль×К) S ° m(SO3)г = 256,69 кДж/(моль×К)	DS° х = 2·(S°m(SO3) – (2·S°m(SO2)+S°m(O2)) DH°х = (2×(– 395,85) – (2×(– 296,9 + 0) = – 197,9 кДж DS° х = 2×256,69 – (2×248,07+205,04) = – 187,8 Дж/К = = – 187,8×10^-3 кДж/К Т ³ – 197,9/(– 187,8×10^-3) = 1053,8 К.

Вопросы для самоконтроля по теме «Основы термодинамики»

1.В адиабатическом реакторе непрерывного действия происходит изменение температуры, хотя она и не совершает работу. Как ведёт себя при этом внутренняя энергия?

2.Почему при таянии льда, несмотря на приток теплоты, температура системы остаётся постоянной?

3.Объясните различие между:

а) теплоёмкостью и теплотой;

б) законом Гесса и Первым законом термодинамики.

4.Объяснить причину остывания горячего тела, окружённого более холодной средой.

5.Как изменится энтропия в процессе кипения системы?

6.Проанализируйте процесс парообразования на Р-V; Т-S диаграммах воды.

Тема 1.3. Химическая кинетика

Данный раздел физической химии изучает скорость и механизм протекания химических реакций, зависимость влияния различных факторов на скорость протекания реакции.

Средняя скорость реакции υ рассчитывается по формуле:

υ = ±Dп/(VDt) = ±Dc/Dt = ± (c₂ – c₁)/(t₂-t₁)

п - количество вещества (моль);

V – объём (м³);

t (тау) – время (с);

c – концентрация (моль/м³).

Мгновенная или истинная скорость – первая производная концентрация по времени.

υ = ±dc/dt

Для реакции: аА + bB = cC + dD

Знак «+» - концентрацию веществ рассматривают по прибыли продуктов реакции (С+D).

Знак «-» - концентрацию рассматривают по убыли исходных веществ (А+B).

Скорость всегда положительна!

Основной закон кинетики – закон действия масс (впервые сформулирован в 1865г Бекетовым)

Для реакции: аА + bB = cC + dD

Скорость химической реакции при T=const прямо пропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих веществ (парциальных давлений – для газов), взятых в степени, равной стехиометрическому коэффициенту соответствующего вещества в уравнении реакции.

υ = kС_A^a × С_B^b или υ = k[A]^a×[B]^b

Для газообразных веществ вместо концентраций используют парциальные давления

υ = kP_A^a × P_B^b

k – константа скорости реакции.

Константа скорости реакции зависит от природы веществ и температуры, не зависит от концентрации или давления

Химические реакции классифицируют:

1. по молекулярности;

2. по порядку реакций.

Общий кинетический порядок (n) реакции выражается суммой величин показателей степени при концентрации реагирующих веществ в кинетическом уравнении для скорости химической реакции.

Кинетическое уравнение – это математическая форма зависимости скорости от концентрации реагирующих веществ

0 £ n £ 3

1) Реакция нулевого порядка n = 0 υ = k ₀ c°

Скорость постоянна во времени и не зависит от концентрации.

2) Реакция первого порядка n = 1 для реакции А ® продукты υ = k _I [A]¹

3) Реакции второго порядка n = 2 А + В ® продукты 2А ® продукты

υ = k _II [A] ¹ [B] ¹ 1+1 = 2 (второй порядок)

υ = k _II [A] ²

4) Реакции третьего порядка n = 3

A + B + C ® продукты 2А + B ® продукты 3А ® продукты

υ = k _III ×[A] ¹ [B] ¹ [C] ¹ 1+1+1 = 3 (третий порядок)

υ = k _III× [A] ² [B] 2+1 = 3 (третий порядок)

υ = k _{III ×}[A] ³

Кинетический порядок определяется механизмом реакции.

Разберём кинетическое уравнение реакции первого порядка

А ® продукты

В начальный момент t = t₀ концентрация [А] = а (максимальна)

По истечении времени t = t₁ концентрация А уменьшается [A] = а – х.

х – уменьшение концентрации.

- кинетическое уравнение реакции 1-го порядка.

[k _I ] = время ^{– 1} (с^{- 1}; ч^{- 1}; сутки^{- 1} )

Период полураспада – это время, за которое прореагировало половина исходного вещества.

t _1/2 = ln 2/k _I.

Кинетическое уравнение реакции 2-го порядка

А + В ® продукты

a, b – концентрации А, В в начальный момент времени

a – x, b – x - уменьшение концентраций А, В в ходе реакции.

В химическую реакцию вступают только активные молекулы (скорость их выше средней и обладающие большим запасом энергии).

Энергия, необходимая для перевода частиц 1 моль вещества из стабильного состояния в активное называется энергией активации Еакт (Дж).

Её определяют по формуле Аррениуса

или преобразуя

Влияние различных факторов на скорость реакции:

1. Природа реагирующих веществ;

2. Концентрация;

3. Катализатор;

4. Температура;

Влияние температуры выражается приближённым правилом Вант Гоффа:

При повышении температуры на 10°С при постоянном давлении скорость реакции возрастает 2 – 4 раза.

k ₂ /k ₁ = g ^(t2-t1)/10

g - температурный коэффициент скорости.

k ₂ ,, k ₁ – константы скорости реакции при температурах t₂ и t₁.

Прологарифмировав это уравнение, получаем следующую формулу Вант Гоффа:

В условиях производства в реагирующей системе наряду с основной реакцией протекают побочные, приводящие к расходованию исходных веществ, но не дающие целевых продуктов. Для этого введём понятие селективность процесса S_пр

m _Ц– масса целевого продукта

å m _Ц+П– сумма масс всех продуктов реакции.

Примеры решения задач по теме «Химическая кинетика»

Дата добавления: 2014-11-18