'

ИЗУЧЕНИЕ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ МОСКВА, 2007   

Понравилась презентация – покажи это...





Слайд 0

МОСКОВСКИЙ ИНСТИТУТ ЭЛЕКТРОНИКИ И МАТЕМАТИКИ КАФЕДРА ОБЩЕЙ И ФИЗИЧЕСКОЙ ХИМИИ ИЗУЧЕНИЕ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ МОСКВА, 2007   


Слайд 1

Согласно общим законам термодинамического равновесия в изотермически-изобарных условиях все определяется значением энергии Гиббса: при самопроизвольном процессе dG<0 , при равновесии dG=0 (G минимально). Если в системе возможны химические реакции, то во всех этих условиях критерием самопроизвольного химического процесса будет ??idni < 0 , (1) А критерием равновесия ??idni = 0 , (2) где ?i – химический потенциал I –го компонента, а dni – изменение числа молей этого компонента.


Слайд 2

Следует отметить, что в случае химической реакции стехиометрические соображения не позволяют считать все изменения числа молей компонентов независимыми. Запишем уравнение химической реакции в самом общем виде ?1?1 + ?2?2 + …+ ?iФi = ?’1?’1+ ?’2?’2+ … + ?’j?’j (3) (здесь ?i, ?’j – формулы всех компонентов реакции, а ?i, ?’j - соответствующие стехиометрические коэффициенты ). Если в реакцию вступило dn1 молей вещества ?1 , то число молей вещества ?2, вступившего в реакцию, dn2, будет равно dn2 = -(?2/?1)dn1 . (4) Знак «минус» показывает, что изменение числа молей вещества, вступившего в реакцию, отрицательно.


Слайд 3

Для всех веществ, формулы которых в уравнении химической реакции написаны слева, справедливо аналогичное условие dnk = -( ?k/?1)dn1 , (5) а для веществ, написанных справа, dnl = +(?’l/?1)dn1 . (6) Поэтому условие химического равновесия (2) принимает вид ? ?i?i = 0 (7) При этом для всех веществ, записанных в (3) слева, соответствующие ? отрицательны, а для веществ, записанных справа, положительны.


Слайд 4

Таким образом, для решения проблемы химического равновесия необходимо вычислить выражение ??i?i и приравнять эту сумму нулю. Очевидно, что для такого вычисления необходимо знать выражения для химических потенциалов ?. Основной закон химического равновесия – закон действующих масс. Покажем, что уравнение (7) позволяет непосредственно и строго доказать справедливость этого закона. Рассмотрим случай, когда реакция (3) является идеально газовой гомогенной реакцией. Применим к этой реакции уравнение (7). Так как все компоненты реакции – идеальные газы, то химический потенциал каждого компонента описывается выражением ?i =?0i(T) + RT ln pi , (8) где pi – парциальное давление i-го компонента в смеси.


Слайд 5

Следовательно, ? ?i?i = ? ?i?0i(T) + ??i RT ln pi = 0 (9) Таким образом, ? ?ilnpi = - (? ?i?oi(T))/RT (10) При постоянной температуре правая часть (10) постоянна. Обозначим символом ln Kp (T). Итак, имеем ? ?i lnpi = ln Kp(T) (11) Эта формула и выражает закон действующих масс. Константа Kp(T) называется константой равновесия. Она связана со стандартным изменением энергии Гиббса выражением ?G 0T = - RT ln Kp(T) (12)


Слайд 6

Стандартная энергия Гиббса при температуре T реакции может быть представлена выражением ?G0T = ?H0T - T? S0T (13) В (13) стандартная энтальпия реакции ?H0T при температуре T Рассчитывается по уравнению Кирхгоффа ?H0T = ?H0298 + (14) Здесь ?H0298 – стандартный тепловой эффект реакции при T=298 K, вычисляемый по выражению ?H0298 = ? ?j?fH0298,j - ? ? i?fH0298,i (15)


Слайд 7

Величина ?С0p(T) – изменение стандартных теплоемкостей участников реакции ?C0p = ? ?jC0p,j – ? ?i C0p,i . (16) Она представляется обычно в виде многочлена ?C0p(T) =?a + ?bT + ?c’T-2 (17) Энтропия реакции ?S0T рассчитывается по формуле ?S0T = ?S0298 + (18) Здесь ?S0298 = ? ?j S0j,298 – ? ?i S0i,298 (19)


Слайд 8

Для следующих химических реакций рассчитать константу равновесия Kp при различных температурах: 1. SiCl2 + H2 = Si (s) + 2HCl SiCl4 + H2 = SiHCl3 + HCl 2SiCl2 = Si (s) + SiCl4


Слайд 9

Вычисление равновесных выходов продуктов реакции Знание величины константы равновесия Kp позволяет установить не только вероятность протекания рассматриваемой реакции при данных условиях, но и определить величины равновесных выходов продуктов. Равновесный выход продукта реакции – это количество продукта, находящегося в равновесной смеси исходных веществ и продуктов реакции при данных условиях.


Слайд 10

Химическое равновесие Для гомогенной реакции в газовой фазе


Слайд 11

Химическое равновесие Для гетерогенной химической реакции


Слайд 12

Схема расчета равновесных выходов 1 Считая реагирующие газы идеальными и используя закон Дальтона, можно выразить равновесное парциальное давление pi каждого участника реакции через его мольную долю Ni и общее давление Ptotal pi=Ni Ptotal= (ni /?ni) Ptotal Методы расчета: 1.По стехиометрическому составу исходной смеси Реакция A(g)+2B(g)-C(g) Число моль: *исходное состояние 1 2 0 *равновесное состояние (1-x) (2-2x) x


Слайд 13

Схема расчета равновесных выходов 2 * Общее число моль в равновесии ?n = 3-2x pA = ((1-x)/(3-2x))Ptotal ; pB= ((2(1-x))/(3-2x))Ptotal ; pC = (x/(3-2x))Ptotal ; Kp= ((x(3-2x)2)/(4(1-x)3))Ptotal-2 2. По исходным количествам реагентов Реакция A(g)+2B(g) - C(g) Число моль: * исходное состояние a b 0 * равновесное состояние a-x b-2x x * общее число моль в равн-ии ?n = a+b-2x


Слайд 14

Схема расчета равновесного выхода 3 pC =(x/(a+b-2x))Ptotal ; pA=((a-x)/(a+b-2x))Ptotal ; pB= ((b-2x)/(a+b-2x))Ptotal ; Kp= ((x(a+b-2x)2)/((a-x)(b-2x)2))Ptotal-2 3. Суммарное количество равновесной смеси равно 1 моль Реакция A(g)+2B(g)-C(g) * равновесное состояние (1/3)x (2/3)x 1-x


Слайд 15

схема расчета равновесных выходов 4 pA= xPtotal/3 ; pB= 2xPtotal /3 ; pC= (1-x)Ptotal ; Kp= ((27(1-x))/(4x3))Ptotal-2


Слайд 16

Пример. Константа равновесия реакции диссоциации тетраоксида диазота N2O4(g) - 2NO2(g) при 298 K равна Kp= 0.143. Рассчитайте равновесный выход продукта при давлении 1 атм. Решение. Реакция N2O4(g)-2NO2(g) Число моль исх. 1 0 Число моль равн. 1-x 2x Суммарное кол-во моль n=?ni=1-x+2x=1+x Парциальные давления равны p(N2O4) = [(1-x)/(1+x)]Ptotal = (1-x)/(1+x) p(NO2) = [2x/(1+x)]Ptotal = 2x/(1+x) Таким образом, Kp= 4x2/(1-x2) Отсюда


Слайд 17

Изучение химического равновесия: расчет стандартной константы равновесия и равновесного выхода для газофазной реакции с участием соединений кремния при условии Pобщ=1 атм. SiH4(г.)>Si(кр.)+2H2 T = 300 K, 1200 K SiH4(г.)>Si(кр.)+2H2 T = 600 K, 1500 K SiH4(г.)>Si(кр.)+2H2 T = 900 K, 1800 K SiCl4(г.)+2H2(г.)>Si(кр.)+4HCl(г.) T = 300 K, 1200 K SiCl4(г.)+2H2(г.)>Si(кр.)+4HCl(г.) T = 600 K, 1500 K SiCl4(г.)+2H2(г.)>Si(кр.)+4HCl(г.) T = 900 K, 1800 K SiCl4(г.)+H2(г.)>SiCl2(г.)+2HCl(г.) T = 300 K, 1200 K SiCl4(г.)+H2(г.)>SiCl2(г.)+2HCl(г.) T = 600 K, 1500 K SiCl4(г.)+H2(г.)>SiCl2(г.)+2HCl(г.) T = 900 K, 1800 K


Слайд 18

Изучение химического равновесия SiHCl3(г.)+H2(г.)>Si(кр.)+3HCl(г.) T=300 K, 1200 K SiHCl3(г.)+H2(г.)>Si(кр.)+3HCl(г.) T=600 K, 1500 K SiHCl3(г.)+H2(г.)>Si(кр.)+3HCl(г.) T=900 K, 1800 K SiCl2(г.)+H2(г.)>Si(кр.)+2HCl(г.) T=300 K, 1200 K 14. SiCl2(г.)+H2(г.)>Si(кр.)+2HCl(г.) T=600 K, 1500 K SiCl2(г.)+H2(г.)>Si(кр.)+2HCl(г.) T=900 K, 1800 K SiF4(г.)>Si(кр.)+2F2(г.) T=300 K, 1200 K 17. SiF4(г.)>Si(кр.)+2F2(г.) T=600 K, 1500 K 18. SiF4(г.)>Si(кр.)+2F2(г.) T=900 K, 1800 K


Слайд 19

SiCl4(г.)>Si(кр.)+2Cl2(г.) T=300 K, 1200 K 20. SiCl4(г.)>Si(кр.)+2Cl2(г.) T=600 K, 1500 K SiCl4(г.)>Si(кр.)+2Cl2(г.) T=900 K, 1800 K SiF4(г.)+2H2(г.)>Si(кр.)+4HF(г.) T=300 K, 1200 K 23. SiF4(г.)+2H2(г.)>Si(кр.)+4HF(г.) T=600 K, 1500 K SiF4(г.)+2H2(г.)>Si(кр.)+4HF(г.) T=900 K, 1800 K SiCl4(г.)+H2(г.)>SiHCl3(г.)+HCl(г.) T=300 K, 1200 K 26. SiCl4(г.)+H2(г.)>SiHCl3(г.)+HCl(г.) T=600 K, 1500 K 27. SiCl4(г.)+H2(г.)>SiHCl3(г.)+HCl(г.) T=900 K, 1800 K


Слайд 20

Изучение химического равновесия: расчет стандартной константы равновесия и равновесного выхода для газофазной реакции с участием соединений кремния при условии Pобщ=2 атм. SiH4(г.)>Si(кр.)+2H2 T = 400 K, 1100 K SiH4(г.)>Si(кр.)+2H2 T = 700 K, 1400 K SiH4(г.)>Si(кр.)+2H2 T = 1000 K, 1600 K SiCl4(г.)+2H2(г.)>Si(кр.)+4HCl(г.) T = 400 K, 1100 K SiCl4(г.)+2H2(г.)>Si(кр.)+4HCl(г.) T = 700 K, 1400 K SiCl4(г.)+2H2(г.)>Si(кр.)+4HCl(г.) T = 1000 K, 1600 K SiCl4(г.)+H2(г.)>SiCl2(г.)+2HCl(г.) T = 400 K, 1100 K SiCl4(г.)+H2(г.)>SiCl2(г.)+2HCl(г.) T = 700 K, 1400 K SiCl4(г.)+H2(г.)>SiCl2(г.)+2HCl(г.) T = 1000 K, 1600 K


Слайд 21

Изучение химического равновесия SiHCl3(г.)+H2(г.)>Si(кр.)+3HCl(г.) T=400 K, 1100 K SiHCl3(г.)+H2(г.)>Si(кр.)+3HCl(г.) T=700 K, 1400 K SiHCl3(г.)+H2(г.)>Si(кр.)+3HCl(г.) T=1000 K, 1600 K SiCl2(г.)+H2(г.)>Si(кр.)+2HCl(г.) T=400 K, 1100 K 14. SiCl2(г.)+H2(г.)>Si(кр.)+2HCl(г.) T=700 K, 1400 K SiCl2(г.)+H2(г.)>Si(кр.)+2HCl(г.) T=1000 K, 1600 K SiF4(г.)>Si(кр.)+2F2(г.) T=400 K, 1100 K 17. SiF4(г.)>Si(кр.)+2F2(г.) T=700 K, 1400 K 18. SiF4(г.)>Si(кр.)+2F2(г.) T=1000 K, 1600 K


Слайд 22

Изучение химического равновесия SiCl4(г.)>Si(кр.)+2Cl2(г.) T=400 K, 1100 K 20. SiCl4(г.)>Si(кр.)+2Cl2(г.) T=700 K, 1400 K SiCl4(г.)>Si(кр.)+2Cl2(г.) T=1000 K, 1600 K SiF4(г.)+2H2(г.)>Si(кр.)+4HF(г.) T=400 K, 1100 K 23. SiF4(г.)+2H2(г.)>Si(кр.)+4HF(г.) T=700 K, 1400 K SiF4(г.)+2H2(г.)>Si(кр.)+4HF(г.) T=1000 K, 1600 K SiCl4(г.)+H2(г.)>SiHCl3(г.)+HCl(г.) T=400 K, 1100 K 26. SiCl4(г.)+H2(г.)>SiHCl3(г.)+HCl(г.) T=700 K, 1400 K 27. SiCl4(г.)+H2(г.)>SiHCl3(г.)+HCl(г.) T=1000 K, 1600 K


Слайд 23


Слайд 24


Слайд 25


Слайд 26


×

HTML:





Ссылка: