Изотерма химической реакции и ее применение для подбора условий проведения реакций

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение

высшего профессионального образования

«Чувашский государственный университет имени И.Н.Ульянова»

 Факультет             химико- фармацевтический

 Кафедра                физической химии и ВМС

         

Расчетно-графическая работа

По дисциплине «Физическая химия»

на тему:

«Изотерма химической реакции и ее применение для подбора условий проведения реакций»

 

     Студент гр. Х-11-11   Васильева С.А.

     Проверил         к.х.н доцент Колямшин О.А.

 

 

 

 

 

Чебоксары 2014

Содержание

 

 

 

1. Введение…………………………………………………………..3
2. Химическое равновесие в гомогенных системах………………4
3. Уравнение  изотермы Вант – Гоффа…………………………....6
4. Правило Вант-Гоффа…………………………………………….8
5. Литература ……………………………………………………….9

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Введение

 

Уравнение изотермы Вант-Гоффа позволяет рассчитать максимальную работу химической реакции и тем самым определить возможность её самопроизвольного протекания в каких-либо конкретных условиях (при температуре Т и концентрациях реагентов Ci или парциальных давлениях Pi).По условиям проведения реакции делятся на изотермические и неизотермические. Изотермические реакции протекают при постоянной температуре, а неизотермические – при непостоянной температуре. Химическое взаимодействие реагентов может происходить с выделением или без выделения тепла, в связи, с чем и происходит изменение температуры реакции.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Химическое равновесие в гомогенных системах.

 

     Химическая  реакция (система) называется гомогенной, если все её участники находятся в одной фазе. Рассмотрим в общем виде гомогенную химическую реакцию, все участники которой находятся в газовой фазе:

 

А + bB = mM + nN

 

Изменение энергии Гиббса для химической реакции составит:

 

ΔG =( mG(M) + nG(N)) – (

G(A) + bG(B)),

 

     где G(i) – молярная энергия Гиббса  i - го участника реакции.

Изменение энергии Гиббса для  i–го  участника реакции составит:

 

dG(i) = VdP(i) – S(i)dT

 

     Если реакция протекает при постоянной температуре, то dT = 0 и тогда можно записать:

dG(i) = VdP(i)

   

     Считая, что  каждый участник реакции является  идеальным газом, уравнение (4.4) можно  записать в виде:

 

dG(i) = RT

= RTdlnP(i)

 

     Проинтегрируем    уравнение    в    пределах    стандартное     состояние

  ( G , P ) – состояние газa на начало реакции (G(i), Po,(i)):

 

 

     После интегрирования  получим:

 

G(i) – G

= RTln

 

 

     Давление газа  в стандартном состоянии равно  одной атмосфере. Тогда для каждого  участника реакции получим:

 

G(i) = G

+ RTlnPo,(i),

 

     где  Ро,(i) – парциальное давление  i-го  участника реакции на начало реакции.

      Примет вид:

 

ΔG = mG

+ mRTlnPo(M) + nG + nRTlnPo(N) -

-

G - RTlnPo(A) - bG - bRTlnPo(B)

 

или

ΔG = mG

+ nG - G - bG + RTln

   

Обозначим        

                            

mG

+ nG - G - bG =  ΔG0

 

     Тогда

G  =   ΔG0  + RTln

 

     Если в химической  реакции имеет место состояние  равновесия, ΔG = 0 и парциальные давления участников реакции будут иметь равновесные значения, то:

ΔG0 = - RTln

,

 

     где   P(i) – равновесное парциальное давление i–го участника реакции;

             ,b, m и n  –  стехиометрические коэффициенты участников реакции.

     Выражение  обозначают буквой КР и   называют константой равновесия химической реакции, а уравнение

 

КР =  

 

законом действующих масс.

 

 

 

 

 

 

Уравнение  изотермы Вант – Гоффа

 

  Таким образом, константа равновесия любой гомогенной химической реакции, протекающей в газовой фазе, равна произведению равновесных парциальных давлений продуктов реакции, делённому на произведение равновесных парциальных давлений исходных веществ,  в  степенях, соответствующих стехиометрическим коэффициентам участников реакции.

     Константа  равновесия химической реакции  не зависит от равновесных  парциальных давлений участников  реакции, а зависит только от  температуры и природы участников  реакции. Если в установившемся  состоянии равновесия изменить  хотя бы одно из равновесных  давлений участников реакции, то  равновесие в реакции будет  нарушено. В системе начнет протекать  химическая реакция до тех  пор, пока не установится новое  состояние равновесия  с отличающимися  от первоначального состояния  равновесными парциальными давлениями  участников реакции. Однако численное  значение константы равновесия  останется таким же как и при прежнем состоянии равновесия.

    

 

ΔG0 = - RTlnKP,

 

     где  ΔG0 – стандартное изменение энергии Гиббса для химической реакции;

             КР –  константа равновесия химической реакции.

    

 

ΔG  =   - RTlnKP + RTln

 

     Уравнение  называют уравнениями изотермы Вант – Гоффа.

     Для любой  химической реакции уравнение  изотермы Вант – Гоффа можно  записать в виде:

 

                    ΔG = ΔG0 + RTΣnilnP0,(i)                     

 

или

               ΔG = - RTlnKP + RTΣnilnP0,(i) ,                

  

     где  P0,(i) -  парциальное давление i-го участника реакции на начало реакции;

             ni – стехиометрический коэффициент i –го участника реакции.

 

 

.     Если парциальные давления участников реакции выражены в Паскалях, то уравнение изотермы Вант – Гоффа   можно записать в виде:

 

ΔG =  ΔG0 + RTΣnilnP0,(i) + 95,832ΔnT

 

     Cтандартное изменение энергии Гиббса для химической реакции  в этом  случае выразится уравнением:

 

ΔG0 = - RTlnKP - 95,832ΔnT ,

    

где  Δn  – изменение числа молей газообразных участников реакции;

ΣnilnP0,(i) -  разность между суммой логарифмов  начальных (до реакции)

давлений    газообразных     продуктов    реакции    и   суммой логарифмов   начальных    парциальных   давлений  исходных веществ.

     Изменение числа молей газообразных участников реакции составит:

                                              Δn = (m +n) – ( +  b)                     

                      

     По своему  внешнему виду выражение  ΣnilnP0,(i) похоже на уравнение константы равновесия химической реакции, только в него входят не равновесные, а  начальные парциальные давления участников реакции в   степенях, соответствующих стехиометрическим коэффициентам участников реакции.

                   

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Правило Вант-Гоффа

 

    Эмпирическое правило, позволяющее в первом приближении оценить влияние температуры на скорость химической реакции в небольшом температурном интервале (обычно от 0 °C до 100 °C). Я. Х. Вант-Гофф на основании множества экспериментов сформулировал следующее правило:

При повышении температуры на каждые 10 градусов константа скорости гомогенной элементарной реакции увеличивается в два—четыре раза.

Уравнение, которое описывает это правило, следующее:

 

 

где   — скорость реакции при температуре  ,   — скорость реакции при температуре  ,   — температурный коэффициент реакции (если он равен 2, например, то скорость реакции будет увеличиваться в 2 раза при повышении температуры на 10 градусов).

Следует помнить, что правило Вант-Гоффа применимо только для реакций с энергией активации 60-120 кДж/моль в температурном диапазоне 10-400oC. Правилу Вант-Гоффа также не подчиняются реакции, в которых принимают участие громоздкие молекулы, например, белки в биологических системах. Температурную зависимость скорости реакции более корректно описывает уравнение Аррениуса.

Из уравнения Вант-Гоффа температурный коэффициент вычисляется по формуле:

 

 

 

 

 

 

Литература

1.Коровин  Н.В., Масленникова Г.Н., Мингулина Э.И., Филиппов Э.Л. Курс общей физической химии. - М.: Высшая школа, 1990. - С. 109-110, 140-141

2.Кинетика  термодинамичкая и Термодинамика химическая. М.И.Тёмкин

        3. Большой энциклопедический словарь. Химия.   М., 2001.

        4. Кузнецов В.И. Общая химия. Тенденции развития. М., 1989.

5. Химия//Химический  энциклопедический словарь. М., 1983. 6. www.ermine.narod.ru