166440 (Методика решения задач по теоретическим основам химической технологии), страница 4
Описание файла
Документ из архива "Методика решения задач по теоретическим основам химической технологии", который расположен в категории "". Всё это находится в предмете "химия" из , которые можно найти в файловом архиве . Не смотря на прямую связь этого архива с , его также можно найти и в других разделах. Архив можно найти в разделе "остальное", в предмете "химия" в общих файлах.
Онлайн просмотр документа "166440"
Текст 4 страницы из документа "166440"
ΔrН0298 =∑(ni• ΔсН0298) - ∑(nj• ΔсН0298)
где, ni и nj - количество вещества исходных веществ и продуктов реакции соответственно (численно равно коэффициенту в уравнении реакции), (моль).
В химических реакциях может одновременно изменяется и энергия системы и ее энтропия, поэтому реакция протекает в том направлении, в котором общая суммарная движущая сила реакции уменьшается. Если реакция происходит при постоянном температуре и давлении, то общая движущая сила реакции называется энергией Гиббса (ΔG0) и направление реакции определяется ее изменением.
Зависимость энергии Гиббса реакции от температуры описывается уравнением
ΔG0T=ΔH0T – TΔS0T
При стандартной температуре
ΔG0298=ΔH 0298– TΔS0298
ΔG0298 – стандартная энергия Гиббса, изменение энергии Гиббса при образовании 1 моль вещества из простых веществ в стандартных условиях, (кДж/моль).
Стандартную энергию Гиббса реакции рассчитывают по первому следствию из закона Гесса.
∆rG 0298= ∑(njΔfG0298) прод. -∑ (niΔfG0298)исход.
ΔS0298 - стандартная энтропия 1 моль вещества в стандартном условиях, (Дж/К*моль). Энтропию можно характеризовать как меру беспорядка (неупорядоченности) системы. Эта величина характеризует изменение температуры в системе.
Поскольку энтропия – функция состояния системы, ее изменение (ΔS) в процессе химической реакции можно подсчитать, используя следствие из закона Гесса.
ΔrS0298 =∑ (njΔfS0298) прод. –∑(niΔfS0298)исход
где, nj и ni – количество вещества продуктов реакции и исходных веществ соответственно (численно равно коэффициенту в уравнении реакции), (моль).
ΔrS0298 =∑ (niΔfS0298) исход –∑(njΔfS0298)прод
где, ni и nj - количество вещества исходных веществ и продуктов реакции соответственно (численно равно коэффициенту в уравнении реакции), (моль).
ΔrS0298 – стандартная энтропия реакции, (Дж/К).
ΔfS0298 – стандартная энтропия образования химического вещества, (Дж/К*моль).
Знак « - » перед членом TΔS0298 (энтропийным членом) ставится, для того чтобы при ΔH=0 сделать ∆G отрицательной величиной ΔG<0 – условие самопроизвольного протекания реакции.
Если пренебречь изменением ΔS0 и ΔН0 с увеличением температуры, то можно определить Травн, т.е. температуру, при которой устанавливается химическое равновесие химической реакции для стандартного состояния реагентов, т.е. из условия равновесия реакции ΔG=0 имеем 0=ΔrH 0298– TΔrS 0298, отсюда
Следует знать:
Если ΔS=0 (ΔS>0), ΔH<0(ΔH=0) то ΔG <0 – реакция протекает самопроизвольно, процесс протекает в прямом направлении (энергетически выгоден).
Если ΔS=0(ΔS<0), ΔH>0 (ΔH=0) то ΔG>0 – протекание реакции невозможна, возможна только в обратном направлении (энергетически невыгоден).
Если ΔS=0, ΔH=0 ΔG=0 – система находится в состоянии равновесия.
Примеры решения задач
1. Вычислить тепловой эффект реакции получения гидроксида кальция
СаО(т) + Н2О(ж) = Са(ОН)2(т), если теплота образование СаО(т) равна +635701,5Дж/моль, теплота образования Н2О(ж) +285835,5 Дж/моль и теплота образования Са(ОН)2 +986823 Дж/моль.
Решение:
Тепловой эффект реакции
СаО (т) + Н2О (ж) = Са(ОН)2(т) по первому следствию закона Гесса, будет равен теплоте образования Са(ОН)2(т) минус теплота образования Н2О(ж) и теплота образования (СаО(т)):
ΔrН0298 =∑(nj •ΔfН0298)прод - ∑(ni• ΔfН0298)исх.
ΔrН0298=1 моль•ΔfН0298(Са(ОН)2(т)) - (1 моль ΔfН0298(СаО(т)) +
+1 моль• ΔfН0298(Н2О (ж)))=1 моль*986823 Дж/моль - (1 моль* 635701,5 Дж/моль +
+ 1 моль*285835,5 Дж/моль)= 65 286 Дж.
Ответ: 65286 Дж.
2. Вычислите изменения энергии Гиббса в реакции димеризации диоксида азота при стандартной температуре, при 0 и 100ºС. Сделать вывод о направлении процесса.
Решение:
При стандартной температуре 298 К изменение энтальпии в реакции
2NO2 (г) N2O4(г) равно (первое следствие закона Гесса)
ΔrН0298 =∑(nj •ΔfН0298)прод - ∑(ni• ΔfН0298)исх.
Δ rН0298 =1 моль* 9660 Дж/моль – 2 моль*33800 Дж/ моль = - 57940 Дж
Изменение температуры равно
ΔrS0298 =∑ (nΔfS0298) прод. –∑(nΔfS0298)исход = 1 моль*304 Дж/моль*К -
–2 моль*234 Дж/моль*К = - 164 Дж/К
Зависимость энергии Гиббса реакции от температуры описывается уравнением
ΔG0T =ΔH0T – TΔS0T
При стандартной температуре
ΔrG0298=ΔH 0298– TΔS0298 = - 57940 Дж – (298 К*(-164 Дж/К)) = -9068 Дж/моль
Отрицательное значение энергии Гиббса реакции говорит о том, что смещении равновесия вправо (самопроизвольный процесс), т.е. в сторону образования диоксида азота.
При 0ºС (273К)
ΔrG0273 = -57940 Дж + 273К* 164 Дж/К = -13168 Дж/моль
Более высокое отрицательное значение ΔG273 по сравнению с ΔG0298 свидетельствует о том, что при 273 К равновесие еще больше смещено в сторону прямой реакции.
При 100ºС (373 К)
ΔrG373 = -57940 Дж + 373К*164 Дж/К = 3232 Дж/моль.
Положительная величина ΔG373 указывает на изменение направления реакции: равновесие смещено влево, т.е. в сторону распада димера N2O4 (реакция невозможна). Ответ: при 0ºС (273 К) ΔrG273= -13168 Дж/моль, реакция протекает самопроизвольно; при 100ºС (373 К) ΔrG373= 3232 Дж/моль, реакция невозможна.
3. Составьте термохимическое уравнение горения метана СН4 и рассчитайте объем воздуха, необходимый для сжигания 1моль метана, если известно, что при сгорании 5,6 л метана выделяется 220 кДж теплоты, содержание кислорода в воздухе равно 20%.
Решение:
СН4 + 2О2 = СО2 + 2Н2О, ∆Н<0
Находим количество вещества метана объемом 5,6 л
Если при сгорании СН4 количеством вещества 0,25 моль выделяется 220 кДж теплоты, то при сгорании СН4 количеством вещества 1 моль выделяется 880 кДж теплоты.
Термохимическое уравнение:
СН4 +2О2 = СО2+ 2Н2О+ 880 кДж
Из уравнения реакции видно, что на сгорание СН4 количеством вещества 1моль расходуется О2 количеством вещества 2 моль, на сгорание СН4 количеством вещества 0,25 моль расходуется х моль О2, откуда х = 0,5 моль.
Кислород количеством вещества 0,5 моль занимает объем 11,2 л.
В воздухе 20% кислорода, следовательно, объем воздуха будет равен
Ответ: 880 кДж, 56 л.
Задачи для самостоятельного решения
1. Рассчитайте, какая из ниже перечисленных реакций при стандартных условиях может идти самопроизвольно:
а) Fe(к) + Al2O3(к) = Al(к) + Fe2O3(к)
б) Al(к) + Fe2O3 (к)= Fe(к) + Al2O3(к)
в) CuSO4(к) + 2NH4OH(ж) = Cu(OH)2(к) + (NH4)2SO4(к)
г) Al2O3(корунд) + 3SO3 = Al2(SO4)2(к)
2. При сварке трамвайных рельсов используют термитную смесь, которую готовят, смешивая порошки алюминия и оксида железа (III) в количественном отношении 2:1. Термохимическое уравнение горения термитной смеси следующее: 2Al + Fe2O3= Al2O3 + 2Fe + 829,62 кДж. Сколько теплоты выделится при образовании: 1) 4 моль железа; 2) 1 моль железа?
3. Рассчитайте, достаточно ли теплоты, выделяющейся при сгорании 200 кг каменного угля, содержащего 82% углерода, для полного разложения 162 кг карбоната кальция, если для разложения 1 моль СаСО3 необходимо 180 кДж теплоты, а при сгорании 1 моль углерода, входящего в состав каменного угля, выделяется 402 кДж теплоты.
4. Процесс алюминотермии выражается химическим уравнением
8Al + 3 Fe3O4 = 4Al2O3 + 9Fe ΔH<0. Рассчитайте, сколько теплоты выделится при сгорании 1 кг термита.
5. Возможен ли обжиг колчедана массой 1т по следующему уравнению химической реакции 4FeS2 + 11O2 →2 Fe2O3 + 8SO2 ∆H<0
6. Вычислите тепловой эффект образования NH3 из простых веществ, при стандартном условии по тепловым эффектам реакции:
2H2 + O2 = 2H2O(ж) ΔН01 = -571, 68 кДж,
NH3 + 3O2 = 6H2O(ж) + 2N2 ΔН02 = -1530,28 кДж.
7. Стандартный тепловой эффект реакции сгорания этана равен -1560 кДж. Рассчитайте стандартную теплоту образования этана, если известно, что
ΔfН0298 (H2O)= -285,84 кДж/моль и ΔfН0298(СО2) = -396,3 кДж/моль.
8. Вычислите тепловой эффект реакции восстановления оксида железа водородом, пользуясь следующими данными.
FeO + CO = Fe + CO2 ΔН = -13,19 кДж
CO + 1/2O2 = CO2 ΔН = -283,2 кДж
2H2 + 1/2O2 = 2H2O(г) ΔН = -242 кДж
9. Протекание, какой из приведенных реакций восстановления оксида железа (III) наиболее вероятно при 298 К.
Fe2O3(k) + 3H2(г) = 2Fe(к) + 3H2O(к)
Fe2O3(k) + 3С(графит) = 2Fe(к) + 3СO(к)
Fe2O3(k) + 3СО(г) = 2Fe(к) + 3СО2(к)
10. В какой их перечисленных ниже реакций тепловой эффект ΔН0298 будет стандартной теплотой SO3(г)
а) S(г) + 3/2 O2 = SO3(г)
а) S(г) + 1/2 O2 = SO3(г)
а) S(к) + 3/2 O2 = SO3(г)
3.1.2 Химическое равновесие
При протекании химической реакции через некоторое время устанавливается равновесное состояние (химическое равновесие). Слово «равновесие» означает состояние, в котором сбалансированы все противоположно направленные на систему воздействия. Тело, находящееся в состоянии устойчивого равновесия, обнаруживает способность возвращаться в это состояние после какого-либо возмущающего воздействия.
Примером тела, находящегося в состоянии устойчивого равновесия, может служить шарик, лежащий на дне ямки. Если его толкнуть в одну или другую сторону, он вскоре снова возвращается в состояние устойчивого равновесия. В отличие от этого шарик, лежащий на краю ямки, находится в состоянии неустойчивого равновесия — достаточно ничтожного толчка, чтобы он необратимо скатился в ямку.
Оба этих примера являются примерами статического равновесия. В химии, однако, приходится сталкиваться не столько со статическими равновесиями, столько с динамическими («подвижными»). Динамическое равновесие устанавливается, когда оказываются сбалансированными два обратимых или противоположных процесса. Динамические равновесия подразделяют на физические и химические. Наиболее важными типами физических равновесий являются фазовые равновесия. Система находится в состоянии химического равновесия, если скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции.
Например, если скорость протекания реакции (константа скорости к1)
k1
А(г) + В(пар) АВ(г)
равна скорости обратной реакции (константа скорости k2)
k2
АВ(г) А(г) + В(пар)
то система находится в динамическом равновесии. Подобные реакции называются обратимыми, а их уравнения записывают с помощью двойной стрелки:
k1
А(г) + В(пар) АВ(г)
k2
Реакции, протекающие слева направо, называются прямой, справа налево – обратной.
Нужно подчеркнуть, что реакционная система остается в состоянии динамического равновесия лишь до тех пор, пока система остается изолированной. Изолированной называют такую систему, которая не обменивается с окружающей средой ни веществом, ни энергией.
Состояние химического равновесия обратимых процессов количественно характеризуется константой равновесия. Так, для обратимой реакции общего вида
k1
аA +bB сC + dD (1.2.1)
k2
константа равновесия К, представляющая собой отношение констант скорости прямой и обратной реакций, запишется
(1.2.2)
где, Кс – константа скорости реакции, зависящая от концентрации реагирующих компонентов; Сi или [ i ]- равновесная молярная концентрация i-того компонента;
a, b, c, d – стехиометрические коэффициенты веществ.
В правой части уравнения (1.2.2) стоят концентрации взаимодействующих частиц, которые устанавливают при равновесии, - равновесные концентрации.
Уравнение (1.2.2) представляет собой математическое выражение закона действующих масс при химическом равновесии. Для реакции с участием газов константа равновесия выражается через парциальные давления, а не через их равновесные концентрации. В этом случае константу равновесия обозначают символом Кр.
Рi - равновесные парциальные давления i-того компонента.
Сi - равновесная молярная концентрация компонентов.
a, b, c, d – стехиометрические коэффициенты веществ.
Состояние химического равновесия при неименных внешних условиях теоретически может сохраняться бесконечно долго. В реальной действительности, т.е. при изменении температуры, давления или концентрации реагентов, равновесии может «сместиться» в ту или иную сторону протекания процесса.
Изменения, происходящие в системе в результате внешних воздействий, определяется принципом подвижного равновесия – принципом Ле Шателье – Брауна. При воздействие на равновесную систему, любого внешнего фактора, равновесие в системе смещается в таком направлении, чтобы уменьшить воздействие этого фактора.
1. Влияние давления на равновесие химической реакции (для реакции, проходящей в газовой фазе).
aA + bB cC + dD
- если реакция идет с увеличением количества компонентов a + b < c + d, то повышение давления смещает равновесие химической реакции справа налево.
- если реакция идет с уменьшением количества компонентов a + b > c + d, при увеличении давления сдвиг равновесия произойдет слева направо.
- если количество компонентов одинаково a + b = c + d, то изменение давления не повлияет на положении равновесия.
2. Влияние инертного газа. Введение инертного газа подобно эффекту уменьшения давления (Ar, N2, водяной пар). Инертный газ не участвует в реакции.
3. Влияние изменения концентрации реагирующих веществ. При введение дополнительного количества вещества равновесие химической реакции сместиться в ту сторону где концентрация вещества уменьшается.
4. Влияние температуры на химическое равновесие реакции.
Если к равновесной системе подводится теплота, то в системе происходят изменения, чтобы ослабить это воздействие, т.е. процессы с поглощением теплоты. При экзотермических реакциях снижение температуру сместит равновесие слева направо, а при эндотермических реакциях повышение температуры сместит равновесие справа налево.
Зависимость Кр от температуры – уравнение Вант – Гоффа.
; ;
( ); lnkT1 – lnkT2 =
Примеры решения задач
1. Реакция соединения азота и водорода обратима и протекает по уравнению
N2 + 3Н2 2NН3. При состоянии равновесия концентрации участвующих в ней веществ были: [N2] = 0,01 моль/л, [Н2] = 2,0 моль/л, [NH3] = 0,40 моль/л. Вычислить константу равновесия и исходные концентрации азота и водорода.
Решение:
Для приведенной реакции
Подставляя значение равновесных концентраций, получим
= 2
Согласно уравнению реакции из 1 моль азота и 3 моль водорода получаем
2 моль аммиака, следовательно, на образование 0,4 моль аммиака пошло
0,2 моль азота и 0,6 моль водорода. Таким образом, исходные концентрации будут [N2] = 0,01 моль/л + 0,2 моль/л = 0,21 (моль/л),
[H2] = 2,0 моль/л + 0,6 моль/л = 2,6 (моль/л).
Ответ: Кравн = 2; С0 (N2) = 0,21 моль/л и С0 (Н2) = 2,6 моль/л.
2. Один моль смеси пропена с водородом, имеющей плотность по водороду 15, нагрели в замкнутом сосуде с платиновым катализатором при 320°С, при этом давление в сосуде уменьшилось на 25%. Рассчитайте выход реакции в процентах от теоретического. На сколько процентов уменьшится давление в сосуде, если для проведения эксперимента в тех же условиях использовать 1 моль смеси тех же газов, имеющей плотность по водороду 16?
Решение:
С3Н6 + Н2 С3Н8
1) Пусть ν(C3H6) = х, ν(H2) =1-x, тогда масса смеси равна
42х + 2(1 - х) = 2 • 15 = 30,
откуда х = 0,7 моль, т. е. ν(C3H6) = 0,7 моль, ν(H2) = 0,3 моль.
Давление уменьшилось на 25% при неизменных температуре и объеме за счет уменьшения на 25% числа молей в результате реакции. Пусть у моль Н2 вступило в реакцию, тогда после реакции осталось:
ν(C3H6) = 0,7 - у, ν(H2) = 0,3 – у, ν(C3H8) = у,
νо6щ = 0.75 =(0,7 - у) + (0,3 - у) + у, откуда y = 0,25 моль.
Теоретически могло образоваться 0,3 моль С3Н8 (H2 — в недостатке), поэтому выход равен . Константа равновесия при данных условиях равна
2) Пусть во втором случае ν(C3H6) = a моль, ν(H2) = (1 – а) моль, тогда масса смеси равна 42а + 2(1 - а) = 2 • 16 = 32, откуда, а= 0,75, т. е. ν(C3H6) = 0,75, ν(H2) = 0,25. Пусть в реакцию вступило b моль Н2. Это число можно найти из условия неизменности константы равновесия
=
Из двух корней данного квадратного уравнения выбираем корень, удовлетворяющий условию 0 < b < 0,25, т. е. b = 0,214 моль
Общее число молей после реакции равно
νoбщ =((0,75 - 0,214) + (0,25 - 0,214) + 0,214 - 0,786) моль, т. е. оно уменьшилось на 21,4% по сравнению с исходным количеством (1 моль). Давление пропорционально числу молей, поэтому оно также уменьшилось на 21,4%.
Ответ: выход С3Н8 — 83,3%; давление уменьшится на 21,4%.
Задачи для самостоятельного решения
1. В реакции между раскаленным железом и паром
3Fe(тв) + 4Н2О(г) Fe3O4(тв)+4Н2(г), при достижении равновесия парциальные давления водорода и пара равны 3,2 и 2,4 кПа соответственно. Рассчитайте константу равновесия.
2. Вычислите константы равновесия Кр КС газовой реакции
СО + Cl2 СОCl2, состав газовой смеси при равновесии был следующим (% по объему): СО=2,4, Cl2 =12,6, СОCl2 =85,0, а общее давление смеси при 20С составляло 1,033*105 Па. Вычислите ΔG реакции.
3. Рассчитайте константу равновесия при некоторой заданной данной температуре для обратимой реакции СО + Н2О СО2 + Н2, учитывая, что в состоянии равновесия концентрации участвующих в реакции веществ были равны [СО] = 0,16 моль/л, [Н2О] = 0,32 моль/л, [СО2] = 0,32 моль/л, [Н2] = 0,32 моль/л.
4. В стальном резервуаре находятся карбонат кальция и воздух под давлением 1 атм. при температуре 27°С. Резервуар нагревают до 800°С и дожидаются установления равновесия. Вычислите константу равновесия Кр реакции CaCO3 СаО + СО2 при 800°С, если известно, что равновесное давление газа в резервуаре при этой температуре равно 3,82 атм., а при 27°С СаСО3 не разлагается.
5. При постоянной температуре в гомогенной системе А + В = 2С установилось равновесие с равновесными концентрациями [А]=0,8 моль/ль, [В]=0,6 моль/л, [С]=1,2 моль/л. определите новые равновесные концентрации, если в систему дополнительно ввели 0,6 моль/л вещества В.
6. Как можно обосновать оптимальные условия промышленного синтеза аммиака с высоким выходом на основе термохимического уравнения реакции
N2 + ЗН2 2NH3 + 491,8 кДж и с учетом того, что при низких температурах скорость прямой реакции очень мала?
7. Вычислите константу равновесия ниже приведенных реакции, протекающей при стандартных условиях и при 400К.
а) Na2O(к) + CO2(г) → Na2CO3(к)
б) N2O4(г) = 2NO2(г)
8. Уравнение реакции окисления хлорида водорода
4НСl (г) + O2(г) = 2H2O(г) + 2Cl2(г) Вычислите константу равновесия этой реакции при Т=500К. Предположите способы увеличения концентрации хлора в равновесной смеси.
9. При смешении 2 моль уксусной кислоты и 2 моль этилового спирта в результате реакции СН3СООН + С2Н5ОН = СН3СООС2Н5 + Н2О к моменту наступления равновесия осталось 0,5 моль СН3СООН и С2Н5ОН, а также некоторое количество эфира и воды. Определите состав равновесной смеси, если смешивают по 3 моль СН3СООН и С2Н5ОН при той же температуре.
10. Вычислить начальные концентрации веществ в обратимой реакции
2СO +О2 2СО2 и константу равновесия, если равновесные концентрации составляют [СО]=0,44 моль/л, [О2]=0,12 моль/л, [СО2] =0,18 моль/л.
3.1.3 Химическая кинетика
Это раздел физической химии, изучающей скорость химических реакций, а в более широком смысле – закономерности их протекания.
Термин скорость реакции означает скорость, с которой образуются продукты, либо скорость, с которой расходуются агенты при протекании химической реакции. Химические реакции происходят с самыми разными скоростями. Со скоростью химических реакций связаны представления о превращении веществ, а также экономическая эффективность их получения в промышленных масштабах. Основным понятием в химической кинетике является понятие о скорости реакции, которая определяется изменением количества вещества реагентов (или продуктов реакции) в единицу времени в единице объема. Если при неизменном объеме и температуре концентрация одного из реагирующих веществ уменьшилась (или увеличилась) от значения с1 до значения с2 за промежуток времени от t1 до t2, то средняя скорость реакции составит
(1.3.1)
где Сi – изменения концентрации i-того компонента, моль/м3 или моль/л,
wi - скорость реакции, (моль/(л • с) или моль/м3 *с). Уравнение (1.3.1) подходит для реакций протекающих в гомогенном реакционном пространстве.
Если реакция протекает в гетерогенном пространстве, то выражение для скорости реакции по данному веществу i имеет вид (моль/м3 *с).
(1.3.2)
dni – изменение количества i-того компонента, моль; S- площадь, м2;
dt – изменение времени, с.
I. Продукты реакции или промежуточные соединения образуются при взаимодействии частиц в элементарном химическом акте. Число частиц в элементарном химическом акте называется молекулярностью реакции. Элементарные реакции бывают трех типов:
-
мономолекулярные А Р1+ Р2 + …
-
бимолекулярные А + В Р1+ Р2 +...
-
тримолекулярные 2А + В Р1+ Р2 + … 3А Р1+ Р2 + …,
А + В + С Р1+ Р2 + …
Четырехмолекулярных реакций не бывает, т.к. вероятность одновременного столкновения четырех молекул ничтожно мала.
Скорость реакции можно измерить, определяя количество реагента или продукта во времени. Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ и от условий, в которых реакция протекает. Важнейшими из них являются концентрация, температура и присутствие катализатора.
Рассмотрим реакцию между веществами А и В, протекающую по схеме
аА + вВ + …. → сС + dD + …
Скорость реакции зависит от концентраций А и В, однако заранее нельзя утверждать, что она прямо пропорциональна концентрации того или другого. Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ выражается основным законом химической кинетики — законом действующих масс: скорость элементарной химической реакции прямо пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.
Для элементарной реакции
n1А + n2В n3С + n4Е + …
w= или w = k [A]nA [B]nВ. (1.3.3)
Выражение такого типа называют кинетическим уравнением, где k - константа скорости (не зависит от концентрации реагирующих реагентов и времени); CA, CB – текущие концентрации реагирующих веществ; n1, n2 - некоторые числа, которые называются порядком реакции по веществам А и В соответственно. Порядок реакции совпадает со стехиометрическими показателями элементарной реакции. Порядок реакции n – сумма показателей кинетических степеней в химическом уравнении реакции. Сумма показателей степеней n1 + n2 = n называется общим порядком реакции. Для элементарной реакции общий порядок равен молекулярности, а порядок по веществам равны коэффициентам в уравнении реакции. Порядок реакции по i-тому компоненту не равен его стехиометрическому коэффициенту в химическом уравнении сложной реакции.
1. Реакции нулевого порядка. Скорость этих реакций не зависит от концентрации реагирующего вещества n=0. Из уравнений 1.3.1 и 1.3.3 получим следующее
w=k или . (1.3.4)
Интегрируя выражение (1.3.4) получаем:
CA,t=CA,0 – k0t, k0t = CA,0 – CA,t (1.3.5)
Введем понятие время полупревращения t1/2 – это время, в течение которого превращается половина исходного вещества.
Для реакции нулевого порядка в уравнение 1.3.5 подставим
t1/2=
2. Реакции первого порядка. Для реакции первого порядка n=1 типа
А Р1+ Р2 + …, скорость прямо пропорциональна концентрации вещества А:
w= ;
lnCA,t = lnCA,0 – kt
С=СА,t=CA,0 e-kt
t1/2=
3. Реакции второго порядка. Для реакции второго порядка n=2 типа
А + В Р1+ Р2 +..., если СА,0=СВ,0 кинетическое уравнение имеет вид
w= ;
t1/2
Для реакции второго порядка типа А + В Р + … если СА,0 СВ,0 кинетическое уравнение имеет вид
w=
Периоды полураспада вещества А и В, если СА,0 СВ,0, различны,
т.е. t1|2 (A) t1|2 (B).
4. Реакции третьего порядка. Кинетика реакции третьего порядка n=3 типа
2А + В Р1+ Р2 + … 3А Р1+ Р2 + …, А + В + С Р1+ Р2 + …
при равных начальных концентрациях описывается уравнением
w=
t1|2=
Для реакции А + В + С Р + …,если СА,0 СВ,0СС,0 кинетическое уравнение примет вид
w=
II. Выражение (1.3.1) записано для фиксированной температуры. Для приближенной оценки изменения скорости широко используется эмпирическое правило Вант-Гоффа, в соответствии с которым скорость химической реакции становится в 2-4 раза больше при повышении температуры на каждые 10°C. В математической форме зависимость изменения скорости реакции от температуры выражается уравнением
(1.3.4)
— скорость реакции при повышенной температуре Т2,
- скорость реакции при начальной температуре Т1; γ —температурный коэффициент скорости, показывающий, во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры на 10°С (2-4). Это позволяет предположить, что между скоростью реакции и температурой должна существовать экспоненциальная зависимость. Точное соотношение между скоростью реакции и температурой установил шведский химик Аррениус в 1899 г. Это соотношение, получившее название уравнение Аррениуса, имеет вид
(1.3.5)
где k – константа скорости реакции; А — постоянная, характеризующая каждую конкретную реакцию (константа Аррениуса, или «предэкспонента»);
Еa — постоянная, характерная для каждой реакции и называемая энергией активации, Дж; R — универсальная газовая постоянная Дж/(К*моль);
Т — температура, К.
Подчеркнем, что это уравнение связывает температуру не со скоростью реакции, а с константой скорости. Приведем уравнение Аррениуса для двух температур
III. Одно из наиболее сильных средств влияния на скорость реакции — присутствие в реагирующей системе катализатора - вещества, которое усиливают (а иногда и понижают - тогда его называют ингибитором) скорость химической реакции, но само не расходуется в этом процессе.
Примеры решения задач
1. Во сколько раз увеличится скорость химической реакции при повышении температуры с 0 до 50°С, принимая температурный коэффициент скорости равным трем?
Решение:
В математической форме зависимость изменения скорости реакции от температуры выражается уравнением
= γ
Температура увеличивается на 50°С, а γ = 3. Подставляя эти значения, получим = 3 = 243
Ответ: скорость увеличится в 234 раза.
2. Для реакции первого порядка А→2В определите время за которое прореагировало на 90% вещества А. Константа скорости реакции 1*10-4 с-1.
Решение:
А → 2В
; ;
C0,A- CA=0,9 C0,A
CA = 0,1 C0,A
k1t = lnC0,A- lnCA
Ответ: 64 ч.
3. Как изменится скорость реакции 2А+В2 2АВ, протекающей и закрытом сосуде, если увеличить давление в 4 раза?
Решение:
По закону действия масс скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих веществ: w= . Увеличивая в сосуде давление, мы тем самым увеличиваем концентрацию реагирующих веществ. Пусть начальные концентрации А и В равнялись [А] =а,
[В]=b. Тогда w=ka2b. Вследствие увеличения давления в 4 раза увеличились концентрации каждого из реагентов тоже в 4 раза и стали [A]=4a, [B]=4b.
При этих концентрациях w1 =k(4а)2 *4b = k64а2b. Значение k и обоих случаях одно и то же. Константа скорости для данной реакции есть величина постоянная, численно равная скорости реакции при молярных концентрациях реагирующих веществ, равных 1. Сравнивая w и w1, видим, что скорость реакции возросла в 64 раза. Ответ: скорость реакции возросла в 64 раза.
4. Энергия активации некоторой реакции в отсутствие катализатора равна
76 кДж/моль и при температуре 27°С протекает с некоторой скоростью k1. В присутствии катализатора при этой же температуре скорость реакции увеличивается в 3,38 • 104 раз. Определите энергию активации реакции в присутствии катализатора.
Решение:
Константа скорости реакции в отсутствие катализатора запишется в виде
= Ае = Ae-30,485.
Константа скорости реакции в присутствии катализатора равна
= Ае = Ае .
По условию задачи
=e – (- 30,485- )=3,38 * 104.
Логарифмируем последнее уравнение и получаем
30,485 - = 1n(3,38*104) = 10,43.
Отсюда Еа = 2493 • 20,057 = 50 кДж/моль.
Ответ: энергия активации реакции в присутствии катализатора равна 50 кДж/моль.
Задачи для самостоятельного решения
1. За какое время пройдет реакция при 60◦С, если при 20◦С она заканчивается за
40 с, а энергия активации 125,5 кДж/моль?
2. В загрязненном воздухе содержится примесь монооксида углерода, который образуется при неполном сгорании твердого топлива и работе двигателей внутреннего сгорания. Монооксид углерода медленно окисляется кислородом воздуха до диоксида углерода. Допустим, что при определенных условиях скорость такой реакции составляет 0,05 моль/л*с, а концентрация диоксида углерода равна 0,2 моль/л*с. Рассчитайте концентрацию диоксида углерода через 10 с после указанного момента.
3. Один из важных видов сырья для органического синтеза — так называемый водяной газ, представляющий собой смесь водорода и монооксида углерода. Эту смесь получают при пропускании водяного пара через башни, наполненные раскаленным углем. Из водяного газа получают метанол, формальдегид и другие вещества. Рассчитайте значение константы скорости реакции получения водяного газа, если при концентрации водяного пара, равной 0,03 моль/л скорость реакции составляет 6,1 • 10 -5 моль/л*с.
4. В реакции А + В → С с общим порядок равным 1, k1 = 5*10-5 c-1 Определите концентрации веществ А и В и скорость через 1 час и через 5 ч, если начальная концентрации А составляет 0,2 моль/л.
5. Причиной появления опасного для здоровья тумана (смога) считают образование большого количества выхлопных газов автомобилей при высокой влажности воздуха. В смоге присутствует ядовитый диоксид азота, который получается при реакции монооксида азота с атомарным кислородом. Рассчитайте скорость этой реакции, если через 5 мин после начала наблюдений концентрация диоксида азота была равна 0,05 моль/л, а через 20 мин - 0,08 моль/л.
6. Уравнение реакции омыления уксусноэтилового эфира:
СН2СООС2Н5 + NаОН = СН3СООNa+ С2Н5ОН
Исходные концентрации реагирующих веществ до начала реакции были: [СН3СООС2Н5] =0,50 моль/л, [NаОН] = 0,25 моль/л. Определить, как и во сколько раз изменится скорость реакции в момент, когда концентрация [СН3СООС2Н5] стала равной 0,30 моль/л.
7. Атмосферные загрязнения, например фторированные и хлорированные углеводороды — фреоны (СС13F, СС12F2, СС1F3), разрушают защитный озоновый слой Земли. Фреоны химически стабильны в нижних слоях атмосферы, но в стратосфере под действием ультрафиолетового излучения Солнца разлагаются, выделяя атомарный хлор, который и взаимодействует с озоном. Рассчитайте скорость такой реакции с образованием кислорода и монооксида хлора, если через 15 с после начала реакции молярная концентрация озона была 0,30 моль/л, а через 35с (от начала реакции) стала равна 0,15 моль/л.
8. За реакцией дегидрирования бутана, протекающей по уравнению
С4Н10 → С4Н8 + Н2 при температуре 800 К, следили по объему реагирующих газов, занимаемому ими при давлении 101 кПа и 293 К. Объем реактора 0,2 л, скорость протекания реакции равна 1,33 • 10-2 кПа/с. Рассчитайте, через какое время после начала реакции изменение объема достигнет 0,01 л.
9. Рассчитайте изменения константы скорости реакции, имеющей энергию активации 191 кДж/моль, при увеличении температуры от 330 до 400 К.
10. Вычислите порядок реакции и константу скорости, если при изменении начальной концентрации с 0,502 моль/л до 1,007 моль/л время полупревращения уменьшится с 51 с до 26 с.
11. Для реакции омыления уксусно-этилового эфира при большом избытке воды константа скорости при 20ºС равна 0,00099 мин-1, а при 40С ее величина составляет 0,00439 мин-1. Определите энергию активации и константу скорости реакции при 30ºС.
3.2 Технико-экономические показатели химических производств
Значение химии становится особенно ясным, когда изучаемый материал связывается с практическими вопросами. Один из способов его связи с жизнью — решение задач на темы с производственны содержанием. Для химической промышленности, как отрасли материального производства имеет значение технический и экономический аспекты, от которых зависит нормальное функционирование производства. Технико-экономические показатели (ТЭП) отражают возможности предприятия выпускать продукцию заданной номенклатуры и качества, удовлетворяющий требованиям заказчика, и в заданном количестве. Они являются критериями, позволяющий установить экономическую целесообразность организации данного производства и его рентабельность.
Рентабельность процесса производства характеризуется следующими ТЭП: степень превращения, выход продукта, селективность, производительность, мощность и интенсивность аппаратуры, практический и теоретический расходный коэффициент.
В этом разделе рассматриваются задачи следующих типов:
1. Задачи, в которых обращается внимание на получение вещества или на применение его в производственных условиях.
2. Задачи на определение выхода получаемого вещества по отношению к теоретическому.
3. Задачи, вскрывающие химическую сторону технологии производства и требующие составления уравнения реакции по которой оно протекает.
4. Задачи, в которых обращается внимание на масштабы производства или размеры аппаратуры (башен, камер, колонок) и т. п.
Степень превращения ( ) – это отношение количества вещества, вступившего в реакцию, к его исходному количеству вещества. Допустим, протекает простая необратимая реакция типа А → В. Если обозначить через исходное количество вещества А, а через - количество вещества А в данный момент, то степень превращения реагента А составит
(2.1)
Чем выше степень превращения, тем большая часть исходного сырья вступила в реакцию и полнее прошел процесс химического превращения.
Выход продукта (η) является показателем совершенства процесса и показывает отношение количества фактически полученного количества того или иного продукта к его теоретическому количеству.
; (2.2), (2.3)
Производительность аппарата (П) определяет количество готового продукта m фактически вырабатываемый в единицу времени t при заданных условиях процесса производства. Измеряется т/сут, тыс.т/год, кг/ч, нм3/сут.
(2.4)
Интенсивность аппарата – производительность, отнесенная к единице полезного объема или к единице полезной площади. Измеряется кг/м3 и кг/м2
или (2.5), (2.6)
Максимально возможная производительность аппарата при оптимальных условиях процесса производства называется его мощностью W
W=Пmax (2.7)
Селективность – отношение массы целевого продукта к общей массе продуктов, полученных в данном процессе, или к массе превращенного сырья за время t.
Если А → В, А → С, где В – целевой продукт, С – побочный продукт, то уравнение имеет следующий вид:
(2.8)
Это отношение скорости превращения вещества А в целевой продукт к общей скорости расхода вещества А.
Расходный коэффициент Кр определяет расходы сырья, воды, топлива, электроэнергии пара на единицу произведенной продукции
(2.9)
Gисх – затраты сырья, топлива, энергии при производстве продукта в количестве G. Измеряется в т/т, нм3/т, нм3/ нм3, кВт*ч/т.
Примеры решения задач
1. Сколько теоретически можно получить чугуна, содержащего 3% углерода и 3% других элементов, из 1 т железной руды, содержащей 80% железа?
Из каждой тонны железной руды, содержащей в среднем 80% магнитного железняка, выплавляют 570 кг чугуна, содержащего 95% железа. Каков был выход железа от теоретического?
Решение:
М(Fе3О4) = 232 г/моль
М(Fе) = 56 г/моль
Записываем формулу определения η(Fе):
Обеих величин в условии нет. Но m(Fе)пр можно рассчитать по массе чугуна и массовой доле железа в нем:
m(Fе)пр = 570 кг • 0,95 = 541,5 кг.
Сразу теоретическую массу железа по условию не вычислить. Можно найти массу магнитного железняка по массе руды и содержанию в ней массовой доли железняка:
m(Fе3О4) = 1000 кг • 0,8 = 800 кг.
По вычисленной массе магнитного железняка и его формуле найдем массу железа в нем:
800 > 232 в 3,45 раза => m(Fе) будет > 168 (56 • 3) тоже в 3,45 раза, т. е.
M(Fе) = 168 • 3,45 = 579,6 (кг).
Подставляя полученные значения практической и теоретической массы железа в первоначальную формулу, получим выход железа:
η(Fе) =
Ответ: η(Fе) =93,4%.
2. Для получения формальдегида метиловый спирт необходимо окислить на серебряном катализаторе: СН3ОН + 0,5О2 = СН2О + Н2О. Кроме основных реакций протекают и побочные. Предположим, что на окисление подается 3,2 кмоль метилового спирта. Их них образовалось 1,8 кмоль формальдегида, 0,8 моль – побочных продуктов (суммарно) и остались неокисленными 0,6 кмоль метилового спирта. Необходимо найти степень превращения метилового спирта, выход формальдегида и селективность.
Решение:
Определим степень превращения. Для этого количество непрореагировавшего спирта, оставшегося после реакции, 0,6 кмоль необходимо вычесть из его начального количества 3,2 кмоль. Подставив данные значения в формулу (2.1) получим:
Рассчитаем селективность по формальдегиду. Общее количество полученных продуктов равно сумме количества формальдегида 1,8 кмоль и количества продуктов 0,8 кмоль.
Найдем выход продукта формальдегида.
Ответ: = 0,81, φ(НСНО)= 0,69, η(НСНО)= 56%
Задачи для самостоятельного решения
1. Рассчитать основные технико-экономические показатели получения синтетического аммиака:
а) расходный коэффициент сырья по Н2 и N2 (в м3) на 1т аммиака.
Б) выход аммиака
в) производительность завода.
Г) интенсивность процесса синтеза аммиака в т/м3 полезного объема колонки в сутки. На 1т аммиака практически расходуется 3000 нм3 азотоводородной смеси, теоретически 2635 нм3. 5 колонок с высотой 0,36 м.
2. Вычислить расходный коэффициент на 1т СН3СООН для СаС2, содержит 65% СаС2, если выход С2Н2 97%, уксусного альдегида 95% и СН3СООН 96%.
3. Вычислить количество аммиака и СО2 (в кг) израсходованных на производство мочевины. Потери мочевины 5% избыток аммиака 100%, степень превращения карбомата аммония мочевину 75%
4. При окислительном дегидрировании метилового спирта протекают одновременно две реакции: дегидрирование и окисление метанола. Выход формальдегида 90% при степени конверсии метанола 65%. Вычислите расход метанола на 1т формальдегида.
5. Производительность мечи для обжига серного колчедана составляет 30т в сутки. Выход SО2- 97,4% от теоретического. Сколько тонн SО2 производит печь в сутки, если содержание серы в колчедане 42,4%?
6. Печь для варки стекла, производящая в сутки 300т стекломассы имеет ванну длиной 60м, шириной 10м и глубиной 1,5 м. Определить:
а) годовую производительность, если 15 суток печь находится на ремонте
б) интенсивность печи за сутки работы.
В) количество листов оконного стекла за из свариваемой стекломассы (стандарт. Лист 1250 * 700 * 2 мм и плотность 2500 г/м3)
7. При прямой гидратации этилена наряду с основной реакцией присоединения Н2О протекают побочные реакции. Так 2% (от массы) этилена расходуется на образование простого диэтилового эфира, 1% ацетальдегида, 2% низкомолекулярного жидкого полимера. Общий выход спирта при многократной циркуляции сост. 95%. Напишите уравнению химической реакции образовавшихся выше перечисленных соединений и подсчитайте расход этилена на 1т этилового спирта, и сколько диэтилового эфира может при этом получится.
8. Шахтная печь для получения оксида кальция имеет в среднем высоту
14 м и диаметр 4 м; выход оксида кальция составляет 600- 800 кг на 1 м3 печи в сутки. Определите суточный выход оксида кальция.
9. Производительность печи для обжига колчедана составляет 30 т колчедана в сутки. Колчедан содержит 42,2% серы. Воздух расходуется на 60% больше теоретического. Выход сернистого газа составляет 97,4%.
Вычислить а) содержание колчедана FеS2 (в%); б) объем и состав газовой смеси, выходящей из смеси за 1 час; в) массу оставшегося в печи огарка; г) массу оставшегося в печи не прореагировавшего FeS2.
10. Протекают две параллельные реакции 2А → С и А → 3В. Определите выход продукта С, степень превращения реагента А и селективность по продукту В, если на выходе из реактора известно количество веществ ν(А) = 2 моль, ν(С)=ν(В)=3 моль.
3.3 Задачи с экологическим содержанием
Охрана воздушного и водного бассейнов, защиты почв, сохранение и воспроизводство флоты и фауны – важные проблемы современности. В нашей стране разработано несколько общих направлений защиты биосферы от промышленных выбросов: создание безотходных технологий, замкнутых систем производств, основанный на полном комплексном использовании сырья; уменьшение объема промышленных стоков путем создания бессточных производств; проведение мероприятий по уменьшению загрязнения биосферы газообразными выбросами сжигания топлива; разработка методов утилизации; и обезвреживания производственных отходов и выбросов на действующих предприятиях.
Экологическая химия – наука, изучающая основы экологических явлений и химических процессов, происходящих в природе. В данном разделе применяются основные законы и формулы, применяемые для расчета массы, количества вещества, объема, концентрации, в том числе и для определения предельно-допустимых концентраций.
Предельно-допустимая концентрация (ПДК) – это такая концентрация, которая не оказывает на живые организмы прямого или косвенного влияния, не снижает его работоспособность, самочувствие. Основной задачей газоочистки и очистки сточных вод служит доведение содержания токсичных примесей в газах и сливных водах до ПДК установленных санитарными нормами. При невозможности достигнуть ПДК путем очистки иногда применяют многократное разбавление токсичных веществ или выброс газов через высокие дымовые трубы для рассеивания примесей в верхних слоях атмосферы. Для санитарной оценки среды используют несколько видов ПДК.
-
ПДК воздушной среды;
-
ПДК водной среды;
-
ПДК почвы.
Для определения предельно-допустимой концентрации применяют следующую формулу:
,
где Сm – предельно-допустимая концентрация, m – масса токсичного соединения,
V – объем, в котором присутствует соединение данной массы.
Теоретическое определение концентрации примесей в нижних слоях атмосферы в зависит от высоты трубы. Высота трубы, от которой зависит содержание примесей в приземном слое воздуха, рассчитывается по эмпирической формуле:
0>0>0>0>0>0>