Термодинамічний аналіз реакції Fe2O3 + 3CO = 2Fe + 3CO2 при температурі 1830 К

Размещено на http://www.allbest.ru/

Размещено на http://www.allbest.ru/

Вступ

ентальпія ентропія хімічний рівновага

В термодинаміці розглядаються взаємні перетворення теплоти і різних видів енергії. Вона являє собою дисципліну, або скоріше навіть метод, який широко використовується фізиками, хіміками та дослідниками в інших галузях науки для встановлення внутрішнього зв'язку між різними явищами природи і узагальнення накопиченого експериментального матеріалу. Оскільки енергетичні перетворення супроводжують усі матеріальні зміни, енергія характеризує міру руху матерії, а рух є невід'ємна властивість матерії та основна форма її існування, то область застосування термодинаміки охоплює величезну кількість фізичних і хімічних явищ.

Термодинаміка розглядає різні проблеми за допомогою математичного апарату і спирається при цьому на три похідні положення - основні начала (або закони) термодинаміки, які в свою чергу ґрунтуються на багатьох спостереженнях різних дослідників.

Перше начало термодинаміки являє собою закон еквівалентності енергії. Воно дає можливість виражати різні види енергії деякими еквівалентними величинами.

Друге начало термодинаміки є законом про напрям процесу і дає можливість пророкувати, чи відбудеться при даних умовах процес в даному напрямку.

Третє начало термодинаміки - закон про абсолютне значення функції, що називається ентропією. Воно дозволяє виконувати розрахунки по хімічним рівновагам, не відтворюючи ці рівноваги експериментально. В загальному випадку, коли існує необхідність оцінити реакцію в термодинамічному, та й в кінетичному відношенні, доцільно спочатку з'ясувати положення рівноваги і залежність від зовнішніх умов (температури, тиску) і, лише враховуючи ці дані, досліджувати кінетичні параметри процесу. Термодинамічні методи дослідження та засновані на них розрахунки є найважливішим етапом розглядання будь-якого металургійного або ливарного процесу. Головним досягненням термодинамічних методів є можливість здійснення теоретичного аналізу процесу без попереднього експериментального дослідження.

Термодинамічні методи дають можливість визначати теплові ефекти різних процесів (хімічної взаємодії, фазових або агрегатних перетворень, процесів розчинення тощо). Ці величини необхідні при складанні теплових балансів металургійних агрегатів і виконанні теплотехнічних розрахунків. Крім того, термодинаміка дозволяє вирішувати, практично важливі питання про можливість, напрям і межу протікання реакцій (тобто який стан рівноваги) та вирішувати, як слід змінити умови (температуру, тиск та концентрацію), щоб процес міг здійснюватись в потрібному напрямку з необхідною повнотою.

Термодинамічні параметри (функції) реакцій визначаються властивостями речовин, що приймають в ній участь. Найважливішими з цих властивостей є ентальпія утворення, ентропія, теплоємність. Статистична термодинаміка показує, що кожна з термодинамічних функцій (?Н_T^o, ?S_T^o, ?G_T^o, К_Р(Т)) відбиває в сукупності вплив усіх особливостей складу, внутрішньої будови і умов існування речовин. Використання термодинамічних величин для характеристики хімічних речовин і параметрів хімічних реакцій дає можливість кількісно оцінити вплив цих факторів.



1. Аналіз вихідних даних

ентальпія ентропія хімічний рівновага

1 Вихідна температура - 1830^o К;

2 Вихідна реакція:

Fe₂O₃ + 3CO = 2Fe + 3CO₃

Дана реакція відноситься до реакцій відновлення, так як під час реакції залізо звільняється від кисню.

3 Температурний інтервал: 298 - 1830^о К

4 Аналізуючи вихідні дані, які наведені в таблиці 1, реакція має наступні процеси:

– 950 ^о К - перетворення Fe₂O₃ (б > в);

– 1033^о К - перетворення Fe (б > г);

– 1673^о К - перетворення Fe (г > в);

– 1812^о К - Плавлення Fe;

5 Вихідна реакція при розрахунках параметрів ?Н і ?S буде поділена на п'ять температурних ділянок:

1) 298 - 950^о К;

2) 950 - 1033^о К;

3) 1033 - 1673^о К;

4) 1673 - 1812^о К;

5) 1812 - 1830^о К.



Таблиця 1. Основні термодинамічні властивості реагентів реакції Fe₂O₃ + 3CO = 2Fe + 3CO₃

Речовина	?Но298,f, кДж/(моль*К)	Sо298 Дж/(моль*К)	Фаза	Тперет К	?Нперетв. кДж/моль	Теплоємність, Дж/(моль*К) Коефіціенти рівняння Ср = f(T)	Температурний інтервал, К
						а	в*103	с*10-5
Продукти реакції
Fe	0	27,177	тв(б)	1830	1,72	14,11	29,73	1,8	298-1033
			тв(г)	1673	0,63	20,31	12,56	-	1033-1673
			тв(в)	1812	13,02	43,12	-	-	1673-1812
			р	3043	304,2	41,87	-	-	1812-2500
СО2	-393,51	213,6	г	-	-	44,14	9,04	-8,53	298-2500
Вихідні речовини
Fe2O3	-822,7	90	тв(б)	950	0,67	97,74	72,13	-12,89	298-950
			тв(в)	1835	-	200,97	-	-	950-1835
СО	-110,5	198,04	г	-	-	28,41	4,1	-0,46	298-2500



2. Розрахунки ентальпії та ентропії

2.1 Розрахунки ентальпії та ентропії для стандартних умов

Ентальпія - це поняття, що визначає кількість енергії, яка може бути здобута від певної речовини при різній температурі та різному тиску.

Ентальпія використовується для опису ізобарних процесів, тобто процесів, які відбуваються при сталому тиску. Якщо процес проходить при сталому тиску, то приріст ентальпії дорівнює переданій тілу теплоті.

Для визначення ентальпії при стандартних умовах використовують формулу:

?Н^о₂₉₈ =?(n_i*?Н^о _{f, 298})_прод. - ?(n_i*?Н^о _{f, 298})_вих. (2.1)

де, - ентальпія реакції при температурі 29 К

- стехіометричний коефіцієнт

- ентальпія утворення при температурі 298єК

Підставляючи до заданої формули власні данні отримаємо наступне:

?Н^о₂₉₈ = 3*?Н_f (СО₂) - ?Н_f (Fe₂O₃) - 3*?Н_f (CO)

?Н^о₂₉₈ = 3*(-393,51) - (-822,7) - 3*(-110,5)= -26,33 кДж/моль=26330 Дж/моль

Виходячи з від'ємного значення ентальпії, робимо такий висновок: реакція екзотермічна, і протікає з виділенням великої кількості енергії при стандартних умовах.

Ентропія - функція стану термодинамічної системи, що характеризує напрям протікання самочинних процесів у цій системі і є мірою їх незворотності.

Ентропію вихідної реакції для стандартних умов розраховуємо за формулою:

?S^о₂₉₈ = ?(n_i*S^o₂₉₈)_прод. - ?(n_i*S^o₂₉₈)_вих. (2.2)

Підставляючи до даної формули власні данні отримаємо наступне:

?S^о₂₉₈ = 2* S^o₂₉₈(Fe) + 3* S^o₂₉₈(CO₂) - S^o₂₉₈(Fe₂O₃) - 3* S^o₂₉₈(CO)

?S^о₂₉₈ = 2*27,177 + 3*213,6 - 90 - 3*198,04 = 11,034 Дж/моль

2.2 Розрахунки зміни ізобарної теплоємності для температурних інтервалів

Теплоємність - це допоміжна термодинамічна властивість, що показує кількість теплоти, яку необхідно підвести до речовини, щоб її температура змінилась на dT градусів (звичайно на один градус).

В залежності від того, як підводиться теплота при сталому тиску, або об'ємі, розрізняють ізобарну (С_р) та ізохорну (С_v) теплоємність.

Різницею між ними, для твердих та рідких речовин (тобто в конденсованому стані) в більшості випадків нехтують, тому що це значення мале, оскільки залежність між об'ємом конденсованої фази і тиском виражена дуже слабко.

Величина ?С_р дорівнює різниці суми теплоємностей продуктів реакції та суми теплоємностей вихідних речовин з урахуванням стехіометричних коефіцієнтів реакції.

?C_p = ?(n_i*C_p)_прод. - ?(n_i*C_p)_вих. (2.3)



Підставляючи до даної формули власні данні отримаємо наступне:

?C_p =2*C_p(Fe) + 3*C_p(CO₂) - C_p(Fe₂O₃) - C_p(CO)

Залежність питомої ізобарної теплоємності реагуючих речовин для конденсованих фаз, від температури виражається у вигляді емпіричного температурного ряду:

?C_p = ?a + ?bT + ?cT^-2 (2.4)

де, a, b, c - коефіцієнти, що характерні для даної речовини (зазначені в таблиці 1)

Виходячи з рівняння (1.4) знаходимо зміну теплоємності:

1) ДС_{р1 (298-950)} = (2*14,11 + 3*44,14 - 200,97 - 3*28,41) + (2*29,73 + 3*9,04 -3*4,1)*10^-3*Т + [2*1,8+3*(-8,53) - 3*(-0,46)]*10⁵*Т^-2 = -22,33+2,15*10^-3*Т -7,72*10⁵*Т

2) ДС_{р2 (950-1033)} = (2*14,11 + 3*44,14 - 200,97 - 3*28,41) + (2*29,73 + 3*9,04 - 3*4,1)*10^-3*Т + [2*1,8 + 3*(-8,53) - 3*(-0,46)]*10⁵*Т^-2 = - 125,56 + 74,28*10^-3*Т - 20,61*10⁵*Т^-2

3) ДС_{р3 (1033-1673)} = (2*20,31 + 3*44,14 - 200,97 - 3*28,41) + (2*12,56 + 3*9,04 - 3*4,1)*10^-3*Т + [3*(-8,53) - 3*(-0,46)]*10⁵*Т^-2 = (-113,16) + 39,94*10^-3*Т - 24,21*10^5*Т^-2

4) ДС_{р4 (1673-1812)} = (2*43,12+3*44,14-200,97-3*28,41) + (3*9,04 - 3*4,1)*10^-3*Т + [3*(-8,53) - 3*(-0,46)]*10⁵*Т^-2 = -67,54 + 14,82*10^-3*Т - 24,21*10^5*Т^-2

5) ДС_{р5 (1812-1830)} = (83,74 + 132,42 - 200,97 - 85,23) + (27,12 - 12,3)*10^-3*Т + (-25,59 + 1,38)*10⁵*Т^-2 = (-70,04) + 14,82*10^-3*Т -24,21*10⁵*Т^-2



2.3 Розрахунки ентальпії для температурних інтервалів

Перерахунок теплового ефекту реакції з температури 298^о К на будь - яку іншу температуру, здійснюється за рівнянням Кірхгофа:

ДН^о_Т = ДН^о₂₉₈ + _p * dT, (2.5)

де, ДС_Р - зміна ізобарної теплоємності системи при протіканні реакції.

Із урахуванням вищезазначеної формули рівняння матиме наступний вигляд:

ДH^o_T = ДH^o₂₉₈ +Дa + ДbT + ДcT^-2) dT (2.6)

Перед розрахунками, необхідно визначити, чи зазнають реагенти в заданому інтервалі температур 298-Т, модифікаційні перетворення, плавлення, та кипіння. Необхідно знати температури цих перетворень, та їх ентальпії, які визначаються за таблицею 1. Рівняння Кірхгофа набуває вигляду:

ДН^о_Т = ДН^о₂₉₈+С_Р1dT±ДH_пер.1+С_Р2dT±ДH_пер.2 + С_Р3dT. ± ДH_пер.3+С_Р4 dT ± ДH_пер.4+С_Р5 dT (2.7)

Теплоту перетворення (ДН_перет.1, ДН_перет.2, ДН_перет.3, ДН_перет.4) вихідної речовини необхідно відняти, а ентальпію перетворення продукту реакції - додати до загальної суми, із урахуванням стехіометрії реагування.

Для вихідної реакції рівняння (2.7) матиме вигляд:



ДН^о₁₈₃₀ = ДН^о₂₉₈ + _p1 dT - ДH_пер.Fe₂O₃(б>в) + _Р2 dT + 2 ДH_пер.Fe (б>г) + С_Р3 dT + 2 ДH_пер.Fe (г>в) + С_Р4 dT + 2 ДH_пл.Fe

Обчислюємо інтеграли, що входять у вище зазначену рівність наступним чином:

І = Дa (Т - 298) + (T² - 298²) - Дc ( - ) (2.8)

І_1(298-950) = = - 22,33 (950 - 298) + 10^-3 (950² - 298²) + 7,72 10⁵ ( - ) = -14559,16 + 874,72 - 1777,7 = -15462,41 Дж/моль

І_2(950-1033) = = - 125,56 (1033 - 950) + 10^-3 (1033² - 950²) + 20,61 10⁵ ( - ) = - 1042,48 + 6112,8 - 2169,5 = -4482,99 Дж/моль

І_3(1033-1673) = = -133,16 (1673-1033) - 10^-3 (1673² - 1033²) + 24,21 10⁵ ( - ) = -72422,4 + 34584,8 - 896,56 = -38734,16

І_4(1673-1812) = = -67,54 (1812-1673) + 10^-3 (1812² - 1673²) + 24,21 10⁵ ( - ) = -9388,06 + 3589,5 - 111,01 = -5909,57 Дж/моль

І_5(1812-1830) = = -70,04 (1830-1812) - 10^-3 (1830² - 1812²) + 24,21 10⁵ ( - ) = -1260,72 + 485,77 - 13,14 = -788,09 Дж/моль

Використовуючи значення із попередніх розрахунків, розраховуємо зміни ентальпії для температур проміжних перетворень, а також кінцевої температури Т = 1830^о К:

1) ДН₉₅₀ = ДН₂₉₈ + І₁

ДН₉₅₀ = -26330 - 15462,41 = -41792,41 Дж/моль

2) ДН₁₀₃₃ = ДН₉₅₀ + ДH_пер.Fe₂O_2(б>в) + І₂

ДН₁₀₃₃ = - 41792,41 - 670 - 4482,99 = - 46945,4 Дж/моль

3) ДН₁₆₇₃ = ДН₁₀₃₃ + 2 ДH_пер.Fe_(б>г) + І₃

ДН₁₆₇₃ = - 46945,4 + 2 1720 - 38734 = - 82239,56 Дж/моль

4) ДН₁₈₁₂ = ДН₁₆₇₃ + 2 ДH_пер.Fe_(г>в)+ І₄

ДН₁₈₁₂ = - 82239,56 + 2 630 - 5909,57 = -86889,13 Дж/моль

5) ДН₁₈₃₀ = ДН₁₈₁₂ + 2 ДH_пл. Fe + І₅

ДН₁₈₃₀ = - 86889,13 + 2 13020 + 788,09 = - 61637,22 Дж/моль

Беручі до уваги розраховані значення, можна зробити висновок, що при зростанні температури від 298^о К до 1830^о К - зменшується екзотермічність реакції від -41792,41 Дж/моль до - 61637,22 Дж/моль.

2.4 Розрахунок ентропії для температурних інтервалів

В основі термодинаміки лежить відмінність між оборотними та необоротними процесами.

Перерахування ентропії з температури 298 ^оК на будь-яку іншу температуру проводиться за наступною формулою:

ДS^o_T = ДS^о₂₉₈ + dT (2.9)

Приступаючи до розрахунку, треба з'ясувати чи зазнають реагенти в заданому інтервалі температур 298-Т модифікаційні перетворення, плавлення і кипіння. Визначаємо ентропію для кінцевої температури для проміжних перетворень за рівнянням.

ДS^o_T = ДS^о₂₉₈ + ± ДS^о_пер1 + ± ДS^о_пер2 +

±ДS^о_пер3 + ± ДS^о_пер4 + (2.10)

Усі зауваження стосовно рівняння (2.8) зберігають свою силу відносно рівняння (2.10)

Підставляючи вихідні дані - отримуємо рівняння такого виду:

ДS^o₁₈₃₀ = ДS^о₂₉₈ + С_p1 + ДS_пер..Fe₂O₃(б>в) + С_Р2 + 2ДS_пер. Fe (б>г) + С_Р3 + 2ДS_пер..Fe (г>в) + С_Р4 + 2ДS_пл.Fe (2.10а)

З урахуванням формули (2.4) рівняння (2.10а) матиме вигляд:

ДS^o_T = ДS^o₂₉₈ + Дa + ДbT + ДcT^-2) (2.11)



Обчислимо інтеграли, одержемо остаточне рівняння для розрахунку зміни ентропії хімічної реакції при будь-якій температурі Т:

I^* = Дa (lnT - ln298) + Дb (T - 298) 10^-3 - (₂ - ₂) 10⁵ (2.12)

Обчислюємо інтеграли для подальшого розрахунку ентропії:

I^*_1(298-950) = -22,33 (ln950 - ln298) + 2,15 10^-3 (950 - 298)+ 10⁵ ( - ) = -25,88 + 1,4 - 3,92 = -28,4

I^*_2(950-1033) = -125 (ln1033 - ln950) + 74,28 10^-3 (1033 - 950) - 10⁵ ( - ) = -10,52 + 6,16 + 0,176 = -4,536

I^*_3(1033-1674) = 113,16 (ln1673 - ln1033) + 39,94 10^-3 (1673-1033) + 10⁵ ( - ) = -54,56 + 25,56 - 0,701 = -29,71

I^*_4(1673-1812) = -67,54 (ln1812 - ln1673) + 14,82 10^-3 (1410-1374)+ 10⁵ ( - ) = -5,38 + 2,06 - 0,0638 = -3,38

I^*_5(1812-1830) = -70,04 (ln1830 - ln1812) + 14,82 10^-3 (1830-1812) + 10⁵ ( - ) = -0,69 + 2,66 - 0,007 = -0,437

При наявності алотропічних або фазових перетворень інтервал інтегрування 298-Т розбивається на окремі ділянки. Зміна ентропії речовин при перетворенях знаходиться за рівнянням:

ДS^o_пер = n_i (2.13)

ДS^o₁ = = 0,705 Дж/мольК

ДS^o₂ = 2 = 3,33 Дж/мольК

ДS^o₃ = 2 = 0,75 Дж/мольК

ДS^o₄ = 2 = 14,37 Дж/мольК

Розраховуємо зміну ентропії для температур проміжних перетворень і кінцевої температури Т = 1830^о К:

1) ДS₉₅₀ = ДS₂₉₈ + І₁^*

ДS₉₅₀ = 11,034 -12,4 = -17,366 Дж/мольК

2) ДS₁₀₃₃ = ДS₉₅₀ + ДS_{пер 1} + І₂^*

ДS₁₀₃₃ =17,366 + 0,705 - 4,536 = -21,197 Дж/мольК

3) ДS₁₆₇₃ = ДS₁₀₃₃ +ДS_{пер 2} + І₃^*

ДS₁₉₇₃ = -21,197 + 3,33 - 29,71 = -47,577 Дж/мольК

4) ДS₁₈₁₂ = ДS₁₆₇₃ + ДS_{пер 3} + І₄^*

ДS₁₈₁₂ = -47,577 + 0,75 - 3,38 = -50,207 Дж/мольК

5) ДS₁₈₃₀ = ДS₁₈₁₂ + ДS_{пер 4} + І₅^*

ДS₁₈₃₀ = -50,207 + 14,37 - 0,437 = -36,274 Дж/мольК



3. Розрахунки енергії Гіббса

Поняття ентропії дозволяє відрізняти у випадку ізольованих систем оборотні процеси (ентропія максимальна й постійна), від необоротніх процесів (ентропія зростає).

У відмінності від ентальпії, ентропія утворення простої речовини не дорівнює нулю. Функція, що одночасно відбиває вплив обох тенденцій на напрямок протікання хімічних процесів - називається енергією Гіббса, яка характеризує максимальну роботу процесу.

Для розрахунку енергії Гіббса можна використати рівняння Гіббса-Гельмгольца:

де, - зміна ентальпії реакції при температурі T між чистими речовинами;

- зміна ентропії реакції при температурі T між чистими речовинами.

Після того, як були визначені абсолютні значення ентропії і складені зведення стандартних значень цієї величини для всіх речовин, став можливим розрахунок ДG^o_T за стандартними теплотами (ентальпіями) утворення і стандартними ентропіями речовин, що приймають участь у реакції.

Якщо ДG < 0, реакція може йти праворуч, якщо ДG > 0, навпаки, реакція може йти тільки ліворуч, якщо ДG = 0, в системі спостерігається стан рівноваги.

1) ДG₂₉₈ = ДH₂₉₈ - 298 ДS₂₉₈



ДG₂₉₈ = -26330 - 298 (-11,034) = -29618,132 Дж/моль

2) ДG₉₅₀ = ДH₉₅₀ - 950 ДS₉₅₀

ДG₉₅₀ = -41792,41 - 950 (-17,366) = -25294,71 Дж/моль

3) ДG₁₀₃₃ = ДH₁₀₃₃ - 1033 ДS₁₀₃₃

ДG₁₀₃₃ = -46945,4 - 1033 (-21,197) = -25048,9 Дж/моль

4) ДG₁₆₇₃ = ДH₁₆₇₃ - 1673 ДS₁₆₇₃

ДG₁₆₇₃ = -82239,56 - 1673 (-47,577) = -2643,239 Дж/моль

5) ДG₁₈₁₂ = ДH₁₈₁₂ - 1812 ДS₁₈₁₂

ДG₁₈₁₂ = -86889,13 - 1812 (-50,207) = 4085,954 Дж/моль

6) ДG₁₈₃₀ = ДH₁₈₃₀ - 1830 ДS₁₈₃₀

ДG₁₈₃₀ = -61637,22 - 1830 (-36,274) = 4744,2 Дж/моль

Одержані результати дозволяють побудувати графік ДG = f(T) (рис. 1) і зробити висновок, що в інтервалі температур 298-1830^о К, , тобто реакція протікає самочинно.



4. Розрахунки константи рівноваги

Значення константи рівноваги залежить тільки від природи речовини та температури, і не залежить від вихідного стану системи. Величина константи рівноваги показує, наскільки сильно зміщується в той чи інший бік стан системи після протікання процесу, яких речовин буде багато, яких мало або вміст їх в системі виявиться порівняним.

– При К>1 - реакція зміщується вправо;

– К<1 - реакція зміщується вліво;

– К>>1 - система складається в основному з продуктів реакцій;

– К<<1 - похідна суміш практично не реагує;

– К=1 - система знаходиться в стані динамічної рівноваги.

Для визначення константи рівноваги найчастіше використовується рівняння:

, (4.1)

де, R - універсальна газова стала (R = 8,314 (Дж/мольК)

Розрахуємо константу рівноваги для температурних інтервалів:

1) lg K_{P 298} = -

lg K_{P 298} = - = 5,1909

К_{Р 298} = 1,55 10⁵

2) lg K_{P 950} = -

lg K_{P 950} = - = 1,3906

К_{Р 950} = 2,45 10¹

3) lg K_{P 1033} = -

lg K_{P 1033} = - = 1,2664

К_{Р 1033} = 1,84 10¹

4) lg K_{P 1673} = -

lg K_{P 1673} = - = 0,0825

К_{Р 1673} = 1,2

5) lg K_{P 1812} = -

lg K_{P 1812} = - = -0,1315

К_{Р 1812} = 7,39 10¹

6) lg K_{P 1830} = -

lg K_{P 1450} = - = 0,3154

К_{Р 1450} = 7,3 10^-1

При розрахунках константи рівноваги було визначено, що у інтервалі температур 298-1830^о К, вона зміщенна в бік вихідних речовин і дорівнює 1,55 10⁵. З підвищенням температури константа рівноваги зменшується до 7,3 10^-1.

Зведена таблиця розрахунків фізико-хімічних показників

Температура, К	ДHoT, Дж/моль	ДSoT, Дж/мольК	ДGoT, Дж/моль	КР (Т)
298	-26330	11,034	-29618,132	1,55105
950	-41792,41	-17,366	-25294,71	2,45101
1033	-46945,4	-21,197	-25048,9	1,84101
1673	-82239,56	-47,577	-2643,239	1,2
1812	-86889,13	-50,207	4085,954	7,3910-1
1830	-61637,22	-36,274	4744,2	7,310-1

Використовуючи отримані дані побудуємо графіки залежностей енергії Гіббса та константи рівноваги від температури.

Залежність енергії Гіббса заданої реакції від температури

З графіку можна зробити висновок, що зі збільшенням температури виділення енергії зменшується, реакція поступово йде на зріст, до рівноважного стану.

Залежність константи рівноваги заданої реакції від температури



З графіку можна зробити висновок, що зі збільшенням температури значення константи рівноваги - зменшується.



5. Рухомість хімічної рівноваги. Принцип Ле Шательє

Рівновага хімічних реакцій характеризується певними параметрами: температурою, тиском, концентрацією вихідних речовин і продуктів реакції. При зміні одного з вказаних факторів - рівновага зміщується в той чи інший бік. Загальні закономірності залежності рівноважного стану від зовнішніх умов існування відбиті в принципі Ле Шательє: якщо на систему, що перебуває в рівновазі, діяти зовнішніми факторами (змінити температуру, тиск або концентрацію), то в ній матиме місце зміщення рівноваги в такому напрямі, щоб ця зовнішня дія послабилась.

Наприклад, підвищення температури призводить рівноважну систему в новий стан, в якому більшою буде частка речовин, що утворюється при екзотермічному напрямку реакції:

Fe₂O₃ + 3CO = 2Fe + 3CO₃ ДН<0

підвищення температури

Зниження температури сприяє протилежному напрямку процесу, тобто ендотермічному.

При проходженні реакції - не відбувається розширення речовини, тому не виникає тиску. Усі реагенти знаходяться у конденсованому стані ДV = 0.

Вплив концентрації на стан рівноваги - підпорядковується наступним правилам:

- При підвищенні концентрації однієї з вихідних речовин рівновага зрушується у напрямку утворення продуктів реакції;

- При підвищенні концентрації одного з продуктів реакції рівновага зрушується в напрямку утворення вихідних речовин.



6. Порівняння точного і наближеного методів визначення

6.1 Наближений метод

Вважаємо, що і , порівнюємо зі значеннями із таблиці 2, визначаємо відносну похибку.

1) Розраховуємо наближені значення енергії Гіббса:

(6.1)

2) Знаходимо відносні похибки:

Можна зробити висновок, що при розрахунках за наближеним методом, відносна похибка становить менше 5%, а отже користуватись наближеним методом визначення можна. [1]



Висновки

В результаті виконання роботи, мною було проаналізовано вихідні дані, визначено вид реакції, поділено реакцію на температурні проміжки та перетворення.

Під час проведення розрахунків, мною було розраховано наступні значення:

– Ентальпія;і

– Ізобарна теплоємність;

– Ентропію;

– Енергія Гіббса;

– Константа рівноваги

З розрахунків можна зробити наступні висновки:

– Реакція екзотермічна

– Має від'ємні значення ентальпії, ентропії, енергії Гіббса

– Зміна температури не суттєво впливає на константу рівноваги, на вихід речовин та на протікання реакції

– Зміна тиску, по теорії, зовсім не може впливати на константу рівноваги, на вихід речовин та на протікання реакції

Побудовані графіки, які графічно показують залежність енергії Гіббса та константи рівноваги від температури. Так, зі зростанням температури - енергія Гіббса підвищується, а значення константи рівноваги зменшуються.

Також розраховані похибки наближеного методу визначення енергії Гіббса від точного, за допомогою наближеного методу.



Перелік посилань

1. «Методичні вказівки до виконання курсової роботи з дисципліні «Фізична хімія» для студентів спеціальності 8.090403 «Ливарне виробництво чорних та кольорових металів»». / Укладач: Є.І.Міняйло - Запоріжжя: ЗНТУ, 2005 - 38 с.

2. І.А. Семіохін «Физическая химия», - МГУ, 2001-272 с.

3. wikipedia.org

4. dic.academic.ru

Размещено на Allbest.ru

...