Расчет термодинамических характеристик химической реакции

 

3. Расчет значений ΔНТ, ΔSТ, ΔGТ и Кр при температурах 1600, 1800, 2000 К с использованием приближения: 3) ΔСр =f(T)

 

3.1. Расчет теплового эффекта данной химической реакции при постоянном давлении и температурах 1600, 1800 и 2000 К

 

Расчет энтальпии при температурах отличных от 298 К проводится по формуле Кирхгофа

,

В интегральной форме уравнение Кирхгофа выглядит следующим образом:

Принимая третье приближение ΔСр =f(T) и пункт 1.2. получим:

= 644997 Дж

645741 Дж

При наличии фазового перехода используем уравнение Кирхгофа:

∆H0T= ∆H0298 + +2 Hф.п +

=

= 628982 Дж

 

 

3.2. Расчет изменения энтропии и свободной энергии Гиббса для реакции

 

= 5,33 Дж/ К

значение энтропии при температуре отличной от 298 К рассчитывают по формуле:

Принимая третье приближение получим

=

= -50,72 Дж/ К

=

= -50,29 Дж/ К

=

= -49,17 Дж/ К

Для фазового перехода ΔS=2ΔНпрев/Тпрев=18900/1933 =19,55 Дж/ К

С учетом этого получим

-49,17+19,55 = -29,62 Дж/ К

Находим изменение энергии Гиббса:

=644997-1600*(-50,72) = 726149 Дж/моль

=645741-1800*(-50,29) = 736263 Дж/моль

=628982-2000*(-39,40) = 707782 Дж/моль

 

 

3.3. Расчет Кр при 298К и 1600, 1800, 2000 К

 

= exp(- ) = 1,9*10-24

= exp(- ) = 4,16*10-22

= exp(- ) = 3,17*10-19

 

3.4. Анализ полученных величин

 

Так как значения свободной энергии Гиббса при стандартной температуре и трех заданных температурах имеют положительное значение то можно сделать вывод о том, что принимая третье приближение, термодинамически реакция невозможна. Реакция в области этих температур является эндотермической.

 

 

4. Сводная таблица результатов  расчетов

 

Приближение 1	ΔН0, кДж	ΔS, Дж/ К	ΔG, кДж	Кр
Т=1600 К	677,9	5,33	669,4	1,35*10-22
Т=1800 К	677,9	5,33	668,3	3,92*10-20
Т=2000 К	677,9	5,33	648,3	1,14*10-17

 

Приближение 2	ΔН0T, кДж	ΔS0T, Дж/ К	ΔG0T, кДж	Кр
Т=1600 К	648,1	-33,1	701,1	1,25*10-23
Т=1800 К	643,5	-35,8	707,9	2,76*10-21
Т=2000 К	620,0	-28,4	676,9	2,03*10-18

 

 

 

Приближение 3	ΔН0T, кДж	ΔS0T, Дж/ К	ΔG0T, кДж/	Кр
Т=1600 К	644,9	-50,7	726,1	1,90*10-24
Т=1800 К	645,7	-50,3	736,2	4,16*10-22
Т=2000 К	628,9	-39,4	707,8	3,17*10-19

 

 

5. Обсуждение результатов расчета (выводы)

 

1. С точки зрения термохимии  тип данной реакции - эндотермическая  реакция, то есть протекающая  с поглощением тепла.

2. Степень точности ΔGТ0 вычисленных по точному равнению (третье приближение) и приближенным уравнения (первое и второе приближение).

Вычисления по первому и второму приближению являются ориентировочными и не отражают реального изменения энтропии данного процесса. Значения энтропии сильно разнятся. Отсюда большой вклад энтропийного фактора в ошибку расчета свободной энергии Гиббса и константы равновесия реакции. Так расчет константы равновесия по первому приближению отличается от точного расчета на 2 порядка.

3. Термодинамическая возможность протекания химической реакции.

Согласно приведенным расчетам в данных условиях и в данном температурном диапазоне протекание реакции невозможно.

4. Влияние температуры  и давления на величину Кр  и сдвиг равновесия.

Химическое равновесие в системе устанавливается при постоянстве внешних параметров (Р, С, Т и др. ) Если эти параметры меняются, то система выходит из состояния равновесия и начинает преобладать прямая или обратная реакции. Влияние различных факторов на смещение равновесия отражено в принципе Ле-Шателье: «Если на систему, находящуюся в равновесии, оказать какое-либо воздействие, то равновесие сместится в таком направлении, что оказанное воздействие уменьшится». Используем этот принцип для решения задачи.

Для третьего, самого точного приближения, константа равновесия при соответствующих температурах больше, нежели при первых двух приближениях. Это говорит о зависимости константы равновесия от температуры. Так как изменение энтропии реакции меньше нуля при всех приближениях, то термодинамически невозможен обратимый процесс.

При повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, т. е. реакции, идущей с поглощением тепла. Рассматриваемая реакция эндотермическая (DH0 > 0) - повышение температуры должно сдвигать равновесие влево в сторону прямой реакции. Этот вывод подтверждается расчетом констант равновесия которая растет при повышении температуры от 1600 до 2000 К.

При понижении давления равновесие смещается в сторону возрастания числа молей газов, то есть в сторону большего давления. В рассматриваемой реакции в левой и правой частях уравнения одинаковое число молей газов (по 3 моль соответственно). Поэтому изменение давления не вызовет смещения равновесия в системе.

 

 

Список литературы

 

1. Физическая химия. Теоретическое  и практическое руководство. /Под  ред. акад. Б.П. Никольского.– 2 изд., перераб. и доп.– Л.: Химия, 1987.– 880 с.

2. Патров Б. В Физическая химия. Ч. 1 : учеб. пособие / Б. В. Патров,  И.Б. Сладков. – СПб. :Изд-во Политехн. Ун-та, 2009. – 127с.

3. Руководство к выполнению термодинамических  расчетов. А. Г. Морачевский,  И.Б. Сладков. – СПб. :Изд-во Политехн. Ун-та, 1975. -67с.

4.