Выберите уравнение химической реакции в соответствии с вашим вариантом. Напишите выражение константы химического равновесия Кр (Решение → 2724)

Заказ №38813

3.Химическая термодинамика № варианта Обратимая реакция Т2,К 151 C2H4(г)C2H2(г)+Н2(г) 500 3.1. Выберите уравнение химической реакции в соответствии с вашим вариантом. Напишите выражение константы химического равновесия Кр. 3.2. Для вашей реакции рассчитайте стандартное изменение энергии Гиббса ΔrG ° T при Т1=298 К и заданной температуре Т2=500 К, а также значения констант равновесия Кр и Кс для обеих температур. Сделайте вывод, в какую сторону сместится равновесие данной системы при повышении температуры.

Решение:

1.Определение константы химического равновесия Уравнение дегидрирования этена С𝟐Н𝟒(г) ⇄ С𝟐Н𝟐(г) + Н𝟐 (г) (3.1) Реакция проходит в гомогенной системе: все компоненты находятся в газообразном состоянии. Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ определяется законом действующих масс (ЗДМ), согласно которому: скорость реакции, протекающей в одну стадию, при постоянной температуре, прямо пропорциональна произведению молярных концентраций, реагирующих веществ в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам. Понятие обратимости тесно связано с учением о равновесных химических процессах. Следовательно, для заданной реакции определим скорости соответствующих реакций и константу равновесия заданной системы. Скорость прямой реакции 𝑣1 = 𝑘1 ∙ [С𝟐Н𝟒 ] (3.2) где 𝑣1 – скорость прямой реакции k1 – коэффициент пропорциональности, который называется константой реакции [С𝟐Н𝟒 ]- равновесная концентрация этена Скорость обратной реакции 𝑣2 = 𝑘2 ∙ [С𝟐Н𝟐 ] ∙ [Н𝟐 ] (3.3) где 𝑣2 – скорость обратной реакции k2 –константа обратной реакции [С𝟐Н𝟐 ],[Н𝟐 ] - равновесная концентрация этина и водорода При равновесии скорости прямой и обратной реакций равны, а отношение констант этих скоростей постоянно и называется константой равновесия данной системы: 𝑣1 = 𝑣2 𝑘1 ∙ [С𝟐Н𝟒 ] = 𝑘2 ∙ [С𝟐Н𝟐 ] ∙ [Н𝟐 ] (3.4) Кр = 𝑘1 𝑘2 = [С𝟐Н𝟐 ] ∙ [Н𝟐 ] [С𝟐Н𝟒 ] (3.5) Таким образом, константа равновесия реакции (системы) зависит от отношения равновесных концентраций веществ, входящих в систему. 2. Изменение энергии Гиббса реакции Для проведения термодинамических расчетов используют справочные данные (таблицы термодинамических величин), в которых приводятся чаще всего стандартные энтальпии образования, энергии Гиббса образования и энтропии различных веществ: ΔН0 298, ΔG 0 298, S 0 298. Стандартная энтальпия образования и энергия Гиббса образования простых веществ принимаются равными нулю. Для расчета изменения термодинамических величин ΔН0 , ΔG 0 , S 0 химических реакций применяют закон Гесса или его следствия. Расчетные данные относятся к мольным соотношениям веществ, которые указаны стехиометрическими коэффициентами химического уравнения. Термохимические расчеты основаны на законе Гесса, который гласит: тепловой эффект реакции зависит только от природы и физического состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути перехода. Часто в термохимических расчетах применяют следствие закона Гесса: тепловой эффект реакции или энтальпия (∆rH) равен сумме теплот образования (энтальпий ∆fH) продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ с учетом коэффициентов перед формулами этих веществ в уравнении реакции ∆Н𝑟 0 = 𝛴𝑛𝑗𝛥𝐻𝑗продукты 0 − 𝛴𝑛𝑖𝛥𝐻𝑖исх.в−в 0 (3.6) Стандартная энтальпия образования ΔНобр – теплота, выделяемая или поглощаемая при образовании 1 моль вещества из простых веществ, его составляющих, при стандартных условиях. Для расчета изменения энтропии реакции используется следствие закона Гесса ∆𝑆р−ции 0 = 𝛴𝑛𝑗𝑆𝑗продукты 0 − 𝛴𝑛𝑖𝑆𝑖исх.в−в 0 (3.7) Функция состояния системы G называется энергией Гиббса, или изобарноизотермическим потенциалом, или свободной энергией (устар.) системы. В системе в качестве самопроизвольного возможен только тот процесс, в результате которого энергия Гиббса системы уменьшается, G <0.