Синтез, кинетика, термодимика

Реферат - Химия

Другие рефераты по предмету Химия

Скачать Бесплатно!
Для того чтобы скачать эту работу.
1. Пожалуйста введите слова с картинки:

2. И нажмите на эту кнопку.
закрыть



еакцию можно считать практически необратимой. При значении К >1 ожидается достаточно большой выход продуктов, при К <1 реакция должна протекать в основном "справа налево". Условие К <1 не означает, что реакция синтеза продукта не совершается, в этом случае необходимо вычислять равновесный выход продукта, хотя он может быть и мал.

Уравнение, связывающее изменение энергии Гиббса реакции с константой равновесия

можно записать в виде

Подставив в это уравнение величины R = 8,З1 10-3 кДж/К моль и Т= 298 К, получим

∆G298 = -2,3 8,31 10-3 298 ln K298 = -5,70 ln K298.

При значении K ~107 реакция практически проходит до конца в прямом направлении, поэтому значение ∆G ~ |40| кДж/моль (5,7ּln107 = 5,7ּ7 ~ 40) можно считать в первом приближении границей возможности или невозможности самопроизвольного протекания реакции. Если ∆G реакции при данной температуре отрицательно и по модулю больше, чем 40 кДж/моль, то такая реакция может протекать в прямом направлении не только при стандартных, но и при любых других условиях. Если же ∆G реакции при данной температуре положительно и больше 40 кДж/моль, то такая реакция протекать самопроизвольно ни при каких условиях не может.

Если значение ∆G реакции по абсолютному значению невелико, то при изменении условий процесс может протекать в том или ином направлении. В этом случае для решения вопроса о направлении самопроизвольного протекания реакции недостаточно определить знак и величину ∆G, нужно рассчитать значение ∆G○ реакции с учетом содержания во взятой смеси исходных и образующихся веществ.

С помощью известных констант равновесия химических процессов можно решить два вопроса: 1) предсказать направление самопроизвольной реакции при заданных условиях эксперимента и 2) при известных исходном составе системы и константе равновесия можно рассчитать равновесный состав смеси, максимально возможный "выход" продуктов, что важно для реакций синтеза. Рассмотрим это на примере расчета газовых реакций.

При решении первого вопроса удобно ввести понятие кажущейся константы равновесия Q как отношения концентраций продуктов к концентрациям реагентов, но не обязательно относящееся к равновесным условиям. Для нахождения Q можно взять отношение, например, начальных концентраций компонентов (C). Так, для реакции

,

Если имеется больше молекул исходных реагентов, чем должно быть при равновесии, то увеличение знаменателя в выражении для Q приводит к тому, что Q К самопроизвольно протекает обратная реакция, а при Q =К реагенты и продукты находятся в равновесии.

Определение выхода продуктов реакции проводят с использованием таких понятий, как степень диссоциации α, степень превращения γ, число прореагировавших молей ξ.

Степенью диссоциации α называют долю газа, распавшегося на продукты к данному моменту времени. Значение α можно вычислить для известного значения константы равновесия.

Выразив α через Кр (константа равновесия) и давление компонентов P , получим :

Выражение степени диссоциации компонентов раствора.

3.Кинетический анализ реакций синтеза.

Предметом химической кинетики являются скорости реакций со всеми влияющими на них факторами и интерпретация скорости реакций на основе их механизма. В этом смысле кинетика отличается от термодинамики, в которой рассматриваются начальное и конечное состояния системы вне зависимости от времени протекания этого превращения. Термодинамика обычно рассматривает системы в состоянии равновесия, т. е. в состоянии, в котором скорости прямой и обратной реакций в обратимом процессе равны, что связывает эти две области химии. Однако обратное не верно: скорость реакции нельзя определить только на основе термодинамических данных. Химическую кинетику можно считать более фундаментальной областью науки, но, к сожалению, часто сложность исследуемых процессов делает применение теории химической кинетики довольно трудным.

Рассмотрим равновесие водород -йод в газовой фазе при высокой температуре:

Н2 + I2 = 2НI

Эта реакция протекает при бимолекулярных столкновениях между молекулами йода и водорода, так что стехиометрическое уравнение в этом случае соответствует истинному механизму взаимодействия. Доказательством правильности такого механизма является то, что скорость образования йодистого водорода, как было показано, пропорциональна как концентрации водорода, так и концентрации йода, т. е.

 

Это, однако, исключительный случай, так как обычно стехиометрическое уравнение не описывает механизма реакции, как, например, для значительно более сложной реакции водорода с бромом, скорость которой, как было показано, определяется уравнением:

Это можно объяснить следующим механизмом:

Br + Н2 → НВr + Н (медленная)

Н + Вr2 → НВr + Вr (быстрая)

Н + НВr → Н2 + Вr (быстрая)

Следует отметить, что, зная механизм реакции, не всегда можно дать достаточно определенную интерпретацию экспериментально найденным выражениям для скорости. Иногда с экспериментальными данными согласуются несколько возможных механизмов или вновь полученные данные опровергают ранее принятый механизм.

Очевидно, математическую обработку выражений скоростей реакций через концентрации в определенных степенях

Уравнение:1

проводить легче, чем для выражений более сложного типа. То

s