Смещение химического равновесия

- это процесс изменения равновесного состава системы вследствие изменения внешних условий и установление нового равновесного состава.

Направление смещения равновесия подчиняется принципу Ле Шателье:

Если на систему, находящуюся в равновесии, воздействовать извне, изменяя какое-либо из условий, определяющих состояние равновесия, то равновесие смещается в сторону уменьшения эффекта внешнего воздействия.

 

Вывести систему из состояния равновесия можно изменяя:

· а) температуру,

· б) общее давление

· в) парциальные давления газообразных реагентов или концентрации (активности) реагентов в растворах.

 

В соответствии с данным принципом:

ü При увеличении Т равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, а при уменьшении Т – в сторону экзотермической реакции.

ü При увеличении общего давления (P_o) равновесие смещается в сторону образования меньшего числа молей газообразных реагентов ( ν_i).

ü При увеличении парциального давления (или концентраций) исходных веществ равновесие смещается в сторону прямой реакции, при уменьшении концентрации (c_i) исходных веществ или при увеличении концентрации (c_i) продуктов реакции равновесие смещается в сторону исходных реагентов.

Равновесный состав системы, если известен начальный состав, можно рассчитать, применяя закон действующих масс и составляя уравнения материального баланса.

Задача 22

Как увеличить выход продуктов реакции С(к) + СО₂(г) = 2СО(г) Δ_rН⁰₂₉₈ = 172,5 кДж >0

Решение

В соответствии с принципом Ле-Шателье вывести систему из состояния равновесия можно изменяя температуру, общее давление, парциальные давления газообразных реагентов или концентрации (активности) реагентов в растворах.

Ч тобы повысить выход продукта СО нужно равновесие смещать вправо:

а) Увеличить Т _{системы}, т.к. ∆_rH⁰₂₉₈ > 0 (При увеличении Т равновесие смещается в сторону эндотермической реакции);

б) Уменьшить Р_{системы}, т.к прямая реакция идет с увеличением числа молей газообразных веществ (При снижении общего давления равновесие смещается в сторону образования большего числа молей газообразных реагентов).

в) Увеличить парциальное Р _СО2 и уменьшить парциальное Р _СО(выводить СО из сферы реакции)- при увеличении парциального давления (или концентраций) исходных веществ или при уменьшении концентрации (c_i) продуктов реакции равновесие смещается в сторону прямой реакции.

Задача 23

Рассчитать энергию Гиббса реакции С(к)+СО₂(г)=2СО(г) (Δ_rН⁰₂₉₈ = 172,5 кДж, ∆_r S⁰₂₉₈ = ^. 175,66 Дж/К) при Т = 1000 К и заданных начальных состояниях веществ:

а) при стандартных состояниях - ∆ _rG⁰₁₀₀₀

б) при относительных парциальных давлениях СО₂ и СО равных =10^-4 – для СО₂ и = 1 – для СО - ∆ _rG_{1000 (1)}

в) при относительных парциальных давлениях СО₂ и СО равных =1 – для СО₂ и = 10^-4 – для СО - ∆ _rG_{1000 (2)}

Сравните полученные результаты. Как смещается равновесие при изменении парциальных давлений газообразных компонентов реакции?

Решение

а) При стандартных состояниях веществ, т. е. относительных парциальных давлениях СО₂ и СО равных 1, Δ _rG⁰_Т = ∆ _rH⁰₂₉₈ - T ∆ _rS⁰₂₉₈ (считая ∆ _rС ⁰ _р = 0, т.е. ∆_rH⁰_Т = ∆ _rH⁰₂₉₈ и ∆_rS⁰_Т = ∆ _rS⁰₂₉₈ - энтальпия и энтропия реакции не зависят от температуры)

Т=1000К Δ _rG⁰₁₀₀₀ = 172,5 - 1000 ∙175,66 ^. 10 ^-3 = -3,16 кДж ˂ 0 – возможно самопроизвольное протекание реакции при стандартных состояниях и Т=1000К

б) Зависимость Δ_rG_T от давления выражается изотермой Вант Гоффа:

Δ_rG_Т = ∆_rG⁰_Т + RTln

Т=1000 К Δ_rG₁₀₀₀ = ∆_rG⁰₁₀₀₀ + RTln

Δ_rG_{1000 (1)} = -3,16 + 8,31 ^. 10 ^-3. 1000 ln(1/10^-4) = 73,3 кДж ˃ 0 самопроизвольное протекание процесса при заданных начальных условиях и Т=1000 К невозможно.

в) при относительных парциальных давлениях СО₂ и СО равных =1 – для СО₂ и = 10^-4 – для СО: ∆ _rG_{1000 (2)} = ∆_rG⁰₁₀₀₀ + RTln

∆_rG_{1000 (2)} = -3,16 + 8,31 ^. 10 ^-3. 1000 ln[(10^-4)^.2/1] = -156,06 кДж ˂ 0 возможно самопроизвольное протекание процесса при заданных начальных условиях и Т = 1000 К.

∆_rG_{1000 (2)} ˂ ∆ _rG⁰₁₀₀₀ ˂ 0 ˂ Δ _rG_{1000 (1)}

При уменьшении парциального давления продукта реакции – СО равновесие смещается вправо: ∆ _rG_{1000 (2)} ˂ ∆ _rG⁰₁₀₀₀ ˂ 0, а при уменьшении парциального давления исходного вещества СО₂ равновесие смещается влево, в сторону исходных веществ: ∆ _rG_{1000 (1)} ˃ 0 ˃ ∆ _rG⁰₁₀₀₀ – при =10^-4 для СО₂ и = 1 для СО возможна обратная реакция.

Адсорбция - поглощение одного вещества поверхностью другого вещества

Адсорбция – разновидность сорбции - поглощения одного вещества другим. Если вещество поглощает всем объемом, то происходит абсорбция

Адсорбция осуществляется вследствие наличия у поверхностных частиц избыточной поверхностной свободной энергии. Наличие неуравновешенной энергии у поверхностной частицы по сравнению с частицей в объеме приводит к накоплению тех или иных веществ на границе раздела фаз (тв-г, тв-ж, ж-г) т.е. происходит повышение концентрации вещества на границе раздела фаз - адсорбция

Адсорбент - вещество, которое поглощает, адсорбирует

Адсорбат – адсорбированное вещество, которое поглощается.

Десорбция - процесс, обратный адсорбции.

Количественная характеристика адсорбента – его удельная площадь поверхности S₀:

S₀ = S/ V, м²см^-3 S₀= S/ m, м²г^-1

(Чем больше S₀, тем лучше адсорбционная способность адсорбента ( активированные угли, цеолиты, алюмосиликаты, силикагель (аморфный кремнезем – вещества с развитой поверхностью; S₀ активированного 400 – 900 м² г^-1)

Количественная мера адсорбции адсорбата - величина адсорбции Г -избыток адсорбированного вещества в поверхностном слое и в объеме (разность концентрациий вещества в поверхностном слое и в общем объеме): [Г]=[моль/м²]; [моль/см²адсорбента]; [моль/г адсорбента]

Адсорбция: физическая и химическая.

Физическая адсорбция

- при взаимодействии адсорбата и адсорбента возникают вандерваальсовы взаимодействия (физическая природа сил); невысокий тепловой эффект (D Н ₂₉₈ = –(8 – 20)кДж/моль); обратимый процесс - десорбция↑ с ростом Т (например, адсорбции газа активированным углем: СО_2,г «СО_2,адс; Сl_2,г «Cl_2,адс ).