Методика решения задач по теоретическим основам химической технологии (стр. 7 из 16)

[H₂] = 2,0 моль/л + 0,6 моль/л = 2,6 (моль/л).

Ответ: К_равн= 2; С₀(N₂) = 0,21 моль/л и С₀(Н₂) = 2,6 моль/л.

2. Один моль смеси пропена с водородом, имеющей плотность по водороду 15, нагрели в замкнутом сосуде с платиновым катализатором при 320°С, при этом давление в сосуде уменьшилось на 25%. Рассчитайте выход реакции в процентах от теоретического. На сколько процентов уменьшится давление в сосуде, если для проведения эксперимента в тех же условиях использовать 1 моль смеси тех же газов, имеющей плотность по водороду 16?

Решение:

С₃Н₆ + Н₂

С₃Н₈

1) Пусть ν(C₃H₆) = х, ν(H₂) =1-x, тогда масса смеси равна

42х + 2(1 - х) = 2 • 15 = 30,

откуда х = 0,7 моль, т. е. ν(C₃H₆) = 0,7 моль, ν(H₂) = 0,3 моль.

Давление уменьшилось на 25% при неизменных температуре и объеме за счет уменьшения на 25% числа молей в результате реакции. Пусть у моль Н₂ вступило в реакцию, тогда после реакции осталось:

ν(C₃H₆) = 0,7 - у, ν(H₂) = 0,3 – у, ν(C₃H₈) = у,

ν_о6щ = 0.75 =(0,7 - у) + (0,3 - у) + у, откуда y = 0,25 моль.

Теоретически могло образоваться 0,3 моль С₃Н₈(H₂ — в недостатке), поэтому выход равен

. Константа равновесия при данных условиях равна

2) Пусть во втором случае ν(C₃H₆) = a моль, ν(H₂) = (1 – а) моль, тогда масса смеси равна 42а + 2(1 - а) = 2 • 16 = 32, откуда, а= 0,75, т. е. ν(C₃H₆) = 0,75, ν(H₂) = 0,25. Пусть в реакцию вступило b моль Н₂. Это число можно найти из условия неизменности константы равновесия

Из двух корней данного квадратного уравнения выбираем корень, удовлетворяющий условию 0 < b < 0,25, т. е. b = 0,214 моль

Общее число молей после реакции равно

ν_oбщ =((0,75 - 0,214) + (0,25 - 0,214) + 0,214 - 0,786) моль, т. е. оно уменьшилось на 21,4% по сравнению с исходным количеством (1 моль). Давление пропорционально числу молей, поэтому оно также уменьшилось на 21,4%.

Ответ: выход С₃Н₈ — 83,3%; давление уменьшится на 21,4%.

Задачи для самостоятельного решения

1. В реакции между раскаленным железом и паром

3Fe_(тв) + 4Н₂О_(г)

Fe₃O_4(тв)+4Н_2(г), при достижении равновесия парциальные давления водорода и пара равны 3,2 и 2,4 кПа соответственно. Рассчитайте константу равновесия.

2. Вычислите константы равновесия К_рК_Сгазовой реакции

СО + Cl₂

СОCl_2, состав газовой смеси при равновесии был следующим (% по объему): СО=2,4, Cl₂ =12,6, СОCl₂ =85,0, а общее давление смеси при 20С составляло 1,033*10⁵ Па. Вычислите ΔG реакции.

3. Рассчитайте константу равновесия при некоторой заданной данной температуре для обратимой реакции СО + Н₂О

СО₂ + Н₂, учитывая, что в состоянии равновесия концентрации участвующих в реакции веществ были равны [СО] = 0,16 моль/л, [Н₂О] = 0,32 моль/л, [СО₂] = 0,32 моль/л, [Н₂] = 0,32 моль/л.

4. В стальном резервуаре находятся карбонат кальция и воздух под давлением 1 атм. при температуре 27°С. Резервуар нагревают до 800°С и дожидаются установления равновесия. Вычислите константу равновесия К_р реакции CaCO₃

СаО + СО₂ при 800°С, если известно, что равновесное давление газа в резервуаре при этой температуре равно 3,82 атм., а при 27°С СаСО₃ не разлагается.

5. Припостоянной температуре в гомогенной системе А + В = 2С установилось равновесие с равновесными концентрациями [А]=0,8 моль/ль, [В]=0,6 моль/л, [С]=1,2 моль/л. определите новые равновесные концентрации, если в систему дополнительно ввели 0,6 моль/л вещества В.

6. Как можно обосновать оптимальные условия промышленного синтеза аммиака с высоким выходом на основе термохимического уравнения реакции

N₂ + ЗН₂

2NH₃ + 491,8 кДж и с учетом того, что при низких температурах скорость прямой реакции очень мала?

7. Вычислите константу равновесия ниже приведенных реакции, протекающей при стандартных условиях и при 400К.

а) Na₂O_(к) + CO_2(г) → Na₂CO_3(к)

б) N₂O_4(г)= 2NO_2(г)

8. Уравнение реакции окисления хлорида водорода

4НСl_(г)+ O_2(г)= 2H₂O_(г) + 2Cl_2(г)Вычислите константу равновесия этой реакции при Т=500К. Предположите способы увеличения концентрации хлора в равновесной смеси.

9. При смешении 2 моль уксусной кислоты и 2 моль этилового спирта в результате реакции СН₃СООН + С₂Н₅ОН = СН₃СООС₂Н₅+ Н₂О к моменту наступления равновесия осталось 0,5 моль СН₃СООН и С₂Н₅ОН, а также некоторое количество эфира и воды. Определите состав равновесной смеси, если смешивают по 3 моль СН₃СООН и С₂Н₅ОН при той же температуре.

10. Вычислить начальные концентрации веществ в обратимой реакции

2СO +О₂

2СО₂ и константу равновесия, если равновесные концентрации составляют [СО]=0,44 моль/л, [О₂]=0,12 моль/л, [СО₂] =0,18 моль/л.

3.1.3 Химическая кинетика

Это раздел физической химии, изучающей скорость химических реакций, а в более широком смысле – закономерности их протекания.

Термин скорость реакции означает скорость, с которой образуются продукты, либо скорость, с которой расходуются агенты при протекании химической реакции. Химические реакции происходят с самыми разными скоростями. Со скоростью химических реакций связаны представления о превращении веществ, а также экономическая эффективность их получения в промышленных масштабах. Основным понятием в химической кинетике является понятие о скорости реакции, которая определяется изменением количества вещества реагентов (или продуктов реакции) в единицу времени в единице объема. Если при неизменном объеме и температуре концентрация одного из реагирующих веществ уменьшилась (или увеличилась) от значения с₁до значения с₂за промежуток времени от t₁до t₂, то средняя скорость реакции составит

(1.3.1)

где DС_i – изменения концентрации i-того компонента, моль/м³ или моль/л,

w_i- скорость реакции, (моль/(л • с) или моль/м³*с). Уравнение (1.3.1) подходит для реакций протекающих в гомогенном реакционном пространстве.

Если реакция протекает в гетерогенном пространстве, то выражение для скорости реакции по данному веществу iимеет вид (моль/м³*с).

(1.3.2)

dn_i– изменение количества i-того компонента, моль; S- площадь, м^2;

dt– изменение времени, с.

I. Продукты реакции или промежуточные соединения образуются при взаимодействии частиц в элементарном химическом акте. Число частиц в элементарном химическом акте называется молекулярностью реакции. Элементарные реакции бывают трех типов:

- мономолекулярные А ® Р₁+ Р₂+ …

- бимолекулярные А + В ® Р₁+ Р₂+...

- тримолекулярные 2А + В ® Р₁+ Р₂+ … 3А ® Р₁+ Р₂+ …,

А + В + С ® Р₁+ Р₂+ …

Четырехмолекулярных реакций не бывает, т.к. вероятность одновременного столкновения четырех молекул ничтожно мала.

Скорость реакции можно измерить, определяя количество реагента или продукта во времени. Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ и от условий, в которых реакция протекает. Важнейшими из них являются концентрация, температура и присутствие катализатора.

Рассмотрим реакцию между веществами А и В, протекающую по схеме

аА + вВ + …. → сС + dD + …

Скорость реакции зависит от концентраций А и В, однако заранее нельзя утверждать, что она прямо пропорциональна концентрации того или другого. Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ выражается основным законом химической кинетики — законом действующих масс: скорость элементарной химической реакции прямо пропорциональна произведению концентрации реагирующих веществ в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.

Для элементарной реакции

n₁А + n₂В ®n₃С + n₄Е + …

илиw = k [A]^nA [B]ⁿ^В.(1.3.3)

Выражение такого типа называют кинетическим уравнением, где k- константа скорости (не зависит от концентрации реагирующих реагентов и времени); C_A, C_B – текущие концентрации реагирующих веществ; n_1,n₂- некоторые числа, которые называются порядком реакции по веществам А и В соответственно. Порядок реакции совпадает со стехиометрическими показателями элементарной реакции. Порядок реакции n – сумма показателей кинетических степеней в химическом уравнении реакции. Сумма показателей степеней n₁ + n₂ = n называется общим порядком реакции. Для элементарной реакции общий порядок равен молекулярности, а порядок по веществам равны коэффициентам в уравнении реакции. Порядок реакции по i-тому компоненту не равен его стехиометрическому коэффициенту в химическом уравнении сложной реакции.