Мои Конспекты
Главная | Обратная связь


Автомобили
Астрономия
Биология
География
Дом и сад
Другие языки
Другое
Информатика
История
Культура
Литература
Логика
Математика
Медицина
Металлургия
Механика
Образование
Охрана труда
Педагогика
Политика
Право
Психология
Религия
Риторика
Социология
Спорт
Строительство
Технология
Туризм
Физика
Философия
Финансы
Химия
Черчение
Экология
Экономика
Электроника

Расчет равновесного состава газовой реакции



В предыдущих пунктах при температуре Т3 = 820°К были вычислены значения энтальпии ∆rН°(820) = −143171,91 Дж/моль (49), энтропии ∆rS°(820) = −131,34 Дж/(моль∙К) (57), энергии Гиббса ∆rG°(820) = = −33472,31 Дж/моль (65) и константы равновесия = 135,64. (69) для исследуемой реакции:

С2Н4 + Н2 = С2Н6

Выражение закона действующих масс для рассматриваемой реакции имеет вид:

. (74)

Для расчета мольных долей в момент равновесия воспользуемся таблицей 9.

Таблица 9. – Данные для расчета мольных долей

Компонент п молей в начальный момент времени пk молей в момент равновесия nk = nk,0 + νkξ
С2Н4 а а − ξ
Н2 а а − ξ
С2Н6 0 + ξ

 

Суммарное количество молей всех компонентов в момент равновесия равно:

. (75)

Мольные доли каждого из компонентов в момент равновесия:

; (76)

; (77)

. (78)

Подставив выражения (76), (77) и (78) в уравнение (74), получим математическое выражение, связывающее константу равновесия реакции с глубиной химической реакции:

.

После сокращения получаем уравнение для константы равновесия, выраженное через глубину превращения исследуемой реакции:

. (79)

По известной константе равновесия из уравнения (79) можно определить глубину протекания реакции и рассчитать равновесный состав системы.

 

 

Заключение

В представленной курсовой работе был изложен теоретический материал, необходимый для последующего расчета экстенсивных свойств реакции получения этана С2Н6 гидрированием этилена С2Н4.

Для исследуемой гомогенной газовой реакции С2Н4 + Н2 = С2Н6 на основе проведенных расчетов, были установлены зависимости влияния температуры на изменение стандартных мольных теплоемкостей, энтальпий, энтропий, энергии Гиббса, константу равновесия.

1) Выведена температурная зависимости для стандартной мольной изобарной теплоемкости реакции:

= −32,85 + 49,84∙10−3Т − 19,95∙10−6Т2 − 0,5∙105Т−2 [Дж/(моль∙К].

Вычислено значение мольной изобарной теплоемкости при заданной температуре Т3 = 820ºК: ∆rp(820) = −5,47 Дж/(моль∙К).

2) Установлена математическая температурная зависимость для стандартной мольной энтальпии реакции:

[Дж/моль].

По этому уравнению для температурного интервала 298÷1000ºК проведен расчет для построения графика зависимостей .

Сопоставлены расчетное значение стандартной мольной изобарной теплоемкости реакции при температуре 820°К с определенным по графику значением ∆rp:

− расчетное значение

rp(820) = −5,47 Дж/(моль∙К);

− найденное по графику зависимости

rp(820) = 5,75 Дж/(моль∙К).

Из анализа графика зависимости сделаны такие выводы: стандартная мольная энтальпия реакции на всем исследованном диапазоне температур от 298°K до 1000°K имеет отрицательное значение, т.е. протекает с выделением теплоты (экзотермическая реакция). Повышение температуры приводит к уменьшению значения ∆rН°Т. Значит, с ростом температуры константа равновесия уменьшается и равновесие реакции постепенно смещается в сторону обратной реакции.

3) Выведено уравнение зависимости стандартной мольной энтропии реакции от температуры:

[Дж/(моль∙К].

По этому уравнению вычислены значения изменения мольной энтропии реакции для разных значений температур, принадлежащих температурному диапазону 298÷1000ºК, по их числовым величинам построен график зависимости .

Проведено сравнение расчетного значения стандартной мольной изобарной теплоемкости реакции при температуре 820°К с найденным с числовой величиной ∆rp, найденной по графику зависимости :

− расчетное значение

rp(820) = −5,47 Дж/(моль∙К);

− определенное графически

rp(820) = −5,33 Дж/(моль∙К).

Из расчетов и графика зависимости можно сделать следующий вывод: стандартная мольная энтропия реакции в интервале температур 298−1000°K имеет отрицательное значение. С ростом температуры величина ∆rТ уменьшается.

4) На основе метода Темкина-Шварцмана установлена математическая температурная зависимость для стандартной мольной энергии Гиббса:

[Дж/моль].

Проведены расчеты по уравнению (29), на основе которых построен график зависимости , анализ которого позволяет сделать следующее заключение: в температурном интервале 298÷1000ºК стандартная мольная энергии Гиббса отрицательна ( < 0), что свидетельствует о самопроизвольном протекании реакции в прямом направлении (слева направо). При повышении температуры значение увеличивается, и реакционная система постепенно приближается к состоянию равновесия.

5) Проведен расчет значений констант равновесия реакции для интервала температур от 298ºК до 1000ºК, по его результатам построен график зависимости .

Сопоставлены значение стандартной мольной энтальпии реакции, рассчитанной аналитически при температуре 820°К с величиной теплового эффекта реакции при этой же температуре, определенной по графику зависимости :

− расчетное значение

rН°(820) = −143171,91 Дж/моль;

− по графику зависимости

rН°(820) = −143265,35 Дж/моль.

На основе расчета значений констант равновесия в исследуемом интервале температур можно сделать такие выводы: величины констант равновесия реакции имеют большие значения, значит, равновесие реакции смещено в сторону прямой реакции. С ростом температуры значения констант равновесия уменьшаются, и реакция приближается к состоянию равновесия.

6) Для исследуемой гомогенной газовой реакции С2Н4 + Н2 = С2Н6 выведено математическое выражение, связывающее константу равновесия реакции с глубиной химической реакции:

.