Файл: Курсовая работа термодинамические и кинетические особенности пиролиза углеводородов.docx

ВУЗ: Не указан

Категория: Курсовая работа

Дисциплина: Не указана

Добавлен: 03.12.2023

Просмотров: 127

Скачиваний: 4

ВНИМАНИЕ! Если данный файл нарушает Ваши авторские права, то обязательно сообщите нам.

r k

k,обр

gст   gст ,

k

где стандартная мольная энергия гиббса образования вещества k(справочная величина, 298 K).

найти стандартную мольную энергию гиббса реакции при 298 K можно по формуле

r (298)  k
k,обр,298

gст

  gст .

к

для расчета при другой, отличной от 298 K темпера- туре Тможно использовать соотношение

g

hст

T

sст .

r (T)

r (T)

r (T)


при этом значения и должны быть известны. имеются и другие способы расчета .

 gст go o

r

k k

ksk(T).

T pk T pk
интегрирование уравнения приводит к следующему выраже- нию:



r (T)


r (298)

T





r (298)

T cст (T)


kr r p


T




g

gст

  • sст

298

  • k

298

dTdT.




после интегрирования и преобразования полученного выра- жения путем объединения числовых слагаемых, включающих тем- пературу в определенной степени в коэффициенты, получим более простое выражение


r r

298
gст (T)   hст

T sст

T aM

 bM

 cM

 cM ],



r

298

r

r

r

r

2

o

1

2
где

lnT 298 1 Mo ;

298 T

T 298 2982  M;

2 2T 1

T2 2982 2983 M;



6 2 3T 2

1 1 2 1 M2 .



2T 2298

298T

коэффициенты рассчитанные для разных температур, сведены в справочные таблицы. Этот метод расчета стандартной мольной энергии гиббса реакции называется мето- дом темкина Шварцмана.


для проведения курсовой работы разработаны программы, которые позволяют быстро рассчитать величину стандартной мольной энергии гиббса реакции и величину константы равнове- сия при различных температурах. необходимые для расчета спра- вочные материалы приведены в прил. 3.

найденное значение величин стандартных мольных энергий гиббса позволит определить, какая из четырех предложенных реакций наиболее вероятна.

рассмотрим подробнее, от каких факторов и каким образом зависят величина константы равновесия и величина равновесного выхода продукта.

запишем определительное выражение для константы химиче- ского равновесия в логарифмическом виде:



r
 ln Kp

gст


r


.

RT

чтобы получить уравнение зависимости логарифма кон- станты равновесия от температуры, удобно использовать уравне- ние гиббса — гельмгольца:

G

TH




T T2 .

  p

в этом уравнении связаны между собой изменения энергии гиббса в результате какого-либо процесса и изменение энтальпии в результате этого процесса. запишем данное уравнение в симво- лах мольных величин, рассматривая в качестве процесса химиче- скую реакцию

gст

r hст

T

r.

(2.3)


2
T p T

разделив каждую из частей уравнения (2.3) на Rи учтя определительное выражение для константы равновесия, получим


ln Kp

r

hст

r .
(2.4)

T p

RT2

дифференциальное уравнение (2.4) исторически называют уравнением изобары вант-гоффа или просто уравнением изобары химической реакции.

проанализируем это уравнение:

  1. если стандартная мольная теплота реакции (или стандарт- ное мольное изменение энтальпии в ходе протекания реакции) не равна нулю, то можно утверждать, что константа химического равновесия будет зависеть от температуры. причем она может как увеличиваться с ростом температуры, так и уменьшаться.

  2. если стандартная мольная теплота реакции равна нулю, то константа химического равновесия данной реакции не зависит от температуры.


r
при интегрировании уравнения (2.4) обычно делают допуще- ние о том, что в небольших обычно исследуемых диапазонах тем- ператур изменение стандартной мольной энтальпии реакции будет несущественным, т. е. можно принять, что Δ hст = const.

интегрирование приводит к уравнению вида



r
dln Kp
p

hст dT

r .

R T2

hст 1

ln Kr

r const.

R T

(2.5)

из анализа уравнения (2.5) видно, что зависимость натураль- ного логарифма константы равновесия от обратной температуры будет линейной, и в этом случае по угловому коэффициенту этой прямой линии можно определить величину стандартной мольной энтальпии реакции.

величины констант равновесия для газовых реакций, записан- ные через мольные доли, а также константы равновесия для жид- ких растворов (через любые концентрационные шкалы) зависят от давления.


воспользуемся логарифмическим видом определительного выражения для константы равновесия


r
 ln KN

go


r


.

RT

возьмем частную производную по давлению от этого выраже- ния при постоянной температуре:

ln KN

r

1

 go

r

vo

r.
(2.6)

p T RT p T RT

уравнение (2.6) представляет собой зависимость константы равновесия реакции от давления. если то давление не влияет на константу равновесия. если т. е. объем увели- чивается за счет реакции, то из (2.6) следует, что с увеличением давления константа уменьшается. если т. е. объем умень- шается за счет реакции, то с увеличением давления константа увеличивается.

знание константы равновесия реакции позволяет рассчитать состав равновесной смеси, т. е. определить максимально возмож- ный, или теоретический, выход желаемого продукта. для этого необходимо решить уравнение закона действия масс (или закона химического равновесия). в предположении идеального поведе- ния газов этот закон запишется

pkr

Kpk ,

(2.7)


k
r [ p]

где под знаком произведения расположены величины, относящи- еся к состоянию равновесия; причем давление выражено как отно- шение парциального давления к единице размерности давления в виде безразмерной величины.

парциальное давление каждого участника реакции по закону дальтона


n
ppNp nk .

k k

k

k