N 2 O 4 ↔ 2 NO 2 .
При t = 55 o C Кр = 1,38∙105 н/м2 (Па). (Заметим: для реакций в газовой среде Кр может выражаться не только в концентрационных единицах, как это было в задаче 9, но и в единицах давления.)
Сколько молей N 2 O 4 надо поместить в сосуд объёмом V = 10л, чтобы после достижения равновесия концентрация продукта реакции установилась на уровне [ NO 2 ] = 0,1 моль/л ?
Решение
а) Уравнение Клайперона-Менделеева можно записать через концентрацию газа (3.23):
Р = nRT / V = cRT .
 |
б) С учётом этого, обозначая равновесные давления через Рр(Х), а равновесные концентрации – через [ X ], имеем:
где со( N 2 O 4 ) – начальная концентрация N 2 O 4, а Т = 328 К.
в) Отсюда
со( N 2 O 4 ) = 0,5[ NO 2 ] + [ NO 2 ] 2RT / Кр ≈ 250 моль/м3 = 0,25 моль/л . (1.25)
Заметим: поскольку Кр выражена в н/м2, то концентрации веществ при расчёте должны быть выражены в моль/м3: [ NO 2 ] = 0,1 моль/л = 100 моль/м3 .
г) В итоге, искомое начальное количество N 2 O 4 составляет
n о ( N 2 O 4 ) = со( N 2 O 4 )∙ V ≈ 2,5 моля . (I.26)
12. Дана реакция:
CuSO 4 ∙3 H 2 O (тв) + 2 Н2О (г) ↔ CuSO 4 ∙5 H 2 O (тв) .
Для неё ∆Норц = –106,7 кДж/моль, и при Т1 = 303 К равновесное давление пара воды равно Р1(Н2О) = 1,45 кПа. Найти Кр при Т2 = 293 К.
Решение
а) Константа равновесия при исходной температуре:
K р,1 = 1 / [Р1(Н2О)]2 ≈ 0,4756 кПа–2 . (I.27)
 |
б) Значение этой константы при другой температуре можно найти с помощью уравнения изобары химической реакции (5.19):
Как видно, при снижении температуры на 10 градусов константа равновесия рассматриваемой реакции возрастает более чем в 4 раза.
13. В закрытом сосуде идёт обратимая реакция: Н2О + СО ↔ СО2 + Н2 .
Для неё ∆Норц = 41,84 кДж/моль, и при Т1 = 1278 К константа равновесия равна Кр,1 = 1,62. Изначально в сосуд внесено по 1 молю Н2О и СО. Найти количество Н2О и СО в сосуде после достижения равновесия при Т2 = 80 .
Решение
| |
а) Как и в предыдущей задаче, по уравнению изобары химической реакции находим константу равновесия при второй температуре:
| |
б) С другой стороны, эта константа, по определению, равна
Здесь n р (Х) = [ X ]∙ V – количество (в молях) компонента Х в сосуде после достижения системой равновесного состояния.
Т.к. реагенты введены в систему в одинаковых количествах (no (СО) = n о ( H 2 O ) = 1 моль), то, исходя из стехиометрии реакции, величины n р (Х) попарно равны (для реагентов и для продуктов):
n р (СО) = n р ( H 2 O ), n р (СО2) = n р ( H 2 ) .
Причём, появляющееся в системе количество каждого из продуктов равно убыли количества каждого из реагентов; в частности
n р (СО2) = no (СО) – n р (СО).
Всё это учтено в преобразованиях (I.30).
в) Выражая из конечного соотношения np (СО), получаем искомое содержание СО в сосуде при равновесном состоянии системы:
 |
n р (СО) = no (СО) / (√ Kp + 1) ≈ 0,718 моля . (I.31)
Таково же и равновесное содержание воды.
РАЗДЕЛ 2.
ФАЗОВЫЕ РАВНОВЕСИЯ И
РАСТВОРЫ НЕЭЛЕКТРОЛИТОВ
Глава 6. ОБЩИЕ ЗАКОНОМЕРНОСТИ ФАЗОВЫХ ПЕРЕХОДОВ
Фазы системы
Ключевое понятие в данном разделе — фаза.
Фаза — это совокупность гомогенных частей системы, имеющих одинаковые химические, физические и термодинамические характеристики во всех своих точках. Поясним это определение.
1. Прежде всего, для образования разных фаз достаточно присутствия в системе разных агрегатных состояний одного и того же вещества.
а) Известны три агрегатных состояния вещества — газообразное, жидкое и твердое. Они отличаются по своим физическим (плотность, теплоемкость) и термодинамическим (ΔНообр, ΔSообр и т.д.) параметрам. А это, в соответствии с приведенным определением, и означает образование разных фаз.
б) I. Пример однокомпонентной двухфазной системы — кусочки льда в воде. Здесь — две фазы одного вещества: жидкая и твердая.
II . Включение в систему водяного пара над поверхностью позволяет получить трехфазную однокомпонентную систему, куда входит еще и газообразная фаза.
в) Переход же вещества из одного агрегатного состояния в другое называется, как известно, фазовым превращением или фазовым переходом. Последний из этих терминов уже встречался в п. 3.4.
Итак, одно и то же вещество может образовывать несколько фаз в системе.
2. С другой стороны, одну и ту же фазу могут образовывать несколько разных веществ. Так обстоит дело тогда, когда вещества взаимно растворены друг
в друге (например, если это — хорошо смешивающиеся жидкости), или речь
идет о растворе каких-то веществ в некотором растворителе.
Таким образом, истинный раствор — это однофазная система.
3. В третьих случаях разные вещества образуют в системе разные фазы.
а) Пример — смесь воды и масла. Даже если ее хорошо взболтать, она быстро
расслаивается на две жидкие фазы — фазу масла и фазу воды. Последние
различаются не только по физическим и термодинамическим, но и по хими-
ческим характеристикам.
б) Если добавить в эту систему и третий компонент —
например, раздробленный уголь, образуется третья фаза — твердая. В данном
примере число фаз совпадает с числом компонентов.
4. а) Но в общем случае, как следует из предыдущих примеров, количествофаз в системе может не совпадать с количеством компонентов. Число фаз обо-
значается буквой Ф. Системы, состоящие из одной фазы (Ф = 1), называются
гомогенными, а из нескольких фаз (Ф ≥ 2) — гетерогенными.
б) Заметим также, что фаза может быть непрерывной, а может быть дисперс-
ной, т. е. состоять из отдельных фрагментов или частиц. Примеры дисперсных
фаз — глыбки льда; капельки масла в воде; пузырьки воздуха, появляющиеся
в воде при нагревании; частицы измельченного угля; пыль в воздухе и т. д.
В каждом из этих примеров дисперсная фаза распределена в какой-либо
второй — непрерывной — фазе.
Дата: 2019-02-02, просмотров: 311.
