Разделы презентаций


Лекция 6. Основы химического равновесия

Содержание

где A,B,M,N – химические символы реагирующих веществ,, , ,  - стехиометрические коэффициенты, показывающие число молей вещества, участвующих в реакции.Топливо Лекция 6 Процессы горения/газификации, так же как и другие химические превращения, описываются уравнениями

Слайды и текст этой презентации

Слайд 1Лекция 6. Основы химического равновесия
Топливо и его использование

Лекция 6. Основы химического равновесияТопливо и его использование

Слайд 2где A,B,M,N – химические символы реагирующих веществ,
, , , 

- стехиометрические коэффициенты, показывающие число молей вещества, участвующих в реакции.
Топливо Лекция

6

Процессы горения/газификации, так же как и другие химические превращения, описываются уравнениями химических реакций, имеющими вид

Уравнение химической реакции

где A,B,M,N – химические символы реагирующих веществ,, , ,  - стехиометрические коэффициенты, показывающие число молей вещества,

Слайд 3и найти стехиометрические коэффициенты , , ,  из уравнений

баланса атомов С, Н и О с учётом того, что

 = 2 молей О2 достаточно для полного окисления α=1 молей метана

Лекция 6

Предполагая, что элементы, образующие молекулу метана – С и Н, полностью окисляются кислородом и образуют диоксид углерода и пары воды, можно записать уравнение в общем виде

Гомогенная реакция горения метана

и найти стехиометрические коэффициенты , , ,  из уравнений баланса атомов С, Н и О с

Слайд 4 Химические реакции горения и газификации протекают с выделением или поглощением

тепла, которое называется теплотой реакции.

Всякая химическая реакция сводится к разрушению

(разрыву) химических связей между атомами в молекулах и образованию новых связей. При этом изменяется энтальпия (p=const) или внутренняя энергия (v=const) реагирующих веществ.

Лекция 6

Химические реакции горения и газификации протекают с выделением или поглощением тепла, которое называется теплотой реакции.	Всякая химическая реакция

Слайд 5 Если энергия, выделяющаяся при образовании новых связей, больше энергии, затрачиваемой

на разрушение связей в исходных молекулах, то реакция сопровождается выделением

теплоты (экзотермический процесс).

Если энергия, выделившаяся при образовании новых связей, меньше энергии разрыва связей, то реакция связана с поглощением теплоты из окружающей среды (эндотермический процесс).

Лекция 6

Если энергия, выделяющаяся при образовании новых связей, больше энергии, затрачиваемой на разрушение связей в исходных молекулах, то

Слайд 6Лекция 5
Согласно 1-му началу термодинамики, изменение внутренней энергии dU или

энтальпии dH = d(U+pV) реагентов в процессе их химического превращения

в продукты реакции происходит за счёт поглощения (или выделения) теплоты δQ и совершения работы δL


U, H – функции состояния, и их изменение в результате химической реакции не зависит от пути (механизма), по которому развивается реакция, а определяется лишь начальным и конечным состояниями системы (составами и свойствами реагентов и продуктов).
Теплота реакции в общем случае зависит от пути процесса, но в двух простейших случаях, когда процессы совершаются при V,Т=const и p,Т=const, её значение также определяется только начальным и конечным состояниями системы.
Лекция 5	Согласно 1-му началу термодинамики, изменение внутренней энергии dU или энтальпии dH = d(U+pV) реагентов в процессе

Слайд 7Лекция 6
Если реакция протекает при постоянном объёме (V,Т = const

, изохорно-изотермический процесс), и при этом работа не совершается (L

= 0), то теплота реакции равна разности внутренней энергии системы после и до реакции


Если реакция протекает при постоянном давлении (p=const, изобарный процесс) и совершается только работа объёмного расширения (типичные условия в устройствах сжигания/газификации), то теплота реакции равна разности энтальпий системы после и до реакции




При ΔН < 0 реакция экзотермическая, при ΔН > 0 – эндотермическая (тепло поглощается из окружающей среды).
Лекция 6Если реакция протекает при постоянном объёме (V,Т = const , изохорно-изотермический процесс), и при этом работа

Слайд 8Лекция 5
Теплота реакций при р,Т = const или при V,T

= const не зависит от пути их протекания (от промежуточных

стадий), а определяется только начальным и конечным состояниями системы.
Следствия из закона Гесса
Теплота реакции равна разности между суммой теплот образования (Uобр или Нобр ) конечных продуктов реакции и суммой теплот образования исходных реагентов




Теплота реакции равна разности между суммами теплот сгорания (Uсгор или Нсгор ) исходных реагентов и продуктов реакции


Закон Гесса (следствие I начала т/д)

Лекция 5Теплота реакций при р,Т = const или при V,T = const не зависит от пути их

Слайд 9Лекция 5
Теплота реакции равна сумме теплот сгорания исходных реагентов за

вычетом суммы теплот сгорания продуктов реакции (2-е следствие из з-на

Гесса)









Теплота реакции образования метана

Лекция 5Теплота реакции равна сумме теплот сгорания исходных реагентов за вычетом суммы теплот сгорания продуктов реакции (2-е

Слайд 10 Компоненты горючей смеси могут находиться в одном агрегатном состоянии, например,


– газообразном при сжигании газов в воздухе,
либо в различных

состояниях:
– твердое топливо и газообразный окислитель;
– жидкое топливо и газообразный окислитель.

Система , в которой компоненты находятся в одном агрегатном состоянии, называется гомогенной, а в различных – гетерогенной.

От агрегатного состояния реагентов и продуктов зависят их энтальпия образования и, следовательно, – теплота реакции.

Лекция 5

Гомогенное и гетерогенное горение

Компоненты горючей смеси могут находиться в одном агрегатном состоянии, например, 	– газообразном при сжигании газов в воздухе,

Слайд 11 Энтальпия образования сложного вещества есть энтальпия реакции его синтеза из

простых в-в, взятых в наиболее устойчивых физических состояниях при заданных

внешних р, Т.
Стандартные энтальпии образования веществ приводятся в таблицах при одних и тех же ("стандартных") условиях: р = 1 атм и определённой температуре, обычно 298.15 К = 25 оС.
Обозначение:

Стандартные энтальпии образования простых веществ:
углерода С (графит);
водорода Н2 (газ);
кислорода О2 (газ);
азота N2 (газ) и т.п.
приняты равными 0 (нулю).

Лекция 5

ЭНТАЛЬПИЯ ОБРАЗОВАНИЯ

Энтальпия образования сложного вещества есть энтальпия реакции его синтеза из простых в-в, взятых в наиболее устойчивых физических

Слайд 12 Энтальпия сгорания простого и сложного вещества есть энтальпия реакции его

полного окисления кислородом до образования высших оксидов, причём всегда указывается

каких именно оксидов и в каком фазовом состоянии.
Стандартные энтальпии сгорания веществ приводятся в таблицах при одних и тех же ("стандартных") условиях: р = 1 атм и определённой температуре, обычно 298.15 К = 25 оС.

Обозначение:




Теплота сгорания указывается в расчёте на 1 моль окисляемого вещества (топлива), кДж/моль.

Лекция 5

ЭНТАЛЬПИЯ СГОРАНИЯ

Энтальпия сгорания простого и сложного вещества есть энтальпия реакции его полного окисления кислородом до образования высших оксидов,

Слайд 13Лекция 6
ккал / моль

Лекция 6ккал / моль

Слайд 14Лекция 5

Лекция 5

Слайд 15Лекция 6

Лекция 6

Слайд 16Лекция 5
– 393.52
Стандартная энтальпия образования

Лекция 5– 393.52Стандартная энтальпия образования

Слайд 17(11.28 = 3 × (0.79/0.21).
Лекция 5
Предполгается, что смесь находится в

стехиометрическом соотношении при стандартных условиях (р = 1 кгс/см2, Т

= 298.15 К), а вода образуется в жидком состоянии.

Теплота реакции горения этилена при C.У.

(11.28 = 3 × (0.79/0.21).Лекция 5Предполгается, что смесь находится в стехиометрическом соотношении при стандартных условиях (р =

Слайд 18Лекция 6
Суммарная энтальпия образования продуктов
Суммарная энтальпия образования реагентов
Влияние температуры на

теплоту реакции
горения (экзотермической)

Лекция 6Суммарная энтальпия образования продуктовСуммарная энтальпия образования реагентовВлияние температуры на теплоту реакциигорения (экзотермической)

Слайд 19Лекция 6
Термохимические данные для этилена C2H4
Идеальный газ, молярная масса 28.05

кг/кмоль
Tr = 298.15 K, Стандартное давление p = 0.1 MPa
Влияние

Т на термодинамические свойства этилена
Лекция 6Термохимические данные для этилена C2H4Идеальный газ, молярная масса 28.05 кг/кмольTr = 298.15 K, Стандартное давление p

Слайд 20Лекция 5
Предполгается, что смесь находится в стехиометрическом соотношении при р

= 1 атм, Т = 500 К, а вода образуется

в газообразном состоянии.
Сначала пересчитывается предыдущий пример для температуры 298 К, но для воды в состоянии газа.








Затем по таблицам определяются разности энтальпий образования между 500 К и 298 К для всех продуктов (вводятся в теплоту реакции со знаком +) и реагентов (вводятся со знаком –).

Теплота реакции горения этилена при 500оС

Лекция 5	Предполгается, что смесь находится в стехиометрическом соотношении при р = 1 атм, Т = 500 К,

Слайд 21 Экспериментально установлено, что химические реакции не всегда протекают до полного

превращения исходных веществ.
Наряду с продуктами реакции в системе присутствует

некоторое количество исходных и промежуточных соединений, что объяснятся одновременным протеканием реакций в двух противоположных направлениях.
Такой ход реакций называется химической обратимостью и отражается в виде:

Лекция 6

Обратимость химических реакций

Экспериментально установлено, что химические реакции не всегда протекают до полного превращения исходных веществ. 	Наряду с продуктами реакции

Слайд 22 Скорость химической реакции, как будет показано далее, пропорциональна концентрациям

(количество вещества в единице объёма) участвующих в ней веществ (реагентов).
По

мере протекания реакции из-за уменьшения количества исходных веществ скорость прямой реакции уменьшается, а обратной увеличивается, так как продукты прямой реакции все прибывают.
Когда скорости прямой и обратной реакций уравновешиваются, то состав смеси в системе с течением времени остается неизменным.
Наступает химическое равновесие.

Лекция 6

Скорость химической реакции, как будет показано далее, пропорциональна концентрациям (количество вещества в единице объёма) участвующих в

Слайд 23 В зависимости от условий (Т, р) равновесие может быть, например,

сильно смещено в сторону продуктов реакции.
Может казаться, что реакция

протекает только в одну сторону.
При других условиях равновесие, напротив, может быть сильно сдвинуто в сторону исходных веществ, реакция как будто бы вовсе не протекает.
Могут быть и любые промежуточные варианты.

Лекция 6

В зависимости от условий (Т, р) равновесие может быть, например, сильно смещено в сторону продуктов реакции. 	Может

Слайд 24 Скорость протекания химических реакций и положение равновесия зависят

от химической природы реагирующих веществ, концентрации реагирующих веществ, физических условий

(Т, р,V).
Наступление химического равновесия данной реакции при постоянных температуре и давлении зависит от концентраций реагирующих веществ C (моль/м3).
Эта зависимость определяется законом действующих масс.

Лекция 6

Скорость протекания химических реакций и положение равновесия зависят от химической природы реагирующих веществ, концентрации реагирующих

Слайд 25Лекция 6
Скорость прямой реакции в любой момент времени:
а скорость

обратной реакции
Закон действующих масс
В однородной среде при постоянных T

и p скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ


Лекция 6		Скорость прямой реакции в любой момент времени: а скорость обратной реакции Закон действующих масс	В однородной среде

Слайд 26 Здесь CA ,CB ,CM ,CN – текущие концентрации реагирующих веществ,

моль/м3,

k1 и k2 – коэффициенты пропорциональности, характерные для природы реагирующих

веществ и зависящие от температуры, называемые константами скорости прямой и обратной реакции. При какой-то заданной температуре k1 и k2 = const.

Лекция 6

Здесь CA ,CB ,CM ,CN – текущие концентрации реагирующих веществ, моль/м3,		k1 и k2 – коэффициенты пропорциональности, характерные

Слайд 27 Результирующая скорость реакции,
равная разности скоростей прямой и обратной

реакций, в ходе превращения уменьшается и становится равной нулю при

равновесии, для которого можно записать

Лекция 6

Результирующая скорость реакции,равная разности скоростей прямой и обратной реакций, в ходе превращения уменьшается и становится

Слайд 28Лекция 6
КС – безразмерная величина, называемая константой равновесия (по концентрациям).
Отсюда

следует выражение для концентраций реагирующих веществ и констант скоростей в

состоянии равновесия, являющееся математическим выражением закона действующих масс

Лекция 6КС – безразмерная величина, называемая константой равновесия (по концентрациям).		Отсюда следует выражение для концентраций реагирующих веществ и

Слайд 29 Так как k1 и k2 при данной температуре являются

постоянными, то и константа равновесия КС является также постоянной величиной,

характерной для данной реакции.

Зная значение константы равновесия КС, можно определить состав равновесной смеси при данной температуре.

Лекция 6

Константы равновесия для многих реакций приводятся в термодинамических справочниках.

Так как k1 и k2 при данной температуре являются постоянными, то и константа равновесия КС является

Слайд 30Лекция 6
поэтому константу равновесия Кp можно выразить через парциальные давления

газов в смеси. Для эквимолярной реакции
В общем случае при изменении

числа молей в реакции

При Т = const парциальные давления газов в смеси пропорциональны их концентрациям (МА – масса реагента А)

Лекция 6поэтому константу равновесия Кp можно выразить через парциальные давления газов в смеси. Для эквимолярной реакцииВ общем

Слайд 31 Если в газовой смеси может происходить несколько различных реакций, то

закон действующих масс применяется к каждой реакции в отдельности.

В

условиях промышленного сжигания топлив обычно состояние равновесия не наступает, так как для этого необходим промежуток времени, в 10-100 раз бóльший, чем среднее время пребывания газов в топочной камере.

Лекция 6

Если в газовой смеси может происходить несколько различных реакций, то закон действующих масс применяется к каждой реакции

Слайд 32
Скорости обратных реакций разложения (диссоциации) продуктов сгорания при топочных температурах

(1600-18000С и ниже) весьма малы (например, степень диссоциации водяных паров

в этих условиях не более 1-3%).

Таким образом, в топках котельных агрегатов реакции окисления горючих веществ идут практически только в прямом направлении.

Лекция 6

Скорости обратных реакций разложения (диссоциации) продуктов сгорания при топочных температурах (1600-18000С и ниже) весьма малы (например, степень

Слайд 33 Строго говоря, область применения закона действующих масс ограничивается идеальными газами,

однако с достаточной для практики точностью, можно использовать и закон

действующих масс и все выводы из него и для реальных газов.

Лекция 6

Строго говоря, область применения закона действующих масс ограничивается идеальными газами, однако с достаточной для практики точностью, можно

Слайд 34Для процессов горения важное значение имеют гетерогенные реакции в системах,

в частности, состоящих из твердого топлива и газа.
Однако химические реакции

в гетерогенной системе, состоящей из жидкого топлива и газа, протекают в газовой фазе между насыщенным паром топлива и газом.
В результате этого в системе наступает равновесие в газовой фазе, для которого справедливы все законы гомогенных газовых реакций.

Лекция 6

Для процессов горения важное значение имеют гетерогенные реакции в системах, в частности, состоящих из твердого топлива и

Слайд 35 Если на систему в состоянии равновесия воздействовать извне, изменяя термодинамические

параметры состояния (р, V, Т), то равновесие смещается в том

направлении, которое противодействует внешнему воздействию (ослабляет его эффект).
Принцип Ле Шателье справедлив для всех систем, в том числе и в химических реакциях.

Лекция 6

Принцип Ле Шателье – Брауна

Если на систему в состоянии равновесия воздействовать извне, изменяя термодинамические параметры состояния (р, V, Т), то равновесие

Слайд 36Например, если прямая реакция экзотермична (протекает с выделение теплоты), как

в случае реакций горения (следовательно, обратная реакция эндотермична – идет

с поглощением теплоты), то при повышении температуры извне увеличивается скорость обратной реакции, тепловыделение уменьшается, и равновесие смещается в сторону исходных веществ (реагентов).
При понижении температуры увеличивается скорость прямой реакции, и равновесие в смещается в сторону продуктов реакции.
При не слишком высоких температурах эти смещения для реакций горения мало заметны.

Лекция 6

Например, если прямая реакция экзотермична (протекает с выделение теплоты), как в случае реакций горения (следовательно, обратная реакция

Слайд 37Лекция 6
Если из системы выводится какой-либо продукт, то равновесие сдвигается

в сторону увеличения его концентрации.
ПРИМЕР. Паровая газификация (конверсия, риформинг) углерода

с целью получения водорода
эндотермическая конверсия
экзотермическая "шифт-реакция"
Чтобы повысить выход Н2, нужно повышать температуру при проведения 1-ой реакции и понижать – при 2-ой, осуществляя их в отдельных реакторах.
Результирующая реакция

Адсорбция углекислого газа и вывод его из системы в виде твёрдого продукта сдвинет равновесие в сторону увеличения концентрации водорода

Лекция 6Если из системы выводится какой-либо продукт, то равновесие сдвигается в сторону увеличения его концентрации.ПРИМЕР. Паровая газификация

Слайд 38 Давление воздействует на положение равновесия в том случае, если

реакция протекает с изменением объема газов и не влияет на

равновесие эквимолярных реакций, не сопровождающихся изменением объема.
Для реакций с увеличением объема при повышении давления извне равновесие смещается в сторону исходных реагентов, т.е. уменьшения объема, а при понижении давления – в сторону продуктов –увеличения объема.

Лекция 6

Давление воздействует на положение равновесия в том случае, если реакция протекает с изменением объема газов и

Слайд 39Принцип Ле Шателье-Брауна указывает только направление смещения равновесия, но не

дает возможности провести количественные расчеты.
Соотношения, позволяющие проводить расчеты, можно

получить, используя термодинамические методы (равновесные расчеты с использованием констант равновесия).

Лекция 6

Принцип Ле Шателье-Брауна указывает только направление смещения равновесия, но не дает возможности провести количественные расчеты. Соотношения, позволяющие

Слайд 40При очень высоких температурах реакции горения вообще не протекают. Следовательно,

за счет горения нельзя достичь очень высоких температур (выше 4000-5000

К в зависимости от условий).

В камерах сгорания реактивных двигателей, где температуры достигают 3000-3500 К, даже при высоких давлениях существенна роль обратных реакций.

Лекция 6

При очень высоких температурах реакции горения вообще не протекают. Следовательно, за счет горения нельзя достичь очень высоких

Слайд 41Зависимость химического равновесия реакций горения от температуры
При внешнем изменении температуры равновесие

системы смещается в ту или другую сторону в зависимости от

знака и величины теплового эффекта.
Чтобы определить состав равновесной смеси при различных температурах, необходимо знать зависимость константы равновесия от температуры. Эта зависимость при V = const и p = const выражается уравнениями изохоры реакции


и изобары реакции

Зависимость химического равновесия реакций горения от температуры	При внешнем изменении температуры равновесие системы смещается в ту или другую

Слайд 42Знак "–" в правой части показывает, что:
если Q =

ΔrH < 0 (экзотермическая реакция) , то с ростом температуры

константы Kc и Kp увеличиваются, и равновесие смещается в сторону образования исходных веществ. Отсюда следует, что для более полного протекания такой реакции благоприятны невысокие температуры;
если Q = ΔrH > 0, то с возрастанием температуры константа равновесия уменьшается, равновесие сдвигается в сторону образования конечных веществ. Поэтому в эндотермических реакциях высокие температуры благоприятствуют более полному их протеканию.

Лекция 5


Слайд 43Лекция 5
G0, H0, S0– стандартные значения (р=1 атм, Т =

298 К) энергии Гиббса, энтальпии и энтропии, все в кДж/моль;

Т – абсолютная температура, К.
Стандартное изменение энергии Гиббса для реакции образования какого-либо вещества

Константа равновесия и энергия Гиббса (свободная энтальпия; изобарно-изотермический потенциал)

Лекция 5G0, H0, S0– стандартные значения (р=1 атм, Т = 298 К) энергии Гиббса, энтальпии и энтропии,

Слайд 44Лекция 6
Условие термодинамического равновесия:
минимум энергии Гиббса при данных параметрах

состояния системы

Лекция 6Условие термодинамического равновесия: минимум энергии Гиббса при данных параметрах состояния системы

Слайд 45Лекция 5
Сжигание топлива при высоких температурах (Т > 1300 К)

сопровождается окислением азота воздуха с образованием т.н. "термических" оксидов азота.




Оценим изменение энергии Гиббса для такой реакции, протекающей при температуре Т = 2000 К

ΔG0обр = Δ H0обр(NO) – 0.5 {Δ H0обр(N2) + Δ H0обр(O2)} –
–T {S0(NO) - 0.5 {S0(N2) + S0(O2)} =
(по таблицам) = 65.060 кДж/моль,
что позволяет определить константу
равновесия

Изменение энергии Гиббса при образовании "термического" моноксида азота

Лекция 5	Сжигание топлива при высоких температурах (Т > 1300 К) сопровождается окислением азота воздуха с образованием т.н.

Слайд 46Лекция 5
Энергия Гиббса для смеси компонентов
– энергия Гиббса k-го

компонента, Nk – число молей k-го компонента в системе, K

– число химических компонентов в системе.
Для смесей идеальных газов и идеальных растворов функция Гиббса k-го компонента задается выражением

– энергия Гиббса "чистого" компонента, R – универсальная газовая постоянная, Xk – мольная (объёмная) доля k-го компонента.

Лекция 5Энергия Гиббса для смеси компонентов – энергия Гиббса k-го компонента, Nk – число молей k-го компонента

Обратная связь

Если не удалось найти и скачать доклад-презентацию, Вы можете заказать его на нашем сайте. Мы постараемся найти нужный Вам материал и отправим по электронной почте. Не стесняйтесь обращаться к нам, если у вас возникли вопросы или пожелания:

Email: Нажмите что бы посмотреть 

Что такое TheSlide.ru?

Это сайт презентации, докладов, проектов в PowerPoint. Здесь удобно  хранить и делиться своими презентациями с другими пользователями.


Для правообладателей

Яндекс.Метрика