Как изменить параметры системы чтобы увеличить выход продуктов реакции

Для
увеличения выхода продуктов данной
химической реакции необходимо смещение
химического равновесия в сторону
продуктов реакции. Применим принцип
Ле-Шателье.

1)
увеличить температуру системы, т.к.
процесс эндотермический

(∆_r
H⁰_Т
>
0), в соответствии с изобарой Вант-Гоффа:

(dlnK_p
/dT)
= ∆_r
H⁰_Т
/(RT²)
;

2)
увеличить концентрацию (парциальное
давление) исходного газа СО₂
—
дополнительный ввод газа;

снижать
концентрацию (парциальное давление)
продукта реакции СО – отводить газ из
сферы реакции;

3)
понизить общее давление в системе,
т.к. прямая реакция идет с
увеличением числа молей газообразных
веществ.

ЗАДАЧА
4. Химическая кинетика.

Для
заданной химической реакции nА
+ mВ
®
A_nB_m

1.
Рассчитайте энергию активации по
значениям констант скорости реакции
k₁
и k₂

при температурах
Т₁

и Т₂
, соответственно. Дайте определение и
предложите способы изменения энергии
активации.

Зависимость
константы скорости реакции от температуры
определяется уравнением Аррениуса:

где
R
= 8,31 Дж/(моль×К)
– универсальная газовая постоянная.

Для
заданной химической реакции:

ln(2
^.10^-1/
5
^.10^-5)
= Е_акт
^.
(400
— 330 ) / 8,31^.
400 ^.
330, решаем уравнение и получаем:
Е_акт
=130 кДж/моль.

Энергия
активации – энергия, необходимая для
перехода реагирующих частиц в состояние
активированного комплекса. Энергию
активации можно уменьшить с помощью
катализатора.

2. Определите количество вещества (моль/л), израсходованного за указанное время t при температуре т2 , если начальная концентрация реагентов одинакова и равна с0 .

По
размерности константы
скорости химической реакции,

[
k
]
= [л²×моль^-2×с^-1]
, определяем порядок химической реакции:
n=3.

Изменение
концентрации исходных веществ по времени
при одинаковой начальной
концентрации исходных веществ
для реакции третьего порядка рассчитывается
по уравнению:

где

с
– текущая концентрация веществ в
момент времени τ,

с₀
– начальная концентрация веществ, k
– константа скорости,

τ
– время.

Рассчитаем
текущую
концентрацию исходных веществ с
в момент времени τ
=30мин
=1800 сек при температуре 400 К,

k₂=
2 ^.10^-1
л²×моль^-2×с^-1:

,

решаем
уравнение и получаем:
с
= 0,035 моль/л.

Количество
вещества (моль/л), израсходованного за
30 минут при температуре 400 К:

Δс
=
с₀
—
с
= 0,1- 0,035= 0,065 моль/л.

Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]

• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #

I agree with your initial starting point, that the thermal decomposition of calcium carbonate into calcium oxide and carbon dioxide may be treated as an example of an heterogeneous equilibrium

$$ce{CaCO3 (s) <=> CaO (s) + CO2 (g)}$$

that still is of relevance today

(source, Hughes et al. in Ind. Eng. Chem. Res. 2004, 43, 5529-5539).

and actually at around $ce{900 ^circ{}C}$, the equilibrium pressure of $ce{CO2}$ over $ce{CaCO3}$ and $ce{CaO}$ would equal to $pu{1 atm}$.

Your first reasoning, while keeping the other parameters of this equilibrium fixed ($T, p$), a removal of $ce{CO2}$ may increase the yield of $ce{CaO}$ since this eventually (macroscopically) leads to an exhaustive decomposition of $ce{CaCO3}$ is correct.

For the second part, you have to balance the general idea about chemical equilibria (which in this case indeed means, keeping other parameters fixed, adding more $ce{CaCO3}$ as starting material yields more $ce{CO2}$) with the fact that this particular reaction is heterogeneous. Looking up the data for molar mass and density, (1, 2, and 3) allows you to estimate the volume one mole of each pure compound under standard conditions occupies:

| compound | molar mass |  density | molar volume |
|          |    [g/mol] | [g/cm^3] |   [cm^3/mol] |
|----------+------------+----------+--------------|
| CaCO3    |     100.09 |    2.711 |        36.92 |
| CaO      |      56.08 |     3.37 |        16.64 |
| CO2      |      44.01 | 0.001977 |     22261.00 |
|----------+------------+----------+--------------|

The value of the molar volume of $ce{CO2}$ may remind you to the value of the volume occupied by the Ideal Gas at standard conditions ($pu{22.7 L/mol}$) and demonstrates that the influence of $ce{CO2}$ on the position of the equilibrium is much more important than the two other of the solids with their — in comparison — often negligible molar volumes. Hence, to underline that this equilibrium is this much pressure dependent, it is described by $K_{text{p}}$, rather than by a normal $K$ value.

The general idea of influencing a chemical equilibrium along «an increase of partial volume (or partial pressure) of starting material(s) will increase the yield of the product(s)» better full-filled in the case of homogeneous reactions, like the synthesis of ammonia

$$ce{N2(g) + 3 H2(g) <=> 2 NH3(g)}. $$

I agree with your initial starting point, that the thermal decomposition of calcium carbonate into calcium oxide and carbon dioxide may be treated as an example of an heterogeneous equilibrium

$$ce{CaCO3 (s) <=> CaO (s) + CO2 (g)}$$

that still is of relevance today

(source, Hughes et al. in Ind. Eng. Chem. Res. 2004, 43, 5529-5539).

and actually at around $ce{900 ^circ{}C}$, the equilibrium pressure of $ce{CO2}$ over $ce{CaCO3}$ and $ce{CaO}$ would equal to $pu{1 atm}$.

Your first reasoning, while keeping the other parameters of this equilibrium fixed ($T, p$), a removal of $ce{CO2}$ may increase the yield of $ce{CaO}$ since this eventually (macroscopically) leads to an exhaustive decomposition of $ce{CaCO3}$ is correct.

For the second part, you have to balance the general idea about chemical equilibria (which in this case indeed means, keeping other parameters fixed, adding more $ce{CaCO3}$ as starting material yields more $ce{CO2}$) with the fact that this particular reaction is heterogeneous. Looking up the data for molar mass and density, (1, 2, and 3) allows you to estimate the volume one mole of each pure compound under standard conditions occupies:

| compound | molar mass |  density | molar volume |
|          |    [g/mol] | [g/cm^3] |   [cm^3/mol] |
|----------+------------+----------+--------------|
| CaCO3    |     100.09 |    2.711 |        36.92 |
| CaO      |      56.08 |     3.37 |        16.64 |
| CO2      |      44.01 | 0.001977 |     22261.00 |
|----------+------------+----------+--------------|

The value of the molar volume of $ce{CO2}$ may remind you to the value of the volume occupied by the Ideal Gas at standard conditions ($pu{22.7 L/mol}$) and demonstrates that the influence of $ce{CO2}$ on the position of the equilibrium is much more important than the two other of the solids with their — in comparison — often negligible molar volumes. Hence, to underline that this equilibrium is this much pressure dependent, it is described by $K_{text{p}}$, rather than by a normal $K$ value.

The general idea of influencing a chemical equilibrium along «an increase of partial volume (or partial pressure) of starting material(s) will increase the yield of the product(s)» better full-filled in the case of homogeneous reactions, like the synthesis of ammonia

$$ce{N2(g) + 3 H2(g) <=> 2 NH3(g)}. $$

Смещение химического равновесия реакции. Выражение константы равновесия для реакций

Выражение константы равновесия для реакции

Задача 9.
Напишите выражение константы равновесия для следующих реакций:
а) N₂ + 3Н₂ ⇔ 2NН₃;
б) Fе₂О₃ + 3СО ⇔ 2Fе + 3СО₂.
Как увеличить выход продуктов реакции? Обе реакции экзотермические.
Решение:
а) N₂ +3Н₂ ⇔ 2NН₃

К = [NН₃]²/[ N₂] ^. [ Н₂]³

б) Fе₂О₃ + 3СО ⇔2Fе + 3СО₂
В выражение константы равновесия гетерогенной реакции, как и в выражение закона действия масс, входят только концентрации веществ, находящихся в жидкой или газообразной фазе, так как концентрации твердых веществ остаются, как правило, постоянными. Поэтому выражение константы равновесия для данной реакции выглядит следующим образом:

К = [СО₂]³/[ СО]³

Принцип Ле Шателье (принцип смещения равновесия), устанавливает, что внешнее воздействие, выводящее систему из состояния термодинамического равновесия, вызывает в системе процессы, стремящиеся ослабить эффект воздействия.

Поскольку  реакции экзотермические, то для увеличения выхода продуктов реакции, необходимо  понизить температуру, т.е постоянно отводить тепло в ходе течения реакции.
 

Смещение химического равновесия в системе

Задача 10.
В каком направлении произойдёт смещение равновесия в системах  при повышении давления:  
2NO + O₂ ⇔ 2NO₂;
4HCI(г) + O₂ ⇔ 2H₂O(г) + 2CI₂; 
H₂ + S(к) ⇔ H₂S.
Решение: 
Принцип Ле Шателье (принцип смещения равновесия), устанавливает, что внешнее воздействие, выводящее систему из состояния термодинамического равновесия, вызывает в системе процессы, стремящиеся ослабить эффект воздействия.

При увеличении давления смещение равновесия связано с уменьшением общего объёма системы, а уменьшению давления сопутствуют физ. или хим.процессы, приводящие к увеличению объема.

2NO +  O₂  ⇔  2NO₂
^{2моля + 1моль ⇔ 2 моля}    

Увеличение давления приводит к смещению равновесия в сторону реакции, ведущей к образованию меньшего числа молекул.  Следовательно  равновесие смещается в сторону образования NО₂.   Vпр > Vобр.

4HCI(г) + O₂  ⇔  2H₂O(г) + 2CI₂
^{4 моля   +  1 моль  ⇔ 4 моля} 

Увеличение давления приводит к смещению равновесия в сторону реакции, ведущей к образованию меньшего числа молекул.  Следовательно  Vпр > Vобр.

H₂+S(к) ⇔  H₂S 

В ходе реакции не происходит изменение объема. Следовательно изменение давления никак не влияет на смещение равновесия реакции.