Помощничек
Главная | Обратная связь


Археология
Архитектура
Астрономия
Аудит
Биология
Ботаника
Бухгалтерский учёт
Войное дело
Генетика
География
Геология
Дизайн
Искусство
История
Кино
Кулинария
Культура
Литература
Математика
Медицина
Металлургия
Мифология
Музыка
Психология
Религия
Спорт
Строительство
Техника
Транспорт
Туризм
Усадьба
Физика
Фотография
Химия
Экология
Электричество
Электроника
Энергетика

Химическое равновесие и закон действующих масс.



В зависимости от характера протекающих при горении топлива физико-химических явлений различают гомогенное и гетерогенное горение.

При гомогенном горении топливо и окислитель находятся в газообразном, т.е. в одинаковом фазовом состоянии; при гетерогенном – реакции протекают между веществами, имеющими различное агрегатное состояние ( например, горение кокса в потоке воздуха).

Опыты показывают, что химические реакции никогда не происходят до полного превра -щения исходных веществ, а обычно протекают лишь до определённого предела и затем как бы останавливаются. В этот момент наряду с продуктами реакции в системе присутствует некото -рое количество начальных и промежуточных веществ, что объясняется одновременным проте - канием реакции в двух противоположных направлениях: как в сторону образования конечных продуктов, так и в сторону образования исходных веществ в результате реагирования конечных продуктов.

Протекание реакции в двух противоположных направлениях называется – химической обратимостью и записывается стехиометрическим уравнением в виде:

 

А + + (1)

где: А,В,М,N – химические символы реагирующих веществ;

- стехиометрические коэффициенты.

 

По мере протекания процесса вследствие уменьшения количества исходных веществ пря -мая реакция идёт всё медленнее, скорость же обратной реакции увеличивается, т.к. продукты прямой реакции все прибывают. Наконец, при определённой температуре наступает такой момент, когда скорости прямой и обратной реакций уравновешиваются. В этом случае говорят о наступлении – химического равновесия, при котором в одно и то же время образуется столько продуктов, сколько их распадается.

Скорость протекания химических реакций и положение равновесия зависит от химичес - кой природы реагирующих веществ, концентраций реагирующих веществ, физических услo -вий, т.е.температуры, давления, объёма. Наступление химического равновесия данной реакции при постоянных температуре и давлении зависит от концентраций реагирующих веществ. Эта зависимость определяется на основе закона действующих масс.

Закон действующих масс: B однородной среде при постоянной температуре скорость реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ.

Согласно закону действующих масс скорость прямой реакции в любой момент времени выражается уравнением:

 

W = C C (2)

 

т.к. реакция химически обратима, то конечные продукты М и N реагируют, образуя исходные вещества А и В. Скорость обратной реакции зависит от концентрации веществ М и N и равняется:

W = C C (3)

 

где: С , С , С , С - текущие концентрации реагирующих веществ, моль/м .

и - коэффициенты пропорциональности, зависящие от температуры и от химической природы реагирующих веществ, называемые константами скорости прямой и обратной реакций.

 

При равновесии: W = W или C C = C C

 

Отношение: = = k (4)

 

где: k - называется константой равновесия.

 

Уравнение (4) представляет собой математическое выражение закона действующих масс. Итак, при заданной температуре равновесие в рассматриваемой реакции наступает при определённом соотношении концентраций реагирующих веществ, поэтому величина k не зависит от начальных концентраций реагирующих веществ. Зная величину константы равно -весия, можно определить состав равновесной смеси при данной температуре. При постоянной температуре парциальные давления газов в смеси пропорциональны их концентрациям , поэто -му константу равновесия можно выразить также через парциальные давления газов в смеси:

 

k = (5)

 

Из уравнения состояния для каждого газа, входящего в смесь:

 

P V = n RT (6)

 

получаем: P = = C RT (7)

 

где: C - молярная концентрация какого-либо компонента смеси, моль/м

 

C = (8)

 

В формулах (6) и (8): P - парциальное давление газа в смеси;

V - общий объём смеси;

n - число молей рассматриваемого газа в объёме V.

Выразив молярные концентрации реагирующих веществ в уравнении (4) через их парциальные давления согласно (8), получим:

 

k = k (RT) (9)

 

где: = - изменение числа молей газов в результате реакции.

Из уравнения (9) видно, что константы равновесия k и k равны друг другу только для реакций, идущих без изменения числа молей ( =0). Строго говоря, область применения закона действующих масс ограничивается идеальными газами. Для реальных процессов все выводы, сделанные из закона действующих масс и постоянства констант равновесия, носят приближённый характер. Однако с достаточной для практики точностью, предполагая газы идеальными, закон действующих масс и все выводы, вытекающие из него применяют и для реальных процессов.

 

 




Поиск по сайту:

©2015-2020 studopedya.ru Все права принадлежат авторам размещенных материалов.