Производство железа может быть построено на различных окислительно-восстановительных реакциях. На основе термодинамических расчетов сделайте вывод о возможности или невозможности прохождения процесса при температуре 1000 оС, величине константы равновесия реакции и смещения равновесия в сторону конечных или исходных веществ.
Какая из реакций предпочтительна с точки зрения технологического процесса?
Процессы:
Fe2O3 + C → Fe + CO;
Fe2O3 + CO → 2Fe + 3CO2;
Fe2O3 + H2 → Fe + H2O;
Fe2O3 + Al → Fe + Al2O3
Вещество Fe2O3 С СО СО2 Fe Н2 Н2О Al Al2O3
ΔН, кДж/моль -822 0 -110,5 -393,5 0 0 -241,8 0 -1676
ΔS, Дж/моль К 87 5,74 197,5 213,7 27,2 130,5 188,7 28,3 59,6
Ответ
Все рассмотренные процессы могут идти самопроизвольно. Наиболее высока вероятность протекания процесса №4, так как ΔG4 имеет наименьшее значение. С точки зрения технологического процесса этот процесс также предпочтительнее, так как в ходе реакции выделяется большое количество тепла (ΔН4 = - 854 кДж), то есть энергию необходимо подавать только вначале процесса для достижения температуры 1000 оС, а дальше реакция будет идти сама.
Если в технологическом процессе важна чистота получаемого железа, то предпочтительнее процесс №2. И исходное вещество СО, и побочный продукт СО2 – газы, они удаляются из сферы реакции. Железо не будет загрязнено побочными продуктами. Эта реакция также экзотермическая, то есть выделяющееся тепло частично будет компенсировать энергию, необходимую для поддержания нужной температуры процесса.
Решение
Расставим в реакциях стехиометрические коэффициенты:
Fe2O3 + 3C → 2Fe + 3CO;
Fe2O3 + 3CO → 2Fe + 3CO2;
Fe2O3 + 3H2 → 2Fe + 3H2O;
Fe2O3 + 2Al → 2Fe + Al2O3
Вычислим изменение энергии Гиббса для каждого процесса.
1) ΔН1 = (2ΔН(Fe) + 3ΔН(СО)) – (ΔН(Fe2O3) + 2ΔН(С));
ΔН1 = (2∙0 + 3∙(-110,5)) – (-822 + 2∙0) = 490,5 (кДж).
ΔS1 = (2ΔS(Fe) + 3ΔS(СО)) – (ΔS(Fe2O3) + 2ΔS(С));
ΔS1 = (2∙27,2 + 3∙197,5) – (87 + 2∙5,74) = 548,4 (Дж/К) = 0,548 (кДж/К).
ΔG1 = ΔН1 - Т∙ ΔS1 .
ΔG1 = 490,5 - 1000∙0,548 = -57,9 (кДж).
К = е-ΔG/RT; К = 2,7157900/8,31∙1000 = 1039.
Так как реакция эндотермическая (ΔН1 > 0), то повышение температуры будет смещать равновесие в сторону прямой реакции.
2) ΔН2 = (2ΔН(Fe) + 3ΔН(СО2)) – (ΔН(Fe2O3) + 3ΔН(СО));
ΔН2 = (2∙0 + 3∙(-393,5)) – (-822 + 3∙(-110,5)) = -27 (кДж).
ΔS2 = (2ΔS(Fe) + 3ΔS(СО2)) – (ΔS(Fe2O3) + 3ΔS(СО));
ΔS2 = (2∙27,2 + 3∙213,7) – (87 + 3∙197,5) = 16 (Дж/К) = 0,016 (кДж/К).
ΔG2 = ΔН2 - Т∙ ΔS2 .
ΔG2 = -27 - 1000∙0,016 = - 43 (кДж).
К = е-ΔG/RT; К = 2,7143000/8,31∙1000 = 173,9.
Так как реакция эндотермическая (ΔН1 < 0), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции надо понижать температуру процесса.
3) ΔН3 = (2ΔН(Fe) + 3ΔН(Н2О)) – (ΔН(Fe2O3) + 3ΔН(H2));
ΔН3 = (2∙0 + 3∙(-241,8)) – (-822 + 3∙0) = 96,6 (кДж).
ΔS3 = (2ΔS(Fe) + 3ΔS(Н2О)) – (ΔS(Fe2O3) + 3ΔS(H2));
ΔS3 = (2∙27,2 + 3∙188,7) – (87 + 3∙130,5) = 142 (Дж/К) = 0,142 (кДж/К).
ΔG3 = ΔН3 - Т∙ ΔS3 .
ΔG3 = 96,6 - 1000∙0,142 = - 45,4 (кДж).
К = е-ΔG/RT; К = 2,7145400/8,31∙1000 = 231,9.
Так как реакция эндотермическая (ΔН1 > 0), то повышение температуры будет смещать равновесие в сторону прямой реакции.
4) ΔН4 = (2ΔН(Fe) + ΔН(Al2O3)) – (ΔН(Fe2O3) + 2ΔН(Al));
ΔН4 = (2∙0 + (-1676)) – (-822 + 2∙0) = -854 (кДж).
ΔS4 = (2ΔS(Fe) + ΔS(Al2O3)) – (ΔS(Fe2O3) + 2ΔS(Al));
ΔS4 = (2∙27,2 + ∙59,6) – (87 + 2∙28,3) = -29,6 (Дж/К) = -0,0296 (кДж/К).
ΔG4 = ΔН4 - Т∙ ΔS4 .
ΔG4 = -854 - 1000∙(-0,0296) = - 824,4 (кДж).
К = е-ΔG/RT; К = 2,71824400/8,31∙1000 = 8,9∙1042.
Так как реакция эндотермическая (ΔН1 < 0), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции надо понижать температуру процесса.
Ответ:
Все рассмотренные процессы могут идти самопроизвольно
Задать вопрос
на новый заказ в Автор24.
