Gibbs fria energi

För en viss reaktion vet jag att $Δ_{r} H^{0} < 0$ och $Δ_{r} s^{0} > 0$ .

Jag ska ta reda på vad som händer med:

1) $Δ_{r} G^{0}$ när temperaturen ökar
2) Jämviktskonstanten när temperaturen ökar
3) Jämviktskonstanten när totaltrycket ökar
4) Vilket håll reaktionen förskjuts åt när totaltrycket ökar

Jag tänker såhär:

1) $Δ G = Δ H - T Δ S$ , alltså minskar $Δ_{r} G^{0}$ när T ökar
2) $\ln \frac{k_{2}}{k_{1}} = \frac{Δ_{r} H^{0}}{R} * (\frac{1}{T_{1}} - \frac{1}{T_{2}})$ , eftersom uttrycket blir negativt när T₂ är större än T₁måste jämviktskonstanten minska med temperaturen
3,4) Jag tänker som så att en spontan reaktion borde förskjutas åt höger när totaltrycket ökar. Det borde återigen göra att jämviktskonstanten minskar.

Tänker jag rätt?

Vet du vilken reaktion det avser?

Teraeagle skrev:
Vet du vilken reaktion det avser?

$C_{3} H_{8} (g) + 5 O_{2} (g) \to 3 C O_{2} (g) + 4 H_{2} O$ , alltså en förbränning.

Trycket påverkar inte jämviktskonstanten, den beror bara av temperaturen. Däremot kan du se att det är olika många gaspartiklar på de två sidorna av reaktionspilen. Hur tror du att det spelar in i 4)?

Teraeagle skrev:
Trycket påverkar inte jämviktskonstanten, den beror bara av temperaturen. Däremot kan du se att det är olika många gaspartiklar på de två sidorna av reaktionspilen. Hur tror du att det spelar in i 4)?

Hmm, kan det vara så att reaktionen skjuts åt vänster för att kompensera för det ökade trycket?

Ja eller egentligen beror det på hur totaltrycket höjs. Om man tillsätter en inert gas har det ingen betydelse. Ökar man partialtrycket av syrgas förskjuts jämvikten åt höger och höjer man partialtrycket av koldioxid eller vattenånga förskjuts den åt vänster.

Men det var en konstig uppgift. Förbränningar är inte något man normalt betraktar som jämvikter?

Svara Avbryt

Visa senaste svar