Реакция химическая равновесие

Отношение й 1п К йТ Константа равновесия К Степень диссоциации а Химическое средство Полнота прямой реакции дуктов реакции) Химическое равновесие [c.201]

В системе, включающей одновременно фазовое и химическое равновесие, химический потенциал идентичен для каждого компонента в каждой фазе системы, поэтому задачу можно решать относительно какой-нибудь одной фазы. При отсутствии химической реакции состав фазы может быть изменен только прохождением вещества сквозь границы фаз. При наличии в системе химической реакции состав даже замкнутой однофазной системы может изменяться путем превращения одного вещества в другое. [c.292]

Анализ систем с равновесными химическими реакциями можно разделить на две стадии. Вначале вычисляют константу химического равновесия из уравнения (10-5) затем с помощью уравнения (10-4) определяют равновесный состав реакционной смеси. [c.294]

Определение константы химического равновесия по существу сводится к вычислению изменения свободной энергии реакции при условии стандартного состояния. Изменение свободной энергии реакции при условии изотермического стандартного состояния определяется изменением энтальпии и энтропии согласно выражению [c.294]

Для многих веществ свободные энергии образования и In /( образования в зависимости от температуры сведены в таблицы. Если такие данные известны для каждого компонента реакции, то изменение свободной энергии для стандартного состояния и константы химического равновесия можно получить непосредственно из соотношений [c.296]

Пример 1. Определить константу химического равновесия при 1000 °К для реакции [c.296]

При этих условиях реакция возможна, даже если константа химического равновесия очень мала. [c.303]

Наиболее важным и общим методом расчета изменения изобарно-изотермического потенциала AGr является определение его из данных химического равновесия по уравнению изотермы химической реакции. [c.18]

Выражение (5.25) можно рассматривать как функцию U неравновесной системы с заторможенными химическими реакциями, а (5.26) — как условия, которым должны удовлетворять дополнительные внутренние переменные п при химическом равновесии в системе. [c.47]

В отличие от гравитационных полей электрические и магнитные поля могут непосредственно влиять на условия химического равновесия в системе, если при химических превращениях образуются вещества, различающиеся дипольными моментами (электрическими и магнитными). Действительно, энергия Гиббса каждого из составляющих согласно (9.29) содержит в этом случае слагаемое —V6 либо —Константы равновесия, химической реакции в электрическом поле Kig я при его отсут- [c.164]

Расчеты показывают, что химическое равновесие под действием поля меняется обычно незначительно. Так, если рассмотреть реакцию образования молекул иодистого водорода, HJ, имеющих дипольный момент 0,38 Дебая, и молекул Нг и J2, не обладающих дипольными моментами при 730 К в электрическом поле напряженностью 10 кВ-см , то экспоненциальный множитель в (19.19) равняется 1,0001, т. е. константа равновесия практически не изменяется полем. [c.165]

Следует заметить, что идеальная фаза должна иметь определенный и фиксированный в некотором интервале изменения переменных химический состав. Например, идеальность газообразного водорода при нормальных условиях означает, что он состоит из двухатомных молекул, так как молекулярная масса однозначно следует из уравнения состояния (10.7). При низких давлениях и высоких температурах, когда нельзя пренебрегать диссоциацией молекул Нг, водород не является идеальным газом, хотя свойства и атомов Н и молекул Нг в отдельности, при отсутствии химической реакции между ними, должны, очевидно, хорошо описываться уравнениями для идеальных газов. Равновесная смесь химически реагирующих веществ не может, следовательно, быть идеальной, и расчет химических равновесий между составляющими — один из способов учета ее не-идеальности. Это видно также на примере соотношений (16.31) — (16.33), которые позволяют находить активности веществ в растворах по данным о молекулярном составе насыщенного пара, пользуясь уравнениями для идеальных растворов, хотя ассоциированный пар не является идеальной системой. [c.170]

Пусть имеются два вещества в состоянии химического равновесия. Если им сообщить некоторое количество теплоты, то произойдет реакция, охлаждающая систему. Следовательно, при повышении температуры будут разлагаться вещества, возникающие путем экзотермической реакции, и, наоборот, будут возникать эндотермические соединения. [c.133]

Условие химического равновесия. Всякая химическая реакция протекает, вообще говоря, как в прямом, так и в обратном направлениях. До наступления равновесия реакция в прямом направлении преобладает над обратной. При равновесии обе противоположные реакции идут с одинаковыми скоростями, так что масса вещества каждого сорта с течением времени не изменяется. Найдем условие химического равновесия. [c.196]

Сравнивая формулы (10.31) и (10.33), видим, что для получения условия химического равновесия нужно в уравнении химической реакции заменить символы Ai соответствующими химическими потенциалами Ц . Если в системе происходит несколько химических реакций, то равновесие определяется совокупностью уравнений вида (10.33), для применения которых к конкретным химическим реакциям необходимо знать выражения для химических потенциалов. [c.196]

Химические реакции не протекают до полного исчезновения исходных веществ и останавливаются при достижении определенного состояния химического равновесия. С практической точки зрения важно знать, в какую сторону сдвинуто равновесие, какой будет состав продуктов реакции и т. д. Для решения подобных задач необходимо научиться характеризовать равновесие и найти парамет- [c.210]

На основании вышесказанного можно заключить, что в реакции наступило химическое равновесие и количество получаемых в единицу времени конечных веществ равно количеству веществ, разлагающихся обратно в вещества Л и S таким образом, при наступлении равновесия обе реакции продолжают идти с одинаковой скоростью, т. е, химическое равновесие является динамическим. [c.213]

Влияние температуры реакции на химическое равновесие [c.218]

Положение химического равновесия зависит от температуры реакции. Следовательно, температура реакции влияет на все величины, связанные с химическим равновесием. Выведем уравнение, определяющее зависимость константы равновесия от темпе- [c.218]

Полученная зависимость позволяет обнаружить влияние температуры реакции на химическое равновесие. Для экзотермических реакций тепловой эффект положителен, следовательно, левая часть [c.219]

Катализатор не влияет на химическое равновесие в системе и не может перемещать равновесие в ту или другую сторону. В задачу катализаторов входит только увеличение скорости реакции, т. е. скорейшее достижение состояния равновесия. Катализаторы всегда изменяют энергию активации, причем при положительном катализе она уменьшается. Катализатор в реакции может находиться в одной фазе с реагентом (гомогенный катализ), в разных фазах (гетерогенный катализ) или являться одним из конечных продуктов реакции (автокатализ). [c.227]

Химическое равновесие. Во всякой смеси, состоящей из химически реагирующих веществ или компонентов, развиваются химические реакции, в результате которых смесь рано или поздно приходит в состояние равновесия, называемое химическим равновесием. В состоянии химического равновесия количество каждого из участвующих в реакции веществ с течением времени не меняется. [c.485]

Таким образом, по мере развития процесса скорость прямой реакции уменьшается, а скорость обратной реакции возрастает. В некоторый момент времени скорости обеих реакций станут одинаковыми, т. е. в единицу времени будет столько же образовываться N1 3, сколько будет его распадаться. Начиная с этого момента, состав газовой смеси и параметры ее не будут меняться — смесь будет находиться в состоянии химического равновесия. [c.486]

Химическое равновесие является подвижным, или динамическим равновесием, устанавливающимся в результате двусторонней реакции при равенстве скоростей протекания прямой и обратной реакций. [c.486]

Состояние химического равновесия определяется только параметрами системы и не зависит от того, каким образом происходила реакция. Для обоих направлений реакции (прямой и обратной реакций) состояние химического равновесия одно и то же. [c.486]

Величину X называют координатой реакции, а также степенью полноты реакции. В начале реакции X = О, а в состоянии химического равновесия [c.486]

Сродство химической реакции. Приложение термодинамики к химическим реакциям дает возможность установить направление реакции и условия химического равновесия. [c.489]

Как видно из рис. 13,1, состояние химического равновесия характеризуется тем, что ни одна из концентраций реагирующих веществ как исходных, так и образующихся в результате реакции не равняется нулю. [c.490]

Условие химического равновесия. После выяснения возможности осуществления реакции необходимо установить условия химического равновесия. [c.491]

Так как состояние химического равновесия не зависит от того, каким образом протекала реакция, то при выводе условий химического равновесия можно делать любые предположения о том, как происходила реакция. Примем для определенности, что реакция происходила при постоянных температуре 7 и давлении р. Тогда энергия Гиббса системы Ф р, 7, [c.491]

Если одновременно протекает не одна, а несколько реакций, то в состоянии химического равновесия условие (13.20) справедливо для каждой из реакций. [c.492]

Уравнение (13.22) представляет собой закон действующих масс. Согласно этому закону в состоянии химического равновесия произведение концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях гу, есть величина, зависящая лишь от температуры и давления (или объема). Напомним, что для исходных веществ V,- положительны, а для конечных продуктов реакции — отрицательны. [c.493]

Таким образом, термодинамический эффект, вызванный изменениями количеств веществ в системе, можно вырааить тремя способами. Вонпервых, его можно представить как сумму эффектов от каждого из компонентов системы. Независимыми переменными в этом случае служат количества (или массы) компонентов, и вклад каждого из них о внутреннюю энергию системы записывается в виде ifdrtf. Этот способ описания пригоден для процессов в открытых системах. Вопрос о химическом равновесии внутри системы при нем остается невыясненным. Так функции и(S, V, п) или U(T, V, п) могут относиться как к химически равновесной системе, так и к системе, в которой нет химических превращений веществ. Обе эти возможности должны указываться заранее при формулировке задачи. Последнее замечание относится и к описанию процессов в закрытых системах, у которых все внешние переменные п фиксированы и поэтому обычно не включаются в набор аргументов термодинамических функций. Например, уравнение состояния (2.1) в виде Р = Р(Т, V) справедливо как для химически равновесной смеси веществ, так и для гомогенной системы без химических превращений. Общие выражения (2.2) —(2.7) для частных производных одинаковы в обоих случаях, о численные значения термических коэффициентов av, Pv и других свойств при наличии химических реакций и без них могут существенно различаться. Наглядный пример этого — уравнения (5.30), (5.31). [c.69]

Скорость химической реакции (измеряемая, скажем, ч[ слом прореагировавших в единицу времени молекул) зависит от температуры газовой смеси, в которой она происходит, уве/ нчиваясь вместе с ней. Во многих случаях эта зависиг.юсть очень сильная ). Скорость реакции может при этом оказаться при обычных температурах настоль о малой, что реакция практически вовсе не идет, несмотря на то, что состоянию термодинамического (химического) равновесия соответствовала бы газовал смесь, компоненты которой прореагировали друг с другом. При достаточном же повышении температуры реакция протекает со значительной скоростью. Если реакция эндотермична, то для ее протекания необходим непрерывный подвод тепла извне если ограничиться одним только начальным повышением температуры смеси, то прореагирует лишь незначительное количество вещества, вслед за чем температура газа настолько понизится, что реакция снова прекратится. Совсем иначе будет обстоять дело при сильно экзотермической реакции, сопровождающейся значительным выделением тепла. Здесь достаточно повысить температуру хотя бы в одном каком-нибудь месте смеси начавшаяся в этом месте реакция в результате выделения тепла сама будет производить нагревание окружающего газа и, таким образом, реакция, раз начавшись, будет сама собой распространяться по газу. В таких случаях говорят о медленном горении газовой смеси или о дефлаграции "). [c.662]

Закон разведения Оствальда. При растворении какого-либо вещества (например, поваренной соли Na ) в растворителе (воде) происходит диссоциация этого вещества, т. е. распад молекул растворенного вещества на положительные и отрицательные ионы (Na" , С1 ). Одновременно с этим происходит и процесс молизации, т. е. воссоединения ионов в нейтральные молекулы. При равновесии оба эти процесса идут в одинаковой степени сколько молекул диссоциируется, столько и молизуется. Явление диссоциации можно рассматривать как частный случай химической реакции, а равновесие при диссоциации — как частный случай химического равновесия. [c.198]

Формула (9.18) отражает одну из основных особенностей теплообмена химически реагирующей газовой смеси в явном виде. Из формулы видно, что теплота, переданная в процессе теплоотдачи, определяется разностью полных энтальпий, от вывод можно истолковать следующим образом. Если частица инертного теплоносителя с температурой Tf достигла стенки с температурой то переданная стенке теплота определяется разностью энтальпий, которая пропорциональна разности температур. В химически реагирующем газе изменение температуры частицы означает не только измененне ее энтальпии. Из-за изменения условии химического равновесия в частице произойдут химические реакции с поглощением или выделением теплоты. Переданная частицей теплота определится изменением ее энтальпии и тепловым эффектом химической реакции, т. е, изменением полной энтальпии. [c.364]

Обратимое проведение реакции. Если разность Р — р2 или Ф — Фг положительна (т. е. Л > 0), то прямая реакции при данных условиях (при заданных Т и V или Тир) осуществима, причем способность веществ к реакции друг с другом будет тем больще, чем больше величина этой разности. Другими словами, в этом случае реакция идет спонтанно слева направо. Если разность Р — Р или Ф — отрицательна, т. е. А < 0, то более вероятной является обратная реакция, однако и прямая реакция в этих условиях тоже происходит. Это ясно из того, что Р (или Ф) в состоянии химического равновесия меньше Р и Р (или Ф и Фа), и поэтому, если взять чистые исходные или конечные вещества, реакция между ними обязательно произойдет (напомним, что индекс 1 относится к исходным реагентам, а 2 — к конечным продуктам реакции). [c.489]

Применение катализаторов. Многие из реакций осуществляются в полной мере только в присутствии катализаторов. Допустим, что реакция протекает в газовой фазе. Для того чтобы эта реакция была обратимой, например, при постоянных 7 и У, произведем вначале с помощью полупроницаемых перегородок обратимое смешение реагирующих газов, после чего, добавив к смеси небольшое количество катализатора (или внеся его в смесь на малое время), вызовем реакцию между достаточно малыми количествами реагирующих веществ. Повторяя эту манипуляцию много раз можно осуществить квазистатический, т. е. обратимый, переход к состоянию химического равновесия через ряд состояний равновесия смеси, каждое из которых отличаетёя от равновесного. [c.491]

Энциклопедия по машиностроению XXL

Оборудование, материаловедение, механика и ...