Общая теория равновесия в реакциях

Общая теория равновесия в реакциях [c.284]

Возвращаясь к общей теории, отметим следующее мы еще не показали в общем случае, что из одного уравнения равновесия сил (13.1) можно вывести столько условий равновесия (не содержащих реакций связей), сколько система имеет степеней свободы нам удалось это сделать пока лишь в отдельных частных случаях. [c.371]

Способ доказательства теорем при упомянутых предположениях не отличается принципиально, например, от способа получения уравнений равновесия абсолютно твердого тела из общего уравнения статики ( 43) и здесь не рассматривается. Подчеркнем еще одно обстоятельство. Может случиться, что связи непосредственно допускают перемещения, необходимые для доказательства той или иной теоремы динамики. Тогда аксиому об освобождении от связей применять не требуется, и реакции связей выпадут из формулировок соответствующих теорем динамики. Это согласуется с предварительными замечаниями о реакциях связей в 12, 17, 23, 35. [c.120]

Неравновесные кооперативные явления имеют место в открытых системах, далёких от термодинамич. равновесия, их существование связано с диссипацией энергии. Нек-рые из них обусловлены возникновением в неравновесной системе макроскопич. пространств, когерентности (диссипативной структуры)-, они в значит, степени аналогичны равновесным К. я. при термодинамич. фазовых переходах. К ним относятся когерентное излучение лазера (пример квантового неравновесного К. я.), неустойчивость Рэлея — Бекара, возникающая в нагреваемом снизу слое жидкости, образование пространственно неоднородных структур при нек-рых хим. реакциях, а также В процессе морфогенеза (см. также Неравновесные фазовые переходы). Успешное описание процессов в лазере вблизи порога генерации в терминах Ландау теории фазовых переходов 2-го рода положило начало построению единого подхода к неравновесным К. я., составляющего предмет нового научного направления — синергетики. Общая идея такого подхода состоит в следую- [c.457]

Одной из основных характеристик теории электролитической диссоциации является степень диссоциации а растворенного вещества, представляющая собой отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул, введенных в раствор, и изменяющаяся от О (отсутствие диссоциации) до 1 (полная диссоциация). Выражение для константы равновесия реакции электролитической диссоциации, называемой константой диссоциации в разбавленных растворах может быть записано в следующей форме [c.6]

Расчетные соотношения термодинамики, базирующиеся на точных математических выражениях ее весьма общих основных принципов, используются в различных отраслях естествознания. Прикладные курсы термодинамики имеют соответствующие наименования, например техническая термодинамика (теория тепловых двигателей, компрессоров й холодильных машин, а также многочисленные частные задачи теплоэнергетики) химическая термодинамика и соответствующие разделы физической химии (учение о равновесии и направлении химических реакций, теория растворов и т. п.) физическая или общая термодинамика (учение о состоянии вещества, теория фазовых превращений, термодинамическая теория поверхностных явлений и т. п.) в настоящее время получают развитие приложения термодинамики в биологии (теория клетки) и т. п. Широкому обсуждению подвергаются также философские обобщения, вытекающие из второго начала термодинамики. [c.7]

Две указанные выше классификации сил, действующих на материальную систему, играют ва>1<ную роль в динамике, поскольку с каждой из них связывается целая группа общих теорем и последующих конкретных приложений. Не будет поэтому лишним вспомнить, что аналогичные обстоятельства имели место в статике, где сначала, разделив силы на внешние и внутренние, мы пришли к основным условиям равновесия (т. I, гл. XII), приложимым в качествь необходимых к всевозможным типам материальных систем (например, к стержневым системам, нитям и т. д., гл. XIV) и, в частности, являющимся достаточными для равновесия твердого тела (гл. Х1П) затем в общей статике (гл. XV), отправляясь от разделения сил на активные силы и реакции и присоединяя ограничительные предпо--ложения о природе связей (отсутствие трения), мы пришли, примени принцип виртуальной работы, к исключению неизвестных реакций н условий равновесия. [c.256]

В условиях равновесия вычисление реакций выполнялось уже в элементарной статике для различных типов твердых тел со связями (т. I, гл. XIII, 3, 4) уже тогда мы видели, что, пользуясь гипотезой абсолютно твердого тела, мы не в состоянии были в общем случае однозначно получить местное распределение реакций, но могли определить только характеристические элементы их совокупности, т. е. результирующую силу и результирующий момент (относительно заданного центра приведения). Тогда же было отмечено, что такой неопределенности нельзя избежать, если оставаться в рамках механики твердого тела и не обращаться к представлениям теории упругости, в которой принимаются во внимание малые деформации, возникающие в естественных твердых телах под действием внешних сил. [c.10]

Исследование тепловых эффектов химических процессов во второй пол овине XIX в. (П. Э. М.Берт-ло, X. П. Ю. Томсен, Н. Н. Бекетов и др.) на основе открытого Г. И. Гессом закона постоянства сумм тепла химической реакции привело к созданию термохимии, которая, в свою очередь, оказала большое влияние на формирование-химической термодинамики [16]. Успехи, достигнутые в области химической термодинамики в конце ХТХ в., дали возможность осуществить ряд крупных открытий в области химического синтеза. К ним относится и уже упоминавшийся каталитический синтез аммиака. Разрешить эту важнейшук> научную проблему удалось в результате раскрытия закономерностей, которым подчиняется химическое равновесие. Синтез аммиака, как известно, требует особых термодинамических условий, связанных с резким уменьшением объема получаемого продукта по сравнению с объемом исходных азота и водорода. Общие принципы химического равновесия в зависимости от температуры высказал в 1884 г. Я. Вант-Гофф. В том же году А. Ле Шателье сформулировал общий закон химического равновесия, который затем (1887 г.) с позиций термодинамики был обоснован К. Брауном. Последующие работы принадлежат немецким ученым В. Нерпсту и Ф. Габеру, которые в 1905—1906 гг. сделали необходимые термодинамические расчеты химического равновесия реакции образования аммиака при высоких температурах и давлениях, дав тем самым конкретные рекомендапии для осуществления (1913 г.) промышленного синтеза [17]. Достижения химии стали оказывать всевозрастающее влияние на прогресс химической технологии, области применения которой непрерывно расширялись. Установление закономерностей управления химическими процессами вооружило технологию теорией и методами для более активного-преобразования вещества природы. Если главной задачей технологии предыдущего периода было получение исходных веществ для производства других уже известных химических соединений и продуктов (серная кислота, сода, щелочи и др.), составлявших область основной химической промышленности, то технология конца XIX — начала XX в. решала бо- [c.142]

Теория малых колебаний динамической системы около положения относительного равновесия по отношению к реальной или воображаемой твердой системе отсчета, вращающейся с постоянной угловой скоростью около неподвижной оси, отличается в некоторых существенных чертах от теории малых колебаний около положения абсолютного равновесия, о которой мы говорили в 168. Необходимо поэтому уделить некоторое внимание общей теории, прежде чем заняться исследованием специальных проблем. Система, которую мы исследуем, может быть oBepuienno свободна или может быть связана с вращающимся твердым телом. Во втором случае предполагается, что как реакции связи, так и внутренние силы системы являются консервативными. [c.385]

В гл. 12 и 13 с применением общего термодинамического метода исследования очень обстоятельно излагаются основы термохимии. Основные формулы химического равновесия выводятся методом, опирающимся на свойства терхмодинамического потенциала, принимающего при равновесии минимальное значение. Здесь выводятся формула константы химического равновесия Кс, формула максимальной работы 1 = 1 Кс), формула изохоры химической реакции. После чего записано ... уравнение изохоры химической реакции было дано в 1886 г. Вант-Гоффом . Этот раздел в учебнике Грузинцева изложен очень подробно — на 25 страницах (из 187 страниц учебника). Из русских учебников ио термодинамике основы общей теории термохимии впервые были изложены в учебнике проф. Грузинцева. [c.172]

При рассмотрении уравнений равновесия могут иметь место три случая. 1) Число уравнений равновесия может быть больше числа неизвестных реакций в этом случае, исключая из уравнений равновесия реакции, мы получим уравнения, связывающие между собой данные геометрические и механические характеристики материального объекта равновесие будет возможно лишь при удовлетворении этих уравнений. Поэтому эти уравнения, не содержащие неизвестных реакций, называются условиями равновесия, 2) Если число уравнений равновесия равно числу неизвестных реакций, так что из них все реакции можно опредл лить, то в этом случае условий равновесия не существует, и из уравнений равновесия определяются лишь неизвестные реакции. Случаи первый и второй объединяются в общем названии статически определимые случаи, 3) Если из всех уравнений равновесия все реакции определить нельзя, например, потому, что уравнений меньше, чем неизвестных реакций, то такой случай называется статически неопределимым случаем, В статически неопределимых случаях теорем статики уже недостаточно, и приходится прибегать для [c.58]

Те, кому приходится иметь дело с термодинамикой, часто используют ее для предсказания равновесных концентраций реагирующих друг с другом частиц или для определения энергий образования реагирующих веществ по данным об их концентрациях. Реагирующими компонентами могут быть атомы, молекулы, электроны, ионы или ядра. Эти исследования очень важны в таких областях, как физика низких температур, астрофи-8ика, геофизика, молекулярная биология, биохимия и химия. В настоящей главе мы сначала обсудим простые реакции, а затем рассмотрим общую теорию условий равновесия между реагирующими веществами. [c.279]

Значительная широта и обособленность различных направлений, охватываемых термодинамикой, привели к ее дифференциации. В самостоятельные курсы выделены физическая или общая термодинамика (учение о состоянии вещества, теория фазовых превращений, теория термоэлектрических и магнитных явлений, теория поверхностных явлений и т. п.), химическая термодинамика (учение о химическом равновесии, о направлении химических реакций и их энергетических эффектах, теория растворов и т. п.), релятивистская термодинамика (изучение термодинамтескими методами явлений и процессов, происходящих в условиях действия теории относительности А. Эйнштейна), техническая термодинамика и т. п. [c.7]

Водород, восстановленный в ходе катодного процесса на поверхности стенох трещины, поглощается металлом не полностью, некоторая часть его десорбируется и уходит в атмосферу. Обозначим через долю водорода, абсорбируемого металлом от общего количества, восстановленного на поверхности. В данном случае на металле протекает параллельная реакция, продукт которой - водород, удаленный с его поверхности. Так как удаление водорода происходит по двум направлениям — десорбция в атмосферу и абсорбция его металлом, учитывая теорию параллельных реакций, khj можно назвать константой водородного адсорбционно-абсорбционного равновесия, равную отношению константы скорости абсорбции водорода к сумме данной константы и константы скорости десорбщш водорода с данной поверхности. Принимая во внимание, что катодный ток равен анодному и учитывая уравнения (2, 6 и 12), легко показать, что количество водорода 0Hj, поступившее в металл вследствие единичного акта электрохимических сопряженных процессов окисления и восстановления при работе гальвмопары СОП - старая поверхность, определяется уравнением [c.82]

Заметим, что в учебнике Мостовича химическое равновесие и его теория обосновывались не общим термодинамическим методом (через выражение минимума свободной энергии или изобарного термодинамического потенциала), а посредством применения закона действующих масс (Гульдберга и Ваага), рассматривающего условия химического равновесия с точки зрения кинетической теории вещества и соотношения скоростей прямой и обратной реакций. [c.93]

Метод виртуального варьирования возник вместе с принципом возможных перемещений (принципом виртуальных скоростей Лагранжа (J. L. Lagrang)) и принципом Даламбера (J. d Alembert) при объединении их в единый принцип Даламбера-Лагранжа, дающий общее уравнение аналитической механики. С использованием понятия возможных перемещений задаются реакции связей, в частности с помощью известного критерия идеальности связей. Принцип возможных перемещений вначале применялся при решении задач статики как необходимое условие равновесия. Достаточность принципа виртуальных скоростей для равновесия могла быть доказана только в теории, описывающей движение, так как под виртуальной скоростью следует понимать скорость, которую тело, находящееся в равновесии, готово принять в тот момент, когда равновесие нарушено, т. е. ту скорость, какую тело фактически получило бы в первое мгновение своего движения... [51]. Здесь мы вместо термина возможное перемещение предпочитаем пользоваться термином виртуальное перемещение , чтобы избежать терминологического противоречия, указанного М. В. Остроградским [79] при нестационарных связях виртуальные перемещения в общем случае не являются возможными в смысле физической реализации (иначе получилось бы, что возможные перемещения не являются возможными). Термин виртуальные вариации применяем, следуя авторам работ [74, 101], чтобы подчеркнуть, что варьирование производится в соответствии с требованиями, налагаемыми на виртуальные перемещения. Совокупность способов получения виртуальных вариаций, правила выбора множества последних и условия их применения составляют метод виртуального варьирования. [c.10]

В этой реакции при превращении реагентов в продукты число молей уменьшается, что приводит к понижению давления (при фиксированной температуре). Если в такой системе, находящейся в состоянии равновесия, внезапно увеличить давление, то система реагирует на такое возмущение производством большего количества КНз, отчего давление понизится. Компенсирующее изменение в системе произойдет в направлении, противоположном возмущению. Новое состояние равновесия будет отличаться большим содержанием КНз. Аналогично, если реакция экзотермическая и к системе подводится теплота, то продукты превращаются в реагенты, что препятствует повышению температуры. Принцип Ле Шателье—Брауна представляет собой частный случай более общего подхода, известного под названием теорем об умерении . Их формулировки можно найти в литературе [7]. [c.240]

Энциклопедия по машиностроению XXL

Оборудование, материаловедение, механика и ...