Равновесие реальных растворов

Если через мольные доли выражать константу равновесия в реальных растворах, то будет зависеть от мольной доли. По мере приближения этих растворов и идеальному состоянию lim [c.284]

На основании приведенных уравнений можно составить схему метода вычисления равновесия реальных растворов. Обычно нас интересует равновесие при постоянном давлении. Зная упругость насыщенного пара обоих компонентов, найдем их температуры кипения при этом давлении. Затем выберем ряд температур, находящихся в пределах температур кипения чистых компонентов или вне их, если данная система образует азеотропную смесь. Далее произведем вычисления для каждой из выбранных температур по уравнениям активности (12-34) или (12-35) [c.609]

Газо-хроматографическое исследование растворения газов и паров в подвижных жидкостях позволяет легко и очень точно (точнее, чем в статических методах) определить коэффициенты активности растворов. Рассмотрим здесь простейший пример определения предельного (ири малых концентрациях) значения коэффициента активности данного летучего компонента, растворимого в неподвижной жидкости, путем исследования отклонения реальной кривой равновесия газ—раствор от закона Рауля. Согласно закону Рауля давленне р пара данного компонента над раствором равно [c.592]

Рассматривая ионные равновесия в реальных растворах, необходимо каждый раз решать, можно ли в данном конкретном случае пользоваться уравнением равновесия, справедливым для идеальных растворов, или же концентрации следует заменить активностями. [c.459]

Если реальный раствор близок по свойствам к идеальному, то при низких давлениях к нему приложимо уравнение (8.5) Рауля — Дальтона, действительное для идеальных систем, т. е. систем, жидкая и паровая фазы которых являются идеальными. С повышением давления паровая фаза реальной системы начинает заметно отклоняться от законов идеальных газов. Поэтому значение константы фазового равновесия К, определяемое как соотношение мольных концентраций данного компонента в паре и жидкости, т. е. [c.257]

Кривая равновесия реальных растворов может быть найдена только экспериментальным путем. [c.110]

Итак, равновесие в реальном растворе характеризуется константой Ка- [c.27]

Итак, реакция в реальном растворе характеризуется константами равновесия /С/ или Кга- [c.28]

При расчете же констант равновесия и равновесных составов нужно получить уравнение химического потенциала для компонента реального раствора. [c.85]

Поэтому равновесие в реальном растворе можно характеризовать константой Ка, причем [c.86]

Константа / f характеризует химическое равновесие в реальной газовой смеси, находящейся в равновесии с реальной жидкостью. Расчет этой константы рассмотрен в разд. 11.3. Величина Кг определяется ио летучестям индивидуальных веществ при температуре реакции и давлении их насыщенного пара. Приведенные соотнощения устанавливают принципиальную возможность расчета равновесия в реальном растворе. [c.87]

Для реальных растворов расчеты фазового равновесия с использованием коэффициента активности не достаточно точны даже для ограниченного числа систем, поэтому для построения кривых равновесия приходится частично использовать экспериментальные данные. Решение отдельных частных задач с использованием данных эксперимента обычно проводят по уравнению [c.216]

В формулах (V.39), (V.40) — начальная концентрация поглощаемого компонента в газе Ур,, — концентрация поглощаемого компонента в газе при равновесии с раствором, находящимся на -й полке. При десорбции отношение Ур. Ун должно быть заменено отношением соответствующих концентраций жидкости. Формулы (V.39), (V.40) справедливы при равенстве к. п. д. всех полок аппарата. В реальных условиях это обычно имеет место при одинаковых параметрах решеток и режимах их работы. [c.216]

Различные смеси значительно отличаются по своему поведению. Рассмотрим простейший случай — поведение бинарной смеси, состоящей из компонентов А ж В. Для изучения фазового равновесия целесообразно предварительно изучить поведение так называемых идеальных смесей, с которыми сравнивают поведение реальных растворов. [c.289]

Расчет изобары равновесия дистилляции реального раствора проводится в такой последовательности. Для данного давления Р подбирают температуру, лежащую между температурами кипения обоих компонентов при этом давлении, и по обобщенной диа- [c.420]

Строгий подход к расчету равновесий в реальных растворах электролитов предполагает учет не. только величины ионной силы, но и природы электролита, создающего или поддерживаю- [c.26]

Используя вместо (7.6) уравнения (7.7) — (7.9), можно доказать, что для смеси реагентов, не представляющих собой идеальные газы, уравнение изотермы сохраняет свой вид с тем различием, что константа равновесия выражается с помощью летучести ( (f для реальных газов), молярной доли Кх для идеальных растворов) или активности Ка для реальных растворов). [c.124]

При уменьшении концентрации раствора а, как упоминалось ранее, растет. Константа диссоциации Кд.с, как и всякая константа равновесия, от концентрации зависеть не должна. Это, однако, не вполне согласуется с экспериментом, что объясняется упрощенностью представлений теории Аррениуса и отклонениями свойств реального раствора от идеального. Константы равновесия реакций, протекающих в растворах электролитов, необходимо выражать через активности. В частности, равновесие диссоциации следует характеризовать постоянством величины Кл.а, в которую вместо концентраций входят активности реагентов, а не Кл.с, в которую входят концентрации. [c.205]

Описание равновесий в реальных системах. ... Равновесия в растворах и гетерогенных системах Экспериментальное определение константы равновесия Зависимость константы равновесия от температуры. . Расчет констант равновесия по термодинамическим данным [c.333]

Соотношение (И.9) в большинстве случаев качественно правильно отражает характер перераспределения примеси в контактирующих паровой и жидкой фазах, т. е. верно указывает фазу, в которой концентрируется примесь. Для количественной же интерпретации оно неприменимо, так как по отношению к реальным растворам условие f2=l обычно не выполняется. Поэтому количественные расчеты величины а требуют учета отклонений поведения реальных растворов от закона Рауля, т. е. требуют знания коэффициента активности каждого из компонентов в растворе, как это видно из выражения (II.8). Но поскольку для разбавленного раствора очищаемое вещество — примесь можно принять, что 71 = 1, то определение а с помощью выражения (II.8) сводится, по существу, к определению - 2 значения Р ° и или известны, или их измерение не представляет большой трудности. Для оценки величины 72 используют различные методы. Широко применяются методы ван Лаара, Редлиха — Кистера, Вильсона и т. п., которые на основании экспериментальных данных по изучению фазового равновесия в системе жидкость — пар с соизмеримым содержанием компонентов позволяют путем экстраполяции найти величину 72, а следовательно, и величину а для разбавленного раствора. [c.36]

Приведенные в гл. V соотношения для идеальных растворов не могут быть непосредственно использованы для вычислений равновесий, в которых участвуют реальные растворы. В частности, один из основных законов химии — закон действующих масс — не выполняется в реальных растворах, так как константа равновесия оказывается непостоянной величиной и зависит от концентрации. Построение общей теории реальных растворов невозможно ввиду их разнообразия и сложности. Мы видели, однако, что в случае идеальных растворов из измерений одного из свойств (например давления пара) предсказываются другие свойства. Важно найти способ сохранить такую возможность и для реальных растворов. [c.108]

Из сказанного следует, что введение новой функции активности является формальным приемом, упрощающим термодинамические соотношения и позволяющим проводить расчеты равновесий с участием реальных растворов. Понятие активности само по себе не вскрывает механизма межчастичного взаимодействия в растворах, его недостаточно для полного описания системы, которое возможно лишь на основе молекулярно-статистических представлений. [c.111]

Измерения активности дают возможность оценить отклонения в поведении реальных растворов от идеальных. В современной литературе экспериментальные данные по равновесиям излагаются преимущественно в терминах активности. [c.112]

По одному из определений следует, что активностью называется величина, подстановка которой вместо концентрации в термодинамические уравнения делает последние применимыми для реальных растворов. Оно, однако, справедливо лишь для уравнений, непосредственно описывающих равновесие, но не для других термодинамических уравнений. [c.112]

Для изучения равновесия пар — жидкий раствор применяют два типа диаграмм состояния 1) диаграммы давление пара — состав (Т = onsi), 2) диаграммы температура кипения — состав (Р = = onst). Диаграммы состояния для различных типов растворов (/-идеальный раствор, 11(111) — реальный раствор с незначительным положительным (отрицательным) отклонением от идеальности, IV(V) — реальный раствор со значительным положительным (отрицательным) отклонением от идеальности представлены на рис. 130, на котором приведены, кроме того, диаграммы состав жидкого раствора — состав пара. Для изучения равновесия пар — жидкий раствор чаще используются диаграммы температура — состав, называемые диаграммами кипения. Рассмотрим диаграммы кипения для некоторых реальных систем (рис. 131 — 133). На этих диаграммах фигуративные точки а н Ь соответствуют температурам кипения чистых компонентов при данном внешнем давлении Р. При температуре кипения чистого компонента система инвариантна (С =1—2 + 1 = 0). Та из двух жидкостей, которая обладает более низкой температурой кипения при заданном давлении, соответственно будет более летучей при данной температуре. Каждая из диаграмм кипения имеет две кривые, разделяющие диаграмму на три области I — область пара (С = 2—1 -f- 1 = 2), II — область жидкости (С =2—1 + 1 =2), III — область равновесия пара и жидкости (С =2—2 +1 =1). [c.389]

Каким путем из отклонений от этого закона можно найти активность растворителя в реальном растворе При равновесии между кристаллами растворителя и раствором (кр) = р . [c.114]

Эти методы заключаются главным образом в изучении равновесий между реальными растворами и другими фазами, в которых активность компонента известна. Такими фазами могут быть смеси идеальных газов, разбавленные или совершенные растворы, а также и другие фазы, в которых активность определена независимым путем или описывается простыми законами. Наконец, могут быть использованы и чистые вещества, активность которых равна единице. В предыдущем разделе были описаны некоторые из таких методов. Ниже приводятся примеры, характеризующие два распространенных экспериментальных метода определения активности. [c.118]

При помощи описанных способов были найдены активности многих электролитов в растворах в зависимости от концентрации. На основании этих данных составлены таблицы, позволяющие рассчитывать равновесия, в которых участвуют реальные растворы электролитов. [c.168]

Вследствие образования ионной атмосферы к процессу диссоциации сильных электролитов нельзя применять закон действия масс, так как в выражение константы равновесия входят концентрации свободных ионов, которых в реальных растворах нет. [c.287]

Для вычисления констант равновесия реакций в реальных растворах нужно пользоваться уравнением (VIII, 36). Выход же продуктов реакции даже в том случае, когда величина константы равновесия Ка известна, может быть рассчитан только при условии, что известны коэффициенты активности всех компонентов реакции. Для их определения необходимы сложные и кропотливые исследования, включающие по необходимости аналитическое определение состава равновесных растворов, т. е. предела протекания реакции. Таким образом, предсказание равновесных выходов в реальных растворах в общем случае практически невозможно. Оно осуществимо лишь для отдельных классов растворов, где известные закономерности позволяют учесть зависимость коэффициентов активности от концентрации (регулярные растворы, разбавленные электролиты). [c.288]

Как при высоких давлениях Кр будет изменяться с Р, так и KN K ) в реальных растворах будут изменяться с концентрациями реагентов, т. е. KN и Кс уже не будут истинными константами равновесия. Если выбранные стандартные состояния отличаются от принятых, то по-прежнему можно пользоваться [c.469]

При расчете равновесия в реальных растворах необходимо, чтобы активности и стандартные энергии Гиббса были отнесены к одинаковым стандартным состояниям. [c.470]

Ошибки могут возникнуть в результате применения уравнения, которое в условиях опыта не точно, например (XIV, 8) для реальных растворов или (XIV, 7) для газовых реакций при высоких давлениях Ошибочность расчета газового равновесия при высоком давлении по (XIV, 7) может отразиться, например, и на графике = ф(7 ). на котором даже в сравнительно небольшом темпера- [c.493]

Коэффициент активности формально представляет собой поправочный множитель, на который нужно умножить концентрацию, чтобы сохранить выведенный для идеальных растворов вид концентрационной зависимости химического потенциала для реальных растворов. Это позволяет сохранить общий вид выражения для константы химического равновесия для процессов, идущих в реальных растворах. [c.203]

Если газовый раствор — пар находится в равновесии с жидким раствором, то выполняется равенство химического потенциала и отсюда летучести компонента I в обеих фазах (/ )[. = (//) к. Следовательно, уравнения (IX.41) и (IX.46) могут одинаково служить для характеристики состояния компонента также и в жидком растворе. Однако при изучении жидких растворов активность и уравнение (IX.46) используются чаще, чем летучесть. Введение активности — так же, как и введение летучести — позволяет уравнение, справедливое для идеального раствора, превратить в уравнение, действительное для реального раствора. [c.183]

Определение зависимости активности или коэффициента активности от давления, температуры и состава составляет главную задачу термодинамической теории реальных растворов при изучении равновесия между жидкостью и паром эти зависнмости должны согласовываться с уравнением Гиббса—Дюгема. [c.184]

Уравнения (3.18) — (3.21) устанавливают связь между константами диссоциации, выраженными в т(фминах активности и концентрации, Подобным же образом можно установить связь и для других случаев химического равновесия в идеальных и в реальных растворах. Так, иапример, водородный показатель в реальных растворах должен быть равен отрицательному десятичному логарифму активности иопов водорода [c.78]

В книге излагаются основы теории парожидкого равновесия в системах реальных растворов, элементы учения о межфазовой массопередаче, термодинамическая теория перегонки и ректификации полностью и частично растиорпмых бинарных систем, вопросы азеотропной и экстрактивной перегонки, методы расчета ректфи кации углеводородных смесей в присутствии перегретого водяного пара. Значительная часть книги носвя-щена теории и расчету перегонки и ректификации многокомпонентных смесей. [c.2]

Для реальных растворов константу равновесия целесообразно выразить через активности. Сочетая уравнения (VIII, 6) и (VI, 24) и повторяя рассуждения, аналогичные приведенным выше (стр. 264) при выводе уравнения (VIII, 9), получаем выражение [c.284]

Закон Генри применим к растворам газов, критические температуры которых выше температуры раствора, и справедлив только для идеальных растворов. Поэтому он с достаточной точностью применим лишь к сильно разбавленным реальным растворам, приближающимся по свойствам к идеальным, 1. е. соблюдается при малых концентрациях растворенного газа или при его малой растворимости. Для хорошо растворимых газоц, при больших концентрациях их в растворе, растворимость меньше, чем следует из закона Генри. Для систем, не подчиняющихся этому закону, коэффициент т в уравнении (X 1,5) является величиной переменной и линия равновесия представляет собой кривую, которую строят обычно по опытным данным. [c.436]

Для иеидеальных смесей кривая равновесия может быть рассчитана только по известным коэффициентам активности, определение которых затруднительно. Поэтому диаграммы у—л для реальных растворов обычно строят на основе опытных данных. [c.476]

Отклонения растворов от идеального состояния можно учитывать заменой кон- щ центраций, в термодинамических урав- нениях активностями. Последние под-бираются так, чтобы после замены концентраций активностями термодинамические равновесия в идеальных растворах удовлетворяли опытным данным, когда раствор как угодно отличается от дбального. Активность можно на-, вать эффективной концентрацией, при которой реальный раствор приобретает термодинамические свойства данного идеального раствора. Введением активности учитывается взаимодействие между [c.145]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология