Пара-водород равновесные концентрации

Рис. 21. Зависимость скорости испарения жидкого водорода при орто-пара-конверсии от концентрации в начале хранения [78] (начальная концентрация ортоводорода соответствует равновесным концентрациям при 300, 120, 90°К и т. д.).

Рис. 25. Равновесная концентрация водорода как функция температуры, давления и отношения пар нафта.

Равновесие участвующих в химической реакции веществ может быть достигнуто по-разному. Так можно взять одинаковое количество паров иода и водорода. В дальнейшем по реакции Н2 +12з= 2Н1 образуется вполне определенное количество иодида водорода и наступит равновесие. Можно вначале взять водород с большим избытком паров иода. Тогда после протекания реакции и наступления равновесия в смеси сохранится большая часть непрореагировавшего иода. Можно исходить из смеси, содержащей только иодид водорода и иод и т. д. Во всех этих случаях происходит взаимодействие, приводящее систему к состоянию равновесия, хотя состав смеси при равновесии окажется различным. Однако по закону действующих масс равновесные концентрации при определенной температуре должны быть таковы, чтобы станта равновесия не изменилась. [c.121]

Величина отношения равновесных концентраций соответствует величине несколько меньшей 10 . Приведенные оценки показывают, что окисление хрома кислородом до оксида хрома (П1) происходит при температуре 1400 °С и давлении кислорода выше 10" Па. В присутствии паров воды н водорода при той же температуре окисление поверхности хрома будет идти при соотношении их парциальных давлений 1 200, а в газовой смеси Oj—СО при 1 1000 и больших значениях соотношений их парциальных давлений. При более низких величинах давлений кислорода и соотношений парциальных давлений HjO—На и СОа—СО будет идти восстановление поверхности хрома при 1400 °С. [c.17]

Сопоставление состава полученного конвертированного газа с соответствующими данными термодинамического равновесия, рассчитанными по описанной выше методике, показывает, что содержание метана в газе, полученном на нанесенном катализаторе, выше, а в полученном на сплавном катализаторе — ниже, чем равновесная концентрация метана. Такая разница может быть объяснена различием механизма процесса на нанесенном и сплавном катализаторах. Можно предположить, что на сплавном катализаторе гомологи метана, содержащиеся в нефтезаводском газе, взаимодействуют с водяным паром, образуя метан и углекислоту, которая реагирует с водородом, содержащимся в сырье, образуя метан и воду последняя реакция не доходит до состояния равновесия. На нанесенном катализаторе, обладающем лучшими гидрирующими свойствами, водород вступает в реакцию с гомологами метана, образуя метан, который взаимодействует с водяным паром с образованием водорода и углекислоты в последней реакции также не достигается равновесия в условиях эксперимента. Таким образом, в обоих случаях не устанавливается равновесие по реакции [c.270]

По этому уравнению авторы рассчитали равновесные концентрации метанола на основе данных о сжимаемости смеси окиси углерода и водорода стехиометрического состава (СО + 2Нз), паров метанола и тройных смесей (СО -Ь 2Н2 + метанол) при 300 и 350 °С и давлении до 500 ат. Результаты расчетов приведены в табл. У-4. [c.404]

Определите равновесные концентрации орто- и пара-водорода при температуре 120 К (вращательная постоянная В 60.9 см ). [c.154]

Рис. 8.9. Номограмма для определения равновесной концентрации водорода в функции температуры, давления и отношения пар углерод.

Рис. 3.15 демонстрирует изменение состава газа при взаимодействии торфяного кокса с водяным паром в интервале 600—900 °С. При увеличении температуры и продолжительности реакции концентрация водяных паров в получаемом газе снижается. При этом одновременно возрастают количества водорода и оксида углерода. Достигнув равновесных концентраций [50% (об.), содержания указанных компонентов перестают изменяться. При повышении температуры время, необходимое для достижения равновесия, сокращается. Интересно отметить, что при пониженных температурах (600—700 °С) количество СОг [c.105]

Как указывалось выще, в присутствии водяного пара н водорода в природном газе равновесная концентрация сероводорода над окисью железа выше, чем над окисью цинка. Поэтому тонкая очистка от органических сернистых соединений поглотителями на основе окиси железа возможна лишь при наличии защитного слоя из окиси цинка. [c.142]

Прн этом соотношение концентраций (уже неравновесных) становится меньше значения Кс развивается прямая реакция, в результате которой увеличиваются концентрации продуктов и уменьшаются концентрации реагентов до таких значений, пока их соотношение снова не достигнет значения Кс Новые равновесные концентрации всех веществ станут другими, положение равновесия сдвинется в сторону образования продуктов. Именно таким способом добиваются увеличения выхода водорода при промышленном использовании водяного газа процесс проводят при избытке пара воды. К тому же выводу можно прийти, исходя нз принципа Ле Шателье (см. 9.2). [c.252]

Другой, более косвенный метод обнаружения радикалов по их магнитным свойствам заключается в способности их катализировать орто-пара-конверсию водорода [14]. Чистый пара-водород очень медленно превращается в равновесную смесь одной части пара- и трех частей орто-водорода. Присутствие свободных радикалов сильно ускоряет это превращение. По кинетике превращения можно судить о концентрации радикалов. Такое ускорение происходит не только в газовой и жидкой фазах, но и на твердых поверхностях, имеющих радикальную природу (дифенилпикрилгидразил, уголь). Однако и этот метод весьма ограничен, поскольку он так же, как и предыдущий, не позволяет идентифицировать радикалы и встречает серьезные трудности при количественной обработке результатов. [c.9]

Таблица 5.7. Равновесная концентрация орто-пара-водорода при различных температурах [332]

Обозначим начальные концентрации компонентов сухого газа в долях единицы (принимая за единицу количество сухого начального газа при нормальных условиях) Оо — окись углерода Ьо — водород, Со — двуокись углерода, do — азот, инертные газы, а равновесные концентрации этих газов соответственно Ьт, Ст, dm — и выразим содержание водяных паров в газе как объемное отношение п (пар газ). Тогда в момент равновесия реакции (1) концентрации компонентов во влажном газе (в долях единицы) можно выразить следующим образом [c.131]

Так как при равных условиях соотношение объемов газов равно соотношению количества их молей, примем, что в исходной смеси оксида углерода и водяных паров концентрации газов составляли [С0]=2 моль/л [Н20]=3 моль/л. Примем также, что к моменту наступления равновесия образовалось х моль/л углекислого газа, при этом водорода тоже х моль/л оксида углерода осталось (2—х) моль/л, водяного пара — (3—х) моль/л. Подставим значения равновесных концентраций в выражение для константы равновесия [c.257]

Распределение водорода, кислорода и азота между кристаллами и парами металлов. При концентрации кислорода, водорода и азота в твердой фазе = 10 10 М равновесное распределение описывается формулой Сивертса [c.182]

РАВНОВЕСНЫЕ КОНЦЕНТРАЦИИ ПАРА-и ОРТО-ВОДОРОДА [c.488]

Примерами реакций, скорость которых определяется десорбцией образующихся веществ, повидимому, могут служить гетерогенные ор-то-пара-превращения водорода при высоких температурах [ ] и реакция обмена между водородом и дейтерием [ ]. Как было предположено, механизм орто-пара-превращения состоит в хемосорбции водорода на поверхности катализатора, которая сопровождается диссоциацией на атомы и их последующей перегруппировкой, приводящей к образованию равновесных концентраций орто- и пара-молекул. Это заключение подтверждается тем, что существует параллелизм между активностью поверхности относительно орто-пара-превращения и относительно ее способности к активированной адсорбции водорода [ 1]. Если предложенный механизм правилен, то весьма вероятно, что собственно [c.358]

Как видно из данных табл. 12, при изменении скорости водорода от 0,025 до 0,030 л мин парциальное давление сероводорода и паров воды оставалось постоянным, что указывало на то, что паровая и жидкая фазы успевали прийти к равновесию. Все последующие опыты по определению равновесных концентраций проводились в пределах скоростей, указанных в табл. 12. [c.239]

С водородом образуется ацетилен, который устойчив при температуре карбидизации (1300—1600° С) и служит переносчиком углерода. При меньшей температуре метан более устойчив, равновесная концентрация его увеличивается с понижением температуры. В обоих случаях упругость паров углеводородов над углеродом (сажей) выше (рис. 26), чем над частицами вольфрама (или карбида вольфрама), вследствие чего атомы углерода переносятся с частиц сажи на частицы вольфрама и реакции карбидизации можно представить следующими уравнениями [c.80]

Рис. 288. Зависимость равновесных концентраций орто-и пара-изотопов водорода при различных температурах - .

Этот принцип, известный под названием принципа Ле Шателье, можно иллюстрировать простыми примерами. Пусть имеем систему вода —пар. Сообщим системе некоторое количество теплоты. Прямым результатом этого будет повышение температуры. Однако в системе усиливается процесс испарения, требующий затраты теплоты. Если бы этот процесс протекал без подвода теплоты извне, он привел бы к охлаждению системы. Система, таким образом, отвечает на внешнее воздействие процессом, который в какой-то мере нейтрализует это воздействие. Тот же результат получим при рассмотрении плавления льда или смещения химического равновесия. В последнем случае нагревание системы усиливает процессы, сопровождающиеся поглощением теплоты, т. е. повышает равновесную концентрацию эндотермических продуктов, а охлаждение, наоборот, благоприятствует повышению концентраций веществ, образующихся с выделением теплоты. Если бы это было иначе и внешнее воздействие вызвало бы в системе ответную реакцию, действующую в том же направлении, то в системе, очевидно, развился бы некоторый процесс. Это не согласуется с предположением о равновесном исходном состоянии. При нагревании смеси водорода и кислорода могут начаться реакции между ними, сопровождающиеся выделением теплоты, за счет которой скорость процесса увеличится. Смесь этих газов, вообще говоря, не находится в равновесии, и принцип в этом случае неприменим. [c.134]

В связи с дефицитностью окиси были проведены работы с целью замены ее иа окись железа. Преимущество окиси железа состоит в ее более низкой стоимости и возможности неограниченных поставок. Недостаток поглотителей на основе окиси железа заключается в том, что в присутствии водяного пара и водорода равновесная концентрация серо-йодорода над окисью железа несколько выше, чем над окисью цинка. [c.140]

Изомеризация под влиянием катализаторов.— Под влиянием катализаторов реакции Фриделя—Крафтса (AI I3, АШгз, НР-ВРз) ксилолы могут претерпевать как диспропорционирование в толуол и триметилбензол, так и изомеризацию. Однако подобрав соответствующие условия, можно подавить диспропорционирование и количественно изучить процесс изомеризации. В одном из исследований Аллена (1959) положение равновесия для каждого из ксилолов достигалось при 50 С в растворе толуола действием 5 мол. % хлористого алюминия в присутствии хлористого водорода. Методом газовой хроматографии и ИК-спектроскопии была установлена следующая равновесная концентрация мета-изомер — 62%, пара-изомер — 21%, ортоизомер— 17%. Эти данные свидетельствуют о том, что о- и -ксилолы не превращаются друг в друга и, следовательно, изомеризация протекает за счет внутримолек) лярного 1,2-перемещения метильной группы с ее парой электронов. о-Ксилол, присоединяя протон, может образовать третичный арониевый ион I, резонансный с вторичным ионом И, который в результате 1,2-перемещения метильной группы (П1) и отщепления протона превращается в ж-ксилол. л-Ксилол образует вторичный ион V, при 1,2-сдвиге дающий ион IV, который находится в резонансе с ионом III, переходящим в м-ксшол. [c.172]

Для процессов, сопровождаемых обратимой химической реакцией между твердыми и газообразными реагентами, равновесные концентрации и равновесный выход продукта определяются при помощи константы равновесия, рассчитанной по концентрациям или парциальным давлением газообразных реагентов и газообразных продуктов реакции. При расчете константу равновесия выражают только через равновесные концентрации компонентов газовой фазы, поскольку парциальные давления насыщенных паров твердых веществ малы и почти не изменяются. Если реакция идет без изменения числа молей газа, равновесие зависит только от температуры. Примером могут служить обе стадии производства водорода железопаровым способом — восстановление водорода из водяного пара железом и регенерация железа восстановлением его из оксидов водородом и оксидом углерода (водяным газом газификации твердого топлива). При получении водорода протекают реакции [c.172]

На рис. 3.14 приведены расчетные данные, полученные по описанной методике и иллюстрирующие влияние основных условий газификации (температура, давление, соотношение водорода и кислорода в дутье) на равновесный состав получаемого газа. Видно (рис. 3.14, а), что при увеличении температуры уменьшаются концентрации дпоксида углерода, водяного пара и метана при соответствующем возрастании содержания водорода и оксида углерода. В области температур выше 950 °С суммарное количество СО2, Н2О и СН4 не превышает 5% (об.) и равновесная смесь состоит практически лишь из СО и Нг в соотношении, близком к 2 1. Анализируя влияние давления (рис. 3.14,6) на равновесный состав получаемого газа, можно видеть, что в этом случае наблюдаются обратные зависимости увеличение давления приводит к возрастанию доли метана, водяного пара и диоксида углерода за счет снижения количеств водорода и оксида углерода. Изменение состава дутья (рис. 3.14, в) отражается на равновесном составе газа в меньшей степени, чем изменения температуры и давления. Тем не менее увеличение соотношения Н О в дутье способствует некоторому повышению концентраций Н2, Н2О и СН4 и снижению количеств СО и СО2. Во всех случаях равновесные концентрации водяного пара и диоксида углерода близки между собой. [c.103]

Сказанное справедливо также и для кинетики реакции пара-орто-преврашения водорода. Надо признать поэтому ошибочным утверждение Лайдлера [9] в статье, посвященной кинетике реакций гетерогенного катализа, что из пропорциональности скорости реакции разности действительной и равновесной концентраций параводорода можно сделать вывод о природе активного комплекса при адсорбции водорода. [c.66]

Для достижения равновесных концентраций при указанных температурах с приемлемыми скоростями применяют никелевые (первая стадия) и н елезо-хромовые (вторая стадия) катализаторы. После освобождения продуктов реакции от избыточных водяных паров и углекислоты можно получить водород высокой степени чистоты (98—99%) при исходном соотношении пар метан 2—3 1. Приведенпая выше схема процесса лежит Б основе современного промышленного производства водорода конверсионным методом. [c.126]

Равновесный состав этой системы зависит от температуры и давления, Как видно из рис. 143, при повышении температуры равновесная концентрация к-бутана резко падает, содержание к-бутенов проходит через максимум, а количество бутадиена-1,3 растет, но не столь значительно, ввиду одновременного образования водорода на обеих стадиях. Эти данные показывают, что для одностадийного процесса следует выбирать более высокую температуру, чем на первой стадии дегидрирования парафинов, и пониженное парциальное давление реагентов. Кроме того, требуется катализатор, который соответствующим образом ускорял бы обе реакции дегидрирования (например, алюмохромо-вый). Поскольку при работе с этим катализатором нельзя использовать водяной пар в качестве разбавителя, был разработан процесс, идущий при пониженном давлении (0,015— 0,02 МПа) и температуре 580—600°С (средняя между оптимальными для первой и второй стадии дегидрирования парафинов). Из-за применения вакуума реакторы с движущимся катализатором оказались непригодными для одностадийного процесса. Сильное отложение кокса и необходимость частой регенерации контакта обусловили использование регенеративной системы Гудри. [c.477]

Естественно, что процесс разложения воды — эндотермический. В соответствип с принципом Ле Шателье, при подведении тепла к этой равновесной системе равновесие должно смешаться в сторону эндотермической реакции, т. е. должно приводить к разлол<ению воды. В результате такого смещения равновесия произойдет уменьшение равновесной концентрации водяного пара и увеличение равновесных концентраций водорода и кислорода, [c.125]

В США процесс обмена водяной пар — водород был первым процессом, который Манхэттенский округ избрал для применения в промышленных масштабах и на основании которого была построена установка для получения тяжелой воды на заводе синтетического аммиака в Трейле (Британская Колумбия). Никель-хромовый катализатор для обменной реакции был разработан Юри и др. в Колумбийском университете, а платиновый (на активированном угле) — Тэйлором и др. в Принстонском университете. Система обменных колонн, примененная в Трейле, была изобретена Барром и др. из компании Стандарт ойл дивелопмент , отвечавшими за проектирование установки. В сентябре 1942 г. в Трейле началось строительство обменной установки. Первичная обменная установка и вторичная электролизная (см. раздел 4) вступили в строй в июне 1943 г. Концентрации дейтерия в установке достигли равновесного значения лишь в сентябре 1944 г., так как для установления равновесия в данном процессе требуется длительное время (около восьми месяцев). К 1945 г. установка производила 500 кг тяжелой воды в месяц с концентрацией дейтерия 99,9% (6 т1год), в 1956 г. работа была прекращена. [c.446]

Авторами были вычислены равновесные концентрации ионов, образующихся при термической ионизации паров воды, водорода и аргона с учетом процессов образования ионов НдО , Нз и Агз. Вычисления показали, что для НгО и Нг до 4000° К, а для Аг до 6000 К ионизация обусловлена образованием ионов НдО" , Нз и Агз соответственно, причем концентрация утяжеленных ионов превышает концентрацию положительных ионов, вычисленную без учета первых, в области 2000° К для воды на три порядка, для водорода на два порядка и для аргона на четыре порядка. Этот результат является следствием большого значения сродства протона к воде (169 ккал/моль) и водороду (70 ккал/моль) и иона Аг к Аг099,3 ккал/моль). В то же время с энтропийной точки зрения процессы образования утяжеленных ионов [c.77]

Рассчитанные авторами значения равновесных концентраций веществ при давлении I ат в интервале температур 1000 5000° К показывают, что максимальные концентрации цианистого водорода и ацетилена достигаются при температурах, близких к критической. При температурах выше 3000° К быстро возрастает концентрация циана. При 4000° К парциальное давление паров СН соста ляет 0,109 ат, в тоже время парциальные давления других полезных компонентов снияй1ютея. [c.149]

Предположим, что в таком ящике находится равновесная смесь водорода, кислорода и паров воды в соответствии с равновесной химической реакцией 2Нз + Oj 2Н2О. Температура ящика равновесия и резервуаров поддерживается постоянной. Обозначим равновесные концентрации и парциальные давления этих газов через сн,, со,, сн,о и рн , Ро , Ри,о- Для каждого из газов Нз, О2, Н2О предусмотрен определенный резервуар. Для этих газов при Т = onst начальные концентрации и парциальные давления газов обозначим соответственно Сн,, Со,, Сн о и jPhj, Р02, Рн о- Объемы ящика равновесия и резервуаров предусмотрим значительными (чтобы считать, что давления и концентрации газов в резервуарах постоянными). [c.128]

Кроме указанных неверных утверждений о методологических основах и несуществующих скрытых целях нашей работы Б. И. Степанов приводит возражения по существу ее выполнения и выводов, с которыми также нельзя согласиться. Опровергаемая нами для данного случая схема превращения по ионизационному механизму им совершенно неправильно понята, хотя в нашей статье (и в ней же цитированной более подробной предыдущей работе [41) вопрос ясно изложен. Речь идет не о кислотной диссоциации с образованием свободного водородного (или оксониевого) иона, а о протолитической реакции обратимого переноса протона между двумя молекулами. Поэтому константа электролитической диссоциации толуола в эфире не может служить критерием возможности или скорости такого переноса. В той же шкале константы электролитической диссоциации флюорена и ксантена равны 10——10 28 д,1.о де мешает им обменивать водород на дейтерий в связях С—Н по ионизационному механизму. Неверно и то, что представление о кислотных функциях толуола противоречит всем представлениям органической химии замещение в нем метильного водорода металлами хорошо известно. Столь же неосновательно утверждение Б. И. Степанова, что мы не могли заметить обмена, так как при малых величинах равновесной концентрации дейтерия и константы электролитической диссоциации обмен должен был бы дать ощутимые результаты лишь через промежутки времени, в колоссальное число раз превышающие возможности экспериментатора. Мы не знаем, на каких вычислениях основаны эти соображения (если на величине константы кислотной диссоциации толуола, то они неверны, см. выше), но они во всяком случае не имеют ничего общего с реальным химическим мышлением. Действительно, чисто формально можно допускать, что любая не подтверждаемая опытом реакция все же идет неизмеримо медленно, но ни один химик не станет искать в ней причину превращений, наблюдаемых в рамках времени, отвечающих обычным лабораторным условиям. В то же время мы нашли, что обмен не достигает 0,5% от равновесного за время до 68 ч при температуре до 168° С, тогда как нитрование в несравненно более мягких условиях (за 2 ч при 15° С) дает 8% фенилнит-рометана [51. Сопоставление этих данных ясно показывает, что реакция нитрования толуола в боковой группе не может идти через стадию таутомерного превращения по ионизационному или какому-либо иному механизму из тех, которые дают возможность для обмена с водой. Здесь же нужно отметить, что возражение Б. И. Степанова о недоказательности наших опытов из-за недостаточной точности изотопного анализа основано на элементарной ошибке. Мы указываем, что полный обмен каждого атома водорода должен был дать повышение плотности воды от сожжения на 260 у, т. е. всего на 1300—1560 у, так как в случае таутомеризации в обмене участвуют пять или шесть таких атомов (метильные, орто- и, возможно, пара-). Мы же нашли в восьми опытах — [c.169]

Данные. Изменение энтальпии при пара-орто-превращении водорода пре-небрежи.мо мало. Равновесная смесь, находящаяся при 25 °С, содержит 25% параводорода. Известно, что скорость превращения на поверхности катализатора пропорциональна (с — g), где Се — равновесная концентрация параводорода и с — концентрация параводорода при контакте с поверхностью катализатора (концентрации выражают в молях на единицу объема). Константа скорости, свойственная используемому катализатору, равна 16000 моль/(с-см ) в расчете на объем пористого катализатора (разность с — с выражена в моль/см по газу). [c.284]

Значение константы равновесия не зависит от того, подходит система к равновесию со стороны реагентов или со стороны продукте Этот признак хорошо демонстрируют экспе-ртйенты 1 и 2 . Если провести при тех же температуре и давлении любое число экспериментов с самыми разнообразными начальными концентрациями водорода, паров иода и иодоводорода, в каждом случае будут устанавливаться не изменяющиеся со временем равновесные концентрации всех трех веществ. Эти концентрации будут отличаться от тех, что устанавливались в экспериментах 1 и 2, но вычисленная на основании новых экспериментов константа равновесия будет оставаться постоянной. Более того, если готовить смеси Нз, 1а и Н1 при произвольных температуре и давлении, а затем приводить их к Г = 723,15 К и р = 101,3 кПа, то через некоторое время в этих смесях установятся концентрации, соответствующие К, равной 50,7. [c.34]

Необходимость в количественной теории скоростей реакций давно ощущалась в химической кинетике. Было ясно, что объяснение реакционной способности и структуры молекул на основании теории столкновений неточно, так как реагирующие молекулы рассматриваются при этом как твердые шарики. Вычисление скоростей химических реакций по этой теории возможно только для нескольких реакций между атомами и простыми молекулами, когда Р близок к единице, — к нулю. Немного удается предсказать относительно большинства реакций, даже о реакциях молекул несложного строения. Химическая термодинамика не предложила никакого реп1ения для развития теории скоростей, так как она применима только к конечным равновесным концентрациям реагирующих веществ и продуктов и ничего не может сказать о скорости реакции . Скорость может быть очень малой, хотя тенденция к протеканию реакции, мерой которой служит изменение свободной энергии, очень велика. Например, изменение свободной энергии реакции 2Нг(г) + Оа(г) 2НгО(г) при 298,2° К составляет —54,64 ккал/моль это говорит о том, что тенденция водорода и кислорода к образованию паров воды при комнатной температуре достаточно ве.лика. Однако в отсутствие катализатора реакция при 25° является очень медленной. [c.492]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология