Константа равновесия концентрацию

Почему можно исключить из выражения для константы равновесия концентраций компонентов, являющихся чистыми твердыми веществами или жидкостями [c.199]

Почему в выражении константы равновесия концентрации веществ стоят в степени стехиометрических коэффициентов, а не в степени экспериментально определяемых чисел (порядков по реагентам) [c.121]

При таких значениях константы равновесия концентрация солей одновалентной меди в растворе очень мала и равна 10 г-ион/л при 25 °С и 5-10 г-ион/л при 55 °С. Для металлов второй подгруппы характерно легкое восстановление их из соединений до металлов, а также склонность к комплексообразованию, о чем свидетельствует тот факт, что почти все соли меди выделяются из растворов в виде кристаллогидратов. [c.304]

Кажущаяся константа равновесия Q (разд. 14.4)-величина, полученная подстановкой в выражение для константы равновесия концентраций реагентов и продуктов при любом (не обязательно равновесном) состоянии реакции. Если концентрации совпадают с равновесными, то Q - = К, в противном случае Q ф К. [c.61]

Из данного выражения видно, что влияние температуры на равновесие определяется как абсолютным значением, так и знаком АН°(Т). Например, при экзотермических реакциях ДЯ°(Т) < О, тогда, как следует из последнего выражения для К, повышение температуры (Т) ведет к уменьшению показателя степени. Уменьшается и значение константы равновесия, концентрации продуктов реакции уменьшаются, а исходных веществ увеличиваются, и равновесие смещается влево. Зная конкретные значения термодинамических функций состояния и температуры, всегда можно рассчитать изменение значения константы и, следовательно, равновесных концентраций веществ. [c.210]

Скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ в степени некоторых чисел, определяемых экспериментально. Почему в выражении константы равновесия концентрации веществ указаны в степенях, соответствующих стехиометрическим коэффициентом, а не экспериментально определяемым числам I, т, п, р (порядкам реакции по реагентам) [c.129]

Таким образом, константа равновесия сложной реакции есть произведение констант равновесия элементарных стадий. И состояние равновесия определяется термодинамическими свойствами веществ в начальном (до реакции) и конечном (после реакции) состояниях и не зависит от пути реакции. Поэтому в выражение для константы равновесия концентрации участников реакции входят в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, в отличие от кинетического уравнения (10.2). [c.209]

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. При подстановке в выражение для константы равновесия концентраций реагирующих веществ оно оказывается зависящим от концентрации, т.е. не является постоянным. Построение общей теории реальных растворов невозможно ввиду их разнообразия и сложности. Мы видели, однако, что в случае идеальных растворов нз изменений одного из свойств (например, давление пара) предсказывают другие свойства. Важно найти способ сохранить такую возможность и для реальных растворов. В связи с этим в теории возникла задача разработать метод, который позволил бы связать различные свойства реальных растворов. [c.133]

При таких значениях константы равновесия концентрация Си+ в растворе очень мала и равна 10 экв/л при 25 °С и 5-10- экв/л при 55 °С. [c.420]

При этом стадия I проходит с высокой константой равновесия, тогда как стадия II с низкой константой равновесия. Концентрация анилиний-иона + [c.139]

Это объясняется тем, что концентрации металлических меди и серебра введены в константу равновесия. Концентрации меди и серебра определяются их плотностью и не могут быть изменены. Поэтому эти концевтрации нет смысла учитывать при расчете константы равновесия. [c.112]

Соответственно этому возникают две различные задачи вывод кинетического закона из элементарных звеньев процесса и обратная — нахождение элементарных звеньев на основе наблюдаемого кинетического закона. Если решение первой задачи не представляет особых затруднений ни в кинетике, ни в катализе (кроме, иногда, чисто математических), то решение второй, составляюшей сущность кинетического анализа, почти всегда встречается с принципиальной трудностью в виде скрытых параметров процесса. Под скрытыми понимаются те параметры процесса (константы скорости отдельных актов, их константы равновесия, концентрации компонентов реакции), которые, обусловливая элементарные акты процесса, не проявляются (в пределах точности опыта) в кинетическом законе реакции и не могут быть из него найдены. В понятие скрытого параметра следует включить та.кже случаи неопределенности параметра, Когда он оказывается неразделимым с другими параметрами. Математическое различие в параметрах может быть выражено для явною па- [c.90]

В уравнении закона действия масс концентрации твердых веществ не указываются их величина входит в значение константы скорости реакции. Также и в выражении константы равновесия концентрация твердых веществ не указывается. Например, для реакции [c.86]

За концентрациями как функциями времени следят, периодически отбирая аликвотные пробы реакционной смеси, останавливая реакцию осаждением (т. е. удалением) иона серебра известным количеством избытка хлоридных ионов и, наконец, титруя остаток хлорида для определения концентрации ионов серебра в момент остановки реакции. Как и при вычислении констант равновесия, концентрацию частиц в конденсированных фазах обычно выражают здесь в единицах молярности (Л1), концентрации газов — в атмосферах парциального давления. [c.177]

Если выражение (8) подставить в уравнение (7), то получится формула, в которую входят только константы равновесия, концентрация кислоты и концентрация ионов водорода [c.134]

Совместное рещение уравнений (10) и (11) дает окончательную формулу, в которую входят константы равновесия, концентрации слабой кислоты, соли и сильной кислоты, а также концентрация ионов водорода [c.137]

В уравнении (3-4) К — численная величина, независимая от температуры и называемая константой равновесия. Концентрации продуктов реакции, написанной в форме уравнения (3-3), принято помещать в числитель, а концентрации исходных веществ — в знаменатель. Заметим также, что каждая концентрация возведена в степень, равную стехиометрическому коэффициенту в уравнении реакции. Теоретический вывод выражения для константы равновесия показывает, что в квадратных скобках стоят скорее отношения концентраций, а не абсолютные концентрации. В знаменателе каждого такого отношения стоит концентрация вещества в так называемом стандартном состоянии. Стандартным состоянием растворенного вещества считается его одномолярный раствор. Для чистого элемента или соединения — это его состояние (твердое, жидкое или газообразное) при 25 °С и давлении 1 атм. Например, если Р в уравнении (3-4) растворенное вещество [c.36]

Это происходит потому, что концентрации металлической меди и металлического серебра уже учтены в константе равновесия. Концентрация металлической меди определяется ее плотностью и не может быть изменена ни химиком, ни в ходе реакции. То же самое можно сказать и о концентрации металлического серебра. Поскольку ни одна из этих концентраций не изменяется независимо от того, какое взято количество металла, нет необходимости учитывать их каждый раз при расчете константы равновесия. Вполне достаточно уравнения (20). [c.227]

Вставляя в уравнение для константы равновесия концентрацию воды [Н О] = 55,4 и концентрации ионов водорода и гидроксила [Н =[ 0Н ) = л.[[1 0] = [c.26]

При определении констант равновесия в уравнениях (188) — (190) для Кс Kf, в числителе принимаются концентрации и парциальные давления тех веществ, которые стоят в правой части, а в знаменателе — те, которые стоят в левой части стехиометрического уравнения. Однако ранее в ряде учебников и учебных пособий в выражениях для определения констант равновесия концентрации и парциальные давления записывали в обратном порядке. Это обстоятельство следует иметь в виду, так как в этих случаях численные значения констант равновесия для одних и тех же реакций различны. [c.116]

С помощью рН-метра (см. Работу 6) измеряют концентрацию ионов водорода в исследуемом растворе галогена. По найденным значениям концентрации галогена и ионов водорода вычисляют константу равновесия реакции. В расчете принимают во внимание, что определяемая титрованием концентрация галогена равна сумме [Гг]-Ь /2 [Г ] + /2 [НОГ] и что [Н + ] = [Г ] = [НОГ]. С помощью этих соотношений находят входящие в уравнение константы равновесия концентрации всех веществ, участвующих в реакции. [c.206]

Равновесную концентрацию связываемого углеводорода (или углеводородов) в маточном растворе можно вычислить по известной константе равновесия, концентрации карбамида в растворе и коэффициентам его активности и углеводорода. Данные о коэффициентах активности нормальных парафинов в углеводородных растворителях среднего молекулярного веса и карбамида в водных растворах опубликованы в литературе [446]. Расчет в этом случае может производиться так же, как и в случае химической реакции. [c.310]

Это значит, что при погружении пластинки инертного металла (платины) в смесь растворов окисленной и восстановленной форм вещества устанавливается равновесие между электронами в металле и окисленной и восстановленной формой вещества. Поэтому в выражение константы равновесия концентрация электронов не входит, и потенциал платинового электрода, находящегося в растворе, где имеются обе формы вещества, выразится при помощи изотермы реакции через активности [Ох] и [Red] [c.223]

Кажущуюся константу равновесия Q вычисляют, подставляя в выражение для константы равновесия концентрации реагентов и продуктов в рассматриваемой реакционной системе. Если система находится в состоянии равновесия, Q = К. Однако, если Q ф К, система находится в неравно-весньк условиях, причем в случае, когда Q < К, реакция должна приближаться к равновесию с образованием дополни- [c.60]

Хотя в выражении константы равновесия концентрация 1РИз] записывается я четвертой степепи, в кинетическом ран-нении, показывающем экспериментально определенную зависимость скорости реакции, концентрация фосфина указывается а первой степени [c.42]

Известно, что [MnOgl и (МпаО ] не обнаруживают взаимной растворимости, т. е. образуют самостоятельные фазы постоянного состава. Поэтому в выражение константы равновесия концентрации этих веществ писать не следует, и тогда константа равновесия (2.9) принимает вид [c.18]

Для удобства обозначим логарифмический член через 1п Q, где Q по форме соответствует константе равновесия. Концентрации, которые входят в член Q, являются истинными концентрациями независимо от того, насколько они отличаются от равнопесиых. [c.165]

В большинстве случаев при вычислении движущей силы хелатообразования совершенно произвольно используют в качестве стандартного состояния реагентов для выражения констант равновесия концентрации 1 моль/л. Можно избежать возникновения произвольного концентрационного энтропийного вклада в комплексообразование, если использовать в качестве стандартного состояния мольную долю, равную 1,0, вместо концентрации 1 моль/л. Если выразить константу равновесия реакции (7) в мольных долях, свободная энергия процесса изменится до положительной величины 1,0 ккал/моль (4,19-103 Дж/моль), а А5 — до —3,5 энтр. ед. (—14,8 Дж/мол-К). Можно сказать, что ион кадмия, полностью окруженный молекулами метиламина или этилендиамина, при мольной доле 1,0 не будет обладать энтропийными преимуществами в комплексе с последними, которые обеспечивали движущую силу хелатообразования в разбавленном растворе [40]. Аналогичным образом связывание иона магния с отдельными ацетатными ионами едва поддается измерению, в то время как тот же ион прочно связывается с четырьмя объединенными карбоксильными группами этилендиаминтетра-ацетата в разбавленном растворе. В хелатных агентах создается высокая локальная концентрация связывающихся групп, благодаря чему преодолеваются низкое сродство иона к отдельным группам и неблагоприятное уменьшение энтропии при концентрировании (сближении) групп, которое необходимо для перенесения четырех ацетатных ионов из разбавленного раствора в координационную сферу иона магния. С другой стороны, эту же проблему [c.288]

Это значит, что при погружении пластинки интертного металла (платины) в смесь растворов окисленной и восстановленной форм вещества устанавливается равновесие между электронами- в металле и окисленной и восстановленной формой вещества. Поэтому в выражение константы равновесия концентрация электронов не входит, и потенциал платинового электрода, находящегося в рас- [c.292]

В литературе иногда можно встретить классификацию методов ИФА, основанную на том, находится ли определяемое соединение в избытке или недостатке по отношению к центрам связывания. Однако этот подход не однозначен, так как лимитирующим является не только соотношение между концентрациями компонентов реакционной системы, но и концентрациями и равновесной константой комплексообразования специфического иммунохимического комплекса. Поясним сказанное на примере. Если концентрация определяемого антигена [Аг]о = 10 М, а концентрация добавленных специфических антител [Ат]о=10 М, то при равновесной константе, равной 10 М , только 50% антигена (0,5-Ю" М) окажется связаннным в иммунохимический комплекс. При обратном соотношении компонентов ([Аг1о=10 М, [Ат]о=Ю М) и той же константе равновесия концентрация комплекса останется той же самой, а следовательно, можно провести ее прямое определение одним и тем же способом. Однако по такой классификации, несмотря на проведение анализа одним и тем же способом, следует отнести его к двум различный типам, что, очевидно, нецелесообразно. [c.80]