Химическое равновесие для идеального газа

Так как химический потенциал компонента в различных фазах равновесной системы имеет одну и ту же величину, то в уравнениях (V, 30), (V, 30а) и (V, 31) летучести относятся к компонентам в любой фазе системы, а числа молей и мольные доли—к какой-либо одной из фаз. Если имеется равновесие бинарного жидкого (или твердого) раствора с его насыщенным паром, а последний—идеальный раствор идеальных газов, то в уравнении (V, 31а) можно мольные доли х и отнести к газовой фазе или к жидко-му раствору. В первом случае уравнение (V, 31а) приводится к особой форме уравнения Дальтона (в чем легко убедиться) и может быть использовано как таковое. Во втором случае, определив изменения парциальных давлений компонентов жидкого раствора с изменением его состава, можно найти изменение химических потенциалов компонентов жидкого раствора с его составом. Знание зависимости 1пД-(1пр,.) или l от состава раствора дает возможность вычислять многие термодинамические свойства раствора при данной температуре, а изучение тех же величин при различных температурах приводит к расчету теплот образования раствора. [c.182]

Задание. Сделайте термодинамический вывод закона действующих масс. Для этого рассмотрите идеальную газовую смесь, в которой может протекать реакция 6В + В = + гК прн постоянных Р и Т. Составьте условия равновесия с помощью уравнения (7.11) н введите в него выражения химических потенциалов идеального газа (7.6). Учтите, что стандартные химические потенциалы ц,° зависят только от Т. [c.123]

Для вывода условий фазового равновесия ( 88) и правила фаз ( 89) мы для области невысоких давлений пара пользовались сопоставлением давления насыщенного пара данного компонента над разными фазами. Это свойство тоже характеризует способность его к выходу из данной фазы. Однако такой путь рассуждений является достаточным только для области невысоких давлений пара, когда к парам применимы законы идеальных газов и, следовательно, применимо ур. (VIH, 16). В общем же случае вместо давления следовало бы сопоставлять фугитивность насыщенного пара или, что является более общим, сопоставлять химические потенциалы. Можно показать, что для общего случая условием равновесия для всех фазовых переходов в любой гетерогенной системе является следующее [c.258]

Так как из формулы (27) видно, что константа Кх зависит от давления р и от температуры Т, более удобно за-табулировать значения Кр или К , чем значения Кх, таблицы экспериментальных значений К-р для многих реакций можно найти в работах [ ] и [ ]. Соотношения (24), (26) и (27) представляют собой различные формы условия химического равновесия идеального газа. [c.451]

Описание условий фазового и химического равновесия через химические потенциалы имеет недостатком то, что эти величины не поддаются непосредственному измерению. Поэтому для получения расчетных соотношений необходимо выразить их через параметры состояния системы. Такой подход термодинамически обоснован при рассмотрении идеальных систем, когда имеются уравнения состояния. Однако для реальных систем до настоящего времени отсутствует общепринятое уравнение состояния реального газа в связи с чем вывод соотношений для термодинамических функций и описания условий равновесия крайне затруднен. С использованием функции фугитивности условие равновесия реальных систем выражается как [c.100]

За последнее десятилетие в моей лаборатории был разработан ряд относительно простых методов для быстрого и достаточно точного определения как термохимических данных, так и кинетических параметров газовых реакций. Сейчас эти методы развились настолько, что их можно с успехом применять для критического анализа сравнительно сложных химических процессов. В предлагаемой читателю книге дано систематическое изложение указанных методов и, кроме того, приведены примеры их применения. Предполагается, что читатель знаком с элементарными понятиями термодинамики химических равновесий идеальных газов, а также с основными идеями химической кинетики. [c.9]

Другим методом вычисления составов смесей химически взаимодействующих реальных газов является известный метод летучестей. Принцип этого метода заключается в том, что термодинамические соотношения, описывающие равновесия идеальных газов, применяются и для смесей реальных газов. Это достигается подстановкой в эти соотношения вместо парци- [c.1002]

Другие осложнения, связанные с возможностью тех или иных выводов о применимости химической концепции по результатам термодинамического расчета, выявляются особенно остро, когда реакция проводится в условиях, при которых, например, поведение газообразных реагентов резко отличается от поведения идеальных газов (область высокого давления). В этих случаях обязательно нужно ввести поправки в вычисленные значения Ср, АЯ, АО и А5, расчет константы химического равновесия проводить не по концентрациям или парциальным давлениям, а по активностям и т. д. Ошибки могут быть очень значительными, и поэтому уже при предварительном анализе химической концепции указанные факторы упускать из вида нельзя. [c.155]

Перейдем теперь к рассмотрению зависимостей констант равновесия и равновесного состава от давления. В случае идеальных газов величина Кр не зависит от давления. Но это не означает, что с изменением общего давления относительный химический состав равновесной смеси не может изменяться. Чтобы проанализировать вопрос о влиянии давления на равновесный состав, рассмотрим константу равновесия К [c.73]

Это смещение равновесия и ослабит влияние произведенного воздействия. В самом деле, если газовая смесь находится в условиях, когда к ней применимы законы идеальных газов, то при отсутствии смещения химического равновесия для повышения давления в два раза требовалось бы уменьшить объем тоже в два раза. Однако при образовании аммиака общее число молей газа сокращается, и поэтому уменьшение объема в два раза приводит к повышению давления не в два раза, а в меньшей степени. [c.238]

Следует обратить внимание на то, что приведенные положения являются совершенно общими и могут быть получены из уравнений Вант-Гоффа, соответственно Планка— Ван Лаара, только для частного случая идеального газа. Это основано на том, что при химическом равновесии в идеальной газовой смеси условие стабильности (44.2) выполняется автоматически. [c.220]

Так как химические потенциалы компонентов в фазах, находящихся в равновесии, одинаковы (уравнение 22), то, согласно определению (48), должны быть одинаковы и их активности. Из сопоставления уравнений (43) и (48) вытекает, что для идеального газа [c.19]

Внешнее давление при квазистатическом процессе на бесконечно малую величину (1Р отличается от внутреннего давления в системе, ноторое может быть вычислено из уравнения состояния, например, для идеального газа — из уравнения состояния Менделеева — Клапейрона (56.2). Уравнение (56.7) позволяет вычислить работу расширения при различных квазистатических процессах. Понятия равновесного и обратимого процессов широко используются при термодинамических исследованиях и, в частности, при изучении химического равновесия. [c.190]

Для расчета пригодны те же принципы. Однако следует обратить внимание на то, что табличные значения Я ° и относятся к идеальному газовому состоянию при Р=1 атм. Поправка на отклонение от поведения идеальных газов при расчетах химических равновесий в большинстве случаев пренебрежимо мала. Из таблиц, соответственно при помощи выражения (37.8), рассчитывают непосредственно [c.179]

При наличии фазового равновесия зиачения химических потенциалов Цл и цв в конденсированной фазе можно найти с учетом того обстоятельства, что они равны потенциалам соответствующих компонентов в газовой фазе. Считая газовую фазу смесью, идеальных газов, имеем [c.215]

Процесс установления химического равновесия в системе реагирующих идеальных газов удобно пояснить на примере моно-молекулярного превращения А = В. Предположим, что сначала в систему было введено только вещество А. Химический потенциал вещества А на любой степени превращения определяется обычным выражением [c.62]

В этом выражении Я-молярная газовая постоянная, входящая в уравнение состояния идеального газа и равная 8,314 Дж/(К моль) Г-абсолютная температура, а б-кажу-щаяся константа равновесия (см. разд. 14.4), которая соответствует рассматриваемой химической реакции и заданному составу реакционной смеси. [c.188]

Следует отметить, что такой подход приемлем только для простейших реакций. В общем же случае закон действия масс вытекает из термодинамических соображений. Пусть в однородной системе, состоящей из идеальных газов, происходит химическая реакция (IX.27). Подставив значение химического потенциала из уравнения (VI.57) в условие химического равновесия (IX.32), получим [c.240]

Задание. Докажите справедливость закона Рауля (IO.I) для раствора, химический потенциал компонента которого определяется уравнением (10.5). Для этого используйте константу Кф для равновесия -го компонента в системе идеальный раствор — идеальный газ. [c.184]

Рассмотрим применение общего условия химического равновесия (У.141) для реакции в идеально-газовой смеси при постоянных температуре и давлении. Во-первых, следует сказать о химическом потенциале чистого идеального газа. Вообще для чистого вещества химический потенциал — это его мольный изобарный потенциал (У.135) [c.140]

Основываясь на законе Рауля, можно найти выражение для химического потенциала растворителя в разбавленном растворе. При равновесии между растворителем в растворе и его паром над раствором химический потенциал растворителя равен мольной свободной энергии пара. Если пар подчиняется законам идеальных газов, то [c.92]

Рассмотрение химического равновесия в зависимости от давления целесообразно начать со смеси идеальных газов, ибо эта система является простейшей. [c.87]

Таким образом, смесь идеальных газов, между которыми протекает химическая реакция, представляет собой такую систему, где химическое равновесие при действии внешнего давления будет изменяться в соответствии с разностью стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции. [c.89]

Полученное уравнение химического потенциала идеального газа (4.49) очень широко применяется при анализе химических равновесий. Оно удобно прежде всего потому, что позволяет рассчитать изменение химического потенциала при изменении парциального давления (а следовательно, и содержания) данного газа в системе. От парциального давления легко перейти к концентрации , представляющей отргошение числа молей данного вещества в системе к объему системы [c.110]

Используемые для расчетон химических равновесий термодинамические соотношения, как легко видеть из приводимых в учебниках термодинамики выводов (см., например, [1, 2, 4]), основаны на применении уравнения состояния идеальных газов к описанию свойств реагирующих газовых смесей. Поэтому понятно, что применимость этих уравнений ограничивается только теми случаями, когда газовые смеси подчиняются уравнению состояния идеальных газов. В применении к реальным системам эти уравнения могут привести 1г некоторым неточностям, величина которых будет тем больше, чем больше отличаются свойства реагирующих веществ от свойств идеальных газов. [c.156]

Как видно, по форме (126.1) совпадает с известным законом идеальных газов. Уравнение Вант-Гоффа можно получить на основании следующих термодинамических соображений. Растворитель будет проникать в раствор через полупроницаемую перегородку до тех пор, пока не установится равновесие. При равновесии химические потенциалы растворителя в чистом состоянии и в растворе будут одинаковы = Xi- При постоянных температуре и давлении Ц] = = onst, а fil = /(Л, Xi) причем = Р + п, если Р — первоначальное давление, я —осмотическое давлейие. Так как = f(P , Xi), то [c.359]

Хотя не разработано практических методов обкладки конденсированного ВВ для сохранения его начального объема, прочная оболочка будет временно сдерживать начальное давление и передавать давление к детонирующему веществу и, таким образом, усиливать детонацию. Взрывная волна после этого будет распространяться по всей массе вещества. Существует критический диаметр заряда, меньше которого детонация распадается. Этот диаметр составляет 2 - 7 мм в зависимости от ВВ и его плотности. Ео ш диаметр больше, скорость детонации может составлять 5 - 9 км/с в зависимости от ВВ [Stull,1977 Baker, 1983]. Первоначально образовавшиеся газы так сильно сжимаются, что законы идеального газа становятся неприменимыми к ним. Взрывы происходят настолько быстро, что химическое равновесие между продуктами реакции не успевает устанавливаться. [c.249]

Соотношения (2.6) и (2.10), полученные для смесей идеальных газов, не позволяют найти зависимость константы скорости реакции от давления, так как от давления не зависят константы равновесия Кр или Кс)- Зависимость константы скорости от давления может быть найдена, если применить (2.6) или (2.10) к идеальной смеси реальных газов. В реальных газах при достаточно высоких давлениях, когда их свойства не подчиняются закону идеального газа, вместо давления газа рассматривается его фугитивность /. Отношение фугитивности к давлению называется коэффициентом фугитив-ности 7 и характеризует отклонение газа от идеального состояния (для идеального газа / = р и 7 = 1). При низких давлениях 7 близок к единице, а при высоких давлениях может достигать больших значений (например, для этилена при 150 °С и давлении, близком к 3,6-10 Па, 7 13,5 [4]). Приближенная зависимость константы скорости реакции от давления может быть получена, если рассмотреть химическое равновесие реакции между реальными газами, а затем полученное выражение применить к процессу перехода реагирующей системы в активированное состояние. Тогда, используя (2.10), найдем [c.25]

Условие равновесия для системы, где происходит химическая реакция, выведено нами в связи с рассмотрением общей термодинамической теории равновесия [формула (1Х.32)]. Из условия (1Х.32) легко получить основной закон химического равновесия— закон действия масс, если химические потенциалы в явной форме выразить через концентрации или парциальные давления компонентов. Впервые закон действия масс был сформулирован норвежскими учеными Гульдбергом и Вааге (1867) на основе кинетического рассмотрения идеальных газов. [c.240]

Несмотря на правильность некоторых оценок, следует констатировать, что теория теплоемкостей практически бессильна в количественном предсказании температурной зависимости теплоемкостей, кроме случаев идеального газа и идеального кристалла. Вместе с тем без знания этой зависимости невозможно решать ваяенейшие физико-химические задачи о тепловых эффектах реакций и о химических равновесиях. Поэтому для решения поставленного вопроса приходится обращаться к опыту. [c.31]

Однако химические реакции, скорость которых выражается такой простой зависимостью через концентрации, очень редки. В главах VIII и IX будет показано, что эти реакции (так называемые простые, или одностадийные, реакции) являются скорее исключением, чем правилом. Поэтому кинетический вывод закона действуюищх масс некорректен. Покажем, что уравнение (III.1.7) позволяет непосредственно и строго доказать справедливость этого закона. Для доказательства сначала ограничимся случаем, когда все реагирующие вещества, записанные и слева, и справа в уравнении реакции, являются в условиях реакции идеальными газами. Такие реакции называются идеально газовыми гомогенными реакциями. Напишем снова уравнение реакции. При этом, чтобы подчеркнуть, что система находится в равновесии, будем вместо знака равенства пользоваться символом Если же в системе самопроизвольно протекает реакция, например слева направо, то следует пользоваться символом Итак, [c.88]

При равновесии химический потенциал любого вещества один и тот же во всех сосугцествуюпдих фазах. Поэтому химический потенциал компонента жидкого раствора равен его химическому потенциалу в насыщенном пара. Но этот последний равен, считая насыиг.енный пар идеальным газом [c.130]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология