Равновесие закон действующих масс

Применяя к этому равновесию закон действия масс, получим [c.129]

Понятие о химическом равновесии. Закон действующих масс [c.180]

Применяя к этому равновесию закон действия масс, получаем уравнение константы равновесия [c.115]

Общее выражение для константы равновесия. Закон действия масс. [c.167]

Применяя к данному равновесию закон действующих масс, можно написать [c.177]

В элементарном курсе общей химии обычно дается очень простой вывод основного закона химического равновесия — закона действующих масс. Для этого постулируется, что скорость [c.87]

Применяя к этому равновесию закон действия масс и учитывая, что соль малорастворима и знаменатель дроби — практически постоянная величина, запишем [c.218]

Применив к этому равновесию закон действующих масс, можно записать [c.43]

Применяя к этому равновесию закон действия масс и полагая концентрацию воды постоянной, можно определить константу диссоциации Ка [c.86]

Непосредственное электрическое воздействие имеет место прежде всего при тихом и при тлеющем разрядах следствием этого являются разнообразные химические реакции либо в самой разрядной трубке, либо за счет дополнительного взаимодействия возникшего активного компонента с другими веществами. Поскольку при этих видах разрядов не возникают свободные электроны, то повышение температуры, как правило, незначительно и в большинстве случаев составляет величину порядка 50—200°. Электроны вследствие незначительной массы гораздо подвижнее положительных ионов и не находятся с ними в термическом равновесии. Закон действия масс не применим -К химическим реакциям в разрядной трубке. [c.535]

При этом символы, заключенные в квадратные скобки, означают молярные концентрации веществ, т. е. их концентрации, выраженные в молях на литр. — зависящая от температуры константа ( константа равновесия ). Закон действия масс справедлив только для равновесных гомогенных (однородных) систем. [c.56]

В обш ем случае необходимо записать подобное уравнение в векторном виде. Отметим, что в случае физико-химических систем, подчиняющихся в равновесии закону действующих масс, функция и зависит от переменных полиномиально. Поэтому уравнения [c.48]

Применяя к этому равновесию закон действующих масс, мы приходим к следующему выражению константы этого равновесия или константы диссоциации МХ [c.103]

Константа ассоциации. Допустим, что соль МА полностью ионизирована в растворе и что некоторая доля ионов ассоциирована в ионные пары. Можно предположить, что между свободными ионами М+ и А", с одной стороны, и ионными парами, с другой стороны, существует равновесие. Применяя к этому равновесию закон действующих масс [ср. уравнение (20)]. получаем [c.224]

Приложение к этому равновесию закона действующих масс дает [c.442]

Выше мы видели однако, что при действии на 2п(ОН)5, щелочей, связывающих ионы Н+, снова образуются (при избытке щелочи) анионы ZnO . Следовательно, реакция (1) обратима и должна приводить к химическому равновесию. Отсюда понятно, что при любых условиях в растворах солей цинка должны присутствовать и катионы Zn++ и анионы 2пО , отношение между концентрациями которых определяется концентрацией ионов Н+ в растворе. Действительно, применяя к рассматриваемому равновесию закон действия масс, можно написать [c.236]

Так как реакция эта обратима, т. е. ВА может распадаться на ионы В+ и А , мы можем приложить к состоянию равновесия закон действующих масс [c.48]

Здесь Hin представляет кислотную форму, которая имеет кислотную окраску , а 1п — щелочную форму со щелочной окраской . Прилагая к этому равновесию закон действующих масс, имеем [c.115]

А называется димером (если п=2), тримером..., полимером. Прилагая к этому равновесию Закон действия масс, получаем [c.161]

Во второй половине XIX века были разработаны начала учения о скорости химических реакций — химической кинетике—и учения о равновесиях в химических системах. Вскоре после указанных выше работ Бекетова шведскими учеными Гульд-бергом и Вааге (1867) был открыт закон, количественно выражающий зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ и выражающий соотношение между концентрациями веществ, участвующих в реакции при равновесии, — закон действия масс. [c.17]

Признаки химического равновесия. Закон действующих масс, его j p-модннамическое обоснование. [c.42]

В случае физико-химических систем, подчиняющихся в равновесии закону действующих масс, функция зависит от переменных р,- полиномиально. Поэтому уравнения (7.2) - система нелинейных уравнений в частных производных. Такие уравнения рассматриваются в математической физике и являются параболическими (в них входят р и р"). Параболические уравнения характерны для временной эволюции диссипативных структур. Для полной постановки задачи необходимо принять соответствующие граничные условия,выражающие характер, взаимодействие системы с внешней средой (обычно рассматриваются либо условия Дирихле, либо Неймана, либо их линейная комбинация). Если одна из констант в уравнениях Неймана обращается в нуль, то система является замкнутой в смысле обмена соответствующим химическим веществом. [c.174]

НОМ СОСТОЯНИИ. Количественной мерой силы кислоты является константа равновесия, которую получают, применив к протоли-тическому равновесию закон действующих масс. Для протолиза кислоты [c.379]

Понятие о химическом равновесии. Закон действующих масс Омещение химического равновесия. Синтез аммиака и получение [c.404]

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]

Химическое равновесие. Закон действующих масс. Опыт показывает, что химические реакции одновременно протекают в двух направлениях — в сторону образования продуктов реакции (вправо, прямая реакция ) и в сторону превращения последних на исходные вещества (влево, обратная реакция). Вследствие химической обратимости реакции не доходят до конца. С течением времени скорость прямой реакции (прирост концентрации продукта реакции за единицу времени) уменьшается, а скорость обратной реакции (убыль концентрации продукта реакции за единицу времени) увеличивается. Когда обе скорости сравняются, наступает состояние химического равновесия — концентрации реагирующих веществ становятся вполне определенными и постоянными во времени (при условии, что давление и температура не меняются). Таким образом, химически обратимые реакции до перехода в состояние равновесия протекают с конечными скоростями. Поэтому стермод и нами ческой точки зрения они необратимый работа их не является максимальной. Однако можно мысленно представить, что эти реакции в прямом и обратном направлениях идут бесконечно медленно, через смежные равновесные состояния, т. е. термодинамически обратимо. Тогда к ним можно применять общие условия термодинамического равновесия [c.130]

Зависимость константы равновесия закона действия масс от температуры указывается следуюпцим уравнением, которое было выведено Гиббсом (1879) и Вант-Гоффом [c.58]

На первой стадии диссоциация кислоты +NH3R O2H есть диссоциация карбоксильной группы кислоты, в то время как на второй стадии диссоциирует аммонийный ион. Применяя к этим ионизационным равновесиям закон действия масс, получим константы диссоциации для этих двух стадий, равные соответственно [c.557]

Применяя к этому равновесию закон действия масс и учитывая, что концентрация твердой фазы Ва504 не входит в выражение константы равновесия, можно написать [c.132]