Реакции изменение свободной энергии и константа равновесия

Так как энтальпии образования тетрахлоридов и окислов для циркония и гафния не одинаковы, константы равновесия указанных реакций отличны. Для этих реакций вычислены изменения свободной энергии, константы равновесия (/Ср), равновесное отношение давлений хлора и кислорода (Рси/РоЛ Для различных температур и показана принципиальная возможность разделения элементов [158, 1591. [c.43]

Темпера- тура, реакции, °С Константа скорости реакции, Изменение свободной энергии ДС, ккал моль Компоненты при равновесии, % мол. [c.127]

Теперь мы можем задать вопрос какие термодинамические свойства раскрывают наиболее полно связь между строением и основностью Сопровождающее реакцию изменение свободной энергии стандартного состояния можно без труда получить из измеренной константы равновесия, исправленной с помощью коэффициентов активности, согласно известному уравнению [c.198]

Гидролиз пептидной связи протеолитическими ферментными системами доходит обычно почти до конца. Поэтому значения констант равновесия этих реакций велики, и связанные с реакцией изменения свободной энергии отрицательны. Расчет изменений свободной энергии при образовании некоторых пептидов (табл. 25) показывает, что при той концентрации свободных аминокислот, какая существует в большинстве тканей (вероятно, менее 0,01 М), синтез пептидных связей путем обращения гидролиза возможен лишь в крайне незначительном масштабе [469— 471]. Синтезу пептидных связей в таких системах могли бы, [c.260]

Как известно, логарифм константы равновесия реакции пропорционален происходящему в ходе реакции изменению свободной энергии [c.81]

В случае обратимой реакции изменение свободной энергии при реакции, когда все реагирующие вещества и продукты реакции находятся в стандартных состояниях, т. е. стандартная свободная энергия реакции, может быть определено из константы равновесия реакции [c.183]

Рис. 7-22. Принципиальная связь между изменениями свободной энергии и равновесием реакции иллюстрируется здесь на примере гидролиза АТР. Приводимая константа равновесия К выражена в литрах на моль. (Вопрос о свободной энергии иллюстрируется на схеме 2-7, с. 96-97 определение

Рис. 9-24, Принципиальная связь между изменением свободной энергии и равновесием реакции иллюстрируется здесь на примере гидролиза АТР. Приводимая константа равновесия К выражена в литрах на 1 моль.

Это и есть стандартное изменение свободной энергии в реакции, относящейся к чистым веществам (ц,= р."г, если = 1) при нормальном состоянии К (ж ) —константа равновесия, выраженная в молярных долях. Для идеального газа мы можем связать К (с ) и К (Р1) с К (х ), используя К (х1) и соотношения, вытекающие из законов для идеального газа /> = х Р (Р— общее давление) j= /У = Р1/НТ = х Р/НТ = где V — общий объем К (/),)= К (х ) РД" и К (с ) = К (x ) УД", где Ап — изменение числа молей в реакции. Таким образом, [c.242]

Изотерма реакции определяет собой значение константы равновесия реакции в зависимости от температуры и изменения свободной энергии АР) реагирующих компонентов [c.190]

Найти температурную зависимость изменения свободной энергии и константы равновесия следующей реакции [c.192]

Величина, находящаяся в уравнении (УП-18) слева,—изменение свободной энергии реакции. Величина в правой части — константа равновесия К. Таким образом, уравнение (УП-18) можно преобразовать к виду [c.366]

Изменение свободной энергии газовой реакции зависит от парциальных давлений ее компонентов по уравнению ДС = ДС° + RT nQ. Величина Q представляет собой кажущуюся константу равновесия, определение которой было введено в гл. 4. В частном случае, когда реагирующая химическая система находится в положении равновесия, свободная энергия реакции равна нулю (ДС = 0) и кажущаяся константа равновесия совпадает с истинной константой равновесия, Q = В этом случае стандартная [c.83]

Константа равновесия любой химической реакции может быть вычислена по стандартному изменению свободной энергии в этой реакции, ЛС° [c.95]

Зная, что изменение- свободной энергии для рассматриваемой реакции равно + 33,28 кДж, можно воспользоваться уравнением (17-4), чтобы найти численное значение константы равновесия [c.104]

В табл. 17-4 приведены значения стандартной свободной энергии для реакции диссоциации SO3 при различных температурах, вычисленные по экспериментальным данным о константе диссоциации. По мере повышения температуры стандартное изменение свободной энергии для рассматриваемой реакции становится все более отрицательным, а константа равновесия возрастает, и для установления равновесия реакция должна все более смешаться вправо. Приведенные в этой таблице данные позволяют определить теплоту и энтропию реакции. Для того чтобы понять, как это делается, разделим левую и правую части уравнения (17-13) на Т, при этом получится соотношение AG°/T = АН°/Т — AS°, называемое уравнением Гиббса-Гельмгольца. Если воспользоваться этим уравнением и построить график зависимости величины AG°/T от 1/7 то тангенс угла наклона графика к оси абсцисс в каждой точке графика дает значение АН° при соответствуюшей температуре. [c.110]

Изменение свободной энергии, АО, для реакции связано с соотношением концентраций продуктов и реагентов, называемым кажущейся константой равновесия, Q, выражением [c.112]

Это важное соотношение связывает константу равновесия реакции со стандартным изменением свободной энергии для данной реакции. Константа равновесия, совпадает с кажущейся константой равновесия, относя- [c.113]

Константа равновесия К любой химической реакции определяется изменением свободной энергии АР при данной абсолютной температуре Т [c.19]

Для приведенных реакций Шульце (213) вычислил константы равновесия, исходя из изменения количества свободной энергии в результате реакции (табл. 34), [c.58]

По формуле АР° = — ЛГ 1п К, где — изменение свободной энерг ГИИ. К — константа равновесия реакции. [c.112]

Уравнения ( 1.19) и ( 1.24) можно использовать для нахождения термодинамических функций, характеризующих химические реакции, которые протекают в гальваническом элементе. Так, величина э. д. с. дает изменение свободной энергии Гиббса, а ее стандартное значение " связано с константой равновесия химической реакции Кр- [c.110]

Из уравнения (111.12) видно, что между стандартным изменением свободной энергии и константой равновесия существует непосредственная связь. Ввиду этого целесообразно составление таблиц величин ДС° для реакций образования веществ из элементов. Такие таблицы, как и таблицы тепловых эффектов, позволяют из относительно небольшого числа данных находить величины А0° и, следовательно, константы равновесия для многочисленных реакций. [c.54]

Знание нормальных окислительно-восстановительных потенциалов чрезвычайно важно при вычислении изменения свободной энергии и констант равновесия химических реакций. Имея окислительно-восстановительные потенциалы данных систем, можно заранее сказать, в каком направлении пойдет тот или иной процесс в таких системах при заданных условиях (температуре ц концентрации). [c.167]

В заключение рассказа о катализе отметим, что катализатор, изменяя путь реакции, не может влиять на состояние равновесия. Действительно, с термодинамических позиций состояние равновесия, константа равновесия, определяется изменением свободной энергии при прохождении реакции (уравнение (9.5)), т. е. определяется лишь начальным и конечным состояниями системы. Это наглядно демонстрирует рис. 10.4 АС = Оз—61 и не зависит от 0 — свободной энергии промежуточного состояния, которое соответствует промежуточному соединению с участием катализатора. [c.223]

Особое значение для расчетов равновесий химических реакций имеют величины Д0°, которые, как это следует из уравнения (И.24), соответствуют состоянию, при котором парциальные давления всех участвуюш,их в реакции веществ равны 1 ат. Величина Д0° называется стандартным изменением свободной энергии. Из уравнения (11.25) видно, что если Д0° большая отрицательная величина, то константа равновесия велика. Если же ДО положительная величина, то Кр мала и равновесие смещено в сторону исходных веществ, т. е. выход реакции незначителен. [c.30]

Значение стандартных окислительно-восстановительных потенциалов необходимо знать, чтобы вычислить изменение свободной энергии и константы равновесия химических реакций. Имея окислительно-восстановительные потенциалы данных систем, можно заранее предугадать, в каком направлении пойдет тот или иной про- [c.170]

Это уравнение показывает, что чем сильнее уменьшается свободная энергия (минус Л0°) при переходе от исходных веществ к продуктам реакции, тем больше величина К и тем, следовательно, выше равновесная концентрация продуктов реакции. Очевидно, что минимальное значение свободной энергии соответствует равновесию между исходными веществами и продуктами реакции. Поэтому для реакции, при которой свободная энергия остается неизменной (АСо = 0), константа равновесия/С равна единице, т. е. в процессе такой реакции исходные вещества могут превратиться в продукты не более чем на 50%. Возрастанию абсолютного значения соответствует быстрое уменьшение величины К (поскольку эта величина стоит под знаком 1 ), т. е. очень сильное уменьшение доли исходных веществ, способных превратиться в продукты и, наоборот, — уменьшению абсолютного значения соответствует быстрое возрастание величины К, т. е. увеличение доли исходных веществ, способных превратиться в продукты. Так, изменению свободной энергии, равному—10 ккал/моль, соответствует значение константы равновесия, равное приблизительно 10 , т. е. возможность практически полного превращения исходных веществ в продукты. Та КИМ образом, если мы знаем величины стандартной свободной энергии исходных веществ и продуктов реакции (для большого числа органических соединений эти величины известны), то соответствующая информация дает нам возможность легко предсказать степень возможного превращения первых в последние. [c.54]

Косвенные измерения теплот реакций. Точные величины изменений энтальпии, сопровождающих физические или химические изменения состояния, могут быть также получены из температурного коэфидиента изменения стандартной свободной энергии, соответствующего данной реакции. Для этого в случае химической реакции изменение свободной энергии выражают либо в, виде наблюдаемой константы равновесия, либо в виде электродвижущей силы, найденной для данной реакции. Затем, пользуясь меходами, описанными в гл. VI, получают искомую теплоту реакции или теплоту образования из найденной зависимости К или Е от абсолютной температуры. [c.50]

Таким образом, если для той или иной реакции неизвестна температурная зависимость изменения свободной энергии реагирующих комнонентов, то вычисление константы равновесия по уравнению изотермы сводится к подсчету Кр по уравнению изобары и изохоры, на чем мы уже останавливались выше. [c.191]

Стандартное изменение свободной энергии зависит от температуры. Во всех проводившихся нами расчетах свободной энергии предполагалось, что температура равна 298 К, хотя иногда вместо ДСгдв мы писали просто АС°. Однако свободная энергия реакции газов, все компоненты которой имеют, например, парциальные давления 1 атм, различна при 1000 и 298 К. Следовательно, константа равновесия также должна изменяться в зависимости от температуры. Ниже будут рассмотрены примеры такой зависимости. [c.96]

Вычислите стандартное изменение свободной энергии AG° для этой реакции при 225°С. Воспользовавшись данными приложения 3, вычислите стандартное изменение свободрой энергии и константу равновесия при 25°С. Чем объясняется различие между найденными вами значениями при 25 и 225°С [c.117]

Температура, С Изменение свободной энергии, кДж/моль Тепловой эффект реакции, кДж/моль Константа равновесия Равыовесвая степень превращения, % [c.63]

Зависимость (XIV.83) имеет вид выражения для константы равновесия квазихимической реакции (XIV.62). Правда, в выражение для константы должно бы входить изменение свободной энергии при реакции, а в уравнении (XIV.83) стоит величииа w, представляющая согласно модели изменение потенциальной энергии и не зависящая от температуры. Рассматриваемая упрощенная модель не учитывает изменения энтропии при квазихимической реакции. Уранение (XIV.83) в теории строго регулярных растворов называют квазихимическим уравнением. [c.420]

Законы химической термодинамики определяют возможность, направление и степень протекания химического превращения веществ — химической реакции. Эти сведения получают путем расчета величины изменения свободной энергии рассматриваемой системы, знака этого изменения, а также величины константы равновесия. Как указывалось в гл. 8, процесс происходит, вернее может происходить, если он приводит к уменьшению свободной энергии. Это изменение свободной энергии можно считать, таким образом, движущей силой процесса. При Л0 = 0 изменение системы не происходит, так как равна нулю движущая сила такого изменения, система является равновесной. Чем дальше система от равновесия, т. е. чем больше разность энергий данного и ра вновесного состояний, тем больше величина АО, тем больше выигрыш в энергии при переходе системы в равновесное состояние, потому что, можно сказать, большей оказывается движущая сила процесса. [c.196]

Сама возможность переноса вещества при градиенте температур ат Т2 к Ti определяется изменением свободной энергии Гиббса. Если ДО = О, транспорт невозможен, если AG — слишком большая величина, то равновесие смещено в одну сторону и транспортную реакцию практически осуществить нельзя. Для оценки возможности переноса по величине ДО необходимо определить константу равновесия при температурах w Т2 или, если лзвестны термодинамические параметры реакции, произвести расчет по приближенному уравнению [c.77]

Интерпретация этих уравнений проводится на основе общих принципов [21, 175]. Частицы ветвящегося процесса ничем не отличаются от тех, размножение которых описывается формулами (П1.50), (П1.51), Однако их перемещения в пространстве изменяются под действием внешних полей. Кроме того, функциональная группа вступает в реакцию с вероятностью, определяющейся ее положением, поскольку константа равновесия К[х") зависит от координаты г". Выражение (III.65) для (г") учитывает не только входящую в L = Z /z химическую составляющую Fo изменения свободной энергии в ходе элел1ентарного акта реакции, но и физическую составляющую / (г") — 2fer(г"), связанную с различием потенциальной энергии пары групп до и после реакции. [c.230]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология