Справочник химика 21

Химия и химическая технология

Статьи Рисунки Таблицы О сайте English

Реакции в реальном растворе

    Следовательно, если прореагировал один моль электролита, т. е. если Дс=1, то разница энергий реакции реального раствора и идеального раствора составит [c.122]

    Итак, реакция в реальном растворе характеризуется константами равновесия /С/ или Кга- [c.28]

    РЕАКЦИИ В РЕАЛЬНОМ РАСТВОРЕ [c.85]

    Для реакций в реальных растворах расчеты теплот АЯ, изменений энтропии А5, энергии Гиббса АС можно выполнять так же, как и для идеальных растворов или газовых систем (см. выще), поскольку соотношения для расчета ДЯ, Д5, ДС получены без использования закона Рауля. Подчеркнем, что и для реальных растворов можно определить ДЯ, Д5, ДС по термодинамическим величинам для компонентов реагирующей смеси как для газового, так и для жидкого состояния. Для реальных растворов справедливы следующие условия. [c.85]


    Из справедливого для любых систем условия A(v< i.г)=0 для реакций в реальном растворе имеем  [c.86]

    Константа / f характеризует химическое равновесие в реальной газовой смеси, находящейся в равновесии с реальной жидкостью. Расчет этой константы рассмотрен в разд. 11.3. Величина Кг определяется ио летучестям индивидуальных веществ при температуре реакции и давлении их насыщенного пара. Приведенные соотнощения устанавливают принципиальную возможность расчета равновесия в реальном растворе. [c.87]

    Закон действующих масс для реакций, протекающих в реальных растворах [c.225]

    Закон действующих масс для реакций, протекающих i реальных растворах. ......... [c.287]

    Как уже отмечалось выше, взаимодействие между компонентами реального раствора приводит к изменению энергетического состояния их молекул, В этом отношении процесс образования реального раствора можно уподобить химической реакции. Количество энергии, выделяемое (или поглощаемое) системой в результате протекания в ней реакции, [c.207]

    Таким образом, в случае реальных растворов электролитов закон действия масс для реакции диссоциации видоизменяется так, 386 [c.386]

    При уменьшении концентрации раствора а, как упоминалось ранее, растет. Константа диссоциации Кд.с, как и всякая константа равновесия, от концентрации зависеть не должна. Это, однако, не вполне согласуется с экспериментом, что объясняется упрощенностью представлений теории Аррениуса и отклонениями свойств реального раствора от идеального. Константы равновесия реакций, протекающих в растворах электролитов, необходимо выражать через активности. В частности, равновесие диссоциации следует характеризовать постоянством величины Кл.а, в которую вместо концентраций входят активности реагентов, а не Кл.с, в которую входят концентрации. [c.205]

    Закон действующих масс. Пусть в реальном растворе имеет место реакция [c.112]

    В обычных уравнениях реакций независимо от условий их протекания диссоциация молекул на ионы не учитывается. Между тем, как известно, в растворах электролитов присутствуют ионы, и многие реакции в таких условиях будут в действительности протекать между ионами. Чтобы учесть это, пользуются ионными уравнениями. При составлении ионных уравнений реакций руководствуются следующими простыми правилами I) в ионном виде записываются только хорошо растворимые сильные электролиты 2) плохо растворимые, а также слабые электролиты записываются в виде молекул. Ионная форма записи уравнений реакций в растворах электролитов отражает реальный механизм их протекания. [c.138]


    Ошибки могут возникнуть в результате применения уравнения, которое в условиях опыта не точно, например (XIV, 8) для реальных растворов или (XIV, 7) для газовых реакций при высоких давлениях Ошибочность расчета газового равновесия при высоком давлении по (XIV, 7) может отразиться, например, и на графике = ф(7 ). на котором даже в сравнительно небольшом темпера- [c.493]

    Р Л г). Такие отклонения называются отрицательными. Они представлены на рис. VI.6, где пунктирные линии относятся к растворам, подчиняющимся закону Рауля, а сплошные — к реальным растворам. Видно, что например, при составе, отвечающем мольной доле давление пара второго компонента в реальном меньше, чем в идеальном р . Таким образом, тенденция к испарению и, соответственно, тенденция вступать в химические реакции у компонентов в таком растворе мень ше, чем в идеальном. Активность компонента I в растворе ах определяют как отношение давления его пара над раствором Рг к давлению его пара в чистом состоянии р°. Таким образом [c.78]

    Представления, что свойства реального раствора в большой степени обусловлены происходящими в нем реакциями ассоциации, развивались во многих последующих работах. Исследование специфических взаимодействий — важная задача современной физической химии растворов, и решение этой задачи опирается на достижения экспериментальных физических методов исследования (прежде всего, спектральных), теории межмолекулярных взаимодействий и теории растворов. [c.254]

    Возможное направление химической реакции в реальных растворах можно выяснить с помощью отношения произведений активностей продуктов реакции к произведению активностей реагирующих веществ  [c.36]

    Электронно-ионный метод более реально отражает процессы, происходящие в ходе реакции. В растворе нет ионов Mп+ но есть ионы SOГ S0 " МпОГ- [c.125]

    Равновесия при реакциях с участием реальных растворов не описываются законом действующих масс. Константа равновесия, выражаемая через концентрации, не является постоянной величиной. Это обусловлено сложным характером взаимодействия между частицами различных компонентов, вследствие которого концентрация не определяет однозначно химический потенциал компонента, как в совершенных или разбавленных растворах. В связи с этим была введена новая функция — термодинамическая активность а, которая определяется опытным путем. Подстановка а вместо концентрации в константу равновесия делает з.д.м. справедливым для реальных растворов. Заменив концентрацию компонента Сг на активность щ, можно выразить химический потенциал уравнением [c.71]

    T. e. эффективная концентрация, которую должна была бы иметь идеальная система, чтобы производить такое же действие при химических реакциях, как и изучаемая реальная система. Таким образом, активность —это некоторая функция концентрации, которую нужно подставить в выражение для химического потенциала данного компонента в идеальном растворе, чтобы получить наблюдаемые на опыте значения химического потенциала этого компонента в реальном растворе. Все термодинамические законы идеальных растворов применимы к реальным растворам, если вместо концентрации использовать активность [c.63]

    Метод электронно-ионного баланса предпочтительнее метода электронного баланса ( 4.3), поскольку на всех этапах подбора коэффициентов записываются формулы реально существующих в растворе частиц. Ограничением метода электронно-ионного баланса является то, что он применим только к реакциям в растворах. [c.99]

    Свойства реальных растворов значительно отличаются от свойств идеальных растворов, когда молекулы растворенного газа подвергаются различным превращениям (химическая реакция, диссоциация, ассоциация и т. д.). В этих случаях закон Генри применим к концентрации неизмененных молекул растворенного газа, которая определяется равновесиями протекающих в растворе реакций. [c.37]

    При необратимой химической реакции (когда равновесное давление растворенного газа над раствором = 0) минимальную циркуляцию (расход) абсорбента н определяют из стехиометрического уравнения химической реакции. Реальная величина Ь = = Ьы /г а (здесь т)н. а — степень приближения к равновесию внизу абсорбера, зависящая от кинетики процесса). [c.44]

    Теоретические расчеты кинетики реакций в жидкой фазе затруднены в силу того, что пока еще не существует единой универсальной теории жидкого состояния. До сегодняшнего дня не удалось точно определить характер сил взаимодействия, объяснить перенос заряда между реагирующими молекулами и обусловленное этими взаимодействиями изменение реакционной способности, а также роль реальной структуры растворителя. В настоящее время единственной достаточно разработанной теорией кинетики химических реакций в растворах является теория абсолютных скоростей реакций, несмотря на то, что ей свойственны некоторые ограничения [2—5, 7, 8, И, 24, 463—466]. В соответствии с этой теорией при анализе эффектов растворителей необходимо рассматривать индуцированную сольватацией относительную стабилизацию реагентов и активированного комплекса (см. разд. 5.1). [c.273]


    В этом разделе мы рассмотрели термодинамический подход, к определению наиболее вероятных продуктов окислительно-восста-новительных реакций, но не касались вопроса об их кинетике. Общие соображения в этом отношении сводятся к тому, что быстрее идут гомогенные реакции в растворе, а медленными стадиями могут оказаться образование или разрушение твердой фазы или молекул газа. Зачастую образование тех или иных продуктов в реальных условиях будет определяться скоростью осаждения твердых продуктов или улетучивания газообразных. Ярким примером влияния кинетических факторов на состав образующихся продуктов служат реакции азотной кислоты с металлами (разд. 23.6). [c.216]

    Напишите выражение константы равновесия для реакции идеальных и реальных газов, идеальных и реальных растворов. Расскажите о методах расчета константы равновесия химической реакции. [c.197]

    В подавляющем большинстве случаев для изучения механизма реакции мономолекулярного замещения трудно подобрать такие идеальные условия, как при изучении кинетики реакции в растворе жидкой двуокиси серы. Обычно 15) 1-реакции являются сольволитическими, где растворитель не только вызывает ионизацию связи С-2 в но и сам выступает в роли нуклеофильного реагента во второй стадии уравнения (9.4). В таком случае концентрация нуклеофила (растворителя) практически не меняется в ходе реакции, и она будет иметь первый кинетический порядок независимо от того, какой механизм — 5д 1 или 5/ 2 — реально реализуется для данного превращения. [c.128]

    Стехиометрия комплексов типа МА , где М — центральный атом, комплексообразователь, содержащий в первой координационной сфере п лигандов А, является простейшей, и такие комплексы называют моноядерными комплексами с гомогенной координационной сферой, В реальных растворах стехиометрия реакций комплексообразования может быть гораздо сложнее, возможно образование полиядерных комплексов или комплексов с несколькими центральными атомами. [c.38]

    Величина iv,/ (с,) определяется разностью работ химической реакции, протекающей в идеальной и в реальной системах. Выражение Sv/ (с/) представляет сумму членов которые выражают изменение энергии умелей каждого из компонентов при переходе вещества из идеального к реальному раствору. Сравнение выражения р. = j-o+ -[-/ Г1п с +/ (с) = [А д+/ (с) с ранее выведенным уравнением [Jtp — Р ид=Hnj/показывает, что величины/ (с) представляют собой логарифмы соответствующих коэффициентов активности, умноженных на RT  [c.69]

    Последовательное применение теории соударений при исследовании кинетики реакций в растворах позволяет, наряду с другими полезными выводами, проникнуть в механизм передачи электростатической энергии в реакциях ароматических соединений, дает независимый метод оценки некоторых межатомных расстояний и количественно объясняет пространственные затруднения на основе данных по межмолекулярным силам. Но основная ценность этой концепции в том, что она дает стандартную модель поведения молекул, с которой можно систематически сопоставлять поведение молекул в реальных системах. [c.14]

    Химическая термодинамика (статика) рассматривает равновесное состояние вещества, а химическая кинетика — механизм и скорость, с которой это состояние достигается или нарушается. Хотя предмет этих двух областей физической химии кажется различным, в действительности они не отделимы одна от другой. Для полной интерпретации кинетических результатов обычно Приходится использовать термодинамические данные. Так, невозможно объяснить кинетику превращения орто-водорода в пара-водород, не имея сведений о равновесии между этими двумя стабильными формами молекулы водорода. Кинетику реакции между водородом и бромом удается интерпретировать, только если известна константа равновесия процесса диссоциации молекул водорода на атомы. Реакции в растворах не составляют исключения. На самом деле для обсуждения кинетических результатов в этом случае требуется еще больше термодинамических данных, поскольку следует учитывать равновесие между молекулами растворенного вещества и растворителя. Недостаточное привлечение независимых термодинамических данных при обсуждении кинетических результатов больше чем какие-либо другие обстоятельства препятствовало реальному прогрессу в этой области и приводило к путанице при анализе кинетики реакций в растворах. [c.15]

    Закон действия масс можно вывести из уравнения (VIII, 6), если химические потенциалы выразить как функции концентраций, парциальных давлений и т. п. компонентов, участвующих в реакции. Соответствующие функции определяются уравнениями (V, 26), (V, 26а) и (V, 266), если компоненты являются идеальными газами, или уравнением (V, 27), если компоненты—реальные газы. Для растворов химический потенциал в уравнении (VIII, 6) заменяется уравнениями (VI, 13) для идеальных растворов или (VI, 24) для реальных растворов. [c.264]

    Для вычисления констант равновесия реакций в реальных растворах нужно пользоваться уравнением (VIII, 36). Выход же продуктов реакции даже в том случае, когда величина константы равновесия Ка известна, может быть рассчитан только при условии, что известны коэффициенты активности всех компонентов реакции. Для их определения необходимы сложные и кропотливые исследования, включающие по необходимости аналитическое определение состава равновесных растворов, т. е. предела протекания реакции. Таким образом, предсказание равновесных выходов в реальных растворах в общем случае практически невозможно. Оно осуществимо лишь для отдельных классов растворов, где известные закономерности позволяют учесть зависимость коэффициентов активности от концентрации (регулярные растворы, разбавленные электролиты). [c.288]

    Выше отмечены сложности определения активностей для реальных растворов органических веществ. Поэтому приведенные общие соотношения иллюстрируют лишь возможный подход. Б каждом конкретном случае газожидкостной реакции в неидеальных системах термодинамический расчет ставит ряд ориги-яальных проблем. [c.94]

    Долецалек [47] попытался количественно объяснить отклонения от закона Рауля химическими реакциями в растворах. По Долецалеку, отрицательные отклонения от закона Рауля объясняются ассоциацией компонентов друг с другом, а положительные отклонения — диссоциацией в растворе ассоциированных комплексов одного из компонентов. Однако эта теория, невидимому, справедлива лишь для ограниченного класса растворов. Для многих систем с точки зрения этой теории необходимо предполагать наличие сложных молекулярных соединений, реальное существование которых мало вероятно. Особенно большие затруднения возникают при объяснении отклонений от идеального поведения в системах, образованных ограниченно растворимыми компонентами. По Долецалеку необходимо принять, что в таких системах один из компонентов тем более ассоциирован и тем в большей степени диссоциирует в растворе, чем меньше его взаимная растворимость с другим компонентом. Несостоятельность такого объяснения очевидна. [c.60]

    В общих чертах Вы уже знакомы с окислительно-восстановительными реакциями, умеете составлять их уравнения и расставлять коэффициенты, применяя метод электронного баланса. Реакции в растворах отличаются от других реакций этого класса только тем, что и окислитель, и восстановитель могут быть диссоциированы на ионы, также, как и продукты реакции. В этом случае удобнее пользоваться для уравнивания реакции методом электронно-ионного баланса, который будет рассмотрен ниже. В методе электронно-ионного баланса вся реакция разделяется на две полуреакции, одна из которых соответствует процессу восстановления, а другая -окислению. В левой и правой частях полуреакции находятся реально существующие ионы или малодиссоциирующие вещества, записанные в молекулярном виде. Продукты реакции сильно зависят оттого, в какой среде проводится процесс. Так, например, сильный окислитель перманганат-ион в кислой среде восстанавливается до иона марганца Мп , в нейтральной - до оксида марганца (IV) МпО , а в щелочной - до макгапат-иона МпО (см. табл. 6). [c.141]

    Компенсационный эффект наблюдается для реакций в растворах, когда важную роль играет сольватация реагентов и переходного состояния реакций с согласованным разрывом или перегруппировкой нескольких связей реакций каталитических и протекающих через образование молекулярных комплексов. Для однотипной серии реакций атомов и радикалов в газовой фазе и неполярных растворителях чаще всего А onst. Следует иметь в виду, что случайные ошибки при измерении Е приводят к ошибкам в определении А. Если эти ошибки равны б и S Ig Л, то компенсационный эффект можно считать реально существующим при АЕ > 6 и [c.182]

    Величина 2 v,/ ( j) определяется разностью работ химической реакции, протекающей в идеальной и в реальной системах. Выражение v,/ (с,) — сумма членов vf ), которые представляют собой изменение энергии V молей каждого из компонентов при переходе от идеального к реальному раствору вещества. Сравнение выражения fx = fig + R7 п с + f (с) = = М-ид + f( ) с выведенным ранее уравнением [Хреальн — Лид = i In Y показывает, что величины / (с) есть логарифмы соответствующих коэффициентов активности, умноженных яа RT  [c.18]

    Уравнение, применяемое к реальным растворам. Если подставить величину активности вместо величины концентрации данного вешестаа в уравнение, характеризующее равновесие реакции, то актиииость будет выражать влияние этого вещества на состояние равновесия. [c.142]

    На рис. 5.2, а и б символом AG обозначена энергия Гиббса активации данной химической реакции в идеальном растворителе I, в котором не сольватируются ни исходные вещества, ни активированный комплекс. В растворителе И сольватируется только активированный комплекс и энергия Гиббса активации AGii снижается на величину, равную энергии Гиббса переноса AGi-,. , что приводит к повышению скорости реакции (рис. 5.2, а). Если же, как в растворителе П1, сольватируются только исходные вещества, то энергия Гиббса активации AGiu= повышается на величину, равную энергии Гиббса переноса AGi-.-iu , что сопровождается снижением скорости реакции (рис. 5.2,6). Сольватация продуктов реакции не влияет на ее скорость. Поскольку в реальных ситуациях сольватированы как исходные вещества, так и активированный комплекс (но обычно в разной степени), то скорость реакции в растворе в конечном счете определяется разностью энергий Гиббса переноса. [c.189]

    При написании реакций между растворами электролитов всякий раз надо представить себе, нет ли какой-нибудь причины, мешающей реальному протеканию той или иной реакции. Например, если раствор электролита взаимодействует с твердым веществом и при этом один из продуктов малорастворим, то реакция может быстро прекратиться за счет того, что на поверхности твердого исходного вещества образуется слой тоже твердого продукта реакции, препятствующего дальнейшему ее протеканию. Именно поэтому для получения углекислого газа действием кислоты на мрамор берут соляную, а не серную кислоту, так как в случае серной кислоты мрамор быстро покрывается слоем гипса ( aS04-2H20) и реакция практически не идет. [c.95]

    Величина LvJ i) определяется разностью работ химической реакции, протекающей в идеальной и в реальной системах. Выражение Sv,f ( i)—сумма членов v/ ( ,), которые представляют собой изменение энергии V молей каждого из компонентов при переходе от идеального к реальному раствору вещества. Сравнение выражения х=(Хд4- Лпс4-/ (с)= =1Хид+/ (с) с выведенным ранее уравнением у,- показы- [c.43]

    Общий принцип, который лежит в основе применения электрохимических методов для измерения скорости реакций в растворе, можно проиллюстрировать на примере полярографии. К ячейке, на катоде которой электрохимически восстанавливается некоторое вещество О О + ге К, прикладывают напряжение. Если эта электродная реакция быстрая, то ток в ячейке определяется скоростью, с которой восстанавливаемое вещество О диффундирует к катоду. Предположим, что О может участвовать в химическом равновесии типа А + В О, где А и В не восстанавливаются на катоде. Тогда О будет образовываться по прямой реакции и удаляться из раствора в результате электрохимического восстановления. Эти два процесса противоположны друг другу скорость прямой реакции влияет на поток О вблизи элек )о-да и, следовательно, может определять наблюдаемый ток. Уравнение диффузии, которая сопровождается реакцией, можно решить для идеальных условий, например для линейной или сферической диффузии в бесконечную глубину раствора реальные экспериментальные условия менее просты, но теоретические выражения для тока являются очень хорошими приближениями. (То н<е верно, конечно, когда электродная реакция является окислением.) Это лимитирование тока диффузией, которое связано с движением некоторого рода частиц к электроду, нужно, очевидно, отличать от лимитирования диффузией скорости реакции (гл. 1), когда реагирующие молекулы встречаются в результате диффузии и реагируют при каждом столкновении. [c.171]


Смотреть страницы где упоминается термин Реакции в реальном растворе: [c.22]    [c.218]    [c.5]    [c.745]    [c.19]   
Смотреть главы в:

Термодинамика химических процессов -> Реакции в реальном растворе




ПОИСК





Смотрите так же термины и статьи:

Растворы реальные

Реакции в растворах



© 2025 chem21.info Реклама на сайте