Практическое значение константы химического равновесия

Практическое значение константы химического равновесия [c.142]

Одним из примечательных свойств окислительно-восстановительных реакций, отличающих их от большинства других химических реакций, является присущий им широкий диапазон значений констант равновесий. Для двухэлектронной реакции напряжению элемента в 6 В соответствует константа равновесия = 10 ° Это означает, что вероятность достаточно близкого совпадения восстановительных потенциалов двух полуреакций, при котором константа равновесия полной реакции принимала бы не слишком большое значение, крайне низка. Большинство окислительно-восстановительных реакций протекают практически до полного завершения либо вообще не осуществляются. Однако электрохимические методы можно использовать для изучения равновесий, произведений растворимости и образования комплексных ионов даже в таких случаях, когда один или другой компонент равновесной системы присутствует в количествах, слишком малых для обнаружения обычными аналитическими методами. [c.194]

В книге в систематической форме описаны как точные, так и приближенные методы расчета основных термодинамических свойств веществ и термодинамических параметров химических реакций (теплового эффекта реакций, константы равновесия, изменения энтропии и др.). Наряду с изложением теоретических основ методов, значительное внимание уделено практическому их применению. В книге рассматриваются также характерные особенности термодинамики химических реакций при высоких температурах. Описаны важнейшие справочные издания. Приведены таблицы термодинамических свойств химических элементов и большого числа химических соединений (неорганических и органических) при обычных и высоких температурах. Во 2-е издание книги (1-ое вышло в 1970 г.) введены сведения о новых справочных изданиях и экспериментальных работах, содержащих новые данные. Исправлены описки и ошибки, внесены некоторые новые значения термодинамических величин. [c.2]

К концу XIX века вопросы расчетов химического равновесия стали приобретать важное практическое значение. Достаточно напомнить только о проблеме связанного азота, которая возникла в связи с интегрированием уравнения зависимости константы химического равновесия от температуры. Дело в том, что значение константы равновесия невозможно вычислить только на основании термических данных. Приходится осуществлять равновесие при одной температуре, исследовать его, вычислять значение константы равновесия для этой температуры и находить далее значение константы интегрирования. Другими словами, для вычисления константы равновесия надо предварительно осуществить само равновесие. Только после такой процедуры можно определить константу равновесия при любой другой температуре. [c.48]

Направление смещения равновесия в результате изменения температуры определяется знаком теплового эффекта. Степень смещения равновесия определяется в е л и ч и н о й теплового эффекта чем больше ДЯ, тем значительное влияние температуры наоборот, если ДЯ близко к нулю, то температура практически не влияет на равновесие. Хотя, как уже отмечалось, тепловые эффекты с температурой меняются незначительно, но для химического равновесия в очень широком интервале температур следует принимать во внимание возможное изменение ДЯ. Если ио абсолютной величине значение ДЯ невелико, то может произойти и перемена знака ДЯ. Это будет означать, что изменение температуры вызовет изменение знака температурного коэффициента константы равновесия. [c.72]

Практическое значение константы химического равновесия состоит в том, что по ее численному значению можно рассчитать равновесный состав химической системы, а значит возможный выход продуктов реакции при данных условиях. [c.256]

Если известно численное значение константы химического равновесия при данных температуре и общем давлении, большое практическое значение приобретает следующая задача по заданному значению К и начальным (до реакции) концентрациям компонентов найти состав равновесной системы. Решение подобной задачи обычно сильно облегчается, если некоторые равновесные концентрации (их называют свободными концентрациями) удается определить опытным путем и искать остальные концентрации. Обычный метод рассмотрения таких задач состоит в решении уравнения (V. 14) совместно с системой уравнений материального баланса реагентов. Трудность решения подобных задач сильно зависит от вида стехиометрического уравнения реакции. [c.148]

В приложении помещены таблицы значений термодинамических свойств химических элементов и соединений (неорганических и органических), наиболее интересных в практическом отношении, причем преимущественно лишь тех соединений, для которых имеются данные как для 298,15 К, так и для более высоких температур. С целью иллюстрации основных методов расчета в- таблицах представлены различные сочетания функций с тем, чтобы с их помощью можно было любым методом определить тепловой эффект и константу равновесия реакции для обычных и высоких температур. Эти данные могут быть использованы для определения термодинамических параметров тех реакций, компоненты которых представлены в таблицах, а при использовании методов сравнения— также для расчета параметров других сходных с ними веществ и реакций. [c.8]

Расчеты химических равновесий имеют большое значение, так как экспериментальное определение константы равновесия может быть сопряжено с большими трудностями (высокие температуры или давления, медленные реакции, нарушение равновесия процессом измерения и др.)- Практическое значение таких расчетов связано с нахождением направления протекания реакций, выхода продуктов и соответст-вуюш,их энергетических эффектов. [c.132]

Условные константы устойчивости и нестойкости комплексов в действительности не являются истинными термодинамическими константами какого-либо химического равновесия. Их числовые значения изменяются с изменением условий проведения реакций, например, концентраций реагентов побочных реакций. Тем не менее, они используются в практических расчетах, так как позволяют формально учитывать побочные реакции с участием лигандов. [c.195]

Следовательно, термодинамическая константа равновесия может быть найдена как отношение коэффициентов пропорциональности к и к. Если один, из них имеет очень низкое значение, константа равновесия либо очень большая, либо незначительная, и химическое превраш,ение протекает практически необратимо. Так, например, если значение коэффициента к небольшое, деление на него второго коэффициента к дает очень большое значение константы равновесия К°-, и нревраш.ение веществ идет практически необратимо, согласно уравнению (3.47). [c.39]

Современные методы статистического расчета химических равновесий в газовой фазе по молекулярным постоянным исходных веществ и продуктов реакции приобрели важнейшее практическое значение в ряде областей современной техники. Практически точность получаемых при использовании. этих методов значений термодинамических функций веществ и констант равновесий реакций ограничивается при средних температурах (300—3000° К) только точностью исходных молекулярных постоянных. [c.339]

Практическое применение элементы третьего типа нашли при производстве тяжёлой воды методом химического изотопного обмена по так называемой двухтемпературной схеме [7]. На рис. 6.4.4 приведена принципиальная технологическая двухтемпературная схема. Поскольку константа равновесия химической реакции зависит от температуры, то её численные значения в колоннах с разной температурой будут различны. Колонну с более низкой температурой (Ti) называют холодной, а колонна, работающая при температуре Т2> Т[, называется горячей. Обогащённая целевым изотопом жидкость, выходящая из холодной колонны и находящаяся в изотопном равновесии с газом при температуре Т (соответствующее значение константы равновесия Кр), пройдя систему теплообмена, нагревается до температуры Т2 и поступает в горячую колонну. Поскольку соответствующее этой температуре [c.240]

Для количественного описания влияния концентрации или давления, если реагирующие вещества газообразны, на положение химического равновесия удобно пользоваться константами равновесия, Выражение для константы легко выводится из термодинамических представлений. Константы имеют важное практическое значение, поскольку они позволяют химику предсказывать направление и глубину протекания химической реакции. Важно отметить, однако, что выражения для констант равновесия не дают никакой информации о скоростях реакций. [c.35]

Вычисление констант равновесия реакций изотопного обмена имеет большое практическое значение. Оно позволяет выбирать химические методы разделения изотопов и предвидеть результаты его. [c.524]

Возможность теоретического вычисления констант равновесия реакций изотопного обмена имеет большое практическое значение, так как оно позволяет выбирать способы разделения изотопов химическими методами и предвидеть результаты такого разделения. Описанным в главе 4 работам по концентрированию тяжелых изотопов углерода, серы и др. методом [c.229]

Ядерная составляющая термодинамических функций обычно пе оценивается. Для внутренней энергии и связанных с ней величин она в настоящее вр,емя не может быть определена. Для энтропии и функции Планка можно учесть составляющие, обусловленные смешением изотопов, ядерными спинами и различием чисел симметрии молекул в зависимости от их изотопного состава. В обычно рассматриваемом интервале температур она практически не зависит от температуры. Она одинакова для начальных и конечных веществ при химических реакциях и не влияет на константу равновесия. Поэтому в справочные практические значения термодинамических функций она обычно не включается. [c.470]

Здесь подставлено также и численное значение газовой постоянной, выраженное в кал моль (1,98). Константа интегрирования в уравнении (УП,12) называется химической постоянной. Замечательной особенностью этой величины является ее независимость от агрегатного состояния и даже модификации вещества. Каждое вещество характеризуется собственной химической постоянной. Знание этих постоянных позволяет рассчитывать газовые равновесия. Однако широкое использование химических постоянных для расчетов, связанных с химическим равновесием, встретило ряд трудностей и не принесло практически ценных плодов. [c.270]

Практическое значение гальванических элементов. В практике концентрационные цепи используются для нахождения активности ионов в растворе, химические цепи используются как источники постоянного тока — аккумуляторы, редокс-элементы служат для расчета констант равновесия и других термодинамических параметров. [c.366]

Первое, что необходимо сделать, рассматривая интересующий нас процесс, — это рассчитать значение константы равновесия при заданной температуре. На с. 18 приведены химические уравнения, записанные с нарушением закона сохранения вещества или заряда. Но н правильно записанные химические уравнения, которые по виду сулят огромные практические результаты, без расчета константы равновесия стоят не больше, чем уравнение получения золота из меди по реакции Си + Аз Сз + Аи, Примеров такого рода немало. [c.70]

Одной из основных идей современной физики и химии является понятие о квантованных состояниях нли квантованных энергетических уровнях. Большое значение этих представлений для химии обусловлено тем, что все равновесные свойства газов могут быть вычислены на основании данных об энергетических уровнях их молекул. К этим свойствам относятся термодинамические величины теплоемкости, энтропии, свободные энергии образования и константы равновесия химических реакций. Во многих случаях величины, вычисленные таким образом, точнее, чем найденные экспериментально в других случаях вычисления являются единственно доступным в настоящее время методом получения необходимых данных, так как проведение соответствующих экспериментальных измерений практически невозможно. [c.292]

Результаты решения примеров XIII и XIV показывают, что константа равновесия, во-первых, имеет неоценимое значение в химической технологии, и, во-вторых, ее можно использовать в качестве характеристики химического процесса. Так, окисление метанола в формальдегид при 25 °С протекает, оказывается, необратимо Ка Ю ). э дегидрирование бутана в дивинил — практически невозможно Ка 10" ). [c.142]

В каждом из расчетов прослеживалась история 5 10 молекул, поэтому статистическая ошибка полученных результатов не превышала 1%. Во всех вариантах результаты расчетов выводились из памяти машины через определенный временной шаг (общее число шагов равнялось 40). Величина шага была выбрана таким образом, что система приходила в состояние равновесия примерно за 20 шагов. В дальнейшем величины, характеризующие систему, испытывали слабые статистические флюктуации. Таким образом, были получены результаты, характеризующие как кинетику перехода системы из начального состояния в равновесное, так и само равновесное состояние. Контроль равновесности системы производился независимо по значениям функций распределения молекул по скоростям, средней энергии молекул, вкладу поступательных степеней свободы молекул в /У-функцию Больцмана и константе скорости химической реакции. Все эти величины принимали свои равновесные значения практически одновременно. [c.210]

Адсорбция на твердых телах всегда сопровождается выделением тепла, т. е. АЯ<0. Так как величина характеризует достигнутое при адсорбции равновесие, то эта величина, подобно константе равновесия для экзотермических реакций, уменьшается с ростом температуры [см. гл. И, уравнение (П.28)]. Однако температурная зависимость оказывается более сложной, если на данном адсорбенте может происходит как молекулярная, так и химическая адсорбция. При низких температурах осуществляется лишь первая, а вторая из-за медленности процесса практически не идет. В этом случае оказывается, что с ростом температуры при ее низких значениях общая адсорбция сначала уменьшается вследствие падения ее молекулярной составляющей и достигает минимума, а затем вновь увеличивается благодаря ускорению химической адсорбции. При дальнейшем росте температуры адсорбция уменьшается в соответствии с тре- [c.217]

Уравнения изохоры и изобары химической реакции имеют большое практическое значение для расчета равновесий в системах при различных температурах, если известен тепловой эффект реакции. Наоборот, если известна зависимость константы равновесия от температуры, то можно вычислить тепловой эффект реакции. [c.20]

Какой критерий позволяет судить о самопроизвольном характере реакции Представления о самопроизвольном осуществлении реакций и о химическом равновесии обсуждались в гл. 4, но там мы принимали на веру приводившиеся значения констант равновесия. Теперь мы увидим, как эти константы связаны с другими измеряемыми свойствами реакции. Протекание большинства самопроизвольных реакций сопровождается вьщелением тепла. В качестве примера можно сослаться на такие общеизвестные явления, как взрывы и реакции горения. Но насколько обоснованным оказался бы общий вывод, что все самопроизвольные реакции сопровождаются выделением тепла Почему одни реакции осуществляются настолько полно, что после их протекания практически не остается реагентов, тогда как другие приостанавливаются при образовании смеси реагентов и продуктов Можно ли предсказать заранее, каким из этих двух способов будет вести себя интересующая нас реакция Как влияет на самопроизвольное протекание реакции количество имеюгцихся реагентов или продуктов [c.6]

Константу равновесия определяют, измеряя концентрации компонентов йрямой или обратной реакции. Кинетика реакций, используемых в химической технологии, имеет большое практическое значение, потому изучёние ее и использование дает возможность осуществить рациональное проектирование технологического процесса, регулировать выход пpoдyкцииJ повышать интенсивность [c.126]

Подвижная фаза в жидкостных хроматографических системах выполняет, как правило, двоякую функцию. С одной стороны, она (подобно подвижной фазе в газовой хроматографии) обеспечивает перенос десорбированных молекул по колонке. С этой точки зрения химические свойства подвижной фазы не играют существенной роли, более важны их физические параметры, такие как вязкость, летучесть и др. С другой стороны, в отличие от газохроматографических систем, подвижная фаза жидкостной хроматографии играет активную, химическую, по существу, роль. Молекулы подвижной фазы взаимодействуют с другими компонентами системы молекулами разделяемых веществ и молекулами неподвижной фазы. Фактически константы сорбционного равновесия в системе определяются характером подвижной фазы ничуть не менее, чем особенностями сорбента. Более того, во многих случаях компоненты подвижной фазы способны к прочной сорбции, что приводит к образованию на поверхности сорбента слоя, существенно изменяющего свойства неподвижной фазы. Поэтому вторая и более важная функция подвижной фазы сводится к регулированию констант равновесия, к регулированию удерживания. Возможности регулирования.удерживания с помощью подвижной фазы необычайно широки. Нередко заменой одного растворителя на другой можно изменить коэффициент емкости в 1000—10 000 раз. Однако для практической хроматографии пригоден лишь довольно узкий диапазон величин к — примерно между 1 и 20. Слишком малые значения к непригодны, так как в этой области резко возрастает вероятность взаимного перекрывания пиков. Наоборот, если константы сорбции и к слишком велики, для разделения требуется много времени, к тому же увеличивается риск не обнаружить более прочно сорбирующиеся компоненты смеси. [c.289]

Результаты расчетов приведены выше (см. табл. 1). Основной примечательный факт — постоянство энергии рекомбинации АПС на РЮа, неза-висяш ей от химической природы носителя (—30 000 кал1молъ). Следовательно, свойства АПС практически не зависят от природы носителя, а все различия в наблюдаемых данных связаны с изменением значения константы равновесия [3]. [c.125]

Область аналитической химии, в которой используется электрохимия, называется электроаиалитической химией [1]. При анализе состава проб методами электроаналитической химии обычно измеряют три параметра потенциал, силу тока и продолжительность электродного процесса. В этой главе рассматри-ьаются некоторые вопросы, относящиеся к электродным потенциалам. Измерения силы тока и продолжительности электродной реакции рассмотрены в гл. 14. Электродные потенциалы, возникающие в классическом гальваническом элементе, имеют огромное теоретическое и практическое значение для понимания многих вопросов не только электроаналитической химии, но также и термодинамики и химического равновесия, включая и измерение констант равновесия. [c.239]

Общие соображения. Вопросы химического равновесия и их связь со строением реагирующих веществ уже давно привлекали внимание химиков, как практиков, так и теоретиков. Этот интерес отчасти объясняется строгостью и изяществом используемого при этом термодинамического метода, а отчасти также значительностью этих вопросов. С практической точки зрения знание констант равновесия чрезвычайно важно, так как оно позволяет предсказать, может ли рассматриваемая реакция итти в нужном направлении при реализуемых экспериментальных условиях, и дает возможность выбора наиболее благоприятных условий. С теоретической точки зрения знание констант равновесия, также очень существенно, так как оно позволяет понять, почему структурные изменения приводят к наблюдаемым эффектам, и часто дает возможность предсказать, какое действие будут иметь те или иные изменения структуры. Значение констант равновесия для теории явилось одним из стимулов развития до-квантово-механических теорий промежуточных состояний и мезомерии ( 1.2) и составляет основу этой главы. [c.237]

Предлагалось использовать полярографические измерения для нахождения или уточнения значений различных а-констант тех заместителей, для которых они еще неизвестны, поскольку измерение 1/2 проще и быстрее измерения констант скорости и равновесий, а установить идентичность механизмов электродного процесса различных представителей серии, часто оказывается легче, чем установить изменение в механизме сложной химической реакции. Это может иметь определенное практическое значение, хотя в ли- тературе имеются лишь единичные примеры использования этой возможности [10, с.. 72]. Следует иметь в виду возможные погрешности, вызываемые различием коэффициента а, разной адсорбируе-мостью молекул, влиянием строения двойного слоя и т. д. Значения ря-констант обыкновенно достаточно велики, поэтому на практике могут быть установлены различия в 0,01—0,10 ед. а-константы. [c.113]

Эти допущения подразумеваются при всех вычислениях химических равновесий важно осознать это обстоятельство, так как во многих случаях они недостаточно хорошо отвечают действительности. В случае метанольного равновесия они представляются хорошо обоснованными, так как формальдегид при принятых условиях весьма неустойчив и так как был найден катализатор, способствующий практически только метанолъной реакции. В случае реакции, подобной (50) и многим другим, включающим ряд промежуточных стадий, вероятно, ни одно из подобных допущений не будет справедливо, и мы не можем ожидать обеспечения высокого выхода продукта, даже если изменение изобарного потенциала для реакции будет указывать на благоприятное значение константы равновесия. [c.594]

Однако для больщинства практических химических задач необходимо знать не абсолютные значения констант равновесия или скорости, а лищь характер изменения этих величин в ряду сходных реакций. Другими словами, мы готовы признать в качестве экспериментального факта, что данная реакция идет необходимо предсказать, как будут изменяться равновесие или скорость при изменении структуры молекул, участвующих в реакции. Типичным примером может служить реакция замещения в ароматических соединениях. Задача здесь состоит не в том, чтобы предсказать, пойдет ли реакция такого типа или нет (такое предсказание можно было бы сделать только на основании оценок абсолютных значений соответствующей константы скорости), а в том, чтобы определить относительные реакционноспособности различных ароматических систем и — что даже более важно с практической точки зрения — относительные реакционноспособности разных положений в данной молекуле. Именно такие сведения необходимы для предсказания ориентации замещения. Отношение скоростей двух реакций с константами скорости fei и 2 соответственно равно [см. уравнение (8.3)] [c.355]

При химических взаимодействиях в растворах всегда образуются смеси электролитов и присутствуют различные ионы. Одни из них образуются в результате диссоциации сильных электролитов, другие — слабых электролитов. Некоторые ионы вступают в реакцию, при этом образуются новые малодиссоциированные соединения, малорастворимые осадки, комплексные соединения или продукты реакций окисления — восстановления. Таким образом, в процессе титрования растворы представляют собой сложные системы, в которых в ряде случаев имеется несколько химических равновесий, в том числе и автопротолиз растворителя. Концентрация ионов зависит от общего состояния системы в каждый момент титрования. Поскольку состояние системы определяется термодинамическими константами, характеризующими химические равновесия, эти величины могут служить критериями применимости методов. К ним относятся константы диссоциации кислот, оснований, амфолитов (в неводных растворах также константы диссоциации солей), константы автопротолиза растворителей, константы нестойкости комплексов, произведения активностей осадков, окислительновосстановительные потенциалы и т. д. Термодинамические величины характеризуют полноту протекания реакций, а следовательно, и значения равновесных концентраций ионов. Теоретические кривые титрования дают возможность устанавливать, при каких значениях указанных констант кривые кондуктометрического титрования имеют излом, позволяющий найти точку эквивалентности. При этом реакции не обязательно должны протекать практически до конца, так как смещение ионных равновесий происходит в продолжение всего процесса титрования. Поэтому в основу кондуктометрических определений могут быть положены реакции в какой-то мере обратимые, что недопустимо в ряде случаев при использовании классических химических методов и некоторых физико-химиче-ских методов анализа. [c.38]

В кинетике колебательных уровней двухатомных молекул, кроме колебательно-поступательных VT-процессов, доминирующих на верхних уровнях, большое значение имеют процессы VV- обмена колебательными квантами, формирующие на нижних уровнях распределение Тринора. Нелинейные уравнения баланса при не очень сильных колебательных возбуждениях газа (неравенство (3.86) на колебательную температуру 0) можно линеаризовать и построить квазистационарную функцию распределения, которая практически совпадает с результатами численного моделирования. Найденная функция распределения совпадает с триноровским распределением для нижних уровней и больцмановским распределением для верхних уровней, нормировка которого учитывает процесс заселения верхних уровней за счет быстрого обмена колебательными квантами. Квазистационарное распределение параметрически зависит от колебательной температуры 0, формируется сразу вслед за триноровским распределением с моментов времени 1>Т2 и справедлива вплоть до установления состояния химического равновесия. Полученная на ее основе скорость диссоциации молекулы также параметрически зависит от 0 и учитывает влияние быстрых УУ-процессов на константу скорости диссоциации. В случае отрыва колебательной температуры 0 от газовой Т скорость диссоциации может существенно превышать свое значение прч 0=Т. [c.150]

В табл. 82 приведены величины —AG°, которые, за исключением специально оговоренных случаев, являются наиболее надежными [3] или единственными. Если в таблице представлены два значения, то первое из них относится к апротонным растворителям, второе — к протонным. Большинство данных определено методом спектроскопии ЯМР при комнатной температуре. По этому методу величины —ДС° обычно вычисляются с использованием следующего уравнения К = (8а — б)/(б—бе), где б — химические сдвиги яд-ер или ядра в смесн конформеров, между которыми происходят быстрые переходы (например, протона, имеющего геминальное расположение относительно группы X), тогда как ба и бе — химические сдвиги для стереохимически гомогенных соединений с группой X в аксиальном и экваториальном положениях соответственно. Последние значения обычно определяются для жестких в стереохимическом отношении 4-т рет-бутильных производных или измеряются при низких температурах, когда обмен практически невозможен. Константы равновесия К, приведенные в табл. 82, вычислены с использованием значений —ДС°. Прямой пересчет —ДС° в процентное содержание экваториального изомера осуществляется с помощью табл. 83. [c.178]

Амперометрическое титрование с одним поляризуемым электродом. В этом методе, который в литературе называют также титрованием по предельному току, полярографическим и полярометрическим титрованием, замеряют силу тока, текущего между одним поляризуемым и одним неполяризуемым электродами в зависимости от количества добавленного титранта. Выбирают величину приложенного напряжения, которое должно находиться в области предельного тока титруемого вещества (Тс1) пли (и) титранта (Тг) (разд. 4.1.5). В зависимости от вольтамперной характеристики веществ, участвующих в реакции при титровании Тс1 + Тг-К, получаются различные кривые титрования. Эти зависимости приведены на рис. 4.22. Аналогичные зависимости получаются и для анодных вольтамперных кривых. Известно, что часто применяющиеся формулировки, например титруемое вещество V полярографически активно , титрант полярографически неактивен весьма относительны, поскольку полярографическое поведение веществ зависит от прилагаемого напряжения (титрант при полярографически неактивен при — полярографическ1 активен). Представленные кривые титрования идеализированы. В практике наблюдается некоторое искривление кривых титрования вблизи точки эквивален1нсс7и, так как концентра- ция,титруемого вещества и, следовательно, величина тока при добавлении избытка титранта еще продолжают уменьшаться (закон действующих масс). Экспериментальная кривая титрования переходит в идеализированную, если константа равновесия протекающей химической реакции приближается к бесконечности. Практически точкой эквивалентности является точка пересечения продолженных прямолинейных участков кривой титрования. Возможны случаи, когда на кривой титрования вообще нет прямолинейных ветвей причиной этого (при достаточной величине константы равновесия химической реакции) является чрезмерно большой объем добавляемого титранта (Ум) по сравнению с объемом пробы (Ур). При этом возникает ошибка разбавления, и замеряемые значения тока необходимо корректирсвать по следующей формуле [c.137]

Таким образом, при протекании в системе химической реакции (V.]) термодинамические условия равновесия в виде соотношений (У.Ю) — (У.17) позволяют определить равновесный состав системы. В свою очередь, константы равновесия К записывают различным образом через активности компонентов (Ка), через летучести (Кг), через парциальные давления (Кр), через концентрации, выраженные в различных единицах (Кс), или через мольные доли (Кх). Соотношение между этими величинами зависит от соотношения между различ1Гыми единицами измерения концентраций и от вида функций, связывающих летучести с давлениями или активности с концентрациями. Однако практические возможности расчета по уравнениям (У.9) — (У-13) очень ограничены, если речь идет о произвольных неидеальных системах. Не следует думать, что во всех случаях К-, — это некоторая небольшая поправка, которой в первом приближении можно пренебречь. Например, для диссоциации концентрированных кислот (типа Н2504 или Н3РО4) величина Кт изменяется на несколько порядков при переходе от концентрированных к разбавленным растворам. Вместе с тем для разбавленных растворов действительно Кс часто сохраняет почти постоянное значение и в этом случае /С-, играет роль поправочного множителя. [c.139]

Во многих случаях химические реакции в растворах изучают при постоянной ионной силе. Этого добиваются введением в раствор индифферентного электролита (например, перхлората натрия) в настолько большом количестве, что ионная сила раствора практически определяется только этим электролитом. В таких условиях определяют концентрационную константу равновесия К. При необходимости с помощью взаимосвязи (3.45) потом можно вычнс-.лить также значение термодинамической константы К . [c.37]

A(j298 кДж/моль. При отрицательных значениях AG (AG<0) правая часть уравнения становится положительной и, следовательно, в этом случае Ig /0-0 и К>1- Чем больше отрицательные зиачепия ДС, тем численно больше константа равновесия и тем сильнее смеш,ается равновесие вправо. Чем больше положительные значения AG (AG>0), тем сильнее оно смещается влево, В предельных случаях исходные вещества практически полностью превращаются в продукты реакции или, наоборот, химически между собой не взаимодействуют. [c.161]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология