Различные выражения для константы равновесия

Рис. 66. Применимость уравнения Вант-Гоффа при различных способах выражения константы равновесия синтеза (К)

Через какие величины можно выразить константу химического равновесия Какая зависимость существует между константами равновесия, выраженными различными способами [c.266]

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ ПРП ПОСТОЯННО ТЕМПЕРАТУРЕ. РАЗЛИЧНЫЕ СПОСОБЫ ВЫРАЖЕНИЯ КОНСТАНТЫ РАВНОВЕСИЯ [c.338]

В аналитической практике используют различные способы выражения констант равновесий и в связи с этим различают константы термодинамические, концентрационные (кажущиеся), условные (эффективные), смешан- и ы е [22]. [c.12]

Особое место в настоящей книге отводится теории метрики химических диаграмм, основы которой были заложены в работах Н. И. Степанова. При разработке теории метрики химических диаграмм автор следовал идеям Степанова, однако считал, что задачей этого раздела физико-химического анализа является выявление геометрических образов на диаграммах состав — свойство, отвечающих образованию компонентами химических соединений различного состава. Кроме того, установление функциональной зависимости между составом и свойством системы должно служить основным методом для расчета констант равновесия химических реакций. При развитии теории метрики химических диаграмм предполагалось, что закон действующих масс имеет физический смысл на молекулярном уровне только при выражении константы равновесия через концентрации, как это вытекает из уравнения изотермы реакции Вант-Гоффа. Несоблюдение закона действующих масс применительно к реальным системам объясняется неправомерностью выражения константы равновесия через общие концентрации реагирующих веществ без учета их ионно-молекулярного состояния. Попытка Льюиса и его последователей устранить несоответствие теории с опытом посредством введения новой переменной — активности, которая призвана заменить концентрацию, не приводит к решению проблемы, так как при этом утрачивается физический смысл закона действующих масс на молекулярном уровне. Константа равновесия имеет физический смысл только при выражении ее через равновесные концентрации тех ионно-молекулярных форм реагирующих веществ, для которых пишется уравнение химической реакции. [c.5]

Выражение констант равновесия. Константы равновесия в зависимости от фазового состояния веществ выражают различным -способом. [c.183]

В реальных системах компоненты могут претерпевать три вида взаимодействия, приводящих к изменению состояния их молекулярных форм ассоциацию (полимеризацию), диссоциацию и сольватацию. Все эти процессы могут протекать ступенчато с последовательным присоединением или отщеплением одной мономерной частицы. Компоненты в таком случае уже не являются на молекулярном уровне индивидуальными веществами определенного состава, а представляют собой смеси различных молекулярных форм. Протекание ассоциации, диссоциации и сольватации должно учитываться при выводе уравнений изотерм свойства двойных систем. Оно сказывается на характере изменения коэффициентов пропорциональности и на выражении констант равновесия через общие концентрации непрореагировавших компонентов. [c.116]

Связь различных выражений константы равновесия [c.140]

Пример 10.2. Различные виды выражения константы равновесия газофазной реакции А + 2В С [c.478]

Константу равновесия этой реакции при различной температуре можно определить из выражения [c.483]

Многие реакции, протекающие в газовой фазе, могут происходить и в жидких растворителях. Однако значения константы равновесия одной и той же реакции, выраженные через одни и те же величины, оказываются в этих случаях различными. [c.285]

Применение химического потенциала к изучению химических равновесий в идеально газовой смеси. Связь различных выражений константы равновесия [c.162]

В связи с изложенным, для численного раскрытия величины Кр предпочтительнее всего обратиться к выражению (11.85), которое позволяет с требуемой точностью количественно оценить значение константы равновесия при различных величинах давления и температуры в газонефтяной системе. Отличительной особенностью выражения (П.85) по сравнению с (П.89) является то, что рекомендуемая для вычислений формула целиком и полностью опирается на информацию Д(3, Ср, с , полученную при непосредственном экспериментировании в условиях, близких к природным [10]. Это положение усугубляется также и тем, что величины А0(АФ1) и Кр характеризуют направление протекания процессов и термодинамические условия равновесия, или указывают, насколько данный процесс далек от условий равновесия, что определяет выражение (П.89). Поэтому величина АО примерно равна нулю, если процесс находится в состоянии равновесия. Когда АО большая отрицательная величина, то данная система должна еще прореагировать в значительной степени, прежде чем процесс достигнет равновесия. Однако скорость процесса не связана ни с знаком, ни с величиной термодинамического потенциала, и его нельзя предсказать, зная АО. [c.89]

Таким образом, если методически возможно определение К ферментативной реакции при различных температурах, то, выражая экспериментальные данные графически в координатах 1п/(5 (или lg Кз) против 1/Т, представляется возможным вычислить изменение энтальпии АН системы при образовании комплекса Михаэлиса. Для того чтобы не ошибиться в знаке АН, необходимо иметь в виду условность выражения константы равновесия через константы скорости прямой и обратной реакции. В физической химии принято, что константой равновесия Кр реакции [c.128]

Влияние изменения реакции среды (путем введения в реакционную систему кислоты или основания) влияет на равновесие в процессах гидролиза различно, в зависимости от характера процесса. Рассматривая выражения констант равновесия, приведенные выше, легко видеть, что добавление кислоты, повышая концентрацию ионов водорода, должно усиливать гидролиз солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой, но будет подавлять гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой. Прибавление же щелочи действует в противоположном направлении. [c.305]

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]

Преимущество применения углерода состоит в том, что продуктом раскисления является газ, удаляющийся из металла. Поэтому в отличие от раскисления, например алюминием, в стали не остается неметаллических включений, ухудшающих ее качество. Кроме того, как видно из выражения константы для равновесия рассматриваемой реакции /С=Рсо/([С] [О]), уменьшение парциального давления окиси углерода приводит и к уменьшению произведения [С]-[О], что стимулирует раскисление. Поэтому для глубокого раскисления в промышленности применяют вакуумирование л<идкой стали после ее выпуска из печи в различного рода камерах. При вакуумировании благодаря интенсивному выделению СО происходит кипение , вследствие которого сталь освобождается от вредных газов (N2, Нг) и неметаллических включений, что существенно улучшает ее качество. При рсо=1 ат (100 кН/м ) К=1/([С][0]) ив условиях сталеплавильного производства, когда Тл onst, произведение [С] [О] является постоянным. При вакуумной обработке рсо может быть сильно уменьшено, например до 0,01 ат (1 кН/м ), в этом случае раскислительная способность углерода возрастает в сто раз, так как соответственно уменьшается произведение [С] [О]. [c.104]

Это соотношение справедливо, когда металл и его окисел находятся в системе взаимодействующих веществ в виде насыщенных паров. Если же они присутствуют и в конденсированном состоянии, и в виде паров, то их парциальные давления при неизменной температуре будут постоянны, поскольку находятся в равновесии с конденсированными фазами. Так как постоянные величины входят в выражение константы равновесия, то в зависимости от состояния системы взаимодействующих веществ уравнение будет иметь различный вид. В том случае, ког- [c.92]

Приведенные в гл. V соотношения для идеальных растворов не могут быть непосредственно использованы для вычислений равновесий, в которых участвуют реальные растворы. В частности, один из основных законов химии — закон действующих масс — не выполняется в реальных растворах. При подстановке в выражение для константы равновесия концентраций реагирующих веществ оно оказывается зависящим от концентрации, т.е. не является постоянным. Построение общей теории реальных растворов невозможно ввиду их разнообразия и сложности. Мы видели, однако, что в случае идеальных растворов нз изменений одного из свойств (например, давление пара) предсказывают другие свойства. Важно найти способ сохранить такую возможность и для реальных растворов. В связи с этим в теории возникла задача разработать метод, который позволил бы связать различные свойства реальных растворов. [c.133]

Дальнейшее уточнение может быть внесено при учете неидеаль-ности газовой системы, для которой определяют х . Вместе с тем и при этом, заменяя парциальные давления Р] активностями fj или произведением коэффициента активности на парциальное давление Ц = У]Рз), мы не получим существенного изменения величин Х], так как у,- для различных изомерных алкенов близки. Иными словами, при изомеризации алкенов константа равновесия, выраженная через активности (Kf), близка к константе равновесия, выраженной через парциальные давления (А р). [c.15]

Для смеси идеальных газов закон действующих масс можно записать с помощью константы равновесия Кр, Кс или Кх, выраженной через различные величины парциальные давления реагентов Pi, молярные концентрации с, или молярные доли д ,. Во всех случаях получается величина, не зависящая от соотношения реагентов в равновесной смеси и имеющая постоянное значение при постоянной температуре. [c.122]

Поскольку давления в ящике мы изменили произвольно (сохраняя равновесие), можно составить большое число выражений, подобных написанным, с различными наборами величин p , и все они равны между собой, т. е. равны константе, которая и является константой равновесия. [c.268]

Различные выражения для константы равновесия [c.63]

При чтении различных курсов, монографий и статей следует обращать внимание на то, что автор подразумевает под константой равновесия. Нередко константой равновесия считают величину К с концентрациями исходных веществ в числителе и продуктов реакции в знаменателе. Она по принятому нами способу выражения константы совпадает с величиной константы равновесия обратной реакции. Для удобства и единообразия расчетов условимся каждую реакцию писать в том направлении, в котором она идет с выделением тепла, и константу равновесия выражать отношением, в числителе которого будут концентрации веществ, стоящих в правой части, а в знаменателе — стоящих в левой части. Такая константа равновесия [c.118]

Зависимость теплоемкостей от температуры, выражаемая часто сложными полиномами, ставит ряд частных задач при расчетах констант равновесия. Из последнего уравнения легко получить все частные случаи, отвечающие различным выражениям для теплоемкостей реагентов. Пусть в общем случае [c.145]

Закон действующих масс (действия масс) (137)—уравнение, связывающее между собой активности (концентрации) компонентов при достижении химического равновесия в системе при данной температуре. С помощью этого уравнения вводится понятие о константах равновесия, выраженных через различные единицы концентрации и коэффициенты активности. [c.310]

В реакции (7.47) и в выражении для константы равновесия символ АТФ обозначает сумму различных ионизированных и комплексных форм, сосуществующих в равновесном растворе это же замечание относится и к символам АДФ и Ф. Поэтому значение /Снабл при данной температуре и концентрации электролита является функцией pH и концентрации ионов металла, связанных в комплексы с АТФ, АДФ и Ф. Поскольку /Снабл есть функция pH и концентрации ионов металла, значения различных термодинамических величин также являются функциями этих переменных. Связь константы равновесия такого типа с более привычными константами равновесия может быть найдена, если дополнительно рассмотреть соотношения, описывающие кислотную диссоциацию и образование комплексов с ионами металлов для АТФ и других входящих в систему соединений. [c.224]

Однако эта формулировка недостаточна для утверждения, что катализатор не влияет на равновесие. Можно привести примеры, что вещество, удовлетворяющее приведенной формулировке, смещает равновесие процесса. Например, константа равновесия Кс (константа равновесия выражена через концентрации реагентов) диссоциации тетраоксида диазота Ы204Ч= 2К02 в растворе хлороформа оказывается в 100 раз меньше, чем ее значение в газовой фазе при той же температуре. Имеются неоднократные подтверждения того, что реакции между веществами, проведенные в различных растворителях, приводят к разным равновесным концентрациям компонентов процесса. Так, было показано, что направление ионных реакций обмена в смешанных растворителях может меняться в зависимости от природы растворителя. Разумеется, если каждое вещество характеризовать активностью и правильно выбирать его стандартное состояние в различных условиях, то константа равновесия, выраженная через активности Ка, будет неизменна при одной и той же температуре. Но активность представляет собой вспомогательную расчетную термодинамическую функцию, которая Б суммарной форме характеризует степень связанности молекул компонента. Она зависит от вида и концентрации каждого из других компонентов системы, от давления и температуры. [c.168]

В табл. 4.1 приведены выражения для константы равновесия для реакции атома А с двухатомной молекулой ВС. При этом считается, что атомы А и С и молекулы ВС и АВ находятся в невырожденных электронных состояниях, причем молекулы АВ и ВС могут находиться в различных колебательных и вращательных состояниях. [c.78]

Рассмотрим оиисанне состояния равновесия при образовании химического соединения ио реакции (1) на примере полимеризованных компонентов Ар и В . Так как согласно условию компоненты полиме-ризованы, одио и то же соединение может образоваться по различным реакциям из комиоиента А в разной степени иолимеризации. Напишем уравнения этих реакций и выражения констант равновесия [c.30]

По значениям энергии Гиббса образования сходных соединений, например АС/ оксидов (в частности МПяОя). нельзя дить об их прочности в зависимости от и>. Так, для оксидов марганца LGf возрастает по абсолютной величине в следующем ряду МпО (-363 кДж/моль). МпО] (-466), Мп]Оз (-878), МП3О4 (-1280), но константы равновесия реакций диссоциации оксидов на простые вещества в этом ряду соответствуют выражениям, в которых давление кислорода возводится в различную степень. Отнесение к I моль кислоро- [c.477]

Для выражения константы адсорбционного равновесия предложен ряд уравнений [1, 7], позволяющих провести оценку влияния различных факторов и характеристик адсорбата и адсорбента на величину адсорбции. С увеличением теплоты адсорбции константа равновесия увсли гивастся, с ростом температуры величина К умень[пается. Чем легче конденсируется газ, тем больше величина К- [c.131]

Часто считают, что теоретические зависимости, полученные иа основании какого-либо механизма, описывают именно этот механизм. Такой подход неправилен, поскольку в случае любого другого механизма, согласующегося с тем же кинетическим законом. получают идентичные теоретические кривые. К тому же теоретически построенные кривые для различных кинетических законов часто весьма сходны между собой. Если в выражение чля скорости процесса вк.чючены два подгоночных параметра (две коистанты скорости или константа скорости и константа равновесия), то кривые могут быть изменены почти произвольно. Наконец, серьезная проблема возникает в том случае, когда пытаются получить теоретические зависимости для сложных механизмов например, для проведения расчетов необходимо сделать предположения относительной значимости некоторых стадий, п обычно можно получить зависимости только для предельных случаев. [c.91]

Это выражение нам уже знакомо оно связывает константу равновесия с концентрацией различных компонентов. Таким образом, константа равновесия /Срави представляет собой отношение констант скоростей реакций, протекающих в противоположных направлениях. [c.567]

НОСТЬ сольватировать реагенты или активированные комплек сы, а также молекулы в основном и возбужденном состояниях [1, 3]. В свою очередь сольватирующая способность растворителя зависит от всех специфических и неспецифических взаимодействий между молекулами растворителя и растворенного вещества, в том числе электростатических взаимодействий между ионами, ориентационных взаимодействий между биполярными молекулами, индукционными и дисперсионными взаимодействиями, образованием водородных связей, переносом заряда, а также сольвофобными взаимодействиями (см. гл. 2). При этом не учитываются только такие взаимодействия, которые приводят к определенным химическим изменениям молекул растворенного вещества, например к протонированию, окислению, восстановлению, комплексообразованию. Очевидно, что определяе мую таким образом полярность растворителя нельзя описать каким-либо одним физическим параметром, например диэлектрической проницаемостью. Действительно, очень часто не удается обнаружить какой-либо корреляции между диэлектрической проницаемостью [или той или иной ее функцией, например 1/бг, (вг—1)/(2ег+1)] и логарифмом скорости или константой равновесия зависящей от природы растворителя химической реакции. Вероятно, вообще не существует такого макроскопического физического параметра, с помощью которого можно было бы учесть все многочисленные взаимодействия между растворителем и растворенным веществом, осуществляющиеся на молекулярном уровне. До настоящего времени сложность взаимодействий между растворителем и растворенным веществом не позволяет найти достаточно общие математические выражения, с помощью которых можно было бы вычислить скорости или константы равновесия реакций в растворителях различной полярности. [c.487]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология