Химический потенциал. Константа равновесия

И) Как нри помощи постулата Планка, исиользуя закон Гесса н уравнение Кирхгофа, теоретически рассчитать изменение изобарно-изотермического потенциала химической реакции, константу равновесия и равновесный выход при различных температурах [c.267]

Расчеты изобарных потенциалов и констант равновесия различных реакций легко выполняются путем комбинирования изобарных потенциалов реакций образования соединений из простых веществ. Стандартный изобарный потенциал любой химической реакции равен алгебраической сумме соответствующих величин для реакций образования всех участников реакции. Таблицы стандартных изобарных потенциалов образования химических соединений при 1 атм и 25 X являются важнейшей сводкой исходных данных для термодинамических расчетов. Эти табличные данные в большинстве случаен вычислены путем комбинации данных для других реакций. Поэтому онн связаны с ошибками опыта, которые суммируются при сочетании величин ЛС и могут составить большую относительную величину, если значение AG° образования невелико и получено путем вычитания больших величин. [c.300]

Вычислив изложенным в предыдущем параграфе методом энтропии участников химической реакции, можно найти изобарный потенциал реакции и константу равновесия рассмотренными ранее способами, например по методу, изложенному в 4 главы IX. Необходимое при этом расчете значение ДЯ берется из калориметрических данных или (в отдельных случаях) вычисляется по энергиям диссоциации участников реакции, найденным из спектральных данных. [c.340]

Для характеристики отдельных типов электрохимических элементов следует подробнее рассмотреть термодинамические свойства элементов. Свяжем э.д.с. элемента с изобарным потенциалом и константой равновесия реакции, протекающей в элементе, аналогично тому, как мы это уже сделали для электродных процессов. Пусть в действующем электрохимическом элементе протекает химическая реакция, изобарный потенциал которой связан с константой равновесия уравнением [см. т. I, стр. 269, уравнение (VHI, 19), стр. 284, уравнение (VHI,36) [c.529]

При расчете же констант равновесия и равновесных составов нужно получить уравнение химического потенциала для компонента реального раствора. [c.85]

Если в (4.18) подставить выражение для химического потенциала = Но + то после соответствующих преобразований для константы химического равновесия можно записать [c.99]

Активностью (точнее — термодинамической активностью) данного компонента называется такая величина, которая связана с другими термодинамическими величинами, так же как в идеальных растворах с ними связана концентрация этого компонента Активность данного компонента зависит от состава раствора (точнее— от концентраций каждого из компонентов), а также от температуры и давления. К таким свойствам принадлежат изобарный потенциал, парциальные давления насыщенного пара, температура замерзания, температура кипения, константа равновесия химической реакции и др. Для выражения соотношений между активностью и этими свойствами в любом растворе или газовой смеси достаточно подставить величину активности вместо концентрации в соотношения, выражаюш,ие зависимость этих свойств от концентрации в простейших (идеальных) растворах. [c.313]

Путем потенциометрических измерений можно определять также различные термодинамические параметры химических окислительно-восстановительных реакций. Наибольшее значение имеет определение изменения изобарного потенциала и, следовательно, константы равновесия данной реакции. [c.442]

Газовая фаза НзО — На, равновесная при 1873 К с раствором кислорода в железе (объемное содержание кислорода 0,1200%), со-деря ит 72,1 % Нг. Определите изменение химического потенциала кислорода при переходе из газовой фазы, в которой Ро, = 10 Па, в раствор указанного состава. Константа равновесия реакции На + + А = НаО при 1873 К [c.180]

Н,. Определите изменение химического потенциала кислорода при переходе из газовой фазы, в которой Ро, = 10 Па, в раствор указанного состава. Константа равновесия реакции На + 7, О = НаО при 1873 К [c.190]

Гомогенные реакции в жидкой фазе описываются в основном теми же методами, что и гомогенные реакции в газовой фазе. Здесь также приходят к ЗДМ и к уравнениям зависимости констант равновесия от температуры и давления. Поэтому можно ограничиться более кратким рассмотрением. Существенное отличие от реакций в газовой фазе состоит в выборе переменных концентрации и стандартного состояния. Для теоретического рассмотрения здесь целесообразно выбрать мольные доли. Поэтому для химического потенциала компонента пишем [c.170]

Для расчетов равновесия в конденсированных системах (без участия газообразных веществ) константу равновесия удобнее выражать через концентрации (5.15). Однако в большинстве случаев концентрации приходится заменять активностями (см. 4—14), поскольку, как правило, для таких систем нельзя пренебрегать зависимостью химического потенциала каждого из участников реакции от состава системы. Выражение константы равновесия при этом приобретает вид [c.132]

Количественные характеристики и закономерности протекания химических реакций во времени неразрывно связаны с их механизмом. В этом состоит важнейшее отличие временных (кинетических) характеристик химической реакции от термодинамических характеристик — изменения энтальпии, энтропии и изобарного потенциала, константы химического равновесия, не зависящих от пути, по которому протекает химическая реакция. В силу этой неразрывной связи в предисловии к настоящему курсу химическая кинетика определена как учение о механизме химического процесса и закономерностях его протекания во времени. [c.32]

Подобно константе равновесия для химических реакций в газовой фазе или растворов, константа адсорбционного равновесия К связана со стандартным изменением изохорного потенциала уравнением [c.100]

Из свойств химического потенциала компонентов [см. (11.77)] следует, что стандартное химическое сродство и, следовательно, константа химического равновесия находятся в некоторой функциональной зависимости от температуры системы [см. (11.83)]. Для выявления формы этой зависимости допустим, что в интервале от Т до Т" изменения энтальпии (тепловой эффект реакции) и энтропии системы, происходящие в результате реакции, не за- [c.143]

Ранее отмечалось, что химический потенциал компонента, содержание которого в системе выражено в мол. долях, зависит от давления в системе [см. (11.77а). Из этого был сделан вывод, что константа равновесия, выраженная через мол. доли компонентов, зависит от давления системы [см. (11.83)]. А это значит, что состояние химического равновесия находится в определенной зависимости от давления. Для выявления характера этой зависимости воспользуемся (11.85). [c.147]

Влияние на константу равновесия температуры, энтальпийного и энтропийного факторов. Константа равновесия связана с изменением стандартного изобарно-изотермического потенциала химической реакции АО простым уравнением [c.226]

Вообще говоря, запись химического потенциала вещества с помощью активностей и выражения (8.7) является наиболее общей формой его описания. В этом случае константа равновесия химической реакции [c.133]

Решение. Константа равновесия и изменение изобарноизотермического потенциала системы в результате химической реакции связаны отношением [c.61]

Необходимо иметь в виду, что, как показано выше, для чистых газов имеется остаточный химический потенциал, отсутствующий в конденсированных системах. Это является определенным преимуществом такого рода систем, так как стандартный химический потенциал газовых систем по определению не зависит от давления, а стандартный химический потенциал в разбавленных растворах и чистых конденсированных фазах почти не зависит от давления. Так как константа равновесия в соответствии с уравнениями (289) — (292) определяется лишь стандартной свободной энтальпией, это означает, что константа равновесия практически не зависит от давления для всех химических реакций. Имеются лишь немногие случаи, когда необходимо учитывать ее зависимость от давления вследствие того, что> оказывается невозможным пренебречь молярным объемом конденсированной фазы (пример такого процесса приведен позднее). Выделим четыре случая [c.253]

При образовании осадка происходит разделение фаз, поэтому этот процесс подчиняется законам, аналогичным законам конденсации малых капель из парообразной фазы или появлению пузырьков паров при кипении жидкости. Во всех случаях первично образующиеся частицы новой фазы очень малы (<С1 нм), а отношение их поверхности к объему и, следовательно, свободная поверхностная энергия велики, т, е. химический потенциал, а также и активность высокодисперсной фазы выше, чем твердой фазы. Иначе говоря, константа равновесия фазовых переходов зависит от степени развития поверхности фаз. Для процесса образования осадка это означает чем меньше радиус образующихся зародышей кристаллов, тем больше произведение растворимости, и следовательно растворимость. Растворимость Lr зародышей и их радиус г связаны между собой следующим соотношением (по аналогии с уравнением для давления паров малых капель) [c.198]

Величина выраженная через равновесные парциальные давления в идеальной газовой смеси, есть функция только температуры и не зависит от суммарного давления и парциальных давлений веществ в исходной смеси, т. е. от относительных исходных количеств веществ. Отметим, что величина Кр для равновесной смеси реальных газов зависит от давления. Очевидно, поскольку значение константы равновесия реакции не является произвольным, выбор стандартного состояния для нуля химического потенциала зависит от природы реагирующих веществ в том случае, когда имеется возможность химического взаимодействия между составляющими смеси. В силу этого соображения приведенный выше вывод не выдерживает критики, и поэтому представляет определенный интерес другой вывод закона действия масс, который не требует привлечения стандартных состояний. [c.241]

Задание. Докажите справедливость закона Рауля (IO.I) для раствора, химический потенциал компонента которого определяется уравнением (10.5). Для этого используйте константу Кф для равновесия -го компонента в системе идеальный раствор — идеальный газ. [c.184]

Влияние-, температуры на константу равновесия химической реакции определяется зависимостью от температуры стандартного изобарного потенциала реакции AGr и связью последнего с константой равновесия. Таким образом, объединяя формулы (V.74) и (V.117), непосредственно получаем выражение [c.142]

Химический потенциал и константа равновесия. Прежде чем перейти к выводу статистического выражения для константы равновесия химической реакции, сначала рассмотрим идеально-газовую смесь, содержащую молекул первого компонента, молекул второго компонента и т. д. Поскольку совокупность частиц отдельно рассматриваемых компонентов можно представить в качестве независимо сосуществующих систем — подсистем, большую сумму по состояниям смеси следует записать в виде произведения соответствующих сумм для подсистем, т. е. [c.217]

Константу равновесия химической реакции можно вычислить косвенным методом, пользуясь стандартными изменениями изобарных потенциалов. Изобарный потенциал является функцией состояния и его изменение не зависит от пути процесса, а лишь от начального и конечного состояния системы. В уравнение, связывающее [c.71]

Коэффициент активности формально представляет собой поправочный множитель, на который нужно умножить концентрацию, чтобы сохранить выведенный для идеальных растворов вид концентрационной зависимости химического потенциала для реальных растворов. Это позволяет сохранить общий вид выражения для константы химического равновесия для процессов, идущих в реальных растворах. [c.203]

Реальная газовая смесь. Для реальных газов, подставив в (1.186) выражения химического потенциала (1.22) и учитывая уравнения для константы равновесия Kf (1.28а), имеем прш Г, р — onst [c.29]

Так как (стандартный химический потенциал) зависит только от природы г-го индивидуального реагента и температуры, то левая часть при Т=сопз1 в уравнении (74.3) является постоянной величиной и называется стандартной константой равновесия реакции К.° [c.246]

Катализатор не влияет на константу равновесия химической реакции. Для доказательства этого утверждения рассмотрим реакцию, в которой исходные вещества и продукты наз ятся в стандартном состоянии. Проведш реаШйю один без катализатора и другой раз с катализатором. Стандартное изменение изобарного потенциала в обоих случаях будет одинаковым, так как он является функцией состояния. Поэтому и константа равновесия, которая связана со стандартным изменением изобарного потенциала уравнением [c.405]

Постоянная интегрирования / не позволяет вычислить непосредственно значение константы равновесия. Для вычисления постоянной интегрирования /, а следовательно, и константы равновесия, существует несколько методов. Одним из таких методов расчета Кр является метод, который основан на применении стандартных таблиц термодинамических функций. В качестве стандартных условий принимают давление Р = 1 атм и температуру Т = 298° К. Стандартные таблицы содержат абсолютные значения энтропии Sms для простых веществ и химических соединений. Величины АНш или AGaos Для химических соединений. Эти величины выражают изменения энтальпии и изобарного потенциала при реакции образования данного соединения из простых веществ. Для простых веществ, устойчивых при стандартных условиях, АЯа98 и AGags принимаются равными нулю. [c.252]

Химический потенциал вещества в конденсированной фазе можно заменить равным ему значением химического потенциала насыщенного пара этого вещества. Поэтому с помощью уравнения (7.11), аналогично случаю для гомогенных реакций, можно доказать закон действующих масс. Отличие будет состоять лищь в том, что в выражение константы равновесия войдут не только парциальные давления газообразных веществ, но и давление насыщенного пара веществ, находящихся в конденсированном состоянии. [c.127]

Термодинавическое описание адсорбционных систем. Реальная система с поверхностью раздела и система сравнения. Адсорбция как избыточная величина. Уравнения Гиббса для поверхности. Выражение химического потенциала адсорбированного вещества через адсорбцию константа Генри для адсорбционного равновесия, ее определение хроматографическим методом. Изотерма адсорбции, коэффициент активности адсорбированного вещества, поверхностное давление. [c.126]

В уравнение (и) подставляем значение температуры, константы равновесия и отношения рп,о1ря,л вычисляем изменение химического потенциала кислорода при переходе из газовой фазы с ро, = 10 н/м в раствор концентрации г) 01 =0,1200 об. % [c.164]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология