Обратимые химические реакции. Химическое равновесие

Обратимые химические реакции. Химическое равновесие. Большинство химических реакций не протекает до конца. Реакции, которые могут одновременно протекать в двух взаимно противоположных направлениях, называются обратимыми. В реакции [c.224]

Обратимость химических реакций. Химическое равновесие [c.82]

Обратимость химических реакций. Химическое равновесие и условия его смещения, принцип Ле Шателье. Константа равновесия, степень превращения. [c.501]

Двусторонняя химическая реакция, естественно, обратима в термодинамическом смысле только в непосредственной близости к состоянию химического равновесия. В состоянии же, далеком от равновесия, когда скорости прямого и обратного процессов сушественно различны и суммарная (результирующая) скорость реакции значительно отличается от нуля, она термодинамически необратима. Область применения понятия двусторонняя реакция шире, чем термодинамическое понятие обратимая реакция. Поэтому для реально протекающих реакций следовало бы придерживаться первого термина. Однако термин обратимая реакция в широком, не термодинамическом смысле укрепился и приходится, использовать его. [c.121]

С увеличением обратимости химической реакции уменьшается скорость взаимодействия абсорбируемого компонента и хемосорбента и возрастает глубина проникновения абсорбируемого компонента. Химическая реакция выходит аа пределы пограничного реакционно-диффузионного слоя и охватывает всю массу жидкости. Для массопередачи с обратимой реакцией характерно такое состояние, когда Аж заметно больше нуля и существенно зависит от количества жидкости в аппарате иж- В зависимости от степени турбулизации жидкости, константы равновесия К и иж можно рассматривать две предельные области диффузионную (отношение Аж/Ар незначительно) и кинетическую (Аж/Ар = 1). [c.67]

Таким образом, для гетерогенных систем, в которых протекают обратимые химические реакции, условия равновесия определяются уравнениями (1ЛЗ) совместно с уравнениями типа [c.10]

Обратимость химических реакЦий. Константа равновесия [c.20]

Что называется порядком и молекулярностью химической реакции 3. Как формулируется закон действующих масс Каков физический смысл константы скорости реакции 4. Как влияет температура на скорость реакции Что показывает температурный коэффициент скорости реакции 5. Что такое энергия активации Схематически (на энергетической кривой) представьте энергию активации экзотермического и эндотермического процессов. 6. Какие вещества называются катализаторами Виды катализа. 7. В чем разница между гомогенным и гетерогенным катализом Каков механизм действия катализаторов в двух случаях катализа 8. Каков механизм цепных реакций Приведите примеры цепных реакций, идущих по неразветвленному и разветвленному механизмам. 9. Какие химические реакции называются обратимыми, а какие — необратимыми 10. Какое состояние системы называется состоянием химического равновесия Каков физический смысл константы равновесия реакции 11. Что называется смещением химического равновесия 12. Как формулируется принцип Ле Шателье Как влияет изменение концентраций реагирующих веществ, температуры и давления (для газов) на смещение химического равновесия [c.25]

Выше мы рассматривали простейший тип обратимой химической реакции, уравнение которой А- -В С- -0) содержит стехиометрические коэффициенты, равные единице. Вообще же в выражении константы равновесия указанные коэффициенты являются показателями степеней при концентрациях соответствующих веществ см. выражение для скорости химической реакции, стр. 106, формула (8—2а)]. [c.123]

Если в системе п веществ претерпевают химические изменения в обратимой химической реакции, то в условиях равновесия имеем два уравнения Связи для одной нз фаз [c.194]

Необратимые и обратимые реакции. Химическое равновесие (83 [c.185]

Особое состояние химической системы. Химическое равновесие наблюдается для любой обратимой реакции, протекающей в замкнутом объеме при определенных условиях реакции. Оно устанавливается, когда скорость прямой реакции ( ) и скорость обратной реакции ( о.р) равны. В этом случае в системе при постоянных условиях устанавливается определенное постоянное соотношение между концентрациями исходных веществ и продуктов реакции. [c.72]

Экспериментальный метод определения константы равновесия отличается высокой точностью и достоверностью, но его возможности весьма ограниченны. Во-первых, он распространяется лишь на практически обратимые реакции. Во-вторых, он не может быть использован для изучения медленно протекающих реакций, химическое равновесие в которых устанавливается слишком долго. В-третьих, не всегда удается подобрать подходящий метод анализа, обладающий достаточной чувствительностью, скоростью выполнения и не нарушающий при этом целостности изучаемой химической системы. [c.140]

Между ионами и недиссоциированными молекулами устанавливается динамическое равновесие, как при обратимой химической реакции [c.43]

Если в системе протекают обратимые химические реакции, то появляются дополнительные условия равновесия, определяемые условием химического равновесия (IX.32). [c.210]

В этом смысле почти все химические реакции являются двусторонними. В ходе их протекания исходные вещества образуют продукты, которые, вступая во взаимодействие между собой, образуют снова молекулы исходных веществ. Пока скорости этих процессов неодинаковы, происходят заметные изменения количеств реагентов. Если скорости прямого и обратного процессов становятся равными, то наступает динамическое равновесие, прямой и обратный процессы полностью компенсируют друг друга. В этом случае концентрации реагентов перестают изменяться и подчиняются термодинамическому закону действующих масс. Иногда химическая реакция практически может быть обусловлена лишь односторонним процессом. Это может произойти, если продукты быстро удаляются из зоны реакции и не успевают вступать во взаимодействие. Например, выделение газа или выпадение осадка из раствора. В этом случае скорость обратной реакции несоизмеримо меньше скорости прямой. Заметим, что понятие двусторонних реакций не соответствует термодинамическому термину обратимый процесс . Двусторонние химические реакции могут быть названы термодинамически обратимыми только вблизи равновесия, когда скорости прямой и обратной реакций лишь бесконечно мало отличаются друг от друга. [c.267]

Приведенный пример с реакцией между йодом и водородом показывает, что в зависимости от условий химические реакции могут протекать либо в прямом, либо в обратном направлении. В этом смысле и надо понимать часто используемый термин обратимая реакция . Но такое понятие не идентично понятию обратимости, используемому в термодинамике. Химические реакции в обычных условиях принадлежат к числу необратимых процессов, идущих самопроизвольно лишь в одном определенном направлении до тех пор, пока не будет достигнуто состояние термодинамического равновесия . [c.166]

Время релаксации т — время обратимой химической реакции, не достигшей состояния равновесия, когда система приближается к состоянию равновесия в е раз, т. е. время, за которое в е раз уменьшится разница концентраций С — С или — С (С — равновесная концентрация реагента). [c.10]

Равновесие химическое — протекание химической реакции в прямом и обратном направлении (см. обратимые реакции в гл. IV), устанавливается такое состояние, когда скорости прямой и обратной реакции равны, а концентрации реагентов и продуктов постоянны (стационарны). Оно характеризуется константой равновесия а скорость его достижения — временем релаксации т (см. гл. IV, 1). [c.12]

Обратимые и необратимые реакции. Химическое равновесие 116 [c.381]

Необратимые и обратимые реакции. Химическое равновесие. Когда при химическом взаимодействии хотя бы одно из исходных веществ расходуется полностью, реакцию считают необратимой, протекающей до конца. Примером необратимой реакции может быть разложение бертолетовой соли [c.127]

Все химические реакции обратимы в том смысле, что в зависимости от условий они могут протекать как в прямом, так и в обратном направлении. Например, смесь азота и водорода реагирует с образованием аммиака. Последний, в свою очередь, частично распадается на исходные вещества. Эта обратимость, однако, не эквивалентна термодинамической обратимости. Реакция, обратимая термодинамически, должна как в прямом, так и в обратном направлении проходить через непрерывную последовательность равновесных состояний. С этой точки зрения химические реакции в обычных условиях их протекания принадлежат к числу необратимых процессов они совершаются самопроизвольно лишь в одном направлении, пока не будет достигнуто состояние термодинамического равновесия, называемое, применительно к химическим процессам, химическим равновесием. [c.123]

Когда в процессе обратимой химической реакции общее число молекул не меняется, изменение давления не влияет на состояние химического равновесия системы. [c.154]

Как известно, многие химические реакции, для которых характерны высокие энергии активации, при обычных условиях протекают очень медленно, а при нагревании скорость реакции возрастает. Однако нагревание как способ увеличения скорости реакции не всегда возможно. Например, регулировать скорости химических реакций, протекающих в живых организ- -мах, изменяя температуру в широких пределах, вообще нельзя. К тому же для обратимых реакций, как было показано на примере реакции синтеза аммиака, повышение температуры приводит к сдвигу химического равновесия в сторону уменьшения выхода аммиака, что не выгодно для производства. Поэтому в практике для регулирования скоростей реакций используют катализаторы. [c.119]

Стремление обратимой химической реакции к равновесию можно оценить с кинетической точки зрения. В данной реакции при условии Т onst мы должны рассмотреть две скорости скорость прямого процесса и скорость обратного процесса Wz, причем эти скорости направлены в противоположные стороны [c.153]

Это выражение константы равновесия указывает на возможность направлять обратимую химическую реакцию в ту или другую сторону. Так, например, увеличение концентрации одного из реагирующих веществ, т. е. или j. должно вызвать увеличение концентраций образующихся веществ g и с , так как только в этом случае константа равновесия останется неизменной. Наоборот, увеличивая концентрацию g или с , можно вызвать обратную реакцию. В нашем примере увеличение концентрации хлористого натрия или серной кислоты приведет к увеличению количеств NaHS04 и НС1. [c.22]

Это уравнение по существу 1грименимо лишь к обратимым химическим реакциям однако для случаев, когда скорости дальнейших превращений продуктов реакции очень малы, а в пределе равны нулю, некоторые авторы расширяют область его применения на реакции, по существу необратимые, в частности — на реакции образования и распада углеводородов. Таким образом, могут быть нроизведоиы, наиример, вычисления свободной энергии образования углеводородов различных типов из элементов и тому подобные расчеты. Хотя все вычисления этого рода за недостатком необходимых опытных данных неизбежно являются весьма приближенными, тем не менее ими можпо пользоваться для приблизительного расчета изменения свободной энергии при отдельных реакциях крекинга и пиролиза зная жо величину А, можно па основании вышеприведенного уравнения вычислить константу равновесия ТГ для данного процесса, которая, указывая на количественные соотношения концентраций веществ, принимающих участие в данном равновесии, по существу определяет направление реакции чем больше константа равновесия, тем глубже протекает реакция в данном направлении, и наоборот. Таким образом, с помощью расчета оказывается, по крайней море, возможным предугадать возможность или невозможность реакции в данном направлении. [c.459]

С другой стороны, имеется группа работ, в которых делается попытка осмыслить, как же образуется опорное значение для тех или иных переменных в организме [216, 253, 295, 362]. В частности, считается, что при более широком понимании установочная точка аналогична константе равновесия обратимой химической реакции [216, стр. 28]. Тем самым подчеркивается, что установочная точка — уставка — не столько является чем-то навязанным системе извне, сколько формируется в самой системе под влиянием взаимодействия ее компонент, а ее величина зависит от структуры системы. Например, для системы ориентации у рыб установочная точка определяется функциональной анатомией соответствующих органов чувств [216]. В системе терморегуляции поддержание нормальной температуры обеспечивается одновременным функционированием механизмов потоотделения, дрожи, сосудистых реакций и т. д., так что вся эта система, благодаря своей структуре, автоматически смещается к такому значению температуры, при котором суммарный темп теплопродукции равен темпу суммарной теплоЬтдачи [295, 362]. Эта равновесная температура и играет роль установочной точки в системе терморегуляции. Таким образом, в этих работах не предполагается, что все элементы модели рис. 7.4, а реально существуют в биологическом прототипе. Наконец, в ряде работ в свое время допускалось, что сравнивающие устройства (или их аналоги) и опорные значения могут реально существовать в организме [9, 34, 95]. [c.214]

Для случая мгновенной обратимой химической реакции траектории процесса ректификации будут располагаться иа многообразиях химического равновесия, в связи с чем структура полной диаграммы фазового равновесия будет оказывать лишь косвенное влияние на поведение этих траекторий. В случае протекания одной обратимой реакции размерность многообразия химического равновесия будет на единицу меньше размерности концентрационного симплекса, соответствующего всей рассматриваемой многокомпонентной смеси. Это и понятно, так как выбранным условиям соответствует одно дополнительное уравнение связи. Естественно, каждое из многообразий химического равновесия будет обладать своей термодинамико-топологичес кой структурой, при> ем в основу различия этих структур может быть также положено общее число и взаимное расположение особых точек рассматриваемого многообразия. [c.195]

Реакции без изменения состояния окисления элементов чаще всего протекают в газовых и жидких растворах с участием ионов. Как известно, ионные реакции обратимы, и теоретически каждой системе ионов при данных условиях отвечает определенное состояние равновесия. Смещение химического равновесия (иногда практически нацело) происходит при уменьшении концентрации каких-либо ионов за счет образования относительно мало ионизирующихся молекул или комплексных ионов малорастворимых или летучих соединений правило Бертолле). Так, в реакции нейтрализации ионное равновесие смещается в сторону образования мало ионизирующихся молекул растворителя, например в водном растворе [c.207]

Для простоты рассмотрим двухксмпонентную систему, состоящую из двух фаз аир. Анализ будем вести, допуская отсутствие обратимых химических реакций, а также пренебрегая гравитационными и капиллярными силами. Система, находящаяся в состоянии равновесия, должна удовлетворять условиям равновесия в виде (IX.22). Наиболее простой и наглядный вывод уравнения Ван-дер-Ваальса можно сделать на основе фундаментального уравнения Гиббса (VI.3I), которое для указанных фаз при учете (1.1) запишется в следующей форме [c.228]

Величина Ка, характеризующая устойчивое равновесие системы, возникающее в результате данной обратимой химической реакции, является термодинамической константой равновесия. Так как активности — величины отвлеченные, то и константа равновесия безразмерна — вывод, вытекающий непосредственно и из (XIII, 4), и из сравнения размерностей и RT. [c.388]

Равновесие в обратимых химических реакциях описывается законом действующих масс (з. д. м.) (Гульдберг, Вааге, 1867). Если концентрации или парциальные давления веществ — участников реакции сравнительно малы, то з. д. м. устанавливает постоянство отно-шения произведения равновесных концентраций (или парциальных давлений) продуктов реакции к произведению концентраций (или парциальных давлений) исходных веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам (при Т = onst). [c.131]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология