Общее уравнение для константы равновесия

Расчет однократной перегонки с водяным паром можно проводить, решая общую систему уравнений материального и теплового баланса с учетом содержания в смеси водяного пара. В этом случае константу равновесия для водяного пара следует принимать по какому-либо высоколетучему компоненту, не растворяющемуся в рабочих условиях в жидкости, например по метану или азоту. Такой расчет становится аналогичным расчету процесса без водяного пара и поэтому обладает значительно большей общностью по сравнению с рассмотренной выше методикой. [c.65]

Вид функции (7.7) может быть установлен исходя из следующих соображений. В общем случае константа равновесия приведенной реакции выражается уравнением [c.197]

Уравнения (1.73) известны соответственно как уравнения изобары и изохоры химической реакции и характеризуют изменение константы равновесия в зависимости от температуры. В общем виде их можно представить в форме [c.42]

В курсе общей химии рассматривается вывод уравнения константы равновесия кинетическим путем—на основе равенства скоростей прямой и обратной реакций и зависимости скорости реакции от концентрации реагирующих веществ. Таким же путем закон действия масс был выведен Гульдбергом и Вааге (1867). Однако этот путь можно применить лищь для сравнительно простых реакций. В общем же случае следует использовать термодинамический вывод. [c.259]

Таким образом, можно сделать общий вывод из этих примеров в уравнении константы равновесия гетерогенных обратимых реакций не содержится концентраций или парциальных давлений твердых или жидких фаз, входящих в данную систему. Если твердые или жидкие фазы имеют переменный состав (растворы), то это учитывается в константе равновесия соответственно степени насыщения растворов. [c.166]

Выбор последних величин произволен. Поэтому, исходя из общего уравнения для константы равновесия, написанного в соответствии со стехиометрическим уравнением реакции, следует в каждом конкретном случае найти выражение константы равновесия через любые желательные величины. [c.281]

При составлении исходной реакционной смеси следует учесть, что водород — более ценный реагент, чем содержащийся в воздухе азот. Поэтому выгоднее реакционную смесь обогатить азотом, т. е. увеличить его мольную долю в реакционной смеси по сравнению с 25%, необходимыми по стехиометрическому уравнению. Это повысит коэффициент использования водорода при достижении равновесия. Увеличение а в уравнении константы вызовет увеличение т. е, вырастет степень превращения водорода /Ь. Постоянный отвод аммиака из зоны реакции, например путем растворения его в воде (уменьшение с), также резко повысит его выход Наконец, разбавление смеси инертным газом, например аргоном, при том же общем давлении добавит еще один член в сумму молей равновесной смеси а + Ъ + с - 2 , что уменьшит выход аммиака, т. е. сыграет роль, противоположную росту давления. Количественные закономерности могут быть получены при подробном анализе уравнения константы равновесия. [c.426]

Не имеет большого значения, какую концентрацию аммиака, [ЫНз] или [ЫНз], использовали для вычисления значений а. Следовательно, практически можно пользоваться кажущейся концентрацией аммиака в уравнении константы равновесия системы розео-ион—аммиак, особенно в случае, когда общая концентрация аммонийной соли относительно мала. Сделав это, получим следующее уравнение [c.284]

Теперь мы получили так называемое уравнение баланса зарядов, утверждающее, что суммарный заряд положительных ионов в растворе должен быть точно равен суммарному заряду отрицательных ионов. Воспользуемся этими данными о сохранении общего количества ацетатных молекул и об электронейтральности раствора, чтобы упростить выражение для константы равновесия. Обозначим искомую концентрацию водородных ионов [Н " ] = у и, воспользовавшись уравнением баланса зарядов, сразу же ис- [c.230]

Иногда кристаллы выращивают посредством особых реакций электрохимического характера. Общая форма константы равновесия будет такой же, как в уравнении (2.45). Однако анализ электродных процессов обнаруживает ряд характерных преимуществ, присущих выращиванию кристаллов посредством электрохимической реакции (см. разд. 7.2). В случае осаждения металла типичная реакция на катоде имеет вид [c.91]

Однако, как известно, теплота реакции также зависит от температуры. Тогда в общем случае при подстановке вместо Q значения =/(/ ) уравнение константы равновесия как функции температуры /С = / (Г) принимает вид [c.135]

Чтобы исключить Уа и ув из (II—207), необходимо выразить их величины через О их. Для этого следует, решив систему уравнений (II—200)—(II—201), найти выражения равновесных концентраций компонентов и Вх через общие концентрации компонентов Са и Св, затем подставить их в (II—204) и (II—205). Можно также выражения и Вд через С а и Св соответственно подставить непосредственно в уравнение константы равновесия (II—195). [c.121]

В этом примере мы рассчитаем равновесие при общих давлениях 1, 10 и 100 атм и учтем влияние того обстоятельства, что газы не являются идеальными. В таблицах Россини можно найти значения логарифма равновесной константы образования — log ЛГ/ —для каждого компонента реакции. Сгруппировав их, как это делается обычно (см. уравнения (VII-1) п (VII-5), и взяв антилогарифм, получим константу равновесия реакции. Используя уравнение (VII-22), получим [c.376]

Кроме того, степень диссоциации зависит от наличия в растворе других ионов. Если имеется общий ион (например ион водорода в смеси слабой и сильной кислоты), то в уравнение константы равновесия данного слабого электролита входит суммарная концентрация этого иона. Поэтому степень диссоциации слабых электролитов резко уменьшается при добавлении к ним сильных электролитов, имеющих общий ион. Влияние же, например, слабой кислоты на диссоциацию сильной практически отсутствует. Если в смеси электролитов нет общих ионов, то взаимное влияние выражено слабо и зависит от изменения ионной силы раствора (см. Сильные электролиты ). [c.46]

В общем случае уравнение константы равновесия реакции дефосфорации можно записать в виде [c.254]

В разд. 5-6 мы вычисляли pH раствора слабой кислоты, а в разд. 5-8-pH раствора соли такой кислоты и сильного основания. Эти расчеты и рассмотрение буферов, упоминавшихся в разд. 5-7, представляют собой различные предельные случаи общей задачи определения pH раствора, содержащего моль-л" слабой кислоты и моль-л" ее соли с сильным основанием, причем и могут изменяться от нуля до значительных концентраций. В задачах с растворами слабых кислот, разумеется = 0. При расчетах, связанных с константой гидролиза, наоборот, = 0. В задачах с буферными растворами полагается, что с и имеют соизмеримую величину. Все эти частные случаи довольно просто поддаются математическому описанию, поскольку можно делать различные упрощающие предположения, пренебрегая малыми величинами, добавляемыми к большим членам уравнений или вычитаемыми из них. В областях, промежуточных между этими предельными случаями, математическое описание усложняется, хотя химическая суть явлений остается прежней. Целесообразно, однако, вывести общие уравнения, чтобы показать, как можно получить из них более простые и что все три частных случая равновесий — растворы слабых кислот, гидролиз и буферные растворы-различные аспекты одного и того же явления. [c.473]

Как видно из приведенных уравнений, константы равновесия компонентов в идеальных растворах являются функциями общего давления и температуры системы, в то время как в реальных растворах они еще зависят от состава обеих фаз. В связи с этим расчеты наро- [c.72]

Короче говоря, любое выражение для константы кислотно-основных равновесий, которое мы использовали в гл. 5, получается из общего уравнения (13). Вместо того чтобы пытаться каждый раз получить решение этого уравнения, целесообразнее понять физические особенности той или иной конкретной задачи, которые позволяют пренебречь одними величинами по сравнению с другими, и найти правильное упрощение математической формулы. [c.475]

Составляем по общему правилу уравнение для константы равновесия ядерной реакции, выражая концентрации компонентов через 2 [c.344]

Какие уравнения материального баланса и баланса зарядов используются при выводе общего выражения для константы равновесия в растворе слабой кислоты и ее соли, образованной с сильным основанием Как это общее уравнение преобразуется в более простые выражения, применявшиеся нами к слабым кислотам, буферным растворам и к гидролизу [c.260]

Выражения для кажущейся и истинной констант равновесия были введены еще в гл. 4 и 5 они определяются отношением произведения концентраций продуктов к произведению концентраций реагентов, причем каждая концентрация возведена в степень, равную коэффициенту при формуле соответствующего участника реакции в ее полном уравнении. Однако правильнее использовать для этого вместо концентрации более общее понятие активность, которая определяется как отношение концентрации вещества при заданных условиях к его концентрации в стандартном состоянии. Чистые твердые вещества и жидкости либо другие компоненты реакции, уже находящиеся в своих стандартных состояниях, очевидно, имеют активности, равные 1, и поэтому могут быть исключены из рассмотрения при расчетах констант равновесий. [c.113]

Приведенный пример приводит к неправдоподобному результату последовательное разбавление раствора кислоты (до 10 М) делает его основным Ясно, что такой вывод неверен. Дело в том, что концентрация иона водорода от кислоты понизилась до уровня, сопоставимого с концентрацией иона водорода, обусловленной диссоциацией воды. В этом случае неприменимо простое выражение для константы равновесия, которым мы пользовались до сих пор. При строгом рассмотрении диссоциации произвольной кислоты общего вида НА приходится иметь дело с четырьмя неизвестными концентрациями, [Н" ], [НА], [А ] и [ОН"], и четырьмя уравнениями, связывающими эти неизвестные [c.471]

Последнее уравнение удобно для оценки общей возможной конверсии при синтезе углеводородов. Например, по соотноше- нию, приведенному выше, для синтеза парафиновых и нафтеновых углеводородов найдем, что при 600 К стандартная константа равновесия Я°р = 46,4. Если р = р°=101325 Па и 6 = 2, то этому значению К°р отвечает л = 0,8. Если же р1р° =50, то равновесная конверсия СО в углеводороды будет близка к 0,95, т. е. можно получить практически полное превращение одного из реагентов, применяя умеренные температуры и высокие давления. При относительно низких температурах ( 500 К) практически полное превращение может быть достигнуто и при. атмосферном давлении. Подчеркнем, что последнее соотношение и расчеты учитывают превращение СО и Нг во все образующиеся углеводороды. [c.337]

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]

Обозначив степень диссоциации N364 через х и общее давление N02 и N304 через Р и подставив их в уравнение константы равновесия, получим следующее уравнение для расчета степени диссоциации N204 [c.254]

Уравнение (VIII.45) имеет такой же вид, как и уравнение константы равновесия обычной химической реакции. Аналогичен и физический смысл этих соотношений. Образование дефектов увеличивает энтропию кристалла, но требует затраты энергии. Как для всякого эндотермического процесса, повышение температуры сдвигает равновесие в сторону образования дефектов. Результаты статистических расчетов оказались идентичными с термодинамическими выражениями для констант равновесия процессов разупорядочения. При записи подобных констант структурные элементы кристаллов рассматриваются как независимые компоненты, а процесс разупорядочения записывается как уравнение химической реакции. Поэтому этот метод получил название ква-зихимического. Образование вакансий в решетке можно рассматривать как растворение вакуума в кристалле, приводящее к увеличению общего числа узлов решетки (см. рис. 57, а) [c.274]

При высоких температурах Яннз мало в сравнении с Рн, или Ркг и если Р —общее давление трех газов, то Рщ + Рн<, = Р- Когда N2 и На взяты в соотношении 1 3, имеем Рнг = ЗРк2. Подставляя полученные значения в уравнение константы равновесия, получаем Ркнз = 0,325 К-Р , т. е. парциальное давление аммиака в равновесной смеси для низких концентраций аммиака прспорционально квадрату общего давления в реакционной смеси. Процент аммиака по объему х в равновесной смеси равен [c.677]

А. А. Спрысков 2 при исследовании равновесия между а- и -сульфокисло-той нафталина установил, что количество а-изомера в равновесной смеси увеличивается с повыщением температуры и, вопреки представлениям И. С. Иоффе и Ланца 9, зависит также и от концентрации серной кислоты. Содержание а-изомера с пстышением концентрации серной кислоты увеличивается. Явление это легко объяснимо и было предсказано Выше (см. стр. 89) было указано, что константы скорости реакции сульфирования и гидролиза являются функциями концентраций серной кислоты и сульфокислоты. Отсюда, в общем случае, константа равновесия, равная отношению констант скоростей прямой и обратной реакций, также является функцией тех же переменных. Она будет постоянной лишь в том случае, если допустить, что константы скоростей сульфирования (йр) и гидролиза (fej) при всех концентрациях серной кислоты связаны уравнение.м [c.90]

Таким образом, для определения равновесного состава жидкой фазы в процессе карбонизации надо знать восемь переменных четыре независимых — [общ. С1 ], [общ. NHg], [общ. Oj], [связ. NHg] и четыре зависимых переменных— [H Oj], [ Og ], [NH2 O2I и [своб. NHg]. Для расчета системы при данной температуре, согласно правилу фаз, концентрации трех независимых переменных должны быть известны. Следовательно, для расчета остальных пяти надо иметь пять уравнений. Одним из таких уравнений может быть уравнение константы равновесия реакции (3) гидролиза карбамата [c.83]

В общем случае константа равновесия связана с А2реакц уравнением изотермы химической реакции [c.273]

Легко увидеть, что уравнение (IV-96), описьшающее процесс ионной ассоциации, является частным случаем общего уравнения химического равновесия в растворе (IV-6). Подчеркнем также, что поскольку в случае ионофоров равновесная концентрация ионного ассоциата, как правило, не известна, либо определение ее требует отдельного, в большинстве случаев непростого исследования, на практике для описания процесса ионной ассоциации пользуются не константой (1-16), а обычной константой ионной ассоциации (1-17), т.е. относят равновесную концентрацию ионов к равновесной концентрации исходящих компонентов электролитной системы [см. схему (1-13)]. В случае же ионофоров константы (1-16) и (1-17), как следует из их определения, совпадают. [c.111]

Используя известные значения тёрмодинамических величин для реакции дегидрирования этилбензола в стирол [13], а также легко выводимое уравнение, связывающее константу равновесия с концентрацией этилбензола в исходной смеси Со, конверсией х, с разбавлением Я и общим давлением в системе р, можно вычислить равновесные концентрации при любых условиях [c.735]

Условиям равновесной, но не идеальной хроматографии отвечает дифференциальное уравнение материального баланса (8), рассмотренное в 3, с соответствующими поправками на перепад давления газа вдоль колонки, рассмотренными в 4 этой главы. В соответствии с этим мы будем исходить из уравнения (18) для удерживаемого объема, в котором вместо константы равновесия изотермы Генри К в общем случае сохраним производную d jd см. уравнение (8)], величина которой зависит от концентрации (см, стр. 555, 556) [c.589]