Равновесия в гомогенных газовых реакциях

В смесях идеальных газов константа равновесия Кс (или Кр), а, следовательно, [согласно (П.4)] и константа скорости реакции не зависит от давления. Для выяснения влияния давления на константу скорости гомогенных газовых реакции необходимо рассмотреть выводы из уравнения (П.4) применительно к неидеальным системам, в частности, к идеальной смеси реальных газов (см. стр. 30—31). [c.94]

Химические реакции в гетерогенной системе, состоящей из жидкого вещества и газов, протекают в газовой фазе между насыщенным паром жидкого вещества и газами. В результате этого в системе наступает равновесие в газовой фазе, которое следует всем законам гомогенных газовых реакций. Следовательно, в случае гетерогенной системы, состоящей из газообразных и жидких веществ, закон действующих масс следует применять к гомогенной фазе, при этом не следует учитывать парциальное давление паров присутствующих жидких веществ, так как они сохраняют постоянное значение. [c.51]

Равновесие в гомогенных газовых реакциях [c.157]

В котором предусмотрена возможность параллельного и независимого протекания гомогенной газовой реакции с константой скорости ку и гетерогенно-каталитической реакции с константой скорости /сг, т. е. г хим = и пов + об- Учтена также возможность несовпадения скоростей адсорбции и десорбции, характеризующихся константами кг и А4. При поддержании адсорбционного равновесия по всей длине реактора т. е. при [c.33]

Чувствительность положения равновесия к изменению темп-ры больше в тех реакциях, у к-рых выше (по абсолютной величине) теплота диссоциации. Количественно зависимость константы равновесия от томп-ры выражается изобары реакции уравнением. Зависимость Т. д. от давления для гомогенных газовых реакций при невысоких давлениях определяется изменением числа молекул при реакции. В процессах Т. д., к-рые вызывают увеличение числа молекул (напр., реакции 1,3 и4), повышение давления уменьшает степень диссоциации. Если же диссоциация пе изменяет числа молекул (напр., реакция 2), то степень диссоциации не зависит от давления. [c.41]

В несколько более сложном случае равновесия Ач= 2В, например гомогенной газовой реакции [c.253]

В [2818, 5923—5961] рассмотрена термодинамика равновесия в газовой фазе. В [5923—5938] освещены общие вопросы, в частности, задача о максимальном выходе конечных продуктов гомогенной газовой реакции. Исследование [5939—5948] относятся к идеально-газовым системам например,. в [5939] проанализировано изменение энтропии при химических реакциях в идеальных газах. В [5949—5956] объектом изучения служили высокотемпературные системы так, в [5949] предложена методика определения температуры, выше которой парциальное давление каждого компонента меньше определенной величины. В [5957—5961] рассмотрены равновесия при высоких давлениях. [c.55]

В третьем томе книги Цейзе содержится обширная критическая сводка опубликованных до 1953 г. данных о термодинамических свойствах различных неорганических и органических веществ преимущественно в состоянии идеального газа при низких, обычных и высоких температурах теплоемкость (Ср), энтальпия (Я°г - Яо), энтропия (5г), функция (Сг —Яо)/ . Кроме того, приведены данные о равновесии некоторых гомогенных газовых реакций при разных температурах (константа равновесия, степень диссоциации). Все они представлены в виде таблиц, большей частью взятых непосредственно из оригинала. Для сопоставления влияния температуры на теплоемкости некоторых веществ и на константы равновесия некоторых реакций в книге помещены графики. [c.77]

Рассмотрим в условиях равновесия гомогенную газовую химическую реакцию [c.107]

Следовательно, при определении константы равновесия гетерогенных реакций можно воспользоваться формулами констант равновесия для гомогенных газовых реакций, опустив члены, относящиеся к жидким или твердым фазам. [c.118]

Всё сказанное выше ставило на очередь вопрос о точном исследовании равновесия образования серного ангидрида с помощью тонких методов современной физической химии. Наиболее тщательные исследования гомогенных газовых реакций, как, например, диссоциации водяного пара и углекислого газа, были выполнены на раскаленной платиновой нити. Эту идею мы совместно с Л. М. Шамовским развили применительно к реакции (1), имея в виду устранение возможных ошибок, как, например, таких, которые обусловлены термической диффузией газов (ранее не известной). [c.23]

Для большинства гомогенных газовых реакций с повышением температуры скорость их возрастает в 2—4 раза на каждые 10° С. Реакция окисления N0 в КОг является исключением из этого общего правила. С повышением температуры она замедляется, поэтому она является аномальной реакцией. Аномальность ее объясняют тем, что газообразная окись азота N0 образует в газовой фазе полимер (вернее называть его димер) (N0)2 по обратимой реакции N0 5 (Н0)г, т. е. образуется (частично) более сложная молекула (N0)2, состоящая из двух молекул N0. Следовательно, в газе благодаря обратимости реакции полимеризации N0 окись азота будет находиться в двух формах — в виде N0 и (N0)2. При окислении окиси азота кислород взаимодействует не с молекулой N0, а с молекулой (N0)2, и скорость реакции окисления будет зависеть от концентрации (N0)2 в газе в данный момент. При повышении температуры равновесие реакции образования димера сдвигается влево, т. е. концентрация (N0)2 в газе понижается и скорость реакции окисления окиси азота при этом замедляется. Так, при повышении температуры от О до 100° С скорость этой реакции снижается примерно в три раза. Такое аномальное поведение окиси азота в процессе ее окисления до двуокиси азота следует учитывать при ведении нитрозного процесса. [c.142]

Шмитц-Дю Монт [3] показал, что тример, а также тетрамер и высокополимеры фосфонитрилхлорида при 60 0° и пониженном давлении в результате гомогенной газовой реакции образуют смесь низкомолекулярных полимергомологов. Для объяснения этого автор предположил сушествование равновесия, которое сдвигается в сторону высокополимерной формы с ростом давления и понижением температуры. [c.228]

Ранее уже показано, что из закона действующих масс, зная константу равновесия и исходный состав системы, можно вычислить равновесный состав реагирующих веществ. Такие расчеты называют определением выхода реакции. Читатель должен приобрести достаточный навык в технике таких расчетов, поэтому ниже приведено несколько подробно разобранных примеров расчета газовых реакций (гомогенных и гетерогенных). Реакции в раствО)рах будут обсуждаться несколько позднее (гл. 35 и разд. 40.4). [c.269]

Если в реакции участвуют газообразные вещества, в выражение константы равновесия (VI, 6) можно ввести вместо концентраций парциальные давления. Так, для гомогенной газовой химической реакции типа [c.182]

Чтобы доказать связь между константой равновесия и максимальной полезной работой (убылью свободной энергии), рассмотрим равновесную гомогенную газовую химическую реакцию [c.194]

Исходя из равенства скоростей прямой и обратной реакций, выведите выражения констант равновесия в гомогенных газовых системах [c.129]

Т — абсолютная температура. К К — константа равновесия гомогенной реакции, протекающей в газовой фазе при температуре Т [см. (IV.27a)]. [c.112]

Обратимся к применению закона действующих масс к гетерогенным реакциям. При термодинамическом выводе з. д. м. считалось, что химическое равновесие устанавливается в гомогенной (газовой) среде. Чтобы перенести это условие на гетерогенные химические равновесия, необходимо рассматривать равновесные соотношения между парциальными давлениями веществ также в газовой фазе. Парциальные давления газообразных участников реакции при постоянной температуре могут меняться в соответствии с законом действующих масс. Что же касается парциального давления каждого из твердых или жидких реагирующих веществ, то оно является величиной постоянной, как и постоянно давление насыщенного пара этого вещества при заданной температуре. Эти постоянные величины давлений пара можно ввести в константу равновесия, и она, таким образом, будет определяться равновесными парциальными давлениями газообразных участников реакции. Например, для реакции [c.135]

На этом мы заканчиваем рассмотрение вопросов, связанных с учением о химическом равновесии в гомогенных газовых системах при высоких давлениях и переходим к рассмотрению равновесий некоторых практически важных и экспериментально изученных газовых реакций. Такое рассмотрение должно проиллюстрировать на конкретном материале изложенные выше теоретические положения. [c.32]

Напротив, в гомогенных газовых системах или в водных растворах большинство реакций протекает с очень большой скоростью и равновесие устанавливается практически мгновенно. Химическая система, пришедшая в состояние равновесия, будет находиться в нем до тех пор, пока условия сохраняются неизменными. Выйти из состояния равновесия самопроизвольно система не может. Если же изменить условия, то система перейдет в новое равновесное состояние. [c.174]

Выражение константы равновесия этих гетерогенных реакций аналогично реакциям, идущим в гомогенной газовой среде [c.130]

Связь между равновесными концентрациями или парциальными давлениями веществ, участвующих в химической реакции, выражается законом действующих масс. Так, для гомогенной газовой химической реакции, находящейся в состоянии равновесия [c.444]

Обычно считают, что тепловое равновесие устанавливается практически мгновенно, и во всех кинетических расчетах начальную концентрацию активных центров полагают равной их равновесной концентрации при данной температуре и концентрациях реагирующих веществ. Однако, вследствие большой скорости цепных реакций, это предположение далеко не всегда отвечает действительности. Исследуем скорость установления диссоциационного равновесия в гомогенной газовой фазе. [c.485]

В практике разделения изотопов из-за наиболее простой возможности создания в колонне противотока фаз как правило используются системы газ-жидкость. В то же время константы равновесия реакций ХИО часто бывают известны лишь для гомогенных реакций (в основном для газовых реакций). Так, например, для реакций ХИО в системах газ-жидкость при расчёте коэффициента разделения гж из значения, полученного для газовой реакции а , необходимо учитывать коэффициент разделения при фазовом равновесии жидкость-пар скф для вещества, находящегося в жидком состоянии. Если таковым является вещество, в котором концентрируется изотоп, то связь между коэффициентами разделения будет такой [c.245]

Используем выведенное выше уравнение (285а) для расчета равновесия гомогенной химической реакции, например реакции образования аммиака в газовой фазе [c.251]

Термодинамический вывод закона действующих масс. Закон действующих масс можно вывести термодинамическим путем, который не требует каких-либо представлений о скорости реакции. Рассмотрим в условиях равновесия (р, Т = onst) гомогенную газовую реакцию типа [c.132]

Из таблицы примеров гомогенных газовых реакций (табл. 57) видно, что имеется три типа гомогенного каталитического разложения 1) разложение различных органических соединений, при котором молекулы галоида действуют как катализаторы 2) разложение N20, при котором атомы галоида, а не молекулы играют роль гомогенных катализаторов, и 3) простой гомогенный газовый катализ при превращении пара- водорода в орто-водород, осуществляемый свободными атомами водорода, выделяюпщмися из пара-водородных молекул при соударениях в равновесии с молекулами водорода должно быть заметное количество атомов водорода. Каждый тип этих гомогенных каталитических реакций требует определенных условий. [c.191]

Закон действия масс можно вывести термодинамическим путем, который не требует каких-либо представлений о механизме реакции (о соударении молекул). Воспользуемся для вывода методом характеристических функций и рассмотрим в условиях равновесия (р=сопз1, Т==сопз1) гомогенную газовую реакцию типа [c.121]

Еслп твердый реагент сублимируется, скорость процесса определяется плп скоростью реакции в гомогенной газовой фазе, илп скоростью сублимации. В первом случае весь процесс можно рассматривать как гомогенную реакцию. Во втором случае обычно приходится делать допущение о возможности образования устойчивого химического равновесия в газовой (наровой) фазе. Однако [c.182]

Для гомогенной газовой химической реакции константу равновесил удобнее выразить через парциальные давления веществ [c.64]

Равновесие называют гомогенным, если все компоненты системы находятся или только в газовой фазе, или только в растворе. При равновесии в газовой фазе отношение концентраций продуктов реакции к концентрациям исходных соединений при данной температуре постоянно (закон действующих массГульд-берга и Вааге, 1867 г.). Если все компоненты реакционной массы находятся в растворе, то в результате межмолекулярных взаимодействий растворителя с растворенным веществом высвобождается энергия Гиббса сольватации в общем случае для исходных веществ и продуктов реакции стандартная молярная энергия Гиббса сольватации ДО°сольв различна, поэтому при переходе от тазовой фазы к раствору равновесие смещается [1 — 4]. Константа равновесия может остаться постоянной только в том случае, когда АО°сольа исходных веществ и продуктов реакции совпадают. [c.125]

Вышо было рассмотрено влияние давления на равновесие ы скорость химических реакций. При этом в ряде случаев возникала необходимость истолкования результатов исследований сложных процессов (в частности, в раздело, посвященном кинетике гомогенных и гетерогенно-каталитичс ских газовых реакций). Состав продуктов сложных процессов может претерпевать существенные изменения в зависимости от применяемого давления. Так, повышение давления при полимеризации ненасыщенных соединений не только ускоряет этот процесс, но и приводит во многих случаях к увеличению молекулярного веса образующихся полимеров. Увеличение давления при изосинтезе обусловливает образование, наряду с углеводородами, также значительных количеств кислородсодержащих соединений. Число подобных примеров дюжет быть легко удшожено. Естественно, что состав продуктов сложных процессов определяется равновесием и скоростью составляющих их простых реакций. [c.172]

Выражение через отклонения от равновесия независимых гомогенных реакций. В силу линейной зависимости обш ей системы сте-хиометрических уравнений гомогенных химических реакций и гетерогенных каталитических реакций отклонения от равновесия гетерогенных каталитических реакций можно выразить через отклонения от равновесия независимых гомогенных реакций Действительно, отклонения от равновесия всех гетерогенных каталитических реакций можно выразить через отклонения от равновесия реакций адсорбции-десорбции и независимых реакций в газовой фазе. Используя этот факт и предположение о стационарном характере протекания гетерогенных каталитических реакций (1.2), выразим для реакций адсорбции-десорбции через отклонения у соответствуюгцие независимым гомогенным реакциям. Следовательно скорости образования компонентов во всех гетерогенных каталитических реакциях выражаются через отклонения от равновесия независимых гомогенных химических реакций. В работе [36] они записаны в матричном виде [c.20]

Константа равновесия записьшается в виде дроби, числитель. которой представляет произведение парциальных давлений (или концентраций) продуктов реакции в степенях, соответствующих стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции, а знаменатель — аналогичное произведение парциальных давлений (или концентраций) исходных веществ в степенях, соответствующих коэффициентам в уравнении реакции. Так, для гомогенной (газовой или в растворе) реакции общего вида [c.16]

Реакция разложения аммиака протекает гораздо легче, так как при атмосферном давлении содержание его в состоянии равновесия при высокой температуре очень незначительно. Ранее было замечено, что в гомогенной газовой фазе разложение аммиака не происходит и что оно связано с присутствиел твердых веществ, с которыми аммиак соприкасается при высокой температуре. Нагревание аммиака в стеклянных или кварцевых сосудах вызывает лишь слабое разложение его, толда как в присутствии металлов этот процесс протекает очень интенсивно. Наблюдения за каталитическим действием металлов на-разложение аммиака привели исследователей к мысли провести опыты каталятического синтеза, но они дал-и такие же отрицательные результаты, как и попытки синтеза аммиака в гомогенной газовой фазе. [c.483]

Метиловый спирт можно с хорошим выходом окислить в формальдегид над такими катализаторами, как молибдат железа. Реакция окисления при температуре, близкой к 270°, имеет первый порядок по метиловому спирту и нулевой по кислороду. В активном состоянии молибдатный катализатор относится к полупроводникам п-типа, что исключает адсорбцию метилового спирта в среде восстановителя. Углеводороды, подобные тетралину и циклогексену, легко можно окислить в жидком состоянии при помощи окислов хрома, кобальта или марганца. Скорость реакции при этом не зависит от давления кислорода, если раствор поддерживается в равновесии с газовой фазой, но оказывается пропорциональной концентрации углеводорода. Свободные радикалы, образующиеся на поверхности окисла, инициируют цепные реакции окисления, но обрыв цепей носит гомогенный характер. Разумеется, свободнорадикальное инициирование цепных реакций может осуществляться и растворимыми металлоорганическими катализаторами, например ацетатом или стеаратом кобальта. Стадии инициирования, развития и обрыва цепных реакций можно изобразить следующим образом [c.145]