Реакции и равновесия с газами

В первой части книги рассматриваются вопросы формальной кинетики простых реакций (порядок реакции, константа скорости, кинетические уравнения различных порядков), математические характеристики сложных кинетических систем и экспериментальные характеристики простых и сложных кинетических систем. Вторая часть имеет вспомогательный характер — она посвящена статистическим методам, применяемым к системам из большого числа частиц при равновесии. В третьей — рассматриваются вопросы кинетики гомогенных реакций в газах (реакции мономолекулярные, бимолекулярные, тримолекулярные, сложные реакции в газовой фазе взрывные процессы и процессы горения). Четвертая, последняя, часть посвящена реакциям в конденсированной фазе (кислотно-основной катализ, реакции окисления-восстановления, радикальная полимеризация, гетерогенный катализ). [c.4]

Константа адсорбционного равновесия К, так же как и константы равновесий различных реакций в газах или растворах. [c.446]

Нарушение равновесия вследствие из мене и и я давления (путем уменьшения или увеличения объема системы). Когда в реакции участвуют газы, равновесие может нарушиться ири изменении объема системы. [c.188]

При использовании в качестве сырья метана газовая смесь на выходе из реакционного аппарата имеет следующий типичный состав СО около 24%, На около 70%, СО 3—5% и СН4 0,2—5% (в расчете на сухой газ). Содержание СО в газе определяется равновесием реакции водяного газа и зависит от температуры и количества водяного пара. [c.102]

Информация о других уравнениях имеется в работах [4, 69]. Расчет К°р для реакции (б) можно проводить по К°р(а) и константе равновесия реакции водяного газа К°р(вУ- [c.325]

Здесь k — константа равновесия реакции водяного газа (к = Ha/HjO) В = — (k — 2) V o, + (1 — а) (fe — 1). Звездочкой отмечены величины, относящееся к случаю полного сгорания (а = 1,0). [c.149]

Эта форма учета материального баланса используется во многих методах расчета равновесий [8, 91, особенно для реакций в газах при высоких температурах. Для обычных температур переход элемента между различными частицами часто заторможен [7, 10—131. Например, в растворах с несколькими органическими лигандами сохраняется число молей каждого лиганда, а не только углерода и водорода, так как один лиганд в другой не переходит. [c.23]

Таким образом, учет внутренних уровней приводит в случае равновесия к больцмановской заселенности. В классической работе [41] эта модель рекомендуется для изучения химических реакций в газах. При ее использовании необходимо, однако, учитывать, что в ней "истинно аддитивными" инвариантами являются полный импульс и полная энергия сталкивающихся частиц, а масса рассматривается как константа. Кроме того, она описывает очень специфическую систему, в которой отсутствуют упругие столкновения и каждое столкновение приводит к изменению внутреннего состояния частиц. [c.24]

Один из них использует равновесие реакции водяного газа [c.115]

Можно предположить, что с конечной скоростью идет реакция взаимодействия метана с водяным паром, а реакция водяного газа (конверсия СО) достигает равновесия. В этом случав для расчета состава сме си достаточно записать одно уравнение материального баланса (6,12) для метана, т.е. / = I. [c.153]

Одной из причин отклонений абсорбционного равновесия от закона Генри является реакция растворенного газа с компонентами жидкости. Зная равновесие реакций, которые происходят в жидкости, можно вывести уравнение равновесия. [c.452]

Константа химического равновесия определяется природой реагирующих веществ и не зависит от их концентрации. Состояние химического равновесия зависит от концентрации реагирующих веществ, температуры и давления, если в реакциях участвуют газы. Если одно из этих условий изменяется, то равновесие нарушается и концентрации всех участвующих в реакции веществ изменяются до тех пор, пока отношение произведения концентраций образующихся веществ к произведению концентраций вступающих в реакцию веществ не будет равно константе равновесия реакции при данной температуре, т. е. пока скорости прямой и обратной реакций не станут одинаковыми. Тогда снова устанавливается равновесие, но уже при других, чем ранее, концентрациях. Процесс изменения концентраций, вызванный нарушением равновесия, называется смещением, или сдвигом равновесия. Если при этом увеличивается концентрация образующихся веществ, то говорят, что равновесие смещается вправо, если же увеличивается концентрация исходных веществ, то говорят, что равновесие сдвигается влево. [c.71]

Формулы для константы химического равновесия, (Х.З) и (Х.8) можно применять и в том случае, когда в числе участников реакции кроме газов есть твердые или жидкие вещества (гетерогенные реакции). Тогда в правую часть формулы будут входить парциальные давления йли летучести паров конденсированных веществ. Если в реакции участвуют жидкие или твердые вещества, не образующие растворов друг с другом, то при данной температуре парциальное давление этих конденсированных участников реакции является величиной постоянной, зависит только от температуры и не зависит от парциальных давлений других газов или паров, имеющихся в системе. Поэтому давления паров конденсированных веществ для удобства расчетов в выражениях (Х.З) и (Х.8) вводят в константу равновесия, которая в этом случае будет определяться парциальными давлениями только газообразных участников реакции. [c.243]

Общие соотношения, вытекающие из второго закона термодинамики, дают ВОЗМОЖНОСТЬ установления условий химического равновесия. Наиболее простым случаем является равновесие при химических реакциях, протекающих без фазовых превращений, в которых как исходные вещества, так и продукты находятся в одной фазе, например реакции между газами или реакции в растворах. [c.47]

Обратимые процессы являются двусторонними, т. е., начиная протекать в одном направлении, они потом идут в обоих направлениях (за счет взаимодействия продуктов реакции). При определенных условиях (р, Т, С ) они протекают в одном направлении, при иных — в противоположном. Течение обратимых процессов завершается установлением истинного равновесия. В момент равновесия скорости противоположно идущих процессов одинаковы. Так, при фазовом равновесии в однокомпонентных (жидкость — газ, кристалл — жидкость, кристалл — газ, две сосуществующие кристаллические модификации и т. д.), в двухкомпонентных (растворяемый кристалл или газ — насыщенный им раствор и т. д.) и в более сложных системах выравнивается темп перехода вещества из одной фазы в другую. Для химических реакций равновесию отвечает равенство скоростей прямого и обратного процессов, например, в реакции [c.104]

Соотношение между изменением изобарного потенциала реакции и константой равновесия. Уравнение изотермы реакции. Выведем соотношение между изменением изобарного потенциала реакции и константой равновесия методом термодинамических потенциалов, аналогично выводу уравнения (IX.2). Рассмотрим реакцию в газах [c.135]

Подобно рассмотренному выше случаю диссоциации воды, внешнее давление влияет и на положение равновесия других обратимых реакций между газами, протекающих с изменением объема. Последнее же обусловлено разным числом молекул в левой и правой частях уравнения реакции. [c.126]

Все утверждения об изменениях в гидросфере в абиогенный период предположительны. Не вызывает сомнения, что высокая растворяющая способность воды привела к достаточно быстрому установлению равновесий газ — жидкость. Это относится к растворению метана, водорода, азота. Растворение, сопровождающееся химическим взаимодействием, привело к появлению в воде солей аммония, нитритов, нитратов и бикарбонатов щелочных и щелочноземельных металлов. Реакции, в которых принимали участие соли, образовавшиеся в верхних слоях литосферы, обогатили воды морей и океанов также сульфатами, фосфатами, фторидами и т. п. Температурные условия и давление в те времена, по-видимому, находились в таких пределах, что пользование стандартными значениями энергии Гиббса для оценки возможности появления [c.373]

Промышленные установки синтеза аммиака работают с использованием принципа циркуляции после реакции смесь газов охлаждается, содержащийся в ней аммиак конденсируется и отделяется, а непрореагировавшие азот и водород смешиваются со свежей порцией газов, снова подаются на катализатор и т. д. Удаление аммиака из реакционной смеси сдвигает равновесие реакции вправо. [c.197]

Статистические расчеты удобны в том случае, когда нет возможности определить термодинамические параметры реагентов, но известны или постулированы свойства молекул. Этим и определяется область применимости статистических расчетов. В настоящее время такие расчеты незаменимы в ряде случаев а) для реакций с участием нестойких соединений б) для высокотемпературных реакций в газах в) для оценки любых возможных изменений в структуре молекул и их влиянии на положение равновесия г) для описания реакций изотопного обмена. Анализ подобных эффектов естественно проводить с учетом молекулярных параметров веществ. [c.248]

Химическое взаимодействие в полифазных системах стремится к состоянию равновесия. Равновесная реакция будет приводить в результате к изменению состава каждой фазы, а возможно и к изменению структуры твердой фазы. В результате установления равновесия начальный состав твердого катализатора будет модифицирован. Такая равновесная реакция происходит одновременно с общей каталитической реакцией. Если скорость равновесной реакции мала по отношению к скорости каталитической реакции, равновесие твердое тело —газ или твердое тело — жидкость не устанавливается, и химический потенциал реакционноспособной поверхности не зависит от природы и термодинамической активности частиц окружающей фазы. Тогда каталитическая активность поверхности определяется главным образом методом приготовления катализатора. Если [c.142]

Пусть проходит реакция между газом и твердой или жидкой фазой. Разобьем сумму на две и запишем условие равновесия в виде [c.176]

Давление смещает равновесие только в реакциях между газами, сопровождающихся изменением числа молей реагирующих газов. Давление не оказывает никакого влияния, например, иа равновесие СО-Ь - -НоО(пар) СОг-ЬНа, поскольку число молей газов до и после реакции не изменяется. [c.165]

Химические реакции не протекают до конца, т. е. до полного исчезновения исходных веществ. Они прекращаются при достижении системой состояния равновесия. При постоянных р и 7 это состояние определяется условием ЛС = 0, т. е. равенством сумм функций С для исходных веществ и продуктов реакции. Рассмотрим в качестве примера реакцию между газами [c.27]

Постоянную Генри можно рассматривать как константу равновесия реакции перехода газа в раствор, т. е. г = Кр. Поэтому зависимость г от температуры описывается уравнением [c.63]

Пусть до начала реакции в исходном состоянии парциальные давления участников реакции составляют ра, Рь и Pel. По мере протекания реакции они будут изменяться и нри достижении равновесия примут некоторые другие значения р , р1 и р j. Допустим, что участники реакции — идеальные газы, для которых [c.62]

Константа Генри описывает равновесие газ — раствор, поэтому должна зависеть от температуры по тому же закону, что и константа равновесия для химических реакций [c.110]

Взаимодействие с растворителем мало изменяет величину множителя кТ к (частоту распада переходного состояния). Сопоставление двух последних уравнений показывает, что различие между константами скорости данной реакции в газе и в растворе обусловлено различием в величинах термодинамических констант равновесия образования переходного состояния в этих двух фазах и коэффициентов активности. Для мономолекулярных реакций кг р-р = кгг уА-в1 Улв). [c.453]

Влияние давления на состояние равновесия. Давление имеет существенное значение при реакциях между газами. Ранее отмечалось, что в ре-зультате увеличения давления повышается концентра ция реагирующих веществ и вместе с тем скорость реак-ции. При взаимодействии газообразных продуктов можно представить три случая [c.176]

Константы равновесия зависят от температуры. Температура влияет по-разному на реакции, происходящие с выделением или поглощением тепла. Равновесие экзотермических реакций смещается с возрастанием температуры влево, следовательно, константы равновесия уменьшаются. Эндотермические реакции, наоборот, протекают активнее с увеличением температуры, и константы равновесия при этом возрастают. Константы равновесия реакций в растворах мало зависят от температуры, потому что реакции протекают при температуре не выше 80—90°С. В аналитической химии, где, как правило, имеют дело с реакциями в растворах, обычно не принимают во внимание небольшие изменения констант равновесия с изменением температуры. В реакциях между газами, наоборот, изменение температуры является одним из эффективных способов нарушения состояния равновесия реакций в нужном направлении. Очень сильно смещает равновесие реакций в газовой фазе также изменение давления, однако в растворах изменение давления в небольших пределах не оказывает почти никакого влияния на ход реакций, и этот фактор можно не принимать во внимание. [c.51]

Если в реакции участвуют газы, то при увеличении давления равновесие смещается в сторону образования меньшего количества газообразных веществ. Например, как следует из уравнения реакции [c.29]

Для медленных реакций температурные градиенты являются малосущественными, но для экзотермических реакций они составляют автоката-литический компонент, который может вызвать очень быстрое увеличение скорости реакции вплоть до взрыва. Если рассматривать элементарный объем в системе с экзотермической реакцией, то в этом элементе будет достигнуто кваз11Стационарное состояние температурного равновесия в том случае, когда теплота, выделяющаяся в результате реакции, компенсируется отводом теплоты из этого элемента путем теплопроводности, конвекции и диффузии. Если последние процессы не способны достаточно быстро рассеять теплоту реакции, то скорость тепловыделения усиливается и возникает неустойчивое состояние, при котором возрастание скорости реакции ограничивается только подачей реагентов. Быстрое увеличение скорости реакции вследствие прогрессирующего тепловыделения в системе приводит к так называемому тепловому взрыву. Экзотермическая реакция нагревает газ до критической температуры взрыва. [c.372]

Опытные значения констант равновесия реакции водяного газа были определены в нескольких работах Хан [21] Габер и Ричард [22] Нейман и Кёлер [24]. [c.237]

У-9-5. Критерий мгиовеииости реакции. Все реакции протекают с конечными скоростями, и понятие мгновенной реакции является идеализированным. Поэтому требуется какой-то общий критерий для оценки того, может ли данная реакция считаться мгновенной. Вообще говоря, мгновенности протекания реакции способствуют высокая удельная скорость реакции растворенного газа и низкое значение коэффициента массоотдачи для физической абсорбции. В таких условиях скорость процесса полностью лимитируется диффузией реагентов, а скорость реакции достаточна для поддержания равновесия во всех точках раствора кинетика реакции при этом не играет существенной роли. [c.135]

Однако в водном растворе эта реакция не происходит, наоборот, идет обратный процесс. Тем не менее, разбив получение ЫагСОз на недколько стадий, удается провести этот суммарный процесс. Это объясняется тем, что реакции (3) и (4) идут прп нагреваппп и их равновесие смещено вправо вследствие значительного вклада в величину AG — АН — TAS энтропийной составляющей TAS (в данных реакциях выделяется газ Oj, поэтому AS 0). [c.306]

Исследуем скорость установления диссоциациоиного равновесия в гомогенной гааовой фазе. Рассмотрим сначала случай отсутствии цепной реакции. В газе, состоящем из молекул Х, и из молекул ипертного газа, идет процесс диссоциации X.j + М = 2Х + М и обратный ему процесс рекомбинации атомов 2Х М = Хз + М. Для простоты будем считать что эффективность каждого из этих процессов пе зависит от природы молекулы М, являющейся молекулой любого из присутствующих в газе нещоств (М —Х , X или молекула инертной примеси). Обозначив константы скорости прямой и обратной реакций соответственно буквами к ж к si выражая копцентрации через парциальные давления, найдем [c.204]

Печи для обжига известняка. Строго говоря, эти печи не являются реакторами для ироведешш реакций между газом и твердым реагентом. а представляют собой реакторное устройство, в котором равновесие между газом и твердым веществом в процессе химического превращения смещается. [c.194]

Пример 7. Исходная смесь для окисления хлороводорода содержит [% (об.)] НС1 —35,5 воздуха — 64,5. Процесс окисления протекает при Р = 0,1 МПа и i = 370° на оксидном хромовом катализаторе. По окончании реакции в газе содержится 13,2% U. Рассчитать равновесный состав газовой смеси и значение константы равновесия = рЬ,Рн2оИРнс Ро - [c.36]

Константа равновесия реакции водяного газа, соответствующая расчетной температуре процесса (I1I3 К), также является величиной известной (табличной). Поскольку реакция паровой конверсии окиси углерода может протекать при более низкой температуре в пигтей-лях и коллекторах после выхода газа из труб печи конверсии (что снижает содержание СО в конвертированном газе), то в данном методе расчета константа равновесия принята при температуре на 10 К выше рабочей температуры (II03 + 10) К. [c.63]

Однако химические реакции, скорость которых выражается такой простой зависимостью через концентрации, очень редки. В главах VIII и IX будет показано, что эти реакции (так называемые простые, или одностадийные, реакции) являются скорее исключением, чем правилом. Поэтому кинетический вывод закона действуюищх масс некорректен. Покажем, что уравнение (III.1.7) позволяет непосредственно и строго доказать справедливость этого закона. Для доказательства сначала ограничимся случаем, когда все реагирующие вещества, записанные и слева, и справа в уравнении реакции, являются в условиях реакции идеальными газами. Такие реакции называются идеально газовыми гомогенными реакциями. Напишем снова уравнение реакции. При этом, чтобы подчеркнуть, что система находится в равновесии, будем вместо знака равенства пользоваться символом Если же в системе самопроизвольно протекает реакция, например слева направо, то следует пользоваться символом Итак, [c.88]

Однако в водном растворе эта реакция не происходит, наоборот, идет обратный процесс. Тем не менее, если проводить реакцию через несколько отдельных стадий, удается получить Na2 03. Эти объясняется тем. что реакции i3) и (4) идут при нагревании и их равновесие смещено япра№ вследствие значительного вклада в величину АС-A/i-TAS энтропийной составляющей TAS (в данных реакциях выделяется газ СО2, гюэтоку A.S>0). [c.325]

Растворимость СОг в воде составляет (по объему) 1,71 при 0°С 0,88 при 20 °С 0,36 при 60 °С. Зависимость растворимости от давления показана на рис. У-З. Следует отметить медленность установления приведенного в основном тексте равновесия реакции углекислого газа с водой. В равновесии с воздухом вода содержит около 0,0005 г/л двуокиси углерода и за счет ее растворения приобретает pH = 5,7, а насыщенный при обычных условиях водный раствор является приблизительно 0,04 М относительно СОг и имеет pH = 3,7. Из насыщенного на холоду раствора может быть выделен кристаллогидрат СОг-бНгО, являющийся аддуктом (V 2 доп. 3). Вместе с тем для угольной кислоты известен устойчивый лишь ниже 5°С эфират (СгН5)20-Н2С0з (т. пл. —47°С). [c.508]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология