Справочник химика 21

Химия и химическая технология

Статьи Рисунки Таблицы О сайте English

Тема 8. Химическое равновесие

    ИСПОЛЬЗОВАНИЕ ТЕМЫ ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ" [c.59]

    Первая научная работа А. И. Бродского на тему Химическое равновесие и растворитель была опубликована в 1921 г., когда он был еще студентом. Она открыла большую серию исследований по проблемам электрохимии и термодинамики растворов, которыми А. И. Бродский занимался около 15 лет. [c.12]

    Диссоциация растворенных веществ на ионы подчиняется тем же законам химического равновесия, что и другие реакции. Наличие зарядов у образовавшихся ионов конечно не отражается на применимости первого и второго законов термодина-шшш и всех следующих из них выводов. [c.459]


    Для самопроизвольного протекания окислительно-восстанови-тельной реакции, или, другими словами, для того чтобы данный окислитель мог проявить свою функцию по отношению к тому или другому восстановителю, необходимо, чтобы алгебраическая величина потенциала одной сопряженной пары была больше другой и, следовательно, чтобы разность потенциалов сопряженных пар была I величиной положительной. Реакция будет протекать до тех пор, / пока потенциалы обеих пар не станут равными, после чего в сис-(теме установится химическое равновесие. [c.164]

    В этой главе изложено прямое применение законов химического равновесия, сформулированных в гл. 4, к двум важным классам химических реакций кислотно-основным реакциям и осаждению из раствора. Основной упор здесь делается на решении задач, для чего следует использовать все имеющиеся источники. Ниже приведен ряд замечаний по поводу отдельных тем, вызывающих затруднения у учащихся. [c.571]

    В разд. 17-1 дан прекрасный обзор свойств химического равновесия. Его следует обсуждать сколько потребуется, чтобы добиться полного понимания студентами данной темы. Рекомендуется также воспользоваться табл. 17-1, в которой кратко суммированы представления об активности. [c.579]

    Вместе с тем, достижения химической термодинамики и ее использование стали особенно значительными в последние десятилетия. В термодинамических расчетах последних десятилетий большое внимание уделено сложным химическим равновесиям, что потребовало применения методов вычислительной математики и использования ЭВМ. Учитывая это, автор попытался дать информацию о формулировании термодинамических, уравнений для сложных многофазных систем, алгоритмах и методах решения. [c.7]

    Итак, критерием протекания процесса — мерой химического сродства является убыль О, т. е. — АС. Таким образом, для совокупности веществ при данных температуре и давлении (концентрации) мерой химического сродства будет величина АО. Это движущая сила процесса. Чем АО меньше нуля, тем дальше система от состояния химического равновесия и тем более она реакционноспособна. [c.183]

    Таким образом, для совокупности веществ при данных температуре и давлении (концентрации) мерой химического сродства будет величина Л(3. Это движущая сила процесса. Чем АО меньше, тем дальше система от состояния химического равновесия и тем более она реакционноспособна. Вышеизложенное на [c.46]

    Направление смещения равновесия в результате изменения температуры определяется знаком теплового эффекта. Степень смещения равновесия определяется в е л и ч и н о й теплового эффекта чем больше ДЯ, тем значительное влияние температуры наоборот, если ДЯ близко к нулю, то температура практически не влияет на равновесие. Хотя, как уже отмечалось, тепловые эффекты с температурой меняются незначительно, но для химического равновесия в очень широком интервале температур следует принимать во внимание возможное изменение ДЯ. Если ио абсолютной величине значение ДЯ невелико, то может произойти и перемена знака ДЯ. Это будет означать, что изменение температуры вызовет изменение знака температурного коэффициента константы равновесия. [c.72]


    Скорость реакции зависит от мно] их причин. На нее влияют природа и концентрация реагентов, давление (для реакций с участием газов), температура, катализатор, примеси и их концентрации, степень измельчения (в реакциях с участием твердых веществ), среда (для реакций в растворах), форма сосуда (в цепных реакциях ), интенсивность света (в фотохимических реакциях), потенциал электродов (в электрохимических реакциях), мощность дозы излучения (в радиационнохимических процессах). Таким образом, лишь некоторые из факторов, действующих на скорость реакции, одновременно оказывают влияние на химическое равновесие. В связи с этим надо отметить огромную трудность учета действия различных факторов на скорость реакции и, тем более, количественной их оценки. [c.102]

    О химическом сродстве. Этим не вполне удачным, но общепринятым термином выражают способность данных веществ вступать в химическое взаимодействие между собой. До развития учения о химических равновесиях были попытки применить в качестве меры химического сродства тепловой эффект реакции. Считали, что чем больще выделяется теплоты, тем больще сродство между веществами. На основании этого был сделан вывод, что самопроизвольно могут протекать только реакции, сопровождающиеся выделением теплоты принцип БертЛо, 1867). Но, как указывал еще в 1875 г. Д. И. Менделеев, существование реакций, [c.265]

    Наряду с ранее публиковавшимися сводными таблицами данных, по теплотам образования и теплотам сгорания различных соединений впервые появляются сводные таблицы со значениями энтропии различных веществ, энергии образования Гиббса, констант равновесия в реакциях образования и впервые получают широкое применение стандартные условия и стандартные состояния веществ. Вместе с тем совершенствуются методы расчета химических равновесий. [c.19]

    Вместе с тем математическое моделирование химических равновесий не всегда правильно рассматривать в отрыве от решения других задач, связанных с равновесиями. Например, в жидкостной экстракции построение математической модели равновесия в экстракционной системе является необходимым [c.72]

    Важнейшими факторами, с помощью которых технолог-химик ускоряет химические процессы, увеличивает выход и качество продукта, являются регулирование концентрации исходных веществ, температуры и давления, усиление перемешивания реагентов и применение катализаторов. Перемешивание ускоряет лишь подвод реагентов в зону реакции. Повышением концентраций исходных веществ, температуры или давления можно увеличить скорость химической реакции в отдельных процессах в сотни и даже в тысячи раз. Однако применение этих факторов всегда ограничено технологией производства и повышением себестоимости продукции. Например, ускорение любой экзотермической химической реакции путем повышения температуры ограничено, прежде всего тем, что равновесие реакции смещается при этом в сторону исходных веществ и выход продукта понижается. [c.8]

    Домашняя работа Т 2. Решение задач пе темам "Термохимия, кинетике и химическое равновесие. Рястворы электролитов". [c.182]

    Влияние изменения температуры. При повышении температуры ускоряются как прямая, так и обратная реакции, но в разной степени. Как правило, эндотермический процесс ускоряется в большей степени, чем экзотермический. При понижении температуры в системе из двух реакций быстрее протекает экзотермическая. Следовательно, для выяснения влияния температуры на химическое равновесие необходимо знать снак и значение теплового эффекта реакции. Чем больше тепловой эффект реакции, тем сильнее влияние температуры. [c.62]

    Понятие о термодинамическом равновесии не исключает, а наоборот, предполагает наличие хаотического молекулярно-теплового движения. Поэтому, например, в случаях фазового или химического равновесия имеется в виду подвижное (динамическое) равновесие, характеризующееся тем, что скорости прямого и обратного переноса или превращения вещества становятся одинаковыми. [c.9]

    Второе издание сборника пополнено задачами по новому разделу программы средней школы Скорость химической реакции и химическое равновесие , а также задачами и упражнениями по другим темам. [c.3]

    Если в систему, находящуюся в равновесии, добавить то или иное количество какого-либо из веществ, участвующих в реакции (или же, наоборот, выделить его из системы), то скорости прямой и обратной реакций изменяются, но постепенно снова уравниваются. Иными словами, система снова приходит к состоянию химического равновесия. В этом новом состоянии равновесия концентрации всех веществ будут отличными от начальных, но соотношение между ними, выражаемое константой равновесия, остается тем же. Таким образом, в системе, находящейся в равновесии, нельзя изменить концентрацию какого-нибудь из веществ, не вызывая этим изменение концентрации всех остальных. [c.227]


    Большинство химических реакций обратимо, т. е. взаимодействовать между собой (согласно уравнению реакции) могут вещества, записанные как в левой части уравнения, так и в правой. Фактическое течение реакции определяется тем, в каком направлении скорость реакции больше при данных концентрациях реагирующих веществ. Когда скорости противоположно направленных реакций становятся равными, наступает состояние химического равновесия. [c.64]

    В настоящее время разработано множество пакетов программ для расчета на ЭВМ химического равновесия. Тем не менее аналитические решения, пригодные для простых ситуаций, сохраняют свое значение. Алгоритмы расчетов в этих пакетах основаны на методах прямой минимизации соответствующего термодинамического потенциала всей системы, например G или А. [c.67]

    Химическое равновесие с участием конденсированных вешеств определяется общим уравнением (3.20). Тем не менее представляет интерес проанализировать некоторые частные случаи равновесия с участием конденсированных вешеств, когда последние не склонны образовывать твердые растворы. [c.134]

    Величина АЕ постоянно уменьшается, так как Е и 2 изменяются в противоположном направлении восстановитель 2 все больше переходит в окислитель 2, при этом Е2 возрастает, но Е вследствие уменьшения ox уменьшается. Наконец устанавливается (очень быстро в случае реакций, протекающих без торможения) состояние, при котором Е =Е2 и тем самым Д = 0. Теперь окислительно-восстановительная реакция протекает в соответствии с уравнением (140) до достижения химического равновесия. Тогда [c.163]

    Константа химического равновесия К зависит от природы веществ, температуры и давления. Чем больше К, тем глубже протекает реакция, т. е. тем больше образуется продуктов реакции. [c.38]

    В качественном анализе. Однако их часто используют в лабораторном практикуме для лучшего усвоения тем, связанных с химическим равновесием, для изучения свойств распространенных ионов металлов в растворах, а также для развития лабораторных навыков. Обычно такие анализы проводят в три стадии 1) разделение ионов на большие группы на основе их различной растворимости 2) дальнейшее разделение отдельных ионов в пределах каждой группы путем их селективного растворения 3) идентификация ионов специальными пробами. [c.134]

    Иногда кислотность раствора оказывает влияние на потенциал, хотя концентрации Н+- или ОН -ионов не входят в уравнение Нернста. Это связано с тем, что кислотность раствора влияет на формы существования ионов, подавляя или усиливая гидролитические процессы или другие химические равновесия в растворе. Например, потенциал системы Fe +/Fe при увеличении кислотности увеличивается, так как введение кислоты подавляет диссоциацию аква-иона железа (П1)  [c.109]

    Этот принцип Бертло, названный им принципом максимальной работы и высказанный как общий закон, выполняется не во всех случаях. Во-первых, существуют реакции, которые действительно протекают сами собой с выделением теплоты (экзотермические реакции), но вместе с тем известны и реакции, которые также протекают сами собой, но сопровождаются поглощением теплоты (эндотермические реакции). Во-вторых, следуя этому принципу, мы должны были бы ожидать, что всякая экзотермическая реакция всегда должна осуществляться до конца между тем, как известно, все химические реакции обратимы н идут до наступления химического равновесия между исходными веществами и продуктами реакции. [c.164]

    Химическое равновесие в однородных конденсированных системах описывается в основном теми же методами, что и химическое равновесие в газообразных системах. Закон действия масс для конденсированных систем выводится совершенно аналогично тому, как это было показано нами для газообразных веществ, и существенное отличие между ними состоит лишь в выборе способа выражения концентрации стандартного состояния. Для расчетов равновесия в конденсированных системах концентрацию веществ удобнее выражать через молярные доли. Однако в большинстве случаев концентрации приходится заменять активностями, поскольку для таких систем нельзя пренебрегать зависимостью химического потенциала каждого из участников реакции от состава системы. Химический потенциал -го вещества в конденсированной смеси определяется выражением (VI.63). Подстановка (VI.63) в (IX.32) в общем случае дает [c.242]

    Таким образом, по уравнениям (Х.45), (Х.47), (Х.48) и (Х.50) — (Х.Й) мы можем вычислить любое равновесие, а также и сродство реакции. Но, как уже отмечалось, для этого надо знать помимо термических величин QI, Да, Др, Ду константу интегрирования, которую можно определить только опытным путем, измерив равновесие хотя бы при одной температуре. Между тем, исследование химических равновесий при всей их важности является чрезвычайно трудным делом. Потребность теоретических расчетов равновесий была удовлетворена лишь теоремой Нернста, благодаря которой и оказалось возможным вычислить величину /, а следовательно, не прибегая к сложным экспериментальным исследованиям, вычислить любое равновесие при любой температуре из простейших термических данных. [c.252]

    Исторически термодинамика возникла при изучении превращений теплоты в механическую работу. Затем объектом изучения стали количественные соотношения между теплотой и различными формами энергии. Химическая термодинамика отличается тем, что она изучает превращения химической энергии в теплоту, работу и другие формы энергии. Объектами исследования химической термодинамики являются тепловые балансы физико-химических процессов, фазовые и химические равновесия, свойства веществ в растворах. [c.18]

    Здесь, как и ранее, AHj — постоянная, которую чаще всего определяют из Д//298. В расчетах этого рода можно обойтись и без отдельного вычисления AHj, используя определенный интеграл (11.92) и считая равным, например, Ti = 298,15° К, но тогда в расчетной формуле появляются разности вторых и третьих степеней температур, что не очень удобно. Поэтому рекомендуем пользоваться формулой ( 1.107) или ей подобной, основанной на выражении (11.104), тем более, что они находят дальнейшее применение в расчетах температурной зависимости химического равновесия (см. гл. V, 4—9). Отметим в заключение, что если речь идет о стандартных условиях, всем символам АН и Ср следует приписывать верхний индекс нуль, так, (11.107) примет вид [c.55]

    В середине прошлого века М. Бертло на основании большого числа определений тепловых эффектов химических реакций выдвинул принцип, согласно которому химическое сродство определяется количеством тепла, выделяющегося при реакции. Из принципа Бертло следует, что самопроизвольно могут протекать только экзотермические реакции. Легко видеть, что этот принцип неправилен хотя бы потому, что существуют самопроизвольные процессы, протекающие с поглощением тепла, например растворение многих солей в воде. Казалось бы, принцип Бертло оправдывается для реакций образования многих соединений из элементов, которые происходят с выделением тепла и идут практически до конца. Однако в действительности это справедливо лишь при относительно низких температурах. При достаточно высоких температурах эти же реакции самопроизвольно протекают в обратном направлении, т. е. происходит диссоциация соединений, сопровождающаяся поглощением тепла. Мы уже видели, что полнота завершения реакций зависит от температуры и концентраций. По существу принцип Бертло находится в противоречии с самим фактом существования химического равновесия. Это обусловлено тем, что М. Бертло основывался лишь на величинах ДЯ, т. е. на представлениях первого закона термодинамики, который, как отмечалось, дает лишь балансы тепловых явлений. Поэтому величина изменения энтальпии при реакции ДЯ не может служить мерой химического сродства. Такой мерой является величина ДО, определяемая уравнением [c.53]

    В связи с тем, что химическое равновесие обусловливается не прекращением реакции, а равенством скоростей двух противо- [c.188]

    При подготовке настоящего издания большинство разделов коренным образом переработано, а некоторые из них написаны заново, в частности глава П1, в которой дано строение атома с привлечением некоторых понятий квантовой механики. На основе представлений о закономерностях формирования электронных оболочек атомов рассматриваются периодический закон и периодическая система химических элементов. Изложение природы химической связи, валентности элементов, строения молекул тесно связано со строением атомов. Существенной переработке подверглись главы Скорость химических реакций. Химическое равновесие , Растворы. Электролитическая диссоциация. Электролиз . В эти главы включен ряд новых тем зависимость скорости реакции от температурь ) химическое равновесие, гидролиз солей и др. [c.3]

    Используемые для расчетон химических равновесий термодинамические соотношения, как легко видеть из приводимых в учебниках термодинамики выводов (см., например, [1, 2, 4]), основаны на применении уравнения состояния идеальных газов к описанию свойств реагирующих газовых смесей. Поэтому понятно, что применимость этих уравнений ограничивается только теми случаями, когда газовые смеси подчиняются уравнению состояния идеальных газов. В применении к реальным системам эти уравнения могут привести 1г некоторым неточностям, величина которых будет тем больше, чем больше отличаются свойства реагирующих веществ от свойств идеальных газов. [c.156]

    Существуют три параллельных механизма воздействия химической реакции на скорость массопередачи. Во-первых, наличие в системе химической реакции, как правило, оказывает влияние на установление равновесного распределения переходящего компонента между фазами и тем самым иа движущую силу процесса массопередачи независимо от способа ее выражения. Во-вторых, химическая реакция оказывает влияние на величину коэффициента массопередачи независимо от способа его выражения, т. е. независимо от способа выражения движущей силы процесса. Взаимное влияние химической реакции и процессов переноса рассматривается термодинамикой необратимых процессов. Общий подход к вопросу разработан Де Гроотом и Мазуром [1], которые рассмотрели процесс теплопередачи в системе с химической реакцией. Вопросы взаимного влияния массопередачи и химической реакции с позиций термодинамики необратимых процессов рассматривались Оландером [2], а также Фридлендером и Келлером [3]. Хотя количественные результаты были получены 13] лишь для области очень малых отклонений от химического равновесия, однако качественно было показано, что наличие объемной реакции приводит к увеличению потока массы. [c.226]

    При данных весьма тщательно контролируемых условиях процесс метанизации идет лишь частично, но и этого вполне достаточно для того, чтобы температура поднялась приблизительно до 480°С. Химическое равновесие между различными компонентами реакции не достигается, но тем не менее истекающий газ охлаждается до 38°С и направляется во второй реактор-метанизатор, представляющий собой точную копию первого. Подогретый газ снова вдувается через верхнее входное устройство, а закаливающий поток иодается через боковые, и снова не полностью уравновешенный газ уходит через днище реактора при температуре 480°С и охлаждается до комнатной температуры прежде, чем -быть поданным в третий, последний реактор. [c.188]

    Химическое равновесие. Неоднократно проводились термодинамические расчеты с тем, чтобы установить, какие условия осуществления процесса аталитического риформинга благоприятны для протекания реакций ароматизации парафинов [5, б, 8, 9, 55]. Примером может служить реакция ароматизации -гептана. Очевидно, высокие температуры и низкие давления способствуют более полному превращению -гептана в толуод (рис, 1,9). При обычных температурах каталитического риформинга (на входе в реакторы 500 °С) степень превращения -гептана в толуол, равная 95%, может быть достигнута при давлениях, не превышающих 1,5- -1,7 МПа. При этом изменение молярного отношения водород углеводород в пределах 4 1 до 10 1 не оказывает существенного в.цияния на степень превращения -гептана в толуол. [c.28]

    Тема 2 Закономерность протекания химических реакций (4 час). Лекция 9. Скорость химических реакций. Классификация реакций. Молеку-лярность и порядок реакции. Зависимость скорости реакции от температуры энергия активации. Понятие о гомогенном и гетерогенном катализе. Примеры каталитических процессов, в нефтеперерабатывающей промышленност Лекция 10. Обратимые и необратимые процессы. Химическое равновесие [c.179]

    Н. А. Каблуков (1891), основываясь на гидратной теории растворов Д. И. Менделеева, считал, что нельзя рассматривать раствор как систему, в которой отсутствует взаимодействие частиц растворителя и растворенного вещества. В отличие от Аррениуса Каб 1уков утверждал, что ионы растворенного вещества взан модей-ствуют с водой, образуя химические соединения — гидраты, В работе сСоврсмен-ные теории растворов (Вант-Гоффа и Аррениуса) в связи с учением о. химическом равновесии И. А. Каблуков писал ...по нашему мнению, вода, разлагая молекулы растворсииого тела, входит с ионами в непрочные соединения, находящиеся п состоянии диссоциации, по мнению же Аррениуса, ионы свободно двигаются, подобно тем отдельным атомам, которые происходят при диссоциации молекул галоидов при высокой температуре . Дальнейшее развитие науки показало правоту взглядов русского ученого. [c.112]

    Закономерности протекания химических реакций обычно изучаются при рассмотрении процесса синтеза аммиака. Часто, посвятив один или два урока этой теме, учитель просто не имеет возможности вернуться к ней в дальнейшем. Задачи, связанные с расчетами скоростей химических реакций и химического равновесия, стоят особняком в школьном курсе, соответствующий мэтерпал предстаален очень отрывочно. Поэтому, приближаясь к экзамену в 11-ом юиссе, многие просто выкинули из головы этот материал девятого. А между тем, задачи из этих разделов не столь уж редко встречаются в экзаменационных билетах. Поэтому мы коротко остаЕювимся на основных понятиях, изучаемых по этому вопросу в школьном курсе. [c.267]

    Нетрудно видеть, что неодинаковое изменение скоростей прямой и обратной реакций связано с тем, что в левой и в правой частях уравнения рассматриваемой реакции различно число молекул газов одна молекула кислорода и две молекулы монооксида азота (всего три молекулы газов) превращаются в две молекулы газа — диоксида азота. Давление газа есть результат ударов его молекул о стенки сосуда при прочих равных условиях давление газа тем выше, чем больше молекул заключено в данном объеме газа. Поэтому реакция, протекающая с увеличением числа молекул газов, приводит к возрастанию давления, а реакция, протекающая с уменьшением числа молекул гмов, — к его понижению. Помня об этом, вывод о влиянии давления на химическое равновесие можно сформулировать так при увеличении давления путем сжатия системы равновесие сдвигается в сторону уменьшения числа молекул газов, т. е. в сторону понижения давления, при уменьшении давления равновесие сдвигается в сторону возрастания числа молекул газов, т. е. в сторону увеличения давления. [c.209]

    Несмотря на правильность некоторых оценок, следует констатировать, что теория теплоемкостей практически бессильна в количественном предсказании температурной зависимости теплоемкостей, кроме случаев идеального газа и идеального кристалла. Вместе с тем без знания этой зависимости невозможно решать ваяенейшие физико-химические задачи о тепловых эффектах реакций и о химических равновесиях. Поэтому для решения поставленного вопроса приходится обращаться к опыту. [c.31]

    АЯ, тем значительнее влияние температуры наоборот, если АЯ близко к нулю, то темгература практически не влияет на равновесие (см. также с. 82 и сл.). Хотя, как уже отмечалось, тепловые эффекты с температурой меняются незначительно, но для химического равновесия в очень широком интервале температур следует принимать [c.80]

Смотреть страницы где упоминается термин Тема 8. Химическое равновесие: [c.8]    [c.180]    [c.262]    [c.94]   
Смотреть главы в:

Практикум по неорганической химии -> Тема 8. Химическое равновесие



ПОИСК





Смотрите так же термины и статьи:

Хай-Темя

Химическое равновесие



© 2025 chem21.info Реклама на сайте