Условия химического равновесия. Закон действующих масс

Условия химического равновесия. Закон действующих масс [c.135]

Ранг атомной матрицы определяет число независимых компонентов в реагирующей смеси. Понятие независимости компонентов успешно используется при изучении равновесий. А именно для равновесной системы, в которой протекает М—т реакций, можно записать систему М—т уравнений, выражающих условия химического равновесия (закон действующих масс). [c.165]

В результате получим систему I уравнений, выражающих условия химического равновесия (закон действующих масс), [c.27]

Дальнейшему быстрому развитию аналитической химии способствовали созданная в 1887 г. С. Аррениусом теория электролитической диссоциации, теория растворов, учение о скорости химической реакции и химическом равновесии, закон действующих масс и теория окислительно-восстановительных процессов. Затем в практику аналитической химии стали шире внедряться теоретические обоснования, позволившие управлять химическими реакциями и находить условия для их выполнения. Это способствовало развитию новых, более эффективных и точных методов химического анализа. [c.5]

Выше мы видели однако, что при действии на 2п(ОН)5, щелочей, связывающих ионы Н+, снова образуются (при избытке щелочи) анионы ZnO . Следовательно, реакция (1) обратима и должна приводить к химическому равновесию. Отсюда понятно, что при любых условиях в растворах солей цинка должны присутствовать и катионы Zn++ и анионы 2пО , отношение между концентрациями которых определяется концентрацией ионов Н+ в растворе. Действительно, применяя к рассматриваемому равновесию закон действия масс, можно написать [c.236]

Условия химического равновесия дают дополнительные связи в форме закона действующих масс [c.114]

Из перечисленных общих условий выводятся конкретные условия для химических равновесий. Выражением этих условий для гомогенных систем является закон действия масс (константы равновесия). [c.259]

Высвобождение из комплекса при его дроблении некоторой части входящих В него молекул также подтверждает физическую природу комплексообразования. Некоторые исследователи [5, 15] считают, что взаимодействие карбамида с н-алканами аналогично взаимодействию их с цеолитами. Однако точка зрения на структуру комплекса как на физическое явление не подтверждается величиной энергии связи углеводорода с карбамидом, приходящейся на каждую группу СН2. Установлено [I, 15], что она равна 6,7 - 11,76 кДж, в то время как силы Ван-дер-Ваальса равны всего 4,19 кДж на каждую СН2. Другие исследователи [25, 2б] относят кристаллические комплексы углеводородов и их производных с карбамидом к чисто химическим соединениям, поскольку реакция комплексообразования подчиняется общим законам течения химических реакций, в частности закону действующих масс. Изменение условий комплексообразования оказывает влияние на равновесие, скорость образования комплекса, эффективность разделения и на другие пока- [c.36]

Таким образом, учет в уравнении Больцмана столкновительного члена, связанного с химическими реакциями, приводит к дополнительным условиям (1.67) и (1.83), налагаемым на функции распределения реагирующих компонент. Полученное условие равновесия представляет собой запись закона действующих масс для рассматриваемой реакции. Обычно этот закон получают из термодинамики (используя представление о химических 26 [c.26]

С другой стороны, имеются весьма веские подтверждения химической природы комплексообразования. К числу их относится прежде всего тот факт, что комплексообразование подчиняется законам, управляющим химическими реакциями, в частности закону действующих масс, а также то, что изменение условий комплексообразования (температура, концентрация) влияет на равновесие, скорость образования комплекса, эффективность разделения и т. д. Ускорение комплексообразования при добавлении активаторов позволяет провести аналогию с ускорением химических реакций при подаче катализаторов. [c.25]

Следует отметить, что такой подход приемлем только для простейших реакций. В общем же случае закон действия масс вытекает из термодинамических соображений. Пусть в однородной системе, состоящей из идеальных газов, происходит химическая реакция (IX.27). Подставив значение химического потенциала из уравнения (VI.57) в условие химического равновесия (IX.32), получим [c.240]

Химическое равновесие в неидеальных растворах. Условие равновесия для химической реакции, протекающей в растворителе, который не принимает в ней участия, определяется уравнением (IX.32). Подставив в это равенство значение 1г из уравнения (XII.6), легко убедиться, что для закона действия масс в неидеальных растворах справедливо равенство [c.322]

Задание. Сделайте термодинамический вывод закона действующих масс. Для этого рассмотрите идеальную газовую смесь, в которой может протекать реакция 6В + В = + гК прн постоянных Р и Т. Составьте условия равновесия с помощью уравнения (7.11) н введите в него выражения химических потенциалов идеального газа (7.6). Учтите, что стандартные химические потенциалы ц,° зависят только от Т. [c.123]

Поскольку уравнения химического потенциала в различных случаях сходны [например, (7.7) для реального газа, условие равновесия (7.11) приводит к уравнению закона действующих масс [c.128]

Можно сформулировать условие химического равновесия в более общем виде, а также вывести уравнение изотермы и закон действующих масс на основе метода химических потенциалов. Представим себе гомогенную смесь веществ, содержащую п , Пз. .. и т. д. молей различных веществ. Изобарный потенциал такой смеси будет зависеть уже не только от температуры и давления, как для одного моля чистого вещества, но и от чисел п , з. .., т. е. [c.137]

Теперь можем применить общее условие химического равновесия [2 ((j,iV ) = 0] к реакции (V. 1 И) в идеально-газовой смеси, протекающей при постоянных температуре и давлении. Подставляя выражения для химических потенциалов (V.146) в (V.141) и учитывая постоянство значений fi при постоянной температуре, получаем закон действующих масс в форме (V.H6) и уравнение изотермы реакции Вант-Гоффа V.1I9). [c.141]

Обычно в курсах термодинамики идут другим путем. Именно, при переходе к химическим системам вводят изохорно-изотермический F и изобарно-изотермический G потенциалы определяют их с помощью условия равновесия для неизолированных изотермических систем и выводят закон действующих масс. Этот последний путь проще, он связан с менее громоздкими выкладками. Однако принципиальной необходимости в нем нет. Закон действующих масс получен нами в виде соотношения (V.232) на основе максимума энтропии без каких-либо новых понятий. [c.173]

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]

Выражение (V.28) является математической записью закона действующих масс для обратимой реакции. Его можно вывести исходя из кинетических представлений 1) в первый момент скорость прямой реакции V определяется начальными концентрациями исходных веществ А и В и имеет максимальное значение, а скорость обратной реакции Ъ равна нулю (рис. V.9) 2) по мере накопления продуктов реакции М и N скорость прямой реакции падает, так как уменьшаются концентрации исходных веществ А и В 3) в какой-то момент 1 скорости прямой (о) и обратной (1Г) реакций становятся равными система приходит к состоянию химического равновесия. Условие равновесия описывается равенством (V.27), согласно которому [c.125]

Закон действующих масс может быть сформулирован следующим образом химическое равновесие устанавливается, когда произведение концентраций продуктов реакции, возведенных в степени, равные стехиометрическим коэффициентам, деленное на произведение концентраций реагентов, возведенных в соответствующие степени, становится постоянной величиной при определенных условиях. [c.187]

Отсюда, используя статистическое выражение (УП1.28) для химического потенциала каждого компонента в смеси газов, получаем условие равновесия в форме закона действия масс [c.247]

Изучение тепловых эффектов, сопровождающих химические реакции, а также некоторых термических характеристик реагирующих веществ позволяет установить критерии самопроизвольного течения реакции, а также критерии равновесия. В результате выводится один из важнейших законов химии — закон действующих масс, определяющий концентрации компонентов системы в условиях равновесия. [c.6]

Применяя закон действия масс (4) к гетерогенной химической реакции перехода частиц (ионов металла) через границу фаз деформируемое твердое тело — окружающая среда и учитывая выражения для активностей иона в металле (26) и электролите (27), с использованием балансового уравнения для зарядов и условия равновесия получим после несложных преобразований для потока реакции растворения [c.29]

В исследовании термодинамики химических превращений в конце XIX в. большую роль сыграли работы голландского физикохимика Я. X. Вант-Гоффа. Мысленно проведя газовую реакцию в равновесных условиях, т. е. сжимая и расширяя газы с совершением максимальной работы в так называемом ящике Вант-Гоффа , он вывел знаменитое уравнение изотермы химической реакции, которым связал максимальную работу, т. е. изменение энергии Гиббса в реакции, с известной из закона действия масс константой химической реакции. Так закон действия масс получил свое термодинамическое обоснование. Вант-Гофф вывел также зависимость константы реакции от температуры, получившую название уравнения изобары химической реакции. Он показал, что знак и крутизна этой зависимости определяются знаком теплового эффекта реакции, чем термодинамически обосновал принцип смещения равновесия Ле-Шателье-Брауна (1884). [c.317]

Закон действующих масс. Как известно, химические реакции могут быть обратимыми, т. е. наряду с химическим взаимодействием исходных веществ (прямая реакция) происходит химическое взаимодействие продуктов реакции с образованием исходных веществ (обратная реакция). По мере протекания прямой реакции скорость ее уменьшается, в то время как скорость обратной реакции по мере накопления продуктов реакции возрастает. При выравнивании скоростей прямой и обратной реакций наступает химическое равновесие. Состав и концентрация веществ в равновесной смеси остаются неизменными при сохранении внешних условий. Бесконечно малое из менение внешних условий приводит к бесконечно малому изменению состояния равновесия. Следовательно, химические реакции могут протекать как термодинамически равновесные [c.443]

Условие равновесия для системы, где происходит химическая реакция, выведено нами в связи с рассмотрением общей термодинамической теории равновесия [формула (1Х.32)]. Из условия (1Х.32) легко получить основной закон химического равновесия— закон действия масс, если химические потенциалы в явной форме выразить через концентрации или парциальные давления компонентов. Впервые закон действия масс был сформулирован норвежскими учеными Гульдбергом и Вааге (1867) на основе кинетического рассмотрения идеальных газов. [c.240]

Химическое равновесие. Закон действующих масс. Опыт показывает, что химические реакции одновременно протекают в двух направлениях — в сторону образования продуктов реакции (вправо, прямая реакция ) и в сторону превращения последних на исходные вещества (влево, обратная реакция). Вследствие химической обратимости реакции не доходят до конца. С течением времени скорость прямой реакции (прирост концентрации продукта реакции за единицу времени) уменьшается, а скорость обратной реакции (убыль концентрации продукта реакции за единицу времени) увеличивается. Когда обе скорости сравняются, наступает состояние химического равновесия — концентрации реагирующих веществ становятся вполне определенными и постоянными во времени (при условии, что давление и температура не меняются). Таким образом, химически обратимые реакции до перехода в состояние равновесия протекают с конечными скоростями. Поэтому стермод и нами ческой точки зрения они необратимый работа их не является максимальной. Однако можно мысленно представить, что эти реакции в прямом и обратном направлениях идут бесконечно медленно, через смежные равновесные состояния, т. е. термодинамически обратимо. Тогда к ним можно применять общие условия термодинамического равновесия [c.130]

В случае физико-химических систем, подчиняющихся в равновесии закону действующих масс, функция зависит от переменных р,- полиномиально. Поэтому уравнения (7.2) - система нелинейных уравнений в частных производных. Такие уравнения рассматриваются в математической физике и являются параболическими (в них входят р и р"). Параболические уравнения характерны для временной эволюции диссипативных структур. Для полной постановки задачи необходимо принять соответствующие граничные условия,выражающие характер, взаимодействие системы с внешней средой (обычно рассматриваются либо условия Дирихле, либо Неймана, либо их линейная комбинация). Если одна из констант в уравнениях Неймана обращается в нуль, то система является замкнутой в смысле обмена соответствующим химическим веществом. [c.174]

Хотя условие равновесия можно записать в форме MnnHMy ма О (или F) или в форме закона действующих масс, не следует думать, что эти формы принципиально различаются. В обоих случаях используют одни и те же общие соотношения химической термодинамики и термодинамические функции веществ Но метод минимизации О (или F) формулируется таким образом, что он непосредственно подготовлен для использования процедуры нахождения решения численным методом на ЭВМ путем поиска минимума функции многих переменных и программируется так, что не требует последовательного выполнения этапов А — Г традиционного подхода. [c.113]

Условие инвариантности комбинаций удля упругих столкновений выполняется автоматически при любых максвелловских функциях fi. fj с произвольными нормировками. Формально можно считать, что смесь нереагирующих компонент является "химически равновесной", если функции распределения имеют максвелловский вид. Хотелось бы отметить, что такой подход имеет физический смысл, поскольку частицы с разной поступательной энергией вносят различный вклад в процессы установления равновесия. Кстати, именно на этом основана модель Ван-Чанга—Уленбека—де Бура, где вводится множественная система квантовых уровней, при которой фактически отсутствуют упругие столкновения и каждое столкновение приводит к изменению уровня. Частицы с неодинаковой кинетической энергией при этом обладают как бы различной химической активностью в процессах неупругого рассеяния. После расчета коэффициентов переноса в такой системе частицы на различных уровнях вновь считаются одинаковыми, и их концентрация находится простым суммированием. Такое объединение упругих и неупругих процессов позволило рассчитать характеристики переноса (сдвиговую и объемную вязкость, время релаксации) многоатомнь1х газов. В этой трактовке условие детального баланса представляет собой частный, вырожденный случай закона действующих масс (с условием,ДЕ= 0). [c.31]

Как и в случае частиц без внутренней структуры, интегралы столкновений записаны при двух следующих основных допущениях. Первое из них является общим почти для всех вариантов использования уравнений Больцмана и заключается в достаточной степени разреженности всей смеси, чтобы можно было учитывать только интегралы бинарных столкновений. Второе допущение состоит в предположении обратимости всех процессов, что и позволяет объединить интегралы прямых и обратных столкновений. Этот вопрос имеет принципиальное значение, так как выше было показано, что принцип микроскопической обратимости является необходимым и достаточным условием выполнения закона действующих масс в системе с одной химической реакцией. Кроме того, в работе Черчиньяни [193] в общем случае (без выписывания //-функции и определения условий равновесия) было показано, что //-теорема остается справедливой для классического газа многоатомных молекул, если уравнения движения обратимы во времени. [c.32]

Путем систематических изменений относительных количеств Ы2, Н2 и ЫН3 в исходной смеси газов и последующего анализа газовых смесей в равновесных условиях можно установить, какому закону подчиняется состояние равновесия. Задолго до работы Габера, еще в девятнадцатом столетии, химики проводили подобные исследования над другими химическими системами. В 1864 г. Като Максимилиан Г ульберг и Петер Вааге сформулировали закон действующих масс, который выражает относительные концентрации реагентов и продуктов в равновесных условиях через в личину, [c.42]

Задачей физической химии, а точнее термохимии и термодинамики, и является определение тепловых эффектов химических реакций, их зависимости от условий и в первую очередь от температуры. Изучение тепловых явлений, сопровождающих химические реакции, а также некоторых термических свойств реагирующих веществ, а именно их энтропий и теплоемкостей, позволяет установить общие критерии самопроизвольного течения реакции, а также критерии равновесия. При этом в результате некоторых приближений можно вывести один из важных законов химии — закон действующих масс, открытый на основании иных предположений норвежскими учеными Гульдбергом и Вааге (1867). Суть дела можно свести к возможности теоретического вычисления константы равновесия (Кр) и определению [c.5]

Основным законом, устанавливающим количественную зависимость между концентрациями продуктов реакции и исходных веществ в условиях равновесия, является закон действующих масс, выведенный Н. Гульдбергом и П. Вааге (1867) скорость химических реакций, протекающих в однородной среде, при постоянной температуре прямо пропорциональна произведению концентраций (активностей) реагирующих веществ, возведенных в степень их стехисметрических коэффициентов. [c.41]

В 1859—1865 гг. Н. Н. Бекетов, изучая зависимость явлений вытеснения одних элементов другими от внешних физических условий (температура, давление и т. д.), на примере реакции вытеснения водородом металлов из растворов их солей показал, что это действие водорода зависит от давления газа и крепости металлического раствора, или, другими словами, от химической массы восстанавливаемого тела Он установил, что химическое действие газов зависит от давления и, смотря по величине давления, может даже совершаться в обратном направлении Уточняя это положение, ученый отмечал, что действие газа пронорциональ-но давлению или массе. Данные исследования имели большое значение для развития учения о химическом равновесии и для подготовки открытия закона действия масс. [c.325]

Второе из этих равенств получается из (IV.55) и (IV.56) и представляет собой не что иное, как закон действующих масс реакции между функциональными группами, причем параметр L совпадает с ее константой равновесия. Как видно из уравнения состояния (IV.57), химическое связывание групп эквивалентно эффективному притяжению звеньев и может вызвать фазовый переход даже в условиях, когда в системе разорванных звеньев он не наблюдается. Условие дР др = О, определяющее границу области термодинамической устойчивости системы, применительно к (IV.57) прпводит к простому выражению для конверсии на спиподали [c.274]

П., получаемая в лаб. условиях, является в термодинамич. смысле открытой системой и всегда термодинамически неравновесна. Процессы переноса эиергии и массы приводят к нарушению локального термодинамич. равновесия и стационарности (см. Химическая термодинамика), закон Планка для поля излучения, как правило, не выполняется. П. наз. термической, если ее состояние описывается в рамках модели локального термич. равновесия, а именно все частицы распределены по скоростям в соответствии с законом Максвелла т-ры всех компонент одинаковы состав П. определяется законом действующих масс, в частиости ионный состав обусловлен равновесием между ионизацией и рекомбинацией (ф-ла Эггерта-Саха по сути является выражением для константы равновесия этих процессов) заселенности энергетич. уровней всех частиц подчиняются распределению Больцмана. Термическая П. характеризуется обычно высокой степенью ионизации и м. б. реализована в газах с относительно малой эффективной энергией ионизации при достаточно высокой оптич. плотности (т. е. излучение П. почти целиком поглощается ее собств. частицами). Обычно П. описывается моделью частичного локального термич. равновесия, к-рая включает все вышеперечисл. положения, но требует подчинения закону Больцмана заселенностей лишь возбужденных уровней частиц П., исключая их основные состояния. Такую П. наз. квазиравновесной пример квазиравновесной П.-столб электрич. дуги при атм. давлении. [c.551]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология