Равновесие в растворах , Условия равновесия

Условие термодинамического равновесия раствора. Условия равновесия двухфазной бинарной системы при постоянных р и Т требуют постоянства изобарного потенциала Ф или равенства Ф = О при dp = 0 и dT = 0. [c.453]

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]

При выводе и рассмотрении общих условий равновесия в бинарных двухфазных системах мы не вводили никаких ограничений относительно типа равновесий. Следовательно, уравнение Ван-дер-Ваальса может быть применено для любых бинарных двухфазных систем. С его помощью можно изучать закономерности равновесий жидкость — жидкость, раствор — пар, твердая фаза — пар, твердая фаза — насыщенный раствор. [c.262]

Законы бесконечно разбавленных растворов могут быть получены на основании дифференциального уравнения Ван-дер-Ваальса при наложении условий, отвечающих предельному разведению, и некоторых допущений. В этом случае мы и здесь будем иметь логически стройный переход от принципа равновесия через условия равновесия к конкретным законам. Такой путь вывода законов разбавленных растворов реализован в [3, 18]. [c.49]

Для обсуждения термодинамики электрохимических ячеек прежде всего необходимо ввести такие понятия, как свободная энергия, химический потенциал и коэффициент активности. Если ограничиться рассмотрением электродов, находящихся в равновесии с окружающим раствором, то потенциал ячейки можно получить, выражая фазовые равновесия с помощью электрохимических потенциалов компонентов, присутствующих в электродах и растворах. Условие фазового равновесия допускает прохождение лишь бесконечно малого тока, а также исключает возможность протекания спонтанных реакций, не требующих прохождения суммарного тока. Однако при определенных условиях можно иметь несколько электрохимических реакций, находящихся одновременно в равновесии. [c.36]

При использовании катионного обмена исследуют равновесие между известным количеством ионита в Н -форме и растворами, содержащими различные концентрации ионов металла М" , лиганда и водорода. Ионит полностью насыщается простыми и комплексными катионами, так что все ионы водорода, за исключением тех, которые входят в состав комплексов переходят в раствор. Метод эквивалентов позволяет установить состав комплексов в фазе ионита путем измерения общего числа молей металла ТУ м и лиганда ЛГд, приходяш ихся на X же ионита. Применимость метода предполагает соблюдение следующих двух условий а) ионит не сорбирует ни нейтральные, ни анионные комплексы, т. е. т /> га б) в фазе ионита присутствуют катионы не более чем двух сортов, например М" и М(Н А)Г или в общем виде [c.370]

При погружении металла в раствор, содержащий его ионы, вблизи от этого электрода устанавливается специфический порядок расположения ионов, и величина адсорбции какого-либо неэлектролита, если таковой присутствует, зависит от ионного состава поверхностной фазы. При этом также возникает разность потенциалов между электродом и раствором. Условия равновесия можно выразить через электрохимический потенциал jx+m ионов металла в двух фазах —в электроде и электролите — и найти, что [c.172]

Таким образом, в том случае, когда паровая фаза подчиняется законам идеального газа, а жидкая — законам идеального раствора, условием равновесия многокомпонентной системы является равенство парциальных давлений и в соответствии с уравнениями (4) и (17) ру = [c.25]

Расчет плотности. Пусть и Рг — веса пустых пикнометров № 1 и 2 и — объемы пустых пикнометров А71 и ДГг — объемы жидкостей в капиллярах пикнометров при первом наполнении А у/ и АУг — объемы жидкостей в капиллярах при втором наполнении тп шт — разница в массах пикнометров при первом и втором наполнениях йц — плотность чистой воды д, — плотность раствора. Условия равновесия на чашках весов дают уравнения [c.212]

Представим систему из твердого компонента А, раствора двух компонентов А В и нара, находящихся в равновесии. По условию равновесия при температуре Т давление пара твердого компонента Рв должно равняться парциальному давлению пара его над раствором. Согласно закону Рауля, [c.221]

Во второй половине XIX века были разработаны начала учения о равновесиях в химических системах. В развитии термодинамической теории равновесий, в частности равновесий в химических реакциях (гомогенных и гетерогенных), выдающаяся роль принадлежит работам В. Гиббса ( 873—1878 гг.). Ле-Шателье (1885 г.) открыл общий принцип смещения равновесий при изменении внешних условий. Термодинамическая теория химических равновесий получила развитие в работах Вант-Гоффа (1884—1886 гг.), который впервые создал количественную теорию разбавленных растворов (1886 г.). [c.16]

В таком растворе условия равновесия между ионами определяются уравнением [c.96]

Для диаграммы с непрерывным рядом твердых растворов условия равновесия жидкой ( ) и твердой (5) фаз (рис. 12.5) примут вид [c.253]

Если в растворе, разделенном полупроницаемой мембраной, пропускающей только растворитель, установилось осмотическое равновесие, то условие равновесия имеет вид [c.261]

Уравнение (5.38) всегда справедливо, так как G и а являются внутренними свойствами состояний i и / каждой системы. Рассмотрим затем вероятность связывания лиганда L при переходе /-)-/. Равновесие между этими состояниями снова приводит к уравнению (5.36), но теперь мы имеем дело с константой скорости псевдопервого порядка a . = a . , где концентрация L в растворе. Условием равновесия является [c.78]

Условием равновесия в растворе электролита следует считать отсутствие в нем, во всех его участках, достаточно больших, по сравнению с размерами ионов, градиентов факторов интенсивности, т. е. [c.102]

Межионное взаимодействие при неравновесных процессах, в частности ири прохождении электрического тока через растворы электролитов (явление электропроводности), должно иметь иной характер, чем в условиях равновесия. Предложенный Бьеррумом коэффициент электропроводности вносит поправку на силы взаимо- [c.120]

Исследуем систему газ — жидкость, в которой жидкие компоненты практически не обнаруживают никакого напряжения и в которой компоненты газа растворяются в жидкости. Это — случай абсорбции. Условием равновесия является равенство химических потенциалов газа в сосуществующих фазах [c.135]

Щелочная очистка углеводородных газов предназначена для извлечения меркаптанов и частично диоксида углерода. В условиях равновесия диоксид углерода вытесняет меркаптаны из раствора. Однако при концентрации СО2 более 0,1 % (об.) скорость [c.114]

Условием равновесия вещества, распределенного между двумя фазами, является равенство его химических потенциалов в обеих фазах Поэтому для идеальных растворов третьего вещества [c.216]

По концеиции ионного обмена между металлом и раствором условие равновесия на электроде означает равенство электрохимических потенциалов ионов металла в этих двух фазах (10.34). По концепции ионно-электронного обмена с тем же основанием можно наряду с (10.34) напрсать [c.227]

Реакции без изменения состояния окисления элементов чаще всего протекают в газовых и жидких растворах с участием ионов. Как известно, ионные реакции обратимы, и теоретически каждой системе ионов при данных условиях отвечает определенное состояние равновесия. Смещение химического равновесия (иногда практически нацело) происходит при уменьшении концентрации каких-либо ионов за счет образования относительно мало ионизирующихся молекул или комплексных ионов малорастворимых или летучих соединений правило Бертолле). Так, в реакции нейтрализации ионное равновесие смещается в сторону образования мало ионизирующихся молекул растворителя, например в водном растворе [c.207]

В развитии термодинамической теории равновесий, в частности равновесий в химических реакциях (гомогенных и гетерогенных), выдающаяся роль принадлежит работам В. Гиббса (1873—1878) и Ле-П1ателье, который открыл (1885) общий принцип смещения равновесий при изменении внешних условий. Термодинамическая теория химических равновесий получила развитие в работах Вант-Гоффа. Им же была разработана количественная теория разбавленных растворов (1886). [c.17]

Пусть идеальный газ при постоянной температуре находится в соприкосновении с жидкостью, в которой он может растворяться. Условие равновесия распределения растворенного вещества между газом и л<идкостью заключается в равенстве его химических потенциалов в этнх фазах, т. е. Х2газ = 42раствор ИЛИ, согласно уравнбниям (П.33) И ( . 16) [c.109]

Часто свойства ионитов объясняются на основании представлений о доннановском равновесии. По теории Доннана, ионит рассматривают как мембрану, разделяющую два раствора (внешний и внутренний) и непроницаемую по крайней мере для одного вида ионов одного из растворов. Внутренний раствор обычно более концентрированный. Обмен ионов между двумя растворами происходит до установления мембранного равновесия. Термодинамическим условием равновесия является равенство произведений концентрации катионов и анионов по обе стороны мембраны. Так, для диффузии Na l через мембрану условием равновесия будет [Na] "] [С1 ] = [Na j f lf], где индексы I и 2 относятся к растворам по обе стороны мембраны. Однако в присутствии аниона А функциональной группы, неспособного к диффузии через мембрану, концентрация Na l по обе стороны мембраны различается и меньше там, где присутствуют осмотически неактивные анионы матрицы. Поверхность зерна ионита можно рассматривать как мембрану, непроницае- [c.147]

СО значительной точностью. Скорость, с которой устанавливалось равновесие, зависела не только от природы угля, а также от концентрации аммиака и аммонийной соли (в соответствии С ориентировочными опытами с металлическим катализатором, СМ. стр. 245). Таким образом, самая высокая скорость установления равновесия наблюдалась в растворах № 1 и 2 без добавления аммонийной соли здесь также была самая большая потеря кобальта, (см. табл. 78-в) вследствие разложения растворенных комплексов до гидроокиси кобальта (III). В этих растворах установление равновесия при помощи 0,8 гугля Мерка наполовину заканчивалось уже за 15 мин. Для сравнения можно упомянуть, что с 4 г угля из сахара для того же превращения требовалось 1 /2—2 часа согласно предварительным опытам при идентичных условиях. То, что более медленное действие угля из сахара вызывает также меньшую потерю кобальта, очевидно из опытов № 4 и 5 табл. 78. Скорость установления равновесия при высоких концентрациях аммонийной соли далее не изучалась. Было только установлено, что равновесие полностью достигается в течение одних суток. В качестве примера можно привести следующие данные по установлению равновесия в растворах № 15 и 17 табл. 78 [c.266]

Строго говоря, каждая составная часть такой системы является компонентом, так как ей присущи определеппые физико-химические и термодинамические свойства, отличающие ее от других составных частей раствора. Условия равновесия в рассматриваемом случае выражаются системой уравнений, включающей условия фазового равновесия и уравнения равновесия химических реакций. Эти уравнения налагают ограничения на изменение относительного содержания компонентов в смеси. При этом число независимых переменных состава смеси оказывается меньше числа ее составных [c.31]

Большая избирательность образования канальных аддуктов мочевины в процессе разделения смесей объясняется постоянством кристаллической решетки и находит отражение в константах равновесия, о которых шла речь выше. На эти условия равновесия налагается кинетика реакций, что может быть использовано для усиле- висимость равновесной кон-ния избирательности разделения, ко- центрации жирной кислоты в торое недостижимо в условиях равно- бензоле над насыщенными весия. При изучении равновесий растворами мочевины [27,28] [c.485]

Наиболее важной является методика получения осадка, который затем превращается в весовую форму. Между выделившимся осадком и маточным раствором устанавливается определенное динамическое равновесие. Раствор над осадком насыщен веществом, выпавшим в осадок. Это равновесие подчиняется закону действия масс. В этих условиях при данной температуре осадок можно охарактеризовать определенной величиной растворимости и произведения растворимости. Растворимость осадка зависит от температуры, состава растворителя, присутствия посторонних веществ, одноименных ионов, от явления комплексообразования, pH раствора, размера частиц осадка. Наиболее надежные результаты анализа можно получить, если осадок выпадает крупнокристаллический, что облегчает фильтрование, не загрязненный примесями, устойчивый при фильтровании, промывании и сушке, и после прокаливания его состав оказывается строго постоянным и отвечающим определенной формуле. Крупнокристаллическими называют осадки, частицы которых имеют поперечник около 0,1 мм или больше. Получение более мелких частиц осадка нежелательно, так как они быстро забивают поры фильтра, что сразу же резко замедляет процесс фильтрования. Кроме того, крупнокристаллический осадок более чистый, так как он захватывает из маточного раствора меньшее количество примесей. Студенистые осадки, например Ре(ОН)з, А1(0Н)з, Н2510з, трудно отфильтровываются от маточного раствора и увлекают с собой вследствие сорбции примеси посторонних веществ. При осаждении труднорастворимых гидроокисей металлов значение pH раствора остается постоянным, если к раствору добавлять щелочь до тех пор, пока в растворе имеется избыток катионов осаждаемого металла, так как они сейчас же связывают ионы гидроксила с образованием осадка. Если к этому раствору прибавлять раствор кислоты, то pH тоже не меняется, так как часть осадка растворяется вследствие связывания ионов гидроксила ионами гидроксония с образованием молекул воды. Хотя почти все вещества, даже гидроокиси металлов, в твердом виде имеют кристаллическое строение, осадок может быть по виду кристаллическим, только если его частицы имеют более или менее правильную форму. В противном случае получается аморфный по виду хлопьевидный осадок. [c.354]

Особый случай бинарных эвтектических систем представляют системы, в которых один из компонентов — вода (например, НгО — МаКОз). В таких системах кривая ликвидуса, отвечающая условиям равновесия между раствором и выделяющимися кристаллами, является кривой растворимости данного соединения в воде и показывает состояние насыщения раствора при определенных температурах. Другая ветвь кривой ликвидуса, так на1зы-ваемая кривая замерзания, определяет условия равновесия между растворами различной концентрации и льдом, кристаллизующимся из этих растворов. [c.419]

Концентрации жидких гидратов не являются произвольными. Их можно определить на основе термодинамического принципа равновесия из условия минимума свободной энтальпии раствора нри заданных Р, Т, N и NQ. Соответствующий метод был впервые указан в книге Ван-дер-Ваальса и Констамма [19, стр. 286] и развит Де Донде [23]. Условие минимума свободной энтальпии дает для кяждого гидрата уравнение [c.51]

Четвертым фактором, который является причиной неопределенности экспериментальных данных, является трудность установления адекватных условий равновесия. Время достижения равновесия зависит от природы растворенного вещества и растворителя и меняется от системы к системе в широком диапазоне от нескольких часов до нескольких десятков дней. На практике оно определяется путем периодического отбора пробы на анализ до получения идентичных аналитических результатов в пределах погрешности метода. Одним из приемов, позволяющим с достаточно высокой точностью установить равновесие твердое-жидкость, является одновременный подход к этой границе со стороны ненасыщенных и пересышенных растворов путем постоянного увеличения и снижения температуры опытных образцов до температуры равновесия. Следует учитывать, что скорость достижения равновесия со стороны пересыщенных растворов медленнее, чем со стороны ненасыщенных. Увеличению скорости установления равновесия способствует введение перемешивания. Но помимо положительных сторон перемешивание имеет и отрицательные последствия, так как при этом всегда будет происходить истирание кристаллов, что в свою очередь приводит к увеличению растворимости (см. уравнение (7.29)) и времени растворения. Ряд авторов [53], пытаясь решить эту проблему, предлагают замену внутренней мешалки на вращение сосуда и использование периодического встряхивания, что приводит к уменьшению времени достижения равновесия. Ускорению процессов растворения труднорастворимых солей способствует также ультразвук [54]. [c.274]

Описание свойств BF3OH в водных растворах, условий равновесия и скорости превращения его в BF4 приведено в предыдущих параграфах. [c.485]

Методы седиментационного равновесия, осмотического давления и рассеяния света дают абсолютные значения молекулярных весов, если экстраполировать концентрации к нулю. Однако последние два метода либо совсем не дают сведений о распределении по размерам, либо дают их в недостаточной мере. Метод осмотического давления дает грубокачественные сведения относительно формы молекул и недостаточно чувствителен для соединений с высокими молекулярными весами. С другой стороны, метод рассеяния света дает хорошую оценку формы молекул в растворе по угловой асимметрии рассеяния, но нечувствителен для соединений с малыми молекулярными весами. Методы центрифугирования в общем позволяют исследовать более низкие концентрации, и они более гибки, так как при соответс I вующем выборе условий опыта и техники измерения можно более детально исследовать тот или иной участок кривой распределения. [c.462]

Кольчато-цепная таутомерия моносахаридов является причиной любопытного свойства простых углеводов. В кристаллическом состоянии моносахариды находятся только в циклической форме. В зависимости от условий кристаллизуется либо а-, либо Р-форма. Так, при кристаллизации из воды глюкоза получается в а-форме, а из пиридина—в Р-форме. После растворения а-В-глюкозы в воде вначале наблюдается характерное для нее значение удельного вращения, равное -Ь112,2°. Однако при стоянии раствора эта величина постепенно снижается и наконец достигает устойчивого значения -1-52,5°. Аналогично этому исходное удельное вращение раствора Р-В-глюкозы (-ь17,5°) при стоянии также изменяется, повышаясь до -Ь 52,5°. Так как в течение некоторого времени после растворения кристаллических препаратов глюкозы в растворе удается наблюдать много значений удельного вращения, пока не установится его равновесное значение, это явление получило название мультиротации или мутаротации (от лат. тиНит—много, го1аИо—круговращение). Оно связано с тем, что в растворе устанавливается равновесие между всеми возможными кольчатыми и цепной модификациями глюкозы, каждая из которых обладает своим удельным вращением, а их смесь—средним значением удельного вращения (-1-52,5°). [c.310]

Рассмотрим условия равновесия паров и /кидкостн двухфазных систем, паровая фаза которых подчиняется законам идеальных газов, а нгидкая фаза — законам идеальных растворов. В состоянии равновесия парциальное давление компоиепта в газовой фазе равно парциальному давлению пара иад жидкостью, т. е. [c.188]

Коэффициенты активности можно найти, сравнивая аналитические концентрации с теми величинами, которые следует иодставлять в уравнения для растворов электролитов, для tofo чтобы получить соответствие уравиений с опытом. Необходимо иметь в виду, что характер взаимодействия и связанный с ним поправочный множитель зависят от того, находится лн раствор электролита в равновесии, иод действие.м внешнего электрического поля, или же в состоянии еш,е не установившегося рав ювесия, когда его состав не везде одинаков. Коэффициенты активности характеризуют силы взаимодействия в условиях равиовесня. Поэтому для их расчета следует пользоваться результатами измерений, проведенных в растворах, находящихся в состоянии равновесия, Этому условию отвечают данные по определению величии осмотического давления, температур кипения и затвердевания, э.д.с. и т. д. [c.79]

Когда один из слоев жидкой фазы полностью выкипает, то система из трехфазнон и соответственно, одновариантной, становится двухфазной и двухвариантной, т. е. приобретает еще одну дополнительную степень свободы. Поэтому в случаях парожидкого равновесия одной жидкой и одной паровой фазы в системе частично растворимых веществ при заданном внешнем давлении температура системы не сохраняет постоянного значения в ходе перегонки и, по мере ее протекания, прогрессивно растет. Изобарные равновесные кривые точек кипения гомогенных в жидкой фазе растворов Z., и даются соответственно ветвями СА и BD общей кривой кипения ABD, горизонтальный участок АВ которой относится исключительно к неоднородным жидким растворам. Изобарные равновесные кривые точек конденсации паров, отвечающих условию равновесия с однофазными жидкими растворами и 2 даются соответственно ветвями СЕ и DE. [c.26]