Обратимые процессы, химическое равновесие и необратимые процессы

Обратимые процессы, химическое равновесие и необратимые процессы [c.30]

Двусторонняя химическая реакция, естественно, обратима в термодинамическом смысле только в непосредственной близости к состоянию химического равновесия. В состоянии же, далеком от равновесия, когда скорости прямого и обратного процессов сушественно различны и суммарная (результирующая) скорость реакции значительно отличается от нуля, она термодинамически необратима. Область применения понятия двусторонняя реакция шире, чем термодинамическое понятие обратимая реакция. Поэтому для реально протекающих реакций следовало бы придерживаться первого термина. Однако термин обратимая реакция в широком, не термодинамическом смысле укрепился и приходится, использовать его. [c.121]

Не следует смешивать понятий химически и термодинамически обратимый процесс. В первом случае речь идет о направлении процесса, во втором —о способе его проведения. Химически обратимый процесс может идти В прямом и обратном направлении, но термодинамически необратимо (см. выше о реакции Н2 + СЬ). Термодинамически обратимый процесс осуществляется лишь через состояния динамического равновесия. [c.29]

При обратимых процессах С не изменяется, а при необратимых она должна только убывать. Следовательно, условием равновесия в системах при постоянных давлении и температуре является минимум С. Уравнение (П.25) является одним из наиболее важных в химической термодинамике и будет в дальнейшем часто использоваться. [c.50]

Если за максимальное количество продукта химической реакции принять такое количество, которое получилось бы по уравнению реакции (не считаясь с условиями равновесия), то выход называется степенью превращения. В процессах массопередачи такой выход называют степенью межфазного перехода, например степенью абсорбции, степенью десорбции и т. п. При этом за максимальное принимается все количество продукта, имеющееся в передающей фазе, например в газе при абсорбции. Степень превращения необратимых процессов со временем стремится к единице, а для обратимых всегда значительно меньше единицы. [c.11]

Он определяет переход вещества из 2-ой фазы в 1-ую, причем этот процесс проходит самопроизвольно. Эти неравенства позволяют сделать такой общий вывод вещество переходит из той части системы, в которой химический потенциал достаточно высок, в ту часть системы, где потенциал вещества (фазы) более низок. Такой переход веществ осуществляется спонтанно и сопровождается убылью химической энергии в одной части системы и возрастанием ее в другой части. Избыток химической энергии по сравнению с равновесным значением может явиться источником работы в необратимом процессе и источником максимально полезной работы в обратимом процессе. Движущей силой перехода компонентов из одной фазы в другую или химического превращения вещества является разность химических потенциалов Дц=ц1 — 1 ". При равновесии Дц=0. [c.148]

Влияние температуры на скорость химической реакции. Рассмотрим два случая 1) необратимый процесс 2) обратимый процесс. В первом случае температура будет влиять только на скорость процесса, во втором —как на скорость, так и на равновесие. [c.77]

Приведенный пример с реакцией между йодом и водородом показывает, что в зависимости от условий химические реакции могут протекать либо в прямом, либо в обратном направлении. В этом смысле и надо понимать часто используемый термин обратимая реакция . Но такое понятие не идентично понятию обратимости, используемому в термодинамике. Химические реакции в обычных условиях принадлежат к числу необратимых процессов, идущих самопроизвольно лишь в одном определенном направлении до тех пор, пока не будет достигнуто состояние термодинамического равновесия . [c.166]

Все химические реакции обратимы в том смысле, что в зависимости от условий они могут протекать как в прямом, так и в обратном направлении. Например, смесь азота и водорода реагирует с образованием аммиака. Последний, в свою очередь, частично распадается на исходные вещества. Эта обратимость, однако, не эквивалентна термодинамической обратимости. Реакция, обратимая термодинамически, должна как в прямом, так и в обратном направлении проходить через непрерывную последовательность равновесных состояний. С этой точки зрения химические реакции в обычных условиях их протекания принадлежат к числу необратимых процессов они совершаются самопроизвольно лишь в одном направлении, пока не будет достигнуто состояние термодинамического равновесия, называемое, применительно к химическим процессам, химическим равновесием. [c.123]

Состояние химической системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, называется химическим равновесием. Последнее, как и термодинамическое равновесие, является истинным, но в отличие от него носит не статический, а динамический характер. Истинное химическое равновесие обусловлено не отсутствием процесса в системе, а полной компенсацией двух взаимно противоположных процессов. В зависимости от условий химическое равновесие может наступать при ничтожно малых концентрациях исходных веществ и при исчезающе малых концентрациях продуктов реакции. В первом случае реакция будет необратимой в прямом направлении, а во втором — в обратном. Между понятиями обратимая реакция и термодинамически сбратимый процесс нет ничего общего. Все реальные процессы, в том числе и обратимые химические реакции, являются термодинамически необратимыми процессами. О термодинамической обратимости той или иной реакции (обратимой или необратимой) можно говорить лишь с практической точки зрения. [c.244]

Степень полинома Р ( с) называют порядком обратимой реакции, Реакция (IV. ) записана как обратимая. Строго говоря, обратимой является любая гомогенная химическая реакция. Однако, как это часто бывает, положение равновесия может быть настолько сильно смещено вправо, что скоростью обратной реакции на всем протяжении процесса можно пренебречь и рассматривать (IV. ) как односторонний (необратимый) процесс. В этом случае (IV.2) можно записать как [c.189]

Измерение э. д. с. обратимого элемента следует производить в условиях, когда бесконечно малое изменение приложенного напряжения превращает элемент из источника тока в электролизер. Чтобы получилось равновесное (обратимое) значение э. д. с., все стадии реакции, протекающей в элементе, должны быть в равновесии. Не все элементы обратимы. В некоторых из них протекают необратимые процессы, так что невозможно изменить направление химической реакции на противоположное, изменяя на бесконечно малую величину приложенное напряжение. [c.185]

Действительно, по окончании необратимо протекающего изменения толщины прослойки на величину ДЛ (для определенности, в сторону уменьшения) должен наступить процесс приближения к окончательному состоянию термодинамического равновесия за счет диффузионного выравнивания химических потенциалов компонентов в прослойке и в объеме жидкой фазы. Этот процесс должен сопровождаться уменьшением свободной энергии системы. Следовательно, после необратимо протекшего уменьшения толщины прослойки свободная энергия получила возрастание большее, чем при обратимом процессе. Это возможно только за счет того, что на процесс утоньшения была затрачена работа ббльшая, чем [c.52]

В дальнейшем было показано, что вывод об ускоряющем влиянии химических реакций следует распространить также и на все обратимые реакции, отклоненные от положения равновесия процессами переноса [7]. Этот вывод оказался справедливым независимо от фазы, в которой протекают такие реакции и числа переносимых компонентов [154]. Заметим, что в указанных работах [7, 154] анализ проблемы проведен с использованием принципов термодинамики. необратимых процессов, т. е. безотносительно к конкретному механизму химического взаимодействия. 1 [c.382]

Необратимые электродные потенциалы металлов не следуют уравнению (8.3) и определяются экспериментально, применительно к химической природе, составу, концентрации, температуре электролита. Если 0 обратимом процессе наблюдается равновесие между ионами, переходящими из металла в электролит и обратно, то необрати.мому электродному потенциалу отвечает химическое растворение (коррозия) металла, реализующееся в двух электродных процессах в ка-тодном и анодном. [c.232]

Если в числителе формулы (27) подставляется количество продукта, полученного в состоянии равновесия, то выход называется равновесным х-р или теоретическим д т. Для необратимых процессов, при которых может происходить полное химическое превращение или полный переход вещества из одной фазы в другую Хр==1. Для обратимых процессов равновесный выход, совпадающий с равновесной степенью превращения, всегда меньше единицы (Хр< ), так как равновесие наступает при неполном превращении исходных веществ в продукт. [c.70]

С другой стороны, при экспериментальном изучении химического равновесия важным является измерение числа равновесно связанных частиц. Такой, опыт обычно служит проверкой обратимости процесса. При разбавлении раствора с большим V величина С уменьшается. Значение V при новой концентрации С должно быть равно значению, полученному при той же концентрации путем прибавления молекул А к раствору, содержащему только компонент Р. Если результат этого опыта отрицателен, то прибавление А к Р вызывает необратимые изменения, и измерение числа связавшихся частиц не будет давать значения, соответствующего равновесному состоянию. Удобно представить данные по связыванию графиком зависимости V от Ig С. Типичные графики представлены на рис. 156. Общий характер такого графика подобен кривым, описывающим образование металлических комплексов, таких, как аммиакаты металлов, для которых приложимы те же уравнения . [c.598]

Влияние обратимых предшествующих химических реакций на скорость необратимо протекающих анодных процессов учитывается аналогичным образом. Если равновесие электрохимической стадии, следующей за обратимой химической реакцией, при прохождении поляризующего тока не нарушается, то скорость электродного процесса определяется скоростью диффузии тех частиц, концентрация которых у поверхности электрода зависит от плотности тока. [c.127]

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]

Применимость к химическим превращениям термодинамики необратимых процессов фактически означает и распространение на них и в отсутствие равновесия следствий, вытекающих из более широкого принципа микроскопической обратимости. Элементарные химические процессы в отсутствие равновесия протекают независимо от аналогичных процессов в обратном направлении с независимой от них частотой (уравновешиваясь с ними в точке равновесия), но всякий процесс, некомпенсируемый при равновесии, противоречил бы принципу микроскопической обратимости. Поэтому независимо от отсутствия взаимной компенсации в неравновесной области принцип микроскопической обратимости и здесь накладывает определенные ограничения. Всякий предполагаемый элементарный процесс следует рассматривать с точки зрения того, каким путем он будет компенсироваться в равновесной области, независимо от того, где он протекает. Такие ограничения возникают и при рассмотрении кинетических закономерностей реакций, что мы здесь кратко упомянем. [c.227]

Скорости реакций роста. Специфика межфазной поликонденсации состоит в том, что скорость основной химической реакции значительно превышает скорость диффузии мономеров. Этим определяется необходимость применения в процессе межфазной поликонденсации мономеров с высокой реакционной способностью. Использование при этом только необратимых процессов не случайно, поскольку обратимые реакции вблизи положения равновесия протекают с малыми скоростями. [c.200]

Как уже было сказано, все химические реакции являются в принципе двусторонними (обратимыми). Однако практически в условиях проведения данного кинетического опыта (исходные концентрации, температура, давление) равновесие может быть сдвинуто в такое положение, при котором аналитически могут быть обнаружены только продукты реакции, а концентрации исходных веществ настолько малы, что ими можно пренебречь. В этом слу-чае практически протекает только прямой процесс. Такие реакции получили название кинетически односторонних или кинетически необратимых. Обычно кинетически необратимыми являются такие реакции, в ходе которых хотя бы один из продуктов удаляется из сферы реакции (если реакция протекает в растворе, продукт выпадает в осадок или выделяется в виде газа), или такие, которые сопровождаются большим, положительным тепловым эффектом. Ионные реакции практически необратимы, если один из продуктов, полученных в результате реакции, является очень малорастворимым или мало диссоциированным веществом. [c.16]

В этих процессах разделение на каждой ступени осуществляется необратимой деградацией энергии, а не термодинамически обратимым равновесием, как при ректификации, абсорбции или химическом обмене. Для поддержания межступенчатого потока требуется также подвод энергии. В дальнейшем будет показано, что минимальная работа разделения при необратимом процессе обратно пропорциональна квадрату коэфициента обогащения и обеспечивается применением более низкого межступенчатого потока у концов каскада—мест отвода продукта, чем в точке подачи материала. [c.49]

Все химические реакции обратимы в том смысле, что в зависимости от условий они могут протекать как в прямом, так и в обратном направлении. Однако такая обратимость не эквивалентна обратимости в термодинамическом смысле. Реакция, обратимая термодинамически, должна как в прямом, так и в обратном направлении проходить через непрерывную последовательность равновесных состояний. С этой точки зрения химические реакции в обычных условиях их протекания принадлежат к числу необратимых процессов они идут самопроизвольно лишь в одном направлении, пока не будет достигнуто состояние химического равновесия. [c.64]

Если система N3—Н2—ННз действительно находится в состоянии равновесия, для изменения относительных скоростей прямой и обратной реакций достаточно бесконечно малых изменений давления, температуры или кош1ентрации любого компонента системы. Подобно тому как самый легчайший груз способен изменить по.пожение весов при механическом равновесии, так и самое малое изменение условий влияет на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия. Вот почему к подобным реакциям применимо определение обратимые. Щелчком пальца нельзя остановить скатывающийся с горы валун, и бесконечно малое изменение давления, температуры, концентрации или любого другого изменяемого параметра состояния системы не позволяет остановить взрыв смеси Н2 и С1з или менее наглядной реакции между N3 и Н2 прежде, чем будет достигнуто равновесие. Такие химические системы не находятся в состоянии равновесия, и процесс их протекания является необратимым. [c.52]

Основопологающим в химической кинетике является понятие о скорости химических реакций. Скорость химической 15сакции зависит от многих факторов, но важнейшими являются природа реагируюгцих веществ, концентрация, температура, давление и действие катализаторов. При постоянной температуре скорость реакции прямо пропорциональна концентрации реагирующих веществ. Данное количественное соотношение известно как закон действующих масс. Зависимость скорости реакции от температуры выражается правилом Вант-Гоффа. Если процесс протекает только в одном направлении, то его называют необратимым. Процессы, протекающие в двух противоположных направлениях, называют обратимыми. Когда в обратимом процессе скорости прямой и обратной реакций становятся равными, то в системе устанавливается динамическое равновесие. Смещение химического равновесия осуществляется в соответствии с принципом Ле Шателье. [c.102]

Электрохимические реакции на электродах, вызывающие прохождение тока в проводнике, протекают только при замкнутой цепи и прекращаются при ее размыкании. В необратимом элементе обычно возможно протекание химической реакции и при разомкнутой внешней цепи (например, реакция 2п + Н2504 в элементе Вольта). Но и обратимая, с точки зрения химизма процесса, цепь в общем далека от термодинамического равновесия. Если такую цепь замкнуть на конечное сопротивление и предоставить самой себе, то во внешней цепи возникнет электриче- [c.239]

Однако наряду с необратимыми превращениями существует бесчисленное множество химически обратимых реакций. Эти реакции, не объясняемые с позиций принципа Бертло, при одних условиях температуры и давления идут в одном направлении, а при других — в обратном. Эти процессы ни в одном из направлений не идут до конца, а лишь до строго определенных соотноиаений исходных и получившихся продуктов. Такое состояние получило название химического равновесия. [c.50]

Многие процессы электролитической диссоциации в растворах обратимы и подчиняются законам химического равЕювесия. Однако наличие у гидратированных ионов заряда и связанное с этим существенное изменение структуры воды, а также упорядоченность распределения заряженных частиц не позволяют рассматривать растворы сильных электролитов (кроме очень разбавленных) как идеальные. Поскольку сильные электролиты диссоциируют в водных растворах до конца, т. е. необратимо, эти процессы не могут быть рассмотрены с позиций химического равновесия. Напротив, электролитическая диссоциация слабых электролитов является обратимым процессом, поскольку концентрации ионов малы, подобные системы могут рассматриваться как идеальные растворы с установившимся химическим равновесием. [c.113]

Все изложенные соображения основаны на предположении о необратимости реакций, т. е. незначимости протекания обратных процессов. Однако большинство химических реакций обратимы, и в ходе реакции скорость прямого процесса уменьшается, а скорость обратного возрастает до момента достижения равновесия в системе. В равновесии суммарная скорость процесса равна нулю. В результате обработка кинетических данных усложняется. Описание еще более затрудняется прн наличии последовательных (А — В — Р), конкурирующих (А- -В — Р и А-ЬС — РО и цепных реакций. Гетерогенные реакции, протекающие в системах, состояпщх из двух или более фаз, также весьма трудно описать прн помощи простых математических выражений. Рассмотрение всех этих сложных типов реакций выходит за рамки этой главы. Далее речь пойдет в основном о необратимых гомогенных бимолекулярных реакциях. [c.321]

Все химические реакции можно разделить на обратимые и необратимые. Первые протекают одновременно в прямом и обратном направлениях, но с разной скоростью через некоторое время после их начала скорости прямой и обратной реакции становятся одинаковыми и наступает химическое равновесие. В принципе все химические реакции обратимы. Однако в определенных условиях. реакции-протекают в одном направлении до полного исчезйовения исходных. ве-ш,еств. Такие реакции называют необратимыми. К ним относятся процессы, сопровождающиеся выпадением, осадка, выделением газа, образованием,- в случае ионных р,еакций, малодиссоциированных веществ и.т. п., а также процессы, сопровождающиеся очень большим выделением теплоты. [c.70]

При обратимых реакциях поликонденсацни образующийся наряду с полимером низкомолекулярный продукт всегда влияет на молекулярную массу полимера, поскольку он является участником (компонентом) термодинамического равновесия. В необратимых процессах поликоиденсации влияние низкомолекулярного продукта в принципе отсутствует он оказывает влияние на молекулярную массу полимера лищь в отдельных случаях, когда, например, он обладает химической активностью по отношению к другим компонентам реакционной системы. Так, при полиаци-лировании ароматических диаминов дихлорангидридами дикарбоновых кислот выделяющийся хлористый водород может реагировать с аминогруппами диамина, образуя нереакционноспособный в данных условиях дигидрохлорид амина. Эта особенность никак не связана с какими-либо принципиальными закономерностями поликонденсационных процессов. [c.92]

Пропускание тока через раствор всегда сопровождается возникновением между электродами некоторой разности потенциалов, действующей против э. д. с., наложенной извне. Это явле->.ние получило название поляризации. Различают химическую и концентрационную поляризацию. Химическая поляризация является следствием замедленности одного или нескольких процессов, происходящих на электроде во время разряда или образования ионов, причем тип поляризации зависит от природы этого процесса. Нагфимер, поляризация может определяться скоростью дегидратации разряжающихся ионов и приобретения электрона, затруднением с образованием конечного продукта реакции — образования молекул газа из атомов или формирования кристаллической решетки при выделении металлов на электроде и т. д- На обратимом электроде разряд ионов и их образование идет с одинаковой скоростью электрод находится в состоянии равновесия) и суммарный ток равен нулю. Если через электрод проходит ток, то равновесное состояние электрода нарушается, что приводит к необратимости процесса и вместе с тем к возникновению поляризации. Необратимость возникает в связи с тем, что та или иная стадия электродного процесса является медленной и для протекания процесса требуется определенная энергия активации. Отсюда поляризация является мерой необратимости электродного процесса. В качестве примера химической поляризации рассмотрим электролиз серной кислоты с платиновыми электродами. При электролизе указанного электролита на катоде выделяется водород, а на аноде — кислород. Если бы на электродах имели место обратимые процессы, то для разложения кислоты током достаточно было бы приложить электродвижущую силу, равную 1,07 в. Однако благодаря тому, что, как на катоде при выделении водорода, так и, особенно, на аноде при выделении кислорода, имeteт место поляризация, минимальная э. д. с., которую нужно приложить извне для начала электролиза, оказывается равной 1,7 в. Разница между этими величинами и характеризует суммарную поляризацию. [c.266]