Стехиометрия равновесия

В чистой воде равновесные концентрации катиона и аниона определяются молярной величиной растворимости S соли и стехиометрией равновесия [c.40]

Если значения ступенчатых констант ионизации кислоты близки между собой, то нужно учитывать гидролиз и по следующим стадиям. Для этого сначала оценивают растворимость осадка по уравнению (4.27) с учетом первой ступени гидролиза, принимают согласно стехиометрии равновесие гидролиза [0Н-] = п5 и рассчитывают [Н+] =/С(Н20)/(п5). Для полученного значения [Н+] определяют мольную долю л (А) полностью ионизированных анионов по уравнению (4.23), и уточняют растворимость осадка, как это показано в примерах 4.11 и 4.14. [c.51]

В справочнике находим /С=1,8-Ю-<. Согласно стехиометрии равновесия ионизации кислоты НСООН НСОО -)- Н+, fН+] = [НСОО ]. Вкладом равновесия ионизации воды пренебрегаем и используем уравнение (5.7). [c.119]

Число а . называется стехиометрическим коэффициентом вещества AJ в данной реакции. Вещества с положительными стехиометри-ческими коэффициентами являются продуктами реакции, а вещества с отрицательными стехиометрическими коэффициентами — исходными веществами, или реагентами. Когда это необходимо, можно различать прямую реакцию, нри которой реагенты превращаются в продукты, и обратную реакцию, ведущую к превращению продуктов в реагенты. В обратимом процессе обе реакции — прямая и обратная, происходят одновременно когда их скорости уравниваются, наступает равновесие. Этот вопрос будет обсуждаться позже сейчас важно заметить, что смысл уравнения реакции (II.4) остается неизменным, если уравнение умножить на любую константу, кроме нуля. Так, уравнение (И.З) получено в результате умножения уравнения (11.2) на —1. Оба эти уравнения определяют одну и ту же реакцию. Следовательно, отношения стехиометрических коэффициентов являются постоянными характеристиками данной реакции. [c.16]

В этом случае из термодинамических соображений следует, что п=1/А. Вообще, необходимо отметить, что когда пФ, показатель степени во всех случаях зависит от выбора стехиометри-ческого уравнения, и следовательно, от вида константы равновесия, однако, не находится в прямой зависимости от кинетики реакции. В приведенном выше случае стехиометрические соот- [c.31]

Основной материал первых шести глав перестроен и преподносится в более логической и легче усвояемой последовательности. Хотя эти главы формально не отделены от остальной части книги, в действительности они составляют единый учебный цикл, где вводятся качественные представления химии об атомах и молях, стехиометрии, теплоте реакций, газовых законах и молекулярно-кинетической теории, химическом равновесии и кислотно-основном равновесии. Эти главы были вновь продуманы и переписаны одним из авторов как единое целое, с включением большего числа примеров и упражнений, которые даются в конце каждой главы. Представление о моле, правила составления химических уравнений и общие представления о стехиометрии теперь вводятся в первых двух главах, что позволяет студентам своевременно подготовиться к проведению лабораторных работ. В то же время стехиометрия, которая может показаться одним из скучнейших разделов химии, а также понятие о теплоте реакций представлены как иллюстрации к одному из важнейших физических принципов-закону сохранения массы и энергии. Длинная, но важная глава [c.9]

Стехиометрия и константа равновесия [c.96]

Задачи на равновесие обычно трудны для средних учащихся, поскольку они требуют проведения ряда рассуждений количественного характера. В больщинстве случаев требуется записать химическое уравнение и применить законы стехиометрии, чтобы получить величины, с которыми следует манипулировать согласно закону действующих масс. Эта процедура должна быть понятной учащимся. Важно, чтобы все учащиеся, за исключением подробно изучавших эту тему в предварительном курсе, решили побольше задач - сначала простых, а затем более сложных. При прохождении этой главы рекомендуется использовать Пособие для учащихся , Программные обзоры и Дополнительные задачи . [c.571]

Ранее было получено уравнение (1.18) для коэффициента ускорения массопереноса, при этом предполагалось, что результирующий поток при сопряжении I и независимый поток /, сравниваются при одинаковой движущей силе X, равной разности химических потенциалов газа в напорном и дренажном каналах. Если использовать допущение о локальном равновесии фаз и выразить движущую силу поверхностной диффузии через состояние газовой фазы, то очевидно = Тогда коэффициент ускорения окажется функцией степени сопряжения у. и феноменологической стехиометрии 2 (см. уравнения (1.11)) [c.68]

Применительно к преимущественно рассматриваемым в настоящей работе системам с нейтральными или координационными экстрагентами (лигандами) L, типичным примером которых являются соединения классов R,iXO (ТБФ, окиси аминов, фосфиноксиды, сульфоксиды и др.) и RnX (триалкил-фосфины, диалкилсульфиды и др.), задача исследования экстракционных равновесий, описывающих распределение соли МеЛ между водной и органической фазами, сводится к определению стехиометрии процессов типа [c.58]

В настоящей работе предлагается общий метод расчета па ЭВМ констант равновесия и параметров комплексов, который позволяет использовать единую программу для обработки результатов, полученных различными физическими методами, для которых выполняется правило аддитивности, и для реакций с произвольной стехиометрией, задаваемой специальной матрицей. [c.120]

Предлагается общий метод расчета на ЭВМ констант равновесия и пара,-метров комплексных соединений. Метод позволяет использовать единую программу для обработки результатов, полученных разными экспериментальными методами, в которых измеряемая величина подчиняется правилу аддитивности. Метод пригоден для реакций с произвольной стехиометрией, задаваемой специальной матрицей. [c.192]

Рассмотренная стехиометрия реакиий позволяет найти предельно возможные выходы продуктов. Действительный состав продуктов конверсии определяется термодинамическим равновесием и кинетикой процесса. [c.19]

Изучение процессов комплексообразования. При исследовании комплексообразования методом ЯМР возможно несколько подходов, зависящих от конкретных условий. Если концентрация комплекса достаточно велика (0,02 моль/л), то можно изучать геометрию комплекса, его стехиометрию и равновесие с отдельными компонентами. [c.267]

Кроме перечисленных факторов — температуры и давления —, на равновесие химической реакции влияет избыток (относительно стехиометрии) исходных веществ или продуктов реакции, а также присутствие в газовой смеси инертной (не принимающей участия в данной реакции) компоненты. Избыток исходных веществ сдвигает равновесие в сторону продуктов реакции, избыток продуктов реакции — в сторону исходных веществ (в соответствии с принци- [c.90]

Все рассмотренные кривые отличаются скачком при прохождении ими точки эквивалентности (т = 1) в этой области наибольшей крутизны кривой касательная пересекает кривую. Это объясняется тем, что в области т = 1 равновесие в значительной степени подвержено влиянию концентраций всех взаимодействующих веществ, входящих в системы титруемого вещества и титранта. Поэтому показатель концентрации ионов или потенциал системы для точки, соответствующей точной стехиометрии реакции, можно определить из соответствующих условий равновесия [c.66]

НО несколько подходов, зависящих от конкретных условий. Если концентрация комплекса достаточно велика (около 0,02 моль л), то можно изучать геометрию комплекса, его стехиометрию и равновесие с отдельными компонентами. [c.129]

При температурах ниже 400 К равновесие практически полностью сдвинуто в сторону образования NOj. Данная реакция может протекать везде в трубопроводах, теплообменниках и в других аппаратах. Установлено, что кинетическая модель отвечает стехиометрии реакции [c.418]

Очевидно, что первое предположение учитывает стехиометрию и константу равновесия химической реакции, а второе - основывается на уравнении Нернста, что справедливо лишь для обратимых электродов. Следует заметить, что метод Грана не учитывает изменения коэффициентов активности ионов. Обычно это изменение оказывает незначительное влияние. Его можно свести к минимуму, если при титровании добавить к исследуемому раствору индифферентный электролит относительно высокой концентрации, чтобы поддерживать постоянной ионную силу. Метод Грана не учитывает также влияния побочных процессов при установлении равновесия в ходе титрования, что проявляется в виде искривления графиков в случае разбавленных растворов или когда реакция между определяемым веществом и титрантом протекает медленно. [c.250]

Из уравнений (11,13) и (11,16) следует, что при равных значениях К ш большое влияние на ход кривой равновесия оказывает стехиометрия процесса. Так, хемосорбенты с высоким значением к (/I > 1) хуже регенерируются при снижении давления, но выгодны при тонкой очистке и при низких парциальных давлениях исход-ного газа. [c.34]

Форму кривой титрования легко предсказать. Концентрацию каждого иона в последовательных точках при титровании вычисляют известными методами, основанными на законах стехиометрии, равновесия и разбавления. Умножив концентрации на величину Ло из табл. 18-1, получают относительные вклады всех ионов, суммирование которых дает кривую титрования. Для примера на рис. 18-5 показано титрование НС1 раствором NaOH. Изменение сигнала, пропорционального электропроводности (рис. 18-5, а), можно разложить на составляющие, характеризующие вклады различных ионов (рис. 18-5, б). [c.385]

В работах [9, 10] обсуждены различные способы выбора компонентов для термодинамического анализа дефектных растворов. Так, вюстит можно рассматривать как твердый раствор стехиометрического вюстита FeO и кислорода, FeO и Рез04 [И, 12], FeO и Fev,0 [3, 4], двух нестехиометрических вюститов — Fei j ,0 и Fei-j jO [10] (где Х и Х2 — минимальная и максимальная концентрации дефектов). Вюстит с максимальным отклонением от стехиометрии соответствует равновесию (при данной температуре) на границе с последующим окислом, а вюстит с минимальным отклонением от стехиометрии — равновесию на границе с металлом. [c.34]

Все обратимые химико-технологические процессы стремятся к ранновесню. Количественно состояние равновесия описывается законом действующих масс и выражается копстаитои равновесия ири цостояпиой температуре и наличии равновесия определяется отношением произведения действующих масс продуктов реакции к произведению действующих масс исходных веществ. Для реакции аА + йВ О (—Л//°), где а, Ь, с/— стехиометри- [c.91]

Соединения типа МеОН и литийорганические соединения образуют комплексы [32—34], точная стехиометрия которых неизвестна. По-видимому, существует таутомерное динамическое равновесие между связью С—Ме и О—Ме, которое приводит к совершенно другим центрам роста, отличным от одного алкиллития [c.275]

Заметим, что выражения для кажущейся константы равновесия, , и для истинной константы равновесия, Крад , зависят только от общей стехиометрии реакции, а не от конкретного механизма реаищи. Чтобы записать выражение для константы равновесия, нет необходимости знать подробности протекания реакции на молекулярном уровне. Это важное обстоятельство уже упоминалось в гл. 4, но теперь получило термодинамическое подтверждение. [c.82]

На самом деле указанный вывод ощибочен. Он справедлив лищь в том случае, когда реакция представляет собой простой одностадийный процесс, для которого стехиометрия реакции отражается в показателях степеней концентрационных членов кинетического уравнения. В частности, он справедлив для реакций такого типа, как рассматриваемые здесь простые бимолекулярные реакции. Если константа равновесия равна отношению констант скоростей прямой и обратной реакций, то на основании уравнения (22-9) можно предположить, что энтальпия реакции должна представлять собой разность двух энергий, , и 2- [c.365]

Конечной целью исследований равновесий является выяснение стехиометрии сосуществующих в растворе химических образований (форм) и расчет констант равновесия. Задача обычно решается путем анализа и математической обработки экспериментальных зависимостей типа свойство раствора — состав раствора. Для количественного решения необходимо в явном или неявном виде установить функциональную связь между измеряемым физико-химическим свойством (свойствами) раствора и его аналитическим составом Число основных физико-химических положений, используемых при этом, неве-лпко. Математически опи моделируются уравнениями, которые можно разбить на три группы уравнения материального баланса (МБ), уравнения закона действующих масс (ЗДМ), уравнения связи измеряемого свойства с равновесными концентрациями тех или иных химических форм. [c.5]

Математическая формулировка ЗДМ отражает следующее экспериментальное положение равновесные концентрации химических форм при некоторых из.мепениях общего состава раствора lie могут изменяться произвольно, а связаны определенными соотношениями. Вид этих соотношений должен быть известен экспериментатору заранее. Например, в рамках вариаций состава растворов концентрационные константы равновесия либо сохраняют удовлетворительное постоянство, либо меняются по известнодгу закону (например, Дебая — Хюкке-ля). Если число и стехиометрия форм известны заранее из независимых данных, то характер изменения концентрационных констант в функции состава раствора можно не знать, а установить по результатам проведенного исследования [c.6]

Аналогичные подходы используются при определении констант равновесия, термодинамических и физических параметров молекул комплексов по данным спектрофотометрии и ЯМР-спектроскоппи, калориметрии, диэлектрометрии, криоскопии и др. [4, 5]. Решаются следующие задачи 1) по экспериментальным данным при известной стехиометрии реакции рассчитываются искомые параметры 2) если необходимо, осуществляется выбор наиболее вероятной схемы реакции. При этом большое значение имеет обоснованное использование статистических критериев [31. [c.113]

Определить равновесный выход при конверсии СО, если в исходной парогазовой смеси оксид углерода(II) и водяной пар находятся а) в стехиометрии ческом соотношении б) в соотношении НгО СО = 3 (по объему) Конотайта равновесия К = 0,15. [c.43]

Константу равновесия можно выразить через общее давление системы и равновесный состав. Наиример, при проведении реакции СО-Ь2Н2=г= СНзОН исходные веидества были взяты в стехиометри-ческом соотношении 1 моль СО и 2 моль ЬЬ. При равновесии получено X моль СНзОН. Тогда (1—х) — равновесное количество молей СО 2(1—л ) — равновесное количество молей Hl>. Парциальное давление равно общему давлению, умноженному иа молярную долю данного компонента [c.247]

Построение данного учебного пособия основано на последовательности ступеней познания теоретических начал химии стехиометрия, термохимия, эргохимия (химическое равновесие и основы химической термодинамики), хронохимия (основы химической кинетики), начала уче- [c.3]

Кафедра неорганической химии. Получил дальнейшее развитие структурно-термодинамический подход к описанию протолитических равновесий и равновесий комплексообразования в бинарных водно-органических средах, основные компоненты которого составляют А) знание сольватного состояния (стехиометрии и констант образования гетеросольватов) каждого из участников равновесия - комплексообразователя, лиганда, комплекса, протона В) количественные данные об ассоциативных равновесиях между компонентами бинарного растворителя С) использование констант равновесий в унитарной (мольно-долевой) шкале, исключающее из рассмотрения вклад упаковочного члена, характеризующего растворитель, а не процесс в растворе О) использование равновесных данных по сольватному состоянию реагирующих частиц для нахождения энергии Гиббса переноса реагента из реперного растворителя в бинарный, обусловленной изменениями окружения реакционных центров в ходе варьирования состава бинарного растворителя Е) разделение общей энергии Гиббса переноса равновесия (и его участников) на вклад стехиометрической сольватации и структурный вклад, отражающий реорганизацию растворителя вокруг растворенной частицы и образование полости соответствующего размера. [c.151]

В результате этих исследований был решен ряд вопросов метрики химических диаграмм, в частности, разработаны методы определения констант равновесия и стехиометрии протекающих в жидких системах процессов межмолекулярного взаимодействия. В ряде работ разрабатывались методологические вопросы отдельных методов физико-химического анализа еолюмо-, вискози-, кондукто-, диэлько-и рефрактометрии. [c.176]

Исследования фазовых равновесий методами Т. ранее заключались в определении парциальных давлений р-рителя и растворенного в-ва над идеальными р-рами (с использованием законов Рауля и Генри) в измерении мол. массы растворенного в-ва по повьппению т-ры кипения р-ра (эбулиоскопия) в исследовании равновесий жидкость-пар. Позднее с помощью Т. стали изучать равновесия в фазовом пространстве давление-т-ра-состав (р-Г-X-диаграммы) с целью определения областей существования фаз и функцион. зависимостей между составами фаз, т-рой и давлением пара. На этом основаны тензиметрич. исследования отклонения от стехиометрии в кристаллах (тензиметрич. сканирование пов-сти солидуса), что особенно важно для в-в (полупроводников и др. неорг. материалов), физ. св-ва к-рых резко меняются в зависимости от состава в узкой (менее 1 ат. %) области гомогенности. [c.521]

Для каталитических процессов порядок реакции почти всегда ниже, чем их стехиометрия по химическому уравнению. Так, при некаталитическом окислении диоксида серы 2S02 + 02 2S0a порядок реакции п = 3 при окислении же на катализаторах в зависимости от их активности порядок реакции п снижается по мере повышения активности катализатора. По данным Г. К. Борескова, для мало активного окисножелезного катализатора п = 2,5, для более активного ванадиевого га=1,8 и для самого активного платинового п=. Однако катализаторы не влияют на состояние равновесия и константа равновесия для каталитического процесса соответствует стехиометрии гомогенной некаталитической реакции, поэтому [c.45]

В определении констант устойчивости за последние годы достигнут значительный прогресс [188—195]. Это касается как экспериментальных методов определения равновесных концентраций, так и методов обработки экспериментальных данных В первой группе факторов можно отметить повышение прецизионности потенциометрической аппаратуры, автоматизацию рН-метрического титрования, введение в практику ионоселективных электродов на многие катионы и анионы. Успешное развитие второй группы факторов связано с внедрением быстродействующих ЭВМ с соответствующим математическим обеспечением, позволяющим производить расчет ступенчатых равновесий без введения каких-либо ограничений на стехиометрию реакций и на область существования тех или иных форм комплексов [191]. В частности, среди последних вариантов универсальных программ, рекомендуемых комиссией Химическое равновесие ШРАС [ 95], можно назвать SUPERQUAD, АСВА, ESA3. Подробное изложение конкретных методов и программ здесь не представляется возможным, однако рассмотрение закономерностей изменения констант устойчивости комплексонатов целесообразно предварить некоторыми замечаниями относительно надежности обсуждаемых величин. [c.103]

Глины относятся к классу минералов. В этом случае стехиометрия соединений не фиксируется и не может быть выражена простыми целыми числами. Эти материалы плохо растворимы, ио могут обменивать определенные катионы в своей решетке на катионы, присутствующие в растворе (например, в морской воде, в которой соц жание электролитов составляет 0,7моль/л). Такое замещение называется прочесса ионного обмена и может быть охарактеризовано следующим равновесием [c.216]

Важно, не путать реакции, описываемые уравнением (11-9), когда они протекают в анаэробных клетках, с тесно сопряженной парой окислительно-восстановительных реакций в случае гомоферментативного молочнокислого брожения (гл. 9, разд. Е, 1, а). Смысл вывода, к которому пришли Кребс и Вич, соотоит по существу в том, что стадии а и 0 в уравнении (11-9) находятся в большинстве случаев в равновесии, а стадия б может протекать относительно медленно. Кроме того, следует иметь в виду, что пируват утилизируется во многих других метаболических реакциях, а АТР гидролизуется и превращается в ADP в результате многочисленных процессов, протекающих в клетке. Восстановленный NAD не вступает в цикл между двумя ферментами в стехиометри-ческих количествах, и образующиеся восстановительные эквиваленты NADH в большей части переносятся в митохондрии. Смысл реакций, описываемых уравнением (11-9) состоит в том, что окислительно-восстановительные пары составляют окислительно-восстановительную буферную систему определенного типа, которая поддерживает отношение [NAD+]/[NADH] на уровне, необходимом для ее метаболического функционирования. [c.470]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология