Равновесие химическое положение

Общую формулировку влияния различных факторов на смещение химического равновесия дает положение, известное в химии под названием принципа Ле Шателье при изменении в равновесной системе одного из параметров состояния (Р. Т, С) происходит сдвиг равновесия в направлении процесса, ведущего к ослаблению произведенного воздействия. [c.101]

Исследование положений равновесия химического реактора позволяет получить представление об устойчивости в малом, т. е. о том, как ведет себя реактор, если возмущения приводят к малым отклонениям от того или иного стационарного режима. Не меньший практический интерес представляет вопрос о том, к какому режиму будет приближаться реактор при произвольных возмущениях, т. е. какова его устойчивость в большом. [c.121]

Если сейчас проанализировать влияние изменения концентраций, давления и температуры на направление смещения химического равновесия в реагирующей смеси, то окажется, что равновесие всегда смещается в сторону ускорения реакций, противодействующих производимым изменениям условий, при которых реагирующая смесь находится в состоянии химического равновесия. Это положение является очень важным при решении многих технологических вопросов. Например, из рассмотрения влияния давления и температуры на положение равновесия в реакции синтеза аммиака вытекает, что увеличению выхода аммиака способствуют повышение давления и понижение температуры. Однако необходимо иметь в виду следующее. Максимальная концентрация аммиака в реагирующей смеси при данных условиях соответствует равновесной. Но при низких температурах скорости реакций малы и для установления равновесия требуется много времени, что сильно снижает производительность всего процесса. Поэтому синтез аммиака ведут при повышенных температурах и с применением катализаторов. [c.119]

С изменением температуры положение равновесия химической реакции смещается. Поэтому константа равновесия является функцией температуры. [c.304]

Из того обстоятельства, что каталитическое действие не связано с изменением свободной энергии катализатора, однозначно вытека ет невозможность смещения положения равновесия химической реакции под воздействием катализаторов. Следовательно, вблизи состояния равновесия катализаторы должны в равной степени ускорять как прямую, так и обратную реакции. При удалении от состояния равновесия это условие может и не выполняться. [c.91]

Приведенное правило о влиянии давления на положение равновесия химической реакции является частным случаем принципа Гиббса — Ле Шателье. [c.253]

Предел равновесия реакций горения обычно сдвинут в сторону продуктов горения. Часто равновесие оказывается настолько сильно сдвинутым, что реакцию считают практически необратимой. Однако при некоторых физических условиях равновесие реакций горения наступает при значительном содержании в смеси исходных веществ, т. е. горючего и окислителя. Поэтому в зависимости от условий протекания процесса горения в реакцию может вступить большая или меньшая доля исходных веществ. Для полного использования химической энергии топлива необходимо реакции горения доводить практически до конца. В условиях промышленного сжигания топлива равновесие достигается редко ввиду малого времени, предоставляемого для протекания реакций горения. Однако направление изменения равновесия и положения равновесия имеют большое значение [c.52]

Из изложенного следует, что вопрос о положении равновесия химической реакции тесно связан с вопросом о направлении химического процесса. Изучением химического равновесия и направления протекания химического процесса занимается раздел физической химии, получивший название химическая термодинамика. [c.177]

Следует отметить, что катализ не связан с изменением энергии Гиббса катализатора, поэтому воздействие катализатора не может смещать положение равновесия химической реакции. Вблизи состояния равновесия катализаторы в равной степени ускоряют как прямую, так и обратную реакции. [c.202]

Учение о химическом равновесии, некоторые положения которого были изложены в предыдущей главе, являются составной частью термодинамики. В настоящее время наряду с термодинамикой равновесных систем успешно развивается термодинамика необратимых процессов, приобретаю/цая большое значение в самых различных областях науки и техники, в частности при изучении биологических процессов. Химическая термодинамика—один из разделов термодинамики равновесных систем — вскрывает основные законы энергетики химического равновесия. [c.60]

При неизменных внешних условиях состояние (положение) равновесия сохраняется сколь угодно долго. Изменения температуры, концентрации реагентов (а для газообразных систем иногда давление) приводят к нарушению равенств скоростей прямой и обратной реакций, а следовательно, и к нарушению равновесия. Через некоторое время равенство скоростей реакций снова восстанавливается. Однако равновесные концентрации реагентов в новых условиях другие. Переход системы из одного равновесного состояния к другому называется смещением или сдвигом равновесия. Химическое равновесие можно сравнить с положением коромысла весов. Подобно тому, как оно изменяется от добавления груза на одну из чашек, химическое равновесие может смещаться в сторону прямой или обратной реакции в зависимости от условий процесса. Каждый раз при этом устанавливается новое равновесие, соответствующее новым условиям. [c.174]

В положении равновесия химический потенциал чистого растворителя прн давлении 1 атм (ц ) равен химическому потенциалу растворителя в растворе, к которому приложено дополнительное давление [c.115]

Влияние растворителя на положение равновесия химической реакции определяется разностью влияний на стандартные потенциалы исходных и конечных веществ. Существование солевого эффекта убедительно показывает, что влияние свойств среды на скорость реакции определяется разностью влияния на стандартные потенциалы реагентов и переходного состояния, причем влияние на переходное состояние в принципе не отличается от влияния на стабильную молекулу. Поэтому в случае как скорости, так и равновесия проблема влияния растворителя на реакционную способность сводится к вопросу о влиянии растворителя на стандартный потенциал растворенного вещества. Этот эффект относительно понятен, когда растворенное вещество является электролитом. [c.282]

Любые две из трех величин б Л)х°, йдА/У° и 6, АЗ° определяют влияние структурных изменений на положение равновесия химической реакции и его температурную зависимость. Эти три величины связаны с фундаментальными характеристиками молекул, а именно с потенциальной энергией Ер, нулевой колебательной энергией Е и статистической суммой <3 следующими уравнениями [c.517]

С этой точки зрения можно утверждать, что диффузия, вступление компонента в любую химическую реакцию, самопроизвольное растворение самопроизвольная конденсация пара или испарение жидкости сопровождаются уменьшением химического потенциала мигрирующего компонента. При равновесии химические потенциалы всех компонентов в разных частях системы выравниваются. Расчеты движущих сил таких процессов и положений равновесия являются важнейшей задачей химической термодинамики. [c.387]

Обобщение накопленных данных о порядках реакций, константах скоростей движения химических систем к равновесию, о положениях равновесия в газах и растворах и об их зависимостях от температуры провел в 1884 г. Я, Вант-Гофф. Он сумел увидеть глубокую связь статики и динамики (термодинамики и кинетики) химических превращений. Уравнение зависимости константы равновесия Кр или К, [c.14]

Под термином свойство будем понимать ту или иную измеримую экспериментально количественную характеристику изучаемого соединения. При этом допустимо привлечение обоснованных физико-химических положений и вычислительных процедур. Характеристиками могут быть, например константы равновесия и скоростей, или соответствующие им энергии Гиббса реакции или активации энтальпии или энергии Гиббса образования соединений из элементов (или изолированных атомов) дипольные моменты различные спектральные характеристики и т. д. В этом плане реакционная способность, выраженная через константы равновесий или скоростей, не есть обособленный объект исследования и любую теорию реакционной способности следует рассматривать как частное приложение более общих теоретических построений, охватывающих с единой точки зрения ряд различных свойств изучаемых объектов. [c.7]

Если записать выражения АО (и 1) для аморфной, кристаллической и жидко-кристаллической фаз, то при каждой данной концентрации более выгодно то состояние, для которого значение свободной энергии минимально. Если же кривые для разных фаз пересекаются, то происходит переход из одной фазы в другую и в некоторой области концентраций обе фазы сосуществуют в равновесии. Поскольку в области равновесия химические потенциалы сосуществующих фаз одинаковы, то для определения положения этой области надо провести к пересекающимся кривым ДС (г ) общую касательную, которая отсекает на осях отрезки, равные значениям химических потенциалов соответствующих компонентов, а отрезок касательной между точками касания покажет ход кривой свободной энергии для состояния равновесия фаз [равенство (1)]. Если при этом касательная лежит ниже обеих кривых, то в данной области концентраций равновесие. фаз оказывается выгодней, чем любое из состояний, причем концентрация полимера в каждой фазе равна концентрации в соответствующей точке касания. В области фазового равновесия концентрации полимера в каждой фазе не меняются, а меняется соотношение фаз. [c.130]

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]

Проанализированы физико-химические положения, лежащие в основе методов изучения химических равновесий в растворах. Рассмотрены некоторые приемы планирования вкспериментов и обработки результатов. [c.189]

Научной ОСНОВОЙ процессов перегонки, ректификации, абсорбции и подобных является учение о термодинамическом равновесии, основные положения которого излагаются в ку]зсах физической химии и химической термодинамики. [c.50]

Это означ 1ет неизменность положения равновесия химической реакции (5.16). [c.140]

Изложены основные положения химической термодинамики, учения о гетерогенных равновесиях, химическом равновесии, термодинамике растворов, поверхностных явлениях и электрохимии. Книга рассчитана на повышениый уровень математической подготовки. [c.2]

Положение о том, что в системе при равновесии химический потенциал каждого компонента должен быть одинаков во всех фазах, лежит в основе выьюда правила фаз. [c.17]

Последовательно изложены основные положения химической термодинамики, учения о гетерогенных равновесиях, химическом равновесии, термодинамике растворов, поверхностных явлениях и электрохимии. В отличие от имеющихся пособий по физической химии усилены такие разделы курса, как термодинамика гетерогенных равновесий, поверхностные явления и электрохимия при рассмотрении ряда тер/лодинамических характеристик привлекается периодический занон Д. И. Менделеева. Книга рассчитана на повышенный уровинь математической подготовки. [c.335]

НОИ реакции равны, называется химическим равновесием. Химическое равновесие можно охарактеризовать с помощью константы (К) химического равновесия. Константа химического равновесия зависит от природы реагентов и температуры и не зависит от концентрации реагентов. При химическом равновесии концентрации веществ, вступивших в реакцию и образующихся в результате реакции, остаются постоянными, если не изменяются условия. При изменении условий — температуры, давления, концентрации реагирующих веществ — химическое равновесие смещается, происходит увеличение или уменьшение скорости прямой или обратной реакции. Направление смещения химического равновесия при изменениях концентрации реагирующих веществ, температуры и давления (в случае газовых реакций) определяется общим положением, известным под названием принципа подвижного равновесия или принципа Ле Шателъе если на систему, находящуюся в равновесии, производится какое-ли-бо внешнее воздействие (изменяется концентрация, температура, давление), то оно благоприятствует протеканию той из двух противоположных реакций, которая ослабляет воздействие. [c.132]

Частота 24,288 Мгц-, образец Рг05—Н2О, 1,14 части РгОб+ + З части Н2О.) Объяснение. Анализ смесн орто-пиро и полифосфорных кислот классическими методами выполнить трудно, поскольку эти кислоты существуют в состоянии равновесия друг с другом. Спектроскопические измерения не сдвигают точки этого равновесия. Химический состав соединения влияет на положение резонанса Р , что позволяет полностью разделить сигналы рз>, входящего в состав ортофосфата (Л), пирофосфата или конечных групп полифосфата (Б) и средних групп полифосфата (Я). Смесь содержит избыток РгОа сверх количества, требуемого для образования НзРО . Преобладающей компонентой смеси является пирофосфорная кислота (га-О) с небольшим количеством Н3РО1. Основное количество фосфора содержится в полифосфорных кислотах. [c.245]

Участие катализатора в химической реакции характеризуется оптимальной температурой при заданных условиях давления и времени контакта. Катализатор не меняет константы равновесия химической реакции, в которой он участвует, но он способствует получению конечного состояния равновесия в более короткий срок. Не масса участвующего в реакции вещества влияет на быстроту достижения равновесия, а упорядоченность расположения или ориентации молекул реагирующих компонентов и катализатора в пространстве, в котором происходит реакция. Реакция обмена реагирующих веществ облегчается независимо от того, является ли ориентация по своей природе электрической, магнитной, электромагнитной или химической. Соответствующее расположение в пространстве благоприятствует образованию молекулярных агрегатов. Элементы, имеющие наибольшие атомные объемы, имеют и наибольшие про-лиежутки между атомами, и обратно. Часто наблюдаемое селективное действие катализаторов может быть объяснено, если их активность рассматривать с точки зрения относительного положения и расстояния между активными атомами. [c.64]

Рассмотрим другой крайний случай — химическую адсорбцию, которая предполагает как крайние случаи образование ионных или ковалентных поверхностных химических соединений. Электронная теория хемосорбции [1] рассматривает хемосорбированные молекулы как некоторую поверхностную примесь , создающую в энергетическом спектре поверхности свою систему энергетических уровней. Заселенности уровней в условиях равновесия определяются положением уровня Ферми на поверхности. В соответствии с этим электронная теория хемосорбции рассматривает две формы хемосорбции нейтральную, слабую форму, когда связь молекулы с поверхностью осуществляется без участия свободных носителей решетки (ей соответствуют пустые уровни), и заряженную форму, при которой происходит локализация носителя на адсорбированной молекуле или вблизи нее (заполненные уровни). Однако такой чисто статистический подход [1] односторонен, поскольку он ничего не говорит о формах связи адсорбированной частицы с поверхностью и о положении их энергетических уровней в спектре кристалла. Нельзя не согласиться с автором работы [23], что из-за отсутствия сведений о спектре поверхности и его параметрах в настоящее время получены лишь общие сведения о хе-мосорбционной связи. [c.95]

Научные работы посвящены квантовой химии, химической термодинамике и молекулярной спектроскопии. Разработал приближенные методы расчета термодинамических свойств для большой группы органических соединений (парафиновых и алициклических углеводородов и др.). Результаты, полученные с помощью этих методов, позволили предсказать направление и положение равновесия химических реакций, послужили основой для объяснения скоростей реакций с привлечением статистической теории. С целью подтверждения своих теоретических выводов ировел ряд спектроскопических измерений. Нашел, что потенциальный барьер внутреннего вращения молекулы этана составляет 3 ккал/моль (а не О, как предполагали ранее). Высказал (1947) предположение, что циклопентан существует в складчатой конформации. [332] [c.395]

Еще незадачливее складывается положение, когда стремятся посредством одних только спектроскопических данных рассчитать констаЬты равновесия химических реакций. Принципиально это возможно, если, во-первых, энергетические уровни молекул реагирующих веществ экспериментально прослежены вплоть до полной термической диссоциации молекул на атомы и ссли, во-вторых, имеется возможность с достаточной надежностью экстраполировать энергии связи к состоянию при 0° К. На деле, однако, такое спектроскопическое определение энергий химической связи сопряжено с серьезными трудностями и слишком часто приводит к неточным, спорным результатам. Так, например, судя по данным, приведенным в [Б — 7], ошибки определения энергий диссоциации молекул MgH, М Р, СаР, 5гр, ВаР достигают 25%. [c.333]

РАВНОВЕСИЕ ХИМИЧЕСКОЕ — состояние реакционной системы, в к-рой рассматриваемая химич. реакция происходит одновременно в двух противоположных направлениях с одинаковой скоростью, вследствие чего состав системы остается постоянным, пока сохраняются условия ее существования. Положение равновесия характеризует тот предел, до к-рого в данных условиях реакция может протекать самопроизвольно, т. е. без затраты работы извне. Взгляд на Р. X., как на подвижное равновесие, устанавливающееся в результате сочетания двух реакций, идущих в противоположных направлениях, был высказан впервые Бертолле (1801—03). Дальнейшее развитие представлений о Р. х, связано с работами Малагути (1853), Сент-Клер Девиля (1857—64), Н. Н. Бекетова (1865), Гульдберга и Вааге (1864—67) и др. (см. Действующих масс закон). Термодинамич. теория Р. х. дана в работах Гиббса (1876—78), Гельмгольца (1882), Вант-Гоффа (1883), Ле Шателье (1888) и др. Для обратимой химич. реакции [c.209]

Общая химия в формулах, определениях, схемах (1996) -- [ c.111 ]

Общая химия в формулах, определениях, схемах (0) -- [ c.111 ]

Общая химия в формулах, определениях, схемах (1985) -- [ c.111 ]

Общая химия в формулах, определениях, схемах (0) -- [ c.111 ]

Справочник Химия изд.2 (2000) -- [ c.238 ]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология