Равновесие химическое состояние

Всякое изменение состояния системы молекул (среднестатистическая функция распределения по уровням энергии) сопровождается стремлением к новому состоянию равновесия (релаксация). Поглощение зв)т<а всегда сопровождается релаксационными процессами, которые могут остановиться в состоянии неустойчивого равновесия (метастабильное состояние). Нахождение вещества в этом состоянии делает его весьма чувствительным к разнообразным трансформациям. В работе [443] показано, что в метастабильном состоянии субстанция склонна к быстрым химическим изменениям. В этой же работе приводятся сведения, что существует прямая пропорциональная связь между константой скорости химической реакции, энергией и энтропией активации и временем релаксации. [c.49]

Состояние химического равновесия определяется двумя признаками 1) если система находится в состоянии равновесия, то состав ее с течением времени при постоянных внешних условиях не изменяется 2) если система, находящаяся в равновесии, будет выведена из этого состояния вследствие внешних воздействий, то с прекращением их действия она возвратится к прежнему состоянию. При практическом определении равновесия химических реакций, протекающих сравнительно быстро, часто руководствуются только первым признаком. [c.245]

Кинетику превращений в системе жидкость (газ) — жидкость рассмотрим на примере абсорбции газа жидкостью с одновременной химической реакцией, считая, что реакция проходит только в жидкой фазе. До сих пор для количественного описания таких превращений широко используется пленочная теория Льюиса и Уитмена. Согласно этой теории, по обе стороны межфазной поверхности газ —жидкость существуют ламинарные пограничные пленки. Несмотря на то, что пленочная теория гидродинамически обоснована только для газа, она проста и удобна в применении. Предполагается, что вне пределов пограничных плепок изменения концентраций реагентов в направлении, перпендикулярном к межфазной поверхности, отсутствуют, а на поверхности контакта фаз между концентрациями абсорбируемого компонента в жидкости и в газе устанавливается динамическое равновесие. В состоянии такого равновесия зависимость между парциальным давлением газообразного компонента и его концентрацией в жидкой фазе выражается законом Генри. Принятая модель процесса используется при изотермических условиях его проведения. [c.250]

Расчет равновесия химических реакций для идеального состояния смеси веществ [c.260]

РАВНОВЕСИЕ ХИМИЧЕСКОЕ — состояние обратимой реакционной системы [c.207]

Равновесие химическое — состояние реакционной системы, в которой химическая реакция происходит одновременно в двух противоположных направлениях с одинаковой скоростью. [c.11]

Равновесие химическое — состояние реакционной системы, в котором прямая и обратная реакции протекают одновременно и с одинаковыми скоростями. [c.24]

Снова получены две различных, но равноценных формулировки условий равновесия, хотя в уравнении (9-17) использована экстенсивная, а в уравнении (9-18) — интенсивная величины состояния. Эти зависимости пригодны как при физическом равновесии, так и при равновесии химической реакции компонентов в двухфазной системе. Переход компонентов между двумя физическими фазами (например, пар — жидкость) может происходить в изображенной на рис. 9-3 [c.129]

Выше указывалось, что возможность изменения состояния равновесия имеет важное значение для инженера-практика. Изложение условий состояния равновесия было дано без сведений о том, какие интенсивные характерные для равновесия величины состояния следует изменять, чтобы передвинуть равновесие. Кроме того, важно знать, в какую сторону сдвинется равновесие, если какую-либо величину состояния равновесной системы изменить определенным образом. Ответ на этот вопрос дает принцип Ле Шателье — Брауна, известный из термодинамики Если в термодинамической системе, находящейся в состоянии стабильного равновесия, изменить какую-либо интенсивную величину состояния, то равновесие при этом передвинется таким образом, чтобы изменение соответствующих сопряженных экстенсивных величин состояния было по возможности наименьшим . Вывод этого правила можно найти в учебниках по термодинамике, и мы ограничимся только описанием конкретных случаев. С нашей точки-зрения, большую роль играют интенсивные переменные состояния — такие как температура, давление и химический потенциал. Рассмотрим, какое передвижение равновесия числа пробегов реакции будет происходить при изменении этих величин, т. е. какой знак будет перед частными производными [c.140]

По мере проведения процесса скорость реакции образования продуктов Р и Q уменьшается, а скорость обратной реакции (т. е. получения А и В) возрастает, что следует из направления изменения концентраций этих реагентов в системе. В состоянии равновесия химической системы скорости прямой и обратной реакции равны [c.211]

Приведенные выше кинетические зависимости были выведены при предположении, что сопротивление химической реакции лимитирует скорость поверхностной реакции. Однако можно допустить, что сопротивление одного из сорбционных процессов оказывает решающее влияние на эту скорость, например сопротивление адсорбции одного из исходных веществ. Тогда скорость поверхностной реакции можно представить с помощью кинетического уравнения адсорбции указанного реагента. Концентрация этого исходного вещества, используемая в уравнении, будет соответствовать концентрации, обусловленной состоянием равновесия химической реакции на поверхности, а концентрации других реагентов — состоянием равновесия сорбционных процессов. [c.280]

Из приведенных данных следует, что каждый этап какого-либо процесса необходимо проводить в возможно большем отдалении от состояния равновесия и, следовательно, при наибольшей разности потенциалов, т. е. максимальной движущей силе процесса. Однако при желании повысить эффективность проводимого процесса, необходимо стремиться к максимальному использованию возникшей разности потенциалов (температур, давлений, концентраций, приблизиться по возможности к состоянию равновесия химической реакции и т. д.) [c.349]

Одной из основных идей современной физики и химии является понятие о квантованных состояниях нли квантованных энергетических уровнях. Большое значение этих представлений для химии обусловлено тем, что все равновесные свойства газов могут быть вычислены на основании данных об энергетических уровнях их молекул. К этим свойствам относятся термодинамические величины теплоемкости, энтропии, свободные энергии образования и константы равновесия химических реакций. Во многих случаях величины, вычисленные таким образом, точнее, чем найденные экспериментально в других случаях вычисления являются единственно доступным в настоящее время методом получения необходимых данных, так как проведение соответствующих экспериментальных измерений практически невозможно. [c.292]

Термодинамика, наряду с другими вопросами, изучает условия равновесия химических реакций. На современном уровне развития для большинства реакций термодинамика дает ответ на первый вопрос, пользуясь обобщениями, основанными на тепловых и спектроскопических данных и на измерениях параметров уравнения состояния системы. [c.12]

Электрическая энергия, вырабатываемая элементом (или цепью элементов), равна полезной работе А суммарного процесса, протекающего в элементе, который мы рассматриваем как термодинамическую систему. Полезная работа Л, процесса максимальна н равна убыли изобарного потенциала системы —AG. Это изменение изобарного потенциала вызвано совокупностью электрохимических реакций на электродах, т. е. суммарной химической реакцией или другими физико-химическими процессами (растворение, выравнивание концентраций, фазовое превращение и др.), протекающими обратимо. В том случае, когда процесс является обратимым, можно, заставляя элемент работать при почти полной компенсации его э.д.с. внешней разностью потенциалов, т. е. заставляя его находиться бесконечно близко к равновесию (этому состоянию и соответствует измеренная величина ), вычислить изменение изобарного потенциала системы AG через измеренную э.д.с.. [c.527]

Константа химического равновесия. В состоянии равновесия в реагирующей системе концентрации веществ (парциальные давления) не изменяются. Как было установлено, для процесса [c.195]

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]

При амперометрическом титровании следует особое внимание уделять выбору полярографического фона, учитывая возможные побочные химические реакции, связанные с изменением равновесия химической реакции титрования и состояния ионов определяемого вещества и титранта в растворе. [c.156]

МОЖНО отыскать точку М состояния смеси. Состояние продукта после достижения равновесия химической реакции представляет точка пересечения изоэнтальпы м и изобары для действующего давления. [c.681]

В состоянии равновесия химические потенциалы обеих фаз равны [c.85]

В ходе химических реакций не происходит ядерных превращений. Поэтому обычно для продуктов равно (-г, для исходных веществ. Это означает, что ядерная спиновая статсумма не оказывает влияния на константы равновесия химических реакций. (Ситуация с <7дд коренным образом отличается от так как электронное спиновое состояние может меняться в ходе химических реакций.) Поэтому при термодинамических расчетах условно полагают, что [c.111]

Реакционная способность химической системы при заданных условиях характеризуется скоростью и возможной глубиной химической реакции. Направление и глубина химической реакции определяются законами химической термодинамики. Согласно второму закону термодинамики условия направленности и равновесия химических реакций при постоянных Я и Г записываются в форме О (см. гл. X). В качестве меры химического сродства реакции принимается значение нормального (стандартного) сродства Afi° 298) (см. 75). Нормальное сродство мэжет быть меньше и больше нуля. Термодинамически наиболее вероятны реакции, у которых значения нормального сродства наиболее отрицательны. По значению (298) можно судить о вероятности той или иной реакции при парциальных давлениях (активностях) исходных и конечных продуктов, равных единице. Однако не следует делать вывод, что реакция вообще неосуществима, если А ° Т) > 0. Изменив парциальные давления начальных или конечных продуктов, можно создать условия, когда А О(Т) будет меньше нуля, и реакция пойдет слева направо. В табл. 28 привета б л и ц а 28. Степень превращения исходных веществ (х) и (2Я8) процесса, протекающего до равновесного состояния при отсутствии продуктов реакции в исходной системе [c.522]

По этому уравнению можно рассчитать изменение энергии Гиббса для превращения указанных выше количеств исходных веществ в продукты при р, 7 = onst. Если известна константа равновесия химической реакции, легко оценить знак выражения, стоящего в квадратных скобках уравнения (4.14). Если первый член этого выражения меньше второго, реакция будет идти самопроизвольно слева направо, так как для этого процесса ДСр, <0. В противном случае самопроизвольно будет протекать обратная реакция. Если же окажется, что сумма, стоящая в квадратных скобках (4.14), равна нулю, компоненты смеси находятся в состоянии равновесия (AGp, г=0) и реакция не будет протекать самопроизвольно ни в прямом, ни в обратном направлениях. [c.164]

Таким образом, в соответствии с принципом минимальной скорости производства энтропии для химически реакционноспособ-ных систем, близких к термодинамическому равновесию, стационарному состоянию соответствует минимум функционала [c.360]

Зависит ли и как константа равновесия химической реакции Кс и Кр, протекающей в идеальном газообразном состоянии, от концентрации реагирующих веществ [c.49]

Большинство химических реакций обратимые, т. е. заканчиваются после достижения состояния, называемого химическим равновесием. Химическое равновесие выражается уравнением [c.38]

Равновесие химическое — протекание химической реакции в прямом и обратном направлении (см. обратимые реакции в гл. IV), устанавливается такое состояние, когда скорости прямой и обратной реакции равны, а концентрации реагентов и продуктов постоянны (стационарны). Оно характеризуется константой равновесия а скорость его достижения — временем релаксации т (см. гл. IV, 1). [c.12]

Иногда состав смеси, в которой возможна химическая реакция, остается продолжительное время неизменным, но не потому, что процесс уже закончился и наступило равновесие, а вследствие того, что без катализатора процесс протекает настолько медленно, что происходящие изменения не могут быть экспериментально обнаружены. Для установления равновесия можно воспользоваться вторым признаком равновесия — признаком его подвижности. Если система, находящаяся в равновесии, будет в незначительной степени выведена из этого положения внешним воздействием, то по прекращении последнего она самопроизвольно возвращается в прежнее состояние. Если с изменением внешних условий (температуры, давления и т. д.) состав смеси будет изменяться, а при возвращении к старым условиям будет возвращаться к исходному, то это означает, что рассматриваемое состояние является равновесным. Если же этого нет, то система не достигла еще состояния равновесия. Система, состояние которой характеризуется двумя этими признаками — неизменяемостью состава и подвижностью, называется равновесной системой, а состав ее — равновесным составом. [c.247]

Сборник задач и упражнений по физической и коллоидной химии содержит 800 задач и упражнений, относящихся к следующим разделам данного курса газы и жидкости, первый и второй законы термодинамики, термохимия, фазовые равновесия и растворы, химическое равновесие, химическая кинетика, электрохимия, поверхностные явления, коллоидное состояние вещества, Каждый раздел включает параграфы, в которых кратко излагаются некоторые теоретические вопросы, приводятся формулы, необходимые для решения задач. В разобранных примерах даны методические указания для решения задач и выполнения упражнений. [c.2]

Рис. 65. Обоснование двухфазных равновесий в системах с пренебрежимо малыми областями растворимости в твердом состоянии а —смесь двух твердых компонентов б —равновесие твердого компонента А и жидкого раствора в —равновесие химического соединения и жидкого раствора

Если в равновесии находятся жидкость и пар или твердое вещество и пар, то из условия равновесия химический потенциал вещества в конденсированном состоянии можно выразить через давление насыщенного пара, р° [c.159]

Химический потенциал и константа равновесия. Прежде чем перейти к выводу статистического выражения для константы равновесия химической реакции, сначала рассмотрим идеально-газовую смесь, содержащую молекул первого компонента, молекул второго компонента и т. д. Поскольку совокупность частиц отдельно рассматриваемых компонентов можно представить в качестве независимо сосуществующих систем — подсистем, большую сумму по состояниям смеси следует записать в виде произведения соответствующих сумм для подсистем, т. е. [c.217]

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]

Важной особенностью катализа является сохранение ката — лизс1тором своего состава в результате промежуточных химических взаимодействий с реагирующими веществами. Катализатор не расходуемся в процессе катализа и не значится в стехиометрическом уравнении суммарной каталит ической реакции. Это означает, что катализ не связан с изменетн-тем свободной энергии катализатора и, следовательно, катализатор не может влиять на термодинамическое равновесие химических реакций. Вблизи состояния равновесия катализатор в равной степени ускоряет как прямую, так и обратную [c.79]

Пример П-10. Определить число степеней свободы ХТС, пзображенных на рис. П-10, а—в. Элементы систем находятся в условиях термодинамического равновесия, химические и физические превращения внутри элементов не происходят, в физические потоки являются гомогенными и состоят из с компонентов. Рассматриваемые ХТС представляют собой определенную совокупность типовых элементов трех видов простого элемента, имеющего один входной и один выходной физические потоки (рис. П-10, а) элемента разделения с одним входным и двумя выходными потоками (рис. П-10, б) элемента смешения, имеющего два входных и один выходной физические потоки (рис. П-10, в). Состояние каждого физического потока характеризуется с -р 2 информационными переменными [c.68]

Для выявления связи между переменными исходим из того, что при равновесии химические потенциалы компонентов во всех фазах равны между собой при Р, 7= onst. Далее составляем тождества и равенства для состояний фаз, относя верхние индексы к фазам, а нижние — к компонентам. Тогда усло- [c.161]

Как видно, по форме (126.1) совпадает с известным законом идеальных газов. Уравнение Вант-Гоффа можно получить на основании следующих термодинамических соображений. Растворитель будет проникать в раствор через полупроницаемую перегородку до тех пор, пока не установится равновесие. При равновесии химические потенциалы растворителя в чистом состоянии и в растворе будут одинаковы = Xi- При постоянных температуре и давлении Ц] = = onst, а fil = /(Л, Xi) причем = Р + п, если Р — первоначальное давление, я —осмотическое давлейие. Так как = f(P , Xi), то [c.359]

Однако в каком направлении будет в действительности протекать процесс, нри каком соотношении концентраций реагентов установится состояние равновесия химической реакции и как температура и давле1те влияют иа это состояние равновесия — на все этп вопросы первое начало не может ответить. Ответ на эти вопросы дает второе начало термодинамики. [c.106]

Катализатор не влияет на константу равновесия химической реакции. Для доказательства этого утверждения рассмотрим реакцию, в которой исходные вещества и продукты наз ятся в стандартном состоянии. Проведш реаШйю один без катализатора и другой раз с катализатором. Стандартное изменение изобарного потенциала в обоих случаях будет одинаковым, так как он является функцией состояния. Поэтому и константа равновесия, которая связана со стандартным изменением изобарного потенциала уравнением [c.405]

Фазовые равновесия. Рассмотрим вначале ус 10вия фазового равновесия, следуя методу Гиббса. Гиббс характеризует химическое состояние системы числом граммов т, т ,. .Ши различных химических веществ компонентов Аи Лг,. . ., Аи, из которых состоит система. В настоящее время при обсуждении вопросов химической термодинамики принято в качестве единицы массы вещества брать не грамм, а моль. Поэтому условимся химическое состояние системы характеризовать числом молей Пи а,. .., пь компонентов, составляющих систему. [c.202]

Чтобы вывести условия фазового равновесия в общем виде, нужно в объединенное уравнение первого и второго начал термодинамики (IV.45) ввести в качестве независимых переменных числа молей веществ, хара1ктеризующих химическое состояние системы. [c.202]

Важнейшие задачи физической химии сводятся в самом об-ш,ем виде к следующему к изучению общих законов строения веществ, изучению условий, определяющих состояние равновесия химической системы, нахождению закономерностей, определяющих приицишгальттую возмолшость перехода из одного равновесного состояния в другое, и, наконец, к исследованию реальных процессов такого перехода, т. е. процессов химических превращений. Две из этих задач, а именно изучение равновесных состояний и общих законов, определяющих возможность перехода из одного равновесного состояния в другое,составляют предмет раздела фи ичес1 ой химии, который называется химической термодинамикой. В хшушческой термодинамике рассматриваются приложения одного из больших разделов общей физики — термодинам 1ки — к химическим явлениям. [c.6]

Общая химия в формулах, определениях, схемах (1996) -- [ c.0 ]

Общая химия в формулах, определениях, схемах (0) -- [ c.110 ]

Общая химия в формулах, определениях, схемах (1985) -- [ c.0 , c.110 ]

Общая химия в формулах, определениях, схемах (0) -- [ c.110 ]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология