Предел прямой и обратной реакци

Полученные из уравнения (1.3) значения констант скорости реакции при 140 °С оказались равными А ст = 0.00388 ч а = 3 = 0,125. Коэффициенты а и /3 в изученных пределах (130-160 °С) не зависят от температуры по уравнению (1.3) были найдены значения истинной константы скорости реакции для температур 130, 150 и 160 °С, а по ним - значения истинной константы скорости прямой и обратной реакции (табл. 1.7). [c.25]

Вычислить теплоту активации н энтропию активации для прямой и обратной реакций. Проверить применимость теории переходного состояния в этих температурных пределах. [c.343]

При исследовании химического превращения выяснилось, что состояние подвижного равновесия есть не состояние, а процесс, когда одновременно протекают две противоположные реакции. Предел наступает при одинаковых скоростях прямой и обратной реакций. Это положение, по которому химическое равновесие яв- [c.328]

Поскольку парциальное давление в остальных трех тиглях поддерживается в пределах 0,2 н- 0,01 атм, величины констант равновесия, достигаемые при разложении в этих тиглях, соответственно равны л 0,2 л 0,05 и л 0,01. Это означает, что для существования подвижного равновесия константы скорости обратной реакции к ) должны быть в 5, 20 и 100 раз больше, чем константы скорости прямой реакции (А +). Такие условия редко выполняются для гетерогенных процессов разложения [c.35]

Общий предел прямой и обратной реакции называется состоянием равновесия. [c.164]

Вернемся к обратимым реакциям. Чем обусловлено существование предела протекания реакции В каких случаях возможно самопроизвольное протекание прямой и обратной реакций Существуют два подхода, позволяющих получить ответы на эти вопросы кинетический и термодинамический. [c.166]

При таком соотношении парциальных давлений при 700 К самопроизвольно будет протекать не образование Н1, а его разложение. Таким образом, реакция взаимодействия водорода с иодом должна проходить не до конца, а только до определенного предела, точно так же, как и реакция разложения чистого Н1 идет до некоторого предела. Общий для прямой и обратной реакций предел зависит от температуры и определяется равен ством АОт = 0. [c.170]

Таким образом, термодинамический подход, так же как и кинетический, приводит нас к заключению о существовании некоторого общего для прямой и обратной реакций концентрационного предела - состояния динамического химического равновесия. В со-170 [c.170]

Для обратимых реакций, например этерификации спиртов, скорость процесса равна разности скоростей прямой и обратной реакций. Концентрации продуктов, образующихся в результате этих противоположных реакций, стремятся к пределу, который соответствует состоянию равновесия системы (рис. 32), [c.120]

Уравнения (fll, 107) и (111, 1 8) употребляются, например, в том случае, когда данные по скорости прямой реакции при низкой температуре используются вместе с термодинамическими данными для определения скоростей обратной реакции при высокой температуре. В уравнениях скорости в небольшо.м пределе температур А/У и AS. можно считать величинами постоянными. [c.233]

Индекс 1 относится к прямой и индекс 2 — к обратной реакции разность энергий активации обратной и прямой реакций 2 — 1 равна тепловому эффекту реакции h. Если /г<0, функция (VI. 37) неограниченно возрастает с повышением температуры. Следовательно, для обратимой эндотермической реакции опти.мальная температура повсюду должна быть фиксирована на верхнем пределе Г. При й>0 (экзотермическая реакция) условие максимума скорости получаем, дифференцируя уравнение (VI. 37) по Т [c.253]

Два последних уравнения приближенно описывают скорость прямой и обратной реакций лишь в начальный период. Выражением для скорости реакции, справедливым для любого момента времени, является уравнение (2.2). Из этого уравнения следует, что скорость реакции максимальна в момент времени < = О, если в этот момент времени в системе отсутствуют продукты реакции. С течением времени, вследствие уменьшения концентраций исходных веществ (сх,. . . ) и роста концентраций продуктов реакции (с1,. . . ), скорость реакции уменьшается, стремясь к предельному значению == 0. Этот предел наступает тогда, когда скорости прямой и обратной реакций становятся равными, что означает установление равновесия между исходными веществами и продуктами реакции. Обозначая равновесные концентрации буквами С и ] , из условия равновесия находим [c.13]

Совпадение предела реакции с ее равновесием, обязательное для термических реакций, не всегда наблюдается при фотохимических реакциях Обычно предел реакции не совпадает с равновесием в тех фотохимических реакциях, когда свет по-разному действует на прямую и обратную. реакции. Рассмотрим такой случай на том же примере реакции брома с водородом. [c.337]

В большинстве случаев равновесие не находится на полпути от пределов [46]. Лучше всего поддается исследованию реакция с наибольшей степенью превращения назовем ее прямой реакцией. Для приведенного кинетического исследования казалось целесообразным выбрать систему, равновесие которой находится посередине, чтобы можно было проводить измерения с сопоставимой точностью как для прямой, так и для обратной реакции. [c.332]

Самопроизвольно реакция может совершаться только когда максимальная работа реакции положительна. Пределом такого течения реакции является состояние равновесия, характеризуемое условиями Л17= О или Ар—О. Если, подставив в уравнение (27) или (28) заданные концентрации (или парциальные давления), реагирующих веществ и значение константы равновесия К для данной температуры, получаем положительное значение Ау (или А,,), то заключаем, что реакция в этих условиях может протекать "самопроизвольно в прямом направлении если же отрицательное, то в обратном. Реакция может протекать вплоть до достижения такого соотношения между содержанием компонентов реакции, которое отвечает константе равновесия. [c.160]

Изобара Гиббса — геометрическое место точек, отвечающих общим пределам прямых и обратных процессов, характеризующих равновесные состояния при различных температурах и постоянном (например, атмосферном) давлении. Великое значение работы Гиббса, давшего математическое выражение для изобары, сделается для нас понятным, если сказать, что этот закон сдвига химического равновесия с температурой применим, конечно, не только к приведенному только что случаю взаимодействия СОг с углем, но является общим законом для обширнейшего класса химических реакций. [c.211]

Замечено, что совпадение предела реакции с ее равновесием, обязательное для термических реакций, не всегда наблюдается при фотохимических реакциях. Несовпадение наблюдается в тех химических реакциях, где свет по-разному действует на прямую и обратную реакции. [c.452]

Предположим, что константы скорости всех прямых и обратных реакций этой системы г реакций в пределах ошибок опыта неразличимы, т. е. [c.44]

Поскольку в данном случае Q = Кравн (в пределах точности данных), описываемая система должна находиться в состоянии равновесия, и самопроизвольно не будет протекать ни прямая, ни обратная реакция. (Разумеется, на молекулярном уровне обе реакции продолжают протекать, по они точно сбалансированы и их результаты взаимно компенсируются.) [c.179]

Термодинамика играет исключительно важную роль в решении задач химической кинетики. Эта роль термодинамики особенно возросла с развитием экспериментальных методов атомной и молекулярной физики, сделавших возможным вычисление важных для кинетики термодинамических величин на основе статистики и квантовой механики. Одной иэ таких величин, в частности, является константа равновесия, которая с точки зрения химической кинетики прежде всего представляет самостоятельный интерес как величина, определяющая предел измепонип химической системы при заданных условиях протекания реакции константа рапнов( Сия имеет такжэ большое вспомогательное значение, так как на основании известного значения этой величины может быть вычислена константа скорости обратной реакции если известна константа скорости прямой реакции. [c.10]

В отличие от синтеза озона синтез аммиака является экзотермической реакцией ( /2N2 -Ь + / зНз КНз + 11,0 ккал). Однако вследствие необходимоспг активации осуществление этой реакции также сопряжено с затратой энергии, что в равной мере отпосится как к термической реакции, так и к реакции, проводимой в электрическом разряде. Основные особенности этих процессов были описаны в работе [141]. Выло показано, что в зависимости от типа разряда и условий проведения реакции устанавливается определенный продол реакции. Так, было найдено, что при проведении этой реакции в безэлектродном разряде достигается предельная концентрация аммиака 36%, а в тлеющем разряде при вымораживании аммиака жидким воздухом — 98%. Эти данные свидетельствуют о наличии обратной реакции разложения КПз, идущей параллельно с прямой реакции синтеза. ]Выход аммиака обычно составляет несколько грамм на киловатт-час, изменяясь с изменением условий и типа разряда в пределах от десятых гра.м.ма до величины порядка 10 г. Укажем также, что при проведении реакции в тлеющем разряде было установлено различное действие отдельных частей )азряда. [c.180]

В этом рассуждении само по себе представление о том, что в состо-янчи равновесия скорости прямой и обратной реакций равны, верно. Однако вывод формулы для константы равновесия через равенство математических выражений для этих скоростей, в принципе, неверен, так как показатели степени в выражениях для скорости реакции и для константы равновесия не обязательно одни и те же. Напротив, как мы убедились выше, чаще всего они разные. Поэтому такой вывод формулы для константы равновесия следует рассматривать лишь как весьма условный учебный прием, облегчающий формирование общих представлений о константе равновесия ven об общем пределе прямой и обратной реакций, нэ корректно применимый. 1 ч]ь в некоторых частных случаях, о которых говорилось выше, [c.46]

До сих пор мы имели дело с нахождением кинетических параметров главным образом полностью необратимых процессов, т. е. процессов, при которых не проявляется обратная реакция (перенапряжение > 200 мв для одноэлектронных реакций). Если же величины констант скорости ke и к,.- сравнимы между собой [146] и лежат в пределах 2-10 > k > >5-10 см1сек, то процессы с такими реакциями часто называют квази-обратимыми [146, 147]. Делахей [1461 показал, что электродный процесс является полярографически обратимым, когда величина kl больше указанного верхнего предела (при D = 10" см 1сек и = 3 сек). В противоположность обратимым и необратимым ироцессам для квазиобратимых полярографических волн график в координатах lg[i/(id —i)] — не представляет собой прямой линии (для обратимых волн каклон прямой равен л/0,059, а для полностью необратимых — ап/0,059 рис. 92). [c.188]

Если прямая и обратная реакции подчиняются уравнению Аррениуса и энергии активации А <А , или реакции следуют другим более сложным зависимостям со значениями температурных коэфициентов, большими единицы, и k t>k t, что обычно наблюдается при экзотермических процессах, скорости обеих реакций при повышении температуры будут также расти, но в разной степени каждая. В Условиях, когда Tj < Га Гр и Д > Лрезультирующая скорость экзотермического процесса будет вначале увеличиваться от до iVj и более высоких значений, затем достигнет определенного максимума Wmax = Won И Далее начнет снижаться, стремясь в пределе к нулю (при Т = Тр). Для нахождения температуры, соответствующей максимальной скорости обратимой реакции, приравняем нулю частнук> производную скорость по температуре [c.238]

В обоих случаях первая стадия является сра внительно медленной И не зависит от диффузионных процессов. Обратные реакции, т. е. атака ионизированных амидов водой, протекают очень быстро это соответствует тому факту, что и кислотные, и основные авойства у амидов выражены слабо. Обмен происходит ib результате того, что вероятность участия в обеих стадиях одной и той же молекулы воды очень мала. Прямой обмен между молекулами амида без участия воды в заметной степени не идет, так как скорости, определенные по Слиянию дублета и по уширению сигнала от воды, в пределах ошибки опыта одинаковы. Нет также [c.303]

В отличие от синтеза озона синтез аммиака является экзотермической реакцией (V2 N3 /а Ha- NHg -f 11,0 ккая). Однако вследствие, необходимости активации осуществление этой реакции также сопряжено с затратой энергии, что в равной мере относится как к термической реакции, так и к реакции, проводимой в электрическом разряде. Исследованию последней реакции посвящено много работ Г378]. Было показано, что в зависимости от типа разряда и условий проведения реакции устанавливается определенный предел реакции. Так, было найдено, что при проведении этой реакции в искровом разряде пределу реакции отвечает 3 % аммиака, в коронном разряде предельная концентрация аммиака для стехиометрической смеси составляет 4,1%, в тлеющем разряде — 6%. Далее, в безэлектродном разряде была достигнута предельная концентрация аммиака 36 %, а в тлеющем разряде при вымораживании аммиака жидким воздухом —98%. Этй данные свидетельствуют о наличии обратной реакции разложения NH3, идущей параллельно с прямой реакцией синтеза. Выход аммиака обычно составляет несколько г амм на киловатт-час, изменяясь с изменением условий и типа разряда в пределах от десятых долей грамма до величины порядка 10 г. Наибольший Выход был пол гчен В случае тихого разряда (8,2 г1квт-ч), что нужно приписать более высокому давлению. Был измерен также выход аммиака, получающегося при бомбардировке смеси азота и водорода электронами заданных энергий. Так, при энергии электронов 25 эв на пять электронов приходится одна молекула NH3, что отвечает выходу в 5,1 г1квт-ч. Укажем также, что при проведении рекций в тлеющем разряде было установлено [c.355]

Одной из таких величин, в частности, является константа равновесия, которая с точки зрения химической кинетики прежде всего представ,ляе1 самостоятельный интерес как вели-чииа, определяющая предел изменения химической системы при заданных условиях протекания реакции константа равновесия имеет также большое вспомогательное значение, так как из известного значения этой величины может быть вычислена константа скорости обратной реакции к, если известна константа скорости прямой реакции (как это было показано выше на примере реакции 2Ш = Н2 + Лг). [c.15]

Если скорости прямой и обратной реакции настолько медленные,, что ждать наступления истинного химического равновесия нет смысла, для получения информации о равновесном состоянии можно проэкст-раполировать серию экспериментальных данных. Отметим, что кривые А и Б рис. 3-5 обе асимптотически достигают значения концентрации трииодида, равной 0,0866 М. Если провести измерение концентрации трииодида как функции временя для прямой и обратной реакции и затем. нанести иа график экспериментальные данные, как это сделано на рис. 3-5, то можно экстраполяцией кривых найти равновесную концентрацию трииодида, даже если реальное равновесие еще не достигнуто. Однако для того чтобы экстраполяция была правильной, нужно получить данные в области, достаточно близкой к равновесному состоянию, тогда асимптотические пределы экспериментальных кривых будут совпадать. [c.73]

Стрелки, паправленпые в ра шые стороны в уравнении реакции, указывают, что одновременно происходит образование серного ангидрида из сернистого газа и разложение ого па молекулы ЗОг и Ог. Условия, когда скорости прямой и обратной реакций равны, называются равновесными. Сколько молекул серного ангидрида образовалось, столько же и распалось. Равновесная концентрация продукта — это тот предел, выше которого невозможно увеличить выход конечного продукта из исходных веществ. Обычно с помощью термодинамических законов монето рассчитать условия равновесия химических процессов. Было установлено, что катализаторы не нарушают равно- [c.8]

Чрезвычайно важно то, что оба предела, характеризующие при данной температуре остановку как прямой, так и обратной реакции, совпадают друг с другом, т. е. экзо- и эндопроцессы имеют один и тот же общий предел обе реакции останавливаются при одном и том же соотношении СО и СОг в газовой смеси, соприкасающейся с углем (следует помнить, что все рассуждение ведется при условии недостатка кислорода, т. е. в присутствии избытка непрореагировавшего твердого угля и, конечно, Б отсутствии свободного кислорода). [c.209]

Существование изобары Гиббса как геометрического места точек, отвечающих общим пределам прямых и обратных реакций, характерно для самых разнообразных химических процессов, а потому нет ничего удивительного, что на рис. 71 мы имеем кривые одного и того же типа, — сперва совпадающие с нижним уровнем исходных веществ каждой из рассматриваемых эндореакций, затем отрывающиеся от него и плавно поднимающиеся по мере сдвига равновесия при повышении температуры по направлению к верхнему уровню с конечными веществами, богатыми потенциальной энергией. [c.214]

Кинетические уравнения, которые могут быть получены при рассмотрении возможных прямых и обратных реакций внутри самого светочувствительного комплекса, будут выведены в гл. XXVIII. Как и следует ожидать, они показывают, что скорость поглощения света этим комплексом накладывает предел на скорость фотосинтеза, кото-рыЯ не может быть снят увеличением концентрации двуокиси углерода или изменением любого другого внешнего фактора. Следовательно, световой фактор сам по себе способен произвести эффект насыщения углекислотных кривых. Например, если мы будем рассматривать уравнение (28.14), выведенное из (28.11) как уравнение [c.351]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология