Равновесие термодинамическое

Систему можно подвести к равновесию термодинамически обратимо, если в системе имеется сопротивление типа проницаемой перегородки, или термодинамически необратимо. В химической системе можно выделить истинно равновесные смеси веществ и системы с ложным равновесием. Истинное равновесие характеризуется тем, что с изменением термодинамических параметров (Р, Т) на бесконечно малую величину на такую же величину изменяется и равновесный состав смеси веществ. При возвращении параметров до исходного значения равновесие также возвращается к исходному состоянию. Это легко можно проиллюстрировать на примере реакции [c.188]

Термодинамические факторы. К ним относятся константы химического и фазового равновесия. Термодинамические факторы определяют направление реакции, технологические параметры ее проведения, оказывают влияние на скорость и селективность процесса. [c.12]

Наличие экстремальных, максимальных или минимальных точек на кривых равновесия, термодинамическая теория растворов объясняет ассоциацией или диссоциацией молекул одного из жидких компонентов раствора, и это вполне оправдывается опытом. Если проанализировать, какие пары жидкостей образуют растворы, характеризующиеся максимумом суммарной упругости паров при постоянной температуре системы, то окажется, что большинство известных пар таких компонентов представляют смеси жидкостей, содержащих гидроксильную группу смешанных с жидкостями, свободными от гидроксильных групп. Такого рода смеси имеют тенденцию к ассоциации. С другой стороны, водные растворы галоидоводородных кислот, характеризующиеся явно выраженной диссоциацией, относятся к категории растворов, у которых изотермические кривые кипения и конденсации имеют точку минимума (фиг. 4). [c.13]

Межмолекулярные взаимодействия играют важную роль в осуществлении многих химических и биологических процессов. Образование водородной связи, перенос заряда, возникающие в результате слабых межмолекулярных взаимодействий, меняют не только химические свойства самих молекул, участвующих в них, но и физико-химические свойства среды, в которой осуществляются такие взаимодействия. Для описания состояния, в котором находятся молекулы, используют термин молекулярный комплекс , время жизии которого чрезвычайно мало — порядка Ю —10 с. Образование мо-лекулярны х комплексов регистрируют спектральными методами, так как физические свойства комплексов отличаются от свойств чистых компонентов. Одним из спектральных методов, позволяющих получить информацию о величинах констант равновесий, термодинамических и спектральных характеристик молекулярных комплексов, является спектроскопия ЯМР. [c.98]

В дальнейшем будем называть (термодинамическими) параметрами состояния набор переменных, характеризующий термодинамическое состояние при равновесии. Термодинамическое состояние при равновесии назовем просто (термодинамическим) состоянием и систему, полностью описываемую с этой точки зрения (термодинамической), — системой. Величина, дифференциал которой является полным дифференциалом переменных состояний, называется функцией состояния. Абстрактное пространство, образуемое параметрами состояния, называется пространством состояния. Каждое термодинамическое равновесное состояние системы обратимо и однозначно является точкой в пространстве состояния. [c.15]

Движущей силой химической реакции является стремление системы к достижению равновесия термодинамически это выражается изменением изобарноизотермического потенциала АО при переходе системы из начального в конечное состояние, и поэтому весьма важно уметь определять АО. Для окислительно-восстановительной системы одним из методов определения этой величины является определение соотношения между изменением изобарно-изотермического потенциала и электродвижущей силы (э. д. с.) гальванической ячейки. [c.301]

Общие условия равновесия термодинамических систем заключаются в том, что в состоянии равновесия энтропия и термодинамические потенциалы имеют экстремальное значение. Так, в случае систем с постоянными значениями энтропии, объема и чисел молей компонентов условием равновесия является минимум внутренней энергии, что выражается неравенством А/7>0 или двумя соотношениями б /=0 и б /2>0. При выводе конкретных условий равновесия достаточно лишь первого соотношения (б1/=0). Однако равенство нулю первой вариации является лишь необходимым условием экстремума и не обеспечивает того, чтобы внутренняя энергия была минимальной. Достаточным условием минимума внутренней энергии является положительное значение ее второй вариации, которое и обеспечивает устойчивость равновесия. [c.211]

Используемые для расчетон химических равновесий термодинамические соотношения, как легко видеть из приводимых в учебниках термодинамики выводов (см., например, [1, 2, 4]), основаны на применении уравнения состояния идеальных газов к описанию свойств реагирующих газовых смесей. Поэтому понятно, что применимость этих уравнений ограничивается только теми случаями, когда газовые смеси подчиняются уравнению состояния идеальных газов. В применении к реальным системам эти уравнения могут привести 1г некоторым неточностям, величина которых будет тем больше, чем больше отличаются свойства реагирующих веществ от свойств идеальных газов. [c.156]

При рассмотрении многофазных систем условие фазового равновесия термодинамически выражается через равенство химиче- [c.98]

В аналитической химии обычно (за исключением кинетических и некоторых других методов) имеют дело с системами в состоянии равновесия. Термодинамическим равновесием называют такое состояние системы, которое не изменяется во времени и не сопровождается переносом через систему вещества или энергии. При равновесном состоянии температура и давление постоянны и одинаковы во всех точках системы. Химическое равновесие — это термодинамическое равновесие в системе, в которой возможны прямые и обратные химические реакции. В момент равновесия скорости прямой и обратной реакций равны и концентрации реагирующих веществ больше не изменяются. Условие равновесия любой химической реакции выражается уравнением [c.37]

Применим этот признак равновесия термодинамической системы к фазовому равновесию. Если при постоянных Т п Р т фазы (I) переходит в фазу (II) dn i молей г-го компонента, то [c.322]

КЧ 2 — термодинамическая константа ионообменного равновесия (термодинамическая константа обмена) [c.233]

Часто свойства ионитов объясняются на основании представлений о доннановском равновесии. По теории Доннана, ионит рассматривают как мембрану, разделяющую два раствора (внешний и внутренний) и непроницаемую по крайней мере для одного вида ионов одного из растворов. Внутренний раствор обычно более концентрированный. Обмен ионов между двумя растворами происходит до установления мембранного равновесия. Термодинамическим условием равновесия является равенство произведений концентрации катионов и анионов по обе стороны мембраны. Так, для диффузии Na l через мембрану условием равновесия будет [Na] "] [С1 ] = [Na j f lf], где индексы I и 2 относятся к растворам по обе стороны мембраны. Однако в присутствии аниона А функциональной группы, неспособного к диффузии через мембрану, концентрация Na l по обе стороны мембраны различается и меньше там, где присутствуют осмотически неактивные анионы матрицы. Поверхность зерна ионита можно рассматривать как мембрану, непроницае- [c.147]

IV. Сравните вычисленные по константам равновесия термодинамические характеристики реакций с вычисленными по справочным данным Приложения. Насколько Ваши данные близки к справочным Предложите способ экстраполяции термодинамических данных, вычисленных по константам равновесия к 298 К, а АН к О К. Еще раз сравните полученные экстраполяцией результаты с табличными и сформулируйте выводы. [c.123]

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]

Каково влияние давления на равновесие реакций Каково влияние температуры на равновесие Термодинамические данные см. в Приложении 1. [c.222]

И Действие катализаторов сводится к многократному промежуточному химическому взаимодействию катализатора с реагирующими соединениями, в результате которого образуются промежуточные вещества, распадающиеся в определенных условиях на целевой продукт и регенерированный катализатор [136—138]. Благодаря такому постадийному пути реакции увеличивается скорость достижения равновесия, термодинамически возможного, но трудно достижимого в отсутствие катализатора. Таким образом, очевидно, что активность катализатора определяется сто химическим составом. [c.93]

Предскажите влияние давления и температуры на равновесие. Термодинамические характеристики веществ см. в Приложении 1, [c.262]

В состоянии равновесия термодинамический потенциал системы G (в дальнейшем этим термином обозначается изобарно- [c.8]

РАВНОВЕСИЕ ТЕРМОДИНАМИЧЕСКОЕ, см. Термо- [c.488]

Соответствующее равновесию термодинамическое соотношение можно получить дифференцированием выражения для изобарного потенциала [c.150]

Из всех трех типов констант равновесия термодинамические константы [c.106]

Химическое равновесие. Термодинамический подход 169 [c.3]

Условия (23.5) и (23.12) для практически важного случая знака равенства только показывают, что в состоянии равновесия термодинамический потенциал (соответственно функция Массье — Планка Ф ) для любых данных дополнительных условий принимает стационарное значение. Суждения о виде этого стационарного значения требуют учета вариации более высокого порядка. Как уже было упомянуто, в термодинамике практически имеют значение только вариации второго порядка. Отложим более подробный анализ этой проблемы до гл. VI, а здесь удовлетворимся, как и в 18, схематическим утверждением, что в состоянии стабильного равновесия стационарное значение термо- [c.117]

Как следует из установленных выше (см. 4—8) общих условий самопроизвольности и равновесия термодинамических процессов, фазовый переход при р = onst и 7 == onst будет происходить сгмопроизвольно, если при этом уменьшается изобарно-изотермический потенциал системы. Пусть dn моль вещества переходит из фазы а в фазу р. Убыль изобар- [c.160]

Второй процесс с J 2 0 соответствует медленно меняющейся переменной, которая остается практически неизменной в пределах времени установления стационарного состояния по быстрой переменной. Это равносильно предположению о расслоении системы на две подсистемы с быстрыми и медленными переменными, т.е. предположению о двух масштабах времени. Разделение переменных на быстрые и медленные позволяет сократить в математических моделях исходное число дифференциальных уравнений и широко используется в химической кинетике под названием метода (квази)стационарных концентраций. Для систем, функционирующих вблизи равновесия, термодинамически это соответствует переводу (за счет быстро меняющихся переменных) по,цсистемы интермедиатов в стационарное состояние, в котором скорость производства энтропии минимальна. Иными словами, подсистема интермедиатов с быстро меняющимися переменными становится при этом подсистемой внутренних переменных, в то время как подсистема с медленно меняющимися переменными — подсистемой внешних переменных. [c.395]

Ранее уже упоминалось об одном из условий равновесия. При установлении равновесия в адиабатическом процессе энтропия принимает максимальное значение и й5 = 0. Однако такой путь протекания процесса сравнительно редко встречается в химии большинство равновесий, которые наблюдаются в химических реакциях, устанавливаются в условиях изобарно-изотермического или иэохорно-изотермического процесса. Укажем без вывода условия равновесия термодинамических процессов (экстремальные значения соответствующих функций полный дифференциал функции равен нулю) [c.248]

Во всех случаях, когда речь идет о кислотно-основиых равновесиях, следует иметь в виду различие между термодинамической (активност-ной) Ка и концентрационной Кс константами равновесия. Термодинамическая константа является истинной мерой равновесия, в то время как концентрационная константа обычно представляет собой экспериментально определяемую величину различие констант проявляется в особенности для не очень разбавленных растворов. Так, например, константы равновесия /Са и /Сс в уравнении (1) при условии невысокой концентрации кислоты определяются следующим образом (в этом случае концентрация или активность растворителя практически постоянны) [c.67]

В состоянии равновесия термодинамический потенциал системы G (в дальнейшем этим термином обозначается изобарноизотермический потенциал Гиббса) стремится к минимуму и dGIdn = р, - 0, тогда из формулы (11) находим [c.7]

В термодинамике необратимых процессов Ларе Онзагер сформулировал следуюшее положение при небольших отклонениях от равновесия термодинамический поток можно представить в виде линейной комбинации термодинамических потоков и термодинамических движущих сил, т. е. [c.24]

Построение математических моделей химико-технологических объектов (1970) -- [ c.31 ]

Химические приложения топологии и теории графов (1987) -- [ c.383 ]

Динамика регулируемых систем в теплоэнергетике и химии (1972) -- [ c.280 ]

Физическая химия силикатов и других тугоплавких соединений (1988) -- [ c.194 ]

Научные основы химической технологии (1970) -- [ c.38 , c.124 , c.320 ]

Химическая термодинамика (1963) -- [ c.16 , c.19 , c.179 ]

Введение в молекулярную теорию растворов (1959) -- [ c.19 , c.36 , c.37 , c.42 , c.46 , c.48 , c.49 , c.136 , c.142 , c.144 , c.264 , c.454 , c.469 , c.491 ]

Фракционирование полимеров (1971) -- [ c.11 ]

Химическая кинетика и расчеты промышленных реакторов Издание 2 (1967) -- [ c.12 ]

Химическая кинетика и расчеты промышленных реакторов Издание 2 (1967) -- [ c.12 ]

Химические основы работы двигателя Сборник 1 (1948) -- [ c.54 ]

Химическая кинетика и расчеты промышленных реакторов (1964) -- [ c.12 ]

Химическая кинетика м расчеты промышленных реакторов Издание 2 (1967) -- [ c.12 ]

Процессы и аппараты нефтеперерабатывающей и нефтехимической промышленности Издание 2 (1982) -- [ c.56 , c.57 ]

Неорганическая химия (1994) -- [ c.124 , c.129 , c.141 ]

Введение в молекулярную теорию растворов (1956) -- [ c.19 , c.36 , c.37 , c.42 , c.46 , c.48 , c.49 , c.136 , c.142 , c.144 , c.264 , c.454 , c.469 , c.491 ]

Общая химия Изд2 (2000) -- [ c.117 ]

Курс общей химии (0) -- [ c.104 ]

Курс общей химии (0) -- [ c.104 ]

Образование структур при необратимых процессах Введение в теорию диссипативных структур (1979) -- [ c.23 , c.24 ]

Предмет химии (0) -- [ c.104 ]

Динамика многофазных сред Часть 1 (1987) -- [ c.25 , c.30 , c.86 ]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология