Гульдберга уравнение

В курсе общей химии рассматривается вывод уравнения константы равновесия кинетическим путем—на основе равенства скоростей прямой и обратной реакций и зависимости скорости реакции от концентрации реагирующих веществ. Таким же путем закон действия масс был выведен Гульдбергом и Вааге (1867). Однако этот путь можно применить лищь для сравнительно простых реакций. В общем же случае следует использовать термодинамический вывод. [c.259]

При заданных внешних условиях (Т, Р, среда, Ю) скоросчь является функцией копцентрации реагирующих веществ. Основной постулат химической кинетики (закон действующих масс, Гульдберг и Вааге) определяет, что скорость реакции, протекающей в статических условиях, пр0110р1ДИ011альна произведению концентрации реагирующих веществ в с гспенях, равных их стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции [c.137]

Если уравнение (5) отнести к капельным жидкостям и упростить его, пренебрегая величиной Л, то, принимая во внимание правило Гульдберга, т [c.22]

Имея в виду правило Гульдберга, из уравнения (7) следует сделать вывод, что температурный коэфициент плотности для всех капельных жидкостей является функцией температур кипения. [c.24]

Во второй половине XIX столетия голландские ученые К. Гульдберг и П. Вааге и русский физико-химик Н. Н. Бекетов сформулировали закон депствущих масс. В это же время П. Дю-гем выводит уравнение для расчета термодинамических свойств растворов (уравнение Гиббса—Дюгема). М. Планк (1887 г.) разделяет процессы на обратимые и необратимые, В. Нернст (1906 г.) формулирует тепловую теорему, а М. Планк в 1912 г. — третий закон термодинамики. Значительное влияние на развитие термодинамики химических процессов оказали работы Я. Вант-Гоффа (понятие о химическом сродстве, изобаре и изотерме), Рауля Ф., А. Л. Брауна и А. Ле-Шателье. [c.14]

Во многих уравнениях Т связана с критическими параметрами. Гульдберг [408] и Гюи [412] предложили зависимость [c.18]

Если, однако, исследователь может предположить, через какие нестойкие промежуточные продукты протекает реакция, то для определения вида кинетического уравнения используется принцип стационарности, в котором скорости элементарных стадий записываются по правилу Гульдберга — Вааге. Ниже принцип стационарности использован для вывода кинетического уравнения коксо-отложения на катализаторах. [c.132]

Это уравнение можно вывести из упоминавшегося при обсуждении рис. 17-3 уравнения Гиббса - Гельмгольца, но, вообще говоря, оно может быть строго выведено на основании законов термодинамики. В то же время Гульдберг и Вааге сумели получить выражение для константы равнове- [c.364]

Скорость элементарной реакции равна произведению концентраций реагентов, участвующих в химическом акп1е, возведенных в степени, равные стехиометрическим коэффициентам реакции. Уравнение (195.1) является основным законом кинетики. Коэффициенты v могут принимать только целые положительные значения, равные 1, 2, 3. Закон действующих масс был впервые сформулирован Гульдбергом и Вааге (1867). Пфаундлер уравнение (195.1) теоретически вывел на базе молекулярно-кинетической теории (1867). Часто односторонние реакции могут протекать через стадии образования промежуточных соединений реагирующих молекул с молекулами растворителя или катализатора, с последующим превращением в продукты реакции. Тогда уравнение скорости химической реакции записывают в форме [c.533]

Уравнения (34.5) и (34.6) являются аналитическим выражением закона действия масс (ЗДМ), который был впервые выведен Гульдбергом и Вааге из кинетических соображений. Константы равновесия Кр и К связаны соотношением [c.166]

Приведенное выше уравнение может быть выведено на основании кинетических представлений, как это было сделано когда-то Гульдбергом и Вааге, и может быть выведено термодинамическим путем. Для термодинамического вывода записывают для каждого вещества выражение его химического потенциала = Хо + ЛГШс затем суммируют их, считая, что в состоянии равновесия при постоянной температуре и давлении [c.17]

Состояние химического равновесия характеризуется рядом важных особенностей. Так, из общих условий равновесия (см. табл. 22) и уравнения (111.27) следует неизменность равновесного состояния системы при сохранении внещних условий и состава. Состояние равновесия, как следует из закона Гульдберга и Вааге, имеет динамический характер, так как связано с равенством скоростей прямой и обратной реакций. Достижение химического равновесия характеризуется минимальными значениями термодинамических потенциалов и максимальным значением энтропии (см. табл.. 24). [c.181]

Влияние концентрации веществ на скорость реакции определяется законом действующих масс, открытым К. Гульдбергом и П. Вааге (1864—1867), согласно которому при постоянной температуре скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, возведенных в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции. [c.20]

В 1864 г. Гульдберг п Вааге обнаружили экспериментально, что в химических реакциях достигается определенное состояние равновесия, приближение к которому осуществляется с любой стороны. Они, по-ви-днмому, первыми поняли, что существует математическое соотношение между концентрациями реагирующих веществ и продуктов реакции при равновесии. В 1877 г. Вант-Гофф высказал предположение, что в выражение для константы равновесия в случае гидролиза этилацетата концентрация каждого реагента должна входить в первой степени, поскольку стехиометрические коэффициенты всех реагентов в уравнении данной химической реакции равны единице. Для обозначения концентраций Гульдберг и Вааге употребляли термин действующие массы поэтому мы продолжаем пользоваться выражением закон действующих масс , хотя теперь нам ясно, что химические равновесия могут быть точно описаны только при помощи активностей. [c.145]

Установлено, что скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению молярных концентраций реагентов, если для реакции необходимо столкновение двух реагирующих молекул. Эта зависимость носит название закона действующих масс для скорости химической реакции (К. Гульдберг, П. Вааге, 1867 г.). Для реакции А 4- В -> Продукты этот закон выразится уравнением [c.28]

Это уравнение называется уравнением константы молекулярного равновесия. Читается оно так отношение произведения молярных концентраций получившихся веществ к произведению молярных концентраций исходных веществ в момент подвижного равновесия есть величина постоянная (это есть фактическая формулировка закона действующих масс Гульдберга и Вооге). [c.162]

Константы Ki и Ка называются константами равновесия,. выраженными через фугитивности и активности. Выражения (VI. 16) и (VI. 17) по аналогии с уравнениями, выведенными Гульдбергом и Вааге в 1864 г. из представлений о равенстве скоростей реакции в состоянии равновесия, называют законом действующих масс. [c.367]

Зависимость скорости реакции от концентрации реагентов впервые была установлена К- Гульдбергом и П. Вааге в 1867 г. скорость реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагентов, возведенных в степени, равные коэффицентам в уравнении лимитируюш,ей стадии, сумма которых равна порядку реакции. [c.134]

Константы устойчивости в принципе определимы с помощью как кинетических, так и равновесных методов. Если предположить, что можно приготовить раствор, содержащий только один комплекс, а также измерить скорости образования и диссоциации комплекса, то константу устойчивости находят по уравнению Гульдберга и Вааге [20, 232]. [c.19]

Мейснер и Реддинг [1273] предложили несколько полезных уравнений, применение которых, так же как и применение формулы Гульдберга, требует лищь знания температуры кипения. Эти уравнения применимы как к полярным, так и к неполярным [c.39]

Дальнейшее изучение скорости реакции привело норвежских ученых К. Гульдберга и П. Вааге к открытию в 1867 г. закона действующих масс, который явился обобщением работ предшественников этих исследователей. К. Гульдберг и П. Вааге еще в 1862 г. изучали равновесия в гетерогенных системах (твердая фаза — раствор). На основе большого количества (300) экспериментов они нашли, что скорость реакций до установления равновесия пропорциональна действующим массам реагирующих веществ. Они предложили уравнение, выражающее этот закон. [c.171]

Крупным вкладом в развитие учения о скоростях химических реакций оказались работы Н. А. Меншуткина о скоростях образования сложных эфиров из спиртов и кислот (1877 —1884). Н. А. Меншуткин изучал влияние строения спиртов, а также и среды на скорость и предел реакций с кислотами. Он исследовал также реакции образования амидов и анилидов из соответствующих солей при действии кислот. Н. А. Меншуткин пошел значительно дальше М. Бертло и П. Сен-Жиля, и его выводы и экспериментальные данные были использованы в развитии как химической кинетики, так и теории химического строения. Плодотворными оказались кинетические представления. Основываясь на законе распределения скоростей молекул газа (установил К. Максвелл в 1859), Л. Пфаундлер (1867—1874) пришел к выводу, что реакция может осуществляться лишь в результате соударений молекул, энергия которых (скорость движения) выше некоторой критической величины. Число таких активных молекул возрастает с повышением температуры. На основе этих воззрений К. Гульдберг и П. Вааге в 1879 г. усовершенствовали закон действующих масс. С. Аррениус в 1889 г. развил теорию активных (возбужденных) молекул и предложил уравнение зависимости константы скорости реакции от энергии активации. [c.171]

Уравнение (2. 14) выра кает связь между концентрациями комнонепт реагирующих газов при y J oвни химического и термодинамического равновесия. Иргпая часть уравиеиия К К(р, Т) зависит только от температу])ы н давления и называется к о и с т а н т о й х и м и ч е с к о г о равновесия. Это уравнение, очень важное в химической термодинамике, выражает собой закон действующих масс. Оп впер-1 ые установлен па основе работ Бекетова, Гульдберга и Вааге (1864—1867 гг.). [c.66]

Постоянную называют константой равновесия она зависит только от температуры и не зависит от суммарного давления и парциальных давлений компонентов в исходной смеси. Уравнение (18.2) является выражением закона действующих масс, количественная формулировка и вывод которого были предложены Гульдбергом и Вааге в 1867 г. [c.444]

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ, сформулированная Гульдбергом и Вааге (1867), получила назв шие закона действующих масс скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению молярных концентраций реагт -рующих веществ, возведенних в степени их стехиометрических коэффициентов. Например, для реакций, протекающих в водных растворах неэлектролитов или в разбавленных растворах электролитов, по уравнению [c.14]

Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ определяется законом действующих масс. Согласно этому закону, впервые четко сформулированному Гульдбергом и Вааге (см. [176]) в 1864—1867 гг., скорость химической реакции ю пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, что для реакции, выражаемой стехиометрическим уравнением (1.6), дает [c.9]

Скорость данной химической реакции зависит от концентрации реагирующих веществ, температуры, давления, физических и химических свойств среды (например, от свойств растворителя в случае реакций, протекающих в растворе) и от других условий. Зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ определяется законом действующих масс. Согласно этому закону, впервые наиболее четко сформулированному Гульдбергом и Вааге [36] (1867), скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, что для реакции, выражаемой стехиометрическим уравнением (1.8), дает [c.7]

Так, в 1864—1867 гг. К. Гульдберг и П. Вааге [352], опираясь на результаты Бертло и Пеан де Сеп Жиля, сформулировали в общем виде закон действующих масс. В химии, как и в механике,— писали авторы,— наиболее естественным методом будет определение тел в состоянии равновесия [352, стр. 6—7]. Исходя из этой точки зрения норвежские ученые не только вывели общее уравнение равновесия противоположных сил ( сил сродства ) при равновесии, но и дали современное выражение скорости реакции (хотя авторы считали скорость пропорциональной силе сродства взаимодействующих тел). Но определение коэффициентов сродства,— писали Гульдберг и Вааге в заключение своей работы,— и изучение этих коэффициентов требует гораздо большего числа опытов, чем сколько их проведено поэтому мы и не вошли в рассмотрение этих коэффициентов [352, стр. 80]. [c.147]

Но работа Гаркура и Эссона была лишь первой ласточкой применения кинетических уравнений для целей современной нам химической кинетики. Дальнейшее изучение механизмов сложных реакций могло быть успешным только после установления основных кинетических закономерностей и понятий, на основе глубокого изучения статики и динамики процессов. Кроме Гаркура и Эссона, ряд ученых почти одновременно с Гульдбергом и Вааге сформулировали закон действующих масс. Но только один из них, продолжая линию Вильямсона, ввел в химию из физики понятие об активных молекулах, оказавшее такое большое влияние на все развитие физической кинетики. Это был немецкий физик Л. Пфаундлер [3531, который в 1867 г., исходя из положений кинетической теории газов, объяснил одновременное протекание реакций диссоциации и ассоциации веществ участием в этих процессах молекул с неодинаковой энергией. [c.148]

Коэффициент М в уравнении Вильгельми и коэффициент к в уравнении Бертло и Сен-Жиля для скорости реакции, как нашли эти авторы, есть функции температуры. Коэффициент к в уравнении закона действия масс для скоростей реакций Гульдберга и Вааге также есть функция условий, в том числе и температуры. Однако целенаправленные попытки выяснить эмпирическим путем зависимость скорости реакции от температуры относятся к началу 1880-х годов (Вардер, 1881 Урех, 1882 и сл. Меншуткин, 1884). Результаты таких попыток выражались либо в виде эмпирических уравнений зависимости коэффициентов скоростей реакций от температуры, либо качественно, как у Меншуткина, показавшего, что полупревращение исходных веществ за час для различных органических реакций происходит при разных температурах. [c.150]

Изучая зависимость скорости инверсии тростникового сахара от температуры, Аррениус пришел к выводу, что нельзя дальше идти в этой области, не введя новую гипотезу, которая должна объяснить найденные факты [1, с. 305]. Эта гипотеза Аррениуса inaBeHHHaH, безусловно, предшествовавшими идеями Гульдберга и Вааге, Пфаундлера [58] и других химиков и физиков) состояла в том, что в реакции участвуют только активные молекулы, находяш,иеся в равновесии с остальными молекулами, причем число активных мол екул растет с температурой. На основании такого рассуждения и исходя из приведенного выше уравнения Вант-Гоффа, Аррениус (1889) пришел к соотношению между константой скорости реакциа и температурой [c.151]