Равновесие фаз, закон

Применяя к этому равновесию закон действия масс, получим [c.129]

Понятие о химическом равновесии. Закон действующих масс [c.180]

В элементарном курсе общей химии обычно дается очень простой вывод основного закона химического равновесия — закона действующих масс. Для этого постулируется, что скорость [c.87]

Применяя к этому равновесию закон действия масс, получаем уравнение константы равновесия [c.115]

Общее выражение для константы равновесия. Закон действия масс. [c.167]

Применяя к данному равновесию закон действующих масс, можно написать [c.177]

Равновесие в системе Ж—Г характеризуется правилом фаз, указывающим необходимые условия существования данного количества фаз, т. е. число параметров, характеризующих равновесие, законом распределения компонента между фазами и константой равновесия химических реакций. Для перечисленных процессов характерны главным образом двухфазные системы, содержащие один, два и более компонентов. Фазовое равновесие для этих систем изображается в виде диаграмм состав — свойство, чаще всего состав — температура кипения. Так, например, диаграмма состав — температура кипения трехкомпонентной системы Н2О—НМОз—Н2504 (рис. 75) позволяет определить равновесные составы жидкости и паров кипящих смесей или температуры кипения смесей заданного состава при равновесии. На анализе этой диаграммы и расчетах при помощи ее основано производство концентрированной азотной кислоты ректификацией смесей разбавленной азотной и концентрированной серной кислот. Графическое изображение распределения компонентов между фазами при равновесии дается, например, в координатах С —где — равновесное содержание компонента в газовой фазе С ж—содержание компонента в жидкой фазе. Для процессов абсорбции и [c.156]

Условие равновесия для системы, где происходит химическая реакция, выведено нами в связи с рассмотрением общей термодинамической теории равновесия [формула (1Х.32)]. Из условия (1Х.32) легко получить основной закон химического равновесия— закон действия масс, если химические потенциалы в явной форме выразить через концентрации или парциальные давления компонентов. Впервые закон действия масс был сформулирован норвежскими учеными Гульдбергом и Вааге (1867) на основе кинетического рассмотрения идеальных газов. [c.240]

К фундаментальным знаниям относятся общие закономерности, основанные на фундаментальных законах или теориях процесса. Эти знания характеризуют теоретический уровень рассмотрения проблемы, являясь основополагающими при построении системы. Это, нанример, закон сохранения вещества, энергии и импульса, термодинамические условия фазового равновесия, законы кинетики химических реакций, тепло- и массопереноса и т. д. Выражение закона или закономерности обычно многовариантное в силу общности, и конкретизация обеспечивается раз- [c.89]

Применяя к этому равновесию закон действия масс и учитывая, что соль малорастворима и знаменатель дроби — практически постоянная величина, запишем [c.218]

Закон этот называется законом концентраций или, если речь идет о химическом равновесии, — законом активных или действующих масс. [c.129]

Применив к этому равновесию закон действующих масс, можно записать [c.43]

Величина пс предполагается положительной и ее значение определяется константой фазового равновесия (закон Генри). Раствор газа в воде существует совместно с находящимся над водой паром, при этом содержание газа в растворе зависит от природы газа, давления, температуры и состава газовой фазы. В состоянии равновесия между концентрациями газа в обеих фазах устанавливается соотношение, которое характеризуется константой фазового равновесия, равной отношению концентраций газа в газовой и жидкой фазах. Для идеальных растворов константа фазового равновесия зависит только от температуры, увеличиваясь с ее повышением при этом растворимость газа уменьшается. На рис. 4.1 приведены температурные зависимости константы фазового равновесия для различных газов. [c.135]

Установившееся состояние системы носит название седимента-ционно-диффузионного равновесия . Закон распределения частиц по высоте в равновесном состоянии, аналогичный известной барометрической формуле Лапласа для газов в атмосфере, может быть получен как кинетическим, так и термодинамическим путем. [c.34]

Во второй половине XIX века были разработаны начала учения о скорости химических реакций — химической кинетике—и учения о равновесиях в химических системах. Вскоре после указанных выше работ Бекетова шведскими учеными Гульд-бергом и Вааге (1867) был открыт закон, количественно выражающий зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ и выражающий соотношение между концентрациями веществ, участвующих в реакции при равновесии, — закон действия масс. [c.17]

Применяя к этому равновесию закон действия масс и полагая концентрацию воды постоянной, можно определить константу диссоциации Ка [c.86]

Применяя к этому равновесию закон действующих масс, мы приходим к следующему выражению константы этого равновесия или константы диссоциации МХ [c.103]

Непосредственное электрическое воздействие имеет место прежде всего при тихом и при тлеющем разрядах следствием этого являются разнообразные химические реакции либо в самой разрядной трубке, либо за счет дополнительного взаимодействия возникшего активного компонента с другими веществами. Поскольку при этих видах разрядов не возникают свободные электроны, то повышение температуры, как правило, незначительно и в большинстве случаев составляет величину порядка 50—200°. Электроны вследствие незначительной массы гораздо подвижнее положительных ионов и не находятся с ними в термическом равновесии. Закон действия масс не применим -К химическим реакциям в разрядной трубке. [c.535]

Константа ассоциации. Допустим, что соль МА полностью ионизирована в растворе и что некоторая доля ионов ассоциирована в ионные пары. Можно предположить, что между свободными ионами М+ и А", с одной стороны, и ионными парами, с другой стороны, существует равновесие. Применяя к этому равновесию закон действующих масс [ср. уравнение (20)]. получаем [c.224]

При этом символы, заключенные в квадратные скобки, означают молярные концентрации веществ, т. е. их концентрации, выраженные в молях на литр. — зависящая от температуры константа ( константа равновесия ). Закон действия масс справедлив только для равновесных гомогенных (однородных) систем. [c.56]

НОМ СОСТОЯНИИ. Количественной мерой силы кислоты является константа равновесия, которую получают, применив к протоли-тическому равновесию закон действующих масс. Для протолиза кислоты [c.379]

В обш ем случае необходимо записать подобное уравнение в векторном виде. Отметим, что в случае физико-химических систем, подчиняющихся в равновесии закону действующих масс, функция и зависит от переменных полиномиально. Поэтому уравнения [c.48]

Признаки химического равновесия. Закон действующих масс, его j p-модннамическое обоснование. [c.42]

Другое, еще более сильное начальное допущение, упрощающее расчетную процедуру, состоит в принятни паровой фазы п( только за идеальный раствор, ио и за идеальный газ, что позволяет применить к расчету парожидкого равновесия закон Дальтона (1.83) в сочетании с законом Рауля (1.82). Имея в виду равенство парциальных давлений р в равновесных фазах, можно написать [c.39]

Прямой правило 36 Работа 19 единицы измерения процесса 19 адиабатического 70 изобарического 78 изотермического 68 изохо1>ического 80 политропического 70 электролиза 251 тепловой эквивалент 21 тока 251 Равновесие законы [c.394]

Химическое равновесие. Закон действующих масс. Опыт показывает, что химические реакции одновременно протекают в двух направлениях — в сторону образования продуктов реакции (вправо, прямая реакция ) и в сторону превращения последних на исходные вещества (влево, обратная реакция). Вследствие химической обратимости реакции не доходят до конца. С течением времени скорость прямой реакции (прирост концентрации продукта реакции за единицу времени) уменьшается, а скорость обратной реакции (убыль концентрации продукта реакции за единицу времени) увеличивается. Когда обе скорости сравняются, наступает состояние химического равновесия — концентрации реагирующих веществ становятся вполне определенными и постоянными во времени (при условии, что давление и температура не меняются). Таким образом, химически обратимые реакции до перехода в состояние равновесия протекают с конечными скоростями. Поэтому стермод и нами ческой точки зрения они необратимый работа их не является максимальной. Однако можно мысленно представить, что эти реакции в прямом и обратном направлениях идут бесконечно медленно, через смежные равновесные состояния, т. е. термодинамически обратимо. Тогда к ним можно применять общие условия термодинамического равновесия [c.130]

В случае физико-химических систем, подчиняющихся в равновесии закону действующих масс, функция зависит от переменных р,- полиномиально. Поэтому уравнения (7.2) - система нелинейных уравнений в частных производных. Такие уравнения рассматриваются в математической физике и являются параболическими (в них входят р и р"). Параболические уравнения характерны для временной эволюции диссипативных структур. Для полной постановки задачи необходимо принять соответствующие граничные условия,выражающие характер, взаимодействие системы с внешней средой (обычно рассматриваются либо условия Дирихле, либо Неймана, либо их линейная комбинация). Если одна из констант в уравнениях Неймана обращается в нуль, то система является замкнутой в смысле обмена соответствующим химическим веществом. [c.174]

Понятие о химическом равновесии. Закон действующих масс Омещение химического равновесия. Синтез аммиака и получение [c.404]

Они подробно обследовали влияние условий (температура, растворитель) на протекание реакции. Один из основных законов кинетики - закон действующих масс - был сформулирован шведскими учеными - математиком Гульдбергом и химиком Вааге в серии работ 1864-67 гг. Опираясь на результаты Бертло и Сен-Жиля и проделав самостоятельную большую работу, они сформулировали закон действующих масс как для реакции, протекающей в одном направлении, так и для обратимой реакции в состоянии равновесия. Закон был выведен в общем виде для реакции с любым числом реагентов вывод был основан на концепции молекулярных столкновений как события, предшествующего реакции столкнувшихся частиц. Для реакции типа [c.18]

Зависимость константы равновесия закона действия масс от температуры указывается следуюпцим уравнением, которое было выведено Гиббсом (1879) и Вант-Гоффом [c.58]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология