Константа равновесия в молярных долях

Это и есть стандартное изменение свободной энергии в реакции, относящейся к чистым веществам (ц,= р."г, если = 1) при нормальном состоянии К (ж ) —константа равновесия, выраженная в молярных долях. Для идеального газа мы можем связать К (с ) и К (Р1) с К (х ), используя К (х1) и соотношения, вытекающие из законов для идеального газа /> = х Р (Р— общее давление) j= /У = Р1/НТ = х Р/НТ = где V — общий объем К (/),)= К (х ) РД" и К (с ) = К (x ) УД", где Ап — изменение числа молей в реакции. Таким образом, [c.242]

Редлих различал эти два случая путем исследования смеси двух к-пара-финов и другого углеводорода (н-гептан, н-октан и декалин при О") с твердой мочевиной. В первом случае молярные доли н-гептана (лс,) и н-октана (а ) н жидкой фазе не могли уменьшаться ниже значения констант равновесия и соответственно. Это видно из следующих уравнений [c.218]

Образование комплекса может быть полностью описано, если активность какого-либо органического вещества в твердом растворе равна его молярной доле ух, вычисленной на основе свободной мочевины, где г/ равно числу молей органического вещества 1, деленному на общее число молей органического вещества во всей твердой фазе. Константа равновесия может быть выражена следующим образом [c.218]

Из уравнения (1) следует, что значение константы равновесия К эквивалентно молярной доле парафина в растворителе, находящегося в равновесии с комплексом и твердым карбамидом. [c.217]

Состав системы может быть выражен молярными концентрациями а, молярными долями х,- и парциальными давлениями Р,- ее компонентов I. В соответствии с этим на практике пользуются константами химического равновесия Кс, Кх и Кр. [c.98]

Зависимость К от давления. Реакции, протекающие в газовой фазе. Для выяснения зависимости константы равновесия реакции, протекающей в газовой фазе, от давления используем выражение взаимосвязи между константами равновесия, выраженными через молярные доли участников Кх и через парциальные давления Кр. В соответствии с законом действия масс имеем [c.252]

Для смеси идеальных газов закон действующих масс можно записать с помощью константы равновесия Кр, Кс или Кх, выраженной через различные величины парциальные давления реагентов Pi, молярные концентрации с, или молярные доли д ,. Во всех случаях получается величина, не зависящая от соотношения реагентов в равновесной смеси и имеющая постоянное значение при постоянной температуре. [c.122]

Используя вместо (7.6) уравнения (7.7) — (7.9), можно доказать, что для смеси реагентов, не представляющих собой идеальные газы, уравнение изотермы сохраняет свой вид с тем различием, что константа равновесия выражается с помощью летучести ( (f для реальных газов), молярной доли Кх для идеальных растворов) или активности Ка для реальных растворов). [c.124]

Если растворы идеальны, то константу равновесия можно выразить через молярные доли. В этом случае возможно еще одно упрощение. Если идеальный раствор разбавлен (очень распространенный случай), то молярная доля Х пропорциональна его объемной концентрации. В самом деле, [c.91]

Подставляя это значение в уравнение для константы равновесия, выраженной через молярные доли, и вводя постоянные множители в символ К, получим для равновесия в идеаль- [c.92]

Рассмотрим применение метода переходного состояния в общем виде к некоторым типам реакций. Исследуем с помощью этого метода бимолекулярные газовые реакции. Удобно в этом случае выразить константу равновесия для активированного комплекса через молярные доли. При взаимодействии газов 1 и 2 получим выраже- [c.176]

Хроматографическое разделение веществ возможно только при условии, что они неодинаково распределяются по фазам хроматографического устройства. Количественно это оценивается с помощью коэффициентов (констант) распределения в стационарных условиях, когда обе фазы неподвижны. При введении и такую двухфазную систему вещества в количестве п молей происходит распределение его по фазам и устанавливается равновесие, подобное равновесию (18.3). После достижения равновесия в фазе, служащей при хроматографировании неподвижной, количество вещества а в другой фазе пх д х обозначает молярную долю). Прн малых количествах распределяющегося вещества отношение [c.256]

Поверхностный раствор как мономолекулярный слой постоянной толщины. Избыточная адсорбция, молярная доля и полное содержание компонента в поверхностном бинарном растворе. Изотермы избыточной адсорбции и поверхностной концентрации. Связь коэффициента распределения компонента между поверхностным и объемным растворами с избыточной адсорбцией. Положение максимума изотермы адсорбции, константа адсорбционного равновесия и коэффициенты активности компонентов поверхностного раствора. [c.265]

Если реакция протекает в растворе, свойства которого заметно отклоняются от идеальных растворов, то в выражении для произведения реакции и константы равновесия следует заменить концентрации растворенных веществ и молярную долю растворителя на их активности. [c.252]

Выразим теперь парциальные давления через полное давление и молярные доли компонентов с помощью соотношения pi — pxi. При дальнейшем рассмотрении предполагается, что в газовой фазе находятся только компоненты реакции (если в ней присутствуют газы, имеющие отношения к рассматриваемому химическому процессу, то под р надо понимать сумму парциальных давлений компонентов реакции, а под д — молярные доли, рассчитанные без учета посторонних газов). Константа равновесия может быть записана в виде [c.258]

Однако если записать уравнение для константы равновесия этой реакции с учетом, что для растворителя в выражение для константы равновесия вводится его молярная доля, а последняя в разбавленном растворе уксусной кислоты близка к единице, то [c.263]

Естественно, что этому процессу, представляющему собой обмен протоном между двумя молекулами воды и не приводящему к химическому изменению в системе, соответствует константа равновесия, равная единице. Однако говоря об ионизации иона оксония, надо в правой части уравнения рассматривать Н2О как сопряженное основание и вводить в выражение для константы ионизации в числитель концентрацию воды, а не ее молярную долю. В итоге получим [c.274]

Иногда, особенно при проведении технологических исследований, константу равновесия удобно представлять без изменения ее численного значения, через степени (доли) достижения постоянной для данной температуры растворимости веществ. Такая величина представляет собой отношение равновесной концентрации по реакции к концентрации насыщения. При выражении концентрации в молярных долях или молях [c.40]

Во-вторых, при записи констант равновесия часто возникают уравнения второй и более высокой степени, имеющие несколько корней. Тем не менее система уравнений, описывающих состав равновесной системы, всегда имеет единственное решение, удовлетворяющее всем уравнениям материального баланса. Остальные корни оказываются мнимыми или не имеющими физического смысла (отрицательные концентрации, молярные доли, лежащие вне интервала 0 л 1 и т. п.) и поэтому, если решение получено, выбор необходимого решения обычно не представляет затруднений. Чисто математическое доказательство единственного решения при произвольном стехиометрическом уравнении химической реакции представляет большие трудности. Однако такие трудности не возникают в термодинамике. Наличие нескольких различных положений равновесия позволило бы в принципе создать вечный двигатель второго рода. Это невозможно. Следовательно, положение равновесия является единственным. [c.148]

Константа равновесия /Ср не зависит от давления. Учитывая соотношение между парциальным давлением (Рь Па), концентрацией (С,-, моль/м ) и молярной долей газа /-го сорта [c.62]

Молярная доля % и тем самым реальная константа /С зависят от равновесной концентрации вещества 83. Они постоянны, только если постоянна эта концентрация. В аналитической химии часто пользуются зависимостью реальной константы К от концентрации [8з1 для выяснения влияния побочного равновесия на главное равновесие. Например, если главным выступает равновесие образования аммиакатов, а побочным — равновесие протонирования молекул аммиака, зависимость /С от концентрации ионов водорода (вещество 83) или от pH показывает влияние кислотности среды на устойчивость аммиакатов. [c.30]

Если же вместо молярных концентраций или парциальных давлений константу равновесия выразить через молярные доли, то полученная таким образом величина константы равновесия обнаруживает зависимость от давления в системе. Согласно определению [c.230]

Константа равновесия, определяемая отношением молярных долей реагирующих веществ в момент равновесия, является сложной термодинамической функцией. [c.154]

Константа равновесия, выраженная через молярные д о-л и, удобна тем, что она не имеет размерности. Однако выражение константы равновесия через молярные доли и обозначение ее /(л допустимо лишь для достаточно разряженных систем, в которых влияние межмолекулярных сил на активность компонентов очень мало. В общем случае константа равновесия обозначается (справочная величина), где / — приведенные числа молей с учетом поправки на межмолекулярное взаимодействие. [c.155]

Отметим, что уравнение (2.60) имеет преимущества перед уравнением (2.59), так как график прямой, проведенной Б координатах Лн/Во, позволяет найти раздельно величины К и Лд. Если концентрации реагентов выражены в мольных долях или в единицах молярности, соответствующие величины и Кс на.ходят из графиков зависимости Д- от (пв + п.,) 1пв или У/пв (V — объем смеси реагентов п -число частиц растворителя). Выражения для констант равновесия и соотношение между Кс и Кх даются в следующем виде [c.103]

Реальная константа устойчивости характеризует равновесие образования комплексонатов в конкретных реальных условиях, при определенном pH раствора и в присутствии побочных лигандов. Молярная доля Су4- зависит от pH раствора [см. формулу (15.1)1 от pH зависит обычно также молярная доля так как концентрации побочных лигандов (0Н , NHз, СН СОО") зависят от pH. Следовательно, численные значения реальных констант устойчивости тоже зависят от pH раствора. [c.219]

При перемещении подвижной фазы вместе с ней перемещаются находящиеся в этой фазе вещества. Равновесие их распределения по фазам тем самым нарушается. Вещества, находящиеся в подвижной фазе, встречают чистую неподвижную фазу и частично переходят в нее. В то же время вещества, которые находятся в неподвижной фазе, приходят в соприкосновение со свежей подвижной фазой и постепенно переходят в нее. Таким образом, при непрерывном перераспределении между обеими фазами вещества перемещаются вместе с подвижной фазой. Однако скорость их продвижения меньше, чем скорость продвижения подвижной фазы. Причина этой разности — удерживание веществ неподвижной фазой. При этом удерживание усиливается с увеличением молярной доли вещества в неподвижной фазе. Другими словами, чем больше константа распределения вещества, тем медленнее [c.257]

Константу равновесия выражают через молярные доли, обозначая К м. [c.63]

Уравнение (22) выражает молярную долю изомера а через величины яескольких констант равновесия. Молярные доли других изомеров легко получаются из Na и отдельных констант равновесия. [c.138]

Константа равновесия системы 2iN0+02I 2N02 при некоторой температуре имеет значение 2,22, а начальная концентрация N0 равна 4 моль/л. Какое количество вещества 62 надо ввести на 1 л системы, чтобы молярная доля окисленного N0 составила 40% Ответ 2,45 моль/л. [c.173]

Согласно этому уравнению значение константы равновесия К равно молярной доле органического вещества в растворителе, находящегося в равновесии с твердым комплексом я твердым peaг тoм. Величина, обратная К, служит мерой стабильности комплексов. [c.216]

Теоретической (равновесной) называется тарелка, па которой покидающий ее пар находится в равновесии с жидкостью, стекающей с тарелки. Если — молярная доля компонента в парах, покидающих тарелку, а а — молярная доля этого же компонента в жидкости, стекающей с тарелки (рис. 70), то количество компонента в каиодой из этих фаз учитывается с помощью константы равновесия К. Таким образом, если известны состав паров, их температура и давление, то с помощью уравнения равновесия y = Кх1 можно рассчитать состав жидкой фазы на любой теоретической тарелке п. [c.128]

Определите константу равновесия реакции 2 jHj Hj == = л1-СвН4(СНз)а + eHg и состав равновесной смеси в молярных долях при 98К и 1,0133- 10 Па. Для расчета воспользуйтесь данными справочника [М.]. [c.235]

Определите константу равновесия реакции гСвНаСНз = = jM- iH (СНа)г + С,Нв и состав равновесной смеси в молярных долях при 298 К и 1,0133-10 Па. Для расчета воспользуйтесь даннны-ми справочника [М.1. [c.281]

При выражении равновесия химической реакции в идеальном растворе пользуются константами равновесия К , К и Кс, выраженными соответственно через мольные доли реагентов Л/,, моляль-ность т, и молярность Для химической реакции (111, 1) в общем виде эти константы равновесия мол по представить так [c.137]

Средняя степень поликонденсации = СоС = - -k oi линейно растет во времени. Предельное значение степени поликонденсации зависит от соотношения концентраций функциональных групп Г = A, i. = (1 -ь г) (1 г)-1 и, например, для г = 0,99 = 100. Низкая степень поликонденсации получается в присутствии монофункциональных соединений, присоединение которых к концу растущей цепи прекращает рост, о используют для регулирования молекулярной массы полимеров. Другой фактор, ограничивающий рост цепи, — равновесный характер конденсации и деструкции под действием выделяющегося низкомолекулярного продукта А (например, воды). В результате этого Р зависит от константы поликонденсационного равновесия К и молярной доли вещества А — /пд [c.283]

Константу равновесия можно выразить через общее давление системы и равновесный состав. Наиример, при проведении реакции СО-Ь2Н2=г= СНзОН исходные веидества были взяты в стехиометри-ческом соотношении 1 моль СО и 2 моль ЬЬ. При равновесии получено X моль СНзОН. Тогда (1—х) — равновесное количество молей СО 2(1—л ) — равновесное количество молей Hl>. Парциальное давление равно общему давлению, умноженному иа молярную долю данного компонента [c.247]

Поскольку для идеальных газов У12п= НТ1р представляет собой объем одного моля смеси при данных р и 7, то С( = Хг р1ЯТ). Заменив в выражении для константы равновесия реакции йА- -ЬВ4-.-- апМ.+ Ы+... молярные концентрации на молярные доли, получим [c.230]

Пример 5. Для реакции 2С025 2С0+0г при 2000 С состав равновесной смеси выражается объемными долями 85,2% СО2 9,9% СО и 4,9% О2, а общее давление в системе составляет 1,013Х X 10 Па, Чему равна константа равновесия этой реакции ири данной температуре, выраженная через а) парциальные давления реагирующих веществ Кр б) их молярные концентрации Кс [c.164]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология