Константа равновесия в молярных концентрациях

Как зависит численное значение константы равновесия от выбора единиц измерения концентраций Как перейти в случае газов от парциальных давлений к молярным концентрациям (моль л ) Как связаны между собой константы и [c.199]

Константа равновесия может быть выражена через любые удобные единицы измерения концентрации моль на литр, атмосферы и др. Поскольку ее численное значение зависит от выбора единиц измерения концентрации, необходимо следить за тем, чтобы при решении задач значения Кравн соответствовали принятым единицам измерения концентраций. Если концентрации газов выражены в молях на литр, константа равновесия обозначается К/, если концентрации газов измеряются их парциальным давлением в атмосферах, константа равновесия обозначается К . Поскольку парциальное давление ]-го компонента газовой смеси связано с его молярной концентрацией соотношением pJ = с КТ, константы Кр и К связаны между собой соотношением = КДКТ) ", где Дп-результирующее изменение числа молей газа в реакции. [c.197]

В этой главе мы применяли представления о химическом равновесии к водным растворам, особенно к кислотно-основным реакциям и реакциям осаждения. Мы воспользовались выражением для константы равновесия, введенным в гл. 4, подставляя в него концентрации в молярных единицах (моль-л ). Поскольку концентрация воды в растворах, особенно в разбавленных, остается практически постоянной, можно включить эту концентрацию, [Н2О], в константу равновесия. [c.256]

Если известны все коэффициенты скоростей прямых реакций, константы равновесия, молярные концентрации и давление в смеси, то соотношения (2.4) и (2.5) представляют собой алгебраическую систему уравнений относительно в, , N2 Суммарные скорости образования могут быть вычислены тогда из (2.3). [c.52]

АГ— константа равновесия химической реакции Кс — константа равновесия, если концентрация реагирующих веществ выражена в г-мол/л Кр — константа равновесия, если концентрация реагирующих веществ выражена в парциальном давлении Кц — константа равновесия, если концентрация реагирующих веществ выражена в молярных процентах [c.9]

При равновесии молярная концентрация фермента станет равной [(/ ) — ( 5)], а молярная концентрация субстрата (5 — РЗ). Но так как концентрация субстрата значительно больше концентрации промежуточного комплекса, то можно принять (5— 5) =5. Тогда [(/ —/ 5) + (5)] = / 5. Следовательно, константа равновесия [c.22]

В системе ЫгЧ-ЗНг ЗЫНз в момент равновесия молярные концентрации водорода и аммиака соответственно равны 2,56 и 0,84. Определить концентрацию азота, если константа равновесия равна 2. [c.236]

Мы уже знаем, что химический символ вещества в квадратных скобках, например [N2], означает его концентрацию, которая чаще всего, хотя и не всегда, выражена в молях на литр. Концентрации, выраженные в этих единицах, часто обозначаются символом с, например означает концентрацию N2 в молях на литр. Если концентрации измеряются в молярных единицах, константа равновесия обозначается К . [c.182]

В качестве примера снова рассмотрим реакцию между водородом и иодом, в которой принимает участие равное число молей реагентов и продуктов (по 2 моля). Если повысить в 2 раза давление при постоянной температуре, объем смеси газов станет вдвое меньше. Все молярные концентрации при этом удвоятся, но их отношение останется прежним. В примере 12 мы убедились, что одновременное повышение вдвое концентрации реагентов и продуктов не изменяет константы равновесия [c.192]

Правила записи выражений для произведения растворимости ничем не отличаются от правил записи любых выражений для константы равновесия. Произведение растворимости равно произведению молярных концентраций ионов, участвующих в равновесии, каждая из которых возведена в степень, равную стехиометрическому коэффициенту при соответствующем ионе в уравнении равновесия. [c.125]

Если реагенты и продукты химической реакции находятся в растворе, выражение для константы равновесия имеет такой же вид, как и для реакций в газовой фазе, но в данном случае логично измерять концентрации в молях на литр раствора (т.е. указывать молярные концентрации растворов). Как мы знаем, для реакции общего вида [c.208]

В гл. 4 константы равновесия были выражены через парциальные давления (газов) или молярные концентрации (газов либо растворов). В настоящей главе вместо этого используются активности. Каково соотнощение между этими двумя способами и каковы преимущества использования активностей Почему нелогично говорить о размерной величине равн установлена связь между и АС° [c.114]

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]

Рассчитаем значение константы химического равновесия К в данных условиях. Для этого определим значение равновесных концентраций компонентов. Поскольку объем смеси газов составляет 1 л, то молярные концентрации компонентов соответствуют указанным в условии количествам вещества с (802) = 1 моль/л с (О2) = 1 моль/л [80з] =0,892 моль/л. [c.121]

Константа электролитической диссоциации угольной кислоты по первой ступени имеет значение Л =4-10 . Эта константа рассчитана для насыщенного раствора углекислого газа (с = 0,04 моль/л) исходя из предположения, что весь углекислый газ превращается в растворе в угольную кислоту. Константа же равновесия, рассчитанная с учетом только той части углекислого газа, которая действительно образовала угольную кислоту, К (ист.) =2-10 . Рассчитайте молярную концентрацию угольной кислоты, полученной при этом. Какой вывод можно сделать об истинной силе угольной кислоты [c.141]

Зачастую химические реакции не идут до конца, т. е. экви-молярная смесь исходных веществ не полностью превращается в конечные продукты реакции. В таких случаях реакция приближается к некоторому равновесному состоянию, которое может быть заранее рассчитано на основе термодинамических данных (разд. 4.2). Примерами таких реакций являются образование аммиака, иодоводорода, многие окислительно-восстановительные реакции и т. д. Обратимость реакции особенно заметна в тех случаях, когда константа равновесия близка к 1. Если необходимо довести реакцию до конца, то следует удалять продукты реакции из равновесной смеси. На скорость таких реакций оказывает большое влияние обратная реакция, как только в достаточной степени повысится концентрация продуктов реакции. Скорость обратной реакции становится тем больше, чем ближе находится система к равновесному состоянию. При учете обратной реакции скорость образования, например, Н1 для реакции (2) вблизи состояния равновесия равна [c.175]

При использовании молярных концентраций константу равновесия обозначают символом К , а при измерении концентраций парциальными давлениями (в атмосферах) константу равновесия обозначают символом Кр. Константы и связаны между собой соотношением = [c.60]

Если концентрации выражаются в молярностях, такая константа равновесия называется произведением растворимости и обозначается ПР или Кпр [c.125]

Отношение констант скорости прямой и обратной реакций тоже представляет собой константу. Она называется константой равновесия данной реакции. Так как она выражается через молярные концентрации веществ (св), ее обозначают с индексом с [c.205]

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]

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]

Способность жидких веществ к диссоциации (ионизации) количественно характеризуется константой равновесия этого процесса. Однако более принято пользоваться не константами равновесия, а ионными произведениями, которые, как и ионное произведение воды, представляют собой произведение константы равновесия на число молей вещества, содержащихся в 1 л этого вещества (т. е. на молярную концентрацию вещества). Ионные произведения некоторых жидкостей приведены в табл. 10. [c.90]

Аналогичное соотношение между молярно-объемными концентрациями выражает константу равновесия Кс- Когда к реакционной системе применимы законы идеальных смесей (идеальных газов, идеальных жидких растворов), Кс при данной температуре имеет постоянное значение, не зависящее от исходных концентраций реагентов. [c.246]

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]

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]

При химическом равновесии произведение молярных концентраций получающихся веществ, деленное на произведение молярных концентраций исходных веществ, представляет собой постоянную для данной реакции величину, называемую константой равновесия (значение концентрации каждого компонента возводят в степень, равную стехиомегг-рическому коэффициенту его в уравнении реакции). [c.15]

Как мы уже знаем, химическая формула вещества, заключенная в квадратные скобки, например [N113], означает концентрацию данного вещества. Для реакций в растворах концентрации обычно выражают в молях на литр, т. е. указывают молярную концентрацию, или молярность. Для реакций в газовой фазе в качестве единиц измерения концентрации можно также пользоваться молярностью, но можно наряду с этим измерять концентрации парциальными давлениями соответствующих газов, выраженными в атмосферах. При использовании молярных концентраций константу равновесия обозначают символом К а при измерении концентраций газообразных веществ в атмосферах константу равновесия обозначают символом Поскольку численные зна- [c.46]

Закон действующих масс был открыт в 1864 г. Гульдбергом и Вааге. Они назвали молярные концентрации взаимодействующих веществ действующими массами или активными массами . Через год Бекетов, не зная о их работах, также обратил внимание на независимость константы равновесия от концентраций взаимодействующих веществ. [c.143]

Постоянные onsti и onst2 уравнения (5.37) зависят от констант равновесия реакций образования ионных тройников и от предельных значений молярных электропроводностей частнц КА, КаА+ и КгА . Согласно уравнению (5.37) кривая электропроводность — концентрация проходит через минимум. Значения концентрации электролита и электроироводиости раствора, отвечающие минимуму, можно найти из соотношений [c.133]

Константы равновесия этих реакций для интервала 298Д6 — 1000° К помещены в табл. 9, а равновесные концентрации изомеров октана (в молярных процентах) — в табл. 10. Данные табл. 10 графически изображены па рпс. 5. [c.303]

Учитывая полную диссоциацию сильных электролитов в растворах любых концентраций, можно было бы ожидать, что их электропроводность (молярная) при любых разбавлениях должна быть равна электропроводности при бесконечном разбавлении раствора. Однако этого не наблюдается. Электропроводность уменьшается с ростом концентрации электролита, что может означать усиление взаимодействия между ионами. Вследствие того что число ионов в объеме раствора, содержащем 1 моль электролита, постоянно, концентрационная зависимость электропроводности сильных электролитов может быть объяснена изменением скорости движения ионов между электродами. Чем сильнее ионы взаимодействуют друг с другом и с молекулами растворителя, тем меньще скорость их перемещения. Это по-раз-ному сказывается на скоростях прямой и обратной реакций электролитической диссоциации, и в результате константа равновесия изменяется в зависимости от концентрации ионов диссоциирующего электролита и присутствия посторонних ионов. [c.285]

Данную константу равновесия, характеризующую произведение молярных концентраций ионов Н и ОН, называют ионным произведением воды и обозначают или Кнр. Значение А можно вычислить из ДО реакции диссоциации воды по ( юрмуле (2.30) [c.272]

Состояние равновесия при onst для реакции образования комплекса [ML,,] по закону действую-пщх масс количественно характеризуется общей константой устойчивости (квадратными скобками обозначены равновесные молярные концентрации соответствующих форм) [c.213]

В состоянии равновесия произведение молярных концентраций продуктов в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, деленное на такое же произведение молярных концентраций исходных веществ, есть величина постоянная при Т= onst. Это отношение обозначают и называют константой равновесия данной реакции [c.29]

Скорость прямой реакции И1 = /г1Сн,Сг скорость обратной реакции ь =к2Рт К и йа—константы скоростей прямой и обратной реакций Сн , С ., сщ — равновесные молярные концентрации веществ. При равновесии 1)1 = = 2, отсюда /г,Сн,С1 =Й2Сн1, и тогда [c.81]

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]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология