Константа равновесия парциальные давления

Вид выражения для константы равновесия при данной температуре зависит от типа реакции. Для реакции в газовой фазе (идеальный газ) выражение константы равновесия как функции парциальных давлений реагентов имеет следующий вид [c.14]

Такая задача входит в сферу стехиометрических расчетов примеры вычислений состава реакционной смеси и степени превращения исходных веществ (когда известны значения константы равновесия и соетав исходной смеси) были рассмотрены в разделе V (стехиометрический баланс, примеры У-5 и У-6). Если реакция проходит в газовой фазе, константу равновесия выражают через степень превращения а, рассчитывая парциальные давления и поступая так, как это показано в приведенном ниже примере. [c.160]

Кр — константа равновесия указанной реакции при 900° С, которая на основании парциальных давлений Нг и Н2О в газовой смеси равна [c.202]

Для гетерогенных реакций в сравнении с гомогенными обнаруживается даже возможность существенного упрощения константы равновесия. Дело-в том, что в гетерогенных реакциях константа равновесия представляет собой произведение парциальных давлений одних только газообразных компонентов. Хотя в газовой фазе такой системы и присутствуют насыщенные пары конденсированных веществ и давление этих паров может быть значительным, но в вьфажение константы равновесйя Кр давления насыщенных паров не входят. Так обстоит дело в случаях, когда суммарное давление не чрезмерно велико (например, из-за присутствия сильно сжатых инертных газов) а именно не так велико, чтобы заметно сказываться (при Т = onst) на величине давления насыщенного пара чистой конденсированной фазы. И, кроме того, конденсированные фазы действительно должны быть чистыми, а не представлять собой смесь (раствор) реагирующих веществ. В последнем случае давление насыщенного пара над ними зависит от химического состава конденсированной фазы. [c.322]

Равновесие твердая фаза — газ. В тех случаях, когда твердая фаза является раствором, константа равновесия выражается через активности, а для идеального раствора — через концентрации его компонентов. Если же твердая фаза представляет чистое вещество и давление в системе велико, то активность вычисляется с помощью уравнения lna=V(P— )jRT (VI, 38), а при низких давлениях может быть принята равной единице. Г азообразные реагенты — в зависимости от давления — будут представлены в константе равновесия парциальными летучестями или давлениями. Поэтому, например, если диссоциация сульфидов, окислов, карбонатов и кристаллогидратов протекает при давлении, близком к атмосферному, то для расчетов константы равновесия можно пользоваться уравнением (XIV, 7), т. е. [c.494]

Константу равновесия Кр в газовой фазе можно выразить через величины парциальных давлений, которые в свою очередь выражаются через мольные доли п упругости паров. [c.368]

Расчет доли отгона в присутствии перегретого водяного пара л1,шолняотся в той лее последовательности, что и без водяного пара. Разница заключается лишь в том, что для определепия константы равновесия необходнио задаться долей отгона. Затем расчет ведется, как указывалось выше. С изменением доли отгона будет также меняться значение константы равновесия, так как меняется парциальное давление нефтяных паров. [c.209]

В Приведенной выше реакции имеет место гетерогенное равновесие благодаря осаждению углерода, и в выражение константы равновесия входят только парциальные давления (или концентрации) компонентов газовой фазы. [c.17]

В условиях равновесия парциальные давления (или концентрации) всех веш еств, участвующих в реакции, связаны между собой. Нельзя изменить парциальное давление (или концентрации) ни одного из них, чтобы это не повлекло за собой такого изменения парциальных давлений (или концентраций) всех остальных веществ, участвующих в реакции, которое приводит к прежнему численному значению константы равновесия при данных условиях. [c.263]

Тогда парциальные давления компонентов системы будут равны для нормального пентана р == (1 х—у)Р, для 2-метилбутана р = хР, для тетраметилметана р = уР, а константы равновесий реакции (а) [c.144]

Для определения констант равновесия по давлению необходимо найти парциальные давления в момент равновесия (аналогично предыдущему примеру) [c.126]

С помощью парциальных давлений константа химического равновесия определяется следующим образом [c.152]

Выражения констант равновесия показывают далее, что н условиях равновесия парциальные давления (или концентрации) [c.161]

Следовательно, константа равновесия как функция парциальных давлений может быть выражена так [c.17]

Это выражение называется законом действия масс, а величина Кр — константой химического равновесия. Индекс при константе означает, что она выражена через давления. Независимость константы равновесия от давления показывает, что с увеличением парциального давления одного из веществ давления других веществ меняются так, что величина /Ср остается постоянной. [c.170]

Определив в состоянии равновесия парциальные давления или концентрации всех реагирующих веществ, можно подсчитать для данной температуры константу равновесия. [c.194]

Другие осложнения, связанные с возможностью тех или иных выводов о применимости химической концепции по результатам термодинамического расчета, выявляются особенно остро, когда реакция проводится в условиях, при которых, например, поведение газообразных реагентов резко отличается от поведения идеальных газов (область высокого давления). В этих случаях обязательно нужно ввести поправки в вычисленные значения Ср, АЯ, АО и А5, расчет константы химического равновесия проводить не по концентрациям или парциальным давлениям, а по активностям и т. д. Ошибки могут быть очень значительными, и поэтому уже при предварительном анализе химической концепции указанные факторы упускать из вида нельзя. [c.155]

Соотношения, связывающие парциальные давления или концентрации компонентов с константой равновесия, являются выражением закона действия масс . Эти соотношения имеют большое значение в учении о химических равновесиях. Они показывают прежде всего, что состояние равновесия не зависит от того, какие из веществ, участвующих в данной реакции, взяты в качестве исходных и в каких относительных количествах они вводятся во взаимодействие. Применяются ли в качестве исходных веществ аммиак или смесь азота с водородом, — все равно при достижении истинного равновесия парциальные давления (или концентрации) этих трех веществ будут находиться в том соотношении, которое отвечает константе равновесия при данной температуре. Тот ке результат получится, если в качестве исходной взять смесь аммиака с азотом, или аммиака с водородом, или смесь всех трех компонентов в любом произвольном соотношении и в этом случае соотношение их количеств при достижении истинного равновесия определяется равенством скоростей прямой и обратной реакций и будет отвечать той же константе равновесия. [c.161]

Константа равновесия этой химической реакции, отнесенная к парциальным давлениям, равна [c.355]

Для реакций, протекающих с изменением числа молекул, необходимо различать константы равновесия, выраженные разными способами (через р,. или и т. д.), так как их числовые значения не одинаковы. Обычно константы равновесия выражают через парциальные давления [уравнение (VHI, 9) Кр=П(рЮ], либо через объемные концентрации [c.276]

Решение. Согласно принятым нами обозначениям констан та диссоциации окиси азота равна константе ее равновесия, так как процесс термического разложения N0 протекает с выделением тепла. Следовательно, если обозначи.м парциальные давления N0, N2 и О2 в равновесной смеси соответственно о. N, получим [c.184]

В состоянии равновесия парциальное давление Oj, находящегося в замкнутом сосуде с СаО и СаСОз > при заданной температуре постоянно в точном соответствии с приведенными выше уравнениями. Во всех рассматриваемых нами примерах растворитель в разбавленном растворе может рассматриваться как неистощимый источник чистого вещества растворителя. Следовательно, активность растворителя также равна единице и поэтому не входит в константу равновесия. [c.99]

Выражения констант равновесия показывают далее, что в условиях равновесия парциальные давления (или концентрации) всех реагирующих веществ однозначно связаны между собой и нельзя изменить одну из них, чтобы тем самым не вызвать изменения всех остальных, причем все эти изменения произойдут так, что между всеми реагирующими веществами вновь установятся соотношения, соответствующие константе равновесия. Если, например, имея равновесную систему, отвечающую реакции (8), ввести в нее дополнительно некоторое количество водорода, то это не только вызовет повышение сн,, но некоторое новое количество водорода вступит во взаимодействие с азотом и образует соответствующее количество аммиака. В результате, когда скорости прямой и обратргой реакций станут равными между собой, будет достигнуто состояние равновесия. Давление азота уменьшится по сравнению с исходным состоянием давление аммиака, наоборот, возрастет, а давление водорода тоже возрастет, но на величину, меньшую, чем это отвечает давлению дополнительно введенного количества его. [c.152]

Вычислите константу равновесия К для системы 2Ы0г г) = 204(г) при условии, что в состоянии равновесия парциальное давление КОг равно 0,2 атм, а парциальное давление Ыг04 равно 0,4 атм. Каким было бы равновесное давление КОг при условии, что давление Кг04 составляет [c.377]

Состав продуктов реакции является исключительно функцией температуры, давления и времени контакта, если сырье состоит из одного реагента. Если указанные неременные факторы действуют на концентрацию продуктов так, что глубина конверсии становится незначительной сравнительно с равновесной конверсией, то следует рассматривать только кинетику дальнейших реакций. Получаемые выходы продукта ограничиваются константой равновесия. Сторч [87] в качестве меры приближения к равновесию при различных условиях реакции применил отношение / /Л, гд( К — отношение величин парциального давленая в атмосферах [c.57]

Эти выражения подставляют в скорости соответствующих медленных стадий, в которых участвуют данные промежуточные соединения. Как видно, именно установление адсорбционнохимических равновесий здесь и позволяет выразить не определяемые на опыте концентрации промежуточных соединений через некоторые константы и парциальные давления компонентов реакции, измеряемые в эксперименте. Выводы уравнений с помощью адсорбционно-химических равновесий в общем виде даны автором [17] и Темкиным [346]. Установление адсорбционно-химических равновесий может приводить к тому, что вещества, отсутствующие на поверхности, все-таки тормозят реакцию, так как концентрация их в объемной фазе регулирует количества других веществ, находящихся на поверхности. Примером этого является реакция синтеза аммиака. Эта реакция тормозится аммиаком вследствие адсорбционно-химического равновесия его с водородом и поверхностным азотом [170], поэтому знаменатель кинетического уравнения содержит концентрацию аммиака, хотя последний не находится на поверхности. [c.235]

Уравнение (10) будем называть основным уравнением метода изотермического испарения ввиду его исключительной роли в решении вопросов расшифровки, определения парциальных давлений и перехода от временных зависимостей к концентрационным. И, наконец, третьим соотношением является условие независимости констант равновесия от давления (7 = onst). В масс-спектральных исследованиях, любая константа равновесия может быть записана согласно (1) через ионные токи. Константу равновесия, записанную через ионные токи, будем называть масс-спектральной константой равновесия, так, например, масс-спектральной константой равновесия для реакции Аг=А-ЬА является величина [c.319]

Следует заметить, что фактически лишь часть тех уравнений, которые мы называем уравнениями баланса, связана с произвольно меняемыми параметрами —исходными концентрациями. Остальные выражают не зависящие от этих параметров соотношения между концентрациями составляющих систему веществ. Например, в случае ZnS-H l-H2S при заданной температуре Т, которая определяет значения констант равновесия, и давлении Ро можно менять лишь парциальное давление одного из исходных веществ, поскольку парциальное давление второго вещества будет тем самым задано. По этой причине из трех уравнений баланса, выраженных через парциальные давления, одно связано с Ро, второе с a=PiS2slPma, а третье (IX.50) выражает связь между равновесными давлениями S2, Нг и Zn, не зависящую от условий опыта. В случае системы ZnS-H l мы можем изменять только Ро = рта-Поэтому только одно из трех уравнений баланса связано с произвольно меняемым параметром. [c.285]

И парциальных давлений пара, состояпцп о из атомов и молекул натрия,, в работе [233] 5ыл использован ионизационный вариант метода Кнудсена, описанный на стр. 54 и 93. Данные по константам равновесия и давлению пара натрия представлены в табл. 17. [c.110]

Здесь индекс (р) относится к трехфазному равновесию —парциальные давления газа-гидратообразователя М. и воды над газогидратной фазой рлед — давление насыщенного пара над льдом (при той же температуре) A i°(T)—разность химических потенциалов незаполненной решетки гидрата и льда i, Сг, 62 — константы Ленгмюра и степени запол-110 [c.110]

Влияние температуры на выходы ацетилена и этилена уже обсуждалось в разделе Равновесие . Сторч [87] пытался связать конверсию до ацетилена и этилена со средним парциальным давлением метана произведение среднего парциального давления метана на величину конверсии до ацетилена и этилена представлено в виде константы, обладающей размерностью давления и являющейся функцией температуры. Эта константа бьиЕа рассчитана для данных, приведенных в табл, 4. Было рассчитано среднее парциальное давление метана рсщ при условии, что разло-жепие метапа происходит согласно уравнепию (3) [c.68]

Задача 5.3. При каком парциальном давлении (в паскалях) NH3 находится в равновесии с N2 и Н2 при Г)00°С, сслн для На оно равно 74 252,9 Па, а для N2 53385,1 Па. При 500 °С для реакции N2(r)+ЗН2(г) 2 Нз(г) константа равновесия /(р= 1,45-10 °. [c.95]

Зависимость от давления константы равновесия Кр, определяемой для неидеаЛьпоп системы уравнением (19) с помощью парциальных давлений, рассчитанных по уравнению (17), может быть па осиовапии уравнений (39) и (37) представлена в виде [c.163]

Выразим константу равновесия реакции образования иодистого водорода через парциальные давления по уравнению (VIII, 9), а также через концентрации и числа молей. Учитывая, [c.271]