Конечные уравнения Константа равновесия

Константу равновесия химической реакции можно вычислить косвенным методом, пользуюсь стандартными изменениями энергии Гиббса. Энергия Гиббса является функцией состояния и ее изменение не зависит от пути процесса, а лишь от начального и конечного состояния системы. В уравнение, связывающее стандартные изменения энергии Г иббса, подставляют известные константы равновесия [c.63]

Из уравнения (VII. 15) видно, что скорость процесса поликонденсации, условия равновесия и выход конечного высокомолекулярного соединения в большой мере определяются количеством низкомолекулярного побочного продукта G в реакционной среде. Зависимость предельной степени поликонденсации j n от константы равновесия К и концентрации низкомолекулярного соединения в реакционной смеси С выражается уравнением [c.198]

Это уравнение связывает константу равновесия реакции со стандартным сродством. Но это последнее есть изменение функции состояния, и поэтому оно не зависит от пути процесса, а определяется только начальным и конечным состоянием системы. Поэтому, если при любой постоянной температуре между дан- [c.95]

Рис. 3-7. Принцип равновесия Равновесие между молекулами А и Б и комплексом АБ поддерживается двумя показанными на схемах / и 2, противопопожно направленными реакциями. Отношение констант скоростей ассоциации и диссоциации (3) равно константе равновесия реакции К. Поскольку для того, чтобы прореагировать, молекулы Ли Б в реакции 2 должны столкнуться, скорость этой реакции пропорциональна произведению концентраций А и Б. В результате в конечном выражении для появляется произведение [А] [Б] (квадратные скобки означаьэт концентрацию) Принято, что концентрации продуктов ставятся в числитедь, а концентрации реагентов - в знаменатель уравнения константы равновесия Псетому константа равновесия на схеме 5 относится к реакции ассоциации А +Б —> АБ, а величина, обратная ей, будет константой равновесия для реакции диссоциации АБ —> А + Б. Однако, когда мы имеем дело с простыми взаимодействиями связывания, правильнее говорить о константе сродства, или константе ассоциации, выражаемой в литрах на моль, чем больше величина константы ассоциации (К,), тем сильнее связывание между А и Б. Обратной к К, является константа диссоциации, выражаемая в молях на литр, чем меньше величина константы

В уравнениях констант равновесия, как правило, активности, концентрации и т. д. конечных продуктов принято писать в числителе, а исходных веществ — в знаменателе. Однако в литературе встречается и обратное написание [c.9]

Вследствие того что энергия Гиббса — функция состояния, АО определяется начальным и конечным состояниями системы и может быть подсчитано как сумма ЛО, отдельных стадий процесса. Отсюда вытекает возможность нахождения равновесия неизвестной реакции путем комбинирования равновес 1Й известных реакций. Для этого нужно умножить уравнения известных реакций на подходящие коэффициенты, а затем просуммировать эти уравнения с тем расчетом, чтобы получить уравнение искомой реакции. Если это удастся, то нужно осуществить такие же действия с ЛО каждой реакции и получить таким образом изменение энергии Гиббса искомой реакции. Ввиду логарифмической зависимости ЛО и Кр сложение и вычитание изменений энергии Гиббса соответствуют перемножению и делению констант равновесия. [c.134]

Константа равновесия подразумевается выраженной через активности при этом в числителе ее находятся активности веществ, указанных в правой части уравнения реакции. Изменение (А) какого-нибудь свойства V в результате реакции определяется как разность между значением его для веществ, указанных в правой части уравнения реакции, и значением его для веществ, указанных в левой части, причем вещества, указанные в правой части, условно обозначаются термином конечные продукты , а вещества, указанные в левой части, — термином начальные продукты . Таким образом [c.16]

Это равенство отличается от уравнения (IV, 7) тем, что кон-. станты равновесия в нем могут относиться к другой температуре, чем тепловые эффекты. (Конечно, обе константы равновесия должны относиться и здесь к Одинаковой температуре.) В качестве примера газовых реакций, в которых изменения энтропии достаточно близки между собой, можно привести следующие [c.136]

Для экстраполяции используют такие участки кривой титрования, где в избытке находится или титруемый ион, или реагент, т. е. участки, где равновесие практически полностью сдвинуто в сторону образования продукта реакции. На этих участках кривой зависимость А = = f (с) [или А = f (а)] обычно имеет прямолинейный характер, т. е. закон Бера соблюдается. Конечную точку титрования находят, продолжая прямолинейные участки кривой титрования до их пересечения (рис. 24, кривая 2). Благодаря этому спектрофотометрический метод определения конечной точки титрования позволяет проводить титрование растворов с низкими концентрациями и использовать реакции, обладающие малыми константами равновесия (например, образование малоустойчивых комплексов, титрование слабых кислот и оснований, реакции окисления — восстановления при малых значениях разности потенциалов), и имеет большие преимущества по сравнению с методами, в которых точку эквивалентности определяют по скачку титрования (например, потенциометрическое титрование). Помимо графического метода определения конечной точки титрования рекомендуется применять также алгебраический метод, основанный на использовании метода наименьших квадратов. Для прямолинейных участков кривой 1 (см. рис. 24) до и после момента эквивалентности будут справедливы соответственно следующие уравнения прямых [c.57]

Напомним, что соотношение продуктов диссоциации и исходных продуктов в условиях динамического равновесия зависит от температуры в камере сгорания и определяется с помощью констант равновесия, которые, в свою очередь, зависят от температуры сгорания. Используя уравнения констант равновесия, уравнения материального баланса и условие равенства энтальпии топлива и энтальпии продуктов сгорания для истинной температуры сгорания, можно составить систему уравнений. Все элементы этой системы для расчета удобно представить через парциальные давления, при этом можно получить одно дополнительное уравнение — сумма парциальных давлений продуктов сгорания равна давлению в камере, а оно известно. Вначале составим уравнения возможных реакций диссоциации, принимая, что конечный продукт является продуктом диссоциации [c.188]

Рис. 8.3 характеризует изменение коэффициента массоотдачи в зависимости от константы скорости реакции в соответствии с уравнением (8.31). Когда реакция необратима, используется самая верхняя кривая. В начальный момент времени скорость очень высока, вследствие резких градиентов концентрации, которые существуют вблизи границы раздела фаз, возникая сразу же после их контакта. Эти градиенты, однако, постепенно исчезают, и скорость приближается к постоянному значению. При конечном значении константы равновесия и больших значениях kit возникает вторая область падения скорости, в пределах которой коэффициент массоотдачи ведет себя подобно коэффициенту, свой- [c.351]

Константу равновесия химической реакции можно вычислить косвенным методом, пользуясь стандартными изменениями изобарных потенциалов. Изобарный потенциал является функцией состояния и его изменение не зависит от пути процесса, а лишь от начального и конечного состояния системы. В уравнение, связывающее [c.71]

Обычно говорят о константах равновесия процессов, соотнося между собою уравнения химических реакций и закона действующих масс. Однако в результате исследования равновесных состояний в принципе нельзя раскрыть действительный механизм химических превращений, т. е. такие исследования не несут никакой информации о характеристиках и последовательностях элементарных актов, определяющих химическое превращение. Кроме того, используемые уравнения реакций, правильно передавая стехиометрические взаимосвязи между химическими формами, могут не иметь ничего общего с реакциями, реально протекающими как при подходе к равновесию, так и после его достижения (равновесие динамично). А так как в равновесии вообще нельзя провести различий между начальными и конечными реагентами, совершенно безразлично, какой из формально возможных наборов процессов (точнее, наборов уравнений реакций) используется для последующей записи взаимосвязи между равновесными концентрациями реагентов (согласно ЗДМ). Необходимо только, чтобы список уравнений реакций был полным, т. е. отражал бы взаимосвязи между всеми представленными в равновесной системе формами. На математическом языке задача сводится к выбору подходящего базиса линейно-независимых уравнений реакций. Максимальное число таких уравнений равно числу сложных химических форм. [c.7]

Катализатор может ускорить реакцию, однако он никогда не влияет на равновесие или конечное состояние процесса. Так, в присутствие катализатора или без него константа равновесия реакции всегда одна и та же. Поэтому для элементарной реакции с увеличением скорости прямого процесса вблизи равновесия скорость обратного процесса возрастает согласно уравнению (И 1,4). [c.411]

Таким образом, для определения константы равновесия достаточно знать только разницу в теплосодержании (энтальпии) исходного и конечного углеводородов и разницу в их энтропийных характеристиках. Оба члена уравнения (3) по-разному оказывают влияние на константу равновесия. [c.135]

Значения констант равновесия приведены в Приложении (табл. 40 и 41, стр. 205—206 [16]. Начальный и конечный состав конвертированного газа, а также парциальные давления его компонентов при установлении равновесия выражаются уравнениями, приведенными в табл. 17. [c.68]

В константу равновесия входит лишь разность пороговых значений энергии, но не сами пороговые значения. Это легко понять исходя из того, что уравнение Больцмана не содержит явно времени, а Н-теорема определяет лишь условия равновесия, но не время его достижения. Изменение порогов реакций и 2 (с сохранением неизменной их разницы Д ) приведет лишь к увеличению или уменьшению скоростей процессов, но никак не скажется на конечном состоянии, которое определяется, вообще говоря, энергетическим равновесием подсистем. Величина АЕ определяется энергией состояний реагентов и продуктов и выступает в качестве "фундаментальной" характеристики системы, определяющей ее состав в [c.30]

Чтобы определить изменение константы равновесия при изменении температуры на конечную величину, нужно уравнение изобары (111, 55) проинтегрировать [c.143]

Уравнения изобары характеризуют знак производной константы равновесия по температуре, а значит и направление изменения состава равновесной смеси. Если знак теплового эффекта (разности энтальпий конечных и начальных веществ) отрицателен — реакция экзотермическая, то повышение температуры приводит к уменьшению константы равновесия, т. е. к уменьшению содержания продуктов реакции в равновесной смеси. Следовательно, для экзотермических реакций повышение температуры невыгодно. Если знак теплового эффекта положителен— реакция эндотермическая, то при повышении температуры константа равновесия увеличивается, т. е. содержание продуктов реакции в реакционной смеси увеличивается. Поэтому эндотермические реакции идут преимущественно при вы соких температурах, [c.372]

Таким образом, константа равновесия сложной реакции есть произведение констант равновесия элементарных стадий. И состояние равновесия определяется термодинамическими свойствами веществ в начальном (до реакции) и конечном (после реакции) состояниях и не зависит от пути реакции. Поэтому в выражение для константы равновесия концентрации участников реакции входят в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, в отличие от кинетического уравнения (10.2). [c.209]

В заключение рассказа о катализе отметим, что катализатор, изменяя путь реакции, не может влиять на состояние равновесия. Действительно, с термодинамических позиций состояние равновесия, константа равновесия, определяется изменением свободной энергии при прохождении реакции (уравнение (9.5)), т. е. определяется лишь начальным и конечным состояниями системы. Это наглядно демонстрирует рис. 10.4 АС = Оз—61 и не зависит от 0 — свободной энергии промежуточного состояния, которое соответствует промежуточному соединению с участием катализатора. [c.223]

Из уравнения (II. 3) видно, чем больше К, тем больше в реакционной смеси концентрация конечных продуктов в момент равновесия. Константа равновесия зависит только от температуры и не зависит от начальных концентраций реагируюш,их веш,еств, т. к. от них не зависят константы скоростей к] и кг. [c.64]

Специальный интерес представляет применение теории Дебая — Хюккеля для расчета стандартных термодинамических характеристик реакций в растворе — констант равновесия, тепловых эффектов и т. д. при нулевой ионной силе по экспериментальным данным, относящимся к растворам с конечной ионной силой. При проведении такого рода расчетов получаются уравнения, в которые входит произведение или отношение коэффициентов активности отдельных ионов. Среди различных уравнений, используемых для оценки отношения коэффициентов активности, чаще всего применяются уравнение Дэвис (Vni.103) и уравнение с одним параметром типа (Vni.104). В таких случаях они обычно записываются как [c.164]

Константа равновесия ионизации кислоты связана с изменением свободной энергии между исходным и конечным продуктами следующим уравнением [c.157]

Численное значение константы равновесия зависит от выбора единиц измерения концентраций реагирующих компонентов и формы записи уравнения реакции. Для удобства решения конкретной задачи реакция может записываться в прямом и обратном, экзо- и эндотермическом направлениях. По разному можно представить и стехиометрические коэффициенты (численные множители) при символах реагентов. Если в общем случае их записывают целыми числами, с точностью до общего множителя равными изменению числа молей, то в технологических расчетах часто бывает удобнее использовать со-отнощения, приходящиеся на единицу какого-либо из исходных или конечных реагентов. Поэтому численные множители могут быть и дробными. [c.61]

Пользуясь уравнением константы равновесия, можно смещать равновесие в желаемую сторону — в сторону наибольшего выхода получаемого продукта, т. е. по существу управлять течением химического процесса, что важно в технологических целях. Так как константа равновесия есть величина постоянная, то увеличение концентрации одного из исходных веществ приводит к смещению равновесия слева направо увеличение концентрации одного из конечных веществ приводит к смещению равновесия в сторону обратной реакции, т. е. справа налево. Это частный случай применения правила Лешателье, который был рассмотрен ранее (гл. VH). [c.162]

Подобно объемно- и весово-аддитивным свойствам, при конечных значениях константы равновесия диаграммы истинномольных свойств всегда иррациональны. Монотонный сдвиг экстремума истинномольного свойства с монотонным изменением константы равновесия был доказан при анализе уравнения (1,45). В этом случае будут иррациональны и диаграммы отклонения от аддитивности истинномольного свойства. [c.49]

Однако величина К не может быть определена непосредственным решением уравнения (111,1), так как в это уравнение входит еще одна неизвестная величина Уа в -Величина Уа Вп может быть определена экспериментально, поскольку при любом конечном значении константы равновесия соединение АтВп всегда находится в равновесии с компонентами А и В. Сколько-нибудь точных методов теоретического расчета величины свойства продукта присоединения в настоящее время не существует . Вот почему метод определения К предполагает исключение этой величины из уравнений связи. [c.187]

Поскольку для того, чтобы прореагировать, молекулы А и Б в реакции 2 должны столкнуться, скорость этой реакции пропорциональна произведению концентраций А и Б. В результате в конечном выражении для К появляется произведение [А] [Б] (квадратные скобки означают концентрацию). Принято, что концентрации продуктов ставятся в числитель, а концентрации реагентов - в знаменатель уравнения константы равновесия. Поэтому константа равновесия на схеме 3 относгггся к реакции ассоциации А + Б —> АБ, а величина, обратная ей, будет константой равновесия для реакции диссоциации АБ — А + Б. Однако, когда мы имеем дело с простыми взаимодействиями связывания, правильнее говорить о константе сродства, или константе ассоциации, выражаемой в лггграх на моль чем больше величина константы ассоциации (Ка), тем сильнее связывание между А и Б. Обратной к К является константа диссоциации, выражаемая в молях на литр чем меньше величина константы [c.120]

Конечной целью исследований равновесий является выяснение стехиометрии сосуществующих в растворе химических образований (форм) и расчет констант равновесия. Задача обычно решается путем анализа и математической обработки экспериментальных зависимостей типа свойство раствора — состав раствора. Для количественного решения необходимо в явном или неявном виде установить функциональную связь между измеряемым физико-химическим свойством (свойствами) раствора и его аналитическим составом Число основных физико-химических положений, используемых при этом, неве-лпко. Математически опи моделируются уравнениями, которые можно разбить на три группы уравнения материального баланса (МБ), уравнения закона действующих масс (ЗДМ), уравнения связи измеряемого свойства с равновесными концентрациями тех или иных химических форм. [c.5]

Содержание аммиака в равновесной газовой смеси (для стехиометрической исходной азотоводородной смеси) можно определить с помощью константы равновесия по уравнению, выведенному на основе объемных соотношений компонентов в конечном газе [c.147]

С практической точки зрения наиболее важными являются факторы, которые имеют влияние на решения этого уравнения и на константы равновесия. Решения уравнения могут быть найдены путем определения степени удаления соли из пробных образцо ткани. Но при этом на степень удаления соли могут, конечно, оказать влияние такие факторы, как степень концентрации моющего средства, содержание воды, относительная упругость водяного пара в растворителе и механическое перемешивание. [c.98]

Это обстоятельство не случайно. Оно является отражением общего принг ипаЛе/ ателбе при внешнем воздействии на систему в ней возникают изменения, направленные на компенсацию этого внешнего воздействия. Конечно, эта компенсация частичка, и принцип Ле Шателье имеет значение лишь как способ качественной оценки направления процесса. Нетрудно убедиться, что он применим и к другим воздействиям. Так, с помощью принципа Ле Шателье можно определить, как должна изменяться константа равновесия с температурой. Если реакция эндотермическая, то нагревание смеси должно благоприятствовать этой реакции, поскольку она будет забирать часть теплоты, введенной в систему. Отсюда следует, что константы равновесия эндотермических реакций должны расти с увеличением температуры. Этот же вывод следует иэ уравнения Вант-Гоффа. [c.225]

Это уравнение называют изобарой химической реакции Вант-Гоффа. Оно определяет зависимость константы равновесия Кр от температуры при постоянном об1цем давлении. Уравнение (У.24) наряду с (У.14) относят к ОС110НПЫМ уравнениям химической термодинамики, хотя, конечно, (У.24) непосредственно вытекает из уравнения (У.14) и общих соотношений термодинамики. [c.143]

Уравнение А0°=—ЯТ пКр позвбляет комбинировать равновесия. Так же, как и АН реакции по закону Гесса не зависит от пути перехода, а зависит только от начального и конечного состояний, так же и А0° не зависит от пути, по которому осуществляется реакция. В частности, для замкнутого цикла реакций Д0°=0. Это позволяет, зная А0° для одних реакций, рассчитать его для других, которые не изучались на опыте или вообще не могут быть изучены экспериментально. Определив А0° реакции, можно найти и константу равновесия. [c.180]

Схема с образованием перхлората титанила оказывается несколько более предпочтительной, так как устойчивость хлоридных комплексов титанила невелика, а концентрация перхлората в растворе Ьказывается на несколько порядков больше концентрации хлорида. Это, однако, не может явиться решающим доводом, так как все участники данной реакции в растворе диссоциированы почти нацело. Приведенные соображения показывают, почему во многих случаях термохимики предпочитают оперировать с уравнениями типа (1У.66), а не (1У.73). Расчет энтальпии образования растворов по уравнениям типа (1У.6б) не требует сведений о химизме процесса растворения и вместе с тем полученные на основании таких уравнений результаты представляют значительный интерес и существенно обогащают термохимию. Это не означает, конечно, что состав соединений, образующихся в растворе, не представляет интереса для термохимии. Эти вопросы вызывают большой интерес, однако возможности расчета в основном определяются не калориметрическими данным а надежностью констант равновесия, без которых вообще невозможна однозначная интерпретация многих термохимических данных, например расчет энтальпий реакций ступенчатого комплексообразования в растворе. Особое значение в термохимии растворов имеет вопрос о стандартных энтальпиях образования отдельных ионов (см. гл. X). [c.86]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология