Константа равновесия потенциалов

Как видно из уравнений (П.79), (11.81) и (11.83), для расчета изобарно-изотермического потенциала достаточно знать константу равновесия (/Ср) лишь при одной температуре Т и нет необходимости изучать температурную зависимость /Ср. Это очень важно, так как непосредственное изучение равновесия далеко не всегда возможно, а выражения (11.81) и (11.83) позволяют рассчитать величины Кр, не прибегая к прямому изучению равновесия, т. е. [c.85]

В связи с изложенным, для численного раскрытия величины Кр предпочтительнее всего обратиться к выражению (11.85), которое позволяет с требуемой точностью количественно оценить значение константы равновесия при различных величинах давления и температуры в газонефтяной системе. Отличительной особенностью выражения (П.85) по сравнению с (П.89) является то, что рекомендуемая для вычислений формула целиком и полностью опирается на информацию Д(3, Ср, с , полученную при непосредственном экспериментировании в условиях, близких к природным [10]. Это положение усугубляется также и тем, что величины А0(АФ1) и Кр характеризуют направление протекания процессов и термодинамические условия равновесия, или указывают, насколько данный процесс далек от условий равновесия, что определяет выражение (П.89). Поэтому величина АО примерно равна нулю, если процесс находится в состоянии равновесия. Когда АО большая отрицательная величина, то данная система должна еще прореагировать в значительной степени, прежде чем процесс достигнет равновесия. Однако скорость процесса не связана ни с знаком, ни с величиной термодинамического потенциала, и его нельзя предсказать, зная АО. [c.89]

Термодинамический потенциал и константы равновесия пластовых нефтегазовых систем [c.161]

Порядок и знак величины ДС° позволяют качественно предвидеть положение равновесия реакции. Большая положительная величина AG означает, что конечные продукты имеют гораздо больший потенциал, чем исходные вещества, и равновесное состояние близко к исходным веществам, т. е. сдвинуто влево выход продукта мал. Константа равновесия в этом случае много меньше единицы. Например, для реакции i/2N2+i/202=NO (при 2675 °К) ДО° = 15425 кал /Ср=3,5-10 3 и выход NO равен 2,88%. [c.298]

Расчеты изобарных потенциалов и констант равновесия различных реакций легко выполняются путем комбинирования изобарных потенциалов реакций образования соединений из простых веществ. Стандартный изобарный потенциал любой химической реакции равен алгебраической сумме соответствующих величин для реакций образования всех участников реакции. Таблицы стандартных изобарных потенциалов образования химических соединений при 1 атм и 25 X являются важнейшей сводкой исходных данных для термодинамических расчетов. Эти табличные данные в большинстве случаен вычислены путем комбинации данных для других реакций. Поэтому онн связаны с ошибками опыта, которые суммируются при сочетании величин ЛС и могут составить большую относительную величину, если значение AG° образования невелико и получено путем вычитания больших величин. [c.300]

Зависимость изобарного потенциала реакции и константы равновесия от температуры [c.306]

Вычислив изложенным в предыдущем параграфе методом энтропии участников химической реакции, можно найти изобарный потенциал реакции и константу равновесия рассмотренными ранее способами, например по методу, изложенному в 4 главы IX. Необходимое при этом расчете значение ДЯ берется из калориметрических данных или (в отдельных случаях) вычисляется по энергиям диссоциации участников реакции, найденным из спектральных данных. [c.340]

Для характеристики отдельных типов электрохимических элементов следует подробнее рассмотреть термодинамические свойства элементов. Свяжем э.д.с. элемента с изобарным потенциалом и константой равновесия реакции, протекающей в элементе, аналогично тому, как мы это уже сделали для электродных процессов. Пусть в действующем электрохимическом элементе протекает химическая реакция, изобарный потенциал которой связан с константой равновесия уравнением [см. т. I, стр. 269, уравнение (VHI, 19), стр. 284, уравнение (VHI,36) [c.529]

И) Как нри помощи постулата Планка, исиользуя закон Гесса н уравнение Кирхгофа, теоретически рассчитать изменение изобарно-изотермического потенциала химической реакции, константу равновесия и равновесный выход при различных температурах [c.267]

В данной работе следует определить стандартный окислительно-восстановительный потенциал и константу равновесия реакции [c.308]

Для всех приготовленных смесей измерить компенсационным методом э. д. с. и рассчитать стандартный окислительио-восстанови-тельный потенциал изучаемой системы. По вычисленному значению Е рассчитать константу равновесия изучаемой реакции. [c.309]

Как следует из равенства (1,43), константа равновесия зависит от температуры и изменения изобарного термодинамического потенциала, который, в свою очередь, зависит от температуры, условий стандартного состояния каждого вещества и от вида стехио-метрического уравнения реакции. Уравнение (1,42) можно представить в виде [c.20]

Чем выше упругость паров вещества при температуре сорбционного процесса, тем больше адсорбционный потенциал Ч и, согласно (2.4), тем меньше константа равновесия в законе распределения вещества между фазами, что приводит к ухудшению сорбции компонента из смеси. Действительно, подставив выражения для в уравнение (2.4), для константы адсорбционного равновесия получим [c.48]

При расчете же констант равновесия и равновесных составов нужно получить уравнение химического потенциала для компонента реального раствора. [c.85]

Независимо от того, насколько условия реакции близки к стандартным, при AGr < О, т. е. в соответствии с уравнением (7) при очень большой константе равновесия /Сд, процесс принципиально осуществим (не только в стандартных, но и в любых условиях), так как для перекрывания знака AGr надо увеличить абсолютное значение первого члена правой части уравнения (7), изменяя соотношения между активностями реагентов на величину, практически недостижимую. При AGf > О реакция не будет протекать в какой-либо заметной степени. Если числовое значение AGr невелико, то независимо от знака этой величины для заключения о возможности или невозможности процесса необходимо определить знак изменения изобарно-изотермического потенциала AG [c.20]

Вычислите константы равновесия, отвечающие следующим значениям изменения изобарно-изотермического потенциала AG°=—1000, —100, —10, [c.46]

Выразите константу равновесия, изменение изобарного потенциала, изменение энтальпии и энтропии реакции [c.52]

Рис. 97. Зависимость константы равновесия К (а) и изобарно-изотермического потенциала ДО (б) комплексообразования с н-алканами от температуры (растворите.гь — бензол).

Очевидно, чем значительнее убыль изобарного потенциала, тем больше константа равновесия. Математически эта связь выражается простой зависимостью [c.69]

Рассмотрим, как приведенные выше общие уравнения применяются в практических расчетах. Константы равновесия определяются большей частью путем расчета одного из изотермических потенциалов (обычно — изобарно-изотермического потенциала). При таких расчетах изобарно-изотермических потенциалов оказалось целесообразным расчленить задачу на две части 1) определить изменение потенциала (а следовательно, и константу равновесия) в данной реакции для каких-то условий, принятых за стандартные, и 2) пересчитать полученные значения для интересующих нас условий. [c.282]

Эти уравнения связывают константу равновесия непосредственно с изменением соответствующего изотермического потенциала. Выведенные соотношения применимы для любой температуры. В качестве стандартной принимают обычно темпер-атуру 25,0° С, [c.282]

В реакциях, протекающих в смешанных фазах (в особенности в газовых реакциях при высоких давлениях или в реакциях в концентрированных растворах), получение даже безупречных данных о составе системы при равновесии еще недостаточно для точного определения константы равновесия и изменения потенциала. Ведь вместо парциальных давлений или концентраций в этих случаях необходимо пользоваться фугитивностями или активностями. Определение же их для всех компонентов реакции в условиях, относящихся к равновесию, большей частью представляет значительные трудности. [c.285]

Для реакций, в которых участвуют только кристаллические вещества, пользуясь тепловой теоремой (см. 98), можно, и не располагая значением константы равновесия при какой-нибудь температуре, определить постоянную интегрирования уравнения (VI, 27), если известны теплоемкости веществ, участвующих в реакции, для всего температурного интервала от То до интересующей нас температуры. Наряду с этим, если известны абсолютные энтропии веществ, участвующих в реакции, легко определить и изменение энтропии при реакции. Отсюда, зная тепловой эффект реакции, можно рассчитать изменение соответствующего изотермического потенциала (АО или ДР) и константу равиовесия, не прибегая к измерениям самого равновесия . [c.288]

Активностью (точнее — термодинамической активностью) данного компонента называется такая величина, которая связана с другими термодинамическими величинами, так же как в идеальных растворах с ними связана концентрация этого компонента Активность данного компонента зависит от состава раствора (точнее— от концентраций каждого из компонентов), а также от температуры и давления. К таким свойствам принадлежат изобарный потенциал, парциальные давления насыщенного пара, температура замерзания, температура кипения, константа равновесия химической реакции и др. Для выражения соотношений между активностью и этими свойствами в любом растворе или газовой смеси достаточно подставить величину активности вместо концентрации в соотношения, выражаюш,ие зависимость этих свойств от концентрации в простейших (идеальных) растворах. [c.313]

Путем потенциометрических измерений можно определять также различные термодинамические параметры химических окислительно-восстановительных реакций. Наибольшее значение имеет определение изменения изобарного потенциала и, следовательно, константы равновесия данной реакции. [c.442]

Газовая фаза НзО — На, равновесная при 1873 К с раствором кислорода в железе (объемное содержание кислорода 0,1200%), со-деря ит 72,1 % Нг. Определите изменение химического потенциала кислорода при переходе из газовой фазы, в которой Ро, = 10 Па, в раствор указанного состава. Константа равновесия реакции На + + А = НаО при 1873 К [c.180]

Определение стандартных потенциалов и констант равновесия электродных реакций. Измерив потенциал исследуемого электрода ф, можно рассчитать его стандартный потенциал ф°. Например, для окислительно-восстановительного электрода М +, M +lPt, которому соответствует обратимая реакция + zi —z e (пусть 21 > 2г), ф связан с ф° уравнением [c.495]

Н,. Определите изменение химического потенциала кислорода при переходе из газовой фазы, в которой Ро, = 10 Па, в раствор указанного состава. Константа равновесия реакции На + 7, О = НаО при 1873 К [c.190]

На рис. 5 изображена температурная зависимость изобарноизотермического потенциала образования углеводородов Се разных классов из простых веществ. Изобарно-изотермический потенциал их взаимного превращения (AG°), связанный с константой равновесия Кр уравнением [c.35]

Константу равновесия реакции Kt можно вычислить по изменению изобарно-изотермического потенциала реакции [c.216]

В некоторых случаях, как видно из данных таблицы, реакция может протекать на значительную глубину и при весьма низких значениях константы равновесия. При постоянных давлении и температуре изменение для рассматриваемой реакции энергии Гиббса ДО (изобарно-изотермического потенциала) описывается уравнением [c.4]

Учитывая, однако, что потенциал в растворе, содержащем две окислительно-восстановительные системы, удовлетворяет обоим уравнениям, для расчета можно пользоваться любым из них, смотря по тому, что удобнее. Пока оттитровано, еще не все железо (И), концентрации Ре + и для любого момента титрования вычислить очень легко. Концентрации оставщихся, не вошедших в реакцию МпОГ-ионов, вычислить гораздо труднее, так как приходится использовать константу равновесия данной окислительно-восстановительной реакции, которая должна быть известна, и учитывать концентрации РеЗ+, Ре и Мп2+ в каждый момент титрования. [c.360]

Константа равновесия Кр и стандартный изобарный потенциал ДО реакции однозначно связаны уравнением (VIII, 20). Обе величины являются характеристиками равновесия зная одну из них при какой-либо температуре, можно предвидеть направление, в котором пойдет реакция, и количественно вычислить выход продуктов реакций в идеальных системах при данной температуре. [c.298]

Пользуясь уравнением (XIII,18), можно приближенно определить Eq/ , измерив потенциал прн нескольких значениях Со/с . Зная Е , можно по уравне[[ию (Х1П,17) рассчитать константу равновесия реакции. Если окислительно-восстановительные реакции протекают при участии ионов водорода, то окислительно-восстановительный потенциал системы зависит и от концентрации (активности) водородных ионов. Например, для системы МпО, —Мп [c.292]

Определив по кривой титрования значение E , по уравнению (XIII, 17) рассчитать константы равновесия электродных реакций, а также измененне изобарно-изотермического потенциала системы по уравнению [c.320]

Реальная газовая смесь. Для реальных газов, подставив в (1.186) выражения химического потенциала (1.22) и учитывая уравнения для константы равновесия Kf (1.28а), имеем прш Г, р — onst [c.29]

Г. Расчет констант равновесия и равновесных составов основан на использовании уравнения, связывающего химическиш потенциал с составом жидкой фазы. Наиболее просто получить, такое уравнение, учитывая, что для газовой фазы [c.81]

Косвенные расчеты изменения потенциала и константы равновесия. Когда потенциалы образования каких-нибудь компонентов интересующей нас реакции неизвестны, то изменение потенциала в данной реакции не может быть рассчитано по уравнению (VIII, 52). В этих случаях искомое изменение потенциала можно рассчитать, если известны изменения потенциалов для каких-нибудь реакций, из уравнений которых путем суммирования или вычитания (после умножения на соответствующие множители) можно получить уравнение интересующей нас реакции. Так, для реакции [c.284]

Так как (стандартный химический потенциал) зависит только от природы г-го индивидуального реагента и температуры, то левая часть при Т=сопз1 в уравнении (74.3) является постоянной величиной и называется стандартной константой равновесия реакции К.° [c.246]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология