Константа частные, равновесия

Что же нас интересует в совмещенных равновесиях Конечно, то состояние равновесия, которое устанавливается при комбинировании этих частных равновесий. Нас интересует, во-первых, характеристика общего конечного состояния равновесия в виде общей константы равновесия, во-вторых, концентрация каждой нз частиц, могущих существовать в растворе при совмещении нескольких равновесий. [c.91]

Уравнение (УП1-156) показывает, что скорость обратимой реакции первого порядка можно представить как линейную функцию удаленности системы от состояния химического равновесия, выраженную с помощью разности концентраций продукта в состоянии равновесия и в текущий момент. Эта разность концентраций называется движущей силой реакции. Если величину, обратную константе скорости к, принять за сопротивдение прохождению реакции, то скорость реакции, определяемая уравнением (УП1-156), равна частному от деления движущей силы на сопротивление. По мере протекания реакции концентрация продукта в системе возрастает, а движущая сила понижается. Когда система достигнет состояния химического равновесия, движущая сила и скорость реакции будут равны нулю. [c.242]

Исследуем воздействие внешних параметров Р и Г на сорбционное равновесие и коэффициент разделения. Константа сорбционного равновесия не зависит от состава, но является функцией температуры и давления. Влияние этих параметров определяется соответствующими частными производными [c.44]

Данные по равновесию газ-жидкость используют при расчете движущей силы А. и при определении константы фазового равновесия = уЦх, где — Рг Р- В частном случае, когда справедлив закон Генри, т = Кд/Р. Отношение констант фазового равновесия для двух сравниваемых газов характеризует селективность абсорбента. Зависимость у от при расчете аппаратуры обычно наз. равновесной линией. [c.16]

В основе газо-жидкостной распределительной хроматографии (ГЖХ) лежит различие растворимости разделяемых веществ на выбранном неподвижном растворителе в хроматографической колонке, или более точно — различие коэффициентов их распределения между неподвижной жидкой фазой (НЖФ), служащей растворителем, и подвижной газовой фазой (ПГФ), служащей газом-носителем. Чем больше коэффициент распределения вещества в газо-жидкостной колонке, тем больше объем удерживания и тем дольше вещество задерживается в колонке. Коэффициент распределения К равен частному от деления концентрации компонента в НЖФ на концентрацию компонента в ПГФ. Величина К является термодинамической константой равновесия в процессе распределения растворяющегося вещества между НЖФ и ПГФ, подобно тому как коэффициент адсорбции Г в адсорбционной хроматографии является термодинамической константой в процессе распределения адсорбирующегося вещества между твердой неподвижной фазой-адсорбентом и ПГФ — газом-носителем. [c.105]

Изменение свободной энергии газовой реакции зависит от парциальных давлений ее компонентов по уравнению ДС = ДС° + RT nQ. Величина Q представляет собой кажущуюся константу равновесия, определение которой было введено в гл. 4. В частном случае, когда реагирующая химическая система находится в положении равновесия, свободная энергия реакции равна нулю (ДС = 0) и кажущаяся константа равновесия совпадает с истинной константой равновесия, Q = В этом случае стандартная [c.83]

В разд. 5-6 мы вычисляли pH раствора слабой кислоты, а в разд. 5-8-pH раствора соли такой кислоты и сильного основания. Эти расчеты и рассмотрение буферов, упоминавшихся в разд. 5-7, представляют собой различные предельные случаи общей задачи определения pH раствора, содержащего моль-л" слабой кислоты и моль-л" ее соли с сильным основанием, причем и могут изменяться от нуля до значительных концентраций. В задачах с растворами слабых кислот, разумеется = 0. При расчетах, связанных с константой гидролиза, наоборот, = 0. В задачах с буферными растворами полагается, что с и имеют соизмеримую величину. Все эти частные случаи довольно просто поддаются математическому описанию, поскольку можно делать различные упрощающие предположения, пренебрегая малыми величинами, добавляемыми к большим членам уравнений или вычитаемыми из них. В областях, промежуточных между этими предельными случаями, математическое описание усложняется, хотя химическая суть явлений остается прежней. Целесообразно, однако, вывести общие уравнения, чтобы показать, как можно получить из них более простые и что все три частных случая равновесий — растворы слабых кислот, гидролиз и буферные растворы-различные аспекты одного и того же явления. [c.473]

Хотя термодинамическая константа равновесия К имеет большое значение в теоретических исследованиях, на практике более применима константа частного равновесия [см. уравнение [c.61]

Выражение (1.33) представляет собой формулу аддитивности диффузионных и химических торможений процесса. Очевидно, что она корректна при условии квазистационарности процесса и при выполнении условий (1.27), т. е. прп наличии равновесия на границах раздела фаз. К сожалению, возмон ность использования формулы (1.33) ограничивается лишь тем простейшим частным случаем, для которого эта формула была получена, так как если порядок реакции по переходящему компоненту отличается от 1 или если процесс существенно нестационарен, уже не удается провести разделение переменных величин и выразить общее сопротивление процессу в виде суммы отдельных сопротивлений. Поэтому, сравнивая константы скоростей отдельных стадий процесса, можно выделить из них лимитирующую и дать четкое определение области протекания только при указанных ограничениях. [c.20]

Появление значительного числа работ по изучению влияния каталитических количеств оснований Льюиса на различные процессы ионной полимеризации позволило в ряде случаев выявить роль полярных соединений как комплексообразующих агентов (т. е. вне зависимости от полярности среды). Все же результаты этих исследований не дают возможности разграничить эффекты комплексообразования и сольватации и установить их относительное влияние на кинетику процесса и строение полимерной цепи. Для точного описания реакций полимеризации в полярных средах такое разграничение необходимо. В общем случае изменение концентрации полярного растворителя имеет значение прежде всего как фактор, влияющий на константы частных равновесий между различными типами активных центров. Шульц [10] видит в этом главную причину зависимости кинетики ионной полимеризации от природы реакционной среды. Такое заключение полностью справедливо по отношению к системам, в которых существен вклад реакции роста на свободных ионах. При отсутствии этого условия важным может оказаться изменение констант элементарных актов роста, отвечающих сосуществующим ионным парам различного типа, при переходе от одной среды к другой. Об относительном значении изменения констант равновесия и констант роста в таких системах в настоящее время судить невозможно. [c.282]

Рис. Х-12. Частные константы К равновесия реакции поглощения N02 водными растворами азотной кислоты.

Ка — константа химического равновесия (для частных случаев также Kp.K .Kn)-, [c.28]

По этому же поводу М. И. Кабачник пишет Вопрос о зависимости реакционной способности соединений от их строения является центральным теоретическим вопросом химии. Современный этан исследования этого вопроса характеризуется тенденцией к установлению количественной связи между строением реагирующих молекул и константами скорости их реакций или константами химических равновесий, в которых они участвуют. В общем виде эта задача является столь сложной, что мало оснований ожидать ее решения в обозримом будущем. Вместе с тем частные закономерности оказываются вполне доступными.. . [c.389]

Гидролиз, являясь обратимым процессом (частный случай химического равновесия), подчиняется закону действия масс. Константа химического равновесия реакции гидролиза обозначается, в конечном счете, как константа гидролиза. Следовательно, константа гидролиза является количественной характеристикой процесса гидролиза. [c.45]

При определении обших констант совмещенных равновесий целесообразно также иметь в виду два общих, типа таких равновесий 1) односторонние совмещенные равновесия и 2) двусторонние совмещенные равновесия. Односторонними совмещенными равновесиями назовем такие, в которых частные равновесия связаны друг с другом вследствие протекания последовательных (консекутивных) реакций, например последовательного протолиза многопротонной кислоты или ступенчатого образования комплексных ионов [c.92]

Ч Закон действующих масс. О степени протекания процесса можно судить на основании закона действующих масс, которому подчиняется система в состоянии равновесия частное от деления произведения равновесных концентраций продуктов реакции на произведение равновесных концентраций исходных веществ является величиной по стоянной (Гульдберг и Вааге, 1864—1867). Эту величину называют константой равновесия, ее обозначают К. [c.178]

Общая константа совмещенного равновесия двух или более последовательных реакций равна произведению частных констант [c.93]

Обычно эксперимент ставят так, чтобы найти частные зависимости окислительного потенциала от независимых параметров раствора. Их анализ по (Г 10) позволяет найти области доминирования соединений с определенными стехиометрическими коэффициентами, состав этих соединений, константы соответствующих равновесий. В работах, выполненных школой акад. Никольского (Захарьевский, Пальчевский, Якубов и Др.), последовательно развито это важное направление оксредметрии, включая сложные для анализа случаи многоядерного комплексообразования, комплексообразования в смешанных водно-органических растворителях [11, 12, 34]. [c.86]

При низкой концентрации активных центров различие в вязкостях исходной и дезактивированной реакционных смесей пренебрежимо мало. В этих условиях достаточно принимать во внимание только частное равновесие с константой [см. схему (94)1. [c.172]

Ид, т. , т.2, /Из —число молекул или атомов, вступающих во взаимодействие или образующихся в результате реакции Кд — константа химического равновесия. Дробь во втором члене правой части уравнения представляет собой частное от деления произведения концентраций реагирующих веществ (молярных и грамм-ионных) на произведение концентраций образующихся веществ, [c.56]

Уравнения, характеризующие частные константы этого равновесия, т. е. [c.158]

Из уравнений для частных констант сложного равновесия (94), а именно [c.172]

Только в частном случае при 2vi = 0 константы равновесия /С/, Кс, Кр безразмерны см. уравнения (1.25), (1.26)]. [c.64]

Произведение активности под знаком логарифма есть константа равновесия, постоянная при данной температуре. Очевидно, имеется множество частных решений. Полагая, в част- [c.584]

Двойная система является частным случаем сложных систем. Если критическое давление при любой заданной температуре используется как коррелирующее давление для констант равновесия метана в двойных системах, то последнее совпадает с критическим давлением двойных систем и будет функцией свойств фаз и равновесного давления. [c.103]

При известном тепловом эффекте реакции или процесса это дает возможность легко определить температуру, при которой константа равновесия в заданное число раз больше или меньше, чем при температуре, для которой ее значение известно. Для частного случая, когда К 1К" = 10, уравнение (V, 30) принимает вид [c.190]

Рис. 29. Значения частных констант равновесия окислов азота с азотной кислотой.

В настоящем разделе рассмотрены различные варианты щриме-нения уцра БЛЯющих вычислительных машин общецелевого назначения, а также некоторые частные модели, необходимые для того, чтобы общие модели процесса, пригодные для повседневного пользования, были полными, адекватными и гибкими. Эти модели включают в себя входные данные, уравнения для расчета констант паро-жидкостного равновесия и теплосодержания уравнения для расчета точки росы, температур начала кипения и вспышки методы определения теплосодержания потоков и их температуры по теплосодержанию модели теплообменной и фракционирующей аппаратуры итерационные процедуры для метода проб и ошибок уравнения химических реакций экономические расчеты методы оптимизации выходные данные. [c.207]

Здесь Ку , КрТИ — константы частных равновесий, отвечающих актам ионизации поляризованных молекул, разделения контактных ионных пар и их диссоциации. Из них наиболее доступны для определения константы диссоциации, которые могут быть рассчитаны из данных по электропроводности при использовании уравнения Фуосса [c.11]

Из выведенных общих уравнений вытекает основное положение, что диссоциация сильных в воде электролитов кислот, солей и оснований в неводных растворах подчиняется закону действия масс. Указанные схемы процессов и уравнения, связывающие константы отдельных равновесий с обычными константами диссоциации кислот и оснований, становятся теперь общепринятыми, о чем свидетельствует ряд работ, появивщихся в советской и иностранной литературе. Уравнения и схемы равновесий других авторов Кольтгофа и Брукенштейна 4, 44, 45], Берга и Патерсона [46], Смита и Эллиота [47], Халбана [48], Корея (49], Садыка и Фуоса [50] и других, как показывает критический анализ их работ, являются частными случаями общей схемы равновесия, предложенной Н. А. Измайловым. [c.21]

В правую часть этого уравнения входит зависящая от концентрации величина о(сот, i—сот, 2) Поэтому выражение (15.65) представляет собой константу адсорбционного равновесия бинарного двухмерного раствора с адсорбентом и трёхмерным раствором для рассматриваемой модели только в том частном случае, когда (От, i/wm. 2=1, Т. е. когда коэффициент p = om,i/Mm, 2= 1 [см. вырзже-ние (15.21)]. Поскольку Шт, 1 = 2, для сокращения последнего члена Б экспоненте надо уравнение (15.59) предварительно возвести в степень р. Деление уравнения (15.58) на возведенное в степень р уравнение (15.59) дает константу равновесия [c.279]

При X. р-ром абсорбента р-римость газа зависш как от поглотит, способности химически неактивного компонента хемосорбента, так и от природы его активного компонента. В частности, р-римость газов приХ. определяется константой хим. равновесия, стехиометрич. соотношениями и др. факторами. Из-за сложности указанной зависимости равновесные значения концентрации газа над р-ром хемосорбента, как правило, находят экспериментально. Расчеты равновесия при X. для ряда частных случаев приведены в спец. литературе. [c.228]

Чтобы с достаточной точностью найти рассматриваемую константу, по крайней мере в некоторых из экспериментальных систем должна быть достаточно большая концентрация ионов, к которым обратим электрод. Практически важный частный случай — исследование кислот средней силы. Экспериментально найдено, что для кислот с рК 3 смешанные константы, определенные титрованием по Спикмену при выполтшнии исследований на постоянном ионном фоне по методу [3], заметно меняются вдоль кривой титрования. Подбор константы формальной реакции совместно с константой кислотно-основного равновесия по програлгме [4] позволяет этот дрейф ликвидировать. В таблице приведен пример для титрования салициловой кис- [c.126]

Метод расчета процесса противоточной конденсации еще не иполне разработан даже для идеальных многокомпонентных смесей, а тем более — для неидеальных. Для частного случая противоточной конденсации идеальной многокомионентной смеси, а именно при условии достижения равновесия отходящего конденсата с поступающей при температуре конденсации исходной газовой смесью предложены лишь приближенные методы расчета [112]. Эти методы основаны на допущении аналогии процессов противоточной конденсации и абсорбции — дезорбции [49, 58], причем условно для всего процесса принимаются средние значения температуры и постоянство значений констант фазового равновесия. Последние в сильной степени зависят от температуры и поэтому усредненные значения температуры могут приводить к значительным ошибкам. [c.149]

Бриан и др. составили и численно решили дифференциальные уравнения в частных производных для абсорбции в неустановившихся условиях, сопровождающейся реакцией, которая подчиняется кинетически уравнению (Х,50). В результате они получили выражения для определения количества хлора, абсорбированного чистой водой, в зависимости от времени экспозиции (при расчетах отношение коэффициентов диффузии НС1, Н0С1 и lg взято равным 2,1 1,05 1 соответственно). Зная значения коэффициентов диффузии, растворимости хлора и константы равновесия К при данной температуре, можно найти значение k , которое обеспечивает наиболее точное согласие между вычисленными и экспериментальными результатами. [c.251]

Т. е. константа равновесия прн алкоголизе равна частному от деления констант равновесия соответствующих реакций этерифика-цин. Вследствие этого равновесие реакций алкоголиза сильно зависит от строения спиртового остатка сложного эфира н строения реагирующего с ним спирта. Очевидно, что алкоголиз, например, этиловых эфиров третичными спиртами и фенолами, имеет ничтожную константу равиопесия, но обратный процесс будет протекать почти до полной конверсии. [c.206]

В настоящее время отдельные элементы схемы приняты многими исследователями. Они являются неполными и частным случаем нашей схемы. Так, Гальбан и Литманович, Коррей, Кольтгоф и Брукенштейн не учли образования недиссоциированных продуктов присоединения, Смит и Элиот, Берг и Петерсон, Садык и Фуосс — образования ионных ассоциатов и одновременно продуктов присоединения [3]. Как показывает недавний обзор А. И. Шатенштейна [20], эта схема становится общепринятой. В ряде случаев удалось установить обычную константу и константы отдельных равновесий Кд, Ка с и Кпр- [2, 3]. [c.108]

Корреляционный анализ констант квазитаутомерного равновесия показал, что для описания влияния закестителей на указанные константы одинаково пригодными являются как величины С °, так и Гамметовские СГ - константы (табл.З). Это связано с частичной компенсацией вклада полярных эффектов в сложную константу К, являющуюся частным от деления KJ на К2. [c.216]

Уравнения типа [18] импонируют специалистам по химии комплексных соединений благодаря своей традиционности. Ведь именно эти уравнения в частных случаях ступенчатых равновесий дополнительно преобразовывали к стандартному виду одного уравнения относительно концентрации лиганда и затем использовали как при расчетах равновесий, так и при определении констант ЗДМ [16 — 18, 54—49]. Сложную программу для ЭВМ с автоматическим анализом ядерности комплексов п сиязанпой с пей возможностью изменения схем счета предложили шведские специалисты по химии комплексных соединений [50]. [c.28]

Итак, константа равновесия газожидкостной реакции представляет собой произведение двух частных констант Кр—" только для газообразных компонентов и Км — только для жид— кофазных компонентов. [c.93]

Другой основой сопоставления служит понятие о сходных веществах или сходных рядах соединений. Оно более широкое, чем понятие об однотипности соединений, и менее определенное в отношении границ применения. В число сходных веществ как частный случай входят и вещества однотипные. Автор применял это понятие при рассмотрении закономерностей, которые относятся не только к однотипным соединениям, но и к некоторым другим совокупностям их, например при рассмотрении линейной связи между логарифмами констант равновесия двух реакций в условиях одинаковых температурПриятие о сходных веществах и сходных рядах соединений широко использовалось в работах М. X. Карапетьянца Одна и та же совокупность соединений может обладать неодинаковой степенью сходства в отношении разны,х свойств й форм сопоставления. Наиболее широкие возможности в stom [c.93]

В случае физико-химических систем, подчиняющихся в равновесии закону действующих масс, функция зависит от переменных р,- полиномиально. Поэтому уравнения (7.2) - система нелинейных уравнений в частных производных. Такие уравнения рассматриваются в математической физике и являются параболическими (в них входят р и р"). Параболические уравнения характерны для временной эволюции диссипативных структур. Для полной постановки задачи необходимо принять соответствующие граничные условия,выражающие характер, взаимодействие системы с внешней средой (обычно рассматриваются либо условия Дирихле, либо Неймана, либо их линейная комбинация). Если одна из констант в уравнениях Неймана обращается в нуль, то система является замкнутой в смысле обмена соответствующим химическим веществом. [c.174]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология