Химическое равновесие, см равно

Так как константа химического равновесия равна отношению констант скорости реакций, проходящих в противоположных направлениях, уравнение (УП1-26) можно записать следующим образом [c.214]

Константа химического равновесия равна отношению произведения равновесных концентраций полученных веи еств реакции к произведению равновесных концентраций исходных веществ этой реакции, причем значение каждой концентрации возводится в степень, равную стехиометрическому коэффициенту перед формулой соответствующего вещества в уравнении реакции. [c.16]

Это уравнение является уравнением максимальной работы реакции, или изотермой реакции. Сравнивая с уравнением (336), замечаем различие в знаках правой части. Это объясняется тем, что в данном случае константа химического равновесия равна величине, обратной которая стоит в уравнении (336), [c.191]

НИИ же температуры на 100° скорость реакции возрастает приблизительно в 3 °, т. е. в 5,9 10 раза. Следует иметь в виду, что одновременно с увеличением скорости прямой реакции увеличивается и скорость обратной реакции в результате константа химического равновесия, равная отношению констант скоростей обратной и прямой реакций, изменяется сравнительно мало. [c.234]

Константа химического равновесия равна отношению констант скоростей обратной и прямой реакций [c.523]

Как уже было указано, константа химического равновесия равна отношению констант скоростей прямой и обратной реакций. Чем больше константа химического равновесия, тем, очевидно, больше константа скорости прямой реакции по сравнению с константой скорости обратной реакции. [c.69]

Константа химического равновесия равна отношению произведения равновесных концентраций полученных веществ реакции к [c.30]

Константа равновесия. Как и в случае гомогенной химической реакции, константа гетерогенного химического равновесия равна отношению произведения равновесных концентраций (активностей) или парциальных давлений продуктов реакций к произведению равновесных концентраций (активностей) или парциальных давлений исходных веществ в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам соответственно продуктов реакций и исходных веществ. [c.149]

Итак, для обратимых химических реакций необходимо учитывать скорость как прямых, так и обратных реакций. Константа химического равновесия равна отношению констант скоростей прямой и обратной реакций. [c.174]

Если Нз и 12 — исходные вещества, то в первый момент скорость прямой реакции определяется их начальными концентрациями, а скорость обратной реакции равна нулю. По мере израсходования На и 12 и образования Н1 скорость прямой реакции уменьшается, а скорость обратной реакции возрастает. Спустя некоторое время обе скорости уравниваются и в системе устанавливается химическое равновесие, т. е. число образуемых и распадающихся молекул Н1 в единицу времени становится одинаковым. [c.194]

Уравнение (9-1, б), которое содержит общие условия равновесия, дает возможность рассматривать условия как фазового, так и химического равновесия. При таком общем подходе фазовое равновесие будет представлять собой специальный (частный) случай химического равновесия. Данная трактовка отличается от обычной, но в дальнейшем (см. гл. 10 и И) будет показано, что с помощью такого представления условий равновесия могут быть обнаружены глубокие аналогии в действии совершенно различных по виду элементов процесса. При этом к одновременному фазовому и химическому равновесию применяется правило фаз Гиббса. Общее число интенсивных величин состояния какой-либо системы из ф фаз и к = к компонентов равно [c.132]

Химическое равновесие характеризуется К условиями. Число фаз, входящих в систему, не влияет на К. Таким образом, если в одной отдельной фазе установилось химическое равновесие в соответствии с условием (9-18) и одновременно между ср фазами установилось равновесие компонентов, то вследствие равенства химических потенциалов условие (9-18) будет выполнено в каждой фазе. Следовательно, общее число условий при одновременном фазовом и химическом равновесии будет равно [c.132]

Для состояния химического равновесия, когда скорость реакции по реагенту Р равна нулю (гр = 0), уравнение (УП1-19) преобразуется к виду [c.212]

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]

Очевидно, данный вывод можно распространить на третью и так далее фазы. Таким образом, химические потенциалы данного компонента во всех фазах системы, находящейся в равновесии, равны между собой. [c.173]

Скорость обратной реакции г>обр = 2 [Н1] имеет вначале минимальное значение, а затем увеличивается по мере нарастания концентрации иодоводорода. Через некоторое время скорости прямой и обратной реакций становятся равными. Такое состояние системы называется химическим равновесием и определяется уравнением [c.87]

Для самопроизвольного протекания окислительно-восстанови-тельной реакции, или, другими словами, для того чтобы данный окислитель мог проявить свою функцию по отношению к тому или другому восстановителю, необходимо, чтобы алгебраическая величина потенциала одной сопряженной пары была больше другой и, следовательно, чтобы разность потенциалов сопряженных пар была I величиной положительной. Реакция будет протекать до тех пор, / пока потенциалы обеих пар не станут равными, после чего в сис-(теме установится химическое равновесие. [c.164]

Термодинамически химическое равновесие определяется как соотношение концентраций исходных веществ и продуктов реакций, при котором свободная энергия системы имеет минимальное значение. Молекулярно-статистически химическое равновесие определяется как такое состояние, ири котором скорости прямой и обратной реакций равны друг другу, при этом равновесие наступает тогда, когда состав [c.246]

Равновесие достигается, когда AG становится равным нулю. Гидростатическая аналогия химического равновесия показана на рис. 17-1, в. Химическое равновесие представляет собой результат баланса между двумя эффектами-тепловым и энтропийным (т.е. связанным с упорядоченностью). В состоянии равновесия [c.93]

Особое состояние химической системы. Химическое равновесие наблюдается для любой обратимой реакции, протекающей в замкнутом объеме при определенных условиях реакции. Оно устанавливается, когда скорость прямой реакции ( ) и скорость обратной реакции ( о.р) равны. В этом случае в системе при постоянных условиях устанавливается определенное постоянное соотношение между концентрациями исходных веществ и продуктов реакции. [c.72]

Если равновесие устанавливается в двух химических реакциях, то число независимых компонентов на две единицы меньше общего числа компонентов (числа составных частей системы), т. е. Кн = Кт—2. В общем случае число независимых компонентов равно оби ему числу компонентов (числу составных частей системы) минус число связей, накладываемых на них химическими равновесиями [c.245]

Уравнения (V, 34) и (V, 35) выражают соотношения, аналогичные правилу Трутона, но относящиеся не только к процессам испарения жидкостей, но и к другим термодинамическим процессам— химическим реакциям, фазовым переходам, процессам адсорбции и т. д., и не только для условий, когда константа равновесия равна единице, но и для любых иных одинаковых значений. С другой стороны, применение этой закономерности для расчета термодинамических функций химических реакций ограничивается только однотипными реакциями и процессами. Правда, требования [c.192]

В качестве примера рассмотрим решение задачи, когда в паре устанавливается одно химическое равновесие А + В = 8. Полагая Д = 1 и = 1, а все остальные ам Ь равными нулю, можно из (5), (4) и аналогичных уравнению (4) соотношений для г/8 и ув получить выражение, легко разрешимое относительно п [c.147]

Таким образом, можно вычислить константу равновесия /С°на основании только термических данных для реагирующих веществ. В настоящее время уравнение (80.11) не используется при расчете константы равновесия, так как известны более простые и точные методы вычисления К° при различных температурах. Большинство современных методов расчета химического равновесия базируется на третьем законе термодинамики, который формулируется следующим образом энтропия любого индивидуального бездефектного кристаллического вещества (идеального кристалла) при абсолютном нуле равна нулю [c.264]

Третий закон термодинамики позволяет вычислять так называемые абсолютные значения энтропии для любого вещества в любом агрегатном состоянии, если известны экспериментальные значения теплоемкостей от О К до данной температуры, а также теплоты фазовых переходов (см. 71). Данным путем могут быть вычислены значения энтропии S°(298) веществ при стандартных условиях (нормальном атмосферном давлении и температуре 298,15 К). Другой путь определения стандартных энтропий основан на использовании спектроскопических данных о строении вещества. Значения S°(298) широко используются при вычислении изменения стандартной энергии Гиббса и стандартной константы химического равновесия. Утверждение, что 5(0) = О, нельзя распространять на твердые растворы. Для них при О К появляется остаточная (нулевая) энтропия. В частности, для одного моля твердого раствора, если допустить, что он является идеальным вплоть до абсолютного нуля, и если для каждого /-го компонента 5(0) i = О, то при О К согласно уравнению (71.32) остаточная энтропия будет равна [c.265]

Следует отметить специфичность действия катализаторов — каждая реакция ускоряется какими-то определенными катализаторами и не ускоряется другими и, наоборот, каждый катализатор ускоряет какие-то определенные реакции и ие ускоряет других. Это дает возможность, применяя разные катализаторы, получать различные продукты из одних и тех же исходных веществ. Далее, следует отметить, что катализатор в равной мере ускоряет как прямую, так и соответствующую ей обратную реакцию. Это значит, что катализатор никак ие влияет на состояние химического равновесия, не сдвигает его. Роль катализатора, по существу, сводится к тому, что он ускоряет наступление состояния равновесия. Естественно, что практическое использование катаЛ иза целесообразно в тех случаях, когда стремятся именно к достижению состояния равновесия в реакционной системе. [c.96]

Константа химического равновесия равна отношению произведения равновесных мольных концентраций полученных веществ к произведению равновесных мольных концентраций взятых веществ, причемкаждая концентрация берется в тон с т е п е н и, к а к о в коэффициент перед данным веществом в уравнении реакции. [c.11]

Тредполагается, что прямая и обратная реакции являются реакциями первого порядка, а химическое равновесие поддерживается по всей жидкой фазе при времени, равном нулю. Решение имеет вид [c.118]

Таким образом, сумма особых точек, расположенных в вершииах тетраэдра и на его ребрах и входящих в первое уравнение системы (17.21), равна соот-. ветственно сумме особых точек, расположенных в вершинах квадрата и на сторонах. В то же время ни одна из особых точек, расположенных на гранях тетраэдра (тройные азеотропы), не представлена в квадрате. Что касае гся четверных азеотропов, то возможны случаи, когда поверхность химического равновесия пройдет через этот азеотроп. С учетом этого можно записать [c.197]

Действие катализатора на состоянии химического равновесия не сказывается, так как катализатор в равной мере ускоряет и прямой, и обратный процесс. Катализатор ускоряет лишь достижгние химического равновесия. Как токазано на рис. 119, в присутствии катализатора равновесные концентрации компонентов системы (тк ) достигаются быстрее, чем в его отсутствие (т). [c.206]

Следовательно, по мере того как в ходе реакции концентрация исходных веществ А и В начинает убывать, скорость прямой реакции (гз Л + 1З2В —уменьшается. Эта скорость обладает наибол1,шим значением в самом начале реакции (когда концентрация А и В максимальная) и доходит до нуля в конце ее (когда вещества А и В исчезнут, т. е, нацело прореагируют) . Но в результате этой прямой реакции образуются продукты С и Л, скорость реакции которых с течением времени, наоборот, будет увеличиваться, начиная от нуля она в конце концов достигнет величины, равной скорости прямой реакции. При этом в каждую секунду будет образовываться столько продуктов С и О, сколько их будет и исчезать, т. е. снова превращаться в исходные вещества А и В. В этот момент наступает так называемое химическое равновесие. Последнее не означает, что реакция прекратилась. Оно показывает, что скорости прямой и обратной реакций в этот момент равны, и после этого момента концентрация исходных веществ и продуктов реакции остается постоянной. [c.173]

Изложенный метод расчета химических равновесий базируется иа постулате Планка (стр. 95), ибо абсолютные энтропии веществ, участвующих в реакции, могут быть найдены лишь при допущении, что энтропия индивидуальных кристаллических веществ при абсолютном нуле равна нулю. Однако нетрудно видеть, что для обоснования метода расчета достаточно утверждение, что нзменепие энтроппи для всех процессов (в том числе и химических реакций), происходящих при абсолютном нуле с участием только кристаллических чистых веществ, не образующих твердых растворов, равно нулю. [c.315]

Полученный вывод ьытекает из природы явления диссоциации. Как всякое химическое равновесие, равновесие в растворе слабого электролита является динамическим, т. е. при его установлении протекают с равными скоростями два процесса процесс диссоциз ции и обратный ему процесс образования молекул из ионов. При этом разбавление раствора не препятствует первому из этих процессов — диссоциации. Однако процесс образования молекул из ионов в результате разбавления затрудняется для образования молекулы должно произойти столкновение ионов, вероятность которого с разбавлением уменьшается. [c.239]

Исследование условий фазового и химического ргвновесия. Знание условий фазового и химического равновесия позволяет не только принципиально решить вопрос о возможности разделения смеси методами ректификации, экстракции и т. д. или определить степень превращения в случае обратимых химических реакций, но и найти оптимальную схему разделения или условия проведения реакции. Данные по равновесию частично имеются в литературе, однако в большинстве случаев их необходимо либо измерять непосредственно, либо рассчитывать. Непосредственное измерение обычно связано с большими затратами времени и средств. Поэтому чаще всего приходится прибегать к расчетным методам получения равновесных данных на основе минимального объема экспериментальных параметров. Поскольку точность данных определяет качественные и количественные характеристики результатов расчета, необходимы точные базисные данные, равно как и надежные методы расчета. [c.98]

Среди различных методов сравнительного расчета термодинамических параметров химических реакцйй и других процессов своеобразное место занимают методы, основанные на сопоставлении этих процессов не при одинаковой температуре, а в условиях, от-вечаюпгих одинаковым значениям их констант равновесия (или, в более общей форме, одинаковым значениям AG°IT = — R In К). Сюда относятся, например, процессы испарения жидкостей при температурах кипения их при атмосферном (или другом одинаковом) давлении, процессы термической диссоциации карбонатов при температурах их разложения при атмосферном (или другом одинаковом) давлении, термической диссоциации окислов и других соединений (в форме гетерогенных или гомогенных процессов), сопоставление стойкости разных кристаллогидратов при заданной влажности воздуха и др. Первым в хронологическом отношении обобщением в этой области, нашедшим широкое применение, явилось известное правило Трутона, относящееся к процессам испарения жидкостей. Ле Шателье и Матиньон обнаружили, что аналогичная закономерность имеет место и для процессов термической дуссоциации кристаллогидратов солей, аммиакатов, карбонатов и других веществ при температурах, при которых давление диссоциации их равно 1 атм. Равновесное изменение энтропии в этих условиях оказывается равным примерно 32 кал/(К-моль). То же можно вывести из формулы Нернста, устанавливая при этом некоторую зависимость величины АН°/Т от температуры, при которой давление диссоциации в данном процессе равно 1 атм. Далее было показаночто приближенное постоянство равновесных изменений энтропии имеет место и при других химических реакциях, если сопоставление ограничивать реакциями, достаточно однотипными, причем такая закономерность наблюдается не только для условий, когда константа равновесия равна единице, но и когда она при другом численном значении одинакова для этих реакций. [c.185]

Температура Т, при которой койстанта равновесия К в данной реакции равна единице, является характерной постоянной для этой реакции, подобно тому, как температура кипения при давлении р — 1 атм является характерной постоянной данной жидкости, точнее говоря — процесса ее испарения. (Конечно, обе они в частных случаях могут быть недостижимы на опыте.) При этой температуре при стандартном состоянии всех компонентов реакции реакционная система находится в состоянии химического равновесия. [c.199]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология