Температура равновесия в стандартных условиях

Рассчитайте значения энтальпийного (кДж) и энтропийного (Дж/К) факторов процесса при стандартных условиях. В какую сторону будет смещено равновесие процесса при относительно низких и высоких температурах [c.293]

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]

И, подставив значение АЯ в в уравнение (ХИ1,14), определяют константу интегрирования уравнения Кирхгофа АНо- Определив AHo и lg Кр и подставив эти величины в уравнение (ХИ1,16), находят величину /, а затем и величину константы равновесия при данной температуре. Итак, для вычисления константы равновесия реакции необходимо знать для каждого из реагирующих веществ 1) температурную зависимость теплоемкости Ср 2) изменение энтальпии при стандартных условиях АН°29 (т. е. теплоту образования) и энтропию при стандартных условиях S°29s или величину изменения термодинамического потенциала при стандартных условиях. [c.252]

Для вычисления постоянной интегрирования I, а следовательно, и константы равновесия, существует несколько методов. Одним из таких методов расчета Кр является метод, который основан на применении стандартных таблиц термодинамических функций. В качестве стандартных условий принимают давление р=1 атм и базисную температуру / = 298,15 К. Стандартные таблицы содержат абсолютные значения энтропии 5°2Э8 Для простых веществ и химических соединений, величины ДЯ°/,298 или ДО°/,298 для химических соединений. Эти величины выражают изменения энтальпии и энергии Гиббса при реакции образования соединения из простых веществ. Для простых веществ, устойчивых при стандартных условиях, ДЯ°/,298 и А0°/,298 принимают равными нулю. При помощи данных, приведенных в стандартных таблицах, вычислим АН°29а и АС°298 данного химического процесса [c.250]

Используя справочные данные, найти зависимость константы равновесия от температуры в стандартных условиях для исследуемого элемента. [c.42]

Для каждой обратимой реакции может существовать температура, соответствующая температуре 1455 К рассмотренной реакции. (Конечно, реально такая температура может быть недостижима, например, вследствие разложения одного из компонентов при более низкой температуре.) Мы будем называть эту температуру температурой равновесия в стандартных условиях и обозначать Т (см. 34). [c.65]

Значение электродного потенциала зависит от трех факторов 1) от природы материала электрода, 2) от состава соприкасающегося с электродом раствора, в частности от концентрации ионов, образующихся при взаимодействии. электрода с раствором, и 3) от температуры. При определенных условиях устанавливается равновесный электродный потенциал. Для каждого металла, находящегося в равновесия с раствором, содержащим ) моль/л нонов данного металла, при стандартной температуре 25°С электродный потенциал называется стандартным. [c.204]

Определив значение AZт, можно найти значение константы равновесия при данной температуре. Но необходимо знать методику расчета AZ = [(Т). При стандартных условиях подсчеты Д2, АН и А5 сводятся к алгебраическому их суммированию, т. е. из суммы Д2, АН или Д5 продуктов реакции вычитается сумма АЕ, АН или Д5 [c.233]

Применительно к химическим процессам второй закон термодинамики можно сформулировать так всякое химическое взаимодействие при неизменных давлении или объеме и постоянстве температуры протекает в направлении уменьшения свободной энергии системы. Пределом протекания химических реакций (т. е. условием равновесия) является достижение некоторого минимального для данных условий значения свободной энергии системы О или Р. Процессы протекают самопроизвольно и дают некоторую полезную работу, если Р<0 или ДС<0. При АР>0 и ДС>0 процессы не могут при заданных условиях (у, Т или р, Т) протекать самопроизвольно и возможны лишь при получении работы извне (например, реакции при электролизе, фотохимические реакции и др.). Изменение термодинамических функций А[1, АР, А/, АО и А5 для любых реакций рассчитывают по закону Гесса аналогично вычислению тепловых эффектов реакций. Значения термодинамических функций при стандартных условиях / = 25°С и р=101 325 Па приводятся в справочных таблицах. [c.61]

Здесь, как и ранее, AHj — постоянная, которую чаще всего определяют из Д//298. В расчетах этого рода можно обойтись и без отдельного вычисления AHj, используя определенный интеграл (11.92) и считая равным, например, Ti = 298,15° К, но тогда в расчетной формуле появляются разности вторых и третьих степеней температур, что не очень удобно. Поэтому рекомендуем пользоваться формулой ( 1.107) или ей подобной, основанной на выражении (11.104), тем более, что они находят дальнейшее применение в расчетах температурной зависимости химического равновесия (см. гл. V, 4—9). Отметим в заключение, что если речь идет о стандартных условиях, всем символам АН и Ср следует приписывать верхний индекс нуль, так, (11.107) примет вид [c.55]

Как уже отмечалось, при стандартных условиях реакция термодинамически возможна, но проходит крайне медленно. Даже если смешать эквимолярные количества уксусной кислоты и этанола, равновесие в системе будет достигнуто через —15 лет. Повышение температуры ускоряет процесс (но смещает положение равновесия влево и уменьшает выход эфира) при 110°С система приходит к равновесию через —10 суток, а при 160 °С — за несколько часов. [c.83]

Если нет никаких предварительных сведений о положении равновесия при интересующей нас температуре, расчет ДС и Кр полезно производить в две стадии. В первой стадии вычисляют по уравнению (VI 1.22) изменение изобарного потенциала при Т = 298,15 К и для стандартных условий. [c.147]

В некотором объеме содержится идеальный газ при стандартных условиях. Включается неоднородное внешнее поле, одинаково действующее на все молекулы газа. Потенциал поля равен нулю в одной половине объема и /= —2,48 кДж/моль - в другой. Рассчитайте давление при равновесии (температура постоянна). [c.52]

По величине АгС судят о направлении процесса (если она отрицательна - самопроизвольно идёт прямая реакция, если положительна - обратная). Значение А,.С° при заданной температуре и давлении 1 бар определяют с помощью справочных данных, эта величина характеризует состояние равновесия, по ней рассчитывают равновесный состав смеси при стандартных условиях. Последнее [c.94]

При модификации методики анализа, и особенно при разработке новой оригинальной методики, большую помощь могут оказать предварительные теоретические расчеты. К ним относятся расчеты равновесий (гл. 3.4), построение теоретических моделей процесса (например, кривых титрования, см. разд. 22.5), расчеты для выбора оптимальных условий анализа (pH, концентраций реагентов, температуры). Выбор оптимальных условий можно провести и по предварительному эксперименту на стандартных растворах, эталонах или стандартных образцах. [c.380]

В реакциях, в которых участвуют вещества только в конденсированном состоянии, сдвиги равновесий если и удаются, то только при очень больших изменениях давлений. Например, превращение графита в алмаз в стандартных условиях невозможно (Д 0° = = 0,685 ккал/моль). Однако сдвиг равновесия С (графит) ч=ьС (алмаз) вправо в условиях комнатной температуры становится возможным при давлении порядка 14 ООО атм. Объем грамм-атома С при этом уменьшается от 5,33 до 3,42 сж (плотность графита 2,25, алмаза 3,51 г/см ). Для увеличения подвижности атомов С в кристаллической [c.30]

Из ЭТИХ вычислений заключаем, что первый процесс в стандартных условиях протекает в сторону разложения, последний — в сторону соединения. Для смещения равновесия второй реакции вправо необходимо повышать температуру. На основании расчетов можно заключить, что в ряду Ge, Sn, Pb наблюдается тенденция к понижению о.ч. (см. гл. XI, 4). Это подтверждается и взаимодействием германия и свинца с азотной кислотой [c.190]

Если химическая термодинамика позволяет установить принципиальную возможность протекания реакции и решить вопрос об установлении равновесия, то она не отвечает на вопрос, как быстро можно достичь равновесия. В уравнениях равновесной термодинамики нет величин времени и скорости. Нельзя считать, что чем отрицательнее ДО, тем быстрее протекает реакция. Конечно, если для какого-либо процесса Д0>0, то нет смысла пытаться провести его при данных условиях. Такой процесс невозможен, но если Д0<0, то на пути этого возможного процесса могут встретиться большие затруднения, из-за которых процесс тоже не идет. Так, например, жидкий бензол мог бы при 298 К полностью разложиться на водород и графит (ДС 8 =—124,32 кДж/моль) многие другие углеводороды в стандартных условиях тоже термодинамически неустойчивы. Однако в таких условиях они не разлагаются. Только при высокой температуре их распад становится заметным. Также в ложном равновесии находится уголь с кислородом воздуха (ДС 298 = = —393,5 кДж/моль). Кремний, германий, алюминий и другие простые вещества, покрывшись с поверхности тонкой пленкой оксида, дальше в сухом воздухе заметно не окисляются. Причина того, что эти реакции не идут, хотя термодинамически и возможны, кроется в кинетических затруднениях, которые необходимо преодолевать. [c.46]

Из этих вычислений заключаем, что первый процесс а стандартных условиях протекает в сторону разложения, последний — в сторону соединения. Для смещения равновесия второй реакции вправо необходимо повышать температуру. Это подтверждается и взаимодействием германия и свинца с азотной кислотой [c.234]

Поскольку химические потенциалы А и В при стандартном давлении и постоянной температуре постоянны, отношение Х /х при равновесии и постоянной температуре представляет собой константу. Следовательно, константа равновесия К отражает то обстоятельство, что при равновесии и условии постоянства температуры и давления изобарный потенциал системы минимален. [c.150]

Однако эти реакции при стандартных условиях идут только в присутствии катализатора (платины для первой и воды для второй). Катализатор как бы снимает кинетический тормоз , и тогда проявляется термодинамическая природа вещества. Скорость химических реакций зависит ог многих факторов, основные из которых - концентрация (давление) реагентов, температура и действие катализатора. Эти же факторы определяют и достижение равновесия в реагирующей системе. [c.32]

Для облегчения подсчетов характеристик систем в состоянии химического равновесия составлены таблицы энтальпий образования, изобарно-изотермического потенциала (потенциала Гиббса), энтропии и других функций 1 моля вещества, приведенных к так называемым стандартным условиям-температуре 293,15 К или 298,15 К и давлению 0,101325 МПа. Стандартные значения энтальпии, потенциала Гиббса и энтропии обозначаются соответственно >0°298(293) °2од(293) характеризуют [c.63]

Константа равновесия для реакции между твердым веществом и его насыщенным раствором известна как произведение растворимости и обычно обозначается К ,. Произведения растворимости рассчитаны для многих минералов, при этом обычно использовалась чистая вода в стандартных условиях (давление 1 атм, температура 25 °С). [c.96]

Константа равновесия обычно определяется эксперимен-тальпо или рассчитывается аналитически в зависимости от температуры и давления. (Значения К при стандартны. условиях для ряда реакции приведены в приложешш 7.) При определении константы по опытным данным ее выражают через степень превращения или выход продукта. [c.93]

Химика и инженера, занимающегося вопросами переработки нефти, могут заинтересовать в первую очередь такие термодинамические характеристики реакций, как значение свободной энергии АР° и теплота реакции АИ°, отнесенные к стандартным условиям. Зная численные значения этих величин при определенной температуре, можно рассчитать равновесные концентрации и тепловые эффекты. Настоящий раздел посвящается методам определения численных значений таких характеристик. В последующих разделах будет обс -ждено соотношение между изменением свободной энергии реакции и равновесием и применение этого соотношений к решению практических задач. [c.359]

Для определения давления насыщенных пароп существует несколько методов. В нефтяной практике чаще применяется статический метод. Он основан на измерении давления насыщенных пароп жидкости при заданной температуре и и условиях равновесия. По такому принципу работают аппаратНАТИ и стандартная бомба Рейда. [c.49]

Расчеты химических равновесий через стандартные энтропии и теплоты образования компонентов реакции. В настоящее время мы часто располагаем табличными данными для энтропии и теплот образования компонентов реакции в стандартных условиях и, следовательно, можем легко определить значения А529 и АЯ295 самой реакции для этих условий. Однако бол1.шей частью требуется произвести расчет равновесия при других (обычно более высоких) температурах. В таких случаях расчет целесообразно проводить следующим путем. [c.288]

Константу химического равновесия при стандартных иловиях и температуре 298 К рассчитывают нз уравнения (3.9) для энергии Гиббса в стандартных условиях [c.56]

Если теплоты образования взяты при стандартных условиях, то и тепловой эффект реакции получается при этих же условиях. Затем тепловой эффект при базисной температуре пересчитывается по уравнению Кирхгофа на ту температуру, при которой рассчиты- 8. Зависимость константы равнове- Л сия реакции от температуры (а) и лога-вается энергия Гпбоса реак- рифма константы равновесия реакции от ЦИИ обратной температуры (б) [c.249]

Из уравнения (И 1.1) следует, что если все реагирующие вещества в исходной смеси имеют парциальные давления, равные единице, то второй член правой части этого уравнения обращается в нуль и, следовательно, AG = AG°. Величина AG° при температуре 25°С (298 К) называется стандартным изменениел энергии Гиббса и обозначается AG gs- Особенно вах<ное значение при термодинамических расчетах имеьэт величины AGf, 298 реакций образования соединений из элементов. Они публикуются в справочниках и таблицах стандартных величин (см. гл. V). Зная величины AGf где для всех соединений, участвующих в сложной реакции, можно вычислить AG 2°98 этой реакции и константу равновесия. Расчет подобен описанному в гл. I для определения энтальпий реакций. Величины AG°, 98 для элементов (в стандартном состоянии) принимаются равными нулю. Почти для всех соединений значения AGf зэв отрицательны. В противном случае 01и не образовались бы. Редкие случаи, когда АОгэз положительны, означают, что в стандартных условиях данное вещество неустойчиво. Например, для молекулярного водорода Н2 в стандартном состоянии AG 298 = 0. Для водорода же в атомном состоянии AGf 298 +2l8 кДж/моль. Таким образом, атомный водород неустойчив по отношению к молекулярному и при 298 К он будет самопроизвольно превращаться в Н2. При других условиях, например при очень высоких температурах (в плазме), устойчивым может стать атомный водород. [c.47]

Равновесие N2 (г) + ЗН2 (г) ч=ь2МНз (г) + 22,08 ктл при повышении температуры смещается влево, при понижении — вправо. Повышение давления благоприятствует образованию веществ, занимающих в данных условиях меньший объем. Понижение давления действует в противоположном направлении. Поэтому увеличение давления при синтезе аммиака сдвигает равновесие вправо, так как при образовании ЫНз число молекул газа уменьшается вдвое, что уменьшает объем системы. Понижение давления способствует разложению аммиака. Синтез ЫНз возможен в стандартных условиях, так как А = —3,98 ккал/моль. Но при такой температуре процесс очень замедлен. Повышение температуры ускоряет процесс, но сдвигает равновесие влево уже при 600—700 С и при 1 атм он становится в прямом направлении невозможным. Повышение давления до нескольких сот атмосфер делает эту реакцию возможной при указанной температуре, чем и пользуются в промышленном синтезе аммиака, вводя еще катализаторы для ускорения процесса. [c.30]

АО, тем быстрее протекает реакция. Конечно, если для какого-либо процесса Д й > О, то нет смысла пытаться провести его при данных условиях. Такой процесс невозможен, но еслид0<0, то на пути этого возможного процесса могут встретиться большие затруднения, из-за которых процесс тоже не идет. Так, например,, жидкий бензол мог бы при 298° К полностью разложиться на водород и графит (д0° 298 = —29,7 ккал/моль) многие другие углеводороды в стандартных условиях тоже термодинамически неустойчивы. Однако в таких условиях они не разлагаются. Только при высокой температуре их распад становится заметным. Также в ложном равновесии находится уголь с кислородом воздуха (AG°2gg = —94 ккал/моль). Кремний, германий, алюминий и другие простые вещества, покрывшись с поверхности тонкой пленкой оксида, дальше в сухом воздухе заметно не окисляются. Причина того, что эти реакции не идут, хотя термодинамически и возможны, кроется в кинетических затруднениях, которые необходимо преодолевать. [c.39]

В реакциях, в которых участвуют вещества только в конденсированном состоянии, сдвиги равновесий если и удаются, то только при очень больших изменениях давлений. Например, превращение графита в алмаз в стандартных условиях невозможно (АСгэа =2,87 кДж/моль). Однако сдвиг равновесия С (графит) (алмаз) вправо в условиях комнатной температуры становится возможным при давлении порядка 1,4 ГПа. Объем 1 моль С при этом уменьшается от 5,33 до 3,42 см (плотность графита 2,25 г/см , алмаза 3,51 г/см ). Для увеличения подвижности атомов углерода в кристаллической решетке приходится повышать температуру и в производстве искусст венных алмазов доводить ее до 3000° С с повышением давления до 10 ГПа. [c.36]

Сублимация — испарение твердых тел — происходит в результате того, что некоторые атомы, находящиеся на поверхности кристалла, отрываются от своих соседей и уносятся в окружающее пространство. Для подавляющей части минералов этот процесс при нормальной температуре практически не протекает. Только символически можно говорить о давлении насыщенного пара SiOs, находящегося в равновесии с любой из твердых модификаций кремнезема. Однако при получении кварцевого стекла температура выше 1500 С приводит к значительным потерям шихты в результате испарения SiOs. Из природных минералов, вероятно, только лед при температурах ниже О °С испаряется в заметных количествах, все остальные твердые минералы при стандартных условиях практически не сублимируют. [c.111]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология