Равновесие, общие уравнения

Каждая иа этих реакций характеризуется константой равновесия. Общее уравнение изотермы свойства, описывающее систему с ассоциированными компонентами, будет иметь вид [c.117]

Константы и скорости равновесия общего уравнения скорости зависят от температуры. Константы скорости могут быть выран ены как [c.68]

Чтобы определить конкретный рабочий режим разделения ректификационной колонны, необходимо предварительно закрепить некоторое конкретное число переменных параметров процесса, характеризующих его установившееся состояние. Анализ работы ректификационной колонны, основанный на принятии гипотезы теоретической тарелки, сводится к совместному рассмотрению соотношений парожидкостного равновесия и уравнений материальных и тепловых балансов. Общее число входящих в эти уравнения переменных, характеризующих процесс разделения [c.345]

Исходя из общих уравнений термодинамики, можно сформулировать не только условия равновесия, что было сделано выше (см. стр. 125), но и условия, позволяющие предсказать, в каком [c.155]

Выбор последних величин произволен. Поэтому, исходя из общего уравнения для константы равновесия, написанного в соответствии со стехиометрическим уравнением реакции, следует в каждом конкретном случае найти выражение константы равновесия через любые желательные величины. [c.281]

Однако более тщательный расчет показал, что равновесие, описываемое уравнением (12), в общем случае может быть достигнуто только при К, близком к единице, или же в присутствии молярного количества катализатора. Если К сильно отличается от единицы (например, 1000 или 0,001), то истинное положение равновесия (по крайней мере в практически доступном интервале времени) будет определяться количеством использованного катализатора. Рассмотрим реакцию, в которой использовали 1% катализатора (0,01 моля), 7(оф=10 000, К= = 0,001, а концентрация и КХ и У- равны I моль/л. По мере образования Х он постепенно отравляет катализатор и прямая реакция (1а) идет все медленнее и медленнее. В это же время обратная реакция (1а) ускоряется. Используя уравнение (4), можно вычислить число молей катализатора 2, входящих в ионную пару с , при конверсии 10% [c.52]

Какие уравнения материального баланса и баланса зарядов используются при выводе общего выражения для константы равновесия в растворе слабой кислоты и ее соли, образованной с сильным основанием Как это общее уравнение преобразуется в более простые выражения, применявшиеся нами к слабым кислотам, буферным растворам и к гидролизу [c.260]

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]

Короче говоря, любое выражение для константы кислотно-основных равновесий, которое мы использовали в гл. 5, получается из общего уравнения (13). Вместо того чтобы пытаться каждый раз получить решение этого уравнения, целесообразнее понять физические особенности той или иной конкретной задачи, которые позволяют пренебречь одними величинами по сравнению с другими, и найти правильное упрощение математической формулы. [c.475]

В разд. 5-5 мы строили график титрования сильной кислоты сильным основанием, но отказались от решения более трудной задачи о титровании слабых кислот, которая связана с рассмотрением равновесий. Выведенное выше общее уравнение (13) позволяет проводить расчеты титрований такого типа. [c.476]

Обозначив глубину превращения лимитирующего компонента (изобутилена) буквой X, после несложных преобразований получим общие уравнения химического равновесия для реакций алкилироваиия сырья разного состава при различных давлениях, приведенные в табл. 6. [c.37]

Наиболее важным и общим методом расчета изменения изобарно-изотермического потенциала AGr является определение его из данных химического равновесия по уравнению изотермы химической реакции. [c.18]

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]

Основное значение эмпирических уравнений заключается в их использовании для алгебраического представления экспериментальных данных. Для расчета равновесия эти уравнения не могут быть рекомендованы, так как большинство их противоречит термодинамическим закономерностям и ни одно не может являться общим для всех систем. [c.170]

Уол [214] показал, что зависимость Ф от состава, лежащая в основе ряда методов расчета условий равновесия в бинарных и многокомпонентных системах, может быть описана одним общим уравнением [c.171]

Таким образом, целый ряд точек (их число равно 2п) оказался пространственно сопряженным ошибка в определении равновесия хотя бы в одной из них в дальнейшем будет возрастать от ступени к ступени, и точка возврата вектора Н уже никогда не совпадет с точкой его истока. Жесткие условия, накладываемые на уравнения фазового равновесия (2) в форме сопряжения 2га точек, могут выполняться только тогда, когда уравнения (2) будут физически обусловлены и не только адекватно представлять данные эксперимента, но и верно отражать истинный закон фазового равновесия. Однако уравнения регрессии всегда описывают фазовое равновесие с какой-то ошибкой. Поэтому точка истока вектора Н не совпадает с точкой его возврата. Эти точки могут как угодно сблизиться, но расстояние между ними е в общем случае отлично от нуля. Величина е (окрестность точки Е1) определяет погрешность расчета противоточной экстракции. [c.77]

При выводе уравнения закона действующих масс в реальных системах, казалось бы, логично использовать тот же путь, что и для идеальных систем, привлекая при рассуждениях вместо уравнения состояния, справедливого для идеальных газов, уравнения для реальных газов. Этим путем в свое время пошел Ван-Лаар при исследовании состояния равновесия в реальных системах. Однако при таком рассмотрении равновесия встретились трудности, связанные в первую очередь с тем, что нет общего уравнения состояния для реальных газов, справедливого в широком интервале давлений. Если же при выводе уравнения для энергии Гиббса газовой смеси воспользуемся одним из приближенных уравнений состояния, например уравнением [c.270]

Здесь применяют общие уравнения равновесия в твердой фазе, решающиеся числовым методом, которые в каждый данный момент определяют распределение напряжений в коксе, рассматриваемом как слой, не имеющий трещин. Считают, что эти напряжения направлены всегда параллельно к стенке камеры. [c.158]

Изотерма Фрейндлиха а = /(с / ", где т> 1, была предложена как форма математического описания экспериментальных данных по адсорбционному равновесию и широко используется в последние годы — см. например [3, 17]. Многих исследователей привлекает простой аналитический вид уравнения и в связи с этим удобная методика обработки экспериментальных данных, когда в расчете используется линейная форма этого уравнения. Одновременно следует отметить, что уравнение Фрейндлиха является частным случаем более общего уравнения изотермы адсорбции Дубинина — Астахова. Если обозначить то безразмерная форма уравнения Фрейндлиха имеет вид [c.39]

Насадочные колонны. Если линия равновесия является прямой, поверхность насадки определяется из общего уравнения массопередачи [c.327]

Построение линии равновесия. Так как имеющиеся экспериментальные данные для системы аммиак — вода представлены в виде парциальных давлений, проводим соответствующий пересчет, используя уравнение, выведенное из общего уравнения (VHI.1) [c.348]

При смешении I моля кислоты с т молями спирта и п молями воды (или эфира) состояние равновесия характеризуется следующим более общим уравнением, в котором обозначает число превращенных молен спирта (и также уксусной кислоты) [c.98]

Полученное на основе второго начала термодинамики более общее уравнение, охватывающее кроме этих равновесий и равновесия [c.62]

Химическое равновесие с участием конденсированных вешеств определяется общим уравнением (3.20). Тем не менее представляет интерес проанализировать некоторые частные случаи равновесия с участием конденсированных вешеств, когда последние не склонны образовывать твердые растворы. [c.134]

Рассмотрим две фазы — а и р, в которых присутствуют два вещества 1 и 2. Будем считать, что величины (индекс ф — фаза а или р) зависят только от трех переменных Т, Р и где — или А (ф, или А 2ф. При описании таких систем будем исходить из общих уравнений равновесия в интефальной [c.171]

Под уравнением фазового равновесия будем понимать зависимость какого-либо одного термодинамического параметра от другого при постоянном значении третьего. Их удобно получать из общих уравнений (10.35). Уравнения (10.35) содержат четыре параметра, но всегда можно из этих двух уравнений исключить один термодинамический параметр и получить одно уравнение с тремя параметрами, из которых только две величины являются независимыми в полном соответствии с правилом фаз. [c.175]

В результате подстановки из (6.179)—(6.180) в (6.178) получим общее уравнение для начальной скорости ферментативной реакции при установившихся равновесиях [c.260]

В этой схеме предполагается, что скорость перемещения молекул субстрата к активному центру и от него гораздо больше скорости их реакции с образованием продуктов Р. Это означает, что между ферментом и субстратом быстро устанавливается равновесие, описываемое уравнением (25.4). Предполагается также, что при равновесии большая часть активных центров фермента не занята субстратом, когда субстрат 8 присутствует в системе в нормальных концентрациях. Допустим теперь, что мы изучаем и строим график (см. рис. 25.7) скорости ферментативной реакции в зависимости от повышающейся концентрации субстрата 8. При низких концентрациях 8 большая часть активных центров фермента не используется. При повышении концентрации субстрата 8 равновесие, описываемое уравнением (25.4), смещается вправо, что приводит к увеличению числа фермент-субстратных комплексов. Это в свою очередь повышает общую скорость реакции, поскольку она зависит от кон- [c.452]

Влияние температуры на константу равновесия в самом общем виде можно описать точными и строгими термодинамическими соотношениями. Температурная зависимость констант равновесия выражается уравнением изобары реакции (название изобара указывает на условие постоянства давления при дифференцировании) [c.27]

Рассмотрим неоднородный слой с поверхностью 5 между двумя объемными фазами, обозначенными одним и двумя штрихами (рис. 69). Толщина этого слоя т. Толщины его по обе стороны границы раздела, соответственно т и г", определяются таким образом, что за нх пределами фазы совершенно однородны. Очевидно, т=т +т". Величина т относительно невелика, поскольку отличие молекулярных сил у поверхности раздела от молекулярных сил внутри объемных фаз, определяющее неоднородность поверхностного слоя, быстро падает по мере удаления от поверхности. Толщина поверхностного слоя т выбирается таким образом, чтобы он стал практически автономным, т. е. мог находиться отдельно от объемных фаз. Такое представление позволяет применить к поверхностной фазе общие уравнения гетерогенного равновесия. [c.341]

Можно показать, что в общем случае обратимой реакции аА + ЬВ +. .. рР + qQ +. .. константа равновесия выразится уравнением [c.205]

Из уравнения (51.7) следует, что при малых отклонениях от равновесия общее перенапряжение электрохимического процесса аддитивно [c.260]

Совпадение зависимостей, получаемых из анализа опытных данных, с зависимостями, вытекающими из предполагаемых кинетических уравнений, может указывать на справедливость этих уравнений. Так, например, в работах В. Ш. Грановской и автора [493, 562] было показано, что при варьировании объемной скорости в ходе реакции синтеза аммиака вдали от равновесия на осмиевом катализаторе произведение хУостает-ся постоянным. Такая зависимость вытекает йз уравнения нулевого порядка, и отсюда был сделан вывод, что в данном случае продукт реакции — аммиак не тормозит ее и скорость процесса отвечает уравнению (У.250), поскольку концентрации исходных веществ мало изменяются вдали от равновесия (а для этой реакции при атмосферном давлении — и вблизи равновесия). Общему уравнению кинетики синтеза аммиака (У.247) в интегральной форме (1Х.93) при достаточном удалении от равновесия отвечает соотношение [c.547]

При расчете равновесия химической реакции в газовой фазе в общем уравнении изобары константа интегрирования не равняется нулю, а равна алгебраической сумме химических кон-стлнт /. Для расчета константы равновесия реакции, проводимой в газовой фазе, необходимо к уравнению [c.212]

Зная ДОобр при двух температурах, можно для любых исследуемых реакций углеводородов нефти (для которых имеются табличные данные по составить два уравнения и, решив систему, найти коэффициенты Л и В в общем уравнении зависимости ДО исследуемой реакции от температуры. Дальнейшее исследование этого уравнения позволит сделать выводы о влиянии температуры на состояние равновесия и на термодинамическую вероятность реакции. [c.169]

На основании своих работ И. Лэнгмюр дал общее уравнение изотермы адсорбции. Если принять поверхность адсорбента за единицу и обозначить через а часть ее, покрытую адсорбированными молекулами, то свободная часть поверхности выразится через 1—а. Когда при давлении р устанавливается равновесие, то число адсорбирующихся молекул будет равно числу десорбирующихся. Число адсорбирующихся молекул можно вычислить по формуле [c.104]

Предположим, что исследуемый электрод находится в растворе состава НА + СА, где НА — кислота, СА — соль, причем соль присутствует в большом избытке. Концентрация же кислоты может изменяться лишь в небольших пределах, так что химический потенциал ионов А и С при этом остается практически постоянным хд- = = onst и р,с+ = onst. В качестве электрода сравнения используем платиновый электрод в том же растворе, через который будем пропускать водород под атмосферным давлением. Таким образом, получаем потенциалы ф по отношению к обратимому водородному электроду в том же растворе. Чтобы растворенный водород не подходил к рабочему электроду (1), между ним и электродом сравнения (2) имеется переходный мостик с краном. Исходя из общего условия электрохимического равновесия [см. уравнение (5.9)], можно записать [c.73]

Уравнение (VIII.62) лежит в основе всех релаксационных методов. Как следует из этого уравнения, при малых отклонениях от равновесия общее перенапряжение электрохимического процесса ц аддитивно [c.193]

Уравнение (VIII.70) лежит в основе всех релаксационных методов. Как следует из этого уравнения, при малых отклонениях от равновесия общее перенапряжение электрохимического процесса т] аддитивно складывается из перенапряжения стадии разряда RT [c.229]

Если скорость обратной реакции пренебрежительно мала, процесс называется односторонним или необратимым и его кинетика описывается уравнением (VIII.2.2). В состоянии равновесия общая скорость процесса равна нулю и скорости прямой и обратной реакций равны мелсду собой [c.244]