Равновесие химическое Химическое равновесие

Константа химического равновесия определяется природой реагирующих веществ и не зависит от их концентрации. Состояние химического равновесия зависит от концентрации реагирующих веществ, температуры и давления, если в реакциях участвуют газы. Если одно из этих условий изменяется, то равновесие нарушается и концентрации всех участвующих в реакции веществ изменяются до тех пор, пока отношение произведения концентраций образующихся веществ к произведению концентраций вступающих в реакцию веществ не будет равно константе равновесия реакции при данной температуре, т. е. пока скорости прямой и обратной реакций не станут одинаковыми. Тогда снова устанавливается равновесие, но уже при других, чем ранее, концентрациях. Процесс изменения концентраций, вызванный нарушением равновесия, называется смещением, или сдвигом равновесия. Если при этом увеличивается концентрация образующихся веществ, то говорят, что равновесие смещается вправо, если же увеличивается концентрация исходных веществ, то говорят, что равновесие сдвигается влево. [c.71]

В данной работе рассматриваются принципы математического описания равновесия в системах диссоциативной экстракции на примере распределения смеси слабых органических кислот (изомеров фенола) между органической и водной фазами. В общем случае при разделении ге-компонентной смеси можно предположить существование следующих реакций фазового и химического равновесия. [c.80]

Строгое определение термодинамического равновесия гальванического элемента, с одной стороны, очевидно должно теперь содержать в условиях равновесия химическую реакцию и разность потенциалов ф( >—ф( >,с другой стороны, должно быть согласовано с общими определениями 16 и 17. Случаи г", и б", поэтому исключаются и равновесие, описанное в в"., следует определить как термодинамическое равновесие гальванического элемента. Величина [c.261]

Первоначальные значения скоростей прямой и обратной реакции совпадают, т. к. газовая реакционная система находилась, в равновесии. В результате увеличения давления и температуры скорость обратной реакции возросла в большее число раз, чем скорость прямой реакции скорость обратной реакции стала в 432/256 3,4 раза больше скорости прямой реакции, поэтому химическое равновесие сместится влево. [c.21]

Одной из главных проблем термодинамики является конкретная формулировка условий термодинамического равновесия для различных специальных случаев (например, химического равновесия, равновесия гетерогенных систем и т. д.). Все эти условия для каждого особого случая можно вывести чисто математическим путем, опираясь на метод Гиббса, который дал две совершенно эквивалентные формы общей формулировки принципа равновесия материальной системы, изолированной от всех внешних влияний. [c.196]

Решение. В данном случае будут иметь место три равновесия фазовое равновесие и химические равновесия в жидкой и паровой фазах. [c.472]

Химическое равновесие (так же, как и физическое) является подвижным (динамическим). Это значит, что система чувствительно реагирует ( отзывается ) на всякие изменения условий ее существования тем, что равновесные концентрацни изменяются, причем каждый раз устанавливается новое равновесие, соответствующее новым условиям существования системы. Другими словами при изменении параметров состояния системы она претерпевает равновесный процесс. [c.150]

Основное внимание физическая химия уделяет изучению законов протекания химических реакций. В связи с этим, в первую очередь, необходимо изучение условий равновесия химических реакций и зависимости их направления от таких параметров, как температура, давление, концентрация. Это является предметом химической термодинамики. Скорости, с которыми совершаются химические превращения, и причины, приводящие к ускорению или замедлению реакций, изучает химическая кинетика и катализ. Большое место в физической химии занимает изучение строения атомов и молекул и состоящих из них жидкостей и твердых тел. Все возрастающее значение приобретает в последние десятилетия физическая химия процессов, развивающихся на поверхностях жидкостей и твердых тел, например смачивание, адсорбция. Эти процессы особенно важны для систем с высокоразвитой поверхностью, таких, например, как туманы, активные угли с огромной внутренней поверхностью, характеризующейся большим числом микроскопических пор и каналов. Это направление физической химии стало самостоятельной наукой — коллоидной химией. [c.12]

Равновесные химические процессы приобрели во второй половине XIX в. огромное значение для химии, во-первых, благодаря их общности, во-вторых, благодаря простоте применения к этим явлениям строгих принципов термодинамики. По словам Вант-Гоффа, химическое равновесие — это область, где данные физики, химии и математики могут дополнять друг друга, как нигде в другом месте Основные принципы учения о химическом равновесии были выдвинуты К. Бертолле. Он считал, что прямые реакции идут лишь до определенного предела, так как они тормозят обратные, равновесие химических сил зависит также от действия теплоты и от агрегатного состояния веществ, вступающих в реакцию и образующихся. Интерес к этой проблеме повышается с середины XI в. и с каждым годом возрастает. [c.322]

Подобное равновесие называется химическим равновесием. [c.167]

Условием химического равновесия является общее условие термодинамического равновесия в системе. Так, если рассматривать равновесие при постоянных температуре и давлении, то условие равновесия заключается в том, что 0 = 0. При постоянных температуре и объеме условие равновесия состоит в равенстве с1Р—0 [c.167]

Отсюда вытекает формулировка принципа смещения равновесий применительно к влиянию давления на равновесие обратимых газовых реакций при увеличении давления равновесие смещается в сторону образования меньшего числа молекул, при уменьшении — в сторону большего. Очевидно, что если общее число молекул в левой и правой частях уравнения реакции одинаково, изменение давления не будет влиять на положение химического равновесия. [c.105]

Согласно термодинамическим соображениям повышение температуры обычно должно ускорять химические реакции. Это положение было бы справедливым и для коррозионных реакций в морской воде, если прп этом можно было бы зафиксировать все другие переменные величины. Однако поскольку обычно это невозможно, то, рассматривая влиянпе температуры, необходимо учитывать изменение всех связанных с ией факторов. Растворимость кислорода при повышении температуры воды падает. Биологическая активность при переходе, например, от холодных арктических вод к теплым водам тропиков, наоборот, возрастает. Химическое равновесие, от которого зависит образование осадков карбоната кальция и гидроокиси магния, изменяется таким образом, что вероятность возникновения на металле известкового осадка повышается с температурой. [c.21]

Широкое применение находит в ней лабораторное и численное моделирование химических процессов в геосферах. Лабораторное моделирование позволяет выявить механизмы превращений отдельных соединений или групп соединений под действием как природных, так и антропогенных факторов. Численное моделирование имеет целью получение сценариев возможных изменений в окружающей среде на разных уровнях - от локального до глобального. Развитие и совершенствование таких сценариев должны давать исходный материал для разработки научно обоснованной стратегии охраны среды обитания и биосферы в целом от непреднамеренных нарушений химических равновесий под влиянием человеческой деятельности. [c.6]

При повышении температуры константа равновесия понизилась -химическое равновесие сместилось влево в сторону образования исходных веществ. [c.43]

РАВНОВЕСИЕ - расчет химического равновесия в многокомпонентной смеси со сложной схемой превращения. [c.468]

Реакции без изменения состояния окисления элементов чаще всего протекают в газовых и жидких растворах с участием ионов. Как известно, ионные реакции обратимы, и теоретически каждой системе ионов при данных условиях отвечает определенное состояние равновесия. Смещение химического равновесия (иногда практически нацело) происходит при уменьшении концентрации каких-либо ионов за счет образования относительно мало ионизирующихся молекул или комплексных ионов малорастворимых или летучих соединений правило Бертолле). Так, в реакции нейтрализации ионное равновесие смещается в сторону образования мало ионизирующихся молекул растворителя, например в водном растворе [c.207]

Рис. 40. Структуры диаграмм процессов в системе с химическим взаимодействием компонентов, а-Развёртка граней концентрационного тетраэдра с траекториями процесса открытого испарения б — концентрационный тетраэдр АВС с поверхностью химического равновесия, разделяющей плоскостью областей ректификации ВМО и плоскостью химического взаимодействия АВд чистых исходных реагентов А и В в-плоскость химического взаимодействия АВд чистых исходных реагентов А и В кривая АНВ —линия химического равновесия В,Ч — разделяющая линия областей ректификации пунктирные линии — траектории химической реакции (траектории изменения составов псевдоисходных смесей) г - качественные траектории открытого испарения п различных областях ректификации четырехкомпонентной системы.

Константа равновесия любой химической реакции зависит от температуры. Почти для всех наиболее распространеины < в производственных процессах химических реакций константы равновесия определены экспериментально, и для практических расчетов их обычно берут из справочников или же температурную зависимость констант равновесия подсчитывают по уравнениям, подобно указанным в табл. 24. Температурная зависимость константы равновесия некоторых реакций представлена на рис. 18 в форме их логарифма. [c.185]

При изменении условий протекания реакции (температуры, давления, концентрации какого-либо из участвующих в реакции веществ) скорости прямого и обратного процессов изменяются неодинаково, и химическое равновесие нарушается, В результате преимущественного протекания реакции в одном из возможных направлений устананливается состояние нового химического равновесия, отличающееся от исходного. Процесс перехода от одного равновесного состояния к новому равновесию называется смещением химического равновесия. Направление этого смещения нодчиняется принципу Ле Шателье [c.97]

В развитии термодинамической теории равновесий, в частности равновесий в химических реакциях (гомогенных и гетерогенных), выдающаяся роль принадлежит работам В. Гиббса (1873—1878) и Ле-П1ателье, который открыл (1885) общий принцип смещения равновесий при изменении внешних условий. Термодинамическая теория химических равновесий получила развитие в работах Вант-Гоффа. Им же была разработана количественная теория разбавленных растворов (1886). [c.17]

При выражении равновесия химической реакции в идеальном растворе пользуются константами равновесия К , К и Кс, выраженными соответственно через мольные доли реагентов Л/,, моляль-ность т, и молярность Для химической реакции (111, 1) в общем виде эти константы равновесия мол по представить так [c.137]

В пособии рассматриваются классы гомо- и гетеросоедипений (простые вещества, оксиды, хлориды, гидриды бинарные и сложные, типа кислородных кислот, солей и оснований), виды химических реакций (фазовые превращения, реакции обменного разложения, окислительно-восстановительные и комплексносоединительные), учения о тепловых эффектах и скоростях химических реакций, о химическом равновесии и электрохимии. Вводятся представления об энтропии веществ в различном агрегатном состоянии, о максимальной работе химических реакций, о порядке реакции дается количественная связь между этими характеристиками и тепловым эффектом реакции, константой химического равновесия и температурой. [c.240]

Смещение химического равновесия. Принцип Ле Шателье. Если система находится в состоянии равновесия, то она будет пребывать в нем до тех пор, пока внещние условия сохраняются постоянными. Если же условия изменятся, то система выйдет из равновесия — скорости прямого и обратного процессов изменятся неодинаково — будет протекать реакция. Наи-больщее значение имеют случаи нарущения равновесия вследствие изменения концентрации какого-либо из веществ, участвующих в равновесии, давления или температуры. [c.208]

И [xj = jt . Таким образом, при равновесии химический потенциал t-ro компонента в фазе I равен его химическому потенциалу в фазе II. Обобщая этот результат на все фазы и на все компоненты гетерогенной системы, получим условие равновесия (101.3). Таким образом, равновесие в гетерогенной системе характеризуется равенством температур и давлений во всех фазах системы и равенством химнче-ких потенциалов каждого компонента во всех фазах. [c.322]

Все химические реакции одновременно протекают в двух направлениях в сторону образования продуктов реакции (вправо — прямая реакция) и в сторону преврапдения продуктов в исходные вещества (влево—обратная реакция). Вследствие химической обратимости реакции не доходят до конца. Так как скорость реакции прямо пропорциональна концентрации, то с течением времени скорость прямой реакции будет уменьшаться, а скорость обратной расти. Когда обе скорости сравняются, наступит химическое равновесие. Химическое равновесие — динамическое, характеризуется постоянством равновесных концентраций (или парциальных давлений) всех участников реакции при постоянстве внешних условий и минимальном значении энергии Гиббса или энергии Гельмгольца. [c.50]

Плавление твердого тела. Процесс плавления кристалла можно рассматривать как накопление в нем вакансий. С повышением температуры возрастает амплитуда колебаний структурных единиц в кристаллической решетке вокруг положения, равновесия. Когда амплитуда превысит среднее межатомное расстояние, начинается переход тела в новое агрегатное состояние — жидкость, пар. В стадии предплавления кристалл испытывает сильное термическое расширение, обусловленное большими амплитудами колебания структурных единиц и разрывом части химических связей. Возникающие в кристалле вакансии склонны к флуктуационному слиянию при их скоплении образуются линии и поверхности разрыва, которые обособляют друг от друга группировки различного, но небольшого размера. Если с повышением температуры химические связи в решетке разрываются постепенно и равномерно, то кристалл тоже постепенно размягчается и превращается вначале в очень вязкую жидкость, структура которой близка к структуре исходного твердого тела. Так размягчаются кварц, полевые шпаты, шлаки. Если же с повышением температуры решетка резко расширяется и химические связи в ней разрываются быстро и неравномерно, то в кристалле вблизи точки плавления возникают хаотически расположенные микроучастки метастабильной жидкой фазы, после чего он сразу же полностью (конгруэнтно) или частично (инкон-груэнтно) переходит в легкоподвижную жидкость. Так плавится большинство кристаллов кальциевых соединений. [c.113]

Основопологающим в химической кинетике является понятие о скорости химических реакций. Скорость химической 15сакции зависит от многих факторов, но важнейшими являются природа реагируюгцих веществ, концентрация, температура, давление и действие катализаторов. При постоянной температуре скорость реакции прямо пропорциональна концентрации реагирующих веществ. Данное количественное соотношение известно как закон действующих масс. Зависимость скорости реакции от температуры выражается правилом Вант-Гоффа. Если процесс протекает только в одном направлении, то его называют необратимым. Процессы, протекающие в двух противоположных направлениях, называют обратимыми. Когда в обратимом процессе скорости прямой и обратной реакций становятся равными, то в системе устанавливается динамическое равновесие. Смещение химического равновесия осуществляется в соответствии с принципом Ле Шателье. [c.102]

Пример 5. в системе Н2+Ь=е2Н1 устанавливается равновесие в какой-то момент после начала реакции. Это воспринимается как постоянство равновесных концентраций всех трех веществ. При смешивании водорода с иодом возможна только прямая реакция. Однако с течением времени ее скорость 1Г=АСн,С1, по мере расходования оеагентов падает, а скорость обратной реакции разложения иодо-водорода 1Г=йСн по мере его накопления растет. В определенный момент времени значенкя скоростей становятся равными и в системе наступает химическое равновесие ТГ=1г следовательно, t H, i, = k H , откуда вытекает частный случай закона действующих масс [c.141]

Направление смещения химического равновесия при изменениях концентрации реагирующих веществ, температуры и давлен я (в случае газовых реакций) определяется общим положением, известным под названием принципа подвижного равновесия илн принципа Ле Шателье если на систему, находящуюся в равновесии, производится какое-либо внешнее воздействие (изменяются концентрация, температура, давление), то оно б.тгопра-ятствует протеканию той из двух противоположных реакций, которая ослабляет воздействие. Поясним это на при.мере той же реакции синтеза иодоводорода (с. 68). [c.69]

Поскольку любая реакция является обратимой, то в принципе она протекает одновременно и в направлении достижения равновесия, и в противоположном направлении. В первый -момент времени, когда содержание продуктов реакции в реакционной смеси мало, скорость прямой реакции велика, а обратной мала. По 1мер протекания реакции их скорости выравниваются, и при достижении химического равновесия общая скорость реакции равна нулю. Количественное отношение концентраций исходных веществ и продуктов реакции в смеси определяется величиной кон-ттанты равновесия. Если при достижении равновесия в смеси будут находиться сравнимые количества исходных и конечных веществ, то реакция считается кинетически двухсторонней, или кинетически обратимой. Если же в ходе изучения кинетики реакций концентрацией исходных веществ можно практически пренебречь, то такие реакции рассматриваются как кинетически односторонние, или кинетически необратимые. [c.32]

Влияние различных факторов на состояние химического равновесия качественно описывается принципом смещения равновесия Ле Шателье, который был сформулирован в 1884 г. Согласно этому принципу при всяком внешнем воздействии на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, в ней протекают процессы, приводящие к уменьшению этого воздействия. Действительно, повышение температуры увеличивает выход продуктов эндотермических реакций, в процессе которых подводимая извне теилота поглощается. Реакции, сопровождающиеся выделением теплоты, протекают более полно при охлаждении. Аналогичн1эШ образом при увеличении давления стимулируется реакция, сопровождающаяся уменьшением объема, так как этот процесс способствует уменьшению влияния давления. При этом чем больше изменение объема газовой смеси при взаимодействии, тем заметнее воздействие давления на положение химического равновесия. Добавление в реакционную смесь, находящуюся в равновесии, одного из компонентов благоприятствует протеканию той реакции, в процессе которой этот компонент расходуется. Практическое использование принципа смещения равновесия можно показать на примере синтеза аммиака. Эта реакция экзотермична и протекает с уменьшением объема [c.231]

В теоретических исследованиях Фольмера, Лэнгмюра, Онзагера, Дерягина, Овербека и Фрэнса, получивших дальнейшее развитие в работах Мартынова, это коллоидно-химическое равновесие трактуется на основе более общих представлений теории равновесия гетерогенных систем. Действительно, с термодинами-ко-статистических позиций, коллоидные частицы можно рассматривать как псевдомолекулы, совокупность которых составляет псевдо-газ — идеальный раствор, а скоагулированные агрегаты, в которых частицы сохраняют свою индивидуальность, находясь в ином силовом поле, — как конденсированную фазу. Аналогия становится еще более убедительной, если учесть, что многие коагуляты представляют собой регулярные периодические структуры псевдо-кристаллы , обладающие дальним порядком (см. далее, рис. 109—111). Таким образом, равновесие в системе золь — агрегат рассматривается как равновесие псевдомолекулы — псевдокристалл, где коагуляция сопоставляется с кристаллизацией, а пептизация — с растворением. В общем случае равновесие определяется равенством химических потенциалов, а именно [c.264]

В состоянии равновесия прямая и обратная реакции не прекращаются. Поэтому такое равновесие называется подвижным или динамическим равновесием. И поскольку действие обеих реакций взаимно уничтожается, то в реагирующей смесн видимых изменений не происходит- концентрации всех реагирующих веществ — как исходных, так и образующихся — остаются строго постоянными. Концентрации реагирующих веществ, которые устанавливаются при химическом равновесии, называются равновесными. Они обычно обозначаются формулами реагирующих веществ, заключенными в квадратные скобки, например [Нг], [NJ, [NHg], тогда как неравновесные концентрации обозначают так Сн , n , nHj. [c.97]

Огромным достижением конца прошлого столетия было установление того положения, что каждому веществу можно приписать некоторое количество энергии, называемой энергией Гиббса (или гиббсовой энергией), причем реакция в системе при постоянной температуре может протекать в том случае, если сопровождается уменьшением энергии Гиббса, т. е. если энергия Гиббса исходных реагирующих веществ больше энергии Гиббса продуктов реакции. Энергия Гиббса вещества является свойством, выражающим одновременно как энтальпию данного вещества, так и присущую ему вероятность (энтропию). Если химические вещества, формулы которых записаны в левой части уравнения химического равновесия, и вещества, формулы которых записаны в правой части этого уравнения, имеют одинаковую энтропию (вероятность), реакция будет идти в том направлении, при котором происходит выделение теплоты, т. е. в направлении протекания экзотермической реакции. Если вещества в левой и правой части уравнения имеют одну и ту же энтальпию, реакция будет протекать в направлении от веществ с меньшей вероятностью (энтропией) в направлении веществ с большей вероятностью (энтропией). При равновесии, когда реакция не обнаруживает преимущественной тенденции протекания ни в прямом, ни в обратном направлении, энергия Гиббса веществ левой части уравнения точно равна энергии Гиббса веществ правой части уравнения. При равновесии движущая сила изменения энтальпии, сопровождающего реакцию, полностью уравновешивается движущей силой изменения вероятности (изменения энтропии). [c.300]

Основная схема решения многофазного химического равновесия предусматривает следующее необходимо представить химическое равновесие в одной фазе и затем соотнести их с составами фаз при помощи отношений, описывающих равновесие фаз. Рассматривая парожидкостные реакщ1и, желательно выразить в виде формул химическое равновесие в паровой фазе и связать составы фаз с уравнением мгновенного испарения. Рассматривая две жидкие фазы, целесообразнее выразить химическое равновесие в той фазе, в которой содержатся более высокие концентрации реагентов, если это можно оценить заранее. Например, если изучаемые системы подобны используемым для нитрования ароматических жидкостей водными растворами кислот, то заведомо известно, что реакция пойдет в первую очередь в органической фазе. Во всех случаях многофазного реакционного равновесия относительные количества этих двух фаз неизвестны и оценить их нельзя. [c.502]

Смесь, состоящая из азота, водорода и воды (1, 3 и 5 частей соответственно), поддерживается при температуре 25°С и давлении 100 мм рт. ст. до наступления химического и фазового равновесия. Условие химического равновесия выражается с помощью уравнения Ксе = J nh3 .> N2 З Нг = 725,7, где Р дано в атмосферах. Фазовое равновесие выражено законом Генри Pi = HiXi с = 91,053 атм, = 70,658 атм, Я Нз = 0,960 атм. Давление водяного пара 25,76 мм рт. ст. Найдите соотношения и составы двух фаз при равновесии [759]. [c.509]

Системы с обменом, находящиеся в динамическом равновесии, исследовались с давних пор, начало чему было положено знаменитой работой Гутовского, Мак-Колла и Сликтера [2.35]. Одним из достоинств ЯМР является возможность получения информации о кинетике процесса из изучения систем, находящихся в химическом равновесии. Действительно, большая часть современных знаний о химическом обмене была получена с помощью магнитного резонанса. Обширная литература по этому предмету собрана в многочисленных обзорных статьях и специальных главах солидных трактатов по ЯМР [2.26, 2.36—2.44]. Хорошо известно влияние реакций обменного типа на спектры ЯМР слияние линий, обменное суже- ие, когда спектры характеризуются усредненными спектральными Параметрами. [c.83]

К счастью, основные принципы ЯМР в системах с обменом, разработанные для спектроскопии медленного прохождения, пригодны и для фурье-спектроскопии. В частности, в разд. 4.4.2 показано, что фурье-спектр системы, находящейся в равновесии, эквивалентен спектру, полученному при медленном прохождении с малой мощностью. На первый взгляд удивительно, что такая эквивалентность имеет место даже для систем с медленными химическими процессами, хотя временная шкала этих химических реакций может быть сравнима со временем спада сигнала свободной индукции. Эта [квивалентность возникает потому, что обменный супероператор 2 в выражении (4.4.24) не зависит от времени, если система находится в химическом равновесии. [c.259]

Из краткого описания методов определения постоянных равновесий видно, что во всех случаях экспериментатор должен приспособить работу свою к тому, чтобы были измерены действительные величины равновесного состояния, чтобы во время измерения характерных факторов не происходило перемещения равновесия. Эта особенность работы ярко выступает в тех методах, где для определения постоянной равновесия необходимо произвести химический анализ состава системы, находящейся в равновесии. Химический анализ производится при обыкновенной темпе-Рэтуре. Для этой цели вещества, участвующие в системе, нахо-щеися в равновесии, при высокой температуре, должны быть из печи. Поэтому из горячей зоны, в которой устано-сь температура равновесия, они должны перейти через про- [c.51]