Химическое равновесие соотношения реагентов

Равновесие гетерогенных процессов определяется константой равновесия химических реакций, законом распределения компонентов между фазами и правилом фаз. Равновесие между исходными реагентами и продуктами химической реакции, происходящей в одной из фаз, определяется константой равновесия Кр, Кс или Kw так же, как и для гомогенных процессов. При расчете и моделировании гетерогенных процессов степень приближения к равновесию характеризуется критерием равновесия Ра. Равновесные концентрации компонентов в соприкасающихся фазах определяются законом распределения вещества, который устанавливает постоянное соотношение между равновесными концентрациями вещества в двух фазах системы при определенной температуре. Постоянство соотношения не нарушается при изменении начальной концентрации компонента или общего давления в системе. На законе распределения основаны такие промышленные процессы, как абсорбция газов жидкостями, десорбция газов, экстрагирование и т. п. При моделировании процессов массопередачи подобие характеризуется критерием равновесности в следующем виде [c.151]

Константы равновесия Кр нескольких типов химических реакций в газовой фазе (стехиометрическое соотношение реагентов [c.161]

Примером системы, находящейся в истинном химическом равновесии, может служить эквимольная смесь газов СО2, Н2, СО и Н2О, находящаяся над катализатором при 810 "С. Это соотношение между реагентами сохраняется сколь угодно долго. Повышение температуры сместит равновесие реакции [c.175]

Особенность статистических уравнений для констант химического равновесия состоит в том, что вычисление Кс проводится по величине АС/о° — теплоте реакции при ОК как разности нижних уровней энергии продуктов реакции и исходных веществ и молекулярным постоянным реагентов, определяющим величины Св . При этом в явной форме не используют теплоемкости и энтропии компонентов. Не нужно вычислять теплоту реакции при данной температуре. Конечно, все это в неявной форме присутствует в написанной формуле, поскольку величина Кр связана с А0° соотношением [c.248]

При изменении температуры соотношение между равновесными концентрациями реагентов меняется. Однако если первоначальная температура изменена до какой-то другой постоянной температуры, то н системе через некоторое время вследствие самопроизвольного протекания реакции в том или ином направлении снова будет достигнуто состояние химического равновесия, но уже при другом соотношении равновесных концентраций. [c.69]

Объектом исследования химической кинетики является химический процесс превращения реагентов в продукты. Можно возразить, что химическая реакция является предметом исследования и ряда других химических дисциплин, таких как синтетическая и аналитическая химия, химическая термодинамика и технология. Следует отметить, что каждая из этих дисциплин изучает химическую реакцию в своем определенном ракурсе. В синтетической химии реакция рассматривается как способ получения разнообразных химических соединений. Аналитическая химия использует реакции для идентификации химических соединений. Химическая термодинамика изучает химическое равновесие как источник работы и тепла и т. д. Свой специфический подход к химической реакции имеет и кинетика. Она изучает химическое превращение как процесс, протекающий во времени по определенному механизму с характерными для него закономерностями. Это определение нуждается в расшифровке. Что именно в химическом процессе изучает кинетика Во-первых, реакцию как процесс, протекающий во времени, ее скорость, изменение скорости по мере развития процесса, взаимосвязь скорости реакции с концентрациями реагентов - все это характеризуется кинетическими параметрами. Во-вторых, влияние на скорость и другие кинетические параметры реакции условий ее проведения, таких как температура, фазовое состояние реагентов, давление, среда (растворитель), присутствие нейтральных ионов и т. д. Конечный результат таких исследований - количественные эмпирические соотношения между кинетическими характеристиками и условиями проведения реакции. В-третьих, в кинетике изучают способы управления химическим процессом с помощью катализаторов, инициаторов, промоторов, ингибиторов. В-четвертых, кинетика стремится раскрыть механизм хи- [c.15]

Параметр J есть мера полноты протекания реакции в прямом направлении. Большие значения К. показывают, что реакция практически сдвинута вправо, а малые — об установлении равновесия в системе при незначительных концентрациях продуктов С и D. Выражение (П. 8) показывает, что в обратимой реакции соотношение концентраций исходных реагентов и продуктов реакции есть точно определенная величина при данных температуре и давлении. Следовательно, при смещении веществ А, В, С и D соотношение их концентраций после установления химического равновесия удовлетворяет условию (П. 8) независимо от их исходных концентраций. [c.16]

Сравнивая интегральную интенсивность соответственных сигналов обоих конформеров, определяют положение конформационного равновесия. Однако из-за малого различия химических сдвигов точные результаты можно получить только на приборах 100 или даже 220 мГц. И здесь оказалось полезным использование сдвигающих реагентов , о которых уже упоминалось при обсуждении стереохимии оксимов (см. стр. 566). При добавлении европиевых комплексов различия СНз-сигналов в диметиламидах составляют уже не десятые доли, а до 5 м. д. (при мольном соотношении амид комплекс 1 1). Соответственно возрастают и различия между сигналами двух конформеров несимметрично замещенных амидов. Сдвиги сигналов относительно их нормального положения (без добавления комплексов европия) составляют, например (в м. д.) [c.586]

Химическое равновесие при образовании комплексов мочевины устанавливается так же, как и при наиболее типичных-химических реакциях. Равновесие реакции к-парафинов, жирных кислот или длинноцепочечных спиртов с твердой мочевиной (или с насыщенным раствором мочевины) сдвигается в сторону связывания большего количества того реагента, у которого длина цепи молекулы больше. Термическая устойчивость комплексов возрастает с увеличением длины цепи. Химическое равновесие чистого комплекса , комплексов в присутствии различных растворителей и смешанных систем комнлексов можно точно оценить с помощью величин классической свободной энергии и соотношений, выполняющихся при равновесии. [c.474]

Наиболее простое описание химического равновесия может быть проведено с использованием представлений, что оно является результатом протекания противоположно направленных реакций. В этом случае система приближается к равновесному состоянию, когда при взаимодействии реагентов получающиеся продукты начинают реагировать между собой,, превращаясь в исходные вещества. При равенстве скоростей прямой и обратной реакций наступает равновесие. Оно всегда является динамическим. Изменение концентрации веществ или температуры раствора приводит к нарушению равновесия и, следовательно, вызывает химическую реакцию, направленность которой зависит от соотношения скоростей прямой и обратной реакций в новых условиях. [c.8]

Расчет химического равновесия в системе этилацетат — этанол — вода — уксусная кислота с учетом димеризации уксусной кислоты в парах позволил получить лучшее соответствие с экспериментальными результатами вблизи 2-х взаимно-пересекающихся сечений тетраэдра составов, охватывающих любые соотношения исходных реагентов. [c.58]

Результаты моделирования химического равновесия с учетом неидеальности жидкой фазы показали удовлетворительную для целей поставленного исследования сходимость с экспериментальными данными в двух взаимно-пересекающихся сечениях тетраэдра составов, охватывающих любые соотношения исходных реагентов. Поэтому можно полагать, что с, такой же достоверностью результаты моделирования применимы для описания равновесия системы в целом. [c.55]

Примером системы, находящейся в истинном химическом равновесии, может служить эквимольная смесь газов СОг, Иг, СО и НгО, находящаяся над катализатором при 810 °С. Эквимольное соотношение между реагентами сохраняется сколь угодно долго. Повышение температуры вызывает смещение равновесия реакции влево, а охлаждение приводит к сдвигу равновесия вправо [c.187]

В ГЛ. 4 был рассмотрен вопрос о принципиальной осуществимости процесса и условиях химического равновесия. Не менее важную проблему составляют закономерности, характерные для скорости процессов. Важно знать не только, какому соотношению реагентов отвечает состояние равновесия, но и как быстро оно достигается. В общем случае нельзя считать, что чем дальше реагенты находятся от состояния равновесия, т. е. чем отрицательнее энергия Гиббса реакции ДС, тем быстрее будет достигнуто равновесие, т. е. между скоростью достижения равновесия и его положением нет однозначной зависимости. Так, для реакций [c.229]

При заданной температуре константа равновесия химической реакции равна соотношению констант скоростей прямого и обратного процессов. Константа равновесия Кс так же, как и константы скоростей и 2. зависит от природы реагентов, температуры и не зависит от исходных концентраций веществ в системе. Константы равновесия некоторых реакций приведены в табл. 14. [c.130]

Состояние истинного равновесия в химической системе (5.1) называют также динамическим, поскольку в ней протекает двусторонняя реакция — в прямом направлении (А и В — реагенты, С и О — продукты) и обратном (А и В — продукты, С и В—реагенты). Кроме того, подход к состоянию равновесия при некоторой постоянной температуре может быть осуществлен как в прямом, так и в обратном направлениях (рис. 5.1, поля 1 и 2). При этом кривые зависимости соотношения неравновесных концентраций веществ (составлено аналогично выражению 5.2) от времени сходятся в точке, отвечающей (по оси абсцисс) значению для данной реакции. [c.84]

Последнее соотношение служит одновременно определением величины Ка — константы равновесия химической реакции, выраженной через активности реагентов. Здесь штрихи по-прежнему относятся к продуктам реакции, а через А0° обозначена величина [c.136]

Этерификация многоатомных спиртов карбоновыми кислотами является сложной консекутивной обратимой реакцией, протекающей по кинетическому закону 2-го порядка (требующей небольшого количества тепла), гомогенно- или гетерогенно-каталитической, жидкофазной. Если при этерификации один из реакционных продуктов (вода) удаляется по мере образования, равновесие реакции смещается вправо и процесс протекает как практически необратимый. В общем случае этерификация подчиняется закономерностям для сложных обратимых слабоэндотермических реакций. На конверсию, скорость и селективность процесса влияют химическая природа сырья, соотношение реагентов, катализатор, температура, давление, интенсивность перемешивания и т. п. В качестве сырья этерификации используют одно- и многоатомные спирты и кислоты насыщенного, ненасыщенного и ароматического характера. Скорость реакции и положение равновесия зависят от строения кислоты и спирта. Скорость реакции и константа равновесия падают при переходе от низших спиртов к высшим и от первичных к третичным. [c.196]

Наиболее изученной областью применения уравнения (5) является каталитическая зависимость Бренстеда (разд. 10.2). Как указал в 1924 г. Педерсен [2], константа К в этой зависимости не равна константе равновесия лимитирующей стадии переноса протона в рассматриваемой реакции, а лишь пропорциональна ей в силу термодинамической необходимости. Каталитические зависимости сыграли в истории химии очень важную роль, так как именно на их примере в 1924 г. было показано, что непрерывные математические функции могут быть использованы для описания по существу дискретного влияния изменений в строении реагента. Это положило начало широкому развитию количественных корреляционных соотношений. Для группы катализаторов, близких по химическому строению, например для ряда карбоновых кислот, стандартное отклонение lg г изменяется от 0,024 до 0,1. Это соответствует случайным отклонениям удельной скорости, равным от 6 до 26%. Более значительные отклонения превышают вероятную ошибку эксперимента. [c.451]

В 1864 г. Гульдберг п Вааге обнаружили экспериментально, что в химических реакциях достигается определенное состояние равновесия, приближение к которому осуществляется с любой стороны. Они, по-ви-днмому, первыми поняли, что существует математическое соотношение между концентрациями реагирующих веществ и продуктов реакции при равновесии. В 1877 г. Вант-Гофф высказал предположение, что в выражение для константы равновесия в случае гидролиза этилацетата концентрация каждого реагента должна входить в первой степени, поскольку стехиометрические коэффициенты всех реагентов в уравнении данной химической реакции равны единице. Для обозначения концентраций Гульдберг и Вааге употребляли термин действующие массы поэтому мы продолжаем пользоваться выражением закон действующих масс , хотя теперь нам ясно, что химические равновесия могут быть точно описаны только при помощи активностей. [c.145]

В соответствии с общим планом книги, описанным в предисловии, в этой главе вначале кратко излагаются физико-химические основы солевого эффекта (разд. 1—4), а затем его химические приложения (разд. 5—8). После общей характеристики взаимодействий, влияющих на устойчивость растворенных веществ, и термодинамических способов учета этих взаимодействий отдельно дается описание каждого класса взаимодействий между молекулами растворенного вещества (соль - соль, соль - неэлектролит и т.д.). Описаны теоретические, корреляционные и экспериментальные пути оценки этих взаимодействий или их преодоления. При анализе сложных эффектов, проявляющихся в смещении равновесий, изменении констант скорости и энергии переходного состояния, учитываются эффекты стабилизации -дестабилизации находящихся в растворе реагентов и продуктов реакций, а также их форм, отвечающих переходным и возбужденным состояниям. Особое внимание уделено при этом упрощениям, которые оказываются возможными за счет компенсации поправок эффектов среды по отношению к различным частицам, присутствующим в растворе (с этой целью особенно удобно пользоваться линейными корреляционными соотношениями для свободных энергий), а также дифференциации легко предсказуемых дальнодействующих эффектов и специфических взаимодействий, проявляющихся на малых расстояниях между частицами. [c.19]

Зависимость скорости химических реакций от концентрации реагирующих веществ и соотношение между концентрациями про- дуктов реакции и реагентов в состоянии химического равновесия устанавливаются законом действующих масс, открытым Гульд-1 бергом и Вааге (1864 —1867) [c.32]

Таким образом, состояние химического равновесия при любой постоянной температуре характеризуется определенным постоянным соотношением равновесных концентрацш продуктов реакции и исходных веществ. Существенно, что постоянным сохраняется именно определенное соотношение между равновесными концентрациями реагентов, хотя сами величины равновесных концент1)аций продуктов реакции и исходных веществ могут быть различными, чю зависит от количеств реагентов, введенных в систему. [c.69]

Для одной и той же реакции при постоянной температуре состояние химического равновесия может достигаться с различной скоростью, в зависимости от соотношения исходных количеств реагентов. Иногда для ускорения достижения состояния химического равновесия в систему вводят кроме реагентов другие веп1ества — катализаторы, которые, не изменяя постоянства соотношения равновесных концентраций реагентов, изменяют в одинаковое число раз скорости прямой и обратной реакций, что и приводит к изменению времени достижения состояния химического равновесия. [c.69]

В начале этого раздела было показано, что при определенных концентрации и соотношении полиэлектролитов равновесие реакций (У11.3) и (УП.4) контролируется концентрацией протонов или ОН-ионов. Таким образом, с точки зрения влияния низкомолекулярных продуктов реакции на химическое равновесие дело обстоит так же, как в обычных химических реакциях. Существенно иная картина наблюдается при исследовании влияния концентрации полимерных реагентов на равновесия этих реакций. Изменение начальной концентрации полиэлектролитов Со не приводит к смещению равновесия реакций между ними. Так, на рис. УИ.5 приведены совпадающие профили реакций между ПАК и ПВП-СгНбВг, соответствующие различным концентрациям полиэлектролитов, изменяющимся в интервале Со от 0,01 до 0,0005 моль/л. Это характерно и для других изученных реакций в кислых средах [24—26]. [c.244]

Общее правило фаз применимо ко всем равновесным системам. Оно гласит, что максимальное число степеней свободы системы, т. е. число ее неза-виси.мых переменных Р, которое может изменяться без нарушения равновесия, всегда равно числу сортов молекул (компонентов), входящих в систему, минус число независимых химических равновесий в оисте.ме, минус число входящих в нее фаз, плюс число переменных полей, действующих на систему.. Если изменению подвергаются более Р переменных, то должны исчезнуть либо одна или несколько фаз, либо один или несколько компонентов или химиче-.ских равновесий, имевшихся в системе, чтобы соотношение (6.10) по-прежнему выполнялось. Поскольку обычно реакции не идут до самого конца и, следовательно, в замкнутой системе не происходит полного удаления реагентов, чаще всего исчезают фазы. [c.218]

Из сравнения данных по химическому равновесию для реакций гидролиза и этерификации видно, что реакции в эксперименте проходили практически до конца — до достижения равновесных значений концентрации компонентов (для эквимолярного соотношения реагентов Б исходной смеси траектории процессов гидролиза и этерификации состыкуются). [c.52]

Во-вторых, величины G° определяются по индивидуальным свойствам реагентов, а AGas можно йайти, не проводя измерений химических равновесий. Тогда с помощью соотношений типа [c.188]

В воде, забранной из различных источников, наблюдается не вполне одинаковое отношение Н /Н . В некоторых случаях это обусловлено тем, что тяжелая вода имеет несколько меньшую упругость пара, чем обычная, и при испарении происходит обогащение жидкости тяжелым изотопом водорода. Именно этим объясняется повышенное содержание тяжелого водорода в воде Мертвого моря и в некоторых овощах. В воде с аномально высоким содержанием Н обычно наблюдается также несколько повышенное по сравнению с обычным отношение Другой причиной, которая может приводить к небольшим отклонениям соотношения изотопов от нормального, является некоторая зависимость химического равновесия от молекулярных весов реагентов. Следствием этой зависимости. является изотопное обогащение при протекании химических реакций в природных условиях. Например, небольшое обогащение известняка изотопом С по сравнению с другими углеродсодержащими веществами связано с тем, что в системе СОг + НгО 1 1. Н2СО3 равновесие сдвинуто вправо несколько больше в случае С Оз. Влияние изотопных эффектов на равновесие и скорости химических реакций более подробно рассматривается в гл. VII, раздел В. [c.33]

В поисках путей управления химическим процессом используют весь арсенал физических и химических средств, что позволяет из менить кинетические свойства частиц и равновесные пределы про текания реакций с их участием. Наиболее важными факторами которые влияют на протекание данной реакции, являются темпера тура, давление, количественные соотношения между реагентами катализатор и др. Действие этих факторов можно понять лишь пр1 разделении их по двум признакам по влиянию на скорость реакци и влиянию на равновесие. Из перечисленных факторов первые тр1 изменяют как скорость, так и равновесие реакции катализато влияет только на скорость реакции. [c.11]

Однако в каком направлении будет в действительности протекать процесс, нри каком соотношении концентраций реагентов установится состояние равновесия химической реакции и как температура и давле1те влияют иа это состояние равновесия — на все этп вопросы первое начало не может ответить. Ответ на эти вопросы дает второе начало термодинамики. [c.106]

Для вывода соотношения между концентрациями реагентов в равновесной смеси воспользуемся обш,им условием равновесия через химические потенциалы (И, 168). Получим выражение для изменени5 ЧЙзобарного потенциала при протекании в системе химической реакции [c.131]

Соверщенно очевидно, что перечисленные реакции не имеют столь большого влияния, как реакции (е), (/) и ( ), в которых образуются новые химические связи с выделением энергии. С точки зрения получения стехиометрического состава в соответствии с реакцией (I) можно сказать, что роль бимолекулярных реакций заключается в образовании промежуточных частиц типа атомов водорода, которые затем удаляются в стадиях (е), (/) и ( ) Первоначально цепной разветвленный механизм необратимо переводит исходные реагенты в промежуточные вещества. После воспламенения, когда в результате расходования исходных веществ образуются большие концентрации активных центров, бимолекулярные реакции влияют только на конечные стадии воспламенения и на кинетику протекания рекомбинацион ных реакций благодаря тому, что поддерживаются определенные соотношения между концентрациями реагирующих частиц. Выполнение этих соотношений обеспечено тем, что каждая реакция, в которой не происходит изменения числа частиц, протекает в соответствии с собственной константой термодинамического равновесия независимо от других диссоциативно-рекомбинационных стадий полной реакции. [c.153]

Установление определенного соотношения между константой равновесия и свободной энергией упростило задачу систематизации химических реакций. Химики могут определить значение константы равновесия каждой интересующей их реакции, например при 25°. Но это большой труд. Значительно проще определить стандартные значения свободной энергии при 25° для каждого химического вещества. Затем, комбинируя эти значения, можно рассчитать изменение свободной энергии для любой химической реакции с участием тех или иных веществ в качестве реагентов или продуктов реакции, а уже отсюда найти константу равновесия этой реакции. Такой способ значительно упрощает расчет, в чем легко убедиться на основании данных табл. 37, приведенной в следующем разделе.-В этой таблице содержатся данные, относящиеся только к 57 различным электронным реакциям. Комбинируя попарно любые из этих электронных реакций, можно написать уравнение для обычной окислительно-восстановительной реакции. Существует 57x56/2 или 1596 таких окислительно-восстановительных реакций, которые могут быть рассчитаны по этим 57 электронным реакциям. Содержащиеся в этой таблице 57 уравнений можно сочетать таким образом, чтобы получить 1596 значений констант равновесия такая небольшая таблица позволяет, следовательно, установить, будет ли любая из этих реакций идти в прямом или обратном направлении. Аналогичная таблица, помещенная в книге Латимера, иосвя- [c.525]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология