Равновесие реакций реальных газов

В реальных условиях ведения процессов паровой конверсии углеводородов и паро-кислородной газификации мазута, когда температура реакции превышает 800 °С, практически достигается равновесие реакции конверсии окиси углерода, и концентрация СО в газе, поступающем на конверсию, обычно отвечает равновесной для максимальной температуры конверсии углеводородов или газификации [49, 50]. В отдельных случаях наблюдается более низкое содержание СО, что может иметь место, если реакция протекает при более низкой температуре в коллекторах и коммуникациях после выхода газа из труб печи конверсии углеводородов или агрегата газификации. Обычно этот эффект незначителен ввиду краткого времени пребывания газа в системе перед реактором конверсии СО. [c.88]

В смесях идеальных газов константа равновесия Кс (или Кр), а, следовательно, [согласно (П.4)] и константа скорости реакции не зависит от давления. Для выяснения влияния давления на константу скорости гомогенных газовых реакции необходимо рассмотреть выводы из уравнения (П.4) применительно к неидеальным системам, в частности, к идеальной смеси реальных газов (см. стр. 30—31). [c.94]

Тем не менее эти уравнения применяются и для описания равновесий между реальными газами и для описания реакций в конденсированных фазах. В этих случаях уравнения являются приближенными. [c.104]

Это соотношение называется уравнением Вант-Гоффа. Для идеального газа оно непосредственно дает температурную зависимость константы равновесия. Так как в этом случае парциальные мольные энтальпии не зависят от состава и равны стандартным значениям, то ДЯ является истинной (измеренной) энтальпией реакции. Для реальных газов соотношения получаются более сложными, и они здесь не будут рассматриваться. [c.169]

Здесь приведены температуры и энтальпии полиморфных переходов, плавления, испарения и сублимации. Для веществ во всех агрегатных состояниях твердом (кристалл, стекло), жидком (включая переохлажденную жидкость) и газообразном (реальный и идеальный газ) — даны теплоемкость, энтропия, энтальпия и приведенная энергия Гиббса. Для веществ в состоянии идеального газа в некоторых случаях даны также энтальпия, энергия Гиббса и логарифм константы равновесия реакции образования. В справочник включены только экспериментальные калориметрические данные о теплоемкости твердых, жидких и газообразных веществ и теплотах их фазовых превращений и основанные на таких данных значения термодинамических свойств веществ в конденсированном состоянии. Для веществ в состоянии идеального газа принимались в первую очередь результаты расчетов, выполненных методами статистической термодинамики, а также наиболее надежные результаты, полученные сравнительным методом или методом инкрементов. Если таблицы термодинамических свойств в отобранной работе содержали также данные об энтальпии, энергии Гиббса и константе равновесия реакции образования, то такие данные включались в справочник без критического их рассмотрения. [c.4]

Из табл. 14.4 и рис. 14.8 следует, что повышение давления и снижение температуры смещает равновесие реакции синтеза и повышает равновесный выход аммиака. Однако достаточно высокое для целей практики равновесное содержание аммиака в газе может быть достигнуто только при температуре не выше 400°С, то есть в условиях, когда скорость процесса и, следовательно, время достижения состояния равновесия весьма низки. Поэтому, в реальных условиях содержание аммиака в газовой [c.197]

Значения стандартного изобарного потенциала реакции и константы равновесия зависят от того, в каком направлении и для каких количеств написано уравнение реакции. Например, для трех уравнений реакции в смеси" реальных газов [c.136]

Величина выраженная через равновесные парциальные давления в идеальной газовой смеси, есть функция только температуры и не зависит от суммарного давления и парциальных давлений веществ в исходной смеси, т. е. от относительных исходных количеств веществ. Отметим, что величина Кр для равновесной смеси реальных газов зависит от давления. Очевидно, поскольку значение константы равновесия реакции не является произвольным, выбор стандартного состояния для нуля химического потенциала зависит от природы реагирующих веществ в том случае, когда имеется возможность химического взаимодействия между составляющими смеси. В силу этого соображения приведенный выше вывод не выдерживает критики, и поэтому представляет определенный интерес другой вывод закона действия масс, который не требует привлечения стандартных состояний. [c.241]

Проведем расчет константы равновесия данной реакции при повышенном давлении (30 МПа), приняв, что реакционная смесь является идеальным раствором реальных газов. Константа равновесия при температуре [c.98]

Для реакции, протекающей в смеси реальных газов, константа равновесия выражается через парциальные летучести компонентов в равновесной системе [c.87]

При этом будут рассмотрены лишь те вопросы, которые имеют отношение к теории горения. В 2 будут сформулированы общие законы термодинамики, в 3 изложены основные положения статистической механики идеальных газов. В 4 устанавливаются условия химического равновесия при фазовых переходах и химических реакциях в газах (реальных и идеальных) и в конденсированных фазах (реальных и идеальных). В этом же параграфе указаны методы расчета состава равновесных смесей. В 5 вводится понятие о теплоте реакции и описаны методы определения этой величины, а также обсуждается расчет адиабатической температуры пламени. В последнем параграфе ( 6), посвященном конденсированным системам, выводится правило фаз и обсуждаются зависимости давления пара и точки кипения от концентрации, также осмотическое давление и другие вопросы, [c.434]

При необратимой химической реакции (когда равновесное давление растворенного газа над раствором = 0) минимальную циркуляцию (расход) абсорбента н определяют из стехиометрического уравнения химической реакции. Реальная величина Ь = = Ьы /г а (здесь т)н. а — степень приближения к равновесию внизу абсорбера, зависящая от кинетики процесса). [c.44]

Из уравнения (I. 43) следует, что химическое равновесие при реакции между реальными газами зависит от давления. [c.30]

В случае расчета состава равновесной смеси реальных газов (например, реакций, проводимых при высоких давлениях) в выражение константы равновесия следует вводить равновесные парциальные фугитивности (летучести) [c.122]

Напишите выражение константы равновесия для реакции идеальных и реальных газов, идеальных и реальных растворов. Расскажите о методах расчета константы равновесия химической реакции. [c.197]

Уравнения (10) и (11), строго говоря, действительны для идеальных газовых систем. Как известно, реальные газы только при низких давлениях в той или иной степени подчиняются законам идеальных газов и при повышенных давлениях дают резкие отклонения от них. Поэтому необходимо получить выражения для оценки равновесия химических реакций, учитывающие отклонения реальных газов от идеальных. Кроме того, реальные химические системы могут быть не только однофазными, они могут заключать в себе газовую, жидкостную и твердую фазы. Эти вопросы также требуют уточнения расчета систем, состоящих из различных фаз одного агрегатного состояния и из многих фаз различного агрегатного состояния. [c.25]

Выражение (27) является неудобным для использования в термодинамических расчетах равновесия химических реакций. Простая форма основного уравнения (19), выведенная для идеальных газов, может быть сохранена и для реальных газов, если в уравнение (19), вместо давления, ввести новую функцию — летучесть (/), которая является как бы исправленным давлением и служит реальной мерой рассеивания любого компонента системы. [c.26]

Для реальных газов и для разбавленных растворов, как это было показано во второй главе, константа равновесия выражается через активности веществ, участвующих в реакции. В случае идеальных или реальных газовых систем при низком давлении константа равновесия выражается через парциальные давления компонентов. [c.44]

Константы равновесия реакции 1.1, вычисленные по уравнению 2.4, в интервале температур 50—1650 °С практически совпадают с константами равновесия, полученными по данным работы [31]. С повышением давления свойства реальных газов су-ш,ественно отличаются от идеальных. Поэтому для вычисления констант равновесия при повышенных давлениях применяют метод приведенных состояний [32]. [c.44]

Необходимо отметить, что в расчетах термодинамического равновесия химических реакций большое значение имеет правильное определение констант равновесия. Главная трудность этого определения заключается в том, что основные формулы термодинамики были выведены при допущении, что газ находится в идеальном состоянии. При малых давлениях это допущение не вносит существенных ошибок. При высоких же давлениях необходимо учитывать отклонение законов реальных газов от законов идеальных газов. [c.24]

Уравнения (3.20.27) и (3.20.28) лежат в основе расчета констант равновесия реакций по их стандартным мольным энергиям Гиббса и наоборот. Способ расчета Ад" по термодинамическим таблицам изложен ранее (см. разд. 3.16). Здесь же мы еще раз напомним, что в большинстве таблиц за стандартные состояния чистых жидких и кристаллических веществ приняты их реальные состояния, а за стандартные состояния чистых газов — их состояния в виде чистых идеальных газов при давлении 1 атм. Поэтому расчет приводит к величинам /(г для реакций в конденсированных растворах и к Кг X X ([р] = 1 атм) для реакций в газовых растворах. [c.206]

Из уравнения (1.42) следует, что химическое равновесие при реакции между реальными газами зависит от давления (через изменение К- ) и в том случае, когда реакция протекает без изменения числа молей (Ау = 0) [c.29]

Рассмотрим данные табл. 6 с точки зрения изложенных выше представлений о влиянии давления на химическое равновесие в идеальных газовых смесях. Значение величины Кр для реакции синтеза аммиака при 450° возрастает почти в четыре раза при росте давления с 1 атм до 1000 атм. Очевидно, смесь Нз—N2—NHз значительно отличается от смеси идеальных газов. Чтобы установить, подчиняется ли эта смесь закономерностям, установленным для идеальных смесей реальных газов, сопоставим значения величин Ку, рассчитанные по коэффициентам летучести (рис. 4 и 5), с найденными из эксперимента (табл. 6) при помощи уравнения (I. 42). Необходимые для такого сопоставления данные приведены в табл. 8 [30]. [c.32]

Закон Генри — Дальтона справедлив для тех реальных газов, растворимость которых в исследуемых жидкостях низка. Отклонения от закона Генри — Дальтона могут быть лишь тогда, когда молекулярный состав газа различен в каждой из фаз, т. е. когда газ химически взаимодействует с растворителями. В этом случае параметр, характеризующий состояние равновесия, должен включать и константу скорости химической реакции. Поэтому при использовании уравнения (4.18) прежде всего необходимо детально проанализировать физическую картину описываемого процесса. [c.266]

Концентрация растворенного углекислого газа. Закон Генри— Дальтона, сформулированный для идеальных газов С=Ар обычно применим для реальных газов, характеризующихся относительно низкой растворимостью. Наиболее значительное отклонение от закона Генри — Дальтона наблюдается для тех газов, которые вступают в химическое взаимодействие с растворителем. В этих случаях характеристика фазового равновесия должна обязательно включать константу скорости химической реакции. [c.291]

Между тем константа равновесия прп 550 равна 21. Значит, при 550° заданный выход по ус.ловиям статики реакции невозможен—нужно понизить температуру реакции. Из рис. 66 находим, что константа 23,8 соответствует температуре 543". Значит, д.тя использования SO2 на ЭО о при данном составе газа температура должна быть понижена теоретически до 543°, а практически, поскольку равновесие б реальных условиях не достигается, еще нпже. [c.163]

При выводе уравнения изотермы Вант-Гоффа используется уравнение состояния идеальных газов, а все изложенные выше методы расчета термодинамических потенциалов и констант равновесия пригодны лишь для газов, близких к идеальным, т. е. находящихся при низких давлениях и достаточно удаленных от состояния насыщенного пара. Между тем многие реакции органического синтеза проводятся при высоких давлениях, когда поведение реального газа существенно отклоняется от идеального. Для термодинамического расчета таких систем, чтобы сохранить общий вид термодинамических зависимостей, используют вместо парциальных давлений так называемые летучести, или фугитивности [c.236]

Соотношения (2.6) и (2.10), полученные для смесей идеальных газов, не позволяют найти зависимость константы скорости реакции от давления, так как от давления не зависят константы равновесия Кр или Кс)- Зависимость константы скорости от давления может быть найдена, если применить (2.6) или (2.10) к идеальной смеси реальных газов. В реальных газах при достаточно высоких давлениях, когда их свойства не подчиняются закону идеального газа, вместо давления газа рассматривается его фугитивность /. Отношение фугитивности к давлению называется коэффициентом фугитив-ности 7 и характеризует отклонение газа от идеального состояния (для идеального газа / = р и 7 = 1). При низких давлениях 7 близок к единице, а при высоких давлениях может достигать больших значений (например, для этилена при 150 °С и давлении, близком к 3,6-10 Па, 7 13,5 [4]). Приближенная зависимость константы скорости реакции от давления может быть получена, если рассмотреть химическое равновесие реакции между реальными газами, а затем полученное выражение применить к процессу перехода реагирующей системы в активированное состояние. Тогда, используя (2.10), найдем [c.25]

Рассмотрены основы статистической термодинамики, приложения ее методов к различным физико-химическим проблемам, методы расчета термодинамических функций идеального газа по молекулярным данным и констант равновесия газовых реакций. Нзлагаются статистические теории реальных систем реальных газов, твердых тел, жидкостей, растворов. Рассмотрены только свойства макросистем в состоянии р.1Вновесия. [c.2]

Иодстанляя летучести вместо давления в прежние уравнения, можем их применять для реальных газов и при значительных отклонениях последних от идеальных газов. Например, выражение константы равновесия для реакции СО-j- /гОг = 2 может быть. записано в следующей форме [c.69]

Анализ данных о химическом равновесии в смесях реальных газов приводит к заключению, что в настоящее время для большинства таких реакций возможен приближенный расчет равновесия при давлениях порядка сотен атмосфер дальнейшее повышение давления значительно затрудняет теоретическое рассмотрение этого вопроса. Существующие многочисленные уравнения состояния реальных газов оказываются здесь неприменимыми. Л1Ш1ь при давлениях в несколько тысяч атмосфер и при умеренных температурах, когда сжатые газы имеют плотность, близкую к плотности жидкостей, становится возможным применять к чистым газам уравнения состояния, описывающие свойства жидкосте . [c.75]

Так как скорость химической реакции 2N02 2N0-f + О2 является достаточно медленной, а время химической релаксации этой реакции соизмеримо в определенной области температур и давлений с реальными временами пребывания газа в каналах теплообменных аппаратов, то основные расчеты по изучению влияния кинетики химической реакции на параметры газового потока проводились по системе уравнений (11.35). Расчеты по формуле (11.32) проводились в области низких значений давлений и температуры потока для контроля выполнения условия химического равновесия реакции N2045= =pi 2N02 при реальных скоростях газового потока. [c.41]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология