Направление реакции как определить: сайт химиков > справочник по химии

Содержание

Направление протекания реакции — Справочник химика 21

Учет знака потенциала окислительно-восстановительной реакции ( > О, [c.159]

Направленность протекания реакций при разных [c.80]

Изменение энергии Гиббса, таким образом, характеризует направление протекания реакций. Если AG0 процесс самопроизвольно протекать не может. Если AG=0, то система находится в равновесии. Чем большим уменьшением энергии Г иббса сопровождается реакция, тем больше сродство реагирующих веществ друг к другу. Изменение энергии Гиббса можно, следовательно, рассматривать как меру химического сродства, которое велико при АЯ[c.46]

Оба уравнения описывают реакцию получения аммиака, однако численные значения теплоты реакции и константы равновесия реакции по уравнению (165) отличаются от соответствующих значений уравнения (166). Пока еще не известно, являются ли вещества, стоящие в левой части уравнения, исходными веществами, а с правой — продуктами реакции.

Задача термодинамического исследования как раз состоит в том, чтобы определить направление протекания реакции. При записи уравнений реакции можно использовать и дробные коэффициенты [уравнение (166)]. Однако, вообще говоря, в качестве коэффициентов всегда стремятся использовать минимальные целые числа, и уравнение реакции записывают таким образом, чтобы оно соответствовало самопроизвольному протеканию реакции слева направо. [c.206]

Если окислительный потенциал реакции отрицателен, более благоприятным направлением протекания реакции является переход в восстановленное состояние, а не в окисленное. Например, реакция [c.431]

При определении численной величины АЯ, необходимо учитывать форму записи стехиометрического уравнения, направление, протекания реакции, температуру, давление и физическое состояние реагентов.

[c.22]

Запишите электрохимическую схему этого элемента, определите его стандартную ЭДС и укажите направление протекания реакции при его работе. Укажите составы катода и анода этого элемента. [c.190]

Существуют два основных подхода -к изучению химической реакции 1) термодинамический, с помощью которого определяют возможность и направление протекания реакции и 2) кинетический,— рассматривающий механизм реакции и ее скорость. Рассмотрим обобщенное уравнение химической реакции [c.147]

Энергетическая возможность и направление протекания реакций. [c.224]

В случае окислительно-восстановительных реакций направление протекания реакции определяется самопроизвольным пере- [c.345]

Максимальная работа изотермической реакции при постоянном давлении и постоянной температуре определяется изменением так называемого изобарного потенциала ДС. Эта величина характеризует максимальную полезную работу реакции и указывает на направление протекания реакции.

[c.193]

Объяснить направление протекания реакции, используемой для иодометрического определения меди. [c.89]

Полученное значение ДЯ°(298) положительно, но мало по абсолютной величине. Поэтому оно не может служить критерием направления протекания реакции даже при невысоких температурах, тем более, что в рассматриваемом случае в результате реакции изменяется число молекул газов. [c.185]

Расчеты химических равновесий имеют большое значение, так как экспериментальное определение константы равновесия может быть сопряжено с большими трудностями (высокие температуры или давления, медленные реакции, нарушение равновесия процессом измерения и др.)- Практическое значение таких расчетов связано с нахождением направления протекания реакций, выхода продуктов и соответст-вуюш,их энергетических эффектов.

[c.132]

Изучение процесса протекания химических реакций. По мере проникновения структурного анализа в повседневную жизнь химических лабораторий и увеличения пропускной способности структурных центров эта задача постепенно выходит на передний план. Какие преобразования происходят в многостадийном процессе химического реагирования — один из самых актуальных и сложных вопросов многих реакций. Структурное изучение исходных веществ, промежуточных и конечных продуктов, возникающих в разных термодинамических условиях, позволяет уяснить многие (хотя, конечно, не все) стороны процесса. При этом следует иметь в виду, что чисто стерические эффекты, пространственные возможности или, наоборот, затруднения являются немаловажными факторами в определении направления протекания реакций. Особенно существенно в этом аспекте структурное изучение продуктов, возникающих на разных стадиях каталитических реакций.

[c.176]

Условия равновесия позволяют предсказать направление протекания реакции. Заданное начальное состояние системы можно выразить в форме закона действующих масс отношением Q . Условие /Сс будет определять имеющуюся возможность протекания реакции, т. е. в каждом случае исходные концентрации будут изменяться так, что в конце концов установится состояние равновесия Q = Кс- Подобная оценка смещения равновесия имеет значение для качественных выводов, естественно, при условии, что соответствующие реакции обратимы и протекают достаточно быстро. [c.44]

Направление протекания реакций [c.167]

Указать для каждой реакции окислитель и восстановитель и установить направление протекания реакции. Какая реакция будет протекать наиболее интенсивно (судя по величинам э.д.с. цепей) [c.158]

Следует, однако, отметить, что делать априорГный расчет состава продуктов алкилирования на основе только стабильности карбокатионов нельзя, так как важную роль имеют и кинетические факторы, которые вносят значительные коррективы в направленность протекания реакции. Например, в соответствии с термодинамическими данными, пропилхлорид должен преимущественно превращаться в более стабильный изопропил-катион, который при атаке бензола должен давать изопропилбензол. Образование значительных количеств пропилбензола при алкилировании бензола этим агентом в присутствии А1С1з можно объяснить тем, что пер ичный алкил-катион в силу своей высокой реакционной способности присоединяется к ароматическому ядру раньше, чем произойдет его перегруппировка.

[c.109]

Направление протекания реакции зависит от строения дикарбоно вой КИС ОТЫ. [c.369]

Итак, действительно, знание знака потенциала реакции позволяет сделать вывод о направлении протекания реакции в данных условиях. Рассмотрим некоторые примеры. [c.160]

В данном случае для определения направления протекания реакции необходимо рассчитать ее стандартный потенциал, поскольку все реагенты находятся в стандартных состояниях. Согласно изложенному выше Е° = Е°-Е° = 1,77-0,77 = 1,00 В > 0. Следовательно, в заданных условиях реакция протекает в прямом направлении в соответствии с записью уравнения реакции ионы Ре » окисляются ионами Се «. [c.160]

Направление протекания реакции [c.27]

Данный пример показывает, что, применяя неводный растворитель, можно изменить направление протекания реакции обмена. Это обусловлено различной растворимостью солей в воде и пиридине.

[c.103]

Напротив, перегруппировка по типу 15]у2-замещепия способствует стереохимически направленному протеканию реакции. При ]у2-реакциях мигрирующая группа атакует неискаженный, тетраэдрический заряженный атом углерода. Такой атаке более доступна сторона, противоположная элиминированному заместителю (в рассматриваемых случаях это гидрид-ион). Следствием определенной ориентации реакционных центров является фиксированное положение входящего (мигрирующего) заместителя, а отсюда — высокая степень стереоспецифичности замещения. В этом случае уже невозможно существование двух, разделенных Энергетическим барьером ионов, как это имеет место в реакциях типа а существует лишь один неклассический ион , про- [c.162]

В первом случае стадия каждого цикла входит в один простой цикл. В числителе для скорости стадии в формуле (11.14) будет фигурировать только одна циклическая характеристика С, соответствующая этому циклу. Наличие дополнительного цикла сказывается лишь на величине параметра сопряжения Р.

Скорость по циклу может изменяться лишь количественно, но ни в коем случае не меняется направление протекания реакции. Такая ситуация соответствует так называемому кинетическому сопряжению (см., напр., [40]). Общее число каркасов в предположении, что все стадии обратимы, составляет где rii, Пг — числа стадий в обоих циклах. [c.97]

С помощью новых высокоэффективных методов — ЯМР, ЭПР, ИКС, меченых атомов и др.— от изучения вопросов о направленности протекания реакции электрофильного замещения исследователи смогли перейти на более углубленную разработк задач, связанных с установлением причин, обусловливающих эти превращения. Количественная оценка различных характеристик реакций электрофильного замещения в ароматическом ряду связана с реакционной способностью атакующих групп и электронной структурой ароматических компонентов. Известно, что энтальпия образования ДЯ°ст ионов карбонияв значительной степени характеризует их стабильность и реакционную способность (табл.

4.1). [c.86]

Если константа равновесия имеет значения от Ю до 10 , направление протекания реакции может быть изменено увеличениеи коицеитрации исходных реагентов или продуктов реакции. [c.68]

Кислород в асфальтенах находится в четырех основных функциональных группах гидроксильной, карбонильной, карбоксильной и сложноэфирной. При термодеструктивных процессах кислород способен перераспределяться между этими группами, одновременно выделяясь или поглощаясь из внешней среды, что может существенно повлиять на направление протекания реакций и соотнетст-венно на качество промежуточных и конечных продуктов, получаемых из асфальтенов. Наибольшее количество зольных компонентов (в том числе вачадия и никеля) концентрируется в первой фракции и в остатке асфальтенов. Предполагают, что ванадийпорфириновыс комплексы могут быть составной частью асфальтенов, хотя и не исключается их присутствие как сольватирующего агента.

[c.28]

Теория графов является одной из ветвей топологии и отличается геометрическим подходом к изучению объектов. Основное понятие теории, гра0 —система линий, соединяющих заданные точки. В дорожном деле —это дороги, соединяющие населенные пункты, в электротехнике — проводники, соединяющие различные детали схемы в химической кинетике при изображении кинетических схем реакций точками могут быть предста(влены химические соединения (исходные или промежуточные), а линиями — стрелки, указывающие направление протекания реакции. В общем случае линии графа могут быть прямыми, кривыми или извилистыми в зависимости от конкретной задачи. [c.285]

Вычислить химическое сродство веществ, вступающих в реакцию по уравнению М2+ЗН2 2МНз, при 450° С определить направление протекания реакции, если константа равновесия [c.132]

В формировании природных полимеров принимают участие соответствуюш,ие ферменты и катализаторы, которые обеспечивают направленное протекание реакций. В начальный период развития химии синтетических полимеров, когда еще не были най-дены совершенные катализаторы синтеза, получали полимеры с нерегулярной структурой, малой молекулярной массой и вследствие этого с низкими физико-механическими показателями. По мере развития этой отрасли химической науки и производства были разработаны способы получения пространственно и химически регулярных полимеров (стереоспецифическая полимеризация) из промышленнодоступных мономеров (этилен, пропилен, стирол и др.), что привело к громадному росту производства различных полимеров. Большинство этих полимеров в природе не существует, [c.13]

Понятие о химической кинетике. Скорость химических реакций. Термодинамический подход к описанию химических процессов позволяет оценить энергию взаимодействия и наиболее вероятные направления протекания реакций. При этом нет необходимости прибегать к конкретному рассмотрению механизма процесса, к экспериментальному его осуществлению. Однако классическая термодинамика рассматривает только равновесные системы и равновесные процессы, т. е. процессы, которые протекают бесконечно медленно. С термодинамических позиций невозможно анализировать развитие процесса во времени, поскольку время (как переменная) не учитывается при термодинамическом описании. Поэтому вторым этапом в изучении закономерностей протекания химических процессов является рассмотрение их развития во времени, что представляет собой основную задачу химической кинетики. В реальных уело-ВИЯХ протекание химических реакций связано с преодолением энергетических барьеров, которые иногда могут быть весьма значи тельными. Именно поэтому термодинамическая возможность осуществления данной реакции (AGпроцесса в действительности. Хи мическая кинетика кроме выяснения особенностей развития процесса во времени (формально-кинетическое описание) изучает [c.212]

НАУЧНАЯ НОВИЗНА. При ароматизации парафинов С3-С7 использованы опытно-промышленные партии катализаторов облагораживания прямогонных бензинов (процессы Цеоформинг, Цеокат) после модифицирования цинком. Изученные закономерности ароматизации газообразных и жидких парафинов на этих катализаторах свидетельствуют о двух конкурирующих направлениях протекания реакции прямой и деструктивной ароматизации. Выявлено, что при температурах 450 — 580 °С, мольном соотношении бутана к бензолу 3,15 1 скорости ароматизации бутана и алкилирования бензола продуктами крекинга сопоставимы, [c. 4]

Новосибирский государственный архитектурно-строительный университет — Сибстрин

В НГАСУ (Сибстрин) прошло заседание Попечительского совета

20 мая 2021 года в Новосибирском государственном архитектурно-строительном университете (Сибстрин) состоялось очередное заседание Попечительского совета вуза. Члены совета и руководство НГАСУ (Сибстрин) обсудили основные результаты работы за 2020 год и наметили направления дальнейшего сотрудничества. Заседание попечителей открыл ректор университета Ю.Л. Сколубович. В своем выступлении он поблагодарил членов совета за ту значительную помощь и поддержку, которую они оказывают в это непростое время, и рассказал о ходе выполнения плана работы Попечительского совета в 2020/2021 учебном году. В 2020 году Попечительский совет принял участие в самых разных сферах жизнедеятельности НГАСУ (Сибстрин): учебной деятельности, науке, укреплении материально-технической базы, проведении студенческих практик.

С докладами выступили проректор по учебной и воспитательной работе М.Н. Шумкова

НГАСУ (Сибстрин) отпраздновал свой 91-й день рождения

20 мая 2021 года преподаватели, сотрудники, студенты и партнеры отметили 91-й день рождения Новосибирского государственного архитектурно-строительного университета (Сибстрин). За эти годы вуз прошел большой и яркий путь развития и подготовил более 50 тысяч специалистов для отрасли. Сегодня Сибстрин – один из ведущих строительных вузов СФО и России. Очередной день рождения Сибстрин отметил под знаком экологии. Данная тема выбрана не случайно, потому что вуз стал первым, кто начал готовить экологов для Сибири, а сейчас, благодаря студентам-экоактивистам, входит в десятку «Зеленых вузов» России. У нас открыта уникальная кафедра ЮНЕСКО «Экологически безопасные технологии природообустройства и водопользования», которых всего лишь 8 в России и 32 в мире, и лаборатория ЮНЕСКО международного уровня.

Об этом рассказал ректор Юрий Леонидович…

Объявление о конкурсе на замещение вакантных должностей профессорско-преподавательского состава

Квалификационные требования по должностям педагогических работников, относящихся к профессорско-преподавательскому составу (в соответствии с приказом Минздравсоцразвития РФ от 11.01.2011 № 1н) Ассистент Требования к квалификации. Высшее профессиональное образование и стаж работы в образовательном учреждении не менее 1 года, при наличии послевузовского профессионального образования (аспирантура, ординатура, адъюнктура) или ученой степени кандидата наук — без предъявления требований к стажу работы Преподаватель Требования к квалификации. Высшее профессиональное образование и стаж работы в образовательном учреждении не менее 1 года, при наличии послевузовского …

Приглашаем на «Открытый урок» в рамках федерального просветительского марафона «Новое знание»

С 20 по 22 мая 2021 года российское общество «Знание» проводит просветительский марафон «Новое знание».

Основная цель марафона – показать достижения России в самых различных областях, познакомить участников с выдающимися представителями госуправления, культуры и искусства, науки, бизнеса и спорта. Планируется, что общая аудитория участников с учетом онлайн — трансляции составит порядка 5 млн. человек. 21 мая на сайте российского общества «Знание» будет проведен «открытый урок» для студентов образовательных организаций высшего образования. Программа открытого урока: 9:45 – 10:00 Приветственное слово министра науки и высшего образования Российской Федерации – Валерия Фалькова; 10:00 – 11:00 Выступит Иван Ященко – известный российский математик…

Направление протекания химических реакций

I закон термодинамики позволяет рассчитывать тепловые эффекты различных процессов, но не дает информацию о направлении протекания процесса.

Для протекающих в природе процессов известны две движущие силы:

1. Стремление системы перейти в состояние с наименьшим запасом энергии;

2. Стремление системы к достижению наиболее вероятного состояния, которое характеризуется максимальным количеством независимых частиц.

Первый фактор характеризуется изменением энтальпии. Рассматриваемый случай должен сопровождаться выделением теплоты, следовательно, H  0.

Второй фактор определяется температурой и изменением энтропии.

Энтропия (S)  термодинамическая функция состояния системы, которая отражает вероятность реализации того или иного состояния системы в процессе теплообмена.

Как и энергия, энтропия не относится к числу экспериментально определяемых величин. В обратимом процессе, протекающем в изотермических условиях, изменение энтропии можно рассчитать по формуле:

(8)

из которой видно, что размерность энтропии Дж/К или Дж/(мольК).

В необратимых процессах выполняется неравенство:

(9)

Это означает, что при необратимом протекании процесса энтропия возрастает благодаря переходу в теплоту части работы.

Таким образом, в обратимых процессах система совершает максимально возможную работу. При необратимом процессе система всегда совершает меньшую работу.

Переход потерянной работы в теплоту является особенностью теплоты как макроскопически неупорядоченной формы передачи энергии. Отсюда возникает трактовка энтропии как меры беспорядка в системе:

При увеличении беспорядка в системе энтропия возрастает и, наоборот, при упорядочивании системы энтропия уменьшается.

Так, в процессе испарения воды энтропия увеличивается, в процессе кристаллизации воды  уменьшается. В реакциях разложения энтропия увеличивается, в реакциях соединения  уменьшается.

Физический смысл энтропии установила статистическая термодинамика. Согласно уравнению Больцмана:

(10)

где k  постоянная Больцмана, равная 1,3810^²³ ДжК^¹,

W  число способов, которыми система может осуществить свое макросостояние. Величину W также называют термодинамической вероятностью.

Статистическая трактовка понятия энтропии означает, что в отличие от энергии, которая присуща каждой отдельной частице, энтропия отражает свойства набора частиц. Отдельная частица энтропией не обладает.

Если обратимый процесс протекает в изобарно-изотермических условиях, то должны выполняться следующие соотношения:

(11)

(12)

Таким образом, в обратимом процессе:

(13)

В необратимом процессе выполняется неравенство:

(14)

От соотношения величин, стоящих в левой и правой части последнего выражения, зависит направление самопроизвольного протекания процесса.

Если процесс проходит в изобарно-изотермических условиях, то общая движущая сила процесса называется свободной энергией Гиббса или изобарно-изотермическим потенциалом (G):

(15)

Величина G позволяет определить направление самопроизвольного протекания процесса:

Если G  0, то процесс самопроизвольно протекает в прямом направлении;

Если G  0, то процесс самопроизвольно протекает в обратном направлении;

Если G  0, то состояние является равновесным.

Пример.

В живых организмах, представляющих собой открытые системы, главным источником энергии для многих биологических реакций  от биосинтеза белка и ионного транспорта до сокращения мышц и электрической активности нервных клеток  является АТФ (аденозин5трифосфат).

Энергия выделяется при гидролизе АТФ:

АТФ  H₂O ⇄ АДФ  H₃PO₄

где АДФ  аденозин-5-дифосфат.

G⁰ данной реакции составляет 30 кДж, следовательно процесс протекает самопроизвольно в прямом направлении.

Анализ соотношения энтальпийного и энтропийного факторов в уравнении для расчета изобарно-изотермического потенциала позволяет сделать следующие заключения:

1. При низких температурах преобладает энтальпийный фактор, и самопроизвольно протекают экзотермические процессы;

2. При высоких температурах преобладает энтропийный фактор, и самопроизвольно протекают процессы, сопровождающиеся увеличением энтропии.

На основании изложенного материала можно сформулировать II закон термодинамики:

В изобарно-изотермических условиях в изолированной системе самопроизвольно протекают те процессы, которые сопровождаются увеличением энтропии.

Действительно, в изолированной системе теплообмен невозможен, следовательно, H  0 и G  TS. Отсюда видно, что если величина S положительна, то величина G отрицательна и, следовательно, процесс самопроизвольно протекает в прямом направлении.

Другая формулировка II закона термодинамики:

Невозможен некомпенсированный переход теплоты от менее нагретых тел к более нагретым.

В химических процессах изменения энтропии и энергии Гиббса определяют в соответствии с законом Гесса:

,	(16)
.	(17)

Реакции, для которых G < 0 называют экзэргоническими.

Реакции, для которых G > 0 называют эндэргоническими.

Величину G химической реакции можно также определить из соотношения:

G  H  TS.

В табл. 1 показана возможность (или невозможность) самопроизвольного протекания реакции при различных сочетаниях знаков H и S.

Табл. 1. Направление протекания реакций при различных знаках H и S.

Знак изменения функции			Возможность (невозможность) самопроизвольного протекания реакции	Пример реакции
H	S	G		Пример реакции
			Возможно при любых температурах	C₆H₆ + 7,5O₂ = 6CO₂ + 3H₂O
			Невозможно при любых температурах	N₂ + 2O₂ = 2NO₂
			Возможно при достаточно низких температурах	3H₂ + N₂ = 2NH₃
			Возможно при достаточно высоких температурах	N₂O₄ = 2NO₂

Направление окислительно-восстановительной реакции » HimEge.

По величинам стандартных окислительно-восстановительных потенциалов (Е⁰) можно судить о направлении окислительно-восстановительной реакции.

Например. Для уравнения реакции

MnO₄^— + 5Fe²⁺ + 8H⁺ → Mn²⁺ + 5Fe³⁺ + 4H₂O

самопроизвольно прямая реакция будет протекать, если стандартный потенциал окислительно-восстановительной пары окислителя больше, чем стандартный потенциал окислительно-восстановительной пары восстановителя, а ΔЕ > 0. Табличные значения стандартных электродных потенциалов для следующих окислительно-восстановительных пар:

Е⁰(MnO₄^—/Mn²⁺) = 1,51 B; Е⁰(Fe³⁺/Fe²⁺) = 0,77 B.

Величина 1,51 В > 0,77 В, следовательно, при контакте перманганат ион MnO₄^— выступает в роли окислителя, а катион железа Fe²⁺ — восстановителя, протекает прямая реакция. Вычисляем ΔЕ этой реакции:

ΔЕ = Е⁰_ок – Е⁰_восст = 1,51 – 0,77 = 0,74 В.

Величина ΔЕ положительная, реакция протекает самопроизвольно в прямом направлении. Если ΔЕ окажется отрицательной величиной, то реакция протекает в обратном направлении в стандартных условиях.

Например. Может ли хлор Cl₂ окислить бромид-ион Br^— до брома Br₂?

Выпишем из справочной таблицы значения стандартных потенциалов окислительно-восстановительных пар:

Е⁰(Cl₂/2Cl^—) = 1,36 B; Е⁰(Br₂/2Br^—) = 1,07 В.

Из значений стандартных потенциалов видно, что величина 1,36 В > 1,07 В, следовательно, хлор будет окислять бромид–ион до брома по уравнению реакции:

Cl₂ + 2Br^— = 2Cl^— + Br₂

Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы (Е⁰)
по отношению к потенциалу стандартного водородного электрода при 25 °С

Элемент	Высшая степень окисления	+ne^—	Низшая степень окисления	E⁰, В
As	As↓ + 3H⁺ As↓ + 3H₂OH AsO₂ + 3H⁺H₃ AsO₄ + 2H⁺ AsO₄^3- + 2H₂O	+3e +3e +3e +2e +2e	AsH₃↑ AsH₃↑ + 3OH^— As↓ + 2H₂OH AsO₂ +2H₂O AsO₂^— + 4OH^—	-0,60 -1,43 +0,234 +0,56 -0,71
Br	Br₂ BrO₃^— + 5H⁺ BrO₃^— + 2H₂O	+2e +4e +4e	2Br^— HBrO + 2H₂O BrO^— + 4OH^—	+1,087 +1,45 +0,54
	2BrO₃^— + 12H⁺ 2 BrO₃^— + 6H₂O BrO₃^— + 6H⁺ BrO₃^— + 3H₂O	+10e +10e +6e +6e	Br₂ + 6H₂O Br₂ + 12OH^— Br^— + 3H₂O Br^— + 6OH^—	+1,52 +0,50 +1,45 +0,61
C	C₆H₄O₂ +2H⁺ Хинон HCHO + 2H⁺ HCOOH + 2H⁺ CO₂↑+ 2H⁺ 2CO₂↑ + 2H⁺	+2e +2e +2e +2e +2e	C₆H₄(OH)₂ Гдрохинон CH₃OH HCHO + H₂O HCOOH H₂C₂O₄	+0,699 +0,19 -0,01 -0,20 -0,49
Cl	Cl₂↓ 2ClO₃^— + 12H⁺ ClO₄^— + 2H⁺ 2ClO₄^— + 16H⁺ ClO₄^— + 8H⁺	+2e +10e +2e +14e +8e	2Cl^—Cl₂↓ + 6H₂O ClO₃^— + H₂O Cl₂↓ + 8H₂O Cl^— + 4H₂O	+1,359 +1,47 +1,19 +1,39 +1,38
Cr	Cr³⁺ Cr³⁺ Cr²⁺ Cr(OH)₃↓ Cr₂O₇^2- + 14H⁺ CrO₄^2- + 4H₂O	+e +3e +2e +3e +6e +3e	Cr²⁺ Cr↓ Cr↓ Cr↓ + 3OH^— 2Cr³⁺ + 7H₂O Cr(OH)₃↓	-0,41 -0,74 -0,91 -1,3 +1,33 -0,13
Cu	Cu²⁺ Cu⁺ Cu²⁺ CuI↓ Cu(NH₃)₄²⁺	+2e +e +e +e +2e	Cu↓ Cu↓ Cu⁺ Cu↓ + I^— Cu↓ + 4NH₃	+0,345 +0,531 +0,159 -0,185 -0,07
F	F₂	+2e	2F^—	+2,77
Fe	Fe³⁺ Fe³⁺ Fe²⁺ Fe(CN)₆^3-	+e +3e +2e +e	Fe²⁺ Fe↓ Fe↓ Fe(CN)₆^4-	+0,771 -0,058 -0,473 +0,364
H	2H⁺ 2H⁺ (10^-7 M) H₂↑ 2H₂O H₂O₂ + 2H⁺	+2e +2e +2e +2e +2e	H₂↑ H₂↑ 2H^— H₂↑ + 2OH^— 2H₂O	0,0000 -0,414 -2,25 -0,828 +1,77
I	I₂↓ I₂ I₃^— 2IO₃^— + 12H⁺ 2IO₃^— + 6H₂O IO₃^— + 6H⁺ IO₃^— + 3H₂O	+2e +2e +2e +10e +10e +6e +6e	2I^— 2I^— 3I^— I₂↓ + 6H₂O I₂↓ + 12OH^— I^— + 3H₂O I^— + 6OH^—	+0,536 +0,621 +0,545 +1,19 +0,21 +1,08 +0,26
K	K⁺	+e	K↓	-2,923
Li	Li⁺	+e	Li↓	-3,04
Mg	Mg²⁺	+2e	Mg↓	-2,37
Mn	Mn³⁺ Mn²⁺	+e +2e	Mn²⁺ Mn↓	+1,51 -1,17
	MnO₂↓ + 4H⁺ MnO₄^2- + 2H₂O MnO₄^— MnO₄^— + 4H⁺ MnO₄^— + 2H₂O MnO₄^— + 8H⁺	+2e +2e +e +3e +3e +5e	Mn²⁺ + 2H₂O MnO₂↓ + 4OH^— MnO₄^2- MnO₂↓ + 2H₂O MnO₂↓ + 4OH^— Mn²⁺ + 4H₂O	+1,23 +0,58 +0,558 +1,69 +0,60 +1,51
Mo	Mo³⁺ H₂MoO₄ + 6H⁺ MoO₄^2- + 4H₂O	+3e +6e +6e	Mo↓ Mo↓ + 4H₂O Mo↓ + 8OH^—	-0,20,0 -1,05
Na	Na⁺	+e	Na↓	-2,713

Реакции связей и их направление

Реакции связей и их направление [c. 18]

По закону равенства действия и противодействия реакция связи равна той силе, с которой данное тело действует на связь, но направлена в противоположную сторону. Так, например, на самолет, стоящий на аэродроме (рис. 6), действует его вес (активная сила) и, кроме того, в местах соприкосновения колес с Землей на него действуют реакции связей, равные и противоположные давлениям в этих местах со стороны самолета на Землю. На рисунке показаны только силы, действующие на самолет. Силы давления самолета на Землю не изображены. Изучая в статике систему сил, действующих на какое-либо тело, ни в коем случае не следует вносить в эту систему и те силы, с которыми данное тело действует на окружающие тела и, в частности, на связи, потому что эти силы действуют не на данное тело, а на другие тела. В этом примере (см. рис. 6) мы изучаем равновесие системы сил, действующих на самолет, и учитываем вес G самолета, т. е. силу, с которой он притягивается к центру Земли, но, разумеется, не учитываем противодействия этой силе, т. е. силу, с которой самолет притягивает к себе Землю. Точно так же мы не учитываем здесь давлений самолета на аэродром, потому что эти силы приложены не к самолету, а к аэродрому, но учитываем приложенные к самолету реакции аэродрома R , и R.j. Не всегда бывает просто определить направления реакций связи и для их определения полезно пользоваться понятием виртуальные перемещения . [c.29]

Приведем примеры связей и их замены силами реакций связей. Если связью для твердого тела (рис. 3, а) является абсолютно гладкая поверхность другого тела, то сила реакции такой поверхности, если соприкосновение происходит в одной точке, направлена по нормали к общей касательной соприкасающихся поверхностей тел независимо от сил, приложенных к рассматриваемому телу (рис. 3, б). Сила реакции связи /V направлена в сторону, противоположную направлению, в котором связь препятствует перемещению рассматриваемого тела.

Числовое значение силы реакции при равновесии определяется приложенными к телу силами, которые в отличие от сил реакций связей часто называют активными силами. [c.10]

Правильное определение направлений реакций связей играет очень важную роль при решении задач кинетики. Поэтому рассмотрим основные виды связей и их реакции. При установлении направления реакции связи используется правило, по которому направление реакции связи противоположно тому, куда связь не дает перемещаться телу. [c.97]

Что называют реакциями связей и как определяют их направление [c.21]

Из данного примера видно, что разложением сил можно пользоваться и в тех случаях, когда силы действуют на тела, не находящиеся в равновесии. В этом случае для определения давления на связь силу надо разлагать по направлению реакции этой связи и по направлению перемещения точки приложения силы (как это сделано в точке В). Давления на связи, определенные таким способом, называются статическими, так как при иж вычислении не учитывались массы, скорости и ускорения движущихся тел. Практически результатах таких расчетов можно пользоваться лишь тогда, когда скорости п ускорения тел малы. Давления на связи, определенные с учетом масс, скоростей и ускорений движущихся тел, называются динамическими. Вычисление их производится методами динамики ( 169). [c.31]

Связи и их реакции. Если для материальной точки возможны движения в любом направлении, а для тела возможны все движения, поступательные и вращательные, то говорят, что материальная точка или тело свободны. Если же для них возможны не всякие движения, то говорят, что на них наложены связи. Например, шарик с отверстием, надетый на проволоку, может перемещаться только вдоль проволоки следовательно, на шарик наложена связь. Если, например, точка всегда должна оставаться на поверхности, то на точку наложена связь, осуществляемая этой поверхностью. Дверь, вращающаяся в петлях, ограничена в своих [c.54]

Освобождаем балку от связей и заменим их действие реакциями. В месте шарнирно-подвижной опоры В возникает вертикальная реакция Кв- Направление реакции шарнирно-неподвижной опоры в данном случае непосредственно определить нельзя поэтому заменим эту реакцию ее двумя составляющими [c. 104]

При решении задач статики активные силы, как правило, бывают наперед заданными, а реакции связей неизвестны и их требуется определить. Задача определения реакций связей — одна из основных задач статики. Определяя реакции связей, необходимо иметь в виду, что они приложены к телу в точках соприкосновения тела со связью и направлены в сторону, противоположную той, куда связь не дает перемещаться телу. Направление реакции связи зависит от вида связи, ее расположения относительно тела и характера соприкосновения или соединения связи с телом. [c.13]

Решение. 1. На крышку люка кроме силы тяжести действует сила F, направленная вдоль троса. Освободив крышку от связи и заменив связи их реакциями, получим уравновешенную систему пяти сил, [c.49]

Из повседневного жизненного опыта известно, что брус АВ (например, лестница), опираясь на реальные пол и стену, может оставаться в покое. В этом случае равновесие бруса объясняется тем, что реакции и реальных связей отклоняются от нормалей Апг и Вп к их поверхностям соответственно на некоторые углы Ф1 и фз и линии действия трех сил (О, / и / д) пересекаются в точке О (рис. 1.60,6). Известно и то, что брус АВ теряет равновесие и соскальзывает на пол, если его прислонить к стене недостаточно круто. Для упрощения представим, что брус АВ опирается в точке А на шероховатый пол (реальная связь), а в точке В — на гладкую стену (идеальная связь) и находится в равновесии, образуя с плоскостью пола некоторый угол а (рис. 1.61, а). Значит, линии действия трех сил О, На и / в, приложенных к брусу, пересекаются в точке О, положение которой определяется следующим образом. Направление сил О и Нв известно (сила тяжести всегда направлена по вертикали, а реакция Нв идеальной связи перпендикулярна ее поверхности), и точка О лежит на пересечении линий действия этих сил. Соединив точку А — точку приложения реакции реальной связи — с точкой О, определим направление реакции На и увидим, что сила На отклонилась от нормали Ап к поверхности реальной связи на некоторый угол ф. [c.51]

На арку действуют две активные известные силы горизонтальная сила Q, приложенная в точке О, и вертикальная сила Р, приложенная в точке Е. Применяя принцип освобождаемости от связей, отбросим мысленно шарнирные закрепления в точках Л и В и заменим их действие силами реакций. Величины и направление этих реакций неизвестны. Следовательно, их можно представить двумя составляющими каждую Ри и р1 у. Таким образом, для системы [c.65]

Если система твердых тел разделяется на отдельные тела, то при замене их взаимодействия реакциями связей следует ввести реакции, приложенные к одному телу, и на основании закона равенства действия и противодействия выбрать реакции, действующие на второе тело, равными по модулю и направленными прямо противоположно (см., например, рис. 1.35, в и рис. 1.35, г). [c.66]

Решение. Система твердых тел состоит из двух балок. Рассмотрим равновесие каждой из балок отдельно. На балку 4С действуют (рис. б) активная сила Р и активная пара сил с моментом М. Кроме того, на балку наложены связи — шарниры Л и С, подвижная опора В. Отбрасывая мысленно связи, заменяем их действие реакциями. Так как реакция шарнира А неизвестна по направлению и величине, заменяем ее двумя составляющими и Аналогично реакция шарнира С [c.71]

Решение. Рассмотрим равновесие стержня АВ. На него действует одна активная сила, вес стержня Q, приложенный посредине стержня в точке С и направленный по вертикали вниз. На стержень наложены три связи горизонтальный пол, вертикальная стена и нить АО. На основании закона освобождаемости от связей отбросим мысленно связи и заменим их действие реакциями. Реакция гладкого пола Vд направлена перпендикулярно к полу, натяжение нити Р направлено по горизонтали вправо, реакция шероховатой вертикальной стены может быть представлена двумя составляющими нормальной реакцией направленной по горизонтали влево, и силой трения Рд. Сила трения направлена по вертикали 1) в случае, когда груз Р [c. 94]

Решение. Рассмотрим отдельно равновесие стержня Д С (рис. б) и стержня АВ (рис. в). Отбросив мысленно связи, заменим их действие реакциями. К стержню ВС приложены силы вес Р, нормальная реакция горизонтального пола N и сила трения Р, направленная в сторону, противоположную возможному движению реакция шарнира В не известна ни по величине, ни по направлению (представим ее двумя составляющими и В у). [c.97]

Применив закон освобождаемости, мысленно отбросим связи, т. е. петли Л и Д и стержень ЖД, и компенсируем их действие на полку соответствующими реакциями связей. Реакция Т стержня направлена вдоль стержня от Ж к Д. Сразу указать направление реакций петель Л и Д мы не можем. Так как, однако, петли — цилиндрические шарниры — не препятствуют перемещению полки вдоль оси ЛД, то отсутствуют составляющие реакций вдоль этой оси. Значит, реакции направлены перпендикулярно к оси ЛД и каждая из них может быть разложена на две взаимно перпендикулярные доставляющие.

[c.172]

На крышку наложены три связи сферический шарнир А, петля В и оттяжка ОЕ. Применив закон освобождаемости, мысленно отбросим эти связи и заменим их действие на крышку соответствующими реакциями. Оборвав оттяжку ОЕ в точке О, направим реакцию Т вдоль нее от О к Е. Сферический шарнир А является неподвижной точкой, поэтому сразу указать направление реакции невозможно, и ее следует заменить тремя взаимно перпендикулярными составляющими. Петля В [c.177]

Реакции связей по природе своей несколько отличаются от всех других действующих на систему сил, не являющихся реакциями, которые принято называть активными силами. Это отличие заключается в том, что реакция связи не вполне определяется самой связью ее модуль, а иногда и направление зависят еще от других сил, действующих на систему, и от движения системы (при отсутствии активных сил и движения реакции вообще не возникают). Модуль же и направление каждой активной силы (или их зависимость от времени, координат точки приложения силы и скорости) известны заранее и от других приложенных к системе сил не зависят. Кроме того, активные силы, действуя на покоящуюся систему, могут сообщить ей то или иное движение (отсюда и наименование активные ) реакции же связей этим свойством не обладают, вследствие чего их еще называют пассивными силами. [c.181]

Реакции связей, или реактивные силы, отличаются от активных сил тем, что их значение зависит от активных сил и заранее неизвестно. Если связь препятствует перемещению одновременно по нескольким направлениям, то направление реакции также неизвестно. Основная задача статики определение направлений н значений неизвестных реакций связей. [c.54]

К выбранному для рассмотрения телу или системе тел надо приложить все действующие силы, как активные, так и реакции связей, если нужно, расчленить систему тел на отдельные тела или их группы. Если связью является абсолютно гладкая поверхность какого-либо тела, то реакция связи в этом случае направлена по нормали к общей касательной в точке соприкосновения в сторону, противоположную тому направлению, в котором связь препятствует перемещению рассматриваемого тела. [c.57]

Рассмотрим условия, которым должны удовлетворять активные силы, чтобы твердое тело с двумя неподвижными точками А я В, т. е. с неподвижной осью АВ (рис. 142), находилось в состоянии равновесия. Для исследования этого вопроса применим аксиому об освобождаемости от связей. Устраним связи в точках А я В, заменив их действие действием сил, равных соответствующим реакциям. Так как реакции связей в точках А и В неизвестны по величине и по направлению, разложим каждую из них на составляющие. [c.292]

Р е ш е н и е. На груз действует его сила тяжести G=nig и сила реакции связи — троса N, численно равная искомой силе натяжения троса. Применяя метод кинетостатики, прикладываем к грузу силу инерции Q=ma, направленную противоположно ускорению, т. е. вертикально вниз (рис. 175,6). Составляя уравнение равновесия всех приложенных к грузу сил (проектируя их на ось у), получаем [c.164]

Решение. Освобождаем балку от связей и заменяем их реакциями и У неподвижного шарнира В не возникает горизонтальной составляющей реакции, так как силы, действующие на балку, не сдвигают ее в горизонтальном направлении. jjg При интенсивности 2 кн/м и длине ЕС= Ъ и равномерно распределенная [c.57]

Решение. Рассмотрим равновесие цилиндра. К нему приложена активная сила —вес G. Отбросим связи, заменив их нормальной реакцией плоскости N, равной, но противоположно направленной давлению Q, и натяжением веревки Т (рис. 13, б). [c.24]

Решение. Рассмотрим равновесие балки. К ней приложены активные нагрузки Р , Pj, Р3 и М. Отбросим связи, заменив их тремя реакциями Ra, Rb, R (рис. 37, б), направления которых известны, а модули нужно определить. Здесь имеются три неизвестных—задача статически определима. Направим оси координат и составим уравнения равновесия [c.55]

Решение. Рассмотрим равновесие ворота (рис. 67, б). К нему приложены активные силы G, Q, Р. Отбросим связи, заменив их реакциями. Сила натяжения веревки приложена к вороту в точке Е и равна Q. Подпятник А препятствует перемещению ворота по вертикали вниз, поэтому полная реакция подпятника имеет вертикальную составляющую, направленную по вертикали вверх. Обозначим ее Горизонтальные составляющие опор обозначим Ха, Хв, у а, у в- Всего имеется шесть неизвестных и поэтому задача статически определима. Отметим, что активная сила Р входит в число неизвестных. Направим оси координат и составим шесть уравнений равновесия [c.103]

Для правильного направления сил реакций связей укажем несколько примеров наиболее часто встречающихся связей и установим возможное направление их сил реакций. [c.32]

Решение. Направим оси координат, как указано на рис. 138, б. В качестве тела, равновесие которого мы будем рассматривать, берем трехколесную тележку АВС с укрепленным на ней краном. На тележку действуют две вертикальные активные силы вес Р крана с противовесом и груз Q. Отбросив связи Л, 5 и С и заменив их действие на тележку искомыми реакциями Ра, Яв и Рс, направленными вертикально вверх (трением в опорах пренебрегаем), можно считать тележку свободным твердым телом (рис. 138, б). [c.198]

Возвращаясь к формуле (1. 21), заметим, что модули реакций связей и их направления ие зависят от выбора системы координат. Однако модули н направления абсолютных возможных перемещений в общем случае отличаются от модулей и направлений относительных возможных перемещений. Это видно из равенств, связанных с двинсением системы относительно центра инерции [c.100]

Решение. Освободим балку от связей, заменив их силами реакций связей (рис. II). Сила реакции стержня D иа балку АВ направлена по стержню ОС. Ее Jшния действия пересекается с линией действия заданной силы F в точке Е. Согласно теореме о трех силах при равновесии балки, через точку Е должна пройти и линия действия силы реакции R . Ее направление определится углом р, который зависит от угла а и по]южения точки С [c.17]

При неравномерном вращении тела эта сила состоит из вращательной силы инерции ФД направленной противоположно вращательному ускорению точки Mi и центробежной силы инерции ФТ, направленной противополож[[о центростремительному ускорению этой точки. Применяя принцип освобождаемостн от связей ( 21), заменяем действие на тело подпятника А и подшипника В реакциями Ra и Rij, разложив их на составляющие Х , Yj, Z , Хц, Уц. [c.289]

Поверхности тела и связи в местах их соприкосновения условимся считать абсолютно гладкими. Во всех случаях связь препятствует движению тела в направлении, периендикулярном опорной поверхности. Поэтому при оиирании тела о связь своим ребром реакция связи направлена перпендикулярно плоской (/ а) или криволинейной (/ д) поверхности связи при опиранпи тела о ребро связи своей поверхностью (плоской или криволинейной) реакция связи направлена перпендикулярно поверхности тела Пс и при опи- [c.13]

Решение. Для определения реакций в точках А, В, О рассмотрим равновесие стержня СО. На стержень действует одна активная сила — сила тяжести Р, направленная по стержню. Стержень находится в равновесии под действием четырех сил веса Р, реакций наклонной плоскости и цилиндрических шарниров А к В. Применяя закон осво-бождаемости от связей, отбросим мысленно связи и заменим их действие на стержень реакциями (рис. б). [c.124]

Применив закон освобождае-ыости, отбросим мысленно связи и заменим их действие на прибор реакциями. Направим реакции Тл, Тц и Гд вдоль соответствующих стержней от концов к их серединам, тем самым предполагая, что стержни растягиваются (при направлении сил Тл, Гд и Гд мы воспользовались седьмым примером направления реакций связей, рассмотренным в начале книги, па стр. 14 и 15). [c.151]

Согласно следствиям из принципа Даламбера заданные силы, приложенные к телу, реакции связей, наложенных на тело, и силы инерции точек тела составляют уравновешенную систему сил. Направление реакций подшипников Л и заранее неизвестно. Намечаем их проекции на оси координат. Эти проекции соотвегственно обозначаем Ra,, Raiji R Az Rjjxi R yy R Z [c.349]

Связями, наложенными на стержень АВ, являются шарнир Л и опора С. Так как стержень АВ свободно опирается на опору С, то реакция Рсэтои опоры направлена перпендикулярно к стержню. Неизвестную по направлению и по модулю реакцию Рд шарнира А представляем двумя составляющими Хд и Уд, направленными в положительные стороны двух координатных осей Ах и Ау. При этом ось Ах направим вдоль стержня АВ, а ось Ау — перпендикулярно к нему. Отбросим связи и заменим их действие на стержень АВ реакциями Нс, Хд и Уд (рис. 73, 6). Рассмотрим теперь равновесие стержня АВ как свободного твердого тела, на которое действуют активные силы Q [c.104]

Применяя принцип освобождаемости от связей, отбросим мысленно шарнирные закрепления в точках Л и В и заменим их действие силами реакций. Модули и направления этих реакций неизвестны. Поэтому необходимо неизвестную по направлению реакцию в каждой из двух шарнирно неподвижных опор Л и В разложить на горизонтальную и вертикальную составляюьцие Хц, Ку1 и Хд, У в (рис. 76). Таким [c.108]

Диаскинтест

ДИАСКИНТЕСТ

Уважаемые родители!

Информируем Вас, что с 2016 года в школе в качестве метода выявления туберкулеза у учащихся, будет использован Диаскинтест. Реакция Манту в школе проводится не будет.

Диаскинтест представляет собой новый способ диагностики туберкулеза и состояний тубинфицированности в основе которого лежит определение реакции организма обследуемого человека на специальные вещества, которые встречаются только в микробах возбудителях туберкулеза. Диаскинтест был разработан в Российском НИИ Московской Медицинской Академии им. И.М. Сеченова и на данный момент прошел клинические исследования, показавшие его высокую эффективность.

Диаскинтест по сравнению с пробой Манту имеет ряд преимуществ. Работает он по тому же принципу что и реакция Манту – в кожу предплечья человека строго внутрикожно тонкой иглой вводится небольшое количество специального раствора, содержащего вещества, которые встречаются в структуре возбудителей туберкулеза. Однако состав растворов для Диаскинтеста и реакции Манту различен.

Раствор для постановки пробы Манту содержит туберкулин – особый белок который содержится в возбудителях туберкулеза, а также в их «близких родственниках» бактериях, которые используются в прививке БЦЖ и в непатогенных микобактериях, которые очень похожи на возбудителей туберкулеза, но в отличии от последних не могут провоцировать болезнь у человека.
Раствор для постановки Диаскинтеста содержит только синтетические белки ESAT6/CFP10 характерные исключительно для возбудителей туберкулеза.

В связи с различным составом результаты Диаскинтеста и проба Манту выявляют два разных аспекта состояния противотуберкулезного иммунитета: положительный результат пробы Манту означает, что организму обследуемого человека знаком туберкулин, что в свою очередь может значить, что обследуемый человек либо контактировал с туберкулезной инфекцией, либо недавно получил прививку БЦЖ, либо заражен непатогенными микобактериями, которые не могут вызвать болезни и, следовательно, не требуют никакого лечения. Последние две разновидности результата пробы Манту называются ложноположительными.

В отличие от пробы Манту, Диаскинтест дает положительный результат только в том случае, если организму обследуемого человека знакомы белки, которые можно встретить только в возбудителях туберкулеза. Другими словами, положительный результат Диаскинтеста с большой степенью точности указывает на то, что обследуемый человек либо заражен туберкулезом на данный момент, либо уже болеет им.

Диаскинтест, дает отрицательный результат у лиц, не зараженных и не болеющих туберкулезом, а также после полного выздоровления после туберкулеза. Результаты диаскинтеста также остаются отрицательными в случае наличия у человека иммунитета после прививки против туберкулеза (БЦЖ) или в случае заражения обследуемого человека микобактериями которые не могут вызвать туберкулез (ложно положительные результаты пробы Манту).

Таким образом, преимущества Диаскинтеста по сравнению с пробой Манту:

Диаскинтест является гораздо более специфичным и эффективным методом диагностики туберкулеза, чем реакция Манту
позволяет получить точный результат и отличить состояние заражения туберкулеза от ложно положительных реакций у людей привитых БЦЖ и лиц зараженных непатогенными микобактериями
обладает высокой чувствительностью: все больные зараженные туберкулезом и тубинфицированные лица, которые могут заболеть туберкулезом в ближайшее время дают положительную реакцию на Диаскинтест
дает возможность судить об эффективности лечения туберкулеза: у всех лиц выздоровевших после туберкулеза результат Диаскинтеста отрицательный

Результаты Диаскинтеста считывается через 72 ч с момента инъекции. Специально обученный медицинский работник оценивает диаметр красного пятна (гиперемии) и уплотнения (папулы) которые образовались на месте инъекции.

Результаты Диаскинтеста могут быть:

отрицательными – при отсутствии красного пятна или уплотнения на месте инъекции
сомнительными – при наличии на месте инъекции только красного пятна или небольшей припухлости диаметром менее 2-4 мм
положительными – при наличии на месте инъекции припухлости диаметром 5 мм и более;
гиперергическими: при образовании на месте инъекции уплотнения диаметром более 15 мм и более, а также в случае появления на месте инъекции пузырьков, изъязвлений или увеличения лимфатических узлов в локтевой ямке или в подмышечной впадине.

Все лица, у которых была выявлена сомнительная, положительная или гиперэргическая реакция Диаскинтеста нуждаются в дополнительном обследовании у фтизиатра.

Коэффициент реакции — Chemistry LibreTexts

Коэффициент реакции (\ (Q \)) измеряет относительные количества продуктов и реагентов, присутствующих во время реакции в определенный момент времени. Коэффициент реакции помогает выяснить, в каком направлении может протекать реакция, учитывая давление или концентрацию реагентов и продуктов. Значение \ (Q \) можно сравнить с константой равновесия \ (K \), чтобы определить направление протекающей реакции.

K по сравнению с Q

Основное различие между \ (K \) и \ (Q \) состоит в том, что \ (K \) описывает реакцию, которая находится в равновесии, тогда как \ (Q \) описывает реакцию, которая не находится в равновесии. Для определения \ (Q \) должны быть известны концентрации реагентов и продуктов. Для данного общего химического уравнения:

\ [aA + bB \ rightleftharpoons cC + dD \ tag {1} \]

уравнение Q записывается путем умножения активностей (которые аппроксимируются концентрациями) для видов продуктов и деления на активности реагентов.б} \ tag {2} \]

Примечание

Это уравнение показывает только компоненты в газообразном или водном состоянии. Каждая чистая жидкость или твердое вещество имеет активность, равную единице, и ее можно функционально опустить. Константы равновесия действительно содержат отношение концентраций (фактическая концентрация, деленная на контрольную концентрацию, которая определяет стандартное состояние). Поскольку стандартное состояние для концентраций обычно выбирается равным 1 моль / л, оно не прописано в практических приложениях. Следовательно, соотношение не содержит единиц.

Сравнение \ (Q \) с \ (K \) показывает, в какую сторону сдвигается реакция и какая сторона реакции предпочтительна:

Если \ (Q> K \), то реакция благоприятствует реагентам. Это означает, что в уравнении \ (Q \) отношение числителя (концентрация или давление продуктов) к знаменателю (концентрация или давление реагентов) больше, чем для \ (K \), что указывает на что присутствует больше продуктов, чем было бы в равновесии. Поскольку реакции всегда имеют тенденцию к равновесию (принцип Ле Шателье), в результате реакции образуется больше реагентов из избыточных продуктов, что приводит к смещению системы на ЛЕВОЕ. Это позволяет системе достичь равновесия.
Если \ (Q RIGHT , чтобы производить больше продуктов.

Если \ (Q = K \), то реакция уже находится в равновесии.- {(водн.)}]} {[CH_3CH_2CO_2H {(водн.)}]} \ tag {4} \]

Пример 1

Какое значение имеет значение \ (Q \) для этого уравнения? В каком направлении сместится реакция?

Дано: \ (CO (g) + H_2O (g) \ rightleftharpoons CO_2 (g) + H_2 (g) \)

\ (K_c \) = 1,0

[CO ₂ (г)] = 2,0 M
[H ₂ (г)] = 2,0 M
[CO (г)] = 1,0 M
[H ₂ O (г)] = 1,0 M

Решение

Шаг 1: Напишите формулу \ (Q \):

\ (Q_c = \ dfrac {[CO_2] [H_2]} {[CO] [H_2O]} \)

Шаг 2: Вставьте данные значения концентрации:

\ (Q_c = \ dfrac {(2.0) (2.0)} {(1.0) (1.0)} \)

\ (Q = 4.0 \)

Шаг 3: Сравните \ (Q \) с K:

Поскольку \ (4.0> 1.0 \), тогда \ (Q> K \) и реакция смещается влево в сторону реагентов.

Ответ: Q = 4,0 и реакция сдвигается влево.

Пример 2

Найдите значение \ (Q \) и определите, какая сторона реакции предпочтительнее.

Учитывая \ (K = 0,5 \)

\ (HCl (г) + NaOH (водн.) \ Правые левые гарпуны NaCl (водн.) + H_2O (l) \)

\ ([HCl] = 3.2 \)

\ ([NaOH] = 4,3 \)

\ ([NaCl] = 6 \)

Решение

Шаг 1: Напишите формулу Q. Поскольку активность жидкости равна 1, мы можем опустить водный компонент в уравнении.

\ (Q_c = \ dfrac {[NaCl {(водный)}]} {[HCl {(g)}] [NaOH {(водный)}]} \)

Шаг 2: Подставьте данные концентрации в формулу \ (Q \):

\ (Q_c = \ dfrac {[6]} {[3.2] [4.3]} \)

Шаг 3: Рассчитайте с использованием заданных концентраций:

\ (Q = 0.436 \)

Шаг 4: Сравните Q с K. Значение \ (Q \), 0,436, меньше заданного значения \ (K \), равного 0,5, поэтому \ (Q

Поскольку \ (Q \)

Ответ: Q = 0,436 и реакция благоприятствует продуктам.

Пример 3

По уравнению \ (N_2 (g) + 3H_2 (aq) \ rightleftharpoons 2NH_3 (g) \) найдите \ (Q \) и определите, в каком направлении будет сдвигаться реакция, чтобы достичь равновесия.3} \)

Шаг 3: ответьте на вопрос:

\ (Q = 0 \)

Шаг 4: Сравните \ (Q \) с K. Поскольку \ (K = 0,04 \) и \ (Q = 0 \), \ (K> Q \) и реакция сместится вправо, чтобы восстановить равновесие. Ответ: \ (Q = 0 \), реакция сдвигается вправо.

коэффициентов реакции | Введение в химию

Цель обучения

Рассчитайте коэффициент реакции Q и используйте его, чтобы предсказать, будет ли реакция протекать в прямом или обратном направлении

Ключевые моменты

Так же, как константа равновесия K _eq, коэффициент реакции является функцией активности и / или концентраций реагентов и продуктов.
Коэффициент реакции можно использовать, чтобы определить, в каком направлении будет развиваться реакция. Если Q = K _экв., реакция находится в равновесии. Если Q экв. , реакция будет двигаться в сторону продуктов, чтобы достичь равновесия. Если Q> K _eq, реакция будет двигаться в сторону реагентов, чтобы достичь равновесия.
По мере протекания реакции концентрации компонентов и, следовательно, коэффициент реакции изменяются. В конце концов концентрации становятся постоянными; в этот момент реакция находится в равновесии.

Условия

коэффициент реакции Мера активности или концентрации химических веществ, участвующих в химической реакции в данный момент времени.
константа равновесия Числовое значение, полученное из соотношения концентраций продуктов и реагентов в состоянии равновесия.
равновесие Состояние реакции, в котором скорости прямой и обратной реакций одинаковы.

Коэффициент реакции, Q, является мерой относительных количеств реагентов и продуктов во время химической реакции в данный момент времени.{b}} [/ латекс]

Обратите внимание, что коэффициент реакции принимает ту же форму, что и константа равновесия, и является функцией концентраций и / или активности реагентов и продуктов. Разница в том, что Q применяется, когда реакция протекает в неравновесных условиях, и поэтому его значение может варьироваться. Как и для константы равновесия, коэффициент реакции может зависеть от активности или концентрации.

Коэффициент реакции можно использовать для определения того, будет ли реакция при определенных условиях протекать самопроизвольно в прямом или обратном направлении.Из этого определения коэффициента реакции можно вывести три свойства:

Если Q = K _экв., реакция находится в равновесии.
Если Q eq , реакция будет двигаться вправо (в прямом направлении), чтобы достичь равновесия.
Если Q> K _eq, реакция будет двигаться влево (в обратном направлении), чтобы достичь равновесия.

Движение к равновесию Мяч в исходном состоянии указывает на реакцию, в которой Q По мере протекания реакции, если предположить, что энергетический барьер отсутствует, концентрации компонентов и, следовательно, коэффициент реакции изменяются. В конце концов, концентрации становятся постоянными; в этот момент реакция находится в равновесии. Константа равновесия K _eq может быть выражена следующим образом:

[латекс] {K} _ {eq} = \ lim_ {t \ to \ infty} {Q (t)} [/ латекс]

Это выражение показывает, что Q в конечном итоге станет равным K _eq через бесконечное количество времени.Однако большинство реакций обычно достигают равновесия за конечный период времени.

Показать источники

Boundless проверяет и курирует высококачественный контент с открытой лицензией из Интернета. Этот конкретный ресурс использовал следующие источники:

Советы по определению сдвигов направления реакций — Концепция

Вот несколько советов и приемов для определения направления, в котором будет двигаться ваша реакция, чтобы достичь химического равновесия. Сначала я покажу вам простой способ, потому что всем нравится простой способ.

Скажем, если у меня есть один реагент, он превращается в продукт. Скажем, когда я начинаю, или изначально у меня есть один моляр моего реагента, и у меня нет побочного продукта Б. Ну, просто по здравому смыслу должно быть довольно легко узнать, что направление реакции будет вправо, потому что ему нужно производить продукты. Так что в этом случае он пойдет вправо. Таким образом, реакция будет производить продукты, поэтому вправо производить продукты.

Другой простой способ — сказать, есть ли у нас снова A и B, и в этом случае у нас нет моляра A, но у нас есть, скажем, 2 моляра B, и это в начале или в начале.Итак, в какую сторону будет сдвигаться система? Что ж, он сдвинется влево. И это должно иметь смысл, потому что мы собираемся производить реагенты, потому что у нас их вообще не было. Это легкий способ, простой способ. Готовы к тяжелым вещам? Что ж, это не так уж и сложно.

Итак, у нас есть нечто, называемое Q, и нечто, называемое K. Q известен как коэффициент реакции, и это происходит с начальными концентрациями. K — константа равновесия, и это при равновесных концентрациях. Как их вычислить? Ну, скажем, например, если бы у нас было, скажем, чистое выражение Q, Q было бы равно, ну, давайте использовать наше уравнение выше.Таким образом, у нас будет концентрация B, и я поставлю немного 0 или нет внизу, чтобы обозначить начальную концентрацию по сравнению с концентрацией A к начальной. K будет равняться концентрации B в равновесии по сравнению с концентрацией A в равновесии. Так что это единственная разница. Итак, если вы их подсчитаете, вы сможете понять, в какую сторону будет сдвигаться реакция, чтобы в основном достичь равновесия.

Итак, если Q равно K, то у вас вообще нет сдвига, потому что в основном вы уже находитесь в равновесии, если Q равно K, потому что они были бы тем же числом, уже в равновесии.

Теперь, если вы вычислите Q и Q равно 0, тогда реакция сдвинется вправо или в прямом направлении. И причина в том, что компания собирается производить больше продуктов, чтобы попытаться получить этот Q. Итак, это число больше нуля. А затем, если Q равно бесконечности, и как вы это получите, это когда вы получите в основном какое-то число. больше 0, что означает, что у вас вообще нет реагентов. Так что, конечно, если у вас нет реагентов, реакция сдвинется влево.

И если вы посмотрите, что Q равно 0, взгляните на наш самый первый пример, с чего мы начали, один моляр A и 0 моляр B. Таким образом, в основном у вас будет ноль вместо одного для Q, и это равно 0. Если Q равно бесконечности, то взгляните на наш второй пример, в котором A равно 0 молярным, а B равно 2 молярным. Два делить на ноль — это бесконечность. Таким образом, реакция сместится влево, как мы уже говорили.

И затем, если Q больше, чем K, реакция сместится влево, и тогда это будет потому, что Q попытается уменьшиться, чтобы стать равным K.

И затем последний, если Q меньше K, реакция сместится вправо. А затем для последних двух представьте, как реакция смещается влево, посмотрите, где находится знак больше, и посмотрите, где он пытается съесть. Итак, он пытается есть слева. В то время как на Q меньше K, знак «меньше» ест вправо, так что это как если бы он ел вправо. Так что он сдвинется вправо. Может, это способ помочь.

Итак, у вас есть простой метод наверху, и у вас есть немного более сложный метод с Q по сравнению с K.Но, надеюсь, эти советы по определению направления реакции помогут вам и немного упростят вам жизнь. Всего хорошего.

коллоидов

Коэффициенты реакции

Коэффициент реакции Q совпадает с выражением константы равновесия, но для парциальных давлений или концентраций реагентов и продуктов до достижения системой равновесия.

Если Q

Если Q> K, то реакция идет в обратном направлении.

Решение проблем:

Используйте следующие шаги для решения задач равновесия.

1) Определите, будут ли происходить какие-либо реакции, и определите виды, которые будут существовать в равновесии.

2) Определите предравновесные концентрации или парциальные давления реагентов и продуктов, которые участвуют в равновесии.

3) Напишите сбалансированную химическую реакцию и выражение для константы равновесия.

4) Рассчитайте коэффициент реакции, Q.

5) Сравните Q с Keq, чтобы определить, будет ли реакция протекать в прямом или обратном направлении до достижения равновесия.

6) Определите изменения концентраций реагентов и продуктов или парциальных давлений для достижения равновесия.

7) Используйте выражение константы равновесия, чтобы найти неизвестное, а затем вычислите равновесные концентрации или парциальные давления.

Пример:

Каковы равновесные парциальные давления N ₂ O ₄ и NO ₂ при вводе 0,2 атм каждого газа в колбу на 4,0 л при 100 ^o ° C (K _экв. = 11 атм) ?

1. Найдите предравновесные парциальные давления, P _{NO ₂} и P _{N ₂ O ₄}, используя PV = nRT.

P _{NO ₂} = P _{N ₂ O ₄} = (0.20 моль) (0,0821 л атм / моль K) (373 K) / (4,0 л) = 1,5 атм

2. Сбалансированная химическая реакция: N ₂ O _{4 (г)} <=> 2 NO _{2 (г)}

, а выражение константы равновесия: K _экв = (P _{NO ₂}) ² / P _{N ₂ O ₄}

3. Теперь вычислите коэффициент реакции Q, чтобы определить направление, в котором реакция будет протекать для достижения равновесия.

Q = (P _{NO ₂}) ² / P _{N ₂ O ₄}

Q = (1,5 атм) ² / 1,5 атм = 1,5 атм

Q экв , поэтому реакция будет идти в прямом направлении, N ₂ O _{4 (г)} <=> 2 NO _{2 (г)}, пока не достигнет равновесия.

4. На каждый моль N ₂ O ₄, который диссоциирует, образуется 2 моля NO ₂.Предварительно равновесные парциальные давления, изменения парциальных давлений и равновесные парциальные давления приведены в следующей таблице:

	N ₂ O ₄	НЕТ ₂
P _или	1,50 атм	1,50 атм
DP	-x атм	+ 2x атм.
P _экв	(1.50-х) атм	(1,50 + 2x) атм

Где P _o — парциальные давления до равновесия, D P — изменения парциальных давлений, а P _экв. — парциальные давления равновесия.

5. Теперь мы можем рассчитать равновесные парциальные давления, используя выражение для константы равновесия:

K _экв = 11 = (P _{NO ₂}) ² / P _{N ₂ O ₄}

11 = (1.50 + 2x) ² / (1,50-x)

Перестановка дает:

4x ² + 17x — 14,25 = 0

Найдите x, используя квадратное уравнение:

х = 0,717

P _{N ₂ O ₄} = 1,50 — 0,717 = 0,783 атм

P _{NO ₂} = 1,50 + 2 (0,717) = 2,93 атм

Результаты проверки: Q = (2.93) ² / 0,783 = 11. Q = K _экв., поэтому система находится в равновесии.

Имеет ли смысл общее давление в 3,71 атм в состоянии равновесия? Подумайте об общем давлении до того, как система достигла равновесия, и о направлении, в котором, как мы сказали, реакция будет протекать, чтобы достичь равновесия.

Равновесие

Что такое равновесие?

Когда химическая реакция происходит в замкнутой системе, которая предотвращает ввод или удаление любого из компонентов, участвующих в реакции, количество этих химикатов изменяется по мере того, как одни расходуются, а другие образуются.

В конце концов это изменение прекратится, после чего реакционный состав останется неизменным до тех пор, пока система не будет нарушена. В этом случае говорят, что система находится в состоянии равновесия или, проще говоря, «в равновесии». Химическая реакция находится в равновесии, когда нет тенденции к изменению количества реагентов и продуктов .

Направление, в котором мы пишем химическую реакцию (и, таким образом, какие компоненты считаются реагентами, а какие продукты), произвольно.Возьмите следующие два уравнения:

Na ₂ CO ₃ + CaCl ₂ -> CaCO ₃ + 2 NaCl и CaCO ₃ + 2 NaCl -> Na ₂ CO ₃ + CaCl ₂

Они представляют собой одну и ту же систему химических реакций, в которой роли компонентов меняются, и обе дают одну и ту же смесь компонентов, когда изменение завершено. Последний пункт является центральным в концепции химического равновесия.Не имеет значения, с каких реагентов мы начинаем; как только реакция завершится, количества этих двух компонентов будут одинаковыми. В общем, тогда мы можем сказать, что состав химической реакционной системы будет иметь тенденцию изменяться в направлении, которое приближает его к равновесному составу. После достижения этого равновесного состава никаких дальнейших изменений в количествах компонентов не произойдет, пока система остается нетронутой.

Состояние равновесия не зависит от направления, с которого оно достигается.

Что такое обратимая реакция?

Большинство химических реакций обратимы. Что это значит? Это означает, что продукты химической реакции при определенных условиях могут быть объединены для преобразования реагентов. В 1045 году мы узнали в основном о реакциях, которые продолжаются до завершения. Эти реакции считаются необратимыми, потому что энергия, которая потребовалась бы для обращения вспять процесса прямой реакции, недопустима.

Примеры «необратимых» реакций:

Реакции осаждения
Сильные кислотно-щелочные реакции (образование воды, ковалентного соединения)
Сильные окислительно-восстановительные реакции
Образование газообразного продукта

Все остальные реакции можно считать обратимыми.

Выписка выражений равновесия:

Несмотря на то, что химические реакции, которые достигают равновесия, происходят в обоих направлениях, реагенты в правой части уравнения считаются «продуктами» реакции, а реагенты в левой части уравнения считаются « реагенты «.
Продукты реакции всегда указываются над строкой в числителе.
Реагенты всегда записываются под чертой в знаменателе.
Для гомогенных систем выражение константы равновесия содержит член для каждого реагента и каждого продукта реакции.
Числитель выражения константы равновесия — это произведение концентраций «продуктов» реакции в степени, равной коэффициенту для этого компонента в сбалансированном уравнении реакции.
Знаменатель выражения константы равновесия — это произведение концентраций «реагентов», возведенных в степень, равную коэффициенту для этого компонента в сбалансированном уравнении реакции.

Пример:

Константа равновесия (K _c):

Числовые значения констант равновесия связаны с природой реагентов и продуктов в реакции. Числовые значения для «K» взяты из экспериментов по измерению равновесных концентраций. Значение K указывает на равновесное отношение продуктов к реагентам. В равновесной смеси сосуществуют и реагенты, и продукты.

Large K> 1 товары в категории «избранные»

K = 1 ни реагенты, ни продукты не являются предпочтительными

«Предпочтительны» реагенты с малым K <1

Термин «предпочтительный» означает, что сторона уравнения имеет большее число молей и более высокие концентрации, чем другая.

Как использовать равновесные концентрации для определения констант равновесия:

Какова константа равновесия следующей реакции?

2 НЕТ ₂ (г) <=> 2 Н ₂ O ₄ (г)

Концентрации в состоянии равновесия [NO ₂] = 0.025М; [N ₂ O ₄] = 0,0869 М. Какова равновесная концентрация NO ₂, если концентрация N ₂ O ₄ составляет 0,12 моль / л? Помните, что константа равновесия — это просто константа. Это не меняется.

Ответ:

Шаг 1: Запишите выражение равновесия:

Шаг 2: Подставьте равновесные концентрации в выражение равновесия. Если константа равновесия больше «1» Предпочтение отдается продуктам. В этой реакции обычно идут продукты.

Шаг 3: Теперь, когда значение K известно, задайте выражение для равновесия.

Шаг 4: Преобразуйте уравнение и решите относительно x ².

Стол ICE:

Таблица ICE или диаграмма ICE — это табличная система для отслеживания изменений концентраций в равновесной реакции.ICE расшифровывается как «Начальное, изменение, равновесие». Он используется в химии для отслеживания изменений количества вещества в реагентах, а также для организации набора условий, которые нужно решить.

Пример:

Для реакции AB <=> A + B таблица ICE будет выглядеть так:

	XY	Х	Y
Начальный	с ₀	0	0
Изменить	-х	+ х	+ х
Равновесие	в ₀ — х	х	х

Константа равновесия тогда будет рассчитана как

Это уравнение затем можно рассчитать как x ² + Kx -Kc ₀ = 0 или, если известна константа равновесия, то можно вычислить x.В любом случае это вычисление по квадратичной формуле .

Квадратичная формула:

Обзор решения задач с использованием константы равновесия

1. Напишите химическое уравнение и настройте таблицу ICE.

2. Начните заполнение таблицы ICE, записав начальную концентрацию каждого вида, указанного в задаче, реагентах и продуктах. (Заполните строку «I» — первую строку под химическим уравнением).

3. Заполните строку C таблицы ICE, изменение концентраций всех видов.

4. Заполните строку E таблицы ICE, концентрацию компонентов, когда система находится в равновесии.

5. Напишите выражение равновесия (это математическое уравнение) и подставьте равновесные концентрации, как они представлены в строке «E» в таблице ICE.

6. Делайте любые предположения, если это удобно.

7. Определите числовое значение x.

8. Проверьте все предположения, сделанные на шаге 6. Если предположение было неверным, используйте квадратное уравнение или метод последовательного предположения для определения x.

9. Используйте значение x, чтобы определить равновесные концентрации всех видов. Для этого следует использовать уравнения, записанные в строке E таблицы ICE.

10. Перечитайте задачу еще раз, чтобы убедиться, что вы ответили на все части вопроса, потому что к этому времени вы, возможно, уже полностью забыли цель проблемы!

Практические задачи:

Практические задачи

Напишите выражение равновесия для каждой из следующих реакций.

1) 3 O ₂ <===> 2 O ₃

2) N ₂ + 3 H ₂ <===> 2 NH ₃

3) H ₂ + I ₂ <===> 2 HI

4) PCl ₅ <===> PCl ₃ + Cl ₂

5) SO ₂ + (1/2) O ₂ <===> SO ₃

ответы

Q vs K для прогнозирования направления реакции Учебное пособие

Пожалуйста, не блокируйте рекламу на этом веб-сайте.
Без рекламы = для нас нет денег = для вас нет бесплатных вещей!

Введение

При 350 ° C газообразный азот (N _{2 (g)}) и газообразный водород (H _{2 (g)}) реагируют с образованием газообразного аммиака (NH _{3 (g)}).
Это равновесная реакция, которую можно представить следующим сбалансированным химическим уравнением:

N ₂ (г) + 3H ₂ (г) ⇋ 2NH ₃ (г)

Представьте себе эксперимент, в котором мы добавляем 1.00 моль N _{2 (г)} и 1,00 моль H _{2 (г)} в герметичный сосуд объемом 1,00 л, нагретый до 350 ° C, а затем контролировать производство NH _{3 (г)} и потребление N _{2 (г)} и H _{2 (г)} с течением времени путем измерения концентрации каждого из видов в сосуде.
Результаты эксперимента показаны в таблице и на графике ниже:

Время	[N _{2 (г)}]	[H _{2 (г)}]	[NH _{3 (г)}]
0	1.00	1,00	0
1	0,874	0,634	0,252
2	0,814	0,422	0,372
3	0,786	0,358	0,428
4	0.781	0,343	0,438
5	0,781	0,343	0,438

концентрация
моль л ^-1

N _{2 (г)} + 3H _{2 (г)} ⇋ 2NH _{3 (г)}

Время

Как и следовало ожидать, мы видим, что концентрация реагентов, N _{2 (г)} и H _{2 (г)}, уменьшается, в то время как концентрация продукта NH _{3 (г)} увеличивается до достижения равновесия. примерно в момент времени = 4 достигается, когда концентрация каждого вида не изменяется.
Что происходит со значением выражения масса-действие, Q (или коэффициента реакции), когда реакция идет в прямом направлении к равновесию?
Значение выражения масса-действие в каждый момент времени было вычислено и показано в таблице и на графике ниже:

Время

[N _{2 (г)}]

[H _{2 (г)}]

[NH _{3 (г)}]

Q =	[NH _{3 (г)}] ² [N _{2 (г)}] [H _{2 (г)}] ³

1.00

1,00

0,874

0,634

0,252

0,285

0,814

0,422

0,372

1,97

0.786

0,358

0,428

5,08

0,781

0,343

0,438

6,09

0,781

0,343

0,438

6,09

Q	N _{2 (г)} + 3H _{2 (г)} ⇋ 2NH _{3 (г)} Время

По мере того, как реакция идет в прямом направлении к равновесию, значение выражения массового действия, Q, увеличивается.
В состоянии равновесия, около t = 4, значение выражения массовое действие (коэффициент реакции) Q становится постоянным и равно значению константы равновесия K для данной реакции при данной температуре.

В состоянии равновесия: Q = 6,09 = K

Другой способ сказать это: пока значение Q меньше, чем значение K, реакция продолжается в прямом направлении:

Если Q Прямая реакция приветствуется.
Реакция идет в прямом направлении.

Когда Q = K реакция находится в равновесии, ни прямая, ни обратная реакция не приветствуются.

Теперь представьте, что при t = 6 мы внезапно добавляем 1,00 моль NH _{3 (g)} к этой равновесной смеси выше при 350 ° C, а затем отслеживаем концентрацию каждого вида с течением времени.
Результаты этого эксперимента показаны в таблице и на графике ниже:

Время	[N _{2 (г)}]	[H _{2 (г)}]	[NH _{3 (г)}]
5	0.781	0,343	0,438
6	0,781	0,343	1,438
7	0,841	0,523	1,318
8	0,871	0,613	1.258
9	0,881	0,643	1,238
10	0,885	0,655	1,231
11	0,885	0,655	1,231

концентрация
моль л ^-1

N _{2 (г)} + 3H _{2 (г)} ⇋ 2NH _{3 (г)}

Время

Согласно принципу Ле Шателье, добавление большего количества NH _{3 (г)} в систему, которая находилась в состоянии равновесия, приведет к реакции в обратном направлении, потребляя часть дополнительного NH _{3 (г)} для получения большего количества N _{. 2 (g)} и более H _{2 (g)} до тех пор, пока равновесие не восстановится где-то около t = 10.

Теперь мы можем вычислить и построить график значения для выражения массового действия в каждый момент времени:

Время

[N _{2 (г)}]

[H _{2 (г)}]

[NH _{3 (г)}]

Q =	[NH _{3 (г)}] ² [N _{2 (г)}] [H _{2 (г)}] ³

0.781

0,343

0,438

6,09 = К

0,781

0,343

1,438

65,6

0,841

0,523

1,318

14,4

0.871

0,613

1,258

7,89

0,881

0,643

1,238

6,54

0,885

0,655

1,231

6,09 = К

0.885

0,655

1,231

6,09 = К

Q	N _{2 (г)} + 3H _{2 (г)} ⇋ 2NH _{3 (г)} Время

Обратите внимание, что значение Q увеличивается, как только в равновесную смесь добавляется еще немного «продукта» NH _{3 (г)}.
По мере протекания обратной реакции, потребляющей NH _{3 (г)} и производящей N _{2 (г)} и H _{2 (г)}, значение Q высокое, но уменьшается, пока, в конечном итоге, Q = K, когда наступит равновесие. восстановлен.
Пока значение Q больше, чем K, реакция будет идти в обратном направлении до тех пор, пока не будет восстановлено равновесие, при котором снова Q = K.

Если Q> K
Рекомендуется обратная реакция.
Реакция идет в обратном направлении.

Когда Q = K реакция находится в равновесии, ни прямая, ни обратная реакция не приветствуются.

Учитывая химическое уравнение, значение константы равновесия (K) и концентрации каждого вида в данный момент времени, мы можем определить направление, в котором протекает реакция, просто вычислив значение Q и сравнив его с K:

Q <К	прямая реакция одобрена
Q = К	ни прямая, ни обратная реакция не приветствуются (система находится в равновесии)
Q> K	обратная реакция одобрена

Химическое равновесие

Константа равновесия

Когда вперед и обратные реакции происходят с той же скоростью, система достигает динамического равновесия.Химическая равновесие возникает при динамическом равновесие реализуется для ВСЕХ стадий реакции, т.е. достигается равновесие между реагентами и продуктами.

При заданной температуре равновесный состав связан с равновесным постоянная, K _c. Для общей реакции a A + b B -> c C + d D K _c — отношение концентраций продукта к концентрации реагентов, при этом каждая концентрация повышается до мощность его коэффициента в сбалансированной химической реакции.

Независимо начальных концентраций, конечное равновесие концентрации должны удовлетворять уравнению K _c. Обычно K _c пишется без единиц.

Если равновесие включает реагенты и продукты в одной фазе, которая называется гомогенной фазой . равновесие , противоположное гетерогенному равновесию который включает реагенты и продукты более чем в одном фаза.В последнем случае, когда фазы разделены (например, твердое осаждение) фазы с определенными и, следовательно, не переменные концентрации исключены из равновесия постоянное выражение. Пример:

3Fe ( s ) + 4H ₂ O ( г ) -> Fe ₃ O ₄ ( s ) + 4H ₂ ( г )

Для реакции железа с steam, вы бы написали

Концентрации Fe и Fe ₃ O ₄ опущены, потому что в то время как концентрация газа может иметь различные значения, концентрация чистого твердого вещества или чистого жидкость постоянна при данной температуре.По той же причине, концентрация жидкого растворителя также обычно не указывается.

Качественная интерпретация Константа равновесия

Если K _c для реакции aA + bB -> cC + dD

большой, равновесная смесь в основном продукты. Если K _c мало, равновесие смесь в основном реагенты.Когда K _c примерно 1, равновесная смесь содержит заметные количества как реактивы и продукты.

Прогнозирование направления Реакция

Коэффициент реакции, Q _c, выражение, имеющее ту же форму, что и равновесие постоянное выражение, но чьи значения концентрации не обязательно находящиеся в равновесии. Для общей реакции

а А + b B -> c C + d D.

реакция частное, Q _c, определяется как

Q _c =	[C] _i ^c [D] _i ^d

	[A] _i ^a [B] _i ^{b 930336}

где нижний индекс i на концентрация означает, что мгновенная концентрация (не обязательно равновесная концентрация).К предсказать направление реакции, подставить концентрации реагентов и продуктов в определенное время в выражение коэффициента реакции и сравните Q _c с константой равновесия K _c:

Если Q _c > K _c , реакция пойдет влево.
Если Q _c < K _c , реакция пойдет вправо.
Если Q _c = K _c , реакционная смесь находится в равновесии.

Расчет равновесия Концентрации

Константа равновесия позволяет нам рассчитать окончательный равновесный состав реагентов и продукты для заданных начальных концентраций. Это может быть выполняется в три этапа:

Настроить стол концентрации (начальные, изменяющиеся и равновесные выражения) с использованием x для неизвестных величин;
Подставьте значения для равновесные концентрации в константу равновесия выражение;
Решите уравнение константы равновесия для значений равновесные концентрации.

Множественные равновесия

Когда константа равновесия для реакция должна быть рассчитана из констант равновесия к отдельным шагам следует подходить аналогично использованию Закон Гесса. Поскольку энтальпия изменение для всего уравнения равно сумме энтальпии изменяется для отдельных шагов, поэтому константа равновесия для всего уравнение равно произведению индивидуального константы равновесия в степени, представляющей коэффициент для каждой реакции в общей реакции, т.е.е. если для реакции

a A + b B <==> c C + d D константа равновесия K _c, для реакции

n * (a A + b B <==> c C + d D) константа равновесия будет K _c ⁿ.

Пример

Энтальпия

Константа равновесия

коэффициент

Модифицированный K _c

a A + b B <==> c C + д д

DH ₁

то же

С <==> e E + f D

DH ₂

a A + b B <==> (c e) E + (cd + f) D

DH ₁ = DH ₁ + CDH ₂

K _c =	[E] ^ce [D] ^{(cd + f)}

	[A] ^a [B] ^b

Принцип Ле Шателье

Замена условия реакции могут повлиять на результат реакции.Le Принцип Шателье полезен для предсказания результаты этих изменений. В нем говорится, что когда система в химическом равновесие нарушается из-за изменения температуры, давления или концентрации, система смещает свой равновесный состав в способ, который имеет тенденцию противодействовать помехам.

Есть четыре изменения условий реакции, которые мы можем рассмотреть:
Добавление или удаление реагенты или продукты — подробнее добавленных продуктов — равновесие реагирует увеличением количество реагентов и наоборот
Изменение давление или объем системы — обычно для газофазных реакций зависит от чистого изменения молей в ход реакции, a A + b B -> c C + d D : если c + d> a + b, то увеличение давления приводит к уменьшению количества продуктов и пороков. наоборот
Изменение температура системы — если реакция экзотермическая, a A + b B -> c C + d D; D H <0, (выделяется тепло, не потребляется), увеличение T вызывает снижение продуктов и пороков наоборот.