Cтраница 1
Законы химического равновесия, относящиеся к одной и той же системе сравнения, тесно связаны между собой. [1]
Чтобы применить законы химического равновесия к кислотам, основаниям и другим ионным веществам, как это будет сделано в гл. Несмотря на то что число химических соединений чрезвычайно велико, а число комбинаций, в которых они могут взаимодействовать друг с другом, гораздо больше этого, к счастью, существует всего несколько широко распространенных типов соединений, что значительно облегчает их изучение. [2]
Вааге показали, что законы химического равновесия могут быть выведены математически из кинетического закона действия, масс и привели экспериментальные доказательства этому. [3]
Если пользоваться значениями активности, то законы химического равновесия можно применять и к сильным электролитам, В частности, при этом можно получить значения констант дис - социации сильных кислот. [4]
На основе общих законов термодинамика изучает законы химического равновесия. Частью химической термодинамики является термохимия, в которой рассматриваются тепловые эффекты химических реакций. [5]
С тех пор как Берендс [71] впервые применил законы химического равновесия к процессу образования промежуточных комплексов, для выяснения природы этих соединений были использованы многочисленные физико-химические методы. Присутствие комплекса в растворе иногда вызывает появление до четырех новых рамановских частот, которые отсутствовали у растворов каждого из исходных веществ. [6]
В этом разделе на основе законов общей термодинамики излагаются законы химического равновесия и учение о фазовых равновесиях, которое обычно называют правилом фаз. Частью химической термодинамики является термохимия, в которой рассматриваются тепловые эффекты химических реакций. [7]
Для количественного описания процесса диссоциации растворенных веществ на ионы используют законы химического равновесия, применяемые к химическим реакциям при постоянных температуре и давлении или температуре и объеме. [8]
К равновесию в растворе потенциального электролита между молекулами и ионами применимы законы химического равновесия, и для него может быть определена константа равновесия. [9]
Процесс электролитической ионизации удобнее характеризовать константой ионизации, применив к нему законы химического равновесия. Здесь и далее в квадратных скобках обозначаются молярные концентрации компонентов. В отличие от степени ионизации константа электролитической ионизации зависит лишь от природы электролита и температуры. [10]
Процесс электролитической ионизации удобнее характеризовать константой ионизации, применив к нему законы химического равновесия. [11]
Процесс электролитической ионизации удобнее характеризовать константой ионизацгт, применив к нему законы химического равновесия. [12]
К равновесию, которое устанавливается в растворе слабого электролита между молекулами и ионами, можно применить законы химического равновесия и записать выражение константы равновесия. [13]
К равновесию, которое устанавливается в растворе слабого электролита между молекулами и нонами, можно применить законы химического равновесия и записать выражение константы равновесия. [14]
К равновесию, которое устанавливается в растворе слабого электролита между молекулами и ионами, можно применить законы химического равновесия и записать выражение константы равновесия. [15]