Cтраница 1
Рассмотрение химического равновесия при наличии нескольких реакций разложения воды приводит к алгебраическим уравнениям высокой степени. Как известно, число корней уравнения равно его степени. [1]
Рассмотрение химического равновесия в зависимости от давления целесообразно начать со смеси идеальных газов, ибо эта система является простейшей. [2]
Для рассмотрения химического равновесия в смеси идеальных газов пользуются понятием химического потенциала. Химическим потенциалом компонента [ ц называется частная производная термодинамического потенциала Z ( а также свободной энергии F, теплосодержания Н и внутренней энергии U) по числу молей компонента щ при постоянстве прочих независимых переменных. [3]
Для рассмотрения химического равновесия в смеси идеальных газов пользуются понятием химического потенциала. Химическим потенциалом компонента ( ц называется частная производная термодинамического потенциала Z ( а также свободной энергии F, теплосодержания Н и внутренней энергии U) по числу молей компонента HI при постоянстве прочих независимых переменных. [4]
Для рассмотрения химического равновесия в смеси идеальных газов пользуются понятием химического потенциала. Химическим потенциалом компонента [ i - называется частная производная термодинамического потенциала ( свободной энергии), а также теплосодержания Н и внутренней энергии U по числу молей компонента HI при постоянстве прочих независимых переменных. [5]
При рассмотрении химического равновесия в реальных растворах необходимо вместо концентраций применять активности ионов. [6]
Как было указано при рассмотрении химического равновесия, в этой системе любому значению температуры соответствует определенное давление углекислого газа. [7]
Этот закон, важный для рассмотрения химических равновесий, строго выводится на основе второго начала термодинамики. [8]
Применим закон действующих масс к рассмотрению химического равновесия идеальных газовых систем - в этом простейшем случае расчеты мсгут быть доведены до конца. [9]
Показателями молярной концентрации пользуются при рассмотрении химических равновесий. [10]
Закон действия масс, важный для рассмотрения химических равновесий, строго выводится на основе второго начала термодинамики. [11]
Поэтому определенные таким образом активности веществ при рассмотрении химических равновесий и других реакций, протекающих в концентрированных растворах, позволяют использовать законы идеальных растворов. [12]
Изобарный потенциал Z используется главным образом при рассмотрении химического равновесия. [13]
Рассмотрению химического равновесия и скорости химических реакций в этой области давлений преимущественно и посвящена настоящая книга. [14]
Член RT In y равен свободной энергии взаимодействия между ионами, а также между растворителем и ионом, если взаимодействия между последними зависят от концентрации соли т В сильно разбавленных растворах у близко к у, поскольку в таких растворах имеются только дальнодействующие силы взаимодействия между ионами, на величину которых не влияет знак заряда иона. Это нетрудно понять, если учесть, что, поскольку радиусы сольватированных ионов неодинаковы, энергии взаимодействия одноименно заряженных ионов друг с другом на малых расстояниях могут не совпадать. Коэффициенты активности отдельных ионов очень важны при рассмотрении химических равновесий. Было предпринято много попыток с помощью нетермодинамических методов представить у в виде вкладов отдельных ионов ( см. разд. Следует отметить, что вклады отдельных ионов в величины С и RT In Jy2 различны даже при бесконечных разбавлениях, поскольку, как правило, энергии сольватации аниона и катиона сильно различаются между собой. Нетермодинамические методы, используемые для представления у2 в виде коэффициентов активности отдельных ионов, рассматриваются в гл. [15]