Реферат: Адсорбция и адсорбционные равновесия
Название: Адсорбция и адсорбционные равновесия Раздел: Рефераты по химии Тип: реферат Добавлен 16:01:44 27 января 2009 Похожие работы Просмотров: 6813 Комментариев: 24 Оценило: 7 человек Средний балл: 4.3 Оценка: 4 Скачать | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
1. Изотерма (рис. 8) | 2. Изобара | 3. Изостера |
А =fT (c) | А =fP (T) | c=fA (T) |
A=fT (P) | A=fC (T) | P=fA (T) |
Фундаментальное уравнение Гиббса. Определение Гиббсовской адсорбции. Адсорбционное уравнение Гиббса
Считаем V поверхности раздела = 0.
dU = TdS + s dS +
Проинтегрировав, получим: U = TS + sS +
Полный дифференциал от этого уравнения:
dU = TdS + SdT + s dS + + Sd s + .
Подставляя значение dU из (6) в (7) и сократив одинаковые члены правой и левой части, получим:
SdT + Sd s + = 0.
Предположим, что T = const:
Разделив правую и левую часть на поверхность S , получим фундаментальное адсорбционное уравнение Гиббса :
; ;
.
Определение зависимости поверхностного натяжения от адсорбции одного компонента, при постоянстве химических потенциалов других компонентов.
.
Известно, что , , (где , — равновесный и стандартный химический потенциал компонента i ; lnai — логарифм активности i –го компонента). Тогда уравнение Гиббса будет выглядеть так
Активность связана с концентрацией: с = × а . Предположим, что = 1 (при с ® 0). Тогда
— для жидкости и газа
Обычно уравнение Гиббса применяют для растворов. Растворителем может быть не только индивидуальное вещество, но и смесь. В разбавленных растворах гиббсовская адсорбция очень мала, а его химический потенциал меняется очень мало с изменением концентрации растворенного вещества, т.е. d m= 0. Поэтому для разбавленного раствора фундаментальное уравнение Гиббса выглядит так:
Из этих уравнений следует, что зная зависимость = f (С) (где С — концентрация растворенного вещества), можно рассчитать изотерму адсорбции, пользуясь адсорбционным уравнением Гиббса. Схема графического расчета показана на рис. 2.2.2.1: Тангенс угла наклона соответствует значениям производных в этих точках.
Зная эти производныеуравнения Гиббса, можно рассчитать значение Г , что позволяет построить зависимость Г = f (С) . Уравнение Гиббса показывает, что единица измерения гиббсовской адсорбции не зависит от единицы измерений концентрации, а зависит от размерности величины R . Так как величина R отнесена к молю вещества, а s — к единице площади, то Г = [моль/ единица площади]. Если s выразить в [Дж/м 2 ], то R нужно подставлять: R = 8,314 Дж/моль×К.
Поверхностная активность. Поверхностно-активные и поверхностно-инактивные вещества. Анализ уравнения Гиббса. ПАВ. Эффект Ребиндера. Правило Дюкло-Траубе
В уравнении Гиббса влияние природы вещества на адсорбцию отражается производной. Эта производная определяет и знак гиббсовской адсорбции, и может служить характеристикой вещества при адсорбции. Чтобы исключить влияние концентрации на производную берут ее предельные значения, т.е. при стремлении концентрации к нулю. Эту величину Ребиндер назвал поверхностной активностью .
;
g = [Дж×м/моль] = [Н×м 2 /моль]; [эрг см/моль] = [Гиббс].
Уравнение показывает, что чем сильнее снижается = f ( c ) с увеличением концентрации, тем больше поверхностная активность этого вещества.
Физический смысл поверхностной активности состоит в том, что она представляет силу, удерживающую вещество на поверхности и отнесенную к единице гиббсовской адсорбции .
Поверхностную активность можно представить как отрицательный тангенс угла наклона к касательной, проведенной к кривой Г = f ( C ) в точке пересечения с осью ординат. Поверхностная активность может быть положительной и отрицательной. Значение и знак ее зависят от природы растворенного вещества и растворителя.
1. 2 0 : g >0 Þ с увеличением концентрации поверхностное натяжение на границе раздела фаз убывает и вещество поверхностно-активно .
1. 2 / RT .
УРАВНЕНИЕ АДСОРБЦИИ ГИББСА
Выше (п. 2.4) мы пришли к выводу, что процесс адсорбции обусловлен снижением поверхностного натяжения. Очевидно, чем в большей степени ПАВ снижает поверхностное натяжение, тем большей должна быть его адсорбция. Напротив, ПИВ должна быть присуща отрицательная адсорбция.
Исходя из второго закона термодинамики американский ученый Дж. Гиббс в 70–х гг. XIX в. вывел важное уравнение, связывающее величину адсорбции со способностью растворенного вещества изменять поверхностное натяжение раствора:
(3.1)
где Гi, – избыточная адсорбция i-го компонента (см. 2.10), ci – его молярная концентрация в растворе, Т – температура, при которой происходит адсорбция, R – газовая постоянная, – изменение поверхностного натяжения раствора при изменении концентрации на dci.
В такой форме уравнение Гиббса применяется для разбавленных растворов. Вы, очевидно, помните, что для концентрированных растворов концентрацию нужно заменить активностью:
(3.2)
Уравнение Гиббса было выведено теоретически. В дальнейшем оно было подтверждено экспериментально Мак–Беном методом среза тонких слоев с последующим их химическим анализом. Аналогичные исследования были проведены Сазаки с использованием метода радиоактивных индикаторов.
Проанализируем уравнение Гиббса.
Если 0, т. е. наблюдается положительная избыточная адсорбция – i–е вещество концентрируется на поверхности раствора; если >0, то Гi
Рис. 3.2. Определение избыточной адсорбции
Рис. 3.3. Изотерма адсорбции
Значение избыточной адсорбции для любой концентрации
сi | Zi | Гi | сi | Zi | Гi | ||
c1 | 1 | Z1 | Г1 | c4 | 4 | Z4 | Г4 |
c2 | 2 | Z2 | Г2 | … | … | … | … |
c3 | 3 | Z3 | Г3 | … | … | … | … |
ПОВЕРХНОСТНАЯ АКТИВНОСТЬ.
ПРАВИЛО ДЮКЛО-ТРАУБЕ
Из уравнения Гиббса следует, что характеристикой поведения вещества при адсорбции является величина производной , однако ее значение изменяется при изменении концентрации (см. рис. 3.2). Чтобы придать этой величине вид характеристической постоянной, берут ее предельное значение (при с 0). Эту величину П. А. Ребиндер (1924) назвал поверхностной активностью g:
(3.4)
[g] = Дж–м 3 /м 2 -моль = Дж–м/моль или Н-м 2 /моль.
Чем в большей степени уменьшается поверхностное натяжение с увеличением концентрации адсорбируемого вещества, тем больше поверхностная активность этого вещества, и тем больше его гиббсовская адсорбция.
Поверхностную активность можно определить графически как отрицательное значение тангенса угла наклона касательной, проведенной к кривой =f(c) в точке ее пересечения с осью ординат.
Таким образом, для ПАВ: g > 0; 0. Для ПИВ: g 0, Гi
2. В гомологическом ряду прослеживаются четкие закономерности в изменении поверхностной активности (g): она возрастает по мере увеличения длины углеводородного радикала.
На основании большого экспериментального материала в конце XIX в. Дюкло и Траубе сформулировали правило:
Поверхностная активность предельных жирных кислот в водных растворах возрастает в 3–3,5 раза при удлинении углеводородной цепи на одно звено (группу –CH2).
На рис. 3.4 приведены изотермы поверхностного натяжения для ряда кислот.
Рис.3.4. Изотерма поверхностного натяжения некоторых кислот
1 – СН3СООН – уксусная кислота (nс=1); 2 – СН3СН2СООН – пропионовая кислота (nс =2); 3 – СН3(СН2)2СООН – масляная кислота (nс =3); 4 – СН3(СН2)3СООН – изовалериановая кислота (nс = 4); 5 – СН3(СН2)4СООН – капроновая кислота (nс =5); nс – число атомтов С в углеводородном радикале.
Рис. 3.6 Ориентация молекул ПАВ на поверхности водного раствора
а – при малых концентрациях; б – при умеренных концентрациях; в – в насыщенном адсорбционном слое.
При малых концентрациях углеводородные цепи, вытолкнутые в воздух, «плавают» на поверхности воды, тогда как полярная группа погружена в воду (рис. 3.6а), такое положение возможно из-за гибкости углеродной цепи. С ростом концентрации число молекул в поверхностном слое увеличивается, цепи поднимаются. Какие-то из них принимают вертикальное положение (рис. 3.6б). В насыщенном адсорбционном слое поверхность воды оказывается сплошь покрытой «частоколом» из вертикально ориентированных молекул ПАВ (рис. 3.6в), значение поверхностного натяжения в этом случае приближается к значению, характерному для чистого жидкого ПАВ на границе с воздухом.
Из-за вертикальной ориентации молекул ПАВ в поверхностном слое максимальная адсорбция ( ) не зависит от длины «хвоста» (углеводородного радикала), а определяется только размерами поперечного сечения молекулы, которые в гомологическом ряду остаются неизменными.
Экспериментально найденная величина дает возможность рассчитать поперечный размер молекулы (So).
Предельная избыточная адсорбция ПАВ равна:
(3.5)
где – количество ПАВ в поверхностном слое. Так как поверхностный слой полностью заполнен молекулами ПАВ,
(3.6)
где Na — число Авогадро.
Подставляя полученное значение S1,2 в уравнение (3.5), получаем
или (3.7)
Так было найдено, что поперечный размер So молекул всех жирных кислот равен 20 * 10 -16 см 2 , а предельных спиртов – 25 * 10 -16 см 2 . Из величины предельной адсорбции была найдена также длина молекулы .
Масса 1 см 2 поверхностного слоя равна
, (3.8)
где М – молярная масса ПАВ.
В то же время плотность
, (3.9)
так как объем 1 см 3 поверхностного слоя равен . Из формул (3.8) и (3.9) следует:
(3.10)
Экспериментальные данные показали, что длина молекулы ПАВ пропорциональна числу атомов углерода в углеводородном радикале nс, и нм для всего ряда. Величина 0,13 нм близка к диаметру атома углерода.
Таким образом, размеры молекул впервые в истории химии были определены коллоидно-химическим методом. В дальнейшем эти результаты были подтверждены другими методами.
УРАВНЕНИЕ ШИШКОВСКОГО
В 1908 г. киевский ученый Б. А. Шишковский эмпирическим путем получил уравнение, связывающее поверхностное натяжение водных растворов ПАВ с их концентрацией:
(3.11)
где – поверхностное натяжение воды; – поверхностное натяжение раствора; с – концентрация раствора; В – константа, мало зависящая от природы ПАВ внутри данного гомологического ряда; К – удельная капиллярная постоянная, которая увеличивается в 3–3,5 раза при удлинении углеводородного радикала на одно звено (группу –СН2–).
Для того чтобы выяснить физический смысл постоянной В, обратимся к.уравнению Гиббса:
или
Разделим переменные и примем, что
Интегрируем это уравнение, принимая во внимание, что . – величина постоянная:
(3.12)
где А – постоянная интегрирования.
Уравнение (3.12) получено в результате преобразования уравнения Гиббса для предельной адсорбции. Теперь для этих же условий запишем уравнение Шишковского, принимая во внимание, что максимальная адсорбция может быть достигнута при достаточно больших концентрациях ПАВ.
Тогда с >> 1, Кс >> 1 и 1 + Кс Кс и
(3.13)
Сравнивая уравнения (3.13) и (3.12), видим, что
(3.14)
Теперь становится понятным, почему величина В в уравнении Шишковского остается постоянной в пределах одного гомологического ряда.
Однако смысл удельной капиллярной постоянной К пока остается неясным
ТЕОРИЯ МОНОМОЛЕКУЛЯРНОЙ
АДСОРБЦИИ ЛЕНГМЮРА
Отметим основные положения этой теории.
1. Адсорбция мономолекулярна.
2. При адсорбции устанавливается динамическое равновесие, которое можно рассматривать как квазихимическое. В условиях равновесия скорости процессов адсорбции и десорбции равны.
Константа адсорбционного равновесия
,
где кадс – константа скорости адсорбции; кдес – константа скорости десорбции.
Исходя из данной теории было выведено уравнение, которое мы приводим без вывода:
(3.15)
где – максимальная адсорбция ПАВ; Г – адсорбция при концентрации с; К – константа адсорбционного равновесия.
Зависимость величины адсорбции от концентрации представлена на рис.3.7.
На кривой четко видны три участка:
I участок – прямая линия, выходящая из начала координат. Действительно, из уравнения Ленгмюра (3.15) при малых концентрациях Кс > 1 и 1 + Кс Кс. Следовательно,
II участок – соответствует криволинейной части графика и описывается полным eравнением Ленгмюра (3.15).
Рис.3.7. Зависимость адсорбции от концентрации ПАВ.
Чтобы найти постоянные в уравнении Ленгмюра, его следует привести к линейной форме. Для этого правую и левую части уравнения надо «перевернуть»:
(3.16)
Умножим обе части уравнения (3.16) на с:
(3.16)
На рис. 3.8. показан график .
Тангенс угла наклона прямой к оси абсцисс
Отрезок, отсекаемый прямой на оси ординат,
Рис.3.8. Зависимость величины с/Г от концентрации ПАВ.
Доказано, что К в уравнении Шишковского (удельная капиллярная постоянная) и К в уравнении Ленгмюра (константа адсорбционного равновесия) – это одна и та же величина.
Построив график , можно найти предельную адсорбцию и константу адсорбционного равновесия К.
Так как адсорбция рассматривается как псевдохимическая реакция, на основе химической термодинамики можно записать
(3.18)
где Аmах – работа адсорбции.
Шишковский эмпирическим путем установил, что константа К увеличивается в 3–3,5 раза при удлинении цепи на одно звено –СН2.
Напишем выражение для разности работ адсорбции двух соседних членов гомологического ряда.
= 8,31 * 298 * In 3,5 3,2 кДж/моль,
где n – число атомов углерода в углеводородном радикале.
Это означает, что для перевода каждой –СН2–группы из поверхностного слоя в объемную фазу надо затратить 3,2 кДж/моль энергии. Это работа раздвижения диполей воды на величину объема –СН2–группы – величина аддитивная и одинаковая для различных рядов алифатических предельных соединений. Постоянная разность работ адсорбции для двух соседних членов превращается в постоянное отношение (3–3,5), фигурирующее в правиле Дюкло–Траубе. Сущность этого правила, таким образом, заключается в том, что работа адсорбции на каждую –СН2–группу является постоянной, близкой к 3,5 кДж/молъ.
В заключение отметим, что помимо уравнения Гиббса, Шишковского и Ленгмюра существует уравнение Фрумкина, позволяющее рассчитать изменение поверхностного натяжения в результате адсорбции:
(3.19)
ЗАКЛЮЧЕНИЕ
Адсорбция поверхностно-активных веществ (ПАВ) на поверхности «жидкий раствор–газ» – самопроизвольный процесс, обусловленный уменьшением поверхностного натяжения. Для поверхностно-инактивных веществ (ПИВ), повышающих поверхностное натяжение, характерна отрицательная адсорбция.
Основным уравнением адсорбции является уравнение Гиббса, связывающее величину избыточной адсорбции с концентрацией ПАВ и его поверхностной активностью. Кривая, выражающая зависимость поверхностного натяжения от концентрации ПАВ при постоянной температуре, называется изотермой поверхностного натяжения. Тангенс угла наклона к оси абсцисс касательной к изотерме поверхностного натяжения при с 0 позволяет определить поверхностную активность. Аналитическим выражением изотермы поверхностного натяжения является уравнение Шишковского, выведенное на основе экспериментальных данных. Если известны постоянные этого уравнения и поверхностное натяжение растворителя, можно рассчитать поверхностное натяжение раствора заданной концентрации.
Поверхностная активность ПАВ, согласно теории Ленгмюра, обусловлена дифильным строением их молекул: полярные группы втягиваются в глубь фазы, а неполярные углеводородные части выталкиваются в неполярную среду (воздух, газ), снижая тем самым поверхностное натяжение. С увеличением углеродной цепи на одну –СН2–группу поверхностная активность увеличивается в 3-3,5 раза (правило Дюкло–Траубе). Исходя из теории Ленгмюра, были впервые рассчитаны площадь, занимаемая одной молекулой, и длина молекулы ПАВ.
Зависимость величины адсорбции ПАВ от концентрации выражается уравнением Ленгмюра, выведенным исходя из представлений о скоростях процессов адсорбции и десорбции. Соответствующий график Г = f(с) называется изотермой Ленгмюра.
Изменение поверхностного натяжения в зависимости от адсорбции рассчитываются по уравнению Фрумкина.
ВОПРОСЫ И ЗАДАЧИ ДЛЯ САМОКОНТРОЛЯ
1. Какие вещества называются поверхностно-активными, поверхностно-инактивными?
2. В чем состоят особенности строения молекул ПАВ и ПИВ и их адсорбции?
3. Как зависит поверхностное натяжение от концентрации ПАВ в растворе?
4. Что называется поверхностной активностью? Как ее можно определить графически и аналитически?
5. В чем заключается правило Дюкло–Траубе?
6. Как графически и аналитически можно определить предельную адсорбцию?
7. Как рассчитать площадь, занимаемую молекулой, и толщину поверхностного слоя?
8. Для водных растворов изоамилового спирта константы уравнения Шишковского: В = 21,12 * 1СГ 3 Дж/м 2 ; К = 42,0 м 3 /кмоль. Поверхностное натяжение чистой воды при заданной температуре равно 72,9 * 10 -3 Дж/м 2 :
а) определите поверхностное натяжение растворов концентраций: 0,012; 0,016; … 0,032 кмоль/м 3 ,
б) постройте изотерму поверхностного натяжения,
в) определите графически поверхностную активность спирта,
г) по уравнению Гиббса вычислите адсорбцию спирта для заданных в п. а) концентраций,
д) постройте изотерму адсорбции и определите графи чески предельную адсорбцию,
е) определите площадь, занимаемую одной молекулой спирта в поверхностном слое.
9. Сравните поверхностную активность этанола и н-бутанола в водных растворах одинаковой концентрации.
10 Изотерма адсорбции ПАВ описывается уравнением Ленгмюра Г=Гmах*(Кс/(1 + Кс)). Найдите графическим методом константы Гmах и К.
11. Предельная адсорбция пропионовой кислоты равна 4,18 * 10 -6 моль/м 2 . Рассчитайте значение константы В в уравнении Шишковского, при стандартной температуре.
Закончив изучение главы 3, вы должны
1. понятия «поверхностно–активные» и «поверхностно-инактивные» вещества, «поверхностная активность»;
2. от чего зависит поверхностная активность ПАВ;
3. сущность теории мономолекулярной адсорбции Ленгмюра;
4. уравнения Гиббса, Шишковского, Ленгмюра, Фрумкина, какие зависимости каждое из них выражает;
1. строить изотерму поверхностного натяжения и определять графически поверхностную активность;
2. рассчитывать поверхностную активность по уравнению Гиббса;
3. рассчитывать поверхностное натяжение по уравнению Шишковского;
4. строить изотерму гиббсовской адсорбции и определять предельную адсорбцию ПАВ;
5. исходя из предельной адсорбции рассчитывать поперечный размер So и длину молекул .
Уравнение гиббса изотерма гиббса анализ уравнения и изотермы
Большинство химических реакций протекают одновременно в двух направлениях: в сторону образования продуктов реакции (прямая реакция) и в сторону разложения последних (обратная реакция). Вследствие химической обратимости реакции не доходят до конца. Скорость прямой реакции уменьшается, а скорость обратной, напротив, возрастает. Когда эти скорости выравниваются наступает состояние химического равновесия.
Так как химически обратимые реакции до перехода в равновесное состояние протекают с конечными скоростями, то с точки зрения термодинамики они не обратимы. Однако можно мысленно представить, что эти реакции идут бесконечно медленно через смежные равновесные состояния. Тогда к ним можно применить общие условия термодинамического равновесия.
Для гомогенных обратимых реакций экспериментально Гульбергом и Ваге был установлен закон действующих масс. При постоянной температуре отношение произведения равновесных концентраций (или парциальных давлений) продуктов реакции к произведению равновесных концентраций (или парциальных равновесий) исходных веществ есть величина постоянная.
Этот экспериментально установленный закон может быть получен методом термодинамических потенциалов. Рассмотрим реакцию в газовой фазе:
аА(г) + b В ↔ сС + dD
Когда система достигает термодинамического равновесия, то термодинамический потенциал при фиксированных естественных переменных достигает минимума. Равновесие, таким образом, можно охарактеризовать выражением химических потенциалов, когда потенциалы продуктов реакции сравняются с потенциалами исходных веществ:
с μ ( с ) + d μ (D) – a μ (a) — b μ (b) = 0 (6 – 1)
Если естественными переменными являются p и T , то = , а = V
Отсюда для систем, подчиняющихся закону идеальных газов, можно получить выражения для μ i
μ i = μ i ° + RTlnCi (6 – 2)
где μ i ° — стандартный химический потенциал.
Подставляется (6 – 2) в (6 – 1) и перенося постоянные величины в левую часть, получаем
сμ C ° + d μ D ° — a μ A ° — b μ B ° = — RTln (6 – 3)
Поскольку в левой части выражение не зависит от концентраций, то выражение под логарифмом является постоянной величиной при постоянной температуре:
Для идеального газа парциальные давления пропорциональны концентрациям, поэтому константа равновесия может быть всегда выражена через равновесные парциальные давления:
Аналогично может быть записано выражение через мольные доли:
Для идеальных газов эти константы связаны между собой соотношением:
где
Следует обратить внимание, что в полученных соотношениях только KN зависит от общего давления. Она позволяет нам оценивать сдвиг равновесия в газовых реакциях при изменении общего давления. Следует иметь в виду, что давление в этих выражениях складывается из парциальных давлений компонентов системы и не учитывает влияние инертных газов, если они присутствуют в реакционной смеси. Естественно инертный газ «разбавляет» компоненты реакционной смеси и поэтому влияет на KN .
Из уравнения (6 – 3) вытекает связь константы равновесия с ∆ rG °:
(6 – 4)
Это уравнение было впервые получено Вант – Гофором методом циклов и получило название уравнения изотермической химической реакции. Очевидно, в этом уравнении ∆ rGT ° относится к этой температуре, при которой определена Кр. Уравнение изотермической химической реакции позволяет определить константу равновесия при заданных условиях не прибегая к исследованию равновесия. Величина ∆ rGT ° может быть рассчитана на основе термических констант для индивидуальных веществ.
Если заданы концентрации (парциальные давления) отличные от равновесных, то можно записать более общий вид уравнения изотермической химической реакции:
Это выражение позволяет определить направление самопроизвольного процесса.
Уравнение изотермы химической реакции позволяет получить выражение для температурной зависимости константы равновесия.
Запишем уравнение Гиббса – Гельмгольца:
Подставим выражение для из (6 – 4)
(6 — 5)
Дифференцируем уравнение (6 – 5)
(6 — 5´)
Из уравнения (6 — 5´) получаем уравнение изобары химической реакции:
(6 – 6)
Если проинтегрировать уравнение (6 – 6) в предположении, что ∆ rHT ° не зависит от температуры, то получим уравнение:
где С – константа интегрирования.
Уравнение (6 – 7) хорошо выполняется в узких интервалах температур и позволяет определить ∆ rGT °.
Для широких интервалов температур ln K р представляют в виде степенных рядов или других аналитических формах:
Такие выражения позволяют рассчитать все термодинамические функции для процессов, для которых данные зависимости получены.
Выражения для термодинамических потенциалов, полученные для идеального газа. Для реальных газов, а особенно для газовых растворов возникают затруднения. Это связано с тем, что расчет концентраций и давлений должен быть проведен исходя из уравнения состояния. Однако для реальных систем единое достаточно простое уравнение состояния получить не удалось.
В связи с этим в термодинамике реальных систем применяется эмпирический метод, предложенный Льюисом. Льюис предложил в уравнениях термодинамики, полученных для идеальных систем заменить давления p на величину летучести f , а концентрации С на активности a .
При такой замене выражения для констант равновесия не меняются по форме. Но этот прием позволяет связать экспериментально найденные свойства реального газа с термодинамическими параметрами.
Летучести и активности – это экспериментальные величины, которые находятся из условия, что для раствора при бесконечном разбавлении или газа при давлении стремящимся к 0 активность приближается к аналитической концентрации, а летучесть к реальному давлению идеального газа. Исходя из этой посылки рассчитываются активности и летучести.
При 1273 К и общем равновесии 30 атм. В равновесной системе
содержится 17% (по общему) . Сколько процентов будет содержаться в газе при общем давлении 20 атм.? При каком давлении в газе будет содержаться 25% ? (Газ считать идеальным).
В соответствии с законом Авогадро, объёмный процент равен мольному проценту. Следовательно, при 30 атм. будет равен:
Отсюда находим
В отличие от , для идеальных газов не зависит от давления. На основании этого находим при 20 атм.
= 0,125 или 12,5%
Для 25%
Следовательно,
При 2000°С и общем давлении 1 атм. 2% воды диссоцииовано на водород и кислород. Рассчитайте константу равновесия реакции при этих условиях.
http://lektsii.org/3-59744.html
http://www.trotted.narod.ru/physchem/lec-6.htm