Справочник химика 21

Химия и химическая технология

Изотермические реакции изохорный потенциал

Термодинамическая возможность самопроизвольного протекания химической реакции определяется знаком и абсолютной величиной изменения энергии Гиббса AGr или энергии Гельмгольца AFr в процессе химической реакции (изменением изобарно-изотермического или изохорно-изотермического потенциала), найденной при постоянной температуре. Для любой химической реакции типа [c.139]

При изучении химической реакции чрезвычайно важно знать, в каком направлении возможно протекание реакции. На поставленный вопрос можно ответить, применяя к химическим реакциям второй закон термодинамики. Согласно этому закону всякий самопроизвольный процесс, в том числе и химическая реакция, в изолированной системе протекает в направлении увеличения энтропии и соответственно уменьшения изобарно-изотермического (или изохорно-изотермического) потенциала. Когда энтропия достигает максимума или изобарно-изотермический потенциал—минимума, наступает химическое равновесие. [c.143]

Т. е. в обратимом изотермическом процессе убыль изохорного потенциала равна максимальной работе, производимой системой в этом процессе. Так, если изучается химическая реакция, протекающая в гальваническом элементе, то [c.99]

Термодинамические параметры реакций определяются термодинамическими свойствами веществ, участвующих в реакции. Важнейшими из этих свойств являются внутренняя энергия, энтальпия, энтропия, теплоемкость, энергия Гиббса (изобарно-изотермический потенциал), энергия Гельмгольца (изохорно-изотермический потенциал). Как показывает статистическая термодинамика, каждая из термодинамических функций отражает в совокупности влияние всех особенностей состава, внутреннего строения и условий существования веществ. Использование термодинамических величин для характеристики химических свойств веществ и параметров химических реакций дает возможность количественно отражать влияние этих факторов. Вместо того чтобы определять, как то или иное изменение в строении молекул (характер связи между атомами, расстояние между ними и др.) влияет на положение равновесия в данной реакции (что большей частью и недостижимо), мы, пользуясь термодинамическим методом, оперируем такими функциями, которые дают возможность отразить это влияние суммарно и в более доступной форме. [c.14]

Чтобы найти химические потенциалы всех веществ, входящих в реакцию, прежде всего найдем изохорно-изотермический потенциал смеси. Для одного моля -го компонента эта величина дается формулой (УП1,14), Для П1 молей этого же компонента, по смыслу вывода этой формулы, имеем [c.233]

Здесь АР — стандартное изменение изохорно-изотермического потенциала при образовании активного комплекса из начальных веществ. То же относится и к величинам Аи и А5. За стандартные состояния здесь выбраны исходные и конечные концентрации, равные единице. Из полученного выражения видно, что скорость реакции определяется не изменением внутренней энергии (т. е. не только тепловым эффектом реакции при постоянном объеме), а изменением изохорно-изотермического потенциала при образовании комплекса. [c.290]

Стехиометрический коэффициент равен изменению числа молей -того компонента А< > от начала до полного окончания реакции. Отношение изменения числа молей к стехиометрическому коэффициенту в каждый момент реакции одинаково для всех участников и может принимать значения от О в начале реакции до 1 при полном ее завершении. Величина этого отношения характеризует степень превращения веществ в реакции и называется ее мерой (координатой). Мера реакции связана с изменением изохорно- или изобарно-изотермического потенциала реагирующей системы соотношением [c.58]

Термодинамика показывает, что существует связь между константой равновесия и рядом термодинамических функций. Так, например, связь между убылью изохорно-изотермического потенциала максимальной работой реакции при постоянном объеме и константой равновесия выражается уравнением [c.86]

Термодинамический анализ дает возможность судить об оптимальной для выхода продукта температуре реакции. Направление химической реакции определяется знаком изменения изобарно-изотермического потенциала АО (энергии Гиббса) или изохорно-изотермического потенциала АЛ (энергии Гельмгольца), происходящего в Системе в результате реакции. [c.49]

Из курса неорганической химии известно, что мерой возможности самопроизвольного течения химической реакции является способность системы реактантов произвести полезную работу (при постоянных температуре и давлении или объеме). Эта способность выражается величинами AG или AF — изменением изобарно-изотермического потенциала, или энергии Гиббса, и изохорно-изотермического потенциала, или энергии Гельмгольца. Величина AG, играющая в химии наибольшую роль равна [c.119]

Для реакций, протекающих при постоянном объеме и температуре, например в водных растворах, изменение энергии Гельмгольца (изохорно-изотермический термодинамический потенциал) можно вычислить различными способами по химическим потенциалам, по энтальпии и энтропии реакции или же с учетом константы равновесия реакции. Последний наиболее приемлем для целей аналитической химии. Изохорно-изотермический потенциал связан с константой равновесия реакции следующим соотнощением [6, с. 255] [c.25]

Вант-Гофф [77] дал термодинамическое обоснование закона действующих масс. Он показал, что постоянство константы равновесия вытекает из уравнения изотермы реакции, выведенного для систем, подчиняющихся законам идеальных газов. Из выражения изотермы реакции вытекает и физический смысл константы равновесия. Она есть мера работы химической реакции. Величина константы равновесия определяет изменение изохорно-изотермического потенциала системы при переходе ее от начального состояния к равновесному. [c.168]

Несмотря на внешнее сходство между выражениями Кс и Ка через Ку, у и / по физическому смыслу эти величины разные, также, как и коэффициенты 7 и /. Ранее мы уже писали (с. 166), что концентрационная константа равновесия есть мера изменения изохорно-изотермического потенциала реакции перехода системы из начального состояния с концентрациями (давлениями) реагирующих веществ, равными единице, к равновесному. Величина Кс характеризует работу химической реакции или химическое сродство, тогда как Ка — работу химической реакции и отклонение состояния реальной системы от принятого за стандартное, в частном случае от идеального состояния. [c.173]

Для реакции, проводимой в условиях постоянства объема, изохорно-изотермический потенциал вычисляют по формуле [c.92]

Энергия Гельмгольца (изохорно-изотермический потенциал, свободная энергия ) твердых тел представляет собой сумму объемной свободной энергии FI и поверхностной свободной энергии Последняя зависит от степени дисперсности вещества и может колебаться в значительных пределах [3]. В том случае, когда препараты высокодисперсны, число частиц, находящихся на поверхности кристаллов, сравнимо с числом частиц в объеме. Величина FI в пересчете на одно и то же число частиц становится больше величины F, В этом случае изменение свободной энергии зависит от степени дисперсности исходных и конечных продуктов реакции [c.19]

Рассчитайте стандартные изменения энтропии и энергни Гельмгольца (изохорно-изотермического потенциала) при 298 К для реакции 4ЫО + 6НгО(ж) = = 4ЫНз + 502, пользуясь справочными данными. [c.20]

При Р — и 7 = onst реакция протекает самопроизвольно в направлении уменьшения изобарно-изотермического потенциала, а при V — и Т = onst — в направлении убыли изохорно-изотермического потенциала. Если все реагирующие вещества подчиняются законам идеальных газов, то уменьшение изобарного потенциала, которое будет наблюдаться при обратимом протекании реакции до состояния равновесия (при постоянных температуре и давлении), может быть представлено уравнением [c.249]

Определить изменение изохорно-изотермического термодинамического потенциала (Дж) для реакции SO2 + I24ASO2 I2, если при 191° С /Ср = 7,5-10- а концентрации исходных веществ и продукта равны единице. [c.132]

Почти в это же время Эванс и Поляни [376, 379], а также Хаммет [380] более глубоко поименили к рассмотрению правила ЛСЭ термодинамические зависимости (уравнение изохоры Вант-Гоффа и изменение изохорно-изотермического потенциала системы). Это дальнейшее расширение сферы использования правила ЛСЭ сопровождалось также и конкретизацией некоторых термодинамических характеристик. Так, Хаммет показал, что для щелочного гидролиза бензойных эфиров величина — ЯТ п Ь 1к2) (где кх и Й2—соответственно константы скорости реакций замещенных молекул), равная разности этих реакций, должна включать работу переноса иона гидроксила из активированного комплекса гидроксильного иона с замещенным эфиром в комплекс гидроксильного иона с незамещенным эфиром [380, стр. 617]. [c.125]

Для элементов в стандартном состоянии А2° = О и АР° = 0. Знание стандартных величин АН° и А8° позволяет подсчитывать значения убыли стандартных потенциалов. Например, для сложных систем, в которых протекают реакции, изменение стандартного изобарного потенциала будет равно А1° = АН° — ТД5°, где А8°—разность энтропий продуктов реакции и исходных веществ. Но изменения потенциалов равны максимальной полезной работе (с обратным знаком) в изохорно-изотерми-ческих или изобарно-изотермических процессах. АР = = —и Д2 = — Ар. Так как А = ЯТ пКр, то Д2 = = —ТгПп/Ср или Д2 = —2,303поскольку величины ДЯ°дд и Д22дз в старых таблицах приведены в ккал моль, то для перехода в кдж моль их следует умножать на 4,19. Значение Я в дж/моль-град необходимо [c.184]

Максимальная полезная работа химической реакции в изобарно-зотермических и изохорно-изотермических процессах может оыть выражена через величину химического потенциала лг, характеризующего запас энергии отдельных составляющих (компонентов) системы (раствора) [c.65]

Смотреть страницы где упоминается термин Изотермические реакции изохорный потенциал: [c.103] [c.126] [c.611] [c.80] [c.129]

Физическая и коллоидная химия (1960) -- [ c.98 ]

ПОИСК

Смотрите так же термины и статьи:

Изохорно-изотермический изохорный

Потенциал изохорно-изотермический

Потенциал реакции

Реакция изохорные