Потенциал стандартный изохорный

При значениях концентраций или парциальных давлений компонентов, равных единице, уравнения изотермы химической реакции (I, 6) и 1,7) дают соответственно выражения для стандартного изохорного потенциала реакции [c.19]

Для идеальных и предельно разбавленных растворов Кд является константой и не зависит от концентрации компонента. Коэффициент распределения зависит от изменения стандартного изохорного потенциала при растворении компонента, находящегося в газовой фазе, в жидкости и температуры Т [c.170]

Подобно константе равновесия для химических реакций в газовой фазе или растворов, константа адсорбционного равновесия К связана со стандартным изменением изохорного потенциала уравнением [c.100]

Функция А называется энергией Гельмгольца (иногда ее называют свободной энергией или изохорно-изотермическим потенциалом) функция С называется энергией Гиббса (изобарно-изотермический потенциал). Пары переменных (б", К) для и, 5,Р) для Н, Т, У) для А и (Т,Р) для С будем называть стандартными переменными. Эти четыре функции называются термодинамическими потенциалами. [c.26]

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]

Возможность осуществления процесса определяется величиной изобарно-изотермического (АО) или изохорно-изотермиче-ского (Л ) потенциала, которые в стандартных условиях связаны с константами равновесия следующим образом [c.446]

По физическому смыслу константы равновесия, используемые в изотермах свойств, отличаются от термодинамических констант равновесия. Последние характеризуют изменение изохорно-изотермического потенциала системы при переходе от гипотетического равновесного состояния, в котором они подчиняются законам идеальных газов, к принятому за стандартное. В силу этой особенности термодинамические константы равновесия не зависят от концентрации реальных растворов, так как не учитывают ионно-молекулярного состояния систем, оставаясь при данной температуре величинами постоянными. В главе П1 покажем, что концентрационные константы равновесия, которыми мы оперировали в уравнениях изотерм свойства, являются физическими константами, величины которых определяются состоянием систем. Термодинамические константы — величины условные, зависящие от гипотетического состояния, приписываемого реальным системам. [c.126]

Величина активности связана с изменением изохорно-изотермического потенциала при переходе от данного состояния Р к стандартному Р соотношением [c.170]

По физическому смыслу константа равновесия Ка, получившая название термодинамической, отличается от констант Кс и Kj,, вытекающих из закона действующих масс. Она является мерой изменения изохорно-изотермического потенциала при переходе системы от стандартного состояния, в котором активности реагирующих веществ считаются равными единице, к равновесному, подчиняющемуся законам идеальных газов. Так как состояния, в которых реальные системы подчиняются законам идеальных газов, гипотетические, то термодинамическая константа равновесия—величина условная, не обладающая свойствами физической константы. Величина ее зависит от избранного стандартного состояния. В свою очередь уравнение (III—55), сходное с выражениями констант Кс и Кр, вытекающих из закона действующих масс, не является формой выражения закона действующих масс применительно к реальным системам, как это ошибочно считается некоторыми авторами. [c.170]

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]

Чтобы вычислить изменение изохорного потенциала в стандартных условиях при равенстве исходной концентрации ионов металла 1 г-ион/л. подставим константу в формулу для вычисления АР° [c.128]

Изохорный потенциал Р, отнесенный к стандартному состоянию, в соответствии с уравнениями Z — Г- -РУ(Ч, %) и (VI, 7), вычисляют по уравнению [c.161]

Зная изменение изобарного или изохорного потенциала реакции в стандартных условиях, можно определить константу химического равновесия по уравнениям (12) и (13). [c.291]

Величины и относящиеся к этим условиям, отличают верхним индексом т. е обозначают так Д Z и Д / <, их обычно называют стандартными изменениями изобарного и изохорного потенциала. [c.181]

Член, стоящий под знаком суммы в этом уравнении, характеризует изохорный потенциал смеси идеальных газов ири плотности, температуре и составе, соответствующих реальной смеси Е и 81 — соответственно внутренняя энергия и энтропия одного моля -го индивидуального компонента в состоянии идеального газа при стандартном давлении. Интеграл представляет собой разность между изохорным потенциалом реальной смеси и изохорным потенциалом соответствующей смеси идеальных газов. Этот интеграл называют остаточным изохорным потенциалом. Ценность приведенного выражения заключается в том, что изохорный потенциал разделяется на две части, одна из которых рассчитывается по свойствам чистых компонентов в состоянии пдеального газа н другая — по уравнению состояния реальной слмеси. [c.6]

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]

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]

Константа адсорбционного равновесия К, так же как и константы равновесий различных реакций в газах или растворах, связана со стандартным изменением изохорного потенциала уравнением, аналогичным уравнению (VIII, 20) на стр. 255. [c.423]

Когда Св = С = Са = Св= 1 моль1л, Д =Д °, АР° — стандартное изменение изохорного потенциала. [c.127]

Сравнение различных веществ по их способности вступать в химическое взаимодействие друг с другом возможно лишь для определенных условий реакции. В качестве таких стандартных условий были приняты парциальные давления (или летучести) и концентрации (или активности), равные единице для веществ, участвующих в реакции при постоянной температуре. Количественной мерой химического сродства принимаются стандартные изобарные и изохорные потенциалы реакций. В табл. 24 приводятся величины стандартных изобарных потенциалов образования при 7 =298° К (AZjjj) для ряда соединений. Эти величины служат количественной характеристикой сродства между элементами в их обычном состоянии и, следовательно, мерой химической прочности соединения при комнатной температуре. Для самих элементов в их обычном состоянии стандартный изобарный потенциал образования полагается равным нулю. [c.98]