иббса состояния

Правило фаз Г иббса сформулировано с помощью интенсивных (или удельных) величин состояния и не содержит никакой информации о массе фаз. На основании этого следует, что кроме к + 2 интенсивных величин, характеризующих состояние подсистемы, для каждой фазы может быть выбрана еще одна экстенсивная (илЕ количественная) величина. В данном случае число степеней свободы выражается уравнением [c.63]

Константу равновесия химической реакции можно вычислить косвенным методом, пользуюсь стандартными изменениями энергии Гиббса. Энергия Гиббса является функцией состояния и ее изменение не зависит от пути процесса, а лишь от начального и конечного состояния системы. В уравнение, связывающее стандартные изменения энергии Г иббса, подставляют известные константы равновесия [c.63]

Для большинства реальных систем явный вид уравнения состояния неизвестен. В связи с этим для термодинамического описания систем пользуются так называемыми функциями состояния, которые могут быть однозначно определены через параметры состояния. Исключительно важную роль в учении о фазовых равновесиях и геометрической интерпретации фазовых равновесий имеет одна из характеристических функций состояния—О, называемая изобарно-изотермическим потенциалом или энергией Г иббса (характеристическими называются функции состояния, с помощью которых или их производных по соответствующим данной функции параметрам могут быть выражены в явном виде все термодина дические свойства системы). Энергия Гиббса для закрытых систем является функцией независимых параметров—температуры Т и давления р и определяется выражением [c.190]

Для равновесия любой изолированной системы необходимо и достаточно, чтобы во всех возможных изменениях состояния системы, при которых не изменяется ее энергия, изменение ее энтропии было бы нулевым или отрицательным. (Г иббс) [c.417]

Вернемся снова к обсуждению уравнения (XII, 7). Правая часть этого уравнения представляет собой изменение (с обратным знаком) характеристической функции Г иббса при полном протекании химической реакции согласно написанному стехиометрическому уравнению, причем каждый из участников реакции находится в выбранном стандартном состоянии. Коротко—мы будем говорить об изменении характеристической функции Гиббса при стандартной реакции еще короче—о стандартном изменении функции Гиббса. [c.288]

Если же повысить на йТ температуру системы жидкость пар, то согласно (5.3) энергии Г иббса пара и жидкости уменьшатся, но поскольку энтропия пара больше энтропии жидкости, этому новому неравновесному состоянию будет отвечать неравенство [c.117]

К и 0,006 атм (4,58 мм рт. ст.) соответствуют единственным условиям сосуществования воды во всех трех агрегатных состояниях — жидком, твердом и парообразном. Температура 273,16 К — температура плавления льда при давлении насыщенного пара воды. Эта точка выше нуля Цельсия. За нуль же температуры принимается по шкале Цельсия, как известно, точка плавления при давлении 1 атм. Заканчивается рассматриваемая кривая при давлении около 2100 атм и температуре около—20°С, что является наиболее низкой температурой плавления обычного льда. При давлениях выше 2100 атм обычный лед (лед I) начинает переходить в иную кристаллическую модификацию воды — так называемый лед III. Подробнее об этом несколько позже (см. рис. 51). Кривая ОВ выражает зависимость давления насыщенного пара жидкой воды от температуры. Она начинается в тройной и заканчивается в критической точке (374°С и 220 атм). Однако при осторожном охлаждении чистой воды ее можно получить в переохлажденном состоянии. Прерывистая кривая 0D отвечает давлению пара над такой переохлажденной метастабильной водой, т. е. водой, находящейся в неустойчивом состоянии. Эта кривая расположена выше кривой АО, выражающей зависимость давления пара над льдом. В этой области (т. е. левее точки О) жидкая вода должна самопроизвольно переходить в твердое состояние и переход будет связан с убылью энергии Г иббса. Кривую Л О не удается продлить в неустойчивую область правее точки О, т. е. перегреть твердое вещество выше точки плавления нельзя. Таким образом, кривая А О заканчивается в тройной точке. Начинается же она, как можно считать, при абсолютном нуле. [c.124]

Теперь вычислим давление, при котором энергии Г иббса графита и алмаза равны и, следовательно, эти две модификации углерода будут находиться в равновесии. Будем исходить из производной (5.2), которую запишем для обоих состояний [c.126]

При рассмотрении зависимости летучести от температуры представим себе изотермический переход одного моля газа от конечного давления р и летучести / в крайне разреженное состояние с давлением р =/. Последнее равенство означает согласно определению, что в пределе при О летучесть равна давлению. Изменение энергии Г иббса при указанном переходе согласно (5.229) запишется так [c.184]

Теперь можно свести в одно оба пути. Энергия Г иббса определяется как функция G = Н—TS. Изменение G при постоянной температуре запишется как разность G в двух состояниях —TSi и H —TSz- [c.196]

II закон Г иббса — Коновалова экстремальные точки на кривых полное давление пара (или температура кипения) — состав отвечают состояниям равновесия раствор — пар, при которых составы обеих фаз совпадают. [c.304]

Величины Се и Со равны относительным частотам пребывания молекул определенного вида на обоих концах разделительной трубки (в равновесном состоянии), L — геометрическая длина трубки, а / — характеристическая длина, отвечающая фактору разделения с/, равному 2,71. Характеристическую длину разделительной колонки находят расчетным путем [153]. Уравнения, первоначально полученные для изотопных смесей, применимы к смесям химически различных газов только тогда, когда концентрация примеси в общей разделительной трубке не превышает 1—2%. Значения термодиффузионных факторов для газовых смесей можно найти в обширных таблицах Грю и Иббса [113, 114]. В них также приводятся данные о расчете коэффициентов диффузии. Эти расчеты, однако, дают возможность только провести [c.145]

Энергия Г иббса химических реакций. Как и любая термодинамическая функция, энергия Гиббса является функцией состояния, т.е. ее значение не зависит от пути протекания процесса, а лишь от исходного и конечного состояний системы. Поэтому энергию Гиббса химической реакции АО можно рассчитать как сумму энергий Гиббса образования продуктов реакции за вычетом энергий Гиббса образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов. [c.141]

Направление окислительно-восстановительных реакций. В рассмотренном методе составления уравнений реакций априори предполагалось, что та или иная окислительно-восстановительная реакция возможна. Можно ли предсказать направление окислительновосстановительных реакций Как бьшо показано в гл. 5, такую возможность предоставляет второй закон термодинамики. Если энергия Г иббса окислительно-восстановительной реакции ниже нуля (АС<0), то реакция может протекать в прямом направлении. Если указанная энергия выше нуля (АС>0), то прямая реакция в данных условиях невозможна, а возможна лишь обратная реакция. Энергию Гиббса реакции можно рассчитать, зная энергии Гиббса реакций образования продуктов и исходных веществ, которые для стандартных состояний приводятся в справочниках. Рассмотрим для примера направление реакций взаимодействия магния и палладия с водой. Энергия Гиббса реакции [c.256]

Из параметров, определяющих состояние фазы, по крайней мере одип должен быть экстенсивным (например, общая масса фазы). Математически это показывается следующим образом дифференцируют уравнение (6) вычитают из него уравнение (2), получают уравнение Г иббса — Дюгема [c.14]

СОСТОЯНИЙ И через Сд и Св — парциальные мольные энергии Г иббса их в смеси. В таком случае изменение энергии Гиббса одного моля газа А [c.348]

Это уравнение получают молекулярно-статистическим путем и при подстановке в уравнение Г иббса уравнения двухмерного состояния адсорбата в вириальной форме При небольших заполнениях уравнение (1-34) переходит в уравнение изотермы гиббсовской адсорбции в вириальной форме в виде простого степенного ряда [c.64]

Вероятность распределения системы по состояниям в К. с. определяется так же, как в классич. статистике, Г иббса распределением. ехр [(/ —Е ), кТ], где п — [c.262]

Прогнозирование различных превращений на термодинамической основе не требует привлечения знаний о строении вещества. Для такого прогнозирования достаточно знать изменение соответствующей функции состояния в рассматриваемом процессе. Например, при постоянном давлении и температуре знак изменения энергии Г иббса дает возможность сказать, может произойти данное превращение в системе или нет, и какая работа при этом может совершиться. Но на вопрос, почему и как быстро протекает процесс, термодинамика не отвечает. Решение этого вопроса основано на знании законов атомно-молекулярного строения вещества, которые необходимы для того, чтобы предсказать биохимические процессы, протекающие в организме. [c.142]

Если состояние системы определяется температурой Т и обобщенными силами Ai, сопряженными внешним параметрам а,-, то термодинамическим потенциалом системы является (обобщенная) энергия 1 иббса [c.113]

Значение по (1.16) характеризует высоту барьера свободной энергии Г иббса, который нужно преодолеть системе за счет флуктуаций. Увеличивая глубину захода в область метастабильных состояний, мы снижаем этот барьер. Следовательно, возрастает вероятность его преодоления за счет тепловых флуктуаций в системе. Относя к средней энергии теплового движения на одну степень свободы, где /св — постоянная Больцмана, получим естественную меру для высоты барьера — число Гиббса [c.9]

Системы, находящиеся в тепловом и механическом контактах с окружающей средой, т.е. с переменными энергией и объемом, но при постоянном давлении, равным давлению окружающей среды, в состоянии термодинамического равновесия описываются изобарическим распределением Г иббса [c.329]

В нелинейной, как и в линейной термодинамике необратимых процессов рассматриваются системы, находящиеся в состоянии локального термодинамического равновесия, т.е. предполагается справедливым уравнение Г иббса dU = rdS - pdK + [c.350]

Определение химических потенциалов чистых газов. nopVT данным чистых газов методами термодинамики можно рассчитать изменение различных термодинамических функций, в том числе и изменение свободной энергии Гиббса, которое представляет собой изменение.хими-ческого потенциала газа. Для расчета фазовых равновесий целесообразно пользоваться значением изменения свободной энергии Гиббса, отсчитанного от свободной энергии газа при той же температуре и в гипотетическом состоянии идеального газа при давлении, равном единице (стандартное состояние). В таблицах термодинамических свойств газов приводят различные термодинамические функции газов, в большинстве случаев энтальпию и энтропию, реже свободную энергию Г иббса. Исходное состояние отсчета этих функций не всегда является упомянутым стандартным состоянием. Для перевода изменения свободной энергии Гиббса, отсчитанного от произвольного исходного состояния [Ад) в отсчитанное от стандартного применяется следующее уравнение [c.130]

Объясняя причины малой растворимости неполярных газов в воде при низких температурах, логично принять, что при образовании квазиклатратных полостей из жидкой воды термодинамические функции меняются аналогично как и при образовании полостей твердых кристалло-гидратных структур из льда, т.е. увеличение свободной энергии Г иббса. Из зтого допущения следует, что растворение газа в воде при образовании квазиклатратных полостей уменьшается. Действительно, при образовании квазиклатратных полостей в процессе перехода газа из стандартного состояния в водный раствор, находящийся в равновесии с газом, должно происходить увеличение свободной энергии Гиббса. Однако общее изменение свободной энергии при переходе газа из стандартного состояния в равновесный с ним водный раствор газа равно нулю (условие фазового равновесия Ац. = 0). Единственная возможность уменьшить свободную энергию для выполнения упомянутого условия — это снижение растворимости газа, поскольку свободная энергия компонента уменьшается с уменьшением его концентрации. [c.163]

Стандартная молярная энергия Г иббса образования — изменение энергии Гиббса при образовании 1 моль данного вешества в стандартном состоянии из простых вешеств, также находяших-ся в стандартном состоянии. [c.55]

Поскольку значения АОмв, обр табулированы, расчет АОгэв различных процессов и констант равновесия последних Кр.гяв осуществляется очень просто. Поэтому легко устанавливается соотношение равновесных парциальных давлений продуктов реакции и исходных веществ в системе при определенных условиях, отвечающих использованию стандартной энергии Г иббса реакции при 298 К. Отклонения от стандартной температуры и от стандартных состояний веществ требуют соответствующих пересчетов. [c.106]