Изменение энтропии, вычисление

Не производя вычислений, указать, для каких ИЗ перечисленных процессов изменение энтропии положительно [c.88]

В качестве другого примера графического дифференцирования укажем на вычисление температурного коэффициента электродвижущей силы гальванического элемента (для определения теплового эффекта или изменения энтропии в токообразующем процессе). [c.446]

Этот параграф будет посвящен вычислениям изменений энтропии в различных равновесных процессах. В основе этих вычислений будет лежать соотношение (III.9, б), которое для конечного превра- [c.76]

Предскажите влияние температуры на равновесия этих реакций. Каков знак изменения энтропии в этих реакциях Сравните ваши ответы с результатами вычислений по справочным данным. [c.58]

Для того чтобы иллюстрировать, насколько отличается фактическое изменение энтропии газов при сжатии от 1 до 1000 ат от вычисленного по этому уравнению, приводим табл. 10. [c.85]

На рис. Ill, 3, иллюстрирующем графический метод расчета энтропии на примере вычисления энтропии этилена, изображены кривые Ср/Т = ф(Т) для твердого, жидкого и газообразного этилена штриховкой показаны площади, соответствующие приростам энтропии при нагревании . (Изменения энтропии при агрегатных превращениях, естественно, не могут получить отражения на данной диаграмме.) [c.99]

Для твердого водорода остаточная энтропия при О К обусловливается существованием двух его модификаций пара- и орто-водорода. В связи с этим твердый водород также можно рассматривать как раствор (орто- и пара-водорода), энтропия которого не падает до нуля при О К- Наличие остаточной энтропии у СО (N0, N20) связано с различной ориентацией молекул СО в кристалле (ОС —СО и СО — СО). Так как атомы С и О близки по своим размерам, то эти два вида ориентации в кристалле должны обладать практически одинаковой энергией. Отсюда статистический вес наинизшего энергетического уровня отдельной молекулы равен 2, а для моля кристалла —2 . Поэтому остаточная энтропия СО должна быть величиной порядка / 1п2 = 5,76 Дж/(моль К). Сравнение значений стандартной энтропии СО, вычисленных на основании калориметрических измерений [193,3 Дж/(моль К)) и спектроскопических данных [197,99 Дж/(моль К)1. подтверждает этот вывод. Для твердых веществ, кристаллические решетки которых имеют какие-либо дефекты, 5(0) Ф 0. Значения остаточной энтропии у отдельных веществ, как правило, — небольшие величины по сравнению с 5°(298). Поэтому, если пренебречь остаточной энтропией (т. е. принять условно 5(0) = 0), то это мало повлияет на точность термодинамических расчетов. Кроме того, если учесть, что при термодинамических расчетах оперируем изменением энтропии при протекании процесса, то эти ошибки в значениях энтропии могут взаимно погашаться. Почти каждый химический элемент представляет собой смесь изотопов. Смешение изотопов, как и образование твердых растворов, ведет к появлению остаточной энтропии. Остаточная энтропия связана с ядерными спинами. Если учесть, что при протекании обычных химических реакций не изменяется изотопный состав системы, а также спины ядер, то остаточными составляющими энтропии при вычислении изменения энтропии Д,5 можно пренебречь. [c.265]

Вычисление изменения энтропии при любом квазистатическом процессе основано на уравнении (66.6). Часто физико-химические процессы осуществляются при нормальном атмосферном давлении. Энтропия при этих условиях обозначается через 3°(Т) и называется стандартной энтропией. Наличие табличных данных для 5 (298) позволяет легко вычислить изменение энтропии Д5°(298) в различных процессах при сравнимых условиях. [c.232]

При постоянной температуре из (111.34) получается формула, аналогичная (111.10). Она показывает, что с увеличением давления газа его энтропия уменьшается. Выведенные здесь соотношения применяются в вычислениях изменения энтропии при приведении газа к стандартным условиям, а условия стандартности состояния газа включают его соответствие уравнению идеального газа. Очень важно по причинам, которые станут ясны несколько позже (см. 5 этой главы), определение изменения энтропии при равновесном переходе вещества от кристаллического состояния при абсолютном нуле (энтропия So) до стандартного состояния при температуре 298,15° К (энтропия S29 ). Например, Н О (тв,0°К) HjO (пар, 1 атм, ид. газ, 298° К). Равновесный переход должен состоять из нескольких этапов. Первый этап — нагревание твердой воды от 0° К до температуры плавления. Изменение энтропии рассчитывается по (III.23). Именно [c.80]

Вычисление изменения энтропии различных процессов [c.19]

После подстановки чисел и вычислений получаем Т = 870 2 К. Затем рассчитываем изменение энтропии при нагревании [c.75]

Для энтропии справедливо утверждение, аналогичное рассмотренному выше для ДЯ изменение энтропии системы в результате химической реакции (А5) равно сумме энтропий продуктов реакции за вычетом суммы энтропий исходных веществ. Как н при вычислении эитальпии, суммирование нроизводяг с учетом числа молей участвующих в реакции веществ. [c.79]

В табл. 1 приведены полученные опытным путем тепловые эффекты АЯ процесса 1, а также А — стандартные изменения изобарного потенциала и Аб — изменения энтропии, вычисленные соответственно по уравнениям изобары и Гиббса—Гельмгольца. [c.50]

Еще более доступным методом вычисления предэкспоненциальных множителей является метод, применяемый в случае, когда известна константа скорости обратной реакции. Этот метод дает возможность вычислить предэкспоненциальный множитель обратной реакции. Для такого рода расчета необходимо знать изменение энтропии реакции. Ниже будет описано применение этого метода. [c.252]

Вычисление изменения энтропии при различных процессах [c.35]

Константы равновесия реакций изомеризации парафинов С4—Се, энтальпия изомеризации и изменение энтропии изомеризации, вычисленные на основании спектроскопических данных и данных о свободных энергиях, приведены в табл. 1.3, а равновесные составы смесей изомеров — в табл. 1.4. При расчетах констант равновесия реакции изомеризации используется разница в свободных энергиях изомеров ЛС°=Д//°-Л5 7- [c.13]

Парадокс Гиббса пытались преодолеть, учитывая, что энтропия является функцией состояния и ее изменение происходит непрерывно с изменением внешних параметров. Однако многие свойства системы могут меняться скачком. Поэтому при рассмотрении природы изменения энтропии газов (в идеальном состоянии) при их перемешивании следует применять теорему Гиббса, которая гласит энтропия смеси двух разнородных газов в идеальном состоянии равна сумме энтропий обоих газов в отдельности, вычисленная в предположении, что каждый газ занимает весь объем. Неправомерное применение этой теоремы в случае перемешивания двух порций одного и того же газа приводит к парадоксу. [c.117]

Второй и третий интегралы, которые соответственно равны изменению энтропии при нагревании двух модификаций твердого хлористого водорода, определяем графическим интегрированием. Значения второго и третьего интегралов соответственно равны 29,54 и 21,17 Дж/(моль К)- Четвертый и пятый интегралы могут быть вычислены как графическим интегрированием, так и аналитическим путем. Воспользуемся для их вычисления аналитическим методом. Зависимость теплоемкости жидкого хлористого водорода от температуры можно выразить уравнением [c.235]

Так как переохлажденная жидкость не может находиться в равновесии с твердой фазой, то рассматриваемый процесс является нестатическим. Отсюда непосредственно вычислить А 5 по теплоте кристаллизации переохлажденной жидкости нельзя. Для вычисления Л5 мысленно заменим рассматриваемый нестатический процесс следующими тремя квазистатическими процессами, в результате которых система придет из начального состояния в то же конечное состояние 1) нагреваем обратимым путем 1 моль переохлажденной жидкости А от до истинной температуры замерзания Т . При этом процессе изменение энтропии согласно уравнению (71.9) будет равно [c.236]

Помимо вычисления изменения энтропии интерес представляет и значение самой величины 5 для одного моля идеального газа. Соответствующую формулу получим, исходя из (71.21). Положим = Р° и = 1К. Тогда [c.238]

Вычисление изменений энтропии [c.182]

Растворы, образующиеся без изменения энтальпии, но при образовании которых изменение энтропии отличается от вычисленного по уравнению (124.17) и характерно заметное изменение объема, называются атермальными. [c.364]

Вычисление изменения энтропии процесса, [c.28]

Таким образом, для вычисления энтропии, как и любой другой функции состояния системы, можно использовать закон Гесса. Это позволяет рассчитать изменение энтропии системы в любых (даже необратимых) термодинамических процессах, если известны параметры состояния системы в исходном и конечном состояниях, [c.101]

К КН=изобутан. Аналогичный результат получается для величины положительной (3,1) для СНз+На и отрицательной для СНз+изобутан (—8,8). Когда реагирующая молекула становится большой по сравнению с атакующим радикалом или атомом, энтропия активации достигает наибольшей предельной величины. Поэтому можно ожидать, что энтропия активации для молекул углеводородов, еще больших, чем изобутан, должна лишь немногим превышать величину, полученную для изобутана. Возможная ошибка вычислений не превышает величин 2—3 кал моль-град для изменения энтропии, что соответствует изменению предэкспоненциального множителя приблизительно в 3 раза. Исходя пз имеющихся в литературе данных по реакциям отрыва атома Н, Байуотер и Робертс нашли, что рассчитанные значения предэкспоненциального фактора вполне удовлетворительно совпадают с экспериментальными данными, отличаясь от последних не более чем в 10 раз. [c.257]

Вычисление изменения энтропии при обратимых процессах производится по формуле (1.9.2) [c.41]

Как отмечалось ранее (гл. IV), в выражение для энтропии входит неопределенная постоянная интегрирования 5о, поэтому нельзя непосредственно определить абсолютную величину энтропии. Однако для анализа различных процессов это затруднение не существенно, поскольку требуется знать лишь изменение энтропии, т. е. разность энтропий конечного и начального состояний, и в итоге постоянная интегрирования уничтожается. Тем не менее определение абсолютного значения энтропии важно для вычисления других термодинамических функций вещества, в выражения которых она входит, например термодинамического сродства. Для иллюстрации этого положения вернемся к уравнению Гиббса -Гельмгольца (V.71), записанному в следующем виде [c.182]

Вычисление изменения энтропии проводится по соотношению [c.68]

Эти соотношения применяются в вычислениях изменения энтропии при приведении газа к стандартным условиям. [c.71]

Используя два значения растворимости при каких-либо двух температурах, рассчитайте изменение энтропии и эч-тальпии в процессе растворения. Сделайте подобный расчет для двух других более высоких (низких) температур. Как изменяются численные значения термодинамических характеристик при изменении температуры Рассчитайте А растворения. Обсудите знаки при вычисленных значениях термодинамических характеристик процесса растворения. [c.241]

Изменение энтропии при заданных начальном и конечном состояниях системы не зависит от пути процесса и, в частности, от того, протекает он обратимо или необратимо. Однако только для обратимого процесса А5 связано с характеристиками процесса знаком равенства. Поэтому для вычисления А5 необратимого процесса необходимо мысленно провести его обратимо. [c.58]

Случай, приведенный в табл. 34 под номером 1, где отрицательное значение очень велико, довольно трудно объяснить. Однако можно было бы напомнить, что, во-первых, эта величина основана на весьма приближенной величине и, во-вторых, гемоцианин представляет собой с самых разных точек зрения довольно необычный антиген, поскольку молекула его гораздо больше по величине и гораздо более поливалентна, чем молекулы большинства антигенов, и, кроме того, она представляет собой систему, способную к диссоциации и ассоциации. Стейнер и Китцингер [22] предположили, что изменением степени ассоциации гемоцианина можно было бы объяснить наблюдаемое большое изменение энтальпии и большую отрицательную величину изменения энтропии, вычисленную из величины АЯ°. [c.174]

Для реакции типа СНз+HR [СНз-НК]- СН4+В, а также для подобных ей реакций отрыва Н атома атомами Н и атомами галогенов был проведен ряд расчетов. Байуотер и Робертс [9] провели подробное сравнение таких реакций для ряда соединений полученные данные позволяют более детально проследить за изменением энтропии активации. В табл. XII.3 приведены величины вычисленных стандартных (при 300° К и 1 атм) молярных энтропий поступательного и вращательного движений комплексов Н или СНз с RH и изменения стандартной энтропии в реакциях H-fHR НгК, Ha-f HR H4R (пренебрегая колебательным движением), найденные этими авторами. [c.256]

Изменение энтропии при нагревании системы. Квазистатичес-кая передача теплоты от одного тела (системы) к другому возможна только тогда, когда их температуры практически одинаковы. В неизотермических процессах передача теплоты—нестатическая. Чтобы вычислить изменение энтропии при нестатических условиях, необходимо мысленно заменить реальный процесс несколькими квазистатическими процессами. Этот путь рассуждений используем для вычисления изменения энтропии при нагревании системы от температуры Г, до Ti. Допустим, что имеется бесконечно большое число нагревателей. Температура одного из них пусть будет выше начальной температуры (Ti) системы на бесконечно малую величину dT. Температура следующего нагревателя пусть будет выше, чем предыдущего, опять на величину dT и т. д. температура последнего нагревателя Ti. Если теперь исследуемую систему приведем в тепловой контакт с первым нагревателем, температура которого T. + dT, то через некоторый промежуток времени температура ее повысится на dT и она приобретет количество теплоты OQ = dT. В исследуемом интервале температур от Tj до 7, + dT законно принять ее практически постоянной и равной Tj, тогда [c.233]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология