Термодинамические величины для простых веществ

Термодинамическая стабильность химических соединений определяется знаком и величиной изменения изобарно-изотермического потенциала при их образовании из простых веществ. Пусть С, относится к исходным веществам, а С, - к продуктам реакции. Тогда измене- [c.18]

Обычно в таблицах термодинамических свойств веществ приводятся стандартные значения энтальпии, представляющие собой тепловые эффекты при постоянном давлении, равном 100 кПа, отнесенные к температуре 298,16 К. В химической термодинамике, как и в термохимии, оперируют такими понятиями, как энтальпия образования сложного вещества из простых веществ или энтальпия разложения веществ, энтальпия перехода из одного агрегатного состояния в другое и т. п. Так, например, энтальпия образования СО2 представляет собой величину теплового эффекта (при p= onst) реакции образования СО2 (газ) из графита и молекулярного кислорода. Энтальпия воды (газ) соответствует тепловому эффекту реакции соединения молекулярных водорода и кислорода. При этом энтальпию образования простых веществ в их наиболее устойчивых состояниях при температуре 298 К условно считают равной нулю. [c.53]

Теплоту образования соединения из простых веществ при стандартном давлении и 298 К называют стандартной энтальпией образования — ДЯ°об- Величины ДЯ°об приводят в стандартных термодинамических таблицах. Их относят к 1 моль об- [c.17]

Как расчет термодинамических величин, отнесенных к молю раствора или компонента, так и развитие статистической теории требуют знания состава раствора, выраженного через мольные (л ,) или мольно-объемные (ср,) доли компонентов. Для расчета этих величин необходимо знать молекулярные веса компонентов, особенно полимера. Эта задача не проста. Для определения молекулярного веса Ма необходимо, как мы знаем, измерить кол-лигативное свойство предельно разбавленного раствора. Вследствие того что в растворах высокомолекулярных веществ имеют место большие отрицательные отклонения от закона Рауля, свойства предельно разбавленных растворов проявляются лишь при малых концентрациях растворенного вещества. Прн этих условиях такие коллигативные свойства, как понижение давления пара или понижение точки затвердевания, используемые для определения молекулярного веса, становятся настолько малыми, что их крайне трудно измерить. Только осмотическое давление таких растворов имеет достаточно точно измеримую величину (например, осмотическое давление 5%-ного раствора каучука в бензоле ( 2=4-19 ) равно 10 мм рт. ст.]. В связи с этим измерение осмотического давления растворов полимеров получило широкое распространение как метод определения молекулярного веса высокомолекулярных веществ в растворе. Точное измерение малых осмотических давлений проводится с помощью специальных, тщательно разработанных методик. [c.258]

Для вычисления постоянной интегрирования I, а следовательно, и константы равновесия, существует несколько методов. Одним из таких методов расчета Кр является метод, который основан на применении стандартных таблиц термодинамических функций. В качестве стандартных условий принимают давление р=1 атм и базисную температуру / = 298,15 К. Стандартные таблицы содержат абсолютные значения энтропии 5°2Э8 Для простых веществ и химических соединений, величины ДЯ°/,298 или ДО°/,298 для химических соединений. Эти величины выражают изменения энтальпии и энергии Гиббса при реакции образования соединения из простых веществ. Для простых веществ, устойчивых при стандартных условиях, ДЯ°/,298 и А0°/,298 принимают равными нулю. При помощи данных, приведенных в стандартных таблицах, вычислим АН°29а и АС°298 данного химического процесса [c.250]

Расчеты изобарных потенциалов и констант равновесия различных реакций легко выполняются путем комбинирования изобарных потенциалов реакций образования соединений из простых веществ. Стандартный изобарный потенциал любой химической реакции равен алгебраической сумме соответствующих величин для реакций образования всех участников реакции. Таблицы стандартных изобарных потенциалов образования химических соединений при 1 атм и 25 X являются важнейшей сводкой исходных данных для термодинамических расчетов. Эти табличные данные в большинстве случаен вычислены путем комбинации данных для других реакций. Поэтому онн связаны с ошибками опыта, которые суммируются при сочетании величин ЛС и могут составить большую относительную величину, если значение AG° образования невелико и получено путем вычитания больших величин. [c.300]

Внутренняя энергия термодинамической системы, представляющей собой простое вещество (простой ТС), определяется двумя параметрами (аргументами) состояния, например U = = U T,v). Если в ТС присутствует несколько веществ и их массы гпи m2,. .. изменяются за счет химической реакции (такую систему называют сложной), то величина U определяется дополнительно массами Щ, m2,. .. компонентов U=U(T, v, mi, m2,. ..) и тогда [c.14]

К сожалению, для очень важной категории реакций — реакций образования из элементов (из простых веществ или свободных атомов) — применение описанных закономерностей при высоких температурах часто бывает существенно ограниченно. Расчет параметров реакций образования из простых веществ и определение их температурных зависимостей в широкой области температур большей частью сильно осложняются вследствие фазовых переходов, которые претерпевают простые вещества (полиморфные превращения, плавление, испарение), и частичной диссоциации их на атомы при высоких температурах. Поэтому целесообразнее рассматривать атомарные теплоты образования (или теплоты атомизации), атомарные энтропии образования (или энтропии атомизации) и другие параметры реакций образования вещества из свободных атомов. В настоящее время расчет этих величин не представляет затруднений, так как почти для всех элементов имеются дан-ные о значениях термодинамических функций их в состоянии одноатомного газа при разных температурах до 3000 К, и для некоторых элементов до 6000, 8000 и 20 ООО К- [c.183]

Теплотой смешения (интегральной теплотой растворения) называют количество теплоты, выделяемое или поглощаемое системой в процессе смешения п молей вещества Ai и П2 молей вещества А2 при постоянных температуре и давлении. Вместо термина интегральная теплота растворения часто просто говорят теплота растворения . При постоянном давлении в соответствии с первым законом термодинамики dQp=dH, следовательно, теплота смешения равна изменению энтальпии Н , происходящему в результате смешения Н , по определению, является экстенсивной термодинамической величиной. [c.57]

IV. Термодинамические величины для простых веществ, соединений и нонов в водных растворах и в жидком аммиаке [c.362]

Применение методов статистической физики к решению проблем химической термодинамики привело в 20-х годах к созданию статистической термодинамики и к возможности определять значения основных термодинамических функций веществ в состоянии идеальных газов на основе данных о строении молекул и о спектрах веществ. Правда, и в настоящее время возможности этого метода практически ограничиваются лишь простыми молекулами или молекулами, для которых такие расчеты упрощаются вследствие их симметрии. Однако большое значение имела прежде всего возможность определить значения энтропии и других величин двумя независимыми методами — методами классической термодинамики на основе калориметрических определений и методами статистической термодинамики на основе данных о строении молекул и их спектрах. В большинстве случаев этими двумя методами были получены хорошо согласующиеся значения энтропии, что. явилось убедительным доказательством надежности каждого из них. Позднее были выяснены и причины наблюдаемых в известных случаях расхождений, что привело к возможности использовать эти расхождения для определения параметров, относящихся к строению молекул (энергетический барьер внутреннего вращения и другие). В дальнейшем развитие радиоспектроскопии расширило экспериментальные основы расчетов, а использование электронно-вычислительных машин облегчило проведение их. В результате методы статистической термодинамики нашли широкое применение для определения основных термодинамических функций разных веществ в газообразном состоянии при самых различных внешних условиях и значительно способствовали быстрому увеличению фонда имеющихся данных. Однако эти методы сами по себе не дают в настоящее время возможности определять тепловые [c.18]

Мак-Брайд и др. выпустили таблицы термодинамических свойств 210 веществ, образуемых первыми 18 элементами периодической системы. Данные относятся к газообразному состоянию веществ при температурах от О да бООО К. Кроме обычных величин Ср, Н°г — Н1, S°r, (Gr — Яо), АН1 т и g Kf.r — приводятся значения функции /г при базисной температуре 298,15 К (в справочнике эта функция обозначена через Яг) и ДЯ/, г реакций образования вещества из свободных атомов элементов. Слабым местом расчета многих значений параметров реакции образования (из простых веществ или из свободных атомов) является щирокое использование величин средней энергии связи. [c.77]

Так как тепловой эффект реакции и энтальпия зависят от давления, температуры и пр., то пх обычно относят к стандартному состоянию веществ. Большую роль в термохимии играет стандартная энтальпия АЯ° образования вещества, под которой понимают энтальпию реакции образования 1 моль данного соединения из простых веществ при условии, когда они находятся в стандартном состоянин. В качестве стандартного состояния выбирают модификацию элементного вещества, устойчивого при 25°С и атмосферном давлении (101 325 Па), энтальпия которого АЯ принимается равной нулю. В таблицах стандартных термодинамических величин для [c.18]

Определенные для веществ в стандартном состоянии стандартные энтальпии и другие стандартные термодинамические величины. обозначают верхним индексом (°), нижним индексом указывают температуру, при которой они определены например АЯ298 (определена при 298,15 К знаки, стоящие после запятой в индексе, обычно не указывают) или АЯюоо (определена при 1000 К). Такое единообразие делает расчеты строгими. Стандартная энтальпия образования вещества АЯ/ — это изменение энтальпии в процессе образования данного вещества в стандартном состоянии из термодинамически устойчивых фюрм простых веществ, также находящихся в стандартных состояниях. [c.166]

Для термодинамических параметров реакций образования химических соединений из простых веществ было открыто много различных закономерных связей, дающих возможность определить необходимые величины на основе имеющихся данных для других веществ. Естественно, что для однотипных соединений такие связи часто оказываются наиболее простыми. Однако применимость общих закономерностей, пригодных для расчета параметров однотипных реакций (см. 21—24), к параметрам реакций образования химических соединений из простых веществ все же более ограничена. [c.148]

В Приложениях I—П1 приведены в табличной форме термодинамические свойства частиц, простых веществ и некоторых химических соединений при 298,15 К и при высоких температурах. Эти таблицы дают возможность самостоятельно проверить применение описанных соотношений и проследить закономерности, кроме того, они предоставляют основные данные для практических расчетов и для приближенного определения величин на основе методов сравнительного расчета. Таблицы дают, в частности, возможность, располагая данными о свойствах интересующего вещества при [c.312]

Термодинамические свойства важнейших ароматических углеводородов АЯ°/,298 — изменение энтальпии при образовании соединения из простых веществ в стандартных условиях (тепловой эффект), 5°29в — стандартное значение энтропии и С°р — теплоемкость при постоянном давлении, приведены в табл. 1.3, Величины теплоемкостей в указанном интервале температур определяются по формулам [c.11]

Для иллюстрации различий термодинамических величин образования углеводородов из простых веществ при расчете по данным для двух видов графита и с учетом отклонений для водорода, приведена табл. 2. Из нее видно, что различия для ДЯ и Ай у. наблюдаются в большинстве случаев в четвертом знаке, а для lg Кр — во втором после запятой. Это необходимо учитывать при оценке точности расчетов химических реакций. [c.145]

В справочнике [34] дана критическая оценка многих экспериментальных данных и приведены погрешности определения термодинамических величин для различных простых веществ и соединений. Выборочные данные о погрешностях для веществ, рассматриваемых в данной книге, приведены в табл. 3. [c.146]

Термодинамические величины для простых веществ, [c.8]

Изобарные потенциалы реакции, в том числе и стандартные, можно вычислять на основании обобщенного закона Гесса. Поскольку речь идет о свойстве системы, его изменение не зависит от пути протекания процесса, а следовательно, можно комбинировать АО для различных реакций, так же как на основании закона Гесса комбинируют тепловые эффекты. Так, в таблицах термодинамических величин можно найти стандартные изобарные потенциалы образования ацетилена и метана из простых веществ [c.119]

Строго говоря, внутренняя энергия и энтальпия — функции давления, и приводимые в таблицах термодинамических величин значения АЯ образования соединений из простых веществ относятся не только к определенной температуре, но и к определенному давлению, а именно 1 атм, и обычно обозначаются АЯ°. Однако при не слишком больших давлениях эта зависимость незначительна. Давление, естественно, оказывает наибольшее влияние на свойства газов. Однако пока газ можно рассматривать как идеальный, его внутренняя энергия от давления не зависит, а дополнительное слагаемое рУ, входящее в выражение (9.3), определяющее величину энтальпии, равно RT и также не изменяется с давлением. Поэтому в дальнейшем не будет приниматься во внимание зависимость тепловых эффектов химических реакций от давления. [c.215]

О способности оксидов восстанавливаться водородом в первом приближении можно судить по величинам теп-лот их образования из простых веществ по сравнению с теплотой образования воды. Чем больше теплота образования, тем прочнее соединение, а следовательно, тем труднее оно будет переходить в другие соединения или элементное состояние. Кроме термодинамической возможности восстановления оксида, следует учитывать скорость реакции, поскольку чем она меньше, тем больше времени потребуется для проведения процесса восстановления. Скорость реакции может быть такой незначительной, что, несмотря на то что термодинамически реакция возможна, практически она не пойдет. [c.140]

Тепловой эффект реакции необходимо характеризовать не только абсолютной величиной, но и знаком. Исторически сложились две системы отсчета термохимическая и термодинамическая. В первой из них знак теплового эффекта экзотермической реакции считается положительным (экзо — наружу). Эндотермические реакции сопровождаются отрицательным тепловым эффектом, теплота поглощается системой (эндо — внутрь). В термодинамике принята обратная система знаков, т.е. теплота, поглощенная системой, считается положительной, а теплота, отданная системой в окружающую среду, — отрицательной. В термодинамической системе знаков тепловой эффект реакции отождествляется с изменением энтальпии системы (если процесс протекает при постоянном давлении). При записи термохимического уравнения в этой системе тепловой эффект не включается в уравнение, а записывается рядом. Так, приведенное уравнение реакции получения воды из простых веществ запишется следующим образом [c.124]

Если химическая термодинамика позволяет установить принципиальную возможность протекания реакции и решить вопрос об установлении равновесия, то она не отвечает на вопрос, как быстро можно достичь равновесия. В уравнениях равновесной термодинамики нет величин времени и скорости. Нельзя считать, что чем отрицательнее ДО, тем быстрее протекает реакция. Конечно, если для какого-либо процесса Д0>0, то нет смысла пытаться провести его при данных условиях. Такой процесс невозможен, но если Д0<0, то на пути этого возможного процесса могут встретиться большие затруднения, из-за которых процесс тоже не идет. Так, например, жидкий бензол мог бы при 298 К полностью разложиться на водород и графит (ДС 8 =—124,32 кДж/моль) многие другие углеводороды в стандартных условиях тоже термодинамически неустойчивы. Однако в таких условиях они не разлагаются. Только при высокой температуре их распад становится заметным. Также в ложном равновесии находится уголь с кислородом воздуха (ДС 298 = = —393,5 кДж/моль). Кремний, германий, алюминий и другие простые вещества, покрывшись с поверхности тонкой пленкой оксида, дальше в сухом воздухе заметно не окисляются. Причина того, что эти реакции не идут, хотя термодинамически и возможны, кроется в кинетических затруднениях, которые необходимо преодолевать. [c.46]

Решение. Обозначив искомую величину через х, запишем термодинамическое уравнение образования N2 из простых веществ [c.20]

Химические термодинамические свойства разных веществ и параметры химических реакций приводятся как в физико-химических справочниках общего характера, так и в специальных термо-динамических. Фундаментальным справочником первой группы является шестое издание таблиц Лаидольта — Бернштейнавышедшее в период 1950—1961 гг. в четырех томах (22 книги), в которых ряд разделов посвящен величинам, характеризующим тепловые эффекты, равновесия и другие параметры химических реакций и фазовых переходов, а также термодинамические свойства химических соединений и простых веществ. Так, четвертая часть второго тома содержит данные по термодинамике химических реакций и соответствующим свойствам химических соединен и простых веществ по теплоемкости энтропии (5"), теплотам образова- [c.74]

Все описанные соотношения справедливы не только для кислородсодержащих соединений. Так, для углеводородов применимы те же соотношения, но число атомов кислорода принимается равным нулю. Для соединений, содержащих серу, азот, фосфор, в уравнении (VI,1) постоянство суммы теплот образования и теплот сгорания сохраняется, но в правую часть уравнения входит новый член, представляющий теплоту сгорания перечисленных элементов (точнее говоря — соответствующих простых веществ). Конечное состояние продуктов сгорания в этом случае принимается иногда условно. Здесь важно лишь, чтобы это состояние было одинаковым конечным состоянием, принятым при определении теплоты сгорания данного соединения. Одинаковыми должны быть и исходные состояния данного элемента в реакции, к которой относится теплота сгорания простого вещества, и в реакции образования рассматриваемого соединения нз простых веществ. Практически это замечание относится главным образом к сере, так как для нее параметры реакций образования и, в частности, теплоту образования -в настоящее время часто относят к исходному состоянию ее в виде газа с двухатомными молекулами, 5г(г). Хотя стандартное состояние такого газа в обычных условиях физически нереализуемо, термодинамически оно определено достаточно хорошо, а использование параметров его в качестве вспомогательных расчетнь1х величин дает возможность при выражении влияния температуры на параметры реакций образования избежать искажающего влия ния изменений агрегатного состояния серы при повышенных температурах. К тому же при сопоставлении серусодержащих соединений с аналогичными кислородными соединениями параметры реакций образования с участием 5г(г), естественно, показывают более закономерные соотношения, чем параметры реакций образования с участием серы ромбической. [c.210]

Термодинамическая стабильность химических соединений определяется знаком и величиной изменения изобарно-изотермического потенциала при их образовании из простых веществ. Пусть 61 относится к исходным веществам, а Оа — к продуктам реакции. Тогда изменение изобарно-изотермического потенциала А0 = 02—О]. Если 0 > 62 и — АС > О, то соответствующее соединение стабильно. Из справочных данных следует, что только окислы АигОз, АдО и АдгОз термодинамически нестабильны в стандартных условиях. [c.10]

Для инженерных целей весьма часто термодинамические данные представляют в виде таблиц. Работа [20] по свойствам воды является, вероятно, классическим образцом табулирования термодинамических свойств чистого вещества. Такие методы представления данных сопровождаются обычно диаграммами, подобными диаграмме Мольо. Было много попыток представить в относительно простой форме термодинамические свойства смесей, с которыми приходится сталкиваться в нефтяной промышленности. Наиболее эффективные и простые методы основаны на использовании принципа соответственных состояний п концепции псевдо-критических величин Кея [20] для смесей. Литература в этой области весьма обширна, и повторять имеющийся обзор [34] не имеет смысла. Связь термодинамических свойств с состоянием фазы весьма сложна, и представление результатов в виде графиков и таблиц, по-видимому, не может быть использовано для всей области температур, давлений и составов, представляющих интерес для нефтяной промышленности. [c.63]

Вероятностный подход для расчета мольных долей отдельных веществ проще применять и тогда, когда известны нулевые энергии Д(/°(А,В .,) различных изотопных разновидностей Следует отметить, что величины Д1/ (А,В ,) нельзя брать непосредственно из термодинамических таблиц, так как это приведет к ошибкам из-за использования в качестве нуля отсчета простых веществ, а не атомов простых веществ Например, в термодинамических таблицах теплоты образования для Н2 и 2 равны нулю, но при использовании в качестве нуля отсчета свободных атомов Н и О для Д1/ (Н2) и Д / (02) получим разные величины, которые и нужно применять в вероятностном подходе. При рассмотрении констант равновесия реакций изотопного замещения результат расчета не зависит от выбора нуля отсчета В рамках вероятностного подхода мольная доля (-го вещества радна [c.123]

Для определения Д// ) некоторого вещества У,- в растворе достаточно измерить тепловой эффект рястворения в этом растворе небольшого количества Yi, равный разности парциальной молярной энтальпии Y, в растворе и молярной энтальпии чистого вещества, т. е. ff,—Я,. Суммируя эту величину с энтальпией образования Yj, получим — теплоту образования растворенного вещества из простых веществ. Для определения стандартной энергии Гиббса образования компонента раствора Дц " можем воспользоваться тем, что в насыщенном растворе химический потенциал растворенного вещества совпадает с молярным термодинамическим потенциалом чистого вещества, находящегося в равновесии с насыщенным раствором. Поэтому Ди ) для насыщенного раствора можно считать известным. Расчет A]Xi° проводится по формуле [c.267]

Простые вещества в зависимости от преимущественного типа связи могут Шроявлять металлические или неметаллические свойства. Металлические свойства имеют, как правило,. вещества, состоящие из электроположительных элементов, а неметаллические— из электроотрицательных элементов. Некоторые элементы, имеющие промежуточные величины электроотрицательности, например Аз и 5Ь, в зависимости от условий их получения могут образовывать простые вещества как с металлическими, так и с неметаллическими свойствами. Термодинамическая устойчивость этих модификаций элемента различна. [c.345]

Расчет химического равновесия с помощью стандартных термодинамических величин. В настоящее время известны стандартные теплоты образования АН и энтропии более 7500 простых веществ и соединений. С помощью этих табличных данных можно вычислить термодинамические параметры (АЯмз, ASsge и AG ga) многих десятков тысяч реакций, в том числе предполагаемых и не изученных экспериментально. В методе расчета, основанном на использовании стандартных термодинамических величин, используются два исходных уравнения (VII.22) и (IX.9) [c.147]

Пользуясь таблицами термодинамических величин, законом Гесса и.уравнением (У.60), составим термодинамические характеристики некоторых простых реакций с участием газов (табл. 13). В избранных четырех реакциях имеется нечто общее — во всех из двух молей газа получаются три моля также газообразных веществ. В связи с этим, как можно видеть, изменения энтропии везде положительны и не очень сильно различаются — ведь приращения энтропии во всех четырех реакциях связаны с появлением моля вещества в наиболее хаотизированном газообразном состоянии. [c.120]

Необходимо отметить еще раз, что выражение подобного вида отражает изменение изобарно-изотермического погенциала под действием давления и температуры для любого процесса (химического или фазового превращения) тогда все изменения термодинамических величин (ДО, ДЯ, ДУ, ДСр, Д5) будут характеризовать разность соответствующих параметров между продуктами процес-х а и исходными веществами. Для подавляющего числа конкретных систем расчет по этой формуле крайне затруднителен из-за отсутствия точных значений всех входящих в уравнение величин. Поэтому приходится проводить приближенные расчеты, огрубляя в той или иной степени точную формулу (56). Произведем два упрощения этой формулы более сильное огрубление — получится простое и удобное для вычисления выражение и менее сильное огрубление — выражение получится сложнее, чем в предыдущем расчете. В первом случае пренебрежем разницей между теплоемкостями графита и алмаза, т. е. положим, что ДС р=0, и, кроме того, примем, что разница между объемами графита и алмаза постоянна, какие бы ни были внешние условия, т. е. ДУ = сопз1 или ДУ= /(р, Т). Тогда формула (56) примет вид [c.128]

Основное уравнение статистической термодинамики f=i/o— -кТ1п2 позволяет выразить все термодинамические функции через величины, характеризующие свойства молекул, т. е. позволяет связать термодинамические функции с определенной молекулярной моделью системы. Это крупный научный результат, особенно важный для химии. На всех уровнях развития естествознания химики стремились решить вопрос о том, как наблюдаемая на опыте способность вещества вступать в различные реакции связана со строением частиц, из которых это вещество состоит. В 1901 г. Гиббс получил в общем виде написанное выше соотношение и нашел общие выражения для и, Н, О, Су, Ср и т. п. через суммы по состояниям. Однако при этом он совсем не рассматривал другую сторону вопроса — как вычислить саму величину 2 для реальной системы. Для этого в то время механика молекул располагала возможностью подсчитать только вклад, связанный с поступательным движением частиц. Кроме того, поскольку вычисление Р, О и 5 требует операций с абсолютной величиной 2, без применения квантовой механики такой расчет вообще нельзя было завершить, так как для этого необходймо использовать постоянную Планка к. Поэтому статистические расчеты термодинамических величин были начаты фактически только в двадцатые — тридцатые годы и продолжаются до настоящего времени. Расчет сумм по состояниям 2 для реальных систем — достаточно сложная и далеко не решенная задача. Однако принципиальная ясность здесь есть, и существо дела сейчас хорошо разобрано на многих примерах. Простейший из них — свойства многоатомного идеального газа со многими независимыми степенями свободы. [c.215]

Поскольку тепловой эффект при постоянном давлении равен изменению энтальпии (изменению внутренней энергии при у= = onst), то для его подсчета можно было бы вычесть из суммарной энтальпии (внутренней энергии) продуктов реакции энтальпию (внутреннюю энергию) начальных веществ. Однако абсолютные значения энтальпии и внутренней энергии неизвестны и не могут быть найдены из термодинамических соображений. Во всех случаях, рассматриваемых в термодинамике, мы имеем дело лишь с изменением этих величин. Поэтому необходимо выбрать некоторое состояние, в котором Н и U условно считать равными нулю. За нулевое состояние принято состояние простых веществ (т. е. веществ, состоящих из одинаковых атомов), в их устойчивых состояниях при температуре Г=298К и давлении р=1 атм. Например, кислород известен в виде атомов (О), молекулярного кислорода Ог, озона Оз и при низких температурах может существовать в жидком и твердом виде. Во всех этих состояниях энтальпия и внутренняя энергия различны. [c.27]

Стандартные энтальпии образования соединений из простых веществ помещают в специальных таблицах термодинамических величин, которые публикуются в справочниках. В табл. 1.1 для иллюстрации приведены некоторые извлечения из таких справочников. Наряду со значениями таблицы содержат величины —энергий Гиббса обра- [c.29]

Здесь образование соединения АВ представлено двумя путями непосредственным синтезом из компонентов (АН) или через стадию образования промежуточного соединения АС АЩ), которое, реагируя с В (ДЯз), дает тот же конечный продукт. В соответствии с законом Гесса тепловой эффект прямого синтеза АВ равен сумме тепловых эффектов реакций с участием промежуточного продукта АС, т.е. АН = АНг + ДЯг- Как следует из закона Гесса, тепловой эффект реакции образования одного моля соединения из простых веществ в стандартном состоянии при заданных Тир — теплота образования — не зависит от способа его получения. В термодинамике в качестве стандартных ус.10вий принимаются температура 25°С = 298 К и давление 1,013-10 Па. Теплоты образования соединений в этих условиях называются стандартными теплотами образования (АН° . ) и приводятся в таблицах термодинамических величин. В качестве примера рассмотрим гидриды sJ9-элeмeнтoв V группы. Энтальпия образования гидридов элементов УА группы [c.125]

В заключение следует упомянуть, что Бернетт (1963) предложил метод, который не требует использования соотношений между объемами удерживания и термодинамическими величинами. В этом случае газ-носитель протекает через малый объем исследуемого разбавленного раствора. Уменьшение концентрации растворенного вещества в паровой фазе над раствором определяется хроматографически. Удаление его из раствора подчиняется простому кинетическому закону, константа скорости которого включает коэффициент распределения в виде отдельного неизвестного параметра. В сущности этот метод не является хроматографическим. [c.451]

Краткий справочник физико-химических величин (1974) -- [ c.0 ]

Краткий справочник по химии (1965) -- [ c.94 ]

Краткий справочник физико-химических величин Издание 6 (1972) -- [ c.6 , c.8 ]

Краткий справочник физико-химических величин Издание 7 (1974) -- [ c.6 , c.8 ]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология