Гиббса уравнение термодинамическое

Термодинамический расчет дает возможность установить связь между концентрациями исходных веществ и продуктов реакции (а следовательно, определить достигаемый в данных условиях максимально возможный выход реакции) с помощью вычисления значения константы равновесия химической реакции. Для этого нужно рассчитать изменение энергии Гиббса во время реакции и из уравнения (У1-48) найти константу равновесия. [c.152]

Уравнения (V, 31) и (V, 31а) являются вариантами уравнения Гиббса—Дюгема, имеющими большое значение в термодинамической теории растворов. Уравнение (V, 31а) часто называется уравнением Дюгема—Маргулеса. [c.182]

Проверка на термодинамическую совместимость обусловлена тем, что экспериментальные данные по фазовому равновесию часто содержат погрешности и могут не удовлетворять термодинамическим соотношениям равновесных систем. В качестве такого соотношения наибольшее применение находит уравнение Гиббса— Дюгема [c.118]

Проверка достоверности экспериментальных данных. Экспериментальные данные по парожидкостному равновесию часто содержат погрешности и нуждаются в дополнительной проверке на термодинамическую совместимость, т. е. проверке на удовлетворение термодинамическим соотношениям равновесных систем. В качестве такого соотношения наибольшее применение нашло уравнение Гиббса - Дюгема, которое записывается в виде [c.52]

Вариантность системы — число степеней свободы равновесной термодинамической системы. Из какого бы числа компонентов и фаз ни состояла гетерогенная система, условием равновесия между фазами в ней является то, что химический потенциал любого компонента должен быть одинаковым во всех фазах системы при постоянных температуре и давлении. Условия равновесия гетерогенной системы подчиняются правилу фаз Гиббса. Уравнение правила фаз Гиббса устанавливает зависимость между числом степеней свободы, числом компонентов и числом фаз в данной равновесной системе [c.154]

Энергия Гиббса химической реакции. Энергия Гиббса G — термодинамическая функция состояния системы (кДж/моль). Изменение энергии Гиббса в системе при протекании химической реакции AG называют энергией Гиббса химической реакции. Согласно уравнениям (IV.20) и (IV.21), [c.101]

Характерным свойством коллоидных ПАВ является их способность адсорбироваться на поверхностях раздела двух фаз жидкость — газ, жидкость — жидкость или жидкость — твердое тело. Природа поверхности в результате адсорбции радикально изменяется, и наиболее общим следствием этого процесса является понижение межфазного натяжения. В случае системы жидкость — газ или жидкость — жидкость межфазное натяжение можно измерить и на основании полученных данных вычислить величину адсорбции (или, точнее, поверхностный избыток) с помощью хорошо известного уравнения адсорбции Гиббса, выражающего термодинамическую зависимость между этими двумя величинами. Следует, однако, заметить, что это фундаментальное уравнение имеет различный вид в зависимости от природы ПАВ, а именно в зависимости от того, являются ли они электролитами или нет. Вывод различных вариантов уравнения Гиббса и их применимость будут рассмотрены во втором разделе этой главы. [c.200]

С количественной стороны процесс адсорбции описывается уравнением Гиббса, установленным термодинамическим путем. Если через с обозначить концентрацию растворенного вещества [c.368]

Законы адсорбции. Целью многочисленных теоретических и экспериментальных работ было определение количества адсорбируемого вещества, закрепляющегося на единице поверхности адсорбирующего вещества. В 1878 г. Гиббс предложил термодинамическую теорию зависимости поверхностного натяжения раствора от его концентрации у поверхности. Если обозначить ч рез С избыток вещества на единицу поверхности, зависимость выразится уравнением [c.205]

Низкая растворимость конденсированных ароматических соединений затрудняет прямое определение теплоты растворения, поэтому измеряемое количество выделяющегося тепла представляет собой сумму теплоты реакции АЯ и теплоты растворения АЯр, причем под теплотой растворения нужно понимать количество тепла, выделяющееся при переходе ароматического соединения из углеводородной фазы в фазу НР. В этом случае соответствующие величины изменения энтропии также приблизительно постоянны, в то время как величина АЯ + АЯр сильно изменяется. Это показывает, что энтропия реакции одного активного центра , вероятно, практически не зависит от строения ароматического соединения. Константы основности, приведенные в таблицах, определялись по активностям (раздел III, А, Б), поэтому использование уравнения Гиббса — Гельмгольца термодинамически оправдано. Вследствие соответствующего распределения электронной плотности под влиянием замещающей метильной группы присоединение протона предпочтительно происходит в орто- и пара-положения (табл. 19). При наличии нескольких СНз-групп в орто- и (или) пара-положениях относительно реакционного центра величина р/Св уменьшается особенно сильно, в то время как метильные группы в мета-положения оказывают значительно меньший эффект. [c.316]

Гиббса-Дюгема 136 Уравнения термодинамические 161 Фактор термо диффузии 145 Флюктуации 253 [c.7]

Метод термодинамических потенциалов 101 25. Уравнение Гиббса— Гельмгольца. Термодинамические потенциалы 108 идеального газа [c.2]

Введем в каждой точке температуру г-й фазы Г,-, что связано с принятием гипотезы локального равновесия, но только в пределах фазы (когда локальное равновесие всей смеси может "и не выполняться, например, при неодинаковых температурах фаз). Эта гипотеза позволяет наряду с внутренней энергией использовать также и другие термодинамические функции для каждой фазы энтропию 5,-, энтальпию г,, свободную энергию ф,-, термодинамический потенциал 2,. Все эти функции для каждой фазы — те же самые, что в однофазном состоянии (т. е. когда фаза занимает весь объем), и связаны обычными в равновесной термодинамике уравнениями (соотношением Гиббса, уравнением Гельмгольца и т. д.). [c.30]

Для химической реакции движущую силу нельзя представить в виде, удобном для подстановки в уравнение (1Х-1). Величиной, определенным образом связанной с движущей силой, является изменение энергии Гиббса, которое как термодинамическая, а не кинетическая величина определяет только качественно направление хода реакции. Выше изменение э.той энергии позволило нам рассчитать концентрации (т. е. величины, оказывающие влияние на скорость реакции), которые могут быть достигнуты системой в состоянии равновесия. [c.348]

Параметрами состояния называются физические величины, характеризующие макроскопические свойства среды,— плотность, давление, температуру, объем. Они, как правило, связаны уравнением состояния (например, для идеального газа, это уравнение (1.21)), потому для определения макроскопического состояния достаточно задавать не все параметры состояния, а лишь некоторые из них. Функциями состояния называются такие физические характеристики, изменение которых нри переходе системы из одного состояния в другое зависит лишь от параметров состояния (начального и конечного), а не от пути перехода (т. е. особенностей кинетики процесса). Функции состояния, посредством котбрых (или их производных) могут быть в явном виде выражены термодинамические свойства системы, называются характеристическими. Важнейшими из них являются внутренняя энергия и, энтальпия Н, энтропия 8, равновесная свободная энергия (или потенциал) Гиббса О, равновесная свободная энергия (или потенциал) Гельмгольца Р. Если же значение функции за- [c.22]

Это и есть уравнение Гиббса, опубликованное им в 1876 г. и выражающее правило фаз, которое может быть сформулировано следующим образом число степеней свободы равновесной термодинамической системы, на [c.353]

Важную термодинамическую характеристику этого процесса— изменение энтальпии — вычисляют по уравнению Гиббса— Гельмгольца (см. т. I, стр. 120, уравнения (IV, 18а) и (IV, 19а)]. [c.527]

Таким образом, комбинируя в изохорных процессах эиергию Гельмгольца Р = Е(Г, Т) с уравнением (1.36), а в изобарных—эиергию Гиббса 0=0(Р,Т) с уравнением (1.40), можно найти связь между Р, Т иГ, т. е. получить уравнение состояния. Подчеркнем, что подобное простое дифференцирование приведет к уравнению состояния только в том случае, если соответствующие потенциалы будут заданы в своих переменных. Если же они заданы как функции чужих аргументов,то необходим анализ дифференциального уравнения в частных производных, однако для такого анализа необходимо знать граничные условия. В общем случае это позволяет получить новые термодинамические соотношения, однако задача не так проста, как кажется на первый взгляд. [c.29]

Поскольку все термодинамические потенциалы являются величинами экстенсивными, химический потенциал, так же как и химическое сродство, есть величина интенсивная. Он, однако, имеет ряд особенностей. По определению (уравнение (1.59)), химический потенциал есть какой-либо термодинамический потенциал (для определенности будем в дальнейшем говорить о свободной энергии Гиббса), отнесенный к одному молю вещества. Однако потенциал Гиббса имеет свойство экстремальности. Такое свойство присуще и химическому потенциалу, который точно так же состоит из равновесной составляющей, не зависящей от условий процесса, и некоторой переменной, зависящей от условий процесса, т. е. вида функции [c.39]

Учение о химическом равновесии получило термодинамическую основу в работах Вант-Гоффа, Гельмгольца, Потылицина, Горст-мана в 70—80 годах (уравнения изотермы химической реакции, уравнение изобары и изохоры реакции и др.). В то же время Гиббсом были разработаны общая термодинамическая теория равновесий и система термодинамических функций, которые в последующий период послужили основой термодинамики химических реакций. [c.17]

С количественной стороны процесс адсорбции п поверхностном слое раствора описывается уравнением Гиббса, выведенным им термодинамическим путем. Ес.пи через с обозначить концентрацию растворенного вещества в растворе, через Г — избыток его в поверхностном слое, то это уравнение может быть записано в виде [c.363]

Другая особенность ) заключается в том, что это величина интенсивная (в самом общелг случае свойства интенсивности могут не сохраняться). Эта особенность диктует выбор термодинамического потенциала для построения конкретного вида химического потенциала. Потенциал Гельмгольца не подходит, поскольку пе сохраняет свойства интенсивности, а энтальпия Н не обладает экстремальными свойствами. Что же касается внутренней энергии и, то она и не экстремальна и не сохраняет свойства интенсивности. Используем свободную энергию Гиббса. Кохмбинируя уравнение состояния (1.21) с первой производной из (1.40), в расчете на 1 моль получим [c.40]

Нередко в термодинамических расчетах используется уравнение, связывающее парциальную моляльную энтальпию компонента раствора и производную по температуре парциальной моляльной энергии Гиббса [c.374]

Уравнения Гиббса-Гельмгольца позволяют связать изменение термодинамических потенциалов с теплотой процесса [c.22]

Согласно термодинамической теории флуктуаций [124], равновесная функция распределения зародышей различных размеров /о, через которую выражается число зародышей с1п в интервале размеров с1г в единице объема среды с1п =/ос1г, также определяется выражением вида функции распределения Максвелла — Болы ма-на или канонического распределения Гиббса — уравнение (8.7.2.2). Это в известной мере оправдывает постулат Фольмера и Вебера, когда вероятность образования зародышей новой фазы критических размеров в единицу времени определяется выражением, аналогичным уравнению (8.7.2.2) с учетом приращения свободной энергии, обусловленной образованием зародыша. Величина предэкспоненциального множителя определяется спецификой конкретного типа фазового перехода (конденсация, испарение, вскипание, кристаллизация и др.) и, подобно Аи, является функцией термодинамических параметров. [c.827]

Ю. А. Эльтекой. По мнению Беринга и Серпинского, существуют два предельных случая термодинамического описания поведения адсорбционных систем термодинамика адсорбции непористыми и широкопористыми адсорбентами отличается от термодинамики адсорбции (или сорбции) микропористыми сорбентами. Мне представляется, что термодинамика описывает в общем виде равновесие адсорбции микропористыми и непористыми телами с помощью одного и того же уравнения — фундаментального уравнения Гиббса [уравнение (1) на стр. 232]. Естественно, для конкретных систем вклад членов этого уравнения различен. Если величина поверхности раздела мала, то вклад члена ткЬ мал. [c.251]

Основные понятия и определения. Исходным уравнением термодинамической теории платинового электрода является адсорбционное уравнение Гиббса. Его конкретный вид зависит от выбора компонентов при построении поверхностного слоя [158—160], однако, окончательные термодинамические соотношения от этого условия не зависят. Удобно в качестве компонентов выбрать атомы водорода Н и молекулы НА, СА и Н2О, т. е. незаряженные частицы. Тогда состояние системы определяется химическими потенциалами атомарного водорода 1 1н, кислоты [Хна, соли хса и воды ин, о. В таком случае выражение для полного дифференциала обратимой поверхностной работы а [167] приобретает вид [c.63]

Уравнения термодинамической теории ЭДС и ЭП, разработанной Гиббсом и Гельмгольцем, выражают зависимость ЭДС и ЭП от активностей компонентов электродных реакций, от температуры и давления. Обоснование этих зависимостей, данное Гельмгольцем, основано на использовании термодинамического соотношения между полной максимальной работой (W) обратимо протекающей реакции (при Г = onst) и изменением энергии Гельмгольца (свободной энергии) (ДЛ) в ходе реакции [c.49]

Что такое энергия Гиббса Как связано изменение величины энергии Гиббса с термодинамической возможностью протекания процесса 9. Каким уравнением связаны между собой величины AG, АН и Д5 10. Что такое эитальпийный и энтропийный фактор [c.21]

Справочник У. Д. Верятина и др. Термодинамические свойства неорганических веществ под редакцией А. П. Зефирова содержит для большого числа веществ значения теплот образования (АЯ , 293), энтропии (Згэз), параметров фазовых переходов, коэффициентов уравнений, выражающих температурную зависимость теплоемкости, давления насыщенного пара и изменения энергии Гиббса при реакциях образования (АСг . г), а также термодинамические свойства металлических сплавов. Данные приведены из разных источников. Наряду с этим приводятся характеристики кристаллической структуры веществ. Все величины, зависящие от единиц измерения энергии, выражены параллельно через джоули и термохимические калории. [c.76]

Для решения системы уравнений (2-109) необходимо выразить термодинамические величины как функции состава. Выразим частные производные (дх1дх1 ) через коэффициент активности и состав жидкой фазы. Из совместного решения уравнений Дебая и Гиббса следует [62] [c.144]

Справочник Глесснера 2 содержит сводку данных о теплоте образования (АЯ/.зэз), энтропии (5298), энергии Гиббса образования (ДОд 29а)и коэффициентах уравнений, выражающих температурную зависимость ДО/, г до 2500 К, а также термодинамические параметры фазовых переходов для окислов, фторидов и хлоридов разных элементов. [c.79]

Выражение для числа степеней свободы F системы идентично правилу Гиббса, устанавливающел1у число и характер свободных ИП. которые необходимы и достаточны для однозначного определения всех свойств равновесной гетерогенной термодинамической подсистемы, состоящей из ф фаз и к компонентов. Математическая модель такой подсистемы ХТС представляет собой совокупность ф уравнений Гиббса — Дюгема для каждой фазы [c.62]

В результате применения термодинамического метода к исследованию этого вопроса в работах Горстмана (1873), Гиббса (1874), Л. А. Потылицына (1874), Вант-Гоффа (1885) и ряда других ученых было показано, что возможность самопроизвольного течения химической реакции зависит как от ее теплового эффекта, так и от изменения энтропии и соответственно от концентраций реагирующих веществ. Эта возможность характеризуется общими условиями самопроизвольного течения процессов ( 82) и уравнением изотермы химической реакции. [c.266]

В 1869 г. Ф. Массье вводит представление о характеристических функциях, а Дж. В. Гиббс в 1875 г. развивает термодинамику химических неоднородных систем на основе понятия о химическом потенциале и вводит в термодинамику новую функцию— свободную энтальпию (или энергию Гиббса по современной терминологии). Гиббс вводит в термодинамику метод термодинамических функций, позволяющих составлять любые термодинамические уравнения, которые ранее выводили методом термодинамических циклов. Этот метод был более удобным, простым при составлении термодинамических уравнений для изучаемого процесса, но он менее наглядный по сравнению с методом термодинамических циклов. В 1882 г. Г. Гельмгольц открывает термодинамическую функцию — свободную энергию, которую по современной терминологии вызывают энергией Гельмгольца—А. Он же вывел уравнение зависимости А=А Т), которое получило название уравнения Гиббса—Гельмгольца. [c.14]

Во второй половине XIX столетия голландские ученые К. Гульдберг и П. Вааге и русский физико-химик Н. Н. Бекетов сформулировали закон депствущих масс. В это же время П. Дю-гем выводит уравнение для расчета термодинамических свойств растворов (уравнение Гиббса—Дюгема). М. Планк (1887 г.) разделяет процессы на обратимые и необратимые, В. Нернст (1906 г.) формулирует тепловую теорему, а М. Планк в 1912 г. — третий закон термодинамики. Значительное влияние на развитие термодинамики химических процессов оказали работы Я. Вант-Гоффа (понятие о химическом сродстве, изобаре и изотерме), Рауля Ф., А. Л. Брауна и А. Ле-Шателье. [c.14]

Вышел справочник Уикса и Блока содержащий данные о термодинамических свойствах 65 элементов, их окислов, галогенидов, карбидов и нитридов при обычных и высоких температурах. В справочнике приведены уравнения для расчета или непосредственно значения теплоемкости (С ), энтропии (5г), высокотемпературной составляющей энтальпии [Нт — Яадз), теплоты образования [АН].т) и энергии Гиббса образования (ДО/, г) при разных температурах, а также параметры фазовых переходов. Вышел русский перевод этого справочника . [c.79]

Иа основании общей термодинамической теории Гиббса было строго показано (см. [ Ю]), что формула (2.3), выран вющая закои действуюн их масс, справедлива на пределами ее кинетического вывода, т. с. и тогда, когда скорости арялшй и обратной реакций не описываются уравнениями вида (1.7) [c.9]

Уравнения (69.28) — (69.30) также называются уравнениями Гиббса — Гельмгольца. Энергия Гиббса широко используется в термодинамике, когда в качестве независимых переменных выбраны Р Т. Параметры Р и Т, как V и Т, легко могут быть определены экспериментальным путем. Если химическая реакция будет протекать при постоянных давлении и температуре термодинамически необратимо (нестатически), то АН будет равно тепловому эффекту Q реакции. Следовательно, величина АН в уравнении (69.29) может быть определена термохимическим способом (калориметричейки или вычислена на основании закона Гесса). Произведение TAS согласно уравнению [c.228]

Вопросы термодинамической проверки равновесных данных, полученных в изобарных условиях, были рассмотрены Биттрихом [128]. Он дал критическую оценку важнейшим известным методам. Херингтон [6] разработал новый графический метод ( тест на симметричность площадей ), который позволяет проверить экспериментальные данные для ограниченного интервала концентраций бинарных и тройных смесей. Тао [129], исходя из уравнения Гиббса—Дюгема, выводит соотношение для проверки термодинамической достоверности данных по фазовому равновесию в многокомпонентных системах. В монографии Шуберта [17] подробно обсуждаются прикладные методы измерения коэс ициентов активности и способы термодинамической проверки данных по фазовому равновесию бинарных систем. [c.93]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология