Парциальные молярные величины и химический потенциал

В гл. IV отмечалось (см. рис. IV.1), что отрезки, отсекаемые на осях ординат касательными к кривым экстенсивное свойство — состав, дают значення парциальных мольных величин. В рассматриваемом случае отрезки, отсекаемые па осях ординат общей касательной, представляют собой парциальные мольные свободные энергии или химические потенциалы компонентов А и В в двух растворах ( Лл и хв). Отсюда следует, что величины рл и цв в каждом из этих растворов одинаковы, таким образом, растворы составов Ng и N% находятся в равновесии друг с другом. Описанный прием проведения общих касательных к кривым свободных энергий сосуществующих фаз лежит в основе построения диаграмм состояния методами геометрической термодинамики. Покажем это на простом примере определения растворимости компонента А в бинарном расплаве А- -В). На рис. V.9 представлена кривая зависимости свободной энергии этого расплава от состава при некоторой температуре Гь лежащей ниже температуры плавления компонента А—Тл. Очевидно, при Г] переохлажденное жидкое состояние компонента А неустойчиво по отношению к твердому, и молярная свободная энергия Ол(т) отвечает переохлажденной жидкости, т. е. выше, чем для твердого тела. Са(т) (верхняя часть рис. V.9). При температуре 1 расплав может находиться в равновесии с твердым А лишь при такой концентрации этого компонента, когда его химический потенциал ца меньше Ga(h<) и равен Ga(t). Для нахождения этой концентрации следует использовать метод отрезков и провести из точки Ga(i) касательную к кривой свободной энергии расплава. Перпендикуляр, опущенный из точки касания на ось составов, указывает молярную долю компонепта (Na) в насыщенном растворе и соответственно точку Ь при Ti на кривой ликвидуса, изображенной на нижней части рис. V.9. Так как Xa = Ga(t), то между расплавом указанного состава (Na) и твердым А существует равнове-сне. [c.93]

В соответствии с определением энергии Гиббса (12.31) и общими свойствами парциальных молярных величин химический потенциал компонента раствора может быть выражен через парциальные молярные внутреннюю энергию, энтропию и объем [c.230]

Парциальные молярные величины и химический потенциал [c.28]

Выведем зависимость для пара растворенного вещества, если для пара растворителя справедлив закон Рауля (123.1). Сначала установим связь между давлением пара растворителя и пара растворенного вещества на основе уравнения Гиббса —Дюгема (121.31). Для этого возьмем в качестве парциальной молярной величины химический потенциал пара как идеального газа по (72.7) и после дифференцирования подставим в (121.31) [c.362]

Таким образом, если измерена величина 1 как функция х, то можно рассчитать g2. Возьмем, например, в качестве парциальной молярной величины химический потенциал Хг = м- ]1п Рг, тогда из предыдущего уравнения следует [c.102]

Таким образом, если измерена величина как функция N1, то можно рассчитать Возьмем, например, в качестве парциальной молярной величины химический потенциал fXl = ЩТ) ЯТ 1п Рх тогда из уравнения (У-10) следует [c.82]

Чтобы вычислить величину л, надо сначала найти, как химический потенциал компонента раствора зависит от внешнего давления. По определению химический потенциал г-го компонента — это парциальная молярная величина энергии Гиббса О [c.153]

Чтобы применить основные результаты, полученные в 12.5 относительно направления изобарно-изотермического процесса и положения равновесия в системе при постоянных давлении и температуре, к системам, содержащим многокомпонентные фазы, нужно ввести понятие парциальной молярной энергии Гиббса. В силу исключительного значения этой величины для химической термодинамики она в отличие от остальных парциальных молярных величин получила специальное название — химический потенциал. В дальнейшем химический потенциал будем обозначать буквой [а. В соответствии с общим определением парциальных молярных величин [c.227]

Зависимость химического потенциала компонента от состава раствора, которую можно, например, исследовать методами, рассмотренными в 3 этой главы, может быть выражена и через парциальные молярные величины [c.106]

Возможен и другой подход к рассмотрению разделения фаз, основанный на изучении характера изменения химических потенциалов или парциальных молярных значений энергии Гиббса, наглядно представленный на рис. 7.3 и 7.4. Внутри области равновесных составов — XI и х на рис. 7.3 — величина химического потенциала постоянна и равна значению щ, так как график зависимости химического потенциала от Х1 представляет собой горизонталь во всем интервале значений х. Если область несмешиваемости постепенно уменьшается из-за изменения температуры или другого фактора, в конце концов она вырождается в точку, как это показано на кривой 2 рис. 7.4. Эта точка зарождения несмешиваемости или критического раствора, если ее рассматривать в свете математических представлений, [c.353]

Химический потенциал. Парциальные молярные величины. [c.36]

Т. е. химический потенциал компонента раствора является парциальной молярной величиной, или, конкретнее, парциальным молярным изобарным потенциалом. В соответствии с уравнением (111,28) изобарный потенциал Ообщ раствора, состоящего из п, молей растворителя и 2 молей растворенного вещества, выражается как [c.100]

Иными словами, химический потенциал компонента газовой смеси представляет собой изменение энергии Г иббса всей системы при добавлении одного моля этого компонента к столь большому коли-честву смеси, что состав останется неизменным (при постоянных температуре и давлении). Химический потенциал является парциальной молярной величиной. [c.32]

При изучении растворов может оказаться полезным понятие молярной парциальной величины. Ранее было рассмотрено определение химического потенциала компонента смеси, который равен молярному парциальному значению энергии Гиббса (см. уравнение (7.2) ], [c.184]

Осаждение и разделение фаз в растворах полимеров может быть, в принципе, полностью описано в терминах равновесных процессов, с использованием теории Флори—Хаггинса [15, 41 ]. Для этой цели удобно использовать парциальную молярную свободную энергию АС (известную также как химический потенциал [1.) каждого компонента, которая непосредственно связана с его термодинамической активностью а (АС = ЯТ 1п а). Эта величина характеризует изменение свободной энергии 1 моль компонента, когда бесконечно малое его количество добавляют в систему при условии, что количества всех других компонентов остаются неизменными. Следовательно, химический потенциал есть частная производная от свободной энергии смешения [полагая ф1 = щVJ n- Уl + [c.143]

Поэтому В. Гиббс и назвал парциальную молярную свободную энергию /-Г0 вещества, т. е. величину (1 , химическим потенциалом этого вещества. Как видно из предыдущего, основные свойства химического потенциала какого-либо вещества в системе заключаются в том, что при постоянстве температуры и давления [c.35]

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]

Важной парциальной молярной величиной является парциальная молярная свободная энергия. Эта величи-1 Н81 названа Гиббсом химическим потенциалом. Необходимым условием равновесия является следующее химический потенциал любого компонента должен быть постоянным в любой части и teмы. Например, при растворении иода в четыреххлористом углероде и взбалтывании четыреххлористого углерода с водой при равновесии химический потенциал иода в четыреххлористом- [c.41]

Равновесная теория энергии набухания ионитов была предложена Грегором. Эта теория, как мы видели, принимает во внимание эластичность каркаса, образующего вещество ионообменной смолы. Между зерном ирнита и омывающим его раствором при этом возникает осмотическое давление вследствие различия между концентрированным раствором в зерне ионита и разбавленным (В окружающей среде. При этом растворитель диффундирует в зерна ионита, вызывая их набухание и одновременно разбавляя раствор, находящийся в зернах. Вследствие этого поступление В зерно ионита молекул растворителя, например молекул ВОДЫ, растягивает сетку (каркас) макромолекул и вызывает увеличение внутреннего давления набухания я, которое постепенно уравновещивает осмотическое давление. Давление тем больше, чем больше сетчатость ионита. Величину химического потенциала каждого иона в ионите можно охарактеризовать величиной давления набухания л , умноженной на парциальный молярный объем иона в ионите. Тогда логарифм константы можно выразить формулой [c.98]

В заключение отметим, что формирование слоев связанной воды вблизи поверхности силикатных частиц коллоидных размеров тесно связано с формированием коагуляционной сетки в дисперсии. Из работ [132—134] следует, что формирование гиксотропной структуры в дисперсиях монтмориллонита приводит к заметному увеличению так называемого всасывающего давления я — величины, которая измеряется с помощью тен-зиометров и характеризует способность почвы при соприкосновении с чистой водой впитывать ее в себя. По величине я легко определить изменение химического потенциала связанной воды граничного слоя по сравнению с объемной, а по зависимостям я от температуры — парциальные молярные энтальпии и энтропии связанной воды. Перемешивание дисперсий (разрушение тиксотропной структуры) приводило к резкому уменьшению значений я. Получаемые на их основе парциальные термодинамические функции связанной воды практически не отличались от таковых для объемной воды. Тиксотропное структу-рообразование, наоборот, вызывало повышение значений я, а термодинамические характеристики связанной в структурированной дисперсии воды были существенно иными, чем в объемной воде [133]. [c.44]

В первом варианте условие I используется без каких-либо дополнений. Тогда стандартный химический потенциал, отождествляемый согласно условию I с парциальной молярной гиббсовой энергией данного соединения фиксированный ион — противоион в ионите с переменным содержанием растворителя, должен быть функцией активности растворителя. Связь между величинами ц при различных активностях растворителя определена уравнением [c.37]

Классическая термодинамика оперирует с величинами интенсивными и экстенсивными. К первым относятся величины, не зависящие от массы системы, т. е. температура, давление, напряженность поля и т. п., ко вторым — величины, зависящие от массы объем, заряд, энтропия, энергия и т. п. Парциальные величины, например энергия, отнесенная к единице массы компонента, являются уже интенсивными. Так, производная энергии по массе компонента при постоянных энтропии и объеме есть химический потенциал вещества — величина интенсивная. Аналогично обстоит дело с объемом объем системы относится к экстенсивным величинам, так как он пропорционален массе системы, но парциальный молярный объем компонента от общей массы не зав исит [c.19]

Из приведенных уравнений следует, что в зависимости от того, какие величины остаются постоянными, химический потенциал представляет собой парциальную молярную внутреннюю энергию, энтальпию или свободную энергию. Поскольку химические процессы в живых клетках и в большинстве экспериментальных систем in vitro протекают при постоянной температуре и при постоянном давлении, наиболее полезным является определение химического потенциала как парциальной молярной свободной энергии. Мы можем рассматривать химический потенциал либо как фактор интенсивности химической энергии, как это указано в табл. 1.3, либо как скорость, что следует из уравнений (3.4) и (3.5). Оба представления важны в равной степени. Для макроскопического изменения имеем [c.127]