Вычисление изменения стандартной, энтропии

Вычисленное изменения энергии Гиббса химической реакции по значениям стандартных энтальпий и энтропий [c.59]

II. Второй метод вычисления изменения стандартной энтропии процесса исходят из изменений стандартных энтальпии и энергии Гиббса. Уравнение связи этих величин имеет вид [c.233]

ВЫЧИСЛЕНИЕ ИЗМЕНЕНИЯ СТАНДАРТНОЙ ЭНТРОПИИ [c.233]

ВЫЧИСЛЕНИЕ ИЗМЕНЕНИЯ ИЗОБАРНОГО ПОТЕНЦИАЛА ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ ПО ЗНАЧЕНИЯМ СТАНДАРТНЫХ ЭНТАЛЬПИЙ И ЭНТРОПИЙ [c.68]

Третий закон термодинамики позволяет вычислять так называемые абсолютные значения энтропии для любого вещества в любом агрегатном состоянии, если известны экспериментальные значения теплоемкостей от О К до данной температуры, а также теплоты фазовых переходов (см. 71). Данным путем могут быть вычислены значения энтропии S°(298) веществ при стандартных условиях (нормальном атмосферном давлении и температуре 298,15 К). Другой путь определения стандартных энтропий основан на использовании спектроскопических данных о строении вещества. Значения S°(298) широко используются при вычислении изменения стандартной энергии Гиббса и стандартной константы химического равновесия. Утверждение, что 5(0) = О, нельзя распространять на твердые растворы. Для них при О К появляется остаточная (нулевая) энтропия. В частности, для одного моля твердого раствора, если допустить, что он является идеальным вплоть до абсолютного нуля, и если для каждого /-го компонента 5(0) i = О, то при О К согласно уравнению (71.32) остаточная энтропия будет равна [c.265]

И, подставив значение АЯ в в уравнение (ХИ1,14), определяют константу интегрирования уравнения Кирхгофа АНо- Определив AHo и lg Кр и подставив эти величины в уравнение (ХИ1,16), находят величину /, а затем и величину константы равновесия при данной температуре. Итак, для вычисления константы равновесия реакции необходимо знать для каждого из реагирующих веществ 1) температурную зависимость теплоемкости Ср 2) изменение энтальпии при стандартных условиях АН°29 (т. е. теплоту образования) и энтропию при стандартных условиях S°29s или величину изменения термодинамического потенциала при стандартных условиях. [c.252]

В расчетах используют стандартные энтропии которые определяют при 298 К и 101,3 кПа (см. табл. 11). Для вычисления Д52 в, т. е. изменения стандартной энтропии химической реакции применяют следствие из закона Гесса (с учетом стехиометрических коэффици- [c.133]

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]

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 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]

Итак, для вычисления константы равновесия реакции необходимо знать для каждого из реагирующих веществ 1) температурную зависимость теплоемкости Ср° 2) изменение энтальпии образования при стандартных условиях ДЯ°/,298 3) энтропию 5°2эв или изменение энергии Гиббса при стандартных условиях. [c.251]

Пример 5. Вычисление изменения ЛО°298 химической реакции по значениям стандартной энтальпии и стандартной энтропии реагирующих веществ. Вычислите ДО°298 системы [c.20]

Вычисление значения равновесных систем Если система находится в равновесии, то превращение не идет ни в прямом, ни в обратном направлениях, и ДС° = 0. Тогда изменение стандартной энтропии есть частное от деления изменения стандартной энтальпии на температуру [c.233]

Теплоты образования. В трех предыдущих главах были кратко изложены основы стандартных способов определения изменений энтальпии и внутренней энергии, сопровождающих физические изменения состояния. Настоящая глава посвящена изложению методов, применяющихся для вычисления изменения энтальпии или теплосодержания при химических реакциях — важнейшей части термохимии. Основной целью современной теоретической и экспериментальной термохимии является накопление данных, необходимых для определения теплот образования всех известных соединений, также вспомогательных величин, требующихся для расчетов изменения теплот образования с температурой. Зная теплоты и энтропии образования всех известных соединений, мы можем вычислить соответствующие свободные энергии образования и, следовательно, изменение свободной энергии и константу равновесия для любой, интересующей нас химической реакции. [c.42]

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]

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

Теория объемного заполнения микропор носит термодинамический характер, и поэтому в этой теории при описании адсорбционного равновесия используются такие термодинамические функции, как энтальпия, энтропия и свободная энергия. Для вычисления изменений этих функций в качестве стандартного состояния [c.506]

Поскольку обычно применяют довольно узкие температурные интервалы при вычислении ДЯ° (которая обычно мала), нет большой вероятности обнаружить изменения этой константы с температурой, которые были бы больше, чем можно ожидать, если образуется только один вид комплекса. Стандартные энтропии комплексов (А5°), имеющиеся в литературе, вычислены обычным путем из IS.F° (рассчитанных из констант равновесий) и Д/7°, [c.122]

В основе всех методов расчета констант равновесия химических реакций лежат общие термодинамические соотношения типа уравнений (VII, 8) и ( 11,18), а собственно статистическая часть расчета сводится к вычислению стандартных энтропий компонентов реакции при различных температурах и изменений тепловых эффектов реакций с температурой. Отметим, что в уравнении [c.197]

Здесь речь пойдет о вычислении стандартных мольных изменений энтропии As , энтальпии ДЛ и энергии Гиббса Д для системы с той или иной химической реакцией при произвольных температуре и давлении. Такого рода расчеты имеют прямое отношение к нахождению констант равновесия химических реакций, [c.188]

При.постоянной температуре из (3.55) получается формула, аналогичная (3.10). 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. [c.95]

В табл. 17-4 приведены значения стандартной свободной энергии для реакции диссоциации SO3 при различных температурах, вычисленные по экспериментальным данным о константе диссоциации. По мере повышения температуры стандартное изменение свободной энергии для рассматриваемой реакции становится все более отрицательным, а константа равновесия возрастает, и для установления равновесия реакция должна все более смешаться вправо. Приведенные в этой таблице данные позволяют определить теплоту и энтропию реакции. Для того чтобы понять, как это делается, разделим левую и правую части уравнения (17-13) на Т, при этом получится соотношение AG°/T = АН°/Т — AS°, называемое уравнением Гиббса-Гельмгольца. Если воспользоваться этим уравнением и построить график зависимости величины AG°/T от 1/7 то тангенс угла наклона графика к оси абсцисс в каждой точке графика дает значение АН° при соответствуюшей температуре. [c.110]

Для вычисления изменения стандартной энтропии образ11вания реакции [c.183]

В последние годы для расчетов равновесия большое распространение получили стандартные таблицы термодинамических функций. Основное преимущество таких таблиц состоит в том, что та часть вычислений, которая требует много времени и является источником наибольших ошибок, сделана с возможно большей тщательностью. Стандартные таблицы содержат величины изменений энтальпии (АН°) и изобарного потенциала (А2°) соединений, а также абсолютные значения энтропии S° элементов и соединений. Все данные таблиц отнесены к стандартному состоянию ( 38) — температуре Т = 298,16° К и давлению 1 атм. При этом АН° и AZ° в таблицах приводятся в ккал/моль, а S° в тл моль-град. [c.131]

Сравните вычисленные и табличные значения стандартных потенциалов (табл. 7.25). Они несколько отличаются, так как не принималось во внимание изменение энтропии и использовались энтальпии из различных литературных источников. Обратитесь снова к рис. 7.7 и табл. 7.18. Объясните, почему у лития самый высокий восстановительный потенциал и почему, несмотря на свое положение в периодической системе, литий самый сильный восстановитель. [c.362]

При вычислении К часто используют стандартные таблицы, имеющиеся в технических справочниках и руководствах по физической химии. В них обычно приведены теплоты образования (изменение теплосодержаний) <7р или АЯ (Дж/моль), изобарно-изотермические потенциалы образования А и абсолютные энтропии 5 в стандартном состоянии, т. е. при 25°С и 10 Па (1 атм) [c.46]

Таким образом, значение изменения энергии Гиббса реакции можно рассчитать при любой температуре, когда известны зависимость теплоемкости от температуры [уравнение (У1-41)], энтальпии исходных веществ и продуктов в стандартном состоянии АЯгэа (для определения постоянной интегрирования /1), а также изменения энергии Гиббса АО в или абсолютные энтропии исходных веществ и продуктов в стандартном состоянии, необходимые для вычисления постоянных интегрирования /2 или /з- [c.153]

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]

На рис. 5 представлены вычисленные на основании данных работы [36] стандартные термодинамические характеристики растворения Не, N15, Аг, Кг и Хе в воде при 273,15-373,15 К. В табл. 3 сопоставляются стандартные изменения энтальпии и энтропии при растворении благородных газов в воде и некоторых органических растворителях при 298,15 К. При составлении таблицы были использованы данные работы [41]. [c.117]

При эндотермическом разложении твердых веществ энергия активации обычно приблизительно равна общему изменению энтальпии реакции, если исходные вещества, как и продукты реакции, находятся в их стандартных состояниях. Если экспериментальные данные позволяют применить уравнение Полный—Вигнера, можно произвольно положить энтропию активации равной нулю и тогда частотный множитель имеет значения от 5-10 до 10 . В этих пределах находятся значения вычисленные для твердых тел по теории Дебая, и кТ(к для одномерного случая. Такова обычная практика при сравнении опыта с теорией. Однако лучше положить величину частотного множителя равной кТ/к и рассматривать затем различия в энтропиях активации, поскольку известны классы реакций разложения, в которых энергия активации превышает стандартную энтальпию даже в три раза. Если в таких случаях можно применить уравнение Поляни—Вигнера, то находят высокие значения частотного множителя, причем расхождения составляют от нескольких [1 ] до 22 порядков величины [2]. Обсуждение таких аномалий, наблюдаемых при дегидратации кристаллогидратов, составляет основной предмет настоящей главы. Сначала, однако, следует рассмотреть общую картину разложения окисей, гидроокисей и карбонатов. [c.69]

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]

В результате закономерность изменений А5а проявляется столь отчетливо, что можно предсказать неизвеснгые значения Д5а, а по ним с помощью (XIII, 54) вычислить стандартные энтропии еще не изученных веществ. Изменения энтропии при переходе 1 г-атом элемента из нормального его состояния в стандартных условиях в состояние идеального одноатомного газа, т. е. величины (5 )г — 5эл, необходимые для пересчета, известны почти для всех элементов они приведены в табл. 2 . Для их вычисления послужили значения стандартной энтропии элементов, теплоты диссоциации, теплоты сублимации (или парообразования) и давления насыщенного пара при 25°С. [c.438]

Стандартную энтропию дегидратации можно найти прямым путем, в то время как энтропия аморфного продукта может быть измерена, хотя это еще не сделано. Сложнее всего вычислить энтропию активированного состояния. Из результатов Брайта и Гарнера по росту ядер можно найти энтропию образования переходного состояния, которая составляет 42 кал-град -молъ , что существенно превышает обычные значения изменения энтропии при плавлении. В то же время, используя данные Топли [96], полз чают около —5 кал-град -молъ . В разделе, где рассматривается дегидратация хромовых квасцов, показано, что для вычислений этого рода более пригодны данные по измерению скорости роста ядер, чем данные по скорости продвижения поверхности раздела. Поэтому мы принимаем, что энтропия активации имеет большую положительную величину. [c.102]

Из табл. 26 видно, что из всей величины стандартной энтропии азотнокислого аммония более 98% приходится на изменение энтропии при его нагревании от 15°К до стандартной температуры. Эта часть вычислена весьма точно, так как расчет основан на тщательно выполненных измерениях теплоемкости. Энтропия перехода составляет немногим более 1 % от всей величины стандартной энтропии и тоже вычислена с высокой точностью, поскольку вычисление основано на опытном определении теплоты перехода (ДЯ=110,8 кал) и температуры перехода (7 = 256, 2°К). Найденная путем экстраполяции опытных данных энтропия ЫН4КОз при 15° составляет всего лишь 0,147 кал моль град, или около 0,4% от всей величины стандартной энтропии. Очевидно, что даже при очень невысокой относительной точности вычисления <512 к (например, 10%) абсолютная погрешность этой величины невелика. [c.317]

Пример. Вычисление изменения AG%g химической реакции по значениям стандартных энтальпий и энтропий реагирующих веществ. Вычислите стандартное изменение энергии Гиббса химического процесса при 25° j ЫНя(г) + НС1(г) = NH4 1(k), ес.чи значения и S ggs реагирующих ве- [c.13]

Для вычисления Х часто используют стандартные таблицы, имеющиеся в технических справочниках и руководствах по физической химии. В них обычно приведены теплоты образования (изменение теплосодержаний) др или АН, изобарноизотермические потенциалы образования Д2, изменения свободной энергии АР, и абсолютные энтропии 5 в стандартном состоянии, т. е. при температуре 25°С и давлении 1 атм. Если все величины в таблицах выражены в ккал/кгмоль, то [c.62]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология