Изменение изобарного потенциала в зависимости от температуры и давления

При рассмотрении зависимости летучести от температуры представим себе изотермический переход одного моля газа от конечного давления р и летучести / в крайне разреженное состояние с давлением р = f . Последнее равенство означает согласно определению, что в пределе при рО летучесть равна давлению. Изменение изобарного потенциала при указанном переходе согласно (V.194) запишется так [c.161]

Рис. 184. Зависимость изменения изобарного потенциала реакции С (графит) = С (алмаз) от температуры и давления. (См. пример 14.)

Рис. 5.4. Зависимость изменения изобарного потенциала в реакции А (газ)=В (газ) от степени протекания реакции при постоянных температуре и давлении.

ИЗМЕНЕНИЕ ИЗОБАРНОГО ПОТЕНЦИАЛА В ЗАВИСИМОСТИ ОТ ТЕМПЕРАТУРЫ И ДАВЛЕНИЯ [c.7]

Чтобы решить этот вопрос, рассмотрим зависимость свободной энергии раз бавления раствора при постоянном давлении от температуры. Известно, что изменение изобарного потенциала при изотермическом переносе вещества от активности а к активности а определяется выражением [c.112]

Вычитая полученные уравнения одно из другого и пользуясь значениями is.Z], найдем зависимость изменения изобарного потенциала перехода алмаза в графит как функцию температуры и давления [c.115]

Характер зависимости изобарно-изотермического потенциала от температуры и давления определяется непосредственно значениями соответствующих производных, которые даются выражениями (У.ЗО) и (У.31). Из этих выражений следует, что изобарно-изотер-мический потенциал с ростом температуры убывает, причем мерой убыли его при нагревании системы служит энтропия при постоянстве давления и концентрации. Увеличение давления приводит к увеличению свободной энергии Гиббса, причем мерой его возрастания является объем при постоянстве температуры и концентрации. Кривизна кривых температурной и барической зависимости изобарно-изотермического потенциала определяется знаком вторых производных согласно (У.39) и (У.40) и отличается, как показано в гл. V, выпуклостью, направленной в обоих случаях от оси абсцисс (см. рис. 36). Каждый из представленных на рис. 36 графиков иллюстрирует изменение свободной энергии Гиббса в зависимости от соответствующего параметра состояния при условии закрепления остальных параметров. Особое значение в теории диаграмм состояния имеет температурная зависимость О, поскольку графическое толкование этой зависимости для совокупности фаз данной системы дает непосредственное и наглядное представление о фазовых переходах. [c.258]

Особый интерес представляют условия устойчивости равновесия относительно непрерывных изменений состава фаз. Рассмотрим нри постоянных температуре и давлении фазу, состояние которой непрерывно изменяется путем увеличения количества одного из компонентов Nf при неизменном содержании всех других компонентов. Возможные зависимости изобарного потенциала от нри указанных условиях изображены в виде кривых на рис. 1. Согласно определению (1-43), первая производная изобарного потенциала по при указанных выше условиях равна химическому потенциалу компонента д... Поэтому условия устойчивости (1-70) можно записать в следуюш ем виде [c.27]

Обычно на практике химические процессы осуществляются при постоянных Р и Т Поэтому наиболее часто для расчета равновесия приходится использовать изобарно-изотермический потенциал. При заданных давлении и температуре по изменению Z можно определить равновесие системы. Состояние равновесия, очевидно, будет различным, когда давления, при которых проводится процесс, тоже различны. Для вычисления равновесия в этом случае необходимо знать зависимость изобарно-изотермического потенциала от давления. Продифференцируем развернутое выражение Z=U+PV—TS при постоянной температуре [c.67]

Необходимо также проводить разницу между стандартным значением изменения А2° для вещества в его стандартном состоянии (чистое твердое тело, чистая жидкость или газ при давлении 1 атм) и значением изменения для вещества в любом набранном состоянии. Это необходимо потому, что изобарно-изотермический потенциал меняется с давлением, температурой и концентрацией. Между любым и стандартным значениями изобарно-изотермического потенциала существует следующая зависимость [c.33]

На рис. 1—18 приведены расчетные зависимости изменения значений изобарно-изотермического потенциала возможных реакций взаимодействия в системах Ti — МеО, V —МеО, Nb —МеО (в пересчете на 1 моль СО) в температурном интервале 1000—1700° С и зависимости давления газообразных продуктов реакции от температуры. [c.13]

Химический потенциал равен изменению изобарного потенциала О с изменением числа молей -го компонента щ при постоянных температуре Т, давлении р и числе молей всех других компонентов в системе п, П2,. .., п . Химический потенциал указывает увеличение способности системы производить работу при добавлении в нее бесконечно малого количества вещества . Подобно другим потенциалам он определяет направление самопроизвольного перехода в сторону низшего потенциала. Гетерогенная равновесная система характеризуется равенством химических потенциалов всех компонентов в равновесных фазах и равенством температуры. Правило фаз широко используется в методах физико-химического анализа, который устанавливает зависимость между изучаемы м физическим свойством и составО М системы. [c.59]

Интересно выяснить влияние внешнего давления на зависимость Р = f (Т). Внешнее давление может создаваться инертным газом, который не растворяется в жидкости. В этом случае паровая фаза является двухкомпонентной и согласно правилу фаз система имеет две степени свободы. Следовательно, давление паров зависит не только от температуры, но также от давления. Эту зависимость можно выявить, используя рассмотренные в гл. I условия фазового равновесия. Для однокомпонентной системы условие фазового равновесия можно записать в виде равенства изменений изобарного потенциала обеих фаз [c.70]

Вот почему на данном этапе борьбы за понимание концентрированных растворов на первом месте, по нашему мнению, должны стоять термодинамические методы, дающие объективную характеристику изучаемых систем в возможно широком диапазоне концентра-цш1 и температур. Сочетание результатов термохимических измерений с результатами определений давлений насыщенных паров над теми же растворами позволяет иметь зависимости от концентрации и температуры изменений энтальпии, изобарного потенциала и энтропии при растворении и разведении. Весьма поучительными оказываются и соответствующие зависимости для теплоемкостей растворов. Применение метода парциальных моляльных величин во многих случаях позволяет достаточно уверенно судить о наличии изменений в системе. Привлекая затем результаты иных методов исследования — спектральных, э.лектрохимических, рассеяния рентгеновских лучей, ЯМР и т. д., — можно расшифровать механизм этих изменений. Ири этом термодинамика служит надежным аль-нинистическим канатом , оберегающим исследователя от падения в расщелины необоснованных спекуляций, а результаты других [c.16]

На рис. 20 приведены графики изменения стандартного изобарного потенциала образования некоторых углеводородов в зависимости от температуры при атмосферном давлении. Из графика следует, например, что при 1000° К (727° С) изобарный потенциал. этана меньше изобарного потенциала этилена. Поэтому термодинамически вероятность образования этилена из этана при температурах ниже 1000° невелика. При том же значении температуры изобарный потенциал пропана выше, чем этилена, соответственно вероятность образования этилена из пропана выше. При температурах выше 1100° К изобарный потенциал всех парафршовых углеводородов, кроме метана, выше изобарного потенциала этилена следовательно, при температурах выше 827° С все они могут быть [c.26]

Поскольку для возможных реакций взаимодействия в системах МеЮ—МеО и МеЮ—МеО расчетные зависимости изменения изобарно-изотермического потенциала реакций и давления газообразных продуктов с температурой объединены в графической форме на соответствующих рисунках, то для удобства их различия зависимости AZ =f t, °С) обозначены цифрами, обведенными в кружок. Аналогичным образом разграничены зависимости AZ°=f(t,° ) и Ргаз.прод = /( , °С) для возможных реакций взаимодействия в системе МеЮ—МеЮг, расчет которых, как и систем МеЮ—МеЮ, проводился по общепринятой методике. Термодинамический расчет для систем МеЮ—МеО, МеЮ—МеО, МеЮ—МеЮг, МеЮ—МеЮ осуществляли при 1000, 1200, 1500 и 1700°С. [c.9]