Энтропия аммиака

Рис. 38. Диаграмма энтальпия — энтропия, для аммиака.

Пример. Вычислите изменение стандартной энтропии образования аммиака, используя значения для Д5° (в Дж К моль ) N2 (г.) 192 Н2 (г.) 131 и ЫНз (г.) 193. [c.233]

Один моль аммиака при 25° С и 1 атм нагревают, поддерживая постоянное давление до тех пор, пока его объем не увеличится втрое (аммиак расширяется как идеальный газ). Определить изменение энтропии. Ответ, 8,72 кал/град-моль. [c.128]

Энтропия аммиака, кал (моль град) [c.46]

Пример. Рассчитаем константу равновесия реакции образования аммиака (288) при 25 °С из стандартной энтальпии и стандартной энтропии образования компонентов, взятых также при нормальных условиях. [c.251]

Как изменяется энтропия системы за счет прямой и обратной реакций при синтезе аммиака [c.154]

Исходя из стандартной энтропии, рассчитайте энтропию газообразного аммиака при 3000 К статистическим методом. [c.60]

Тепловые эффекты каждой из стадий определяются независимым путем, что позволяет в дальнейшем сопоставить каталитическую активность, в некотором ряду катализаторов, полученную экспериментально, с тепловыми эффектами отдельных стадий. Использование этого принципа ограничено каталитическими реакциями, характеризующимися одинаковыми механизмами и малыми изменениями энтропии активации. Условие (П.1) выполняется при предварительном подборе катализаторов для реакции окисления водорода, синтеза аммиака, разложения муравьиной кислоты и т. п. В частности, в реакции окисления водорода в соответствии с условием (II.1) из окисных катализаторов наиболее активна УгОз, из металлов — платина. [c.25]

Изложенное означает, что энтропия является мерой неупорядоченности состояния системы. Энтропия растет не только с повышением температуры, но при переходе вешества из состояния с меньшей энергией в состояние с большей энергией, например при плавлении (и возгонке) твердого вещества, при кипении жидкости. Ростом энтропии сопровождаются и процессы расширения газа, растворения кристаллов, химическое взаимодействие, протекающее с увеличением объема, например диссоциация соединения, когда вследствие роста числа частиц их неупорядоченность возрастает. Наоборот, все процессы, связанные с увеличением упорядоченности системы, такие как охлаждение, отвердевание, конденсация, сжатие, кристаллизация из растворов, химическая реакция, протекающая с уменьшением объема, например полимеризация, сопровождаются уменьшением энтропии. Возрастание энтропии вещества при повышении температуры иллюстрирует рис. 2.5. Влияние давления на энтропию можно показать на следующем примере при Т - 500 К и р-101 кПа энтропия аммиака составляет 212 Дж/(моль К), при 7 -500 К и р-30300 кПа эта величина равна 146 Дж/(моль-К), т. е. с увеличением давления энтропия снижается, но незначительно. [c.189]

Энтропия аммиака при 298 К равиа 192,5 Дж/(К-моль). Мы уже видели, чго его теп.юе.мкость из.меняется по закону p,ir. = a- bT- - lT (коэффициенты приведены в табл. 4.3). Какова энтропия аммиака при а) 100 °С и б) 500 °С [c.166]

Возрастание энтропии вещества при повышении температуры иллюстрируется рис. 15. Влияние давления на энтропию покажем на примере аммиака если при Т = = 500° К и Я = 1 атм = 50,7 э. е., то при Т = 500° К и Р = 300 атм = 35,0 э. е. [c.35]

В 1911 г. М. Планк (1858—1947) подтвердил этот вывод для случаев, когда энтропия чистых кристаллических веществ при абсолютном нуле равна 0. Тепловая теорема Нернста немедленно привлекла к себе внимание исследователей прежде всего как основа для расчета энтропии и других термодинамических параметров химических реакций и фазовых переходов. Оказалось, что для вычисления энтропии по формуле Кирхгоффа достаточно знать лишь характер зависимости теплоемкости от температуры. После дискуссии о пределах применимости теоремы Нернста была принята следующая ее формулировка (1911) при абсолютном нуле все равновесные процессы происходят без изменения энтропии, которая остается равной нулю. Она получила приложение в ряде исследований. Сам В. Нернст рассчитал из удельных теплот температуру перехода ромбической серы в моноклинную. Особое значение теорема имела при расчетах режимов различных технологических процессов. Так, Ф. Габер в 1907 г. вычислил значение равновесия реакции синтеза аммиака из элементов. Далее на основе данных теплот образования углеводородов, определенных Ю. Томсеном, оказалось возможным рассчитать, что при взаимодействии водорода с углеродом при 500 °С и атмосферном давлении равновесие реакции наступает [c.242]

Поскольку энтальпия образования аммиака невелика, а его синтез сопровождается уменьшением энтропии в соответствии с принципом Ле Шателье, процесс проводят (рис. 159) при высоком давлении (10 —10 Па). Для ускорения реакции применяют катализатор. В качестве катализатора наибольшую активность проявляют простые вещества элементов подгруппы железа (рис. 160). В технике обычно применяют железный катализатор (с добавлением активаторов). Процесс ведут при 450— [c.381]

Третий когда как изменение энтальпии, так и энтропии отрицательны. В этом случае направление самопроизвольного процесса определяется температурой. При низкой температуре самопроизвольно идет прямая реакция, так как по абсолютной величине изменение энтальпии больше произведения температуры на изменение энтропии. Например, в реакции образования хлорида аммония из газообразных хлористого водорода и аммиака [c.33]

В результате такого контролируемого сжигания аммиака развивается температура около 850 °С. После охлаждения создаются условия для дальнейшего экзотермического окисления оксида азота(П) до оксида азота(1У), идущего с уменьшением числа молей газа и, следовательно, с уменьшением энтропии [c.483]

При физической адсорбции взаимодействие адсорбата с адсорбентом значительно слабее, и наблюдать полосы поглощения адсорбционных связей в этом случае еще труднее. Так, исходя из энтропии адсорбции, Эверет [76] считает, что в системах типа аммиак-—уголь полосы поглощения адсорбционных связей должны находиться в области 300 мкм (это соответствует примерно 1 ккал/моль). Прочность адсорбционной связи при физической адсорбции можно оценить, задаваясь той или иной потенциальной функцией, [77, 78]. Однако для этой цели удобнее применять различные модели, обсуждаемые в следующей главе (разд. Х1У-10). [c.432]

Рассчитайте вклад вращательного движения в энтропию адсорбции аммиака на кремнеземе при —35 °С, предполагая, а) что адсорбированный аммиак сохраняет одну вращательную степень свободы и б) что он не сохраняет ни одной вращательной степени свободы. В первом случае атом азота непосредственно связан с поверхностью. [c.433]

Существование взаимосвязи между энтропиями ионов в двух растворителях видно из сопоставления, приводимого в работе [96]. Сравнение абсолютных энтропий анионов и катионов в воде и в жидком аммиаке дает [c.27]

Энергии и теплоты образования и энтропии некоторых ионов и электрона в жидком аммиаке при 25° С [54] [c.75]

Нанесем на энтропийной диаграмме Т—6 цикл Карно и рабочий процесс, происходящий в компрессоре (рис. 226). Цикл Карно на диаграмме Г—5 изобразится прямоугольником аЬсе. При этом точка а характеризует состояние паров аммиака, забранных компрессором из теплообменника, а линия аЬ отображает адиабатическое сжатие аммиака в цилиндре компрессора. После сжатия в компрессоре аммиак поступает в конденсатор, где у него отнимается тепло в количестве Qo. Этому процессу на диаграмме соответствует отрезок Ьс, а количество отнимаемого тепла будет равно площади b fh. После конденсатора аммиак подвергается адиабатическому расширению, которое на диаграмме изображается линией се, и, наконец, в теплообменнике он получает тепло в количестве, определяемом площадью е//га, благодаря чему температура и энтропия аммиака вновь характеризуются точкой а. [c.336]

Определим изменение энтропии в реакции окисления аммиака кислородом 4H ,N (г)+502 (r)=4N0 (г)+6Н20 (г) 192,6 205,0 210,6 188,7 Л5 98= (6- 188,7 + 4-210,6) - (4- 192,6 + 5-205,0) = 179,2 Дж/К Согласно уравнению реакции число молей продуктов болыпе, чем число молей исходных веп еств, поэтому объем системы в результате реакции увеличивается, что и отражается в росте энтропии. [c.126]

На основании данных задачи № 153 вычислить станда(ртные энтропии при 25° С газообразного кислорода, аммиака и 2, 2-диме-тилпропана, если их критические параметры имеют следующие значения [c.136]

Какое из двух неравенств ASisa > О или Д529 < О отвечает изменению энтропии в процессах 1) плавления льда 2) кипения воды 3) синте а аммиака Ответ поясните. [c.107]

Здесь NNHg и Л ав. с — часовая выработка (в т/ч) аммиака и масса газов перед стадией синтеза (в кг на 1 т производимого аммиака) Я — универсальная газовая постоянная, равная 8,31 кДж/(кмоль-К) / и о — энтальпия газовой смеси при параметрах синтеза (Р = 30 МПа, Г = 783 К) и окружающей среды (Ро = 0,1 МПа, Г = 273 К), кДж/кг 3 и 5о — энтропия газовой смеси при параметрах синтеза и окружающей среды, кДж/(кмоль-К) Л ав. с молярная масса смеси газов, кг/моль. [c.70]

Для веществ, находящихся в стандартном состоянии (темперз -тура 25°С и давление 0,1 МПа), составлены таблицы стандартны) значений энтальпии ДЯ298, энтропии S293 и энергии Гиббса Огда-Последняя рассчитана для реакций образования соединений из про стых веществ, например, аммиака из азота и водорода, оксида цинка (И) из металлического цинка и кислорода. На основании этих данных можно расчетным путем определить возможность протекани к реакций, тепловые эффекты реакций, энергии связей простых молет кул и др. [c.158]

По тепловому эффекту реакции присоединение двух молекул аммиака приблизительно равноценно присоединению одной молекулы этилендиамина. Однако из данных табл. 13.7 следует, что устойчивость комплексов никеля с аммиаком и Э"илендиамином различна причина этого заключается в неодинаковом изменении энтропии в обоих случаях. Действительно, энтропия характеризует степень упорядоченности системы, которая зависит от общего количества частиц в этой системе. При координировании двух молекул аммиака проходит реакция [c.259]

Для растворов электролитов в жидком аммиаке получено сравнительно большее, чем в других растворителях, число термохимических и электрохимических данных. В этом же растворителе можно считать установленным существование сольватированного электрона е , о чем впервые догадался еще в 1908 г. Краус [53]. Определены теплота, энергия и энтропия образования электрона в аммиаке [54]. Это в принципе позволяет использовать энергетику процесса Ме Ме + е (где Ме — металл электрода, Ме — сольватированный ион металла) в целях оценки индивидуальных ионных реальных энергий сольватации. Однако пока ничего нового этот прием в проблему разделения не внес, так как при вычислении параметров сольватации электрона не обойтись без соответствуюпц1х величин для протона или одного из ионов металлов, в которые неизбежно включено то или иное допущение о разделении. [c.74]

Термодинамич. поведение систем с А. с. резко отличается от поведения простых систем и в закритич. области. Зависимости объема, энтальпии и энтропии газовой смеси от состава при постоянных т-ре и давлении (изотермы-изобары) при составе, близком к К , имеют точки перегиба с вертикальной касательной. Значения этих величин изменяются с концентрацией очень сильно. Так, в системе аммиак-этан мольный объем газовой смеси при ничтожном изменении состава возрастает почти вдвое. Изотермы-изобары вышеуказанных величин проходят, кроме того, через резко выраженные максимумы. Эти и др. особенности систем с А. с. распространяются на значит, интервал т-р и давлений в закритич. области. Поэтому использование ур-ний состояния, применяемых обычно к газовым смесям в области невысоких т-р и давлений, невозможно, если нет сведений о наличии (или отсутствии) в данной системе A. . и [c.46]

Один моль аммиака (идеальный газ), вчятый при 0°С и i агм, нагрет при постоянном давлении до удвоения объема. Рассчитайте изменение энта.льпии, внутренней энергии и энтропии в этом процессе, если теплоемкость аммиака зависит от температуры следующим образом [c.28]

Эта эндотермическая реакция сопровождается выделением кислорода и, следовательно, повышением энтропии, поэтому она становится термодинамически возможной лишь при высокой температуре - не ниже 1100 °С. При действии разбавленной серной кислоты оксид меди(1) диспропорционирует на USO4 и Си. Он растворяется в водных растворах аммиака и солей аммония с образованием комплекса [Си(МНз)2] . [c.362]

Шварценбах [265] предполагает (не выражая это словами), что энтропийный вклад в хелатный эффект связан с замыканием цикла. Сравнивались вероятности ассоциации второго монодентатного лиганда с комплексом 1 1 и замыкания цикла бидентатного лиганда, присоединенного к атому металла только одним концом. Такая модель приводит к изменению энтропии для замещения двух молекул аммиака на одну молекулу этилендиамина, равному приблизительно 7 энтр. ед. Уэстгеймер и Ингрехем [306] предположили, что оценку порядка величины энтропийного члена можно получить, приравняв его разности между трансляционной энтропией, выгадываемой при замещении двух монодентатных [c.64]

Для комплекса один к одному никеля (II) с пентеном константа образования равна 2,0-10 , в то время как общая константа образования (рб) для гексааммиачного комплекса никеля(II)—только 3,2-10. Объяснить разницу между константами образования этих комплексов силой связи никель(П)—азот нельзя, поскольку в обоих соединениях она одинакова. Разницу в устойчивости можно понять, исходя из так называемого хелатного эффекта. Замена первой молекулы воды в акваионе К1(Н20) " на одну молекулу аммиака или на один из атомов азота пентена равновероятна и энергетически почти идентична. Замена второй, третьей, четвертой, пятой и шестой молекулы воды в комплексе никеля на атомы того же пентена гораздо более вероятна, т. е. процесс имеет более положительное изменение энтропии, чем замена каждой молекулы воды аммиаком из раствора. Хелатный эффект обусловлен тем, что пентен уже прикрепился к никелю(II) и оставшиеся некоординированные атомы азота в молекуле пентена, находящиеся в непосредственной близости к молекулам воды, могут легко заместить их. Эта большая вероятность образования доказывает большую устойчивость комплекса N1 (пентен)по сравнению с Ы1(ЫНз) . [c.182]

Вопрос о молекулярных соединениях не нов. В известной монографии Пфейфера описаны тысячи таких соединений. Однако в настоящее время стал возможен новый подход к молекулярным соединениям. Причиной этого является современная структурная теория, внесшая много нового, и современный эксперимеит с применением физических методов исследования. Ушло в прошлое то время, когда главным критерием был кристаллохимический, связанный с выделением в твердом состоянии смешанного соединения, определенного стехиометрического состава. Благодаря изучению МС в растворах спектрофотометрическим методом, стало возможным определять теплосодержание и энтропию образоваиия. Метод дипольных моментов дал возможность судить об изменении полярно Сти при их образовании. Большое значение приобрел ядерный резонанс, позволяющий обнаружить молекулярные соединения там, где другие методы недостаточны. В результате применения новых методов исследования получили большой размах. Комплексное изучение позволило обнаружить случаи наличия водородных связей без изменения частот, но с изменением интенсивностей. Область МС распространилась также на газы. Скорость рекомбинации атомов иода в парах увеличивается в присутствии бензола вследствие образования МС. Не только аммиак в водном растворе существует не в виде изолированных молекул, а в виде ЫНз Н2О, но даже кислород, растворенный в воде, надо рассматривать, как Н2О О2. Опыт показывает, что нельзя пренебрегать наличием молекул Л4 наряду с молекулами Лг. Газы при повышенных давлениях дают молекулярные соединения. Это относится даже к таким смесям, как СО2 с Н2 или с N2. Как известно, даже гидрофобные инертные углеводороды дают гидраты с водой. [c.225]