Изотермические процессы и равновесия

Рассмотрим химические равновесия в системе, состоящей из неидеальных газов. Прежде всего обратимся к изучению термодинамических свойств одного неидеального газа. При изотермическом процессе изменение ДС в зависимости от давления неидеального газа описывается уравнением [c.90]

Функция И—TS) играет большую роль при изучении равновесия в изотермических процессах. Ее называют изохорно-изотермическим потенциалом (сокращенно — просто изохорным потенциалом) или энергией Гельмгольца. Мы будем обозначать ее через F-. [c.221]

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 мольной энергии Гиббса. В силу исключительного значения этой величины для химической термодинамики она в отличие от остальных парциальных мольных величин получила специальное название —химический потенциал. В дальнейшем химический потенциал будет обозначаться буквой х. В соответствии с общим определением парциальных мольных величин (9.22) [c.199]

Для изотермических процессов равновесие между фазами является только функцией их состава. В этом случае расчет числа теоретических ступеней, необходимых для осуществления того или иного процесса, заключается в последовательном, от ступени к ступени определении концентраций фаз, выходящих из теоретических ступеней, с помощью уравнений (III. И) и уравнений внутреннего материального баланса (рабочих линий). В основе расчета лежит модель аппарата со ступенчатым контактом фаз, причем каждая ступень считается теоретической. [c.44]

В гальванических элементах (рис. 11.2 и 11.3) химические реакции на электродах протекают тем медленнее, чем большим сопротивлением обладает внешняя цепь (выводы, вольтметр). Принципиально можно замкнуть электроды проводником бесконечно большого сопротивления, и реакция будет идти бесконечно медленно, так что в каждый момент будет существовать равновесие между электродами и растворами. Такое течение реакции является обратимым. В случае термодинамически обратимого процесса получается максимальная электрическая работа. Она равна ЭДС элемента ( ), умноженной на переносимый заряд. Если во время реакции произойдет восстановление и окисление 2 моль однозарядных ионов, то, по закону М. Фарадея, перенесенный заряд равен где Р — число Фарадея. Электрическая работа при изо-барно-изотермическом процессе совершается за счет убыли энергии Гиббса, поэтому — АС = гРЕ. Подставив это выражение в уравнение Гиббса — Гельмгольца (2.39), получают — гРЕ = АН,— [c.170]

Итак, если в системе при отсутствии любых видов работы протекают обратимые процессы, потенциалы f и G остаются постоянными. Если же в изохорно- или изобарно-изотермических условиях процессы осуществляются необратимо, т. е. самопроизвольно, то изохорный потенциал или соответственно изобарный будут постоянно уменьшаться. Выведенные соотношения представляют собой частные формулировки второго закона термодинамики, которые позволяют рассматривать второй закон как принцип уменьшения изохорного или изобарного термодинамического потенциала в неизолированных системах. Так как самопроизвольные изохорно- и изобарно-изотермические процессы сопровождаются соответственно уменьшением f и G, то, очевидно, равновесие в таких системах наступит при наименьшем значении этих функций [c.106]

Однако, если эти же процессы проводить бесконечно медленно, при непрерывном изменении давления или температуры, то можно заставить систему пройти через последовательность бесконечно близких равновесных состояний, фигуративные точки которых расположатся на соответствующих изобарных или изотермических кривых равновесия. [c.40]

Здесь, как и раньше, знак равенства относится к равновесиям и к обратимым процессам, а неравенства — к необратимым. Эти соотношения показывают, что для изохорно-изотермических процессов, т. е. при и с1Т=0 [c.223]

Изучением законов равновесия и движения жидкостей занимается гидравлика, подразделяющаяся на гидростатику и гидродинамику. Гидравлика рассматривает главным образом так называемые капельные (несжимаемые) жидкости. Сильная сжимаемость газообразных веществ (которые поэтому иногда называются сжимаемыми жидкостями) вносит в их движение термодинамические факторы. Поэтому выводы гидравлики при мениМы к движению газов лишь в некоторых ограниченных пределах, например при малых изменениях давления или при изотермических процессах. Для характеристики движения газов при больших перепадах давления (например, истечения тазов через отверстия и насадки) приходится пользоваться методами термодинамики. [c.98]

Если охлаждать систему, состояние которой соответствует точке а, то в точке а расплав становится насыщенным относительно твердого раствора Ь, который и начинает выделяться при дальнейшей потере теплоты. Поскольку твердый раствор богаче компонентом А, расплав по мере понижения температуры обогащается компонентом В этим же компонентом обогащается и равновесный с расплавом твердый раствор (сравните точки av.b точками си й). В конце концов по мере охлаждения расплав достигнет состояния, соответствующего точке Е. Здесь он может находиться в равновесии с двумя твердыми растворами состава е и е", которые и выделяются при дальнейшей потере теплоты. Состав эвтектического расплава е и равновесных с ним растворов поддерживается в течение всего изотермического процесса кристаллиза- [c.300]

Согласно учению о химическом равновесии полезная работа А изобарно-изотермических процессов равна убыли энергии Гиббса, [c.34]

Применим выведенные общие условия, определяющие положение равновесия в системе при постоянных р и Т и направление изобарно-изотермического процесса, для рассмотрения изменения агрегатного состояния вещества (фазового перехода). Изменение О, как и любой экстенсивной функции, в этом случае согласно (12.2) составляет 0 = (С<2> — где с11 — количество вещества, переходящее [c.197]

Истинное химическое равновесие помимо равенства скоростей в прямой и обратной реакциях и постоянства концентраций при неизменных внешних условиях обладает еще следующими свойствами 1) подвижностью, т. е. способностью самопроизвольно восстанавливаться после небольших смещений, вызванных временными отклонениями температуры или давления от заданного значения 2) возможностью достижения равновесия как со стороны исходных веществ, так и со стороны продуктов реакции 3) минимальным значением изобарного потенциала в изобарно-изотермическом процессе и равенствами [c.131]

В изохорно-изотермических процессах достигается равновесие, когда при изменении независимых параметров состояния системы [c.431]

Здесь знак равенства относится к обратимому процессу, и уравнение (П1.4) в этом случае определяет максимальную работу Лмакс. Причем Лй акс может рассматриваться как разность значений-функции U — TS. Эта функция играет важную роль при изучении равновесия в изотермических процессах. Она называется энергией Гельмгольца или изохорно-изотермическим потенциалом и обозначается символом Р. Тогда уравнение (П1.4) имеет вид [c.151]

В процессах, происходящих при постоянном объеме, отсутствует работа расширения (бА = рс1]/—0). Поэтому из уравнений (11.14) и (11.15) следует, что ёР О. Отсюда вытекает важный вывод, что при обратимых изотермических процессах при постоянном объеме свободная энергия не изменяется, а при необратимых она может только уменьшаться. Таким образом, мерой тенденции реакций к самопроизвольному протеканию в неизолированных системах при V н Т постоянных является убыль функции Р, а условием равновесия — ее минимум. [c.25]

ОКИСЛЕНИЕ ДИОКСИДА СЕРЫ - все расчеты по процессу равновесие в реакции окисления диоксида серы, скорость реакции и ее зависимость от температуры, оптимальные температуры, превращение в слое и необходимое время контакта в изотермическом и адиабатическом режимах, определение активности катализатора по лабораторным данным, оптимизация режима разрабатываемых и действующих многослойных реакторов с различными схемами промежуточного охлаждения. Расчеты могут проводиться для процессов как в неподвижном, так и в псевдоожиженном слоях катализатора (режимы идеального вытеснения и идеального смещения). [c.469]

Для расчета абсорбционного процесса обычно задают начальную (У ) и требуемую конечную (Уд) концентрации абсорбируемого компонента в газовой смеси, а также начальную концентрацию ( 1) этого компонента в исходном абсорбенте. В случае адиабатного процесса указанным выше способом строится кривая равновесия и при нелетучести абсорбента, пренебрегая незначительным количеством уносимого тепла газовой фазой (вследствие ее малого водяного эквивалента), строят рабочую линию так же, как и при изотермическом процессе (рис. Х-16). Положе- [c.477]

Такой потенциал для изохорно-изотермического процесса был предложен Г. Гельмгольцем в 1882 г. и назван им свободной энергией А = V - ТЗ. Американский физикохимик Дж. У. Гиббс разработал в 1878 г. теорию термодинамических потенциалов и предложил важнейший потенциал для изобарно-изотермического процесса, впоследствии названный его именем О = Н — - ТЗ. Таким образом, условиями самопроизвольности протекания (знак неравенства) и равновесия (знак [c.315]

То состояние системы, в котором может возникнуть обратимый изохорно-изотермический процесс и имеет место (8,2,1), будет состоянием равновесия. [c.154]

Положение [9-Д] приводит к критерию равновесия. В самом деле, пусть в некоторый момент состояние системы, объем и температура которой постоянны, не равновесно. Вследствие этого происходящий в системе изохорно-изотермический процесс окажется необратимым и будет сопровождаться уменьшением свободной энергии. Уменьшаясь, свободная энергия может достичь минимума, после чего она становится неизменной, так как за минимумом должно было бы наступить ее увеличение это же согласно [9-Д1 невозможно. При постоянной свободной энергии = О и -по [c.185]

Ж] Если система, давление и температура которой постоянны, не находится в равновесии, то в ней будет происходить необратимый изобарно-изотермический) процесс, уменьшающий свободную энтальпию системы. По достижении свободной энтальпией минимума в системе станут возможными только обрати- [c.189]

Соответственно для равновесия при изобарно-изотермических процессах [c.431]

Энергия Гельмгольца используется для описания состояния равновесия в случае изохорно-изотермических процессов. Тогда (Г = onst, о = onst) при равновесии df = Q, и f достигает минимума. [c.128]

Энергия Гиббса определяет состояние равновесия в случае изо-барно-изотермических процессов. Тогда (7 = onst, р = onst) при равновесии dg = Q, и g достигает минимума. [c.128]

О 16ВИДН0, при желании можно построить также изотермическую кривую равновесия у = 1(х ). Однако рассматриваемые в этом разделе графики обычно используются для анализа и расчета процессов перегонки и ректификации двухкомионентных систем, которые на практике проводятся при условиях, близких к изобарическим. Поэтому практическое значепне имеют главным образом графики, построенные для условий р = сопз1. [c.255]

Ранее уже упоминалось об одном из условий равновесия. При установлении равновесия в адиабатическом процессе энтропия принимает максимальное значение и й5 = 0. Однако такой путь протекания процесса сравнительно редко встречается в химии большинство равновесий, которые наблюдаются в химических реакциях, устанавливаются в условиях изобарно-изотермического или иэохорно-изотермического процесса. Укажем без вывода условия равновесия термодинамических процессов (экстремальные значения соответствующих функций полный дифференциал функции равен нулю) [c.248]

Применим выведенные общие условия, определяющие положение равновесия в системе при постоянных р и Т и направление изо-барно-изотермического процесса, для рассмотрения изменения агрегатного состояния вещества [фазового перехода). Изменение Оп, как и любой экстенсивной функции, в этом случае, согласно (12.2), составляет с10п= (С )—0( ))с1 , где — количество вещества, переходящее из первой фазы во вторую. В изобарно-изотермическом процессе с10п 0, и, следовательно, процесс возможен, если [c.224]

III-3-9. Для любого изотермического процесса AS = o6p/7 , где <7обр — поглощенное тепло в процессе обратимого перехода системы из начального в конечное состояние. Будет ли <7 = обр в описываемом процессе Конечно, At/ = Ai/o6p и q = AU + W. Вопрос заключается в том, будет ли w = Wo6p В данном случае справедливо предположение, что ш = Шобр для процесса плавления в любом случае это фактически не является работой и Шобр — ш может быть даже несколько больше, чем w. Единственным отличием был бы результат расширения (или сжатия) настолько быстрого, что атмосфера не успеет прийти в равновесие с этой системой — слишком незначительный эффект. [c.235]

Диаграмма Т—5 (рис. 1.3) позволяет проследить изменение физико-химических свойств веществ и фазовые превращения. Для изоэнтро-пических и изотермических процессов количество теплоты оценивают по площадям, ограниченным ординатами или абсциссами соответствующих параметров изменения энтропии и температур. В процессах, протекающих по изоэнтальпам, вычисляют изменение или давления, или температуры, или их совместное изменение, дроссельный эффект (см. 2.2.2), теплообмен с изобарным понижением или повышением температур и т. д. Область твердого состояния I расположена на диаграмме от значения 5 = О до линии межфазо-вого равновесия МСЬ (твердое вещество превращается в жидкость на участке СЬ, а в газ — на участке N). Процессы плавления — затвердевания можно проследить в области //. Правее линии МА до линии АК (точка К — критическая точка) расположена область 11 жидкого состояния. Под линией АКВ заключена область IV для двухфазной системы Ж + Г, где отображаются процессы кипения — конденсации. Линия АВ соответствует равновесию между твердой и жидкой фазами в присутствии газообразного вещества. [c.23]

Функция и Т8 играет большую роль при изучении равновесия в изотермических процессах ее называют также и з о-хорно-изотермическим потенциалом, изохорным потенциалом или энергией Гельмгольца. При постоянных температуре и объеме имеем [c.90]

При разрешения практических вопросов по химической термодинамике чаще всего приходится сталкиваться с изотермическими процессами или с процессами, которые можно свести к изотермическим, при чем большинство технологических процессов в промышленности проводится либо при постэян ом давлении, либо при небольших колебаниях его. В связи с этим термодинамические расчеты химических реакций, достигших своего равновесия, в последующем будем производить с помощью изобарного потенциала как наиболее удобной функции для процессов, проводимых при постоянном давлении и при постоянной температуре. [c.7]

Реакторы могут работать в следующих режимах 1) изотермическом 2) адиабатическом 3) пеизотермическом и неадиабатическом, при котором отводится только определенная часть тепла реакции. В изотермическом процессе постоянство констант скоростей реакции и равновесия облегчает расчет. В процессе адиабатическом расчет усложняется, если неизвестна зависимость констант от температуры. Наиболее трудным является расчет неизотермических и неадиабатических процессов. [c.177]

Из уравнения (4) следует, что П(/г) —это давление, которое надо приложить к тонкому слою, чтобы сохранить его р авновесную толщину или изменять ее в твр1Модинамически равновесио м процессе. По скольку рассматривается изобарню-изотермический процесс, П(/г) представляет собой давление, из быточное по сравнению с давлением в той фазе. [c.548]

Нетрудно убедиться, что только при минимуме свободной энергии равновесие будет устойчивым, а при ее максимуме равновесие неустойчиво. Действительно, обозначим значения свободной энергии в состояниях Л и В через Ра и Рв. Пусть в состоянии Л А = О, а В — какое-нибудь нз состояний, которые бесконечно близки к Л и в которых А 0. Тогда состояние В не будет равновесным, и согласно [9-Г] должен начаться такой безработный изохорно-изотермический процесс, который вызовет уменьшение свободной энергии. Следовательно, в результате этого процесса система может оказаться в состоянииЛ только тогда, когда Ра<Рв-Если же в состоянииЛ свободная энергия Ра имеет максимальное значение, то Ра> Рв, и система, отклоненная из состояния Л в состояние В, не может вернуться в состояние Л. Таким образом, при максимальном значении Ра— по определению — равновесие в Л будет неустойчивым. [c.186]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология