Относительные парциальные мольные энтальпии компонентов

Раздел 1. ИНТЕГРАЛЬНЫЕ ТЕПЛОТЫ РАСТВОРЕНИЯ ЭЛЕКТРОЛИТОВ В НЕВОДНЫХ РАСТВОРИТЕЛЯХ И ОТНОСИТЕЛЬНЫЕ ПАРЦИАЛЬНЫЕ МОЛЬНЫЕ ЭНТАЛЬПИИ КОМПОНЕНТОВ [c.23]

ОТНОСИТЕЛЬНЫЕ ПАРЦИАЛЬНЫЕ МОЛЬНЫЕ ЭНТАЛЬПИИ КОМПОНЕНТОВ [c.51]

III.9. ОТНОСИТЕЛЬНЫЕ ПАРЦИАЛЬНЫЕ МОЛЬНЫЕ ЭНТАЛЬПИИ КОМПОНЕНТОВ ТРОЙНЫХ РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТ-СМЕШАННЫЙ РАСТВОРИТЕЛЬ И СПОСОБ ИХ ВЫЧИСЛЕНИЯ [c.40]

Для решения структурных вопросов особенно интересно сопоставление с данными физических методов исследования результатов изучения концентрационных зависимостей неидеальных долей относительных парциальных молярных энтропий компонентов раствора (5 — 5") еид == соответственно неидеальные доли энтропий компонента г в растворе и в чистой фазе г — его же парциальная молярная энтальпия a —его активность в данном растворе — его мольная доля. [c.44]

Здесь НТ и УГ — значения парциальных мольных энтальпий и объема в предельно разбавленном относительно компонента i растворе. [c.18]

Таким образом, в простейших (в термодинамическом отношении) растворах каждый компонент обладает той же внутренней энергией и той же энтальпией, что и в чистом состоянии. Следовательно, в этих состояниях одинакова и его теплота испарения. Энтропия и химический потенциал компонента в простейшем растворе отличаются от значений энтропии энергии Гиббса этого компонента в чистом состоянии на величину, однозначно определяемую при данной температуре содержанием этого компонента (выраженным в мольных долях) и не зависящую от вида и относительного содержания остальных компонентов. Парциальное давление насыщенного пара данного компонента также зависит только от давления насыщенного пара этого компонента в чистом состоянии и содержания его в растворе, выраженном в мольных долях (IX, 15) (IX, 15а). [c.368]

Величины ДДвзЯ° и ДД спЯ° - разницы энтальпий взаимодействия 3 с компонентами 2 и 1 и энтальпий их испарения соответственно п 1п -относительные парциальные мольные энтальпии компонентов смешанного растворителя ап + рЛО -параметр, отражающий влияние 3 на взаимодействия растворитель-растворитель в его сольватной оболочке, причем если величина данного параметра положительна, то растворенное вещество ослабляет взаимодействия растворитель-растворитель в сольватной оболочке, если отрицательна, то, наоборот, усиливает. [c.108]

Согласно правилу фаз система, состоящая из газа и конденсированной фазы фиксированного состава, независимо от действительного числа компонентов имеет одну степень свободы. Это означает, что для сохранения этого фиксированного состава (он может соответствовать любой степени дефектности) из двух переменных (температура и давление) лишь одна является независимой, тогда как вторая — ее функция, например ро, —ЦТ). Следовательно, при синтезе феррита любому изменению температуры в процессе спекания и термической обработки должно соответствовать изменение давления кислорода в атмосфере так, чтобы это давление было равно равновесному для феррита данного состава. Разумеется, что в зависимости от природы феррита и степени его дефектности функция ро, =/( ) должна иметь различный вид. Вместе с тем для феррита со структурой шпинели удалось найти некоторые общие закономерности [2], облегчающие выбор контролируемой атмосферы спекания. В первую очередь следует отметить, что для различных ферритов со структурой шпинели Ме Ме Рез-д -4,04 1 7, характеризующихся одинаковым значением у, парциальная мольная энтальпия кисдорода почти одинакова. Например, когда у 0 (состояние, которое у многих ферритов достигается на низкокислородной границе шпинельного поля) АЯо = —144 4 ккал1г-моль. Постоянство относительной парциальной мольной энтальпии кислорода в ферритах различного химического состава в известной мере свидетельствует о том, что энергия связи кислородных ионов в решетке мало зависит от природы двухвалентных катионов. Это явление довольно просто объяснить в рамках чисто ионной модели строения ферритов. Ионы Со +, Ре +, N 2+, М 2+, Мп +, имеющие одинаковый [c.132]

Парциальные коэффициенты активности не определимы прямыми методами. Поэтому свободная энергия обмена АО°обм (где АО°обм = —ЯТ п Кобм) также неопределима как функция температуры без использования какой-либо термодинамической модели, пригодной для описания характеристик ионного обмена. Одна из таких простых моделей — модель регулярных растворов, впервые предложенная Гильдебрандом в 1929 г. Регулярные растворы характеризуются идеальной энтропией смешения, но ненулевой энтальпией смешения. Парциальная молярная теплота растворения ЛЯраств компонента прямо пропорциональна квадрату его мольной доли, но не зависит от температуры. Для растворов этого типа можно легко показать (как это сделано Гуггенхеймом [153]), что относительные коэффициенты активности компонентов А и В в двухкомпонентной системе равны [c.174]