Изменение энтропии зависимость от величины

Рис. III.9, [Зависимость изменения энтропии от величины молекулярной ориентации, определяемой по величине двулучепреломления.

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]

В состояниях, не слишком далеких от равновесного, оба эти фактора действуют обычно в противоположных направлениях, и общее течение реакции определяется влиянием преобладающего фактора, пока не будет достигнуто состояние, при котором их влияния становятся равными по величине, что отвечает состоянию равновесия. Тепловой эффект обычно слабее зависит от концентрации веществ, участвующих в реакции, поэтому достижение равновесия определяется преимущественно концентрационной зависимостью энтропии. Изменение энтропии входит в уравнение в виде произведения TAS, поэтому при прочих равных условиях повышение температуры усиливает влияние, оказываемое изменением энтропии. Для стандартного состояния всех веществ, участвующих в реакции, рассматриваемое уравнение принимает вид [c.267]

Поэтому если д А8 )/дТ S О, то д АН+)/дТ 3 О, г. е. имеет место симбатное изменение энтропии и энтальпии активации с температурой. В этом суть компенсирующего влияния температурных изменений этих величин на константу скорости, последнее находит многочисленное экспериментальное подтверждение. Однако такая компенсация не является полной, вследствие чего возникает задача определения явной зависимости А - и -факторов от температуры. [c.24]

В кинетике радикальных газофазных реакций особое значение приобретает специфичность изменений энтропии и энтальпии активации. Оба эти фактора определяют свободную энергию активации, поэтому в зависимости от той роли, которую каждый из них может играть в кинетике радикальных реакций, следует различать четыре случая 1) изменение скорости происходит в основном за счет изменений энтальпии активации А//= =, величина энтропии активации практически не изменяется 2) изменение скорости происходит в основном за счет изменений AS" =, величина АЯ+ практически не изменяется 3) изменение скорости происходит за счет изменений AS=t= и АЯ+ 4) изменение скорости происходит благодаря линейному изменению АН и AS= ". [c.44]

Из уравнений (И. 59) и (П. 60) видно, что для расчета дифференциальных изменений энтропии и энтальпии необходимо знать зависимость давления пара от температуры при постоянной величине адсорбции Г (определение изостер). По этим зависимостям можно получить необходимые значения температурных коэффициентов для давления пара при данных заполнениях поверхности адсорбента (величинах адсорбции) (рис. И.7). Первый член правой части уравнения (И. 60) выражает дифференциальную теплоту адсорбции [c.43]

В табл. 4-1 приведены расчетные значения констант равновесия Кр для некоторых реакций горения и диссоциации при разных температурах. При использовании значений Кр из этой таблицы давление следует выражать в физических атмосферах. По приведенным величинам можно определить значения Кр для некоторых других реакций, которые могут быть получены комбинированием реакций из таблицы. Дело Б том, что по закону Гесса тепловой эффект АН какой-либо сложной реакции не зависит от промежуточных стадий. Точно так же изменение энтропии А5 (являющейся, как и энтальпия, функцией состояния) не зависит от промежуточных стадий. Следовательно, по соотношению (4-4) величина Кр для сложной реакции найдется перемножением или делением значений Кр для промежуточных реакций (в зависимости от того, суммируются или вычитаются эти реакции). Ниже приводятся примеры 1 и 2, в которых таким путем найдены значения Кр для реакции горения твердого углерода с образованием СО2 и для восстановительной реакции между СО2 и твердым углеродом. Данные по константам равновесия для многих реакций приводятся в термодинамических справочниках. [c.91]

В необратимых термодинамических процессах полезная работа меньше, а теплота процесса больше, чем в обратимых процессах (см. разд. 11.22). Таким образом, согласно законам природы, теплота, теряемая системой при проявлении некоторой необратимости процесса, возрастает, а поглощаемая теплота уменьшается. Поскольку величина изменения состояния системы не зависит от характера протекания процесса, то изменение энтропии системы (как функции состояния), вне зависимости от характера протекания процесса остается одним и тем же. Из этого следует, что равенство (П.55) в приложении к необратимым термодинамическим процессам превращается в неравенство [c.96]

В табл. 18.2 разобраны различные случаи, характеризующиеся тем или иным конкретным соотнощением между знаками АН и AS, а также приведены примеры для каждого такого случая. Применяя изложенные выше качественные критерии для предсказания изменений энтропии, часто удается предсказать, каким образом должна изменяться величина ДС в зависимости от температуры. [c.187]

Наконец, найдем зависимость энтропии от температуры. При наличии теплового потока между двумя системами с различными температурами необратимость процесса теплообмена может быть уменьшена точно до нуля, если температуры систем будут отличаться между собой на бесконечно малую величину. (В этом случае конечному тепловому потоку соответствует некоторое изменение общей энтропии. Однако, выражаясь математически, это изменение энтропии будет бесконечно малой величиной высшего порядка по отношению к теплообмену бР и, таким образом, им можно будет пренебречь по сравнению с f>Q, т. е. процесс обратим.) [c.116]

Поэтому уравнения ДЯ = ф(Г) и АО = ф(Г) для конденсированных систем в отличие от ранее применявшихся следует составлять на основании соотношений для теплоемкостей, справедливых вплоть до абсолютного нуля Такие соотношения отличаются от обычных, так как в области низких температур характер кривой Ср = ф(Г) изменяется (см. с. 57). Учитывая это, снабдим все постоянные, входящие в уравнения температурной зависимости теплового эффекта и изменения изобарного потенциала для конденсированных систем, индексом "я. Величина ДЯо в отличие от АЯо имеет физический смысл теплового эффекта реакции при Т = 0. Также и константа /"Д, оставаясь постоянной вплоть до абсолютного нуля, приобретает смысл изменения энтропии при Т = 0 она отличается от константы интегрирования в (ХП1,21), [c.413]

Феноменологические соотношения, определенные в подразделе 1.1, играют важную роль в термодинамике необратимых процессов. Общую основу макроскопического описания необратимых процессов составляет неравновесная термодинамика, которая строится как теория сплошной среды и параметры которой, в отличие от равновесной термодинамики, являются функциями пространственных координат и времени. Центральное место в неравновесной термодинамике играет уравнение баланса энтропии [10]. Это уравнение выражает тот факт, что энтропия некоторого элемента объема сплошной среды изменяется со временем за счет потока энтропии в рассматриваемый объем извне и за счет положительного источника энтропии, обусловленного необходимыми процессами внутри объема. При обратимых процессах источники энтропии отсутствуют. В этом состоит локальная формулировка второго закона термодинамики. Поэтому основной задачей в теории необратимых процессов является получение выражения для источника энтропии. Для этого необходимо использовать законы сохранения массы, количества движения и энергии в дифференциальной форме, полученные в разделе 1. В уравнения сохранения входят потоки диффузии, тепла и тензор напряжений, которые характеризуют перенос массы, энергии и импульса. Важную роль играет термодинамическое уравнение Гиббса (5.49), которое связывает скорость изменения энтропии со скоростями изменения энергии и состава смеси. Оказывается, что выражение для интенсивности источника энтропии представляет собой сумму членов, каждый из которых является произведением потока, характеризующего необратимый процесс, и величины, называемой термодинамической силой. Термодинамическая сила связана с неоднородностью системы или с отклонением параметра от его равновесного значения. Потоки, в свою очередь, в первом приближении линейно зависят от термодинамических сил в соответствии с феноменологическими соотношениями. Эти линейные законы отражают зависимость потока от всех термодинамических сил, т. е. учитывают перекрестные эффекты. Так, поток вещества зависит не только от градиента концентрации, но и от градиентов давления, температуры, электрического потенциала и т. д. Неравновесная термодинамика ограничивается в основном изучением линейных феноменологических соотношений. [c.83]

На рис. 3.1 представлены кривые изменения энтропии и энергии Гиббса в зависимости от состава идеальной смеси. Избыточные свойства реальных смесей нередко значительно отличаются от нуля и могут иметь как положительную, так и отрицательную величину в зависимости от диапазона концентрации и химической природы смеси. В гл. 4 приводится несколько примеров, демонстрирующих сказанное. Идеальный характер изменения парциального давления описывается законом Рауля. Ряд возможных отклонений от этого закона показан на рис. 3.2. [c.156]

Зависимость А0° от температуры имеет вид степенного ряда, однако кривые приведенных диаграмм приближаются к прямым в тех пределах, где отсутствуют фазовые превращения металла или соли. В точках плавления, кипения и аллотропического перехода эти прямые претерпевают излом и приобретают другой наклон. Принимая в первом приближении величину АН° не зависящей от температуры, легко показать, что угловой коэффициент каждого участка прямой приблизительно равен.отрицательному значению изменения энтропии д АО°)/аТ — [c.218]

Рис. 111,10. Зависимости дифференциального мольного изменения энтропии при адсорбции Д5 и среднего мольного изменения энтропии при адсорбции Д15/Г = от величины адсорбции Г этана на графитированной термической саже при 173 К.

Константа Генри Ку и изменение внутренней энергии адсорбата при адсорбции AUi определяются главным образом потенциальной энергией взаимодействия молекулы с адсорбентом вблизи главного потенциального минимума Фо- Поэтому эти термодинамические характеристики адсорбции удобны для исследования межмолекулярного взаимодействия при адсорбции. Расчеты К у и AUy для адсорбции углеводородов на графите производились в работах (2—4, 7—14, 16—18]. Изменения энтропии AS и теплоемкости АС у адсорбата при адсорбции определяются только зависимостью потенциальной энергии Ф взаимодействия молекулы адсорбата с адсорбентом от координат поступательного и вращательного движения молекулы, но не зависят от абсолютной величины потенциальной энергии Ф. Поэтому эти термодинамические характеристики адсорбции удобны для изучения зависимости Ф от положения молекулы положения центра масс и ориентации молекулы по отношению к поверхности адсорбента. Эта зависимость определяет состояние адсорбированных молекул ири нулевом заполнении поверхности, т. е. характер их поступательного и вращательного движения. Расчеты Д5Г и АС у для адсорбции углеводородов на графите производились в работах [1, 3—6, 10, И, 13, 16—18]. [c.305]

Предварительно производится обычный тепловой расчет цикла с помощью энергетического баланса для определения всех потоков, а затем энтропийным методом вычисляются величины потерь и Q,-. Изменяя отдельные параметры цикла (температуру, к. п. д. машины и др.), можно проследить их влияние на необратимость отдельных процессов. В тех случаях, когда это возмол -но, целесообразно для получения наиболее общих результатов использовать аналитические соотношения. Это позволяет определять изменение энтропии в функции параметров состояния As = = / (р Т), а такл е в зависимости от всех других параметров процесса непосредственно из формулы (120). [c.91]

В первом приближении для грубых расчетов можно считать, что величины теплового эффекта реакции и изменение энтропии реакции от температуры не зависят. Для большинства веществ в литературе имеются значения. теплот образования из элементов и энтропии, определенные при температуре 25°С (298,16° К), Тогда изменение стандартного изобарного потенциала реакции в зависимости от температуры определится по выражению [c.37]

В заключение остановимся на температурной зависимости адсорбции в пористых телах. Простые опыты с системой поршень — цилиндр показывают, что при гистерезисе системы в цикле должна теряться механическая работа (т. е. должно выделяться тепло). В необратимых процессах этого типа изменение энтропии при небольших смещениях системы из состояния равновесия не равно бд/Т. Поэтому, как отмечает Ла-мер [16], в этом случае уравнения типа уравнения (ХП1-16), полученные на основе второго закона термодинамики, теряют ясный физический смысл. В гистерезисных системах, конечно, можно получить два ряда значений относящихся к адсорбционной и десорбционной ветвям. Обычно эти величины не равны друг другу и ни одна из них не соответствует калориметрической теплоте адсорбции. Этот эффект можно объяснить локальной необратимостью системы. Адсорбция при увеличении х на 8х не эквивалентна десорбции при последующем уменьшении относительного давления на ту же величину бх. Поэтому к данным по изостерическим теплотам адсорбции и ин- [c.498]

Таким образом, для высокомолекулярных жестких полимеров с неплотной упаковкой макромолекул на кривой зависимости энтропии смешения растворителя (А ) от состава смеси наблюдается характерная петля, лежащая в отрицательной области значений энтропии смешения [6]. По мере уменьшения молекулярного веса значение минимума энтропии передвигается в сторону меньших отрицательных величин, что связано, вероятно, с менее рыхлой упаковкой. При растворении полимера с мол. весом 18 ООО вся кривая изменений энтропии лежит в области положительных значений. Однако и здесь наблюдается небольшой минимум. И, па-конец, для полистирола с мол. весом около 1000 изменения энтропии носят характер, наблюдаемый нри смешении пизкомолекулярных соединений. Этот полимер растворяется в этилбензоле с нулевым тепловым эффектом, что свидетельствует о плотности упаковки его молекул, сходной с молекулярной упаковкой обычной жидкости. [c.283]

Тот факт, что очень точные экспериментальные результаты показывают изменение йХпк/й /Т) с температурой, свидетельствует о том, что такая компенсация хотя и является обычной, но недостаточно полная. Необходимо заметить, что в соответствии с уравнением (IV.4.4) изменение энтропии активации 8 с температурой не будет оказывать влияния на температурную зависимость константы скорости к, так что экспериментально можно определить лишь величины 77 и А . Лишь приняв определенные теоретические предположения, можно определить V и 1 в отдельности. Кроме того, только если величина 3 1л v/д7 = (l/v) (ду/дТ) мала по сравнению с Н /ЯТ , то можно приравнять величину Я и экспериментально определенную величину Е. Фактически же из уравнения (IV.4.4) видно, что [c.71]

Диссоциация была изучена фотометрически по увеличению коицеитрации N63 при прохождении адиабатической ударной волны через смесь N204 в газе-носителе N3. Данный метод, как признают, является неточным, и в этой системе энергию активации (а следовательно, и частотный фактор) трудно измерить, но, по-видимому, можно ие сомневаться в том, что частотный фактор превышает величину сек 1. Эта реакция Показывает типичную зависимость от давления. Энтропия активации составляет около 10 кал моль-град, И это легко объяснить, если сопоставить указанную величину с полным изменением энтропии в реакции, составляющим около 45 кал моль -град (стандартные условия 25° С, давление 1 атм). Стандартное изменение энтропии, обусловленное поступательным движением, равно 32,4 кал моль-град, и на долю изменения, обусловлеи-ного вращением и колебанием, остается 12,6 кал моль-град. Последняя величина сопоставима с величиной энтропии активации 10 кал моль-град. Это указывает на то, что переходный комплекс подобен скорее свободно связанным молекулам N02, нежели молекуле N204. [c.232]

Среди различных методов сравнительного расчета термодинамических параметров химических реакцйй и других процессов своеобразное место занимают методы, основанные на сопоставлении этих процессов не при одинаковой температуре, а в условиях, от-вечаюпгих одинаковым значениям их констант равновесия (или, в более общей форме, одинаковым значениям AG°IT = — R In К). Сюда относятся, например, процессы испарения жидкостей при температурах кипения их при атмосферном (или другом одинаковом) давлении, процессы термической диссоциации карбонатов при температурах их разложения при атмосферном (или другом одинаковом) давлении, термической диссоциации окислов и других соединений (в форме гетерогенных или гомогенных процессов), сопоставление стойкости разных кристаллогидратов при заданной влажности воздуха и др. Первым в хронологическом отношении обобщением в этой области, нашедшим широкое применение, явилось известное правило Трутона, относящееся к процессам испарения жидкостей. Ле Шателье и Матиньон обнаружили, что аналогичная закономерность имеет место и для процессов термической дуссоциации кристаллогидратов солей, аммиакатов, карбонатов и других веществ при температурах, при которых давление диссоциации их равно 1 атм. Равновесное изменение энтропии в этих условиях оказывается равным примерно 32 кал/(К-моль). То же можно вывести из формулы Нернста, устанавливая при этом некоторую зависимость величины АН°/Т от температуры, при которой давление диссоциации в данном процессе равно 1 атм. Далее было показаночто приближенное постоянство равновесных изменений энтропии имеет место и при других химических реакциях, если сопоставление ограничивать реакциями, достаточно однотипными, причем такая закономерность наблюдается не только для условий, когда константа равновесия равна единице, но и когда она при другом численном значении одинакова для этих реакций. [c.185]

Более точные расч ты должны, конечно, учитывать и изменение энтропии, сопровождающее появление новых заместителей в кольцах. В зависимости от строения углеводородов появление каждого нового заместителя сопровождается уменьшением энтропии на 2—3 э. е. Однако более достоверная оценка этой величины пока еще не представляется возможной, что и является главной причиной, мешающей развитию расчетных методов онределения состава равновесных смесей структурных изомеров. К сожалению, пока эти методы не могут быть использованы для расчетов равновесия между изомерами, содержащими напряженные циклические системы, как, например, бицикло(4,3,0)нонан, бицикло(2,2,1)-гептан и т. д., так как изменение энтальпии реакции в этих случаях не поддается априорному определению. К тому же и разницы в энтропиях таких углеводородов обычно бывают довольно большими (см. табл. 43). [c.137]

Все термодинамические способы повышения степени рекуперации тепловой энергии в узлах теплообмена и ТС в целом определяются вторым законом термодинамики [7,20-24] идельаные обратимые процессы протекают без изменения энтропии, в то время как в реальных, необратимых процессах, она возрастает. Наиболее отчетливо это видно из анализа идеального цикла Карно, в котором возможно максимальное превращение имеющегося тепла в работу. Если обозначить количество тепла при температуре потока Т через Ц, а -температура окружающей среды, то теоретически максимально возможное количество работы А, получаемое в цикле Карно, равно Q (Т -Т )/Т . Величина TQ/TJ - часть тепла, которое рассеивается в атмосферу (рис. I). Зависимость цикла Карно от температуры =(Т]--Тд)/Т представлена на рис. 2. Из изложенного вытекает несколько важных термодинамических предпосылок, учет которых при синтезе оптимальных ресурсосберегающих ТС позволяет обеспечивать их высокую эффективность. [c.38]

С помощью уравнения (235) можно вычислить лишь изменение энтропии, и нельзя сделать никаких выводов о ее абсолютном значении. На основе измерений теплового эффекта реакций при постепенном понижении температуры Нернст установил так называемый тепловой закон (который рассматривают также как третий закон термодинамики) по мере приближения температуры к абсолютному нулю изменение энтропии стремится к нулю. Справедливость теплового закона достоверно подтверждена на опыте. Планк предложил считать энтропию любого вещества при абсолютном нуле равной нулю. Тем самым открывается возможность точно рассчитать энтропию любого вещества при любых температуре и давлении, воспользовавшись уравнениями (244а) и (2446). Например, рассмотрим изменение энтропии воды в зависимости от температуры при постоянном давлении (рис. Б.22). При абсолютном нуле энтропия льда в соответствии с тепловым законом Нернста равна нулю. При возрастании температуры энтропия изменяется пропорционально Р, при дальнейшем повышении температуры обнаруживается более сложная зависимость от Т. В точке плавления энтропия скачкообразно увеличивается на величину энтропии плавления. В интервале О—100 °С энтропия снова непрерывно увеличивается, а при 100 °С обнаруживает скачок, равный энтропии испарения. При температуре 100°С энтропия пара постелен- [c.239]

Формулы первого приближения позволяют удовлетворительно описать зависимость энтальпии смешения от состава в ряде простых систем, однако теоретические значения энтропии смешения не согласуются с данными опыта. Лучшее согласие с экспериментом получают, рассматривая параметр ы) как свободную энергию взаимообмена, т. е. как изменение свободной (а не потенциальной) энергии при квазихимической реакции. В таком случае необходимо учитывать зависимость величины ы) от температуры. Выражения для термодинамических функций содержат два параметра w и (1т1(1Т величина ёт/йТ определяет изменение энтропии при квазихимической реакции. Однако теория не указывает путей расчета величин w и йтИТ, и эти величины являются, по существу, эмпирическими параметрами. Их подбирают так, чтобы получить хорошее согласие между рассчитанными и экспериментальными значениями функций смешения при некотором (допустим, эквимолярном) составе раствора. [c.424]

Из данных табл. 56 видно, что изменение энтропии во всех случаях отрицательно и в однотипных реакциях при данной температуре остается примерно постоянным. Влияние температуры на изменение энтропии сравнительно невелико. Например, в сто1 радусном интервале (от 273 до 373 К) величина ArS меняется на 1,0— 4,0 Дж/(моль-К) в зависимости от типа соединения. [c.304]

В связи с этим следует заметить, что энтропия должна возрастать при необратимых процессах лишь в изолированных системах. Если же тело находится в тепловом контакте с другим, то его энтропия может уменьшаться за счет ее увеличения в другом теле. Так, если тело с температурой Гг отдает менее нагретому телу с температурой Г) тепло бQ, то энтропия первого тела уменьшается на величину bQ/T2, а энтропия второго увеличится на СЦТу. Однако общее изменение энтропии системы, состоящей из двух тел, будет положительным, т.е. —бС/Г2 + б<3/Г1>0, так как Тг>Ти Найдем важное для дальнейшего изложения выражение для энтропии идеального газа как функции состояния, т, е. ее зависимость от р, V и Т. Из уравнений (1.8) и (П.14) получим основное уравнение для вычисления энтропии [c.46]

Суммарная величина изменения энтальпии реакции взаимодействия иода с амилозой, определенная экспериментально, не зависит от вискозиметрической длины и рода крахмала амилозы [87]. По данным [87], в интервале температур от 289 до 323 К изменение энтальпии на моль 2 составляет -65,0 кДж/моль и -87,2 кДж/моль. В работе [88] тепловой эффект этой реакции, определенный по температурной зависимости констант равновесия, составил -101,4 к Дж/моль при Т = 300 к. Соответствующая величина изменения энтропии AS = = -270j7 Дж моль/К. Большое отрицательное значение изменения энтропии авторы связывают со значительным упорядочиванием в результате организации частиц крахмала и иода в комплексе. [c.39]

Практически во всех случаях абсолютное значение А6° с повышением температуры уменьшается, что говорит об уменьшении прочности соединений стремлении их к диссоциации Зависимость А0° от температуры имеет вид степенного ряда, однако кривые приведенных диаграмм приближаются к прямым в тех пределах, где отсутствуют фазовые превращения металла или соли В точках плавления, кипения и аллотропического перехода эти прямые претерпевают излом и приобретают другой наклон Принимая в первом приближении величину АН° не за-Еисящей от температуры, легко показать, что угловой коэффициент каждого участка прямой приблизительно равен. отрицательному значению изменения энтропии д Аб°)/аГ = —А5 В соответствии с закономерностями изменения энтропии системы прямая претерпевает излом вверх при фазовом превращении металла и вниз при превращении соединения Изломы резче всего в точках кипения (из-за резкого изменения энтропии системы при образовании газовой фазы) В точках полиморфного превращения изломы незначительны [c.218]

Ларсен и Виссарс [33] попытались получить данные о свободных энергиях, теплотах и энтропиях обмена для катионов Ыа+ и на фосфате циркония в №-форме. Они использовали образцы фосфата циркония, полученные путем медленного осаждения из раствора 2гОС12 в НС1. При длительном промывании водой образцы теряли часть фосфата до Р04 2г = 1,16. Опыты проводились в статических условиях в 0,1005 н. солянокислых растворах соответствующих хлоридов щелочных металлов при температурах от 1,17 до 44,5° катион щелочного металла замещался ионом меди с целью последующего анализа. Термодинамическая константа равновесия К была получена интегрированием кривой зависимости lg/( от состава ионообменника (стр. 40), при этом предполагали, что результаты могут быть проэкстраполированы на весь интервал изменения состава ионообменника. Изменение свободной энергии рассчитывалось по формуле А0° = —ЯТ пК, а изменение энтропии— из соотношения АС° = АЯ° — 7 А5<, где изменение теплоты обмена А//° было получено из изохоры Вант-Гоффа для соответствующих значений К при различных температурах. Полученные данные (табл. 30) количественно выражают ряд сродства, установленного с помощью коэффициентов распределения, причем АС° становится отрицательным с уменьшением гидратированного ионного радиуса. Значения А5° близки к величинам относительных энтропий ионов в водных растворах [78]. Надежность этих данных не ясна вследствие значительного числа экс- [c.160]

Было показано, что в области существования температурной инвариантности характеристической кривой (например, при адсорбции на активном угле), т. е. при условии ( г1<1Т)ц = О, изменение энтропии при адсорбции отрицательно и в хорошем согласии с опытом выражается величиной а(йе/й1п(2) г, где =/ Г 1прз/р. В приближении с = О величина А5 = О, что находится в резком несоответствии со всс П экспериментальными данными по температурной зависимости адсорбции на активном угле. Столь же необоснованно применение условия а =0 к уравнению Хилла, которое сами авторы статьи называют уравнением для нелокализованной адсорбции. [c.402]

Как следует из уравнения (V, 38), использованного Капустинским и Яди-мирским, для того чтобы оценить растворимость вещества, нужны данные о теплоте растворения соли и об изменении энтропии при растворении. Если эти величины известны, можно качественно установить зависимость между растворимостью, теплотой и энтропией процесса. Яцимирский, использовав найденную Капустинским зависимость энтропии А5 и теплоты гидратации На от ионного радиуса, подсчитал величину ( ра т+ТуA5L) и построил кривые зависимости этой величины от радиусов ионов. [c.220]

Значение для тех же концентраций растворов вычислялись нами методом отрезков по кривым зависимости интегральной теплоты растворения, отнесенной к гралшу раствора, от весовой доли полимера со2 16]. Изменение энтропии ТА8х вычислялось по разности между и АНх. Все указанные величины сведены в табл. 2. [c.279]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология