Энтальпия свободная, Гиббса энергия

В реальных технических условиях чаще всего процессы совершаются не при постоянном объеме, а при постоянном давлении. Поэтому кроме понятия свободная энергия при постоянном объеме вводится функция, служащая критерием равновесия в условиях постоянства давления и температуры. Такой термодинамической функцией является изобарно-изотермический потенциал С, который принято называть изменением свободной энергии Гиббса, или свободной энтальпией. В термодинамике показано, что величина С при обратимых процессах не изменяется, а при необратимых может только убывать. Следовательно, условием равновесия в системах при постоянных давлении и температуре является минимум изобарно-изотермического потенциала. [c.18]

Аддитивными методами можно рассчитывать как термодинамические величины (например, критические постоянные, мольную теплоемкость, энтальпию, энтропию, свободную энергию образования Гиббса, теплоту испарения, поверхностное натяжение, мольный объем, плотность и т. д.), так и молекулярные коэффициенты (коэффициенты вязкости, теплопроводности, диффузии). [c.84]

Осноаное уравнение. Гиббс [14] дал основное уравнонпе, связывающее независимые термодинамические переменные, из которого путем чисто математических преобразований можно получить все остальные термодинамические величины. Уравнение состояния (I) не является основным в этом смысле, так как, чтобы получить нз этого уравнения энтальпию, энтропию или летучесть, необходимо знать постоянные интегрирования, не содержащиеся в уравнении состояния. Для независимых переменных — плотности и температуры—Гиббс показал [14], что единственной термодинамической функцией, из которой могут быть получены все остальные, является максимальная работа (изохорный ио-тенциал) А. Эту функцию называют также свободной энергией Гельмгольца или у-функцией Гиббса. Она связана с внутренней энергией Е и энтропией соотношением [c.6]

Параметрами состояния называются физические величины, характеризующие макроскопические свойства среды,— плотность, давление, температуру, объем. Они, как правило, связаны уравнением состояния (например, для идеального газа, это уравнение (1.21)), потому для определения макроскопического состояния достаточно задавать не все параметры состояния, а лишь некоторые из них. Функциями состояния называются такие физические характеристики, изменение которых нри переходе системы из одного состояния в другое зависит лишь от параметров состояния (начального и конечного), а не от пути перехода (т. е. особенностей кинетики процесса). Функции состояния, посредством котбрых (или их производных) могут быть в явном виде выражены термодинамические свойства системы, называются характеристическими. Важнейшими из них являются внутренняя энергия и, энтальпия Н, энтропия 8, равновесная свободная энергия (или потенциал) Гиббса О, равновесная свободная энергия (или потенциал) Гельмгольца Р. Если же значение функции за- [c.22]

Эта функция называется изобарно -изотермическим потенциалом (в литературе встречаются также названия свободная энтальпия , энергия Гиббса , свободная энергия при постоянном давлении ), [c.101]

В 1869 г. Ф. Массье вводит представление о характеристических функциях, а Дж. В. Гиббс в 1875 г. развивает термодинамику химических неоднородных систем на основе понятия о химическом потенциале и вводит в термодинамику новую функцию— свободную энтальпию (или энергию Гиббса по современной терминологии). Гиббс вводит в термодинамику метод термодинамических функций, позволяющих составлять любые термодинамические уравнения, которые ранее выводили методом термодинамических циклов. Этот метод был более удобным, простым при составлении термодинамических уравнений для изучаемого процесса, но он менее наглядный по сравнению с методом термодинамических циклов. В 1882 г. Г. Гельмгольц открывает термодинамическую функцию — свободную энергию, которую по современной терминологии вызывают энергией Гельмгольца—А. Он же вывел уравнение зависимости А=А Т), которое получило название уравнения Гиббса—Гельмгольца. [c.14]

Прежде чем мы сможем вычислить р при любой другой температуре, необходимо выяснить, как зависит от температуры ДС°(, . Для этой цели можно применить уравнение Гиббса-Гельмгольца, о котором упоминалось в разд. 17-4, но это слишком громоздкая процедура. Вместо этого достаточно воспользоваться поразительно точным допущением, что энтальпия и энтропия практически не зависят от температуры, т.е. что свободная энергия зависит от температуры как функция вида а — ЬТ. На рис. 18-4 [c.126]

Из приведенных примеров ясно, что свободные энергии Гиббса и Гельмгольца — удобные характеристики именно потому, что у них своими аргументами являются легко измеряемые Т и Р (или Т и Г) в противоположность внутренней энергии и и энтальпии Н, которые определяются через неудобные аргументы 8, Г и 8, Р соответственно. [c.30]

Аналогичные уравнения могут быть написаны для изменений энтальпии (//), свободной энергии Гиббса (О) и для других функций. Из уравнения (V. 9), а также из выражения для йО получают следующие определения а [c.50]

G — H—TS — энергия Гиббса (изобарно-изотермический потенциал, свободная энергия при постоянном давлении, свободная энтальпия), ккал/моль [c.10]

Названия этих функций еще не унифицированы. Величину (н -н1)1т называют большей частью функцией энтальпии. Для величины (Gt — Н°< 1т, в работах разных авторов применяются термины функция свободной энергии , функция изобарного потенциала , функция свободной энтальпии и функция энергии Гиббса . Мы будем пользоваться последним термином. При базисной температуре О К, вместо этой функции часто пользуются величиной [c.27]

В литературе подчас применяются термины-синонимы свободная энтальпия, свободная энергия при постоянном давлении, функция (потенциал) Гиббса. Наряду с О иногда используются и другие обозначения, в частности 2. [c.52]

Химический потенциал может равняты я также при определенных условиях изменению энтальпии или внутренней энергии. Для индивидуального вещества химический потенциал определяется как мольное изменение свободной энергии Гиббса при постоянном давлении и температуре. [c.157]

Для первых двух условий характеристической функцией является энтропия, для третьего — свободная энергня (энергия Гельмгольца) и Д.ЛЯ четвертого — свободная энтальпия (энергия Гиббса). Соответствующая характеристическая функция является функцией от вектора состава N = (Лч — количество (моль) г -го ве- [c.185]

Соединения азота (I), азота (II) и азота (IV). Для азота, как и для хлора, характерны достаточ но устойчивые оксиды с нечетным числом электронов N0 и NOg. Их можно рассматривать как устойчивые свободные радикалы. Оба оксида — эндотермические соединения — их стандартные энтальпии АЯ° и энергии Гиббса образования ДС/ имеют положительное значение. [c.359]

G и — TS + pv (свободная энтальпия, свободная энергия Гиббса или изобарно-изотермический или просто изобарный потенциал). (П, 6) [c.35]

В литературе применяются термины-синонимы свободная энтальпия, свободная энергия при постоянном давлении, потенциал Гиббса, функция Гиббса, энергия Гиббса, изобарный потенциал, изобарно-изотермический потенциал. Наряду с О пользуются и другими обозначениями 2 и Р. Значения АО 295 веществ см, в табл. 1 приложения, [c.11]

На основе первого и второго законов внутренняя энергия представлена как функция температуры, объема, давления и энтропии. Полученное выражение интерпретировано как для обратимых, так и для необратимых процессов, что привело к определению энтальпии, свободной энергии Гельмгольца и свободной энергии Гиббса, являющихся функциями тех же четырех параметров. Приведено простое мнемоническое правило, с помощью которого легко запомнить эти функции. [c.27]

Рисуем квадрат и разбиваем его на 9 равных клеток. В центральной клетке обозначим диагонали (крестиком X ). Затем в четыре клетки по серединам сторон большого квадрата вписываем символы Е (U), F, G, Н, двигаясь по часовой стрелке от центра левой стороны квадрата. Они означают Е (U) - внутренняя энергия (изохорно-изозн-гропный потенциал) F - изохорно-изотермический потенциал (свободная энергия Гельмгольца) G - изобарно-изотермический потенциал (свободная энергия Гиббса) Н -энтальпия (изобарно-изоэнтропный потенциал). [c.33]

К термодинамическим потенциалам относятся внутренняя энергия, энтальпия, свободная энергия при постоянных объеме и температуре (изохорно-изотермический потенциал Р) и свободная энергия при постоянных давлении и температуре (нзобарно-изотерми-ческир по генциал О — энергия Гиббса). Убыль термодинамических потенциалов в равновесном процессе, протекающем при постоянстве значений определенной пары термодинамических параметров (5 и у, 5 и р, Г и у, Г и р), равна максимальной работе, произведенной системой. При постоянных Т я V согласно (П.45) [c.60]

Энергию Гиббса называют еще изобарно-изотермическим потенциалом, свободной энтальпией, термодинамическим потенциалом при постоянном давлении или свободной энергией при [c.119]

О — свободная энергия Гиббса, свободная энтальпия [c.8]

Это уравнение позволяет рассчитать свободную энергию Гиббса, если известна энтальпия как функция температуры. [c.119]

Свободная энергия образования Гиббса. Методы, использующие принцип аддитивности, дают возможность рассчитать термодинамические функции (энтальпию, энтропию и свободную энергию образования Гиббса), если известна структурная формула молекулы. Существует много способов вычисления значений этих величин от простых и наименее точных, основанных на суммировании долей атомов, до сложных и очень точных, в которых учитываются конститутивные факторы (соседство групп и т. д.). В качестве примера рассмотрим аддитивный метод расчета свободной энергии образования Гиббса, разработанный Ван Кревеленом и Чермином [c.82]

Известно, что изменения энтальпии и свободной энергии Гиббса (ДС гд ) при образовании фуллеренов из графита составляют соответственно 39 и 37 кДж/г-атом углерода для С ) и 36,5 и 34,6 кДж/г - атом для С7( . [c.114]

ГИББСА ЭНЕРГИЯ (нзобарво-изотермический потенциал, свободная энтальпия), функция состояния тетмодкнамич. системы G, определяемая равенством G = Н — TS, где Я — энтальпия, Т — абс. т-ра, S — энтропия. Широко использ. в хим. термодинамике, т. к. хим. р-ции часто происходят при пост, т-ре и давлении, а зти параметры состояния являются естественными физич. переменными Г. э. как характеристич. функции (см. Термодинамические функции). Г. э.— термодинамич. потенциал убыль Г. а. в равновесном процессе в закрытой системе при пост, т-ре и давлении равна максимальной полезной работе, т. е. полной работе за вычетом работы против внеш. давления. При указанных условиях все процессы протекают самопроизвольно в направлении убывания Г. а. до достижения ее минимума, к-рому от-ветает состояние термодинамич. равновесия системы. [c.130]

Другая особенность ) заключается в том, что это величина интенсивная (в самом общелг случае свойства интенсивности могут не сохраняться). Эта особенность диктует выбор термодинамического потенциала для построения конкретного вида химического потенциала. Потенциал Гельмгольца не подходит, поскольку пе сохраняет свойства интенсивности, а энтальпия Н не обладает экстремальными свойствами. Что же касается внутренней энергии и, то она и не экстремальна и не сохраняет свойства интенсивности. Используем свободную энергию Гиббса. Кохмбинируя уравнение состояния (1.21) с первой производной из (1.40), в расчете на 1 моль получим [c.40]

Свободная энтальпия (свободная энергия Гиббса изотермоизобарный термодинамический потенциал) концентрированного раствора сильного электролита, как и вообще любого твердого и жидкого раствора или смесей неидеальных газов, складывается из трех независимых слагаемых [c.48]

СВОБОДНАЯ ЭНЕРГИЯ, см. Гельмгольца энергг я., СВОБОДНАЯ ЭНТАЛЬПИЯ, см, Гиббса энергия. СЕБАЦИНОВАЯ КИСЛОТА (1,8-окганликарбоновая к-та) НООС(СН2) СООН, ..л 133 °С, к,ш 295 "С/ЮО мм рт. ст., 232 °С/10 MJЧ рт. ст. плохо раств. в воде, раств. в сп., эф. Соли и эфиры С. к. наз. себацинатами. Получ. сухая ди- [c.519]

В литературе применяются термииы-синоннмы свободная энтальпия, свободная энергия при постоянном давлении, функция (потенциал) Гиббса наряду с О используются и другие обозначения 2, Р. [c.45]

Для рассматриваемой стандартной системы известно аналитическое уравнение состояния [5], что дает возможность вычислить все термодинамические свойства смеси твердых сфер и использовать полученные данные в расчете свойств реальных жидких смесей. Численные методы расчета термодинамических свойств Me i твердых сфер из уравнения состояния не обеспечивают точног вычисления таких свойств, как энтальпия, энтропия и теплоем кость вследствие появления ошибок при численном дифференци ровании [9]. Целью настоящей работы является получение анали тических выражений для расчета основных термодинамически свойств смеси твердых сфер свободной энергии Гельмгольца А и Гиббса (G), внутренней энергии и энтальпии U и Н, соответствен но), энтропии (S) и теплоемкости [Ср и v), а также химическог потенциала. [c.30]

Первая из этих реакций (а) интересна- тем, что величина энтропийного члена — rAiSjgs очень мала и член АС. с, практически равен Данная реакция является частным случаем, когда да/ке при довольно высоких температурах справедлив вообще неправильный принцип Бертло. Энтальпия реакции по величине и знаку совпадает со свободной энтальпией (свободной энергией Гиббса). [c.217]

В статье рассмотрен вопрос о вычислении термодинамических свойств жидких сглесей неэлектролитов, представляющих интерес для химической технологии, с помощью статистической теории возмущений. Представлены аналитические выражения для расчета остаточных термодинамических свойств (свободной энергии Гиббса и Гельмгольца, йнутренней энергии, энтальпии, энтропии и теплоемкости при постоянном объеме и давлении), а также химического потенциала компонентов стандартной системы-смеси твердых сфер с диаметрами, зависящими от температуры), применяемой в. теории возмущений. [c.183]

Из этого выражения следует, что энтальпия системы включает два вида энергии. Первый вид — энергия Гиббса, которая может явиться источником любой работы при Р, 7 =сопз1. На этом основании энергию Гиббса называют свободной энергией. Она определяет векторную часть энергии Н. [c.121]