Энтальпия мольная парциальная

Значения парциальных молярных энтальпий На н Нщ раствора определенного состава могут быть легко найдены по изотермической кривой на диаграмме энтальпия — мольная доля [c.29]

Мольные парциальные энтропия и энтальпия с учетом уравнения состояния в форме (17.14) вычисляются по формулам [c.161]

При растворении полимеров в низкомолекулярных жидкостях энтальпия смешения АН в большинстве случаев мала в случае эластомеров она, как правило, положительна. Хорошая растворимость полимеров в большом числе растворителей обусловлена необычайно высокими значениями энтропии смешения. Именно с последним обстоятельством связаны и отклонения свойств растворов полимеров от свойств идеальных растворов. Теория растворов полимеров [2—5] позволила рассчитать энтропию смешения полимера с растворителем исходя из определения числа способов, которыми могут разместиться молекулы растворителя среди связанных в длинные гибкие цепи сегментов макромолекул (конфигурационную энтропию смешения). Несмотря на ряд существенных приближений используемой модели, полученные с ее помощью уравнения свободной энергии смешения и, соответственно, парциальных мольных свободных энергий компонентов системы (химических потенциалов полимера н растворителя) позволили объяснить важнейшие особенности поведения растворов полимеров. [c.33]

Значения показателя преломления, мольной и удельной рефракции используют не только для идентификации индивидуальных веществ, расчета электрических параметров а, i, Р, но и для установления концентрации растворов и расчета теплоемкости, изменения энтальпии при сгорании, критической температуры, молекулярной массы высокомолекулярных соединений и других характеристик веществ. Если в растворе нет ассоциации молекул растворенного вещества и при переходе в раствор не изменяется поляризуемость молекул растворителя и растворенного вещества, то мольная рефракция раствора равна сумме произведения мольных парциальных рефракций компонентов R. .... Rn на их мольные доли [c.11]

Изменение химического равновесия при изменении давления (постоянная температура) зависит от парциальных мольных объемов веществ, участвующих в реакции, а изменение химического равновесия при изменении температуры (постоянное давление) зависит от парциальных мольных энтальпий [1]. Парциальные мольные объемы в бесконечно разбавленных критических растворах изучены (относительно) гораздо лучше, чем парциальные мольные энтальпии. Поэтому было предпринято исследование гомогенного химического равновесия в растворах в окрестности критической точки чистого растворителя для выяснения калорических свойств критических бесконечно разбавленных растворов [2—4]. Целью этого исследования было также изучение молекулярного состояния растворенного вещества в критических бесконечно разбавленных растворах. [c.102]

Из уравнения (1.12) следует, что поведение парциальных мольных энтропий компонентов критической азеотропной смеси должно подчиняться тем же закономерностям, что и поведение парциальных мольных энтальпий и парциальных мольных объемов. В самой критической точке азеотропа [c.161]

В дальнейшем нам понадобятся формулы для основных термодинамических функций мольных парциальных энтропии и энтальпии [c.159]

Термодинамика полимерных растворов теория смешения - теория Флори — свободная энергия и энтальпия смешения — парциальные мольные величины - исключенный объем. [c.378]

И обозначим парциальную мольную энтальпию вещества А, через hj. Тогда, согласно принятому соглашению о знаке стехиометрических коэффициентов [c.42]

Обозначим, как и раньше, через h, парциальную мольную энтальпию веш ества Л у, являюш уюся функцией температуры, давления и состава. Температуру исходной смесп и содержимого реактора обозначим через Тj, и Г, соответствеппо давление будем считать [c.156]

Если hJ gk, Р, Т) — парциальная мольная энтальпия вещества Ар а влиянием давления можно пренебречь, то условие постоянства энтальпии имеет вид [c.226]

Очевидно, расчет энтальпий по (1.100) эквивалентен случаю, когда углеводородная система принята за идеальный раствор, мольные энтальпии компонентов которого совпадают с их парциальными мольными энтальпиями. На тепловой диаграмме изотермы (1.100) представляются прямыми, соединяющими энтальпию чистого компонента а при х = 1 с энтальпией чистого w при X = 0 однако лишь одна точка каждой из этих изотерм, та, абсцисса которой равна концентрации х равновесной жидкой фазы, принадлежит линии насыщенной жидкости на энтальпий-ной диаграмме. [c.58]

Парциальную мольную энтальпию смешения также можно представить как функцию энергии взаимодействия молекул растворенного газа и элементов матрицы мембраны Фг [c.74]

Исследуя зависимость парциальных мольных объемов и энтальпии от состава смеси, Кричевский и Ильинская вывели формулы, аналогичные формулам Генри (5.77) и Рауля (5.76), для случая ре- [c.98]

Парциальная мольная энтальпия смешения, как это следует из выражения (9.62), равна [c.154]

Это соотношение называется уравнением Вант-Гоффа. Для идеального газа оно непосредственно дает температурную зависимость константы равновесия. Так как в этом случае парциальные мольные энтальпии не зависят от состава и равны стандартным значениям, то ДЯ является истинной (измеренной) энтальпией реакции. Для реальных газов соотношения получаются более сложными, и они здесь не будут рассматриваться. [c.169]

Активности и коэффициенты активности растворенного вещества н растворителя можно вычислять также по другим равновесным свойствам раствора по понижению температуры замерзания, по повышению температуры кипения, по растворимости, по осмотическому давлению и др. Недостатком определения активности по этим равновесным свойствам раствора является то, что они зависят ие только от химического потенциала, но и от других парциальных мольных величин (парциальной мольной энтальпии, парциального мольного объема компонента и др.), которые нужно находить из опыта. [c.228]

При применении уравнения (IX,28) не учитывается влияние компонента 2 на парциальную мольную энтальпию смеси. [c.218]

Чем меньше относительное число молекул В в растворе, тем слабее их взаимодействие с молекулами А будет отражаться на состоянии последних. В результате парциальное мольное значение энтальпии растворителя будет [c.204]

Термодинамическим свойствам раствора < общ, // бш, 5общ, У бт и т. п. соответствуют парциальные мольные величины -го компонента G, — парциальный мольный изобарный потенциал //,—парциальная мольная энтальпия S, — парциальная мольная энтропия и, —парциальный мольный объем и т. п. [c.205]

Это парциальная мольная величина [некоторое представление о таких величинах уже вводилось в разд. 18.2, уравнение (185)]. Химический потенциал— это интенсивный параметр системы он не зависит от количества вещества в фазе. Величина л,-, выражаемая как производная дu дni)s,v,n , или дh дni)s,p,n , несколько абстрактна, поскольку ее изменение происходит при постоянной энтропии, т. е. при условиях, которые редко встречаются в обычных физико-химических процессах. В то же время химический потенциал, определяемый двумя последними выражениями, т. е. как парциальная свободная энергия и парциальная свободная энтальпия вещества в смеси нескольких компонентов, имеет важнейшее значение для расчета фазовых химических равновесий. [c.248]

Введем еще одно важное условие равновесия, связанное с химическим потенциалом Лг, далее химический потенциал используется только в виде парциальной мольной свободной энтальпии [c.249]

ДЯ — парциальное мольное изменение энтальпии адсорбции или растворения / — сигнал детектора, ма [c.3]

Под терминами свободная энергия , энтальпия и энтропия следует подразумевать стандартные изменения парциальных мольных величин свободной энергии, энтальпии и энтропии. [c.255]

Если влияни давления на энтальпию значительно, то оно может быть учтено с помощью уравнения состояния или полуэмпирических уравнений для приведенных свойств, как это описано в большинстве учебников термодинамики, например в книге Хоугена, Уотсона и Рагатца [77]. Здесь будем считать, что энтальпия зависит только от температуры и, поскольку мы уже пренебрегли влиянием состава, парциальная мольная энтальпия равна парциальной мольной энтальпии чистого вещества Н . Таким образом, [c.204]

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]

Поэтому тангенс уг.та наклона кривой энтальпии смеси при X Ху дает при пересечении с = О и 2 1 = 1,0 соответствепно величи)[ ,1 к,2 и h.J . Значение парциальной мольной теплоты растворения и 2 мо /1ию получить из этих данных как разность [c.217]

Введя для -го (произвольного) компонента понятия парциальных мольных Величин энтальпии Н , энтропии 8и изохорно-изотер-мичекого потенциала / 1 и изобарно-изотермического потенциала можно составить аналогичные уравнения, определяющие величину соответствующего экстенсивного свойства для раствора в целом. В случае бинарного раствора эти уравнения имеют вид [c.199]

Стандартным состоянием раствора является состояние гипотетической идеального раствора, в котором парциальная мольная энтальпия и теплоемкость растворенного вещества те же, что и в реальном бесконечно разбавленном растворе, а энтропия и свободная энергия те же, что в растворе с моляльностью, равной единице [Воробьев А. Ф. Теоретич. и эксперим. химия 8, 705—708, 1972]. — Прим. ред. [c.216]

Стандартным состоянием газообразных веществ является состояние гипотетического идеального газа, фугитивность (летучесть) которого равна единице, а энтальпия равна энтальпии реального газа при той же температуре и давлении, стремящемся к нулю. За стандартное состояние растворов принимается состояние гипотетического идеального раствора, для которого парциальная мольная энтальпия и теплоемкость растворенного вещества те же, что и для реального бесконечнр разбавленного раствора, а энтропия и энергия Гиббса те же. что и раствора с моляльностью, равной единице [c.64]