Химический потенциал как критерий равновесия

Химическая термодинамика является важным вспомогательным средством для решения не только коррозионных проблем, но и процессов выделения фаз, так как она делает возможным исследование состояний равновесия химических реакций. Критерием равновесия химической реакции, например образования карбидов, является свободная энтальпия О (изобарный термодинамический потенциал), определяемая по формуле [c.55]

Принципиальная возможность или невозможность самопроизвольного протекания химического процесса определяется знаком изменения термодинамического потенциала. В качестве критерия равновесия и самопроизвольности процессов коррозии металлов [c.17]

Энергия Гиббса и Гельмгольца, химический потенциал. Их применение в качестве критериев направ.иения самопроизвольных процессов и равновесия. [c.28]

С термодинамической точки зрения критерий равновесности характеризует меру уменьшения химического потенциала компо-нента в процессе массообмена, происходящего в изотермических условиях. Очевидно, чтф при равновесии =0 или У,-= [c.147]

Обратимся теперь к системам, в которых устанавливается равновесие менаду фазами, содержащими заряженные частицы. Равновесный обмен заряженными частицами не должен вызывать энергетических изменений в системе в целом. В этом случае, кроме химического потенциала, в критерий равновесия должна входить составляющая, учитывающая электростатические эффекты. [c.81]

Мы получили важный критерий фазового равновесия при равновесии химический потенциал каждого компонента во всех фазах системы одинаков. Эта формулировка и уравнение (VI 1.41) являются базой для вывода правила фаз Гиббса (см. гл. X, 1). [c.115]

ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ ПОТЕНЦИАЛЫ И КРИТЕРИИ РАВНОВЕСИЯ. ХИМИЧЕСКИЙ ПОТЕНЦИАЛ. [c.3]

Специальные главы посвящены определению летучести и химического потенциала и критериям фазового равновесия. [c.4]

Величины и fi находят употребление только для анализа условий химического, фазового или другого равновесия. Например, критериями фазового равновесия являются равенства температур, давлений и фугитивности (или химического потенциала) между фазами для каждого компонента. Подобным образом при гомогенном равновесии в случае химической реакции критерием его является равенство суммы химических потенциалов (помноженных на соответствующий стехиометрический множитель) реагентов и продуктов реакции. Через фугитивность это соотношение можно записать следующим образом [c.372]

Изобарный и изохорный потенциалы. Введением энтропии был завершен ряд термодинамических функций, необходимых для расчетов. Однако удобно ввести еш е три функции G, jF и ja, которые обладают весьма полезными свойствами. Энтропия дает критерий равновесия для изолированной системы изобарный потенциал G — для системы при постоянных температуре и давлении изохорный потенциал F — при постоянных температуре и объеме химический потенциал [л является интенсивной величиной (стр. 133), определяюш,ей направление химического или физического процесса. [c.118]

Мы рассматривали критерии равновесия, пользуясь экстенсивными величинами 8, Р ж О. Критерии равновесия можно записать также и с помощью интенсивных величин. Мы уже знакомы с тем, что для равновесия двух фаз необходимо, чтобы они находились при одинаковых температуре и давлении. Теперь добавим еще одно важное условие, включающее понятие химического потенциала. [c.133]

Прн- равновесии свободная энергия О закрытой системы минимальна, и А(/ равно нулю. Это условие является критерием равновесия. Оно может быть выражено другим путем с исполь зованием химического потенциала 1. Для системы, состоящей из [c.161]

Термодинамическая теория окислительного потенциала рассматривает окислительный электрод как индифферентный по отношению к раствору проводник электрического тока [6—12]. Поэтому в качестве электрода может быть применен любой, не взаимодействующий в данных условиях с раствором металл платина, золото, вольфрам, ртуть и т. д. Следствием термодинамической теории является деление систем на обратимые , в которых потенциал может быть измерен, и необратимые , в которых лотенциал измерить невозможно. Критерием обратимости или необратимости системы считается возможность или невозможность измерения в ней окислительного потенциала [7]. Величина окислительного потенциала в обратимой системе должна зависеть не от материала и состояния поверхности электрода, а только от концентрации и природы окисленных и восстановленных компонентов реакции [11]. Термодинамическая теория справедлива при условии достижения равновесия между окислительно-восстановительной системой и электродом. Термодинамическая теория не может, однако, характеризовать систему до наступления равновесия. Известно вместе с тем, что в слабых, т. е. имеющих слабую тенденцию вызывать потенциал на электроде, системах время установления потенциала может исчисляться не только часами, но и сутками [7—9, 17, 18]. К слабым системам относятся, как правило, системы молекулярно-водородные и в особенности кислородные. Впервые вопрос о кинетическом характере окислительного потенциала рассмотрен в работах Н И. Некрасова [19], где показано, что в случае достижения предельного потенциала в неравновесных системах или окислительного потенциала в равновесных, но медленно реагирующих системах, величина его определяется кинетическими факторами. Можно, однако, показать, что кинетические факторы имеют существенное значение не только при измерении окислительного потенциала в слабых системах — регулируя соответствующим образом кинетику установления потенциала, в принципе можно измерить окислительный потенциал в любых химически обратимых системах. [c.169]

Трудно переоценить значение определения теплот адсорбции. Теплота адсорбции обычно используется как критерий, который позволяет отличить физическую адсорбцию от химической. В случае физической адсорбции теплота адсорбции обычно меньше 4 ккал моль, в то время как теплоты хемосорбции изменяются от 5 ккал моль до таких высоких значений, как 150 ккал/моль. Для полностью обратимой хемосорбции теплота адсорбции может быть вычислена с помощью уравнения Клаузиуса — Клапейрона по изотермам, полученным при различных температурах. Однако, принимая во внимание специфичность хемосорбции и наличие вариаций адсорбционного потенциала почти на всех реальных поверхностях, установление истинного равновесия является скорее исключением, чем правилом, и этот метод определения теплот хемосорбции имеет ограниченное применение. Более предпочтительно прямое измерение теплот адсорбции с помощью калориметра [25]. За исключением ледяного калориметра и ему подобных [26], конструкция большинства адсорбционных калориметров преследует цель сохранения выделяемого при хемосорбции тепла по возможности в самом адсорбенте, при этом наблюдают повышение температуры адсорбента с помощью термометра сопротивления или термопары [27]. Было сделано лишь немного попыток осуществить вполне адиабатические адсорбционные калориметры, поскольку в большинстве конструкций наличие высоковакуумной оболочки обеспечивает достаточно малую скорость охлаждения и дает тем самым возможность внести точные поправки на основании закона Ньютона. Определение этих поправок при комнатной температуре не представляет трудностей, но с повышением температуры такие определения усложняются, что препятствует [c.491]

Обсудим одну из возможных форм условий устойчивости, которую удобно использовать при термодинамических исследованиях совместно с уравнением (П1.52) и другими уравнениями, содержащими производные ghi- Рассмотрим некоторое состояние равновесия системы раствор — поверхностный слой, в которой может протекать химическая реакция. Согласно критерию Гиббса равновесие будет устойчивым, если изменение термодинамического потенциала Гиббса всей системы подчиняется неравенству [9, с. 46] [c.67]

Лекция 8, Характеристические функции. Изменение термодинами le KHX потаициалов в изотермических условиях, аксимальная работа и возмохность химической реакции. Химический потенциа. . Применение термодинамических потенциалов в качестве критериев направления само произвошшх процессов и равновесии в изотермических условиях. [c.209]

G = Girti + G2 2+. .. +G/ny= [Х + (i2fi2+. .. - -Ц/Пу. (VII.37) Очень важно, что для любого компонента системы химический потенциал [Х = Gi в самопроизвольных процессах изменяется характерно и при равновесии принимает постоянное значение. Чтобы показать, что химический потенциал является критерием направления процесса и равновесия, обратимся к уравнению (VII.33). Если принять р, Т = [c.114]

В книге в кратком изложении даны основные элементы химической термодинамики, необходимые для установления критерия равновесия и расчета равновесного состава продуктов реакции, и разлитые методы определения темпера- турной зависимости изобарного потенциала, а также приводятся характерные примеры расчетов из области переработки нефти, охватывающие. простые и сложные реакции.. [c.2]

При обсуждении свободной энергии Гиббса мы подчеркивали значение этой величины как критерия равновесия в системах при постоянных Т и Р равновесие в таких системах достигается, если AG = 0. Следовательно, когда свободная энергия перестает изменяться, химический потенциал любого компонента остается постоянным. Таким образом, в качестве условия равновесия при постоянных Т и Р мы можем написать Дц, = 0. При равновесии химический потенциал данного компонента должен быть одинаков во всех частях системы. Из уравнений (3.4) и (3.5) становится более ясным вывод о критерии равновесия, к которому мы пришли в гл. 2. Критерий равновесия зависит от того, как определяется система, т. е. от того, какие величины системы в процессе измерений остаются постоянными. Для систем при постоянных S, V я N (общее число молей) критерием равновесия является равенство АЕ — О, откуда следует, что AfXi = 0. Для систем при постоянных S, Р и N критерием равновесия является равенство АН = О, откуда следует, что Дц,- = 0. В разд. 3.3 мы покажем, что общее число переменных, необходимых для описания системы, ограничено числом компонентов (индивидуальных химических соединений) и фаз (гомогенных областей внутри системы), причем эти переменные можно выбирать. [c.127]

Таким образом, для каждого из таких процессов существует некоторый критерий, определяющий направление возможного самопроизвольного перехода и его предел (т. е. состояние равновесия). Для перехода теплоты таким критерием является температура, для перехода газа — его давле1ше, для перехода электричества— потенциал заряда. Все они, как легко видеть, являются факторами интенсивности. Соответствующие критерии существуют и для других процессов, протекающих между различными частями системы. Существует также фактор интенсивности, особенно ценный для химии, который определяет направление и предел самопроизвольного перехода данного компонента из одной фазы в другую при различных превращениях. Этот фактор называется химическим потенциалом (х данного компонента и, будучи умножен на изменение количества его (фактор емкости), дает из.менение соответствующего вида энергии (см. 102). Именно этот фактор (химический потенциал) играет роль в последнем примере (смешение [c.275]

Поскольку при химическом равновесии удовлетворяется уравнение закона действующих масс, за условия устойчивости фазы в обсуждаемом случае были приняты наличие экстремума на кривой (ра—Ре)—а (1) и единственность решения уравнения закона действующих масс. Таким образом, появление нескольких решений в уравнении закона действуюпщх масс рассматривалось как критерий фазового перехода. Очевидно, что здесь смешиваются условие устойчивости фазы как таковой (наличие минимума О п условие равновесия двух фаз. Наличие минимума потенциала С (рпс. 2, а) еще не означает абсолютной устойчивости фазы в это11 точке, последнему состоянию отвечает абсолютный минимум С. Относительному минимуму С соответствует мета-стабильная фаза. Поэтому при наличии химического равновесия фазовое равновесие между ними может иметь место только ири одинаковой глубине двух минимумов. [c.124]

Для отысканья условий равновес-.я нужно определить минимальное значение данной функции, причем в системе могут изменяться любые переменные, кроме фиксированных. Так, если принять в качестве критерия изобарный потенциал, то следует найти мкнимум этой функции, предполагая, что в системе при процессе изменяются не температура и давление, а другие параметры, напрумер концентрация веществ. Тогда изобарный потенциал системы будет уменьшаться до достижения минимума вследствие перехода вещества из одной фазы в другую или же вследствие протекания химических реакций. Подобные рассуждения применимы и в йругих случаях. [c.114]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология