Свободная энергия парциальная

Рис. 18-3. Энтальпийный и энтропийный вклады в изменение свободной энергии испарения жидкой воды. Энтальпийный вклад, ДЯ°, преобладает при температурах ниже 373 К, и при таких температурах жидкая вода является термодинамически устойчивой формой по сравнению с парами воды, имеющими парциальное давле-

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]

Это уравнение позволяет, зная молярную свободную энергию идеального газа G при парциальном давлении р,, вычислить его молярную свободную энергию Оз при парциальном давлении Рз- Хотя уравнение (16-17) выведено для обратимого перехода от состояния с парциальным давлением Р] к состоянию с парциальным давлением Рз, оно в равной мере применимо и к необратимым процессам, поскольку свободная энергия, G, является функцией состояния и ее изменения не зависят от способа перехода из состояния 1 в состояние 2. [c.76]

Потенциалы восстановления, с которыми мы имели дело до сих пор, представляют собой стандартные величины, т.е. соответствуют стандартным условиям концентрациям всех растворенных веществ 1 моль-л и парциальным давлениям всех газов 1 атм при температуре 298 К. Изменяется ли э.д.с. гальванического элемента в зависимости от концентрации Конечно, изменяется, и по той же причине, по которой изменяется свободная энергия реакции, протекающей в гальваническом элементе. В начале главы уже приводились некоторые примеры такого изменения в связи с обсуждением концентрационных элементов, теперь же нам предстоит вывести более общее выражение для подобной зависимости. [c.183]

На рис. 16-8 изображен график зависимости молярной свободной энергии аммиака от его парциального давления. (Точнее, там указана молярная свободная энергия образования аммиака при различных давлениях из Hj и N2 в их стандартных состояниях.) Этот график представляет собой прямую линию, поскольку давление отложено в логарифмической шкале. Отношение парциального давления вещества к его парциальному давлению в стандартном состоянии принято для краткости называть активностью, обозначая ее буквой а [c.77]

Изменение свободной энергии газовой реакции зависит от парциальных давлений ее компонентов по уравнению ДС = ДС° + RT nQ. Величина Q представляет собой кажущуюся константу равновесия, определение которой было введено в гл. 4. В частном случае, когда реагирующая химическая система находится в положении равновесия, свободная энергия реакции равна нулю (ДС = 0) и кажущаяся константа равновесия совпадает с истинной константой равновесия, Q = В этом случае стандартная [c.83]

Для сильно разбавленных растворов в несколько упрощенной форме уравнение для парциальной мольной свободной энергии растворителя А/ может быть представлено следующим образом [c.33]

На рис. 3.8 показана температурная зависимость парциальной сжимаемости сахарозы как пример поведения молекул, содержащих большое число сближенных друг с другом атомных групп [185]. Одиночные полярные группы качественно отличаются от сближенных групп по действию на свойства воды. При этом под одиночной понимается атомная группа, удаленная от других полярных атомных групп на расстояние не менее четырех СНг-групп между ними. Термодинамические эффекты сближения полярных групп известны давно (см., например, [151, 152, 168]). Они учитываются при аддитивных расчетах парциального объема, теплоемкости, свободной энергии и энтальпии гидратации [168]. Наиболее ярко эти различия проявляются при изучении сжимаемости. В работе [161] проведен аддитивный анализ парциальной адиабатической сжимаемости аминокислот и спиртов и показано, что вклад в сжимаемость от одиночной полярной группы, во-первых, положителен и, во-вторых, его температурная зависимость имеет отрицательную первую и положительную вторую производную, — т. е. все названные величины противоположны по знаку тем же величинам для сближенных атомных групп (рис. 3.9). [c.55]

В отличие от АЯ п и AS . , которые мало зависят от температуры, AG° очень сильно зависит от температуры, Т, которая явно входит в соотношение (18-1). Если ради простоты предположить, что изменения энтальпии и энтропии постоянны, то можно графически представить зависимость AG от ДЯ и AS, как это сделано на рис. 18-3 на примере Н2О. При высоких температурах произведение 7AS° больше, чем АЯ°, свободная энергия испарения отрицательна и испарение воды при парциальном давлении водяных паров 1 атм должно происходить самопроизвольно. При низких температурах АЯ° больше, чем TAS°, так что AG° положительно, и самопроизвольно осуществляется конденсация водяных паров. При некоторой промежуточной температуре энтальпийный и энтропийный эффекты в точности компенсируют друг друга, AG° становится равным нулю и жидкая вода находится в равновесии с парами воды при парциальном давлении 1 атм. Такое состояние отвечает нормальной температуре кипения жидкости, (температура кипения на уровне моря). Для воды эта температура равна 100°С, или 373,15 К. При более низком атмосферном давлении (на большой высоте над поверхностью моря) вода кипит при температуре ниже 100°С. [c.124]

В приложении 3 приведены табулированные стандартные свободные энергии образования соединений из элементов в их стандартных состояниях. Стандартные состояния для газа, чистой жидкости или чистого кристалла определяются таким же образом, как и в случае энтальпий для газа - парциальное давление 1 атм, а для чистой жидкости или чистого кристалла-обычно 298 К. Стандартным состоянием растворенного вещества в растворе считается концентрация 1 моль на литр раствора, т. е. 1 М раствор. Стандартным состоянием компонента раствора при табулировании энтальпий считается не 1 М раствор, а настолько разбавленный раствор, что добавление к нему дополнительного количества растворителя не приводит к новым тепловым эффектам. Однако поскольку энтальпия не слишком сильно зависит от концентрации (в отличие от свободной энергии, в чем мы убедимся в разд. 16-6), можно приближенно считать, что табулированные значения энтальпий относятся к 1 М раствору. [c.72]

Рис. 16-8, Зависимость свободной энергии газа от его парциального давления, определяемая уравнением С = = 0° + ЯТ п(р/р°). Представлена зависимость свободной энергии аммиа-

До сих пор мы говорили только о стандартных концентрациях, понимая под ними для газов парциальное давление в 1 атм, для конденсированных фаз-чистые жидкости и чистые кристаллы, а для растворов-1 М концентрацию. Рассмотрим теперь, как изменяется свободная энергия при изменениях концентрации. [c.75]

Значение парциальной молярной свободной энергии Гиббса иди Гельмгольца (О или А) является одновременно химическим потенциалом (1. Следует отметить, что парциальная молярная величина является не свойством раствора, а изменением свойства в результате добавления к нему 1 моль компонента при постоянных давлении, температуре и составе. [c.73]

Вычислим теперь зависимость свободной энергии аммиака от его парциального давления в смеси газов (точнее, свободную энергию образования аммиака из составляющих элементов в их стандартных состояниях). Поскольку стандартная свободная энергия образования аммиака при 298 К равна — 16,64 кДж моль , можно записать [c.77]

Пусть ц — парциальная молярная свободная энергия (химический потенциал) — парциальная молярная свободная энергия в стандартном состоянии (а =-- 1) а — активность т — моляльность у — коэффициент активности. [c.395]

Поскольку определение стандартного изменения свободной энергии реакции основано на предположении, что парциальные давления всех компонентов равны 1 атм, стандартное изменение свободной энергии не является функцией давления. Любые изменения давления реагентов или продуктов учитываются логарифмическим членом в общем выражении для свободной энергии [c.96]

При 1 М концентрации всех ионных частиц и парциальном давлении всех газов 1 атм электрохимическая система находится в стандартном состоянии и ее Э.Д.С. обозначается символом (аналогично стандартной свободной энергии АС°). Если не все реагенты и продукты имеют стандартные концентрации, то напряжение электрохимического элемента определяется уравнением Нернста [c.194]

Если водород и иод реагируют при 300°С, изменение свободной энергии для этой реакции зависит от концентраций или парциальных давлений Н , 1г и Н1. В отличие от этого, если реакция проводится при комнатной температуре, на изменение свободной энергии для реакции оказывают влияние только концентрации Нг и НГ Объясните причину этого. [c.114]

Летучесть фугитивность). Физический смысл понятия летучести (фуги-тивности) объяснить трудно. Это функция свободной энергии, которая, в свою очередь, является производной термодинамических понятий. Благодаря летучести f метод парциального давления может быть использован для расчетов при повышенных давлениях. [c.44]

Эти свойства растворов обусловлены изменением парциальной свободной энергии ( химическим потенциалом ), т.е. [c.21]

В данной главе этот вопрос обсуждается с точки зрения теоретической химии в совокупности с некоторыми соответствующими лабораторными исследованиями. Мы сейчас рассматриваем растворение водорастворимого вещества в системе, в которой активность воды проявляется в значительно меньшей степени, чем в чистой воде. Как уже было упомянуто раньше, активность воды почти тождественна парциальному давлению. На основании этого изменение свободной энергии, вызываемое растворением соли в растворенной воде, может быть выражено формулой [c.186]

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]

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

При возникновении двойного слоя происходит переход заряженных частиц — ионов из одной фазы в другую образующаяся при этом разность потенциалов в двойном электрическом слое уравновешивает это стремление к переходу в другую фазу. Поэтому некоторое определенное количество свободной химической энергии Ар, в точности уравновешивается электрической работой —ег )о на ион или —т) фо на 1 границы раздела (где т) — поверхностная плотность заряда), т. е. химическая часть парциальной свободной энергии двойного слоя равна —т)1] о. В течение процесса заряжения границы раздела и образования двойного слоя мы можем наблюдать увеличение потенциала от О до -фо и заряда — от О до т). Постепенное увеличение количества электрической работы будет оцениваться величиной для [c.17]

Первые два слагаемых в правой части уравнения дают парциальную свободную энергию одного моля идеального раствора ионов . В теории Дебая — Гюккеля предполагается, что отклонение рё- [c.43]

Парциальные внутренние энергии У,- и парциальные изохорные потенциалы (свободные энергии) р1не равны химическим потенциалам несмотря на то, что эти последние величины являются частными производными от и или Е по П1, так как условия постоянства переменных в уравнениях (V, 9) и (V, 18) различны. [c.175]

Свободная энергия газа зависит от его парциального давления по уравнению С2 = i + RT]n(j>2/Pi)- Активностью газа, а, называется отношение его парциального давления к стандартному давлению 1 атм. Поэтому свободная энергия газа при произвольном давлении определяется выражением С = С° + ЛТЬа. [c.83]

Стандартное изменение свободной энергии зависит от температуры. Во всех проводившихся нами расчетах свободной энергии предполагалось, что температура равна 298 К, хотя иногда вместо ДСгдв мы писали просто АС°. Однако свободная энергия реакции газов, все компоненты которой имеют, например, парциальные давления 1 атм, различна при 1000 и 298 К. Следовательно, константа равновесия также должна изменяться в зависимости от температуры. Ниже будут рассмотрены примеры такой зависимости. [c.96]

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]

Стандартное изменение свободной энергии бы- Следовательно, при изменении парциальных дало вычислено еще в упражнении 18.6, где найде- влений N2, Н2 и ЫНз от стандартных значений но, что Д0298 = — 33,32 кДж. Таким образом, (равных 1 атм) до 1,0 3,0 и 1,0 атм соответственно изменение свободной энергии становит-ДС = Д0° + 2,303 ЛTlgQ = ( - 33,32 кДж) -I- ся более отрицательным, изменяясь от - 33,32 [c.189]

Смотреть страницы где упоминается термин Свободная энергия парциальная: [c.231] [c.366] [c.80] [c.92] [c.98] [c.12] [c.133] [c.137] [c.144] [c.164] [c.230] [c.67] [c.142] [c.51] [c.190] [c.447] [c.3] [c.4] [c.153] [c.170] [c.37]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология