Энтальпия функция

В связи с тем, что нами для расчетов термодинамики химических реакций, использовались исходные данные, взятые из различных источников, возникает вопрос о различии этих данных для графита, водорода, кислорода и получаемых из них углеводородов. В табл. I приведены значения приращения энтальпии, функции энергии Гиббса и энтропий кислорода, водорода, графита, метана, этилена и ацетилена при температурах 298, 15,500, 1000 и 1500° К по двум источникам [34] и [55], а также показана разность между ними. Расхождения между этими величинами для кислорода и водорода сравнительно небольшие, в четвертом знаке. Для графита и углеводородов погрешности несколько большие. Абсолютная погрешность термодинамических величин для углеводородов с повышением температуры обычно увеличивается. [c.144]

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]

Выше указывалось, что теплоемкости предполагаются постоянными, но это ограничение не является обязательным. Если интегрирование производится по температуре, величина х рассматривается как постоянная, поскольку изменение энтальпии— функция только начальных и конечных условий. [c.104]

Из (1.29) следует, что для энтальпии своими переменными будут энтропия и давление. Энтальпия — функция состояния, и ее дифференциал dH полный. Дифференци- [c.27]

Такое допущение при правильном вы боре сопоставляемых соединений будет выполняться в той или другой степени для теплоемкости, энтальпии, функции энтальпии. Но энтропия, функция энергии Гиббса и связанные с ними величины включают в себя влияние степени симметрии молекулы, которое по своей природе не может рассчитываться с помощью подобных инкрементов и при расчете указанных функций по уравнениям вида (УП, 1) должно [c.268]

Задание. Подумайте, является ли энтальпия функцией состояния. Составьте АЯ=Я2— И Для процесса перехода системы из первого состояния во второе. Установите, зависит ли изменение энтальпии от характера процесса. [c.63]

Энтальпия, как и внутренняя энергия, является функцией состояния и, р н V в правой части уравнения (1.2) являются свойствами системы. Изменение энтальпии не зависит от пути процесса, а зависит только от начального и конечного состояний. Энтальпия имеет особо важное значение в химии, так как передача теплоты в химической реакции происходит при постоянном давлении (например, реакция в открытом сосуде). Следовательно, для химических процессов важно знать Н, а не 7, так как и не учитывает энергию, затраченную на изменение объема системы. Различие между Н и и больше для газов, чем для жидкостей и твердых веществ, так как последние мало изменяются в объеме при нагревании. Так как энтальпия — функция состояния, то АН — полный дифференциал. Как и в случае внутренней энергии, в термодинамике оперируют величиной АН [c.19]

Основой любой количественной термо динамиче ской теории является уравнение функциональной зависимости свободной энтальпии (функции Гиббса О) с концентрацией веществ, входящих в исследуемую систему. Из этого основного уравнения могут быть получены производные для любых других термо динамиче ских свойств системы. В самом деле — выражение для стандартного химического сродства [c.153]

Строго говоря, внутренняя энергия и энтальпия — функции давления, и приводимые в таблицах термодинамических величин значения АЯ образования соединений из простых веществ относятся не только к определенной температуре, но и к определенному давлению, а именно 1 атм, и обычно обозначаются АЯ°. Однако при не слишком больших давлениях эта зависимость незначительна. Давление, естественно, оказывает наибольшее влияние на свойства газов. Однако пока газ можно рассматривать как идеальный, его внутренняя энергия от давления не зависит, а дополнительное слагаемое рУ, входящее в выражение (9.3), определяющее величину энтальпии, равно RT и также не изменяется с давлением. Поэтому в дальнейшем не будет приниматься во внимание зависимость тепловых эффектов химических реакций от давления. [c.215]

Так как энтальпия — функция состояния, то [c.18]

Прямой процесс — это сгорание углерода до углекислого газа, для которого изменение энтальпии равно ДЯ3. Косвенный процесс соответствует двум стадиям первая — окисление углерода до окиси углерода (изменение энтальпии ДЯ1) вторая — окисление окиси углерода до углекислого газа (изменение энтальпии ДЯг). Поскольку энтальпия — функция состояния, можно записать [c.176]

В (15,5,2) предполагается, что масса фазы постоянна и изменяются только t и р. Если число компонентов больше единицы, то удельная свободная энтальпия — функция t, р и состава [c.318]

Разработан совершенный математический аппарат, позволяющий из основных принципов термодинамики получать большое количество конкретных и нетривиальных соотношений и утверждений. Важную роль при анализе и расчетах играют так называемые термодинамические потенциалы. Все термодинамические потенциалы суть внутренняя энергия тела, однако они отличаются друг от друга каждый из них — функция своих переменных [параметров состояния). Примерами потенциалов являются энергия — функция энтропии и объема, свободная энергия — функция температуры и объема, термодинамический потенциал (в узком смысле слова) — функция давления и температуры, энтальпия — функция энтропии и давления. [c.243]

Каждый термодинамический потенциал является функцией двух независимых переменных. Одна из них представляет собой термическую величину [Т или 5), а другая механическую р или V). Внутренняя энергия есть функция объема и энтропии, энтальпия— функция энтропии и давления, энергия Гельмгольца — функция объема и температуры и энергия Гиббса — функция давления и температуры. Давление и температура представляют собой интенсивные переменные, которые не зависят от общего объема системы, и, следовательно, если выразить энергию Гиббса как функцию р, Т к числа частиц в системе п, то можно написать G= f(p, Т, п). Величина G есть однородная функция первого порядка, по отнощению к переменной п (частицы предполагаются одинаковыми). В качестве примера рассмотрим идеальный газ. Напишем выражение для дифференциала функции G при постоянной температуре (dG)T = vdp и примем во внимание, что для идеаль-ного газа Тогда [c.90]

Энтальпия — функция состояния термодинамической системы, вычисляе- мая как сумма внутренней энергии вещества и произведения объема на давление. [c.119]

Стандартное отклонение описания экспериментальных значений энтальпий разбавления раствора гидрохлорида гуанидина составило 146 Дж/моль. В третьей и четвертой колонках табл. 2 приведены экспериментальные и расчетные значения мольных энтальпий разбавления для этого раствора. Последние три колонки табл. 2 содержат расчетные значения избыточных энтальпии, функции Г иббса и энтропии разбавления данного раствора от концентрации т, до концентрации Wj. Для рас- [c.96]

Отметим, что в термохимии под теплотой процесса часто понимают не изменение энтальпии (функции состояния), а величину тепловыделения Q, которая имеет знак, противоположный знаку изменения энтальпии. Например, теплота сгорания положительна, в то время как изменение энтааьпии в процессе сгорания отрицательно. Таким же образом дело обстоит и с теплотой адсорбции. [c.45]

Независимость теплового эффекта реакции при р = onst или onst от пути процесса следует из первого начала термодинамики, так как и внутренняя энергия, и энтальпия — функции состояния. [c.28]

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]

Функцня Н носит название теплосодержания (энтальпии), функция А—функции максимальной работы и функция Р — свободной энергии. [c.15]

Следовательно, F обладает теми лее свойствами при и = onst и Г= onst, что и G при постоянных р и Г. Предположим, что постоянными являются S и р. Тогда термодинамическим потенциалом будет энтальпия, функция H=LJ- -pv, так как [c.79]

Так как энтальпия — функция состояния, то ее приращение (ДЯ) при переходе накальных веществ в продукты реакции не зависит от пути перехода, т. е. от того, керез какие промежуточные стадии прошла реакция (закон Гесса). [c.12]