Молярная энтальпия газов

Таблица 5.2. Приращение молярных энтальпий газов, рассчитанные по формуле к с [ дТ, и

Выше рассматривалось определение ДЯ для трехфазных равновесий, аналогичные определения энтальпии разложения можно дать и для двухфазных равновесий. Рассмотрим, например, двухфазное равновесие газовый гидрат—раствор газа в воде . Здесь под молярной энтальпией разложения гидрата следует понимать энтальпию перехода п молей воды и 1 моля газа из гидратной фазы в жидкую (водную), при условии, что составы фаз не меняются. Такое определение ДЯ неявно введено в рассмотрение в работах Д. В. Плющева с соавторами (1976—1978 гг.). Точно такие же определения можно ввести и для других двухфазных равновесий. Естественно, что непосредственно нельзя сравнивать и сопоставлять численные значения ДЯ для двухфазных и трехфазных равновесий, поскольку эти величины имеют существенно разный смысл. К сожалению, такое сравне- [c.52]

Уравнение (225) представляет собой закон Кирхгофа в интегральной форме. Очевидно, что температурная зависимость энтальпии для газовых реакций, в уравнении реакции которых по обе стороны знака равенства находятся одинаковые молярные количества газов, очень невелика, так как молярная теплоемкость газов почти не зависит от природы газа. В то же время для реакций, в которых образуется или расходуется газообразное вещество, можно ожидать существенную зависимость энтальпии от температуры. [c.229]

Здесь АЯф — теплота фазового превращения, т. е. разность молярных энтальпий вещества в различных агрегатных состояниях, ДУ — разность молярных объемов равновесных фаз, АНф/Т— энтропия фазового превращения. Если использовать это уравнение для равновесия жидкость — пар, то можно пренебречь молярным объемом жидкости по сравнению с молярным объемом пара и при не слишком больших давлениях считать АУ как объем газовой фазы, вычисленный с помощью законов идеальных газов [c.275]

Равенства (2.16) и (2Л8) показывают индивидуальную взаимосвязь внутренней энергии и энтальпии от давления через постоянную а уравнения Ван-дер-Ваальса, зависимость V от Р и коэффициенты сжимаемости г. На диаграмме Т — 5 для азота (рис. 2.3) видно, что молярная энтальпия при 250 К и Р = 0,1 МПа равна 14 100 кДж/кмоль. Увеличение давления до 30 МПа сопровождается снижением энтальпии до 12 500 кДж/кмоль. Дальнейшее увеличение давления до 180 МПа обусловливает уже повышение энтальпии до 15 ООО кДж/кмоль. В области очень высоких давлений значение энтальпии возрастает еш,е больше, например, при 1000 МПа оно достигает 32 000 кДж/кмоль. Такая инверсия энтальпии характерна для всех реальных газов. [c.55]

Изменение молярной энтальпии при протекании физико-химического процесса Удельная энтальпия, отнесенная соответственно к жидкости и газу (пару) [c.11]

Задание. На основе полученных соотношений установите связь молярных теплоемкостей , и Су идеального газа (формула Р. Майера). Для этого подставьте в формулу теплоемкости при постоянном давлении выражение энтальпии и используйте уравнение состояния 1 моль идеального газа. [c.65]

Наряду с этим уравнения (7а) и (37) показывают, что для каждого вещества в смеси идеальных газов молярная энтальпия равна парциальной молярной энтальпии. [c.460]

Зная температурную зависимость молярных теплоемкостей кристаллической фазы, расплава п пара, а также энергию (энтальпию) превращения, необходимую для фазового перехода, можно определить общую энергию (общую энтальпию) газа. Нагреем кристалл с точкой кристаллографического превращения (см. 9.1), в которой происходит переход низкотемпературной модификации (а-фазы) в высокотемпературную (Р-фазу), от абсолютного нуля до температуры, превышающей точку кипения. Тогда энергия (энтальпия) будет изме- [c.56]

Поэтому несгоревшие газы (обозначаемые индексом и) и сгоревшие газы (индекс Ь) имеют одну и ту же удельную энтальпию. Молярные энтальпии сгоревших и несгоревших газов часто отличаются, так как количество молекул в химических реакциях обычно изменяется. Поэтому [c.59]

На фиг. 5.11 показано влияние коэффициента избытка окислителя на потери удельного импульса, обусловленные колебательной неравновесностью, при г=5 и двух значениях параметра подобия i j = 0 и 10 М.Н/м -мм. В случае замороженного течения наблюдается резкое уменьшение потерь удельного импульса яри значениях аон<0,9. Причина заключается в том, что при небольших значениях аок уменьшается температура в камере сгорания, что приводит к снижению доли суммарной колебательной энергии в энтальпии газа. Кроме того, при малых аок уменьшаются молярные концентрации СО2 и Н2О, колебательная энергия которых составляет значительную долю в суммарной колебательной энергии продуктов сгорания. В то же время при = = 10 МН/,М ММ зависимость потерь удельного импульса от коэффициента избытка окислителя практически отсутствует. Это объясняется тем, что в отличие от случая замороженного течения одновременно с уменьшением доли колебательной энергии в энтальпии газа растет степень незавершенности процесса колебательной дезактивации из-за уменьшения температуры газа в сопле. [c.62]

Таблица 4. Изменения молярных энтальпии и изобарной теплоемкости при растворении газообразных н-алканов в воде. Сравнение численных значений, полученных методами калориметр (Т) и растворимости газов (II) при 298.15 К

Экспериментальные данные Хэнда (1986 г.) по стандартной молярной энтальпии разложения индивидуальных гидратов (при Г=273,15 К и 0,1013 МПа) на газ и лед (воду) [c.54]

Пример 7. Рассчитать энтальпии двухфазного потока, поступающего в сепаратор, газа сепарации и сырого конденсата при давлении 6 МПа и температуре —15 °С. Исходные данные (составы фаз, их молярные доли и молекулярные массы компонентов) приведены в табл. 6. [c.43]

Необходимо иметь в виду, что, как показано выше, для чистых газов имеется остаточный химический потенциал, отсутствующий в конденсированных системах. Это является определенным преимуществом такого рода систем, так как стандартный химический потенциал газовых систем по определению не зависит от давления, а стандартный химический потенциал в разбавленных растворах и чистых конденсированных фазах почти не зависит от давления. Так как константа равновесия в соответствии с уравнениями (289) — (292) определяется лишь стандартной свободной энтальпией, это означает, что константа равновесия практически не зависит от давления для всех химических реакций. Имеются лишь немногие случаи, когда необходимо учитывать ее зависимость от давления вследствие того, что> оказывается невозможным пренебречь молярным объемом конденсированной фазы (пример такого процесса приведен позднее). Выделим четыре случая [c.253]

Другая характерная особенность жидкого состояния — близость величин потенциальной и кинетической энергий молекулы. Для кристаллического состояния (при температурах ниже температуры плавления) отношение кинетической энергии к потенциальной значительно меньше единицы, для газов оно значительно больше единицы, а для жидкостей близко к единице. Теплота плавления твердого тела в десятки раз меньше теплоты испарения при нормальной температуре плавления. В области температур, близких к температуре плавления, обнаруживается аналогия или близость свойств жидкости и твердого тела. При температуре плавления различия молярных объемов, энтальпий, энтропий и других термодинамических характеристик у жидкого и твердого состояний для многих веществ обычно не превышают 20%, а для отдельных веществ значительно меньше, тогда как различие термодинамических характеристик жидкого и газообразного состояний в этой области температур весьма значительно. Коэффициенты сжимаемости твердых тел и жидкостей находятся в пределах [c.223]

Здесь А / и АЯг, —энергия и энтальпия (теплота) испарения растворителя (до газа при нулевом давлении) соответственно, ]/т — молярный объем растворителя. В газе при ничтожно малом давлении никакие межмолекулярные взаимодействия невозможны. Следовательно, с — это мера силы всех межмолекулярных взаимодействий в растворителе. Высокополярные растворители характеризуются очень большим когезионным давлением, а неполярные, например углеводороды, обладающие слабым межмолекулярным взаимодействием, — небольшим когезионным давлением. Наличие в растворителе межмолекулярных водородных связей повышает когезионное давление (табл. 3.2). Когезионное давление связано с работой, затрачиваемой на создание в жидкости полостей, которые необходимы для размещения в них молекул других веществ в процессе растворения. [c.94]

Сочетание термодинамических функций идеального газа , используемых для пара, с эмпирическим уравнением состояния. Пар будет характеризоваться термодинамическими функциями идеального газа, т. с. энтальпией, энтропией и т. п., нри отсутствии молекулярных взаимодействий. Как описывается ниже, они вычисляются по спектроскопическим данным. Молярные величины свободной энергии Гиббса 0(7 , Р), энтальпии //(Г, Р) п энтропии 5(Г, Р) пара при температуре Т и давлении Р описываются выражениями [c.69]

Другая характерная особенность жидкого состояния — близость величин потенциальной и кинетической энергий молекулы. Для кристаллического состояния (при температурах ниже температуры плавления) отношение кинетической энергии к потенциальной значительно меньше единицы, для газов оно значительно больше единицы, а для жидкостей близко к единице. Теплота плавления твердого тела в десятки раз меньше теплоты испарения при нормальной температуре плавления. В области температур, близких к температуре плавления, обнаруживается аналогия или близость свойств жидкости и твердого тела. При температуре плавления различия молярных объемов, энтальпий, энтропий и других термодинамических характеристик у жидкого и твердого состояний для многих веществ обычно не превышают 20%, а для отдельных веществ значительно меньше, тогда как различие термодинамических характеристик жидкого и газообразного состояний в этой области температур весьма значительно. Коэффициенты сжимаемости твердых тел и жидкостей находятся в пределах 1—0,01 ГПа , а у газов эта величина на 3—4 порядка выше. При нагревании жидкости от температуры плавления до температуры кипения многие ее свойства приближаются к свойствам насыщенного пара. Так, при нагревании плотность жидкости уменьшается, а плотность насыщенного пара увеличивается. С повышением температуры уменьшается теплота испарения. [c.223]

Процесс разбавления разбавленного раствора аналогичен процессу расширения идеального газа. Эта аналогия заключается в том, что в обоих случаях внутренняя энергия остается постоянной, а вероятность пребывания молекулы в данном объеме пропорциональна объему, поэтому для энтропии справедливо уравнение ( .15). Такая аналогия между идеальным газом и разбавленным раствором позволяет иапти выражение для химического потенциала растворенного вещества. При добавлении молекул растворенного вещества в разбавленный раствор, как уже отмечалось выше, происходит взаимодействие только между молекулами растворенного вещества и растворителя. Отсюда следует, что добавление каждой новой молекулы растворенного вещества в раствор сопровождается таким лее приращением внутренней энергии (или энтальпии), как при введении ее в чистый растворитель. Иными словами, парциальная молярная энтальпия растворенного вещества [дН/дп2)р,т,п (1 Л) =Яа в разбавленном растворе является [c.107]

Наиболее точно константы равновесия реакций, приведенных 1В таблице, рассчитаны на осно-вании термодинамических уравнений, определяющих зависимость константы равновесия-при постоянном давлении от изменений молярной энтальпии ДЯо и из менений молярной энтро,пии реагентов. В частности, величины констант равновесия рассчитаны по энт-р п1ии и удельным теплоемкостям при постоянном давлении из.меренным при помощи точных спектральных методов. Точность определения этих констант на основании непосредственных измерений состояний равновесия статическими или динамическими методами недостаточна. Ошибки обусловлены невозможностью измерения температуры непосредственно на границе фаз при протекании гетерогенных реакций (между твердым топливом и газом). [c.14]

Стандартная молярная энтальпия разложения (введенная в рассмотрение Боззо, 1975 г., см. также [64] — это энтальпия разложения индивидуального газового гидрата на гидратообразователь (газ или жидкость) и лед (или воду) при Го = 273,15К и ро = 0,1013 МПа (для гидратных равновесий в качестве стандартной удобно использовать именно 273,15 К). [c.51]

Эти определения формально применимы только для индивидуальных газовых гидратов. Кроме того, в определении [5] не учитывается, что, например, при равновесии VLH в газовой фазе имеются пары воды, а в воде — растворенный газ. Поэтому с методической точки зрения возникает необходимость [10] использования гиббсовского определения величины ДЯ применительно к трехфазной равновесной системе, которое состоит в следующем. Пусть имеется трехфазная система газ—вода— гидрат (равновесие VLH), содержащая достаточно большое (в пределе — бесконечное) количество вещества в каждой из равновесных фаз. Тогда молярной энтальпией разложения гидрата ЛЯ следует назвать энтальпию перехода из гидратной фазы п. молей Н2О в жидкую (водную) фазу и 1 моля включенного компонента (моля газовой смеси) в газовую фазу. При этом состав каждой из сосуществующих фаз сохраняется. Аналогичное определение можно дать и для равновесий VIH, L1L2H. [c.52]

Кривая зависимости давления пара от температуры имеет физический смысл лишь в определенной области давления и температуры. При увеличении температуры и давления плотности жидкости и пара начинают сближаться между собой по своему значению, и наконец достигается такое состояние, при котором жидкость и пар становятся неразличимыми по всем термодинамическим параметрам (например, по плотности и молярному объему), исчезает граница жидкость — пар, соответственно поверхностное натяжение становится равным нулю. Это состояние называется критическим. Энтальпия испарения с увеличением температуры понижается и в критическом состоянии также становится равной нулю. Соответствующая температура называется критической Гкрит (аналогично ркрит, Укрит, ркрит). В критическом состоянии пар и жидкость неразличимы. Нельзя считать, как это иногда делают, что критическое состояние отличается тем, что выше критических температуры и давления невозможно превратить газ (пар) в жидкость. Критическая плотность составляет примерно треть плотности жидкости в нормальных условиях, соответственно она в 300 раз больше плот- [c.276]

Решение. По формуле (11.28) вычисляем энтальпии смеси указанногэ состава при 100 и 500° С [объемные доли (%) для газов совпадают с молярными долями (%)]з [c.40]

Здесь NNHg и Л ав. с — часовая выработка (в т/ч) аммиака и масса газов перед стадией синтеза (в кг на 1 т производимого аммиака) Я — универсальная газовая постоянная, равная 8,31 кДж/(кмоль-К) / и о — энтальпия газовой смеси при параметрах синтеза (Р = 30 МПа, Г = 783 К) и окружающей среды (Ро = 0,1 МПа, Г = 273 К), кДж/кг 3 и 5о — энтропия газовой смеси при параметрах синтеза и окружающей среды, кДж/(кмоль-К) Л ав. с молярная масса смеси газов, кг/моль. [c.70]

Стандартным состоянием для газов является состояние гипотетического идеального газа при давлении 1 атм (101 325 Па) при любой температуре. Для конденсированных систем стандартным состоянием является состояние жидкости или кристалла при давлении 1 атм и любой температуре Т. Если давление пара данного вещества при определенной температуре достигает 1 атм (101 325 Па), выбирают новое стандартное состояние — идеального газа данного вещества при р=1 атм. (В точке перехода молярные значения О одинаковы, и это позволяет точно согласовать изменение выбора стандартного состояния при переходе через точку кипения.) Для растворенных веществ за стандартное принимают гипотетическое состояние одномоляльного раствора (1 моль вещества на 1 кг растворителя), энтальпия которого равна энтальпии раствора при бескопечном разбавлении. Эти условия рекомендованы комиссией по термодинамике ИЮПАК в 1975 г., но их использовали и раньше. Наиболее полный и точный многотомный справочник в нашей стране выпускается под названием Термодинамические свойства индивидуальных веществ (3-е изд., М., Наука, 1978—1982). [c.147]

При рассмотрении испарения и сублимации К.-К. у. обычно используют для изучения влияния т-ры на равновесное давление пара над жидкостью или твердым в-вом (определяют dp/dT)-, обратная величина dT]dp описывает влияние давления на т-ру кипения или сублимации. В этих процессах энтальпия и объем системы увеличиваются (L> О и ЛИ>0), dp/dT> а, т.е. с повьпиением т-ры равновесное давление па13а увеличивается, с повышением давления возрастает т-ра кипения или сублимации. При низких давлениях, когда молярным объемом конденсированной фазы 1 можно пренебречь и считать пар (фазу 2) идеальным газом, АУ= 1 2 - К 2 = Vp и К. - К. у. принимает вид d np/dT= L/RT [c.398]

Эти СИЛЫ очень быстро уменьшаются с расстоянием, так что в разбавленном растворе, если действуют только онн, лишь немногие молекулы растворителя оказыв1ают заметное влияние на растворенное веш ество. Согласно квантовомеханической интерпретации Лондона [65], эти силы зависят от числа электронов в молекуле и степени рыхлости образованных ими связей. Так как число электронов в молекуле возрастает с увеличением ее объема, энергия, требуемая для переноса молекулы из конденсированной фазы в разреженный газ, имеет тенденцию увеличиваться с возрастанием молярного объема. Так как вклады в статистические суммы, описывающие такой перенос, отражают полностью возбужденные движения (разд. 3.4), то изменение энтальпии при испарении должно быть параллельным изменению потенциальной энергии. Рассматриваемые силы называют либо силами Ван-дер-Ваальса, либо силами Лондона, либо дисперсионными силами. [c.316]

Здесь Gto, G/o, и G ie— расход компонента в жидкой фазе, в периферийном и приосевом потоках газовой, фазы G w и G e — расход периферийного и приосевого газовых потоков G/a, — расход компонента при испарении жидкой фазы х]а, и x i — молярная доля компонента в жидкости до и после испарения Xig, Xie, X f молярная доля компонента в приосевом потоке, жидкой и газовой фазах приосевого потока e , е — молярная доля жидкости на стенке камеры и в приосевом потоке kiro, feie — константа фазового равновесия компонента в жидкости и приосевом потоке i i , Uw — удельная энтальпия компонента в периферийном газовом потоке и в пленке жидкости Т и Т г, Т — температура газа на выходе из соплового ввода, нагретого и охлажденного потоков pw, Сре — удельная теплоемкость периферийного и приосевого газовых потоков ц — доля охлажденного потока z — осевая координата рассматриваемого сечения камеры L — длина камеры — эффективность вывода конденсата Giw, 0 — расход пристеночного конденсата в камере разделения в сечении вывода и конденсата, выводимого из вихревой трубы. [c.147]

Следует отметить, что при повышенном давлении газ содержит в состоянии насыщения большее количест во водяных паров, чем пр И более яизко м да злении при той же температуре) Это явление можно объяснить тем, что в состоянии равновесия жидкий компонент, находящийся под общим давлением р , пары этого компонента с парциальным давлением р , имеют одинаковую парциальную молярную свободную энтальпию (термодинамический потенциал). При изменении oбщe гo давления от р до (р 5+ф ) и парциального давления от до (Рр гс]Рр) система находится в равновесии и в обеих фазах [c.353]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология