Гиббса изотермическое изменение

Для изобарно-изотермических процессов (т. е. процессов, протекающих при постоянных температуре и давлении) изменение энергии Гиббса равно [c.79]

Термодинамические параметры реакций определяются термодинамическими свойствами веществ, участвующих в реакции. Важнейшими из этих свойств являются внутренняя энергия, энтальпия, энтропия, теплоемкость, энергия Гиббса (изобарно-изотермический потенциал), энергия Гельмгольца (изохорно-изотермический потенциал). Как показывает статистическая термодинамика, каждая из термодинамических функций отражает в совокупности влияние всех особенностей состава, внутреннего строения и условий существования веществ. Использование термодинамических величин для характеристики химических свойств веществ и параметров химических реакций дает возможность количественно отражать влияние этих факторов. Вместо того чтобы определять, как то или иное изменение в строении молекул (характер связи между атомами, расстояние между ними и др.) влияет на положение равновесия в данной реакции (что большей частью и недостижимо), мы, пользуясь термодинамическим методом, оперируем такими функциями, которые дают возможность отразить это влияние суммарно и в более доступной форме. [c.14]

Определите изменение энергии Гиббса (изобарно-изотермического потенциала) при равновесной конденсации 1 кмоль водяного пара при 373 К и давлении [c.23]

В результате расширения 20 кг водорода при 300 К объем газа увеличился в 1000 раз. Вычислите изменение энергии Гиббса (изобарно-изотермического потенциала) в этом процессе, считая водород идеальным газом. [c.18]

В реальных технических условиях чаще всего процессы совершаются не при постоянном объеме, а при постоянном давлении. Поэтому кроме понятия свободная энергия при постоянном объеме вводится функция, служащая критерием равновесия в условиях постоянства давления и температуры. Такой термодинамической функцией является изобарно-изотермический потенциал С, который принято называть изменением свободной энергии Гиббса, или свободной энтальпией. В термодинамике показано, что величина С при обратимых процессах не изменяется, а при необратимых может только убывать. Следовательно, условием равновесия в системах при постоянных давлении и температуре является минимум изобарно-изотермического потенциала. [c.18]

Для вычисления ДОх из Д0° необходимо знать изменения энергии Гиббса с давлением. Так, для процесса Си (ж, 1 атм) = Си(ж, р, атм) примем уже использованную ранее функцию ДО = и(р— 1), где —мольный объем жидкой меди. Для определения приращения энергии Гиббса с изменением давления идеального газа в процессе Си (ид. газ 1 атм)=Си (ид. газ р, атм) можем применить выражение для изотермического расширения — сжатия идеального газа [c.154]

Характер зависимости изобарно-изотермического потенциала от температуры и давления определяется непосредственно значениями соответствующих производных, которые даются выражениями (У.ЗО) и (У.31). Из этих выражений следует, что изобарно-изотер-мический потенциал с ростом температуры убывает, причем мерой убыли его при нагревании системы служит энтропия при постоянстве давления и концентрации. Увеличение давления приводит к увеличению свободной энергии Гиббса, причем мерой его возрастания является объем при постоянстве температуры и концентрации. Кривизна кривых температурной и барической зависимости изобарно-изотермического потенциала определяется знаком вторых производных согласно (У.39) и (У.40) и отличается, как показано в гл. V, выпуклостью, направленной в обоих случаях от оси абсцисс (см. рис. 36). Каждый из представленных на рис. 36 графиков иллюстрирует изменение свободной энергии Гиббса в зависимости от соответствующего параметра состояния при условии закрепления остальных параметров. Особое значение в теории диаграмм состояния имеет температурная зависимость О, поскольку графическое толкование этой зависимости для совокупности фаз данной системы дает непосредственное и наглядное представление о фазовых переходах. [c.258]

Как показывается в термодинамике, можно ввести такие функции, которые отражают влияние на направление протекания процесса как тенденции к уменьшению внутренней энергии, так и тенденции к достижению наиболее вероятного состояния системы. Знак изменения подобной функции при той или иной реакции может служить критерием возможности самопроизвольного протекания реакции. Дня изотермических реакций, протекающих при постоянном давлении, такой функцией является энергия Гиббса О. [c.182]

Термодинамическая возможность самопроизвольного протекания химической реакции определяется знаком и абсолютной величиной изменения энергии Гиббса AGr или энергии Гельмгольца AFr в процессе химической реакции (изменением изобарно-изотермического или изохорно-изотермического потенциала), найденной при постоянной температуре. Для любой химической реакции типа [c.139]

Наконец, энтальпия и энтропия веществ и их изменение в результате реакции являются основными исходными величинами для вычисления энергии Гиббса и ее изменения в результате изотермической реакции [c.21]

В процессе химических реакций одновременно действуют две тенденции стремление частиц объединиться в более сложные, что уменьшает энтальпию, и стремление частиц разъединяться, что увеличивает энтропию. Суммарный эффект этих двух противоположных тенденций в процессах, протекающих при постоянных Т и Р, отражает изменение изобарно-изотермического потенциала G или просто изобарного потенциала (энергия Гиббса) [c.77]

Для изобарно-изотермического изменения аналогично определяется функция, называемая энергией Гиббса g (в ккал/моль) [c.128]

Третье правило Гиббса—Коновалова в изобарических или изотермических условиях состав обеих фаз меняется в одном направлении, что следует из уравнений (10.43) и (10.44). Действительно, при изобарическом изменении температуры величины (дХ2 /дТ)р и (dA 2Jj/d7) . имеют один и тот же знак. Аналогичный вывод следует и из рассмотрения уравнений (10.40) и (10.41) состав обеих фаз меняется в одном направлении при изотермическом изменении давления. [c.192]

В изобарно-изотермических условиях определяется изменением энергии Гиббса [c.9]

Допустим, что в двухфазной равновесной системе происходит изотермическое изменение давления в соответствии с уравнением (V, 25) это вызовет изменение энергии Гиббса в первой фазе на V dP, во второй фазе —на V"dP. Так как V V", то и dG ф ф dG , т. е. равновесие нарушается. Изобарное изменение температуры также приводит к нарушению равновесия, ибо в этом случае согласно (V,24) dG —S dT и dG" = —S"dT, но З ФЗ". Например, если в равновесной системе жидкость — пар изотермически увеличить давление, то пар сконденсируется и dG < dG ) если же осуществить изобарное нагревание, то жидкость испарится S > S и dG < dG (см. также гл. V, пример 5, с. 125)]. Одновременное изменение обоих параметров дает возможность поддерживать равновесие, т. е. все время оставаться на кривой Р — Т, отвечающей сосуществованию обеих фаз (рис. 50 5 и 51). [c.184]

Изотермическое изменение энергии Гиббса в интервале повышения давления от Pi до Р (см. табл. 1.1) с использованием фугитивности и молярного объема V можно рассчитать по формуле [c.20]

При изотермическом расширении 1 моль идеального газа объем изменился от У до 2. Укажите, у какой из перечисленных термодинамических функций энергии Гиббса (изобарно-изотермического потенциала), энтропии или внутренней энергии — в этих условиях будет наблюдаться максимальное изменение. [c.22]

Как известно, изменение свободной энергии системы подсчитывается по уравнению Вилларда — Гиббса. Для изотермического процесса при атмосферном давлении уравнение имеет следующий вид [c.30]

Для определения термодинамических параметров алкенов разумнее использовать ограниченное число справочных данных, на основе которых по определенным правилам можно было бы рассчитать характеристики алкена заданного строения. С этой целью нами на основе известных термодинамических величин [I—3] определены поправки — изменения теплоемкости ср, энтропии S , теплоты образования Aff и изобарно-изотермического потенциала (энергии Гиббса) при образовании AG для следующих изменений в молекуле олефина [c.7]

В некоторых случаях, как видно из данных таблицы, реакция может протекать на значительную глубину и при весьма низких значениях константы равновесия. При постоянных давлении и температуре изменение для рассматриваемой реакции энергии Гиббса ДО (изобарно-изотермического потенциала) описывается уравнением [c.4]

В случае полярных растворителей методики расчета перераспределения компонентов между фазами даже для отдельных конкретных систем пока не разработаны. Между тем использование энергии Гиббса в уравнении параметра растворимости удобно в том отношении, что в изобарно-изотермический потенциал входят лишь две функции — тепловая и энтропийная. Не требуется отдельно искать математическую зависимость степени ассоциации молекул растворителя при разных температурах процесса, так как этот эффект учитывается изменением теплоты смешения. [c.247]

В точке фазового перехода теплоемкость (в связи со скачком энтальпии) и изотермический коэффициент сжатия (в связи со скачком мольного объема) стремятся к бесконечности. Однако изменение энергии Гиббса в этой точке равно нулю, поэтому дС — непрерывная функция своих переменных. Тем не менее, так как энтропия и мольный объем испытывают скачки, это означает отсутствие непрерывности первых производных дС по температуре и давлению [c.159]

При обратимом изотермическом сжатии некото-рого количества газа в идеальном состоянии от давления Р] до давления 2 энергия Гиббса G изменилась на 200 Дж. Каково по сравнению с этой величиной будет изменение энергии Гиббса при подобном же, но необратимом переходе от Р до Рг [c.18]

В теории Гиббса поверхностное натяжение определяется как работа изменения площади, поверхности на единицу в изотермическом обратимом процессе [c.6]

Химическим сродством называется способность веществ вступать в химическое взаимодействие. Химическое сродство зависит от природы, температуры и концентраций (для газов от давлений) реагирующих веществ. За меру химического сродства при заданной температуре Т принимают изменения изобарно-изотермического ДОг (энергии Гиббса) или изохорно-изотермического Л/ г (энергии Гельмгольца) термодинамических потенциалов. Для термодинамически обратимой реакции общего вида [c.127]

Гиббс вводит четыре функции, которые и называют, собственно, характеристическими внутреннюю энергию и, энтальпию Н, изохорно-изотермический Р и изобарно-изотермический <3 потенциалы, изменения которых, как будет показано ниже, равны работе при определенных условиях. [c.132]

Из уравнений (У.ЗО) и (У.31) следует, что энтропия является мерой убыли свободной энергии Гиббса при изобарическом нагревании системы, а объем — мерой возрастания ее при изотермическом повышении давления. Графически изменение свободной энергии Гиббса в зависимости от температуры и давления показано на рис. 36, из которого следует, что функция 0 /(7) является убывающей, а С—/(р)—возрастающей. Согласно (У.ЗО) имеем [c.137]

Уравнения ( .62) и ( .63) носят название уравнения Гиббса — Гельмгольца и имеют важное значение в изотермических процессах, отличающихся тем, что их течение сопровождается совершением работы при видимом отсутствии изменения объема. К их числу относятся такие важнейшие процессы, как работа гальванического элемента, пластическая деформация, различные процессы в растворах, работа в электрическом и магнитном полях и т. д. [c.142]

Соотношение ( 1.32) носит название уравнения Гиббса — Дюгема. Оно связывает друг с другом изменения химических потенциалов компонентов в изобарно-изотермическом процессе и имеет большое значение в термодинамике растворов. [c.155]

Самопроизвольно, т. е. без затраты работы извне, система может переходить только из менее устойчивого состояния в более устойчивое. Из рассмотренного следует, что в химических процессах одно-зремепно действуют две тенденции стремление частиц объединяться за счет прочных связей в более сложные, что уменьшает э н- а л ь п и ю системы, и стремление частиц разъединиться, что у в е-,1ичивает энтропию. Иными словами, проявляется действие двух прямо противоположных факторов — энтальпийного (ДЯ) и энтропийного (TAS). Суммарный эффект Э1их двух противоположных тенденций в процессах, протекаюш их при постоянных Т и р, отражает изменение энергии Гиббса G (или изобарно-изотермического потенциала) [c.172]

Представим себе систему с произвольным числом фаз при некоторых заданных значениях температуры и давления. Согласно принципу равновесия Гиббса условием равновесия в данном случае является выполнение условия (1Х.10), т. е. для всякого возможного в этой системе процесса, совместимого с постоянством температуры, давления и числа молей компонентов, изменение изобарноизотермического потенциала должно быть либо больше нуля, либо равно нулю. Рассмотрим процесс перехода некоторого числа молей кпх действительного компонента из первой фазы во вторую. При этом количество данного компонента в первой фазе уменьшится, а во второй— увеличится на одну и ту же величину йщ. Суммарное изменение изобарно-изотермического потенциала, которое согласно принципу равновесия (IX.10) должно быть больще или равно нулю, запишется таким образом [c.204]

Законы Гиббса—Коновалова. Законы Гиббса — Коновалова характеризуют изменение свойств систем при изобарических и изотермических процессах. [c.230]

Если реакция осуществляется при постоянных давлении и температуре (такой процесс называется изобарно-изотермическим), то изменение энергии Гиббса при реакции будет равно [c.182]

Работу, затрачиваемую на изотермическое и обратимое образование единицы новой поверхности раздела фаз и равную изменению энергии Гиббса в соответствующем процессе, называют поверхностным натяжением а). [c.292]

Отличие химического потенциала, выраженного через парциальные давления, от химического потенциала, выраженного через мольные доли, заключено в различии в этих двух случаях величин стандартных давлений — КТ п Р/Р ). Величина ЯТЩР/Р ) представляет собой изменение энергии Гиббса в процессе изотермического изменения давления от Р до Р. Следовательно, при записи химического потенциала через мольные доли в качестве стандартного выбирается состояние, в котором давление /-го газа равно полному давлению смеси. [c.64]

Изменение энтропии реакции (AS) может быть как положительным, так и отрицательным. Так как иа газовую фазу вследствие наибольшей неупорядоченности приходится наибольшее значение энтропии, AS > О, если в результате реакции число молей газа увеличивается, как, например, при неполном сгорании угля по уравнению 2С Ч- О2 == 2С0, и AS < О, если число молей газа уменьшается с 3 до 2, как это имеет место в реакциях 2Нг + 02 = 2НгО (пар) и 2С0 + О2 = 2С0г. Изменение энтропии А5 может оказаться и равным нулю (AS — 0), если число молей газа остается неизменным, как, например, при полном сгорании угля С -f О2 = СО2 или метана СН4 + 20г = СО2 -f 2Н2О (пар). Теплотворная способность АН всегда отрицательна, ибо при горении тепло отдается. Поэтому, когда в результате электрохимической реакции число молей газа увеличивается (AS > 0), коэффициент использования топлива в соответствии с уравнением (2) превосходит 100%. Физически это объясняется тем, что работающий изотермически и обратимо гальванический элемент превращает в электрическую энергию не только химическую энергию АН, но и подобно тепловому насосу полученное из окружающей среды тепло AQ = TAS. Согласно второму уравнению Гиббса — Гельмгольца изменение энтропии при электрохимической реакции пропорционально температурному коэффициенту обратимой э. д. с. [c.31]

Заметим, что величина (с1А)р т соответствует изобарически изотермическому изменению потенциала Гиббса в общем случае. При образовании в кристалле какого-либо дефекта (аА)р т приравнивается величине ((10)р т, где О — термодинамический потенциал несовершенства строения кристаллической решетки. Соответственно изменение объема (с1У)р г, обусловленное работой упругих сил, рассматривается как активационный объем дефектообразования. [c.214]

Как показывается в термодинамике, можно ввести такие функцни, которые отражают влияние на направление протекания процесса как тенденции к уменьшению внутренней энергии, так и тенденции к достижению наиболее вероятного состояния системы. Знак изменения подобной функции при той или иной реакции может служить критерием возможности самопроизвольного протекания реакции. Для изотермических реакций, протекающих при постоянном давлепни, такой функцией является энергия Гиббса О, называемая так>ке и зобарпо -изотермическим потенциалом, изобарным потенциалом или свобод кой энергией прн постоянном давлении. [c.199]

При физической адсорбции энтропия адсорбции многих газов лежит в пределах 80—]00Дж/(моль К). Если принять предельное значение адсорбции Гоо= = 10 моль-см и толщину адсорбционного слоя 5-10 см, то концентрация газа в адсорбционном слое будет равна 10 /5 10 1 = 0,02 моль/см , или 20 моль/л. Если рассматривать газ как идеальный, то уменьшение энтропии газа в результате адсорбции при нормальном давлении газа над адсорбентом будет равно / 1п20 22,4 и 54 Дж/(моль К). Если учесть двухмерное состояние адсорбированного газа, то изменение энтропии будет еще больше. Следовательно, при взаимодействии субстрата с поверхностью катализатора только за счет физической адсорбции изменение энтропии газа Д 5° будет равно 80 Дж/(моль К)- Это равносильно тому, что энергия Гиббса адсорбированного газа, если рассматривать его как идеальный, возрастает примерно на 24 Дж/(моль К), так как при изотермическом сжатии идеального газа ДО + 4- /"Д 5 =0 (см. 71). Тепловой эффект физической адсорбции изменяется в широких пределах. Термодинамические характеристики процесса адсорбции некоторых веществ на саже приведены ниже. [c.641]

Заметим, что величина RT n oRT/Pq) представляет собой изменение энергии Гиббса в процессе изотермического сжатия одного моля газа от объема, равного V= RT/Pq, где Pq = 1 бар, до Vq = I л. Отсюда следует, что в качестве стандартного состояния удобно выбрать Т= системы 0 моль/л. Действительно, воспользовавшись общим условием равновесия (3.20) и подставляя в него (4.40), получаем уравнения (4.36) и (4.37), полностью определяющие равновесное состояние. Отсюда следует, что величина A G (T, q) представляет собой стандартное изменение энергии Гиббса в реакции, [c.65]

Решение. Ответ на вопрос задачи дает вычисление изменения изобарно-изотермического потенциала или свободной энергии Гиббса (AG298) предложенных реакций. AG — функция состояния системы, и, следовательно, AG = 2A (прод.) — SAG" (исх.). [c.50]