Рендалл

Третий закон термодинамики. Калориметрическое определение абсолютной энтропии вещества. В 1906 г. В. Нернст пришел к выводу, что изменение энтропии многих химических реакций вблизи температуры О К пренебрежимо мало. Позднее М. Планк (1912), Льюис и Рендалл (1923) высказали не связанное с первым и вторым законами термодинамики и экспериментально не доказуемое утверждение (постулат) о том, что при абсолютном нуле энтропия 5о чистого кристаллического вещества равна нулю. В отличие от первого и второго законов из постулата Планка нельзя вывести новые фундаментальные понятия, подобные по значимости энтальпии и энтропии. Однако предсказание Иш5 = О настолько хорошо согласуется с опытом и г-о [c.97]

Г. Льюис и М. Рендалл для учета влияния отклонения реальных газов от равновесного состояния идеальных газов ввели понятие об эффективном давлении — летучести (фугитивности). Замена упругостей летучестью в уравнениях фазовых переходов несколько приближает расчетные данные к экспериментальным. [c.215]

По правилу Льюиса — Рендалла [c.136]

Габер и Ричард [22] Нейман [24] Рендалл и Жерар [30] Эйкен [3] [c.236]

Так как под интегралами здесь не содержится никаких параметров реакции, эти интегралы не зависят от вида реакции, а зависят только от температуры. Льюис и Рендалл описали возможность использования в таких случаях таблиц численных значений соответствующих интегралов при разных температурах. В развитие этого способа расчета М. И. Темкиным и Л. А. Шварцманом была рассчитана таблица значений интегралов уравнения (11,31) для температур до 2000 °С при базисной температуре 298,16 К. Эти значения интегралов приведены в табл. И, 1. Для сокращения они обозначены в ней. через Л1о, М, и М-2 (индексы соответствуют индексам при Аа). Тогда уравнение (11,31) может быть приведено к виду [c.66]

Льюис и Рендалл (1921) установили, что коэффициенты активности и некоторые другие свойства электролитов зависят не только от концентрации, но и от зарядов ионов. Чем выше заряд иона, тем при меньшей концентрации электролита достигается заданный термодинамический эффект. Полезной характеристикой раствора является его ионная сила /, рассчитываемая по формуле [c.436]

U — свободная энергия (по Льюису и Рендаллу) [c.14]

Правильнее пользоваться понятием летучести. Однако ввиду приближений, которые были сделаны при выводе уравнений для изменения свободной энергии, вводить это уточнение в уравнения нет смысла. Подробности последнего метода вычисления констант равновесия через летучести и активности читатель найдет в общих руководствах по химической термодинамике, например в книге Льюиса и Рендалла [2]. [c.18]

Кричевский [11] показал, что это правило для летучести дает ири высоких давлениях лучшие результаты, чем правило Бартлетта или Льюиса и Рендалла. Однако оно болео сложно в применении, так как требуется определение величины отсекаемых отрезков па графиках. [c.68]

Правило Льюиса и Рендалла дает хорошее согласие при низких давлениях, но при очень высоких давлениях оно приводит к значительным ошибкам. Например, летучесть этилена [c.73]

Г —С —расчет по [6] Л—Р —по Льюису и Рендаллу Б—по Бартлетту отрезков П. В.—по методу приведенных температур и давлений. [c.75]

Таким образом, можно принять, что правило Льюиса и Рендалла может быть использовано для определепия летучестей в газовых смесях при умеренных давлениях, а метод приведенных давлений п температур — для определений нри более высоких давлениях. [c.75]

Первоначальное определение коэффициента активности Льюисом и Рендаллом настолько гибко, что эта величина может применяться как функция п концентрации и давления. При развитии термодинамических методов целесообразно ограничить это определение в двух отношениях. Во-первых, определить коэффициенты активности только для жидкого (или твердого) раствора и, во-вторых, определить коэффициент активности только для постоянного стандартного давления обычно равного 1 атм. Таким образом, определенный коэффициент активности независим от давления и логарифм летучести компонента I в жидком растворе при давлении Р выражается с помощью уравнения [c.86]

Изучение зависимости коэффициентов активности, а также ак-т1шностей от состава раствора привело Льюиса к установлению ряда важных эмпирических закономерностей и правил. В частности, было найдено, что в области низких концентраций средние коэффициенты активности электролита определяются зарядами образующихся ионов и не зависят от других их свойств. Так, наиример, в этих условиях средние коэффициенты активности бромида к лия, нитрата натрия и соляной кислоты одинаковы. Далее было-установлено, что средние коэффициен"Ы активности для очень разбавленных растворов зависят от общей концентрации всех присутствующих электролитов и зарядов их ионов, но не от химической природы электролитов. В связи с этим Льюис и Рендалл ввели понятие ионной силы растворов /, которая определяется как полусумма произведений концентраций понов на квадраты их зарядов [c.81]

Существует много способов введения понятия энтропии. Нам представляется наиболее наглядным способ, предложенный Льюисом и Рендаллом. Ниже рассматривается его сущность. [c.94]

Так как под приведенными интегралами не содержится каких-либо параметров реакции, то они не зависят от вида реакции, а зависят только от температуры. Льюис и Рендалл описали возможность использования в таких случаях таблиц численных значений соответствующих интегралов -при разных температурах. В развитие этого способа расчета М. И. Темкин и Л. А. Шварцман рассчитали таблицу значений интегралов уравнения (3.35) для температур до 2000°С при базисной температуре 298,15 К (табл. 3.4). Для сокращения они обозначены в ней через Лio, Ми и М-2 [c.66]

Понятие ионной силы было сформулировано на основе эмпирических данных Льюиса и Рендалла [c.293]

Как рассчитывается ионная сила раствора Сформулируйте правило ионной силы Льюиса и Рендалла. [c.194]

Правило ионной силы Льюиса и Рендалла справедливо лишь для разбавленных растворов. [c.202]

В растворах сильных электролитов все ионы взаимодействуют между собой. Это взаимодействие носит довольно сложный характер. Для формального описания суммарного электростатического взаимодействия всех ионов в растворе американские ученые Г. Н. Льюис и М. Рендалл ввели понятие ионной силы (ионной крепости) раствора /с. [c.60]

Льюис и Рендалл открыли эмпирический закон ионной силы средний ионный коэффициент активности у диссоциирующего на ионы вещества является универсальной функцией ионной силы/ раствора, т. е. в растворе с данной ионной силой все диссоциирующие на ионы вещества имеют коэффициенты активности, не зависящие от природы и концентрации данного вещества, но зависящие от числа и валентности его ионов. [c.402]

Люис и Рендалл [5] для учета влияния оишонений реальных газов от уравнения состояния идеальных газов ввели в обычные термодипамиче-ские соотношения, основанные на применении идеальных газовых законов, ряд формальных по существу факторов, позволяющих получить более точные результаты нри расчетах. [c.159]

Парциальные давления и концентрации компонентов системы Льюис н Рендалл заменилп так называемыми эффективными давлениялти — л отучестями, — характеризующими стремление вещества распространиться между неоднородными фазами системы и эффективными концентрациями, называемыми активностями. Если поведение вещества подчиняется законам идеальных газов, летучесть становится ранной давлению пара, однако в общем случае эти величины не равны. [c.159]

Для неидеальпых систем Льюис и Рендалл заменяют уравнение (20) следующим [c.159]

XI) — Нейман, Джакоб [28], Хаптоуер и Уайт [29], Рендалл п Герард [30], Пиз и Чезебро [31] и т. д., тем пе менее в дальнейшем в этой главе при расчетах процессов мы будем пользоваться наиболее точными данными [25]. [c.241]

Ионной силой, равной 3, обладают ЗМ ЫаС104, 1М СаВгг и 0,5М ЬаСЬ. Льюис и Рендалл сформулировали правило ионной силы в разбавленных растворах коэффициент активности сильного электролита одинаков для всех растворов одной и той же ионной силы. В растворах средних и высоких концентраций это правило не соблюдается. [c.437]

Правило Льюиса и Рендалла. Наиболее известным является правило Льюиса и Ре1щалла [14], основанное на законе Амага. Закон Амага состоит в том, что объем газовой смеси равен сумме объемов индивидуальных компонентов, взятых под тем н е общим давлением [c.67]

Уравнение (3) и выражает правило Льюиса и Рендалла. Основное преимущество этого правила — его простота. Летучесть иидивидуаль-иого компонента является только функцией температуры и общего давления. Наличие других компонентов влияет на летучесть постольку, поскольку эти компоненты определяют общее давление и температуру. Для многих технических приложени давление п температура известны, и значение летучести компонента в смеси может быть получено неиосредстненно из данных по летучести чистого компонента. [c.67]

Это правило труднее применять, чем правило Льюиса и Рендалла, вследствие того, что в большинстве случаев для оценки Р и Р пользуются методом последовательного приближения. Все же это еще сравнптельпо простое правило, которое легко может быть использовано. [c.67]

А — расчет по Лыопсу и Рендаллу Д — Бартлетту [c.73]

Общий вывод из рассмотрения табл. 4 в основном совпадает с выводом, полученным ранее. Расчеты по правилу Льюиса и Рендалла приводят к большим отклонениям прн высоких давлениях. Правило Бартлетта является более совершенным, но и оно приводит к значительным отклонениям. Методы изометрических отрезков, Кричевского и приведенных давлений и температур дают хорошее согласие с экспс- [c.74]

Здесь перед величипой ДО стоит знак минус, чтобы подчеркнуть, согласно Льюису и Рендаллу, что положительное значение Е соответствует уменьшению свободной энергии Гиббса. [c.423]

Аналитическая химия. Т.1 (2001) -- [ c.60 , c.62 , c.64 , c.73 ]

Свойства газов и жидкостей (1966) -- [ c.329 ]

Водородная связь (1964) -- [ c.179 , c.273 ]

Химическая литература Библиографический справочник (1953) -- [ c.93 ]

Понятия и основы термодинамики (1970) -- [ c.165 , c.170 , c.226 , c.236 , c.340 , c.388 , c.389 ]

Химическая термодинамика (1950) -- [ c.148 , c.289 , c.292 , c.294 , c.598 , c.600 , c.732 , c.756 , c.760 ]

Основы химической кинетики (1964) -- [ c.555 ]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология