Энтальпия реакции молярная

I См, также Расчеты молярной энтальпии реакции (стр, 125), [c.65]

Химическая реакция Молярная энтальпия реакции [c.65]

См. также Изменение энтальпии (стр. 64) Расчеты молярной энтальпии реакции (стр. 125). [c.67]

Расчеты молярной энтальпии реакции [c.125]

Молярная энтальпия реакции может быть рассчитана исходя из молярных энтальпий образования соединений с использованием змо-на Гесса молярная энтальпия реакции Дй равна алгебраической сумме молярных энтальпий образования продуктов реакции минус алгебраическая сумма молярных энтальпий образования исходных соединений. [c.125]

Рассчитаем молярную энтальпию реакции [c.125]

Молярная энтальпия реакции в возбужденном состоянии АН (рис. 31) отличается от молярной энтальпии реакции в основном [c.74]

Решение. Напомним, что стандартное изменение энтальпии реакции равно разности между стандартными молярными энтальпиями всех продуктов, помноженными на их стехиометри- [c.55]

Молярная энтальпия реакций в возбужденном состоянии АН (рис. 3.9) отличается от молярной энтальпии реакции в основном состоянии АН на величину, определяемую сдвигом частот длинноволновых полос спектров поглощения АН и А- [c.165]

Теория активированного комплекса, без сомнения, является развитием идей Аррениуса. Согласно этой теории, элементарная реакция протекает непрерывно от начального до конечного состояния и проходит через переходное состояние, характеризующееся максимальной энергией. Говорят, что соответствующий этому состоянию комплекс является активированным комплексом. Изменение энергии в ходе реакции может быть представлено диаграммой энергии, как на рис. 5-1. В такой диаграмме по оси ординат можно откладывать различные величины энергии. Поскольку мы рассматриваем реакции в растворах, где разность энергий измеряется при постоянном давлении, разумно использовать энтальпию. Тогда разность молярных энтальпий начального и конечного состояний является энтальпией реакции А//°, а соответствующая разность для начального и переходного состояний — энтальпией активации А//" . (Для обозначения величин, относящихся к активированному комплексу, используют надстрочный индекс в виде двойного крестика.) Абсцисса соответствует координате реакции, представляющей собой глубину протекания реакции. Следует заметить, что имеется несколько проблем, связанных с физическим смыслом таких диаграмм энергий. Проблема возникает из-за смешения микроскопического и макроскопического поведения вещества. Очевидно, координата реакции соответствует пути отдельной молекулы, а не совокупному поведению всех частиц, присутствующих в реакционном сосуде. Если бы все реагирующие частицы одновременно преодолевали энергетический барьер, это было бы несовместимо со вторым законом термодинамики. В то же время [c.140]

Разность молярных стандартных свободных энтальпий образования АвО° конечных и исходных продуктов равна молярной стандартной свободной энтальпии реакции [c.196]

Молярная энтальпия реакции АН. Молярная теплота реакции при по стоянном давлении [c.65]

В выражениях (47) и (48) Хг(2), Ж12 — молярные доли димеров соответственно 2-го компонента и смешанного АН,2 — энтальпии реакций образования димеров соответственно 2-го компонента и смешанного. [c.116]

Энергия активации в отличие от ДЯ всегда имеет положительный знак и равна молярному увеличению энергии, которое необходимо сообщить реагирующим молекулам для образования продуктов. Если мы построим диаграмму экзотермической реакции, отложив вдоль оси ординат энергию, а вдоль оси абсцисс путь реакции, то получим показанную на рис. 6.16 кривую потенциальной энергии. Реакция является экзотермической потому, что продукты расположены на более низком энергетическом уровне, чем реагенты. Для процессов, протекающих при постоянном объеме, эта разница в энергиях представляет собой АЕ, а для процессов, протекающих при постоянном давлении,— АЯ. На вершине энергетического барьера реагенты находятся в промежуточном состоянии, называемом активированным комплексом или переходным состоянием. Разница между энергией активированного комплекса и начальной энергией реагентов равна Еа. При обратной реакции продукты и реагенты меняются ролями и энергетический барьер Еа обозначается Еа(обр.р)- Разница между двумя энергия.ми активации называется энтальпией реакции [c.364]

Вернемся теперь к приведенным выше химическим примерам и дадим им объяснение, пользуясь данными о свободной энергии. Протекающая со взрывом реакция между Hj и lj характеризуется следующими молярными свободной энергией, энтальпией и энтропией реагентов и продуктов [c.72]

Это уравнение уже использовалось в разд. 23.2 для расчета константы равновесия при нормальных условиях. Следует подчеркнуть, что с помощью этого уравненил можно вычислить константу равновесия для любой температуры, если известна зависимость молярной теплоемкости от температуры [уравнение (226)]. Тогда по аналогии с уравнением (227) из температурной зависимости молярной теплоемкости прежде всего находим по закону Гесса (212) энтальпию реакции для заданной температуры Т. [c.265]

Для расчета энтальпии реакции при температуре Т надо решить уравнение (2.54). Его решают или аналитическим, или графическим методом. Для этого необходимо знать функциональную зависимость молярной теплоемкости от температуры, т. е. Ср = = КТ)11лиЛс% = т. [c.109]

АкО° — стандартная молярная свободная энтальпия реакции Р — чис Фарадея, п — количество обменивающихся электронов) разностью стандар ных потенциалов окислителя и восстановителя [c.6]

Если допустить, что энтальпия реакции образования твердого раствора может быть вычислена из уравнений Вазашер-ны и Хови [5, 6], то дифференцированием последних по молярной доле микрокомпонента и необходимым преобразованием можно получить при лггт—>-0 и а=0 (равномерное распределение микропримеси в твердом растворе) следующую зависимость [c.14]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология