Энтропия абсолютная формула для вычисления

При постоянной температуре из (111.34) получается формула, аналогичная (111.10). Она показывает, что с увеличением давления газа его энтропия уменьшается. Выведенные здесь соотношения применяются в вычислениях изменения энтропии при приведении газа к стандартным условиям, а условия стандартности состояния газа включают его соответствие уравнению идеального газа. Очень важно по причинам, которые станут ясны несколько позже (см. 5 этой главы), определение изменения энтропии при равновесном переходе вещества от кристаллического состояния при абсолютном нуле (энтропия So) до стандартного состояния при температуре 298,15° К (энтропия S29 ). Например, Н О (тв,0°К) HjO (пар, 1 атм, ид. газ, 298° К). Равновесный переход должен состоять из нескольких этапов. Первый этап — нагревание твердой воды от 0° К до температуры плавления. Изменение энтропии рассчитывается по (III.23). Именно [c.80]

В дальнейшем для вычисления абсолютных значений энтропии углеграфитовых тел использована эмпирическая формула 5з98 = АСр. Постоянная А для органических твердых тел, согласно [84], равна 1,1. Суммируя вычисленные таким образом (значения 5 98 с интегралами вида (У1-8), получим абсолютные значения энтропии углеграфитовых тел при разных температурах. В табл. 31 приведена зависимость энтропии графитированных тел от температуры. В качестве наполни- [c.155]

Вычисление термодинамических величин по формулам Дебая при низких но не очень небольших) температурах требует немалого труда. Однако по формулам Дебая, так же как и по формулам Эйнштейна, составлена таблица, которая сводит вычисление к простейшим операциям. Эта таблица воспроизведена в конце главы (табл. 5). В ней в первой колонке указаны значения приведенной температуры (отношение абсолютной температуры к характеристической температуре) в остальных колонках даны значения теплоемкости, энтропии и отношение свободной энергии к температуре, взятое с обратным знаком. [c.154]

В 1911 г. М. Планк (1858—1947) подтвердил этот вывод для случаев, когда энтропия чистых кристаллических веществ при абсолютном нуле равна 0. Тепловая теорема Нернста немедленно привлекла к себе внимание исследователей прежде всего как основа для расчета энтропии и других термодинамических параметров химических реакций и фазовых переходов. Оказалось, что для вычисления энтропии по формуле Кирхгоффа достаточно знать лишь характер зависимости теплоемкости от температуры. После дискуссии о пределах применимости теоремы Нернста была принята следующая ее формулировка (1911) при абсолютном нуле все равновесные процессы происходят без изменения энтропии, которая остается равной нулю. Она получила приложение в ряде исследований. Сам В. Нернст рассчитал из удельных теплот температуру перехода ромбической серы в моноклинную. Особое значение теорема имела при расчетах режимов различных технологических процессов. Так, Ф. Габер в 1907 г. вычислил значение равновесия реакции синтеза аммиака из элементов. Далее на основе данных теплот образования углеводородов, определенных Ю. Томсеном, оказалось возможным рассчитать, что при взаимодействии водорода с углеродом при 500 °С и атмосферном давлении равновесие реакции наступает [c.242]

Величина химической константы / тесно связана с энтропией пара при абсолютном нуле ( 292) и может быть вычислена статистическими методами ( 322). Другой способ ее нахождения заключается в обратном расчете из (202) по заданным значениям упругости насыщенного пара Р для одной или лучше нескольких температур. Если при этом интеграл в (202) может быть точно вычислен, то У соответствует истинной химической константе и совпадает с вычисленной из теоретических формул (284), (286) или (288). В противном случае / представляет собой эмпирическую постоянную, величина которой тем ближе к испнной /, чем ближе найденное расчетом приближенное значение интеграла к его истинной величине. [c.355]

Если значения теплоемкости вещества в различных фазовых модификациях определены вплоть до О К, то для вычисления абсолютной энтропии воспользуемся уже известной формулой, записав ее в виде [c.50]

Эйринга можно применить к реакциям любого порядка, но следует иметь в виду, что абсолютные величины сильно зависят от выбора стандартных состояний. Поэтому необходима осторожность при сравнении энтропий активации реакций, имеющих различный порядок. Как показал Мелвин-Хьюз [91], согласно теории столкновений, энтропия активации бимолекулярной реакции при 25 °С на 47,2 Дж/(моль К) более положительна, чем энтропия активации, вычисленная по формуле Эйринга. Нужно еще доказать, связано ли это с тем наблюдением, что только указанная разница в энтропиях активации была экспериментально найдена для двух реакций, из которых одна первого, а другая второго порядка в противном случае остается предположить, что эти реакции происходят по одному и тому же внутреннему механизму [138]. [c.142]

Обычно определяют не абсолютное значение энтропии, а ее изменение (5г— 1) в том или ином процессе. Для вычисления изменения энтропии при переходе одного моля идеального газа из одного состояния в другое пользуются формулами [c.88]

Энтропию можно определить на основе третьего закона термодинамики, если известно для данного вещества изменение теплоемкости от температуры, как можно более близкой к абсолютному нулю, до данной температуры Г. Если при этом вещество меняет агрегатное состояние (или переходит из одной кристаллической модификации в другую), необходимо еще знать теплоты таких переходов. Такой метод был основан после открытия Нернстом третьего закона термодинамики, т. е. после 1906 г. Однако в цервые два — три десятилетия XX в. данных о теплоемкостях органических соединений при температуре, близкой к абсолютному нулю (0 - -20 К), было недостаточно, и поэтому для вычисления теплоемкости в этой области применялись различные экстраполяционные формулы, например формула Дебая Ср = аТ . [c.123]

Поскольку первое интегрирование в уравнении (5.120) дает энтропию, по соотношению (5.122) можно определить энтальпию веществ Н°т — Яо° без специального вычисления соответствующего интеграла. Также и при использовании уравнения (5.121) первое интегрирование дает Н°т—Яо, и равенство (5.122) позволяет найти и энтропию вещества 5г-В формулах (5.120) — (5.122) символ Яо° означает стандартную нулевую энтальпию, т. е. отнесенную к абсолютному нулю. Поэтому при вычислении интегралов (5.120) и (5.121) необходимо использовать функции Ср = /(Г), сохраняющие свое значение до области, близкой к абсолютному нулю. При абсолютном нуле из определений ясно, что [c.150]

Но без специального вычисления соответствующего интеграла. Также и при использовании уравнения (У.94) первое интегрирование дает Нт — Но, и равенство (У.95) позволяет найти и энтропию вещества 5г. В формулах (У.93) — (У.95) символ Но означает стандартную нулевую энтальпию, т. е. отнесенную к абсолютному нулю. Поэтому при вычислении интегралов (У.93) и (У.94) необходимо использовать функции Ср = / (Т), сохраняющие свое значение до области, близкой к абсолютному нулю. При асболютном нуле из определений, ясно, что, [c.129]

Дебаевская теория объяснила температурный ход теплоемкости многих одноатомных тел — алюминия, серебра, меди, цинка, кальция и т. д. Из многоатомных тел только небольшая часть тел, кристаллизующихся в простейших решетках (КВг, КС , Na l и т. д.), приближенно удовлетворяет функциям Дебая. Теория Дебая в неболь иих интервалах температуры дает для теплоемкости и энтропии хорошее согласие с опытом (совпадение в пределах 1%). Однако если мы захотим проследить теплоемкость даже хотя бы одноатомного металла от самых низких до комнатных температур, то оказывается, что для пользования формулами Дебая приходится характеристическую температуру 0, фигурирующую в этих формулах и представляющую собой константу, считать величиной переменной. Характеристические температуры, будучи рассчитаны по закону кубов, имеют одно значение в области температур, близких к абсолютному нулю (10—40° К), а при температурах 150—250° К характеристическим температурам приходится приписывать несколько иные значения, которые для многих металлов отличаются от вычисленных по закону кубов на 5, 10 и даже 15%. Таким образом, для согласования теории с опытом приходится делать некоторую подгонку дебаевских формул. [c.154]

Во многих случаях для более или менее точного вычисления энтропии кристаллических тел по формуле (6.2) оказывается достаточным произвести язмеренйе теплоемкости всего лишь при одной какой-либо достаточно низкой температуре. Пользуясь таблицей дебаевской функции теплоемкости, устанавливают, какому значению приведенной температуры т = Т/0 соответ- ствует полученная из опыта величина теплоемкости (отнесенной к грамм-атому), и, разделив абсолютную температуру, при кото1 ой было произведено измерение, на найденное значение приведенной температуры, узнают, таким образом, характеристическую температуру тела 0 = Т/т, что позволяет воспользоваться таблицей дебаевской функции энтропии. Удобно иметь график дебаевской функции теплоемкости в форме [c.189]