Теплота реакции и свободная энергия

Изменение полной энергии (теплота реакции), свободной энергии и э. д. с. для некоторых основных топливных элементов (при комнатной температуре) [c.228]

Теплота ДЯ , свободная энергия Д и логарифмы констант равновесия IgK/ реакции образования перекиси водорода Нг( ) +О2 (г) HiO r) [c.415]

Таблица 20 Теплота А11°, свободная энергия А 2° и К реакции распада Н 0,(г) 20Н(г) [6]

Уравнение (16) служит для вычисления теплот и свободных энергий реак" ций, изменения энтропии при реакции и т. д. Константа равновесия для реак ции (15) в газовой фазе определится выражением [c.313]

Хотя главным направлением в применении газовой хроматографии является качественный и количественный анализ смесей сложного состава, этот универсальный метод нашел и многочисленные другие применения, которые по своему характеру уже не являются, в строгом значении слова, аналитическими. Из них можно назвать, например, измерение площади поверхности тонко-измельченных твердых веществ определение коэффициента распределения, теплоты испарения, свободной энергии, энтальпии и энтропии раствора, измерение константы равновесия, констант скорости реакций и других физико-химических величин, характеризующих органические реакции. В настоящей главе мы рассмотрели принципы, на которых основываются эти применения, достаточно подробно, чтобы читатель получил представление о том, как производятся указанные выше измерения и соответств ющие расчеты. [c.376]

Можно написать еще четыре другие неионные реакции диссоциации, для которых термодинамические величины могут быть вычислены со значительной точностью [78]. Эти реакции, а также их теплоты и свободные энергии при 25° приведены ниже [c.218]

Авторы работ [45—47] определили теплоту и свободные энергии следующих реакций [c.16]

Таблица 5. Теплоты и свободные энергии реакций хлорирования двуокисей гафния и циркония (541

Таблица 33, Теплоты и свободные энергии реакций хлорирования двуокиси гафния в присутствии углерода [1]

Iде Я, и 5 — соответственно теплота активации, свободная энергия активации и энтропия активации. Поскольку активация в реакции того типа, который показан на фиг. 31, не протекает самопроизвольно. Я и F являются положительными величинами, а S обычно имеет небольшое положительное или отрицательное значение. [c.163]

По химической активности магний также уступает кальцию, так как теплоты и свободные энергии образования его окисла и фторида меньше значений этих величин для образования окисла и фторида кальция. Это сказывается на величинах энтальпий и констант равновесия реакций при использовании магния выделяется меньшее количество тепла, чем при использовании кальция, а равновесие реакции сдвинуто в сторону получения металлического урана для магния при более высоких давлениях его паров, чем для кальция. [c.349]

Термические свойства. Теплота и свободная энергия образования гексафторида урана. Теплота реакции гидролиза гексафторида в воде определена калориметрически в —50,5 ккал/моль при 298,16°К [51] [c.334]

В связи с разработкой способа получения тетрахлорида было изучено несколько реакций галогенирования. Теплота и свободные энергии некоторых из них приведены в табл. 163. Энтропии реакций галогенирования довольно велики. Вследствие этого при выборе хлорирующего агента целесообразно исходить не из теплот реакции, а из свободных энергий. [c.370]

Определение теплот горения, особенно органических веществ, давно играло большую роль в термохимии. Интерес, вызываемый теплотами горения веществ, применяемых в качестве топлив, вполне понятен гораздо больший научный интерес представляет использование данных по теплотам горения для вычисления таких величин, как теплоты и свободные энергии образования и теплоты реакций. Следует заметить, что в отношении требуемой экспериментальной точности имеется существенное различие между этими двумя применениями данных по теплотам горения. [c.120]

Теплоты диссоциации электролитов представляют интерес в связи с детальным изучением процесса диссоциации на ионы. Так, из значения АН для реакции диссоциации можно вычислить изменение стандартной свободной энергии диссоциации или изменение константы диссоциации с температурой (етр. 183). Зная теплоту и свободную энергию диссоциации, можно вычислить энтропию диссоциации при помощи соотношения [c.170]

Гиббс ввел понятие свободная энергия . (Необходимость введения этого понятия была обусловлена тем, что измерить изменение величины свободной энергии легче, чем измерить изменение энтропии.) Любая химическая реакция сопровождается изменением свободной энергии системы. Изменение теплосодержания строго соответствует уменьшению свободной энергии и увеличению энтропии. Поскольку обычно самопроизвольные реакции сопровождаются выделением теплоты, то теплосодержание системы при протекании таких реакций уменьшается. Однако в некоторых, хотя и считанных случаях изменение свободной энергии и энтропии бывает таким, что теплосодержание системы увеличивается, и тогда самопроизвольная реакция идет с поглощением энергии. [c.113]

Скорость, с которой меняется свободная энергия при изменении концентрации отдельного вещества, называется химическим потенциалом системы, и Гиббсу удалось показать, что именно химический потенциал является движущей силой химических реакций. Химическая реакция идет самопроизвольно от точки с высоким химическим потенциалом к точке с низким химическим потенциалом, подобно тому как теплота самопроизвольно передается от точки с высокой температурой к точке с низкой температурой. [c.113]

Приводимые здесь и нише данные по энергиям все связаны с теплотой реакции ЛН° . Недостаток данных по энтропиям затрудняет систематическое определение свободных энергий [c.118]

Теплоты, свободные энергии п константы равновесия реакции диссоциации [НГ [c.430]

Теплоты, Свободные энергии и константы равновесия реакции [c.431]

Теплоты, свободные энергии и константы равновесия реакции 1F (г) 4=i С1 (r) + F (г) [22] [c.432]

Значения теплоты образования, свободной энергии и логарифма константы равновесия реакций образования метана, гексана, гексе-на, эйкозана и эйкозена из СО и Н, приведены в табл. 31. [c.251]

Tepмoдинaмичe киe расчеты по данным табл. XII. Данные табл. XII могут служить для подсчета теплот и свободных энергий реакций между углеводородами, а также для приближенных расчетов равновесий реакций между углеводородами. [c.312]

Эти выводы о влиянии прочности связи металл—кислород на активность окисного катализатора качественно подтверждаются опытами по частичному восстановлению поверхности при последовательном импульсном вводе проб бутена нри отсутствии в газовой фазе кислорода. Естественно, что нри этом должно происходить обеднение поверхностных слоев кислородом, т. е. уменьшение концентрации ионов 0 . При этом должна расти величина Так, например, при переходе МнОа в МпаОд ( о = 17, а при переходе Мп Оз в МП3О4 ( о = 34. В результате увеличе-ния 0 катализатор должен становиться менее активным в отношении реакции глубокого окисления. На рис. 1.15 приведены результаты с МнОа- Видно, что с увеличением числа импульсов конверсия бутена-1 уменьшается с 60 до 40%, главным образом, за счет уменьшения образования СО2 (с 30 до 8%). Происходит увеличение выхода бутадиена с 4 до 10%. Согласно работам [53, 28], восстановление поверхности в результате протекания реакции окислительного дегидрирования сильнее всего уменьшает скорость глубокого окисления. Скорость реакций образования кислородсодержаш их соединений уменьшается не так значительно. На реакции окислительного дегидрирования и изомеризации восстановление поверхности оказывает лишь слабое влияние. Это уменьшает убедительность указанной корреляции. Но ее самая слабая сторона— резкая разнородность сравниваемых систем. Действительно, сопоставляются окислы типа МеО, МваОд, МеОа, образованные как переходными металлами Сг, Ее, N1, Мо, так и непереходными Хп, Зп, В1. У этих окислов различные типы кристаллических решеток, не тождественные типы связей при частичной потере кислорода Опи образуют также мало похожие промежуточные формы. Поэтому, если искать корреляцию термохимических и термодинамических характеристик окислов с их каталитическими свойствами, то в основу следовало бы скорее брать дифференциальные теплоты и свободные энергии частичного восстановления в условиях катализа каждой конкретной оксидной системы. Несмотря на то что очень высокие Qg исключают катализ, а очень малые могут быть невыгодными, более вероятно все же, что не только селективность, но и активность при глубоком окислении в первую очередь определяется кинетическими, а не термохимическими величинами. Поэтому нет оснований искать далеко идуш,ие корреляции между термохимическими свойствами окислов и их каталитической активностью. [c.291]

Результаты своей работы Эванс и Поляни формулировали следующим образом исходя из некоторых допущений для реакций А, В,. . ., получены линейные соотношения между значениями химических свободных энергий RTlgK , RTlgK ,. . ., RTlgk , RT к ,. . ., теплотами реакций Н ,. . ., энергиями активации Q ,, . .. для всех возможных комбинаций этих величин [65, с. 1359]. [c.158]

Современные данные, полученные при исследованиях ЯМР и инфракрасных спектров, кинетических исследованиях скоростей реакций и определении констант равновесия для распределения положительных ионов между различными фазами, а также выводы, основанные на изучении поведения других ионов и водородсодержащих ионов в других фазах (например, в кристаллах), приводят к выводу, что ионы Н+ в растворах обычно связаны с несколькими другими молекулами. Эти молекулы группируются вокруг находящегося в центре иона Н+, и его положительный заряд распределяется между ними. Механизм этого явления, по-видимому, заключается в том, что протон деформирует электронные облака на орбиталях окружающих молекул, притягивая их к себе, однако при этом электроны не покидают молекул растворителя. В результате эти молекулы поляризуются, так что со стороны, прилегающей к иону Н+, они становятся более отрицательными, а с противоположной стороны — более положительными, и, таким образом, положительный заряд протона распределяется по большему объему, что снижает плотность заряда (рис. 12.10). Природа таких гидратированных протонов в точности неизвестна и не исключено, что ее никогда так и не удастся достаточно хорошо описать. Возможно, гидратированные протоны постоянно образуются и распадаются, причем каждый раз вокруг протона группируется неодинаковое число молекул растворителя. По этой причине мы будем в дальнейшем условно записывать гидратированный протон как НзО+ или как Н+(водн). Каждый из этих символов указывает, что речь идет не об изолированном протоне, а о продукте его взаимодействия с водой. Запись Н3О+ вовсе не означает, что протон связан только с одной молекулой воды, хотя он действительно может быть прочнее связан с одной молекулой воды, чем с остальными окружающими молекулами. Принято, что [Н3О+] = [Н+] и означает концентрацию акватированных конов водорода в молях на литр. Принято также считать, что теплота образования, свободная энергия образования и энтропия образования Н+(водн) равны нулю, как это н указано в табл. 12.1. [c.368]

Результаты своей работы Эванс и Поляни формулировали следующим образом исходя из некоторых допущений для реакций А, В,. . ., получены линейные соотношения между значениями химических свободных энергий RTlgK , RT gK ,. ..,RT gk , RT g к ,. . ., теплотами реакций Н , .. ., энергиями акти- [c.158]

Многие исследователи отдают предпочтение схеме диссоциации монофторида брома на возбужденный фтор и нормальный бром. Исходя из этого, Эванс с сотр. [12] рассчитал теплоту образования монофторида брома по реакции Вгаг+ V2 F2r=BrFr и нашел ее равной 18,3 + 0,5 ккал молъ . Теплоты и свободные энергии образования, а также термодинамические функции для газообразного BrF приведены в табл. 33. [c.108]

Сравнение с результатами, вычисленными Скоттом, Оливером, Гроссом, Габбардом и Хаффмэном. Данные для теплоемкости газообразного гидразина при постоянном давлении, приведенные в табл. 21, были вычислены Скоттом и его сотрудниками [9], исходя из представлений о структуре этого соединения. Названные исследователи провели также соответствующие расчеты для энтропии, энтальпии, свободной энергии, теплоты образования, свободной энергии образования и константы равновесия реакции образования. Результаты этих расчетов приведены в табл. 26. [c.82]

Подсчет константы равновесия, основанный на вычислениях коэффициента активности для реагирующих веществ при различных концентрациях, является в известной мере формальным. Для таких гидрофильных солей, как хлористый кальций, уже при средних концентрациях коэффициент активности становится больше единицы. Это означает, что раствор приобретает сверхидеальные свойства. При этих условиях электростатические взаимодействия заряженных частиц становятся второстепенными в сравнении с силами взаимодействия между ионами и молекулами воды. Физически более правильным было бы разделить между собой оба эффекта. Однако для этого необходимо знать, в какой степени молекулы воды удерживаются гидратироранными ионами и каким образом ионный состав меняется с ростом концентрации хлористого кальция. Такими детальными данными о концентрированных растворах в настоящее время мы не располагаем. Известно только, что при разведении крепких растворов хлористого кальция выделяется большое количество тепла. Строго говоря, термодинамические параметры растворов хлористого кальция изменяются в зависимости от концентрации, а в связи с этим должна изменяться как свободная энергия, так и константа равновесия реакции. Тот факт, что в кривой, отражающей изотерму реакции, наблюдается перелом, указывает на на резкое изменение теплоты и энтропии разведения хлористого кальция. Поскольку эти энергетические изменения соизмеримы с величиной теплоты и свободной энергии реакции, то не удивительно, что равновесная концентрация именно в этой области резко изменяется. [c.44]

Теплота и свободная энергия активации. Одно из наиболее интересных приложений теории абсолютных скоростей реакций связано с проблемами денатурации протеинов и дезактивации некоторых энзимов. Температурные коэфициенты этих реакций часто весьма велики и соответствуют энергиям активации в 100 ккал и выше. Несмотря на такие исключительно высокие значения, реакции протекают с заметными скоростями при обычных температурах. Экспериментальные энергии активации часто заметно зависят от pH и в некоторых случаях, как, например, при денатура1щи яичного альбумина концентрированным раствором мочевины, энергия активации несомненно получается отрицательной. Многие из этих кажущихся трудностей могут быть устранены путем определения свободных энергий активации реакции. Это можно сделать при помощи экспериментальных значений удельной скорости реакции (К) в сочетании с уравнением (71) теории абсолютных скоростей реакций. [c.424]

Эти велнчины близки к величинам для соответствующих реакций трихлоридов редких земель. Теплота и свободная энергия гидролиза соединений актинидных и лантанидных элементов опре-деденыдовольно точно по ионным радиусам М , и так как между актинидным и лантанидным элементами одного радиуса имеются лишь небольпше различия, не удивительно, что получены очень близкие термохимические соотношения для соответствующих реакций гидролиза. [c.395]

Двин ущая сила химических реакций зависит от свойства (экстенсивного) вещества, называемого свободной энергией и обозначаемого О. Движущая сила реакции определяется изменением свободной энергии АО реакции. Свободная энергия, как это будет видно далее, является сложной функцией, зависящей от теплоты реакции АН или АЕ), вероятности протекания процесса (изменение энтропии А5) и концентраций присутствующих веществ. [c.188]

Т ермохимия. Для семи смешанных галогенидов измерены теплоты растворения, упругости диссоциации и равновесия восстановления водородом результаты этих измерений дают возможность рассчитать теплоты и свободные энергии образования, а также энтропии этих соединений. Точные данные для теплоемкости отсутствуют, и вытекающая отсюда неточность в значениях ДСр для равновесий реакции восстановления отражается на конечных значениях. [c.439]

О л моль - сек. Если это действительно так, то значения предакспоненциаль-ных множителей будут соответствовать наименьшим наблюдаемым значениям для рекомбинации свободных радикалов в газовой фазе. Эти значения вполне приемлемы, если учесть стерические затруднения, возникающ,ие ири рекомбинации сравнительно больших метильных групп. Данные, приведенные в табл. XIII.12, можно рассчитать по теплотам сгорания, если средние значения энергии принять за теплоту реакции 1, а теплотой диссоциации третичного атома водорода в изобутане считать значение 87,5 ккал. [c.320]

Наиболее достоверными данными из свонх 1гзмерений они считают данные, нолучеиныо нри температурах 457,4 и 491° К. Вычислив пз термохимических величин теплоту реакции и положив в основу константы равновесия нрн указанных температурах, авторы рассчитали уравнение свободной энергии [c.374]