Функция изобарного потенциала

Энергия Гиббса (свободная энтальпия, изобарный потенциал, изобарно-изотермический потенциал) (53)—одна из важнейших термодинамических функций состояния, тождественно определяемая уравнением 0 = и—Т8 + рУ. Относится к непосредственно не измеряемым величинам. Математически представляет собой функцию Лежандра, используемую для преобразования фундаментального уравнения Гиббса к наиболее удобным переменным — р, Т, л,. При постоянной температуре АО—работа немеханических сил. Молярное значение энергии Гиббса для чистого вещества представляет собой его химический потенциал в данном состоянии. Вычисление (62), статистический расчет (208). Для химической реакции стандартное изменение энергии Гиббса определяет ее константы равновесия при данной температуре. [c.317]

Изобарный потенциал раствора является однородной функцией масс первого измерения. Такими же функциями масс при постоянных р к Т являются внутренняя энергия, энтальпия, энтропия, объем раствора и др. [c.174]

Названия этих функций еще не унифицированы. Величину (н -н1)1т называют большей частью функцией энтальпии. Для величины (Gt — Н°< 1т, в работах разных авторов применяются термины функция свободной энергии , функция изобарного потенциала , функция свободной энтальпии и функция энергии Гиббса . Мы будем пользоваться последним термином. При базисной температуре О К, вместо этой функции часто пользуются величиной [c.27]

Константа равновесия для изобарного процесса является функцией изобарного потенциала [c.147]

ФУНКЦИЯ ИЗОБАРНОГО ПОТЕНЦИАЛА - ФУРАЗОЛИДОН [c.307]

ФУНКЦИЯ ИЗОБАРНОГО ПОТЕНЦИАЛА [c.307]

Вид зависимости изобарного потенциала G от этой функции постулируется для моля газа [c.131]

Из сказанного следует, что величина изобарного потенциала О произвольной массы раствора является функцией не только давления и температуры, но и функцией суммарной массы и состава раствора, т. е. количества (массы) каждого из компонентов раствора. Это относится ко всем термодинамическим потенциалам и другим экстенсивным свойствам системы, т. е. свойствам, пропорциональным массе раствора. [c.170]

Изобарный потенциал системы G здесь является функцией трех переменных р, Т и у. Частная производная этой функции по химической переменной х равна алгебраической сумме произведений V U. [c.263]

Так как величина G есть функция состояния системы, то ДС ае зависит от пути процесса. Поэтому изобарный потенциал для реакции, совершающейся в несколько стадий (1, 2, 3...), равен сумме величин ДО для каждой стадии, и если одно из значений ДО, входящих в сумму, неизвестно, то оно может быть рассчитано. Для такого расчета, аналогичного расчетам теплот реакций по закону Гесса, необходимо, чтобы конечные продукты одной реакции (первая стадия суммарной реакции) находились в том же состоянии, в каком они являются исходными веществами другой реакции (вторая стадия). Это как раз и достигается использованием стандартных изобарных потенциалов реакции ДО . При вычислении этих потенциалов принимают, [c.298]

Энергия создания ионной атмосферы является сложной функцией концентрации раствора, от которой зависят также Г и X. Энергия заряжения центрального иона тоже входит в величину изобарного потенциала раствора, однако она прямо пропорциональна заряду иона, а при расчете на определенный объем раствора — прямо пропорциональна числу ионов, т. е. массе (само не зависит от концентрации). Поэтому при дальнейшем нахождении химического потенциала, т. е. при дифференцировании по массе, эта энергия дает постоянное, независимое от концентрации слагаемое, включаемое в которое мы не учитываем. [c.410]

Если в качестве параметров состояния приняты давление, темтература и составы фаз, то изобарный потенциал каждой фазы Z может быть (представлен в виде функции этих величин [c.12]

Частные решения уравнений равновесия получаются путем подбора функций, удовлетворяющих уравнению Дюгема—Маргулеса [189, 207—211], или путем представления функции Ф, пропорциональной неидеальной доле изобарного потенциала [c.170]

Рассмотрим изобарный потенциал как функцию температуры и давления [c.122]

Таким образом, частные производные изобарного потенциала по температуре и давлению и частные производные изохорного потенциала по температуре и объему равны параметрам S, v или р, т. е. изобарный и изохорный потенциалы являются характеристическими функциями. Равенства (И, 156) и (И, 157) позволяют вывести ряд важных ураинений химической термодинамики. Приращение изобарного или изохорного потенциала при протекании изотермного процесса выражается равенствами [c.122]

Температура газа определяется средней кинетической энергией его молекул. При неизменных внешних условиях температура остается постоянной, что связано со стационарным распределением молекул по скоростям, хотя отдельные молекулы имеют самые различные скорости. Давление газа — суммарный эффект ударов очень большого числа молекул о стенку сосуда. Статистической природой обладают также объем и плотность газа. Важнейшие термодинамические функции энтропия, изохорный и изобарный потенциал и другие — зависят от температуры, давления и объема. Значения этих функций представляют собой средние статистические величины, относящиеся к системам, состоящим из большого числа частиц. [c.148]

Константу равновесия химической реакции можно вычислить косвенным методом, пользуясь стандартными изменениями изобарных потенциалов. Изобарный потенциал является функцией состояния и его изменение не зависит от пути процесса, а лишь от начального и конечного состояния системы. В уравнение, связывающее [c.71]

Электродная реакция (III) равна сумме электродных реакций (I) и (II). Учитывая, что изобарный потенциал — функция состояния, получим [c.291]

Аналогично выбирается стандартное состояние и для остальных термодинамических функций (потенциалов). Значения получаемых таким образом термических констант табулируются для температуры 25 С (298,16 °К). Табулированные значения получили название стандартных значений соответствующих термодинамических функций (энтальпии, изобарного потенциала, энтропии и т. д.), справа в верхнем углу у этих символов ставится индекс . Например АЯ , AZ°, S° и т. д. [c.232]

Это свойство было введено Гиббсом и иногда называется свободной энергией Гиббса. В американской литературе, следуя Льюису, его называют просто свободной энергией. В связи с этим не всегда бывает ясно, какую же из свободных энергий имеет в виду автор той или иной статьи, пренебрегающий более точной формулировкой. Мы в этой книге будем придерживаться для функции G термина изобарно-изотермический потенциал или сокращенно изобарный потенциал. [c.89]

Приведенный изобарный потенциал называют также функцией свободной энергии. При написании этой функции учитывается независимость значения энтальпий от выбора стандартного состояния. [c.237]

Покажем теперь, что изобарный потенциал является характеристической функцией при переменных температуре и давлении. Согласно определению (IV. 18) [c.93]

На основе (У.128) можно показать, что химические потенциалы выражаются также и через производные других характеристических функций. Так, исходя из определения изобарного потенциала, можно написать для изучаемой смеси веществ [c.138]

В этом параграфе подчеркнуто особое значение энтропии в термодинамике равновесных состояний и подчиненное значение некоторых функций (свободной энергии Гиббса О—изобарного потенциала и свободной энергии Гельмгольца Р — изохорного потенциала). [c.170]

Теперь можно свести в одно оба пути. Изобарный потенциал определяется как функция [c.173]

Термодинамическими потенциалами являются внутренняя энергия и, энтальпия Н, изохорный потенциал F и изобарный потенциал G. Убыль этих функций в равновесном процессе, протекающем при постоянстве значений определенной пары термодинамических параметров (соответственно 5 и 1/, S и Я, Г и I/, Г и Я), равна работе, произведенной системой, за вычетом работы против внешнего давления. Наибольшее практическое применение находят изохорный потенциал и особенно изобарный потенциал. [c.73]

В растворах изменение состава влияет на условия существования каждого компонента и соответственно на их термодинамические свойства. Поэтому изобарный потенциал раствора является функцией не только температуры и давления, но и количеств п , з, tij молей компонентов, т. е. [c.113]

Приведенный изобарный потенциал, подобно изобарно-изотермическому потенциалу О — Н — ТЗ, является функцией состояния, [c.150]

В последние годы для расчетов равновесия большое распространение получили стандартные таблицы термодинамических функций. Основное преимущество таких таблиц состоит в том, что та часть вычислений, которая требует много времени и является источником наибольших ошибок, сделана с возможно большей тщательностью. Стандартные таблицы содержат величины изменений энтальпии (АН°) и изобарного потенциала (А2°) соединений, а также абсолютные значения энтропии S° элементов и соединений. Все данные таблиц отнесены к стандартному состоянию ( 38) — температуре Т = 298,16° К и давлению 1 атм. При этом АН° и AZ° в таблицах приводятся в ккал/моль, а S° в тл моль-град. [c.131]

В литературе встречаются также обозначения С, 2 и Ф и названия свободная энергия при постоянном давлении, изобарный потенциал, термодинамический потенциал, термодинамический потенциал при постоянном давлении, свободная энергия Гиббса, функция Гиббса, свободная энтальпия. [c.35]

Легкость, с которой для идеального газа определяется изменение изобарного потенциала, может сохраняться и для реального газа, если ввести новую переменную, некоторую функцию давления, фугнтив1гость /, выбранную таким образом, чтобы для любого изотермического процесса выдерживалось уравнетгие [c.21]

Вернемся к условиям равновесия, выражая их через изменения характеристических функций. Рассмотрим только одну из них — изобарный потенциал, так как все рассуждения и выводы являются вполне аналогичными для всех функций. бГрного потенцнала °в Пусть кривая (рис. 76) представляет произвольном процессе, зависимость изобарного потенциала от каких-то изменений в условиях существования системы. Общее условие равновесия, определяемое соотношением dG = 0, соблюдается во всех точках максимума и минимума, как показано горизонтальными касательными на рисунке. Различие между ними определяется значением второй производной, которая должна быть положительной в точках минимума (d G > 0) и отрицательной — в точках максимума (d G<.0). [c.225]

Общие закономерности, устанавливающие влияние разделяющего агента на коэффициент относительной летучести заданной бинарной смеси, могут быть выведены [15] на основании анализа свойств функции Ф [см. уравнение (86)], пропорциональной неидеальной доле изобарного потенциала смешения. Для трехкомпонентной системы, состоящей из компонентов 1 и 2 заданной смеси и разделяющего агента [c.36]

Катализатор не влияет на константу равновесия химической реакции. Для доказательства этого утверждения рассмотрим реакцию, в которой исходные вещества и продукты наз ятся в стандартном состоянии. Проведш реаШйю один без катализатора и другой раз с катализатором. Стандартное изменение изобарного потенциала в обоих случаях будет одинаковым, так как он является функцией состояния. Поэтому и константа равновесия, которая связана со стандартным изменением изобарного потенциала уравнением [c.405]

Постоянная интегрирования / не позволяет вычислить непосредственно значение константы равновесия. Для вычисления постоянной интегрирования /, а следовательно, и константы равновесия, существует несколько методов. Одним из таких методов расчета Кр является метод, который основан на применении стандартных таблиц термодинамических функций. В качестве стандартных условий принимают давление Р = 1 атм и температуру Т = 298° К. Стандартные таблицы содержат абсолютные значения энтропии Sms для простых веществ и химических соединений. Величины АНш или AGaos Для химических соединений. Эти величины выражают изменения энтальпии и изобарного потенциала при реакции образования данного соединения из простых веществ. Для простых веществ, устойчивых при стандартных условиях, АЯа98 и AGags принимаются равными нулю. [c.252]

Изобарный потенциал 0 = 11—7 5 изохорный потенциал Г = = и—Т8, [ де Н — энталышя (теплосодержание системы) и — внутренняя энергия Т — температура по щкале Кельвина 5 — энтропия , функция вероятности системы (мера хаотичности системы [c.36]

Изучение равновесий проводится с помощью изобарного потенциала О, являющегося, как уже известно, характеристической функцией температуры и давления. Его полный дис еренциал для системы, содержащей одно индивидуальное вещество, выражается так [c.99]

Обе функции можно назвать приведенным изобарным потенциалом вещества, причем Ф — приведенный изобарный потенциал на ос1юве нулевой энтальпии (Яо), а Ф — приведенный изобарный потенциал на основе Нш, т. е. энтальпии при 298,15 К. В гл. VI будет показано, что для газов функцию Ф можно непосредственно рассчитать методами статистической термодинамики, если известны найденные спектроскопически энергетические уровни молекул. Для твердых веществ приведенный изобарный потенциал можно рассчитать, используя третий закон [c.128]

Однако, когда теплоемкость в области низких температур неизвестна, можно вычислить функцию Ф по (V.99), используя энтропии, известные, например, из изучения равновесий, а следовательно, и пользоваться уравнением (V. 101), когда ooтвeт tвyющee соотношение для Ф, т. е. (V.98), непригодно. С другой стороны, если имеются значения приведенного изобарного потенциала, основанного на 0° К, всегда можно рассчитать разность энтальпий Щ и по отношению (V.101) [c.131]

Величина диэлектрической проницаемости рассматривается как переменная функция напряженности электрического поля согласно теориям Дебая — Хюккеля, Онзагера и др. Микулин считает, что сопоставление теоретических термодинамических функций с экснериментальными величинами допустимо лишь для водных растворов таких электролитов, ионы которых не образуют жидких гидратов определенного состава. Б качестве такого электролита Микулин выбрал АгКОд и получил для этой солп в соответствии с развитой им теорией линейную зависимость изобарного потенциала от концентрации (е). Пример, выбранный Микулиным для подтверждения теории, не совсем удачный, так как AgNOз является слабой солью, диссоциация которой подчиняется закону действия мас чем п объясняется линейная зависимость между термодинамическими функциями ж Vс. В дальнейших работах Микулин учитывает влияние гидратации ионов на зависимость термодинамических функций от концентраций. [c.86]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология