Изменение свободной энергии в константа равновесия

Рис. 7-22. Принципиальная связь между изменениями свободной энергии и равновесием реакции иллюстрируется здесь на примере гидролиза АТР. Приводимая константа равновесия К выражена в литрах на моль. (Вопрос о свободной энергии иллюстрируется на схеме 2-7, с. 96-97 определение

Закономерности в термодинамической устойчивости. Термодинамическая устойчивость комплексов определяется изменением свободной энергии Гиббса, которая связана уравнением (111.42) с константой равновесия. Для процессов диссоциации комплексной частицы в растворе эта величина называется константой неустойчивости. Например, для процесса [c.273]

Рис. 9-24, Принципиальная связь между изменением свободной энергии и равновесием реакции иллюстрируется здесь на примере гидролиза АТР. Приводимая константа равновесия К выражена в литрах на 1 моль.

Уравнения ( 1.19) и ( 1.24) можно использовать для нахождения термодинамических функций, характеризующих химические реакции, которые протекают в гальваническом элементе. Так, величина э. д. с. дает изменение свободной энергии Гиббса, а ее стандартное значение " связано с константой равновесия химической реакции Кр- [c.110]

Это и есть стандартное изменение свободной энергии в реакции, относящейся к чистым веществам (ц,= р."г, если = 1) при нормальном состоянии К (ж ) —константа равновесия, выраженная в молярных долях. Для идеального газа мы можем связать К (с ) и К (Р1) с К (х ), используя К (х1) и соотношения, вытекающие из законов для идеального газа /> = х Р (Р— общее давление) j= /У = Р1/НТ = х Р/НТ = где V — общий объем К (/),)= К (х ) РД" и К (с ) = К (x ) УД", где Ап — изменение числа молей в реакции. Таким образом, [c.242]

Изотерма реакции определяет собой значение константы равновесия реакции в зависимости от температуры и изменения свободной энергии АР) реагирующих компонентов [c.190]

Изменение свободной энергии газовой реакции зависит от парциальных давлений ее компонентов по уравнению ДС = ДС° + RT nQ. Величина Q представляет собой кажущуюся константу равновесия, определение которой было введено в гл. 4. В частном случае, когда реагирующая химическая система находится в положении равновесия, свободная энергия реакции равна нулю (ДС = 0) и кажущаяся константа равновесия совпадает с истинной константой равновесия, Q = В этом случае стандартная [c.83]

Как с помощью измерения ЭДС гальванического элемента определить изменение свободной энергии и константу равновесия окислительно-восстановительного процесса, протекающего в этом элементе [c.100]

Так как энтальпии образования тетрахлоридов и окислов для циркония и гафния не одинаковы, константы равновесия указанных реакций отличны. Для этих реакций вычислены изменения свободной энергии, константы равновесия (/Ср), равновесное отношение давлений хлора и кислорода (Рси/РоЛ Для различных температур и показана принципиальная возможность разделения элементов [158, 1591. [c.43]

Константа равновесия К любой химической реакции определяется изменением свободной энергии АР при данной абсолютной температуре Т [c.19]

Использование квантовомеханической модели расширило детализированную теорию [см. ур. (XI.8.3) и (XI.8.За)] так,что оказалось возможным рассматривать влияние структурных изменений на внутренние частоты. В уравнении (XI.8.3) V представляет собой средневзвешенную величину внутрен них частот частицы, которая имеет конфигурацию переходного комплекса, а представляет собой константу равновесия между этим переходным состоянием и нормальными молекулами. Величины/ , и 8 являются соответственно стандартным изменением свободной энергии, энтальпии и энтропии при образовании переходного комплекса. В уравнении (XI.8.За) выражение для скорости имеет форму, удобную для статистического расчета. [c.225]

По формуле АР° = — ЛГ 1п К, где — изменение свободной энерг ГИИ. К — константа равновесия реакции. [c.112]

Найти температурную зависимость изменения свободной энергии и константы равновесия следующей реакции [c.192]

Хотя величина с и названа константой, нет ни одной изотермы адсорбции паров, для которой величина с действительно постоянна во всем интервале давлений паров адсорбата от Р = О до Р = Pq, т. е. до насыщенного пара. Однако, для большинства изотерм адсорбции паров имеется участок, где с постоянно. Так, большая часть изотерм типа II подчиняется уравнению (VI. 17) при P/Pq = = 0,05—0,35, т. е. когда 0 изменяется приблизительно от 0,5 до 1,5 [37, 38]. Статистические и термодинамические выводы уравнения БЭТ показывают, что значение с зависит от изменения свободной энергии при переходе пара, находящегося в равновесии с жидкостью, на поверхность адсорбента величина с определяет вид изотермы адсорбции. Если с > 2, то получаются S-образные изотермы II типа если с 2, то — изотермы III типа [38, 44]. Параметр с в первом приближении определяется выражением [45] [c.294]

Величина, находящаяся в уравнении (УП-18) слева,—изменение свободной энергии реакции. Величина в правой части — константа равновесия К. Таким образом, уравнение (УП-18) можно преобразовать к виду [c.366]

Константа равновесия любой химической реакции может быть вычислена по стандартному изменению свободной энергии в этой реакции, ЛС° [c.95]

Можно распространить представление об активности, а следовательно, об изменениях свободной энергии и о константах равновесия на твердые и жидкие вещества, а также на компоненты растворов, если определить активность любого вещества как отношение концентрации этого вещества к его концентрации при условном стандартном состоянии. При вычислениях констант равновесия такое стандартное состояние, очевидно, должно совпадать со стандартным состоянием, для которого табулированы термодинамические данные, если мы хотим вычислять из этих данных. В табл. 17-1 указаны стандартные состояния, используемые для вычисления значений свободной энергии, которые приведены в приложении 3. [c.97]

Зная, что изменение- свободной энергии для рассматриваемой реакции равно + 33,28 кДж, можно воспользоваться уравнением (17-4), чтобы найти численное значение константы равновесия [c.104]

В табл. 17-4 приведены значения стандартной свободной энергии для реакции диссоциации SO3 при различных температурах, вычисленные по экспериментальным данным о константе диссоциации. По мере повышения температуры стандартное изменение свободной энергии для рассматриваемой реакции становится все более отрицательным, а константа равновесия возрастает, и для установления равновесия реакция должна все более смешаться вправо. Приведенные в этой таблице данные позволяют определить теплоту и энтропию реакции. Для того чтобы понять, как это делается, разделим левую и правую части уравнения (17-13) на Т, при этом получится соотношение AG°/T = АН°/Т — AS°, называемое уравнением Гиббса-Гельмгольца. Если воспользоваться этим уравнением и построить график зависимости величины AG°/T от 1/7 то тангенс угла наклона графика к оси абсцисс в каждой точке графика дает значение АН° при соответствуюшей температуре. [c.110]

Изменение свободной энергии, АО, для реакции связано с соотношением концентраций продуктов и реагентов, называемым кажущейся константой равновесия, Q, выражением [c.112]

Из уравнения (111.12) видно, что между стандартным изменением свободной энергии и константой равновесия существует непосредственная связь. Ввиду этого целесообразно составление таблиц величин ДС° для реакций образования веществ из элементов. Такие таблицы, как и таблицы тепловых эффектов, позволяют из относительно небольшого числа данных находить величины А0° и, следовательно, константы равновесия для многочисленных реакций. [c.54]

Это важное соотношение связывает константу равновесия реакции со стандартным изменением свободной энергии для данной реакции. Константа равновесия, совпадает с кажущейся константой равновесия, относя- [c.113]

Температура, °С Изменение свободной энергии, кДж/моль Константа равновесия Равновесная степень превращения этилового спирта, % [c.62]

Константу равновесия Кр обычно рассчитывают из уравнения, связывающего ее с изменением свободной энергии системы (Afp, т) [c.11]

Практическая ценность понятия свободной энергии состоит в том, что с его помощью можно заранее находить условия равновесия. Изменение свободной энергии ДО можно рассчитать либо по уравнению (1), предварительно определив константу равновесия, либо, что делают гораздо чаще, по уравнению (2), пользуясь при этом термохимическими данными. [c.15]

Всеми этими термодинамическими уравнениями очень удобно пользоваться при рассмотрении взаимосвязей, существующих между углеводородами если известны величины свободных энергий отдельных углеводородов, то изменение свободной энергии при переходе от одного углеводорода к другому получается сразу простым алгебраическим суммированием уравнений свободных энергий образования этих углеводородов. Зная изменение свободной энергии и подставляя эту величину в уравнение (1), получаем значение константы равновесия. [c.16]

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]

Влияние температуры на /Ср может быть выведено следующим образом. Из термодинамики известно, что изменение свободной энергии А/ системы является мерой величины константы равновесия [c.43]

Вычислять изменение свободной энергии АС при нестандартных условиях по заданным значениям АС", температуры и данным, необходимым для вычисления кажущейся константы равновесия. [c.193]

В гл. 18 было показано, что стандартное изменение свободной энергии АС° связано с константой равновесия К уравнением (19.23) [c.214]

В существующих таблицах приведены стандартные изменения свободных энергий при температуре 25° С. При этом для всех элементов в стандартном состоянии величины Д(5° приняты равными нулю. Такое условие вызвано тем, что для определения константы равновесия Кр существенно лишь изменение свободной энергии, и поэтому выбор начала отсчета не имеет значения. [c.54]

Константа равновесия или изменение свободной энергии при одной температуре в рассматриваемом интервале. [c.66]

Таким образом, если для той или иной реакции неизвестна температурная зависимость изменения свободной энергии реагирующих комнонентов, то вычисление константы равновесия по уравнению изотермы сводится к подсчету Кр по уравнению изобары и изохоры, на чем мы уже останавливались выше. [c.191]

В третьей и четвертой колонках табл. УП-З приводятся константы равновесия и изменения свободной энергии, которые рассчитаны по результатам эксперимента. На рис. УПчЗ приведена графическая зависимость между АР° и Т. [c.379]

Истинное изменение свободной энергии в реакщш образования аммиака складывается из стандартного изменения свободной энергии (для которого б = 1и1пС = 0)и члена, включающего кажущуюся константу равновесия и учитывающего реальные условия эксперимента. Подстановка в уравнение (16-20) имеюощхся численных значений дает [c.79]

Стандартное изменение свободной энергии зависит от температуры. Во всех проводившихся нами расчетах свободной энергии предполагалось, что температура равна 298 К, хотя иногда вместо ДСгдв мы писали просто АС°. Однако свободная энергия реакции газов, все компоненты которой имеют, например, парциальные давления 1 атм, различна при 1000 и 298 К. Следовательно, константа равновесия также должна изменяться в зависимости от температуры. Ниже будут рассмотрены примеры такой зависимости. [c.96]

Вычислите стандартное изменение свободной энергии AG° для этой реакции при 225°С. Воспользовавшись данными приложения 3, вычислите стандартное изменение свободрой энергии и константу равновесия при 25°С. Чем объясняется различие между найденными вами значениями при 25 и 225°С [c.117]

Температура, С Изменение свободной энергии, кДж/моль Тепловой эффект реакции, кДж/моль Константа равновесия Равыовесвая степень превращения, % [c.63]

Изменение свободной энергии при нестационарных условиях связано со стандартным изменением свободной энергии соотношением ДС = АС° + 2,303RTlgQ. В состоянии равновесия (АС = 0, Q = К) из этого соотношения следует, что АС = = - 2,303RTlgK. Таким образом, стандартное изменение свободной энергии связано с константой равновесия. Это позволяет связать положение химического равновесия со значениями функций АН" и TAS°, из которых слагается ДС". [c.193]

Напомним, что для (г) и Оц (г) соответствующие величины ДОзэз равны нулю. В этом случае изменение свободной энергии равно большой отрицательной величине, откуда следует, что константа равновесия должна быть очень велика. Действительно, используя уравнение (111.12), найдем [c.54]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология