Химические реакции изменение энтропии

Для закрытых систем, в которых не происходит химических реакций, изменение энтропии может быть представлено в виде [c.141]

Если изменение числа молей Мк обусловлено только химической реакцией, то энтропию можно представить в виде функции от II, V и (пример 4.1). Далее можно показать, что [c.124]

Следует отметить, что в тех случаях, когда масса каждого из участвующих в процессе веществ не изменяется (например, при термодинамическом анализе различных циклов), интерес представляет изменение энтропии, а не абсолютная величина ее, благодаря чему численное значение постоянной 5о при этом оказывается несущественным. Поэтому часто значение выбирают произвольным образом исходя из соображений практического удобства. В частности, значение энтропии жидкой воды, имеющей температуру тройной точки и находящейся под давлением насыщенных паров, принимают обычно равным нулю для газов в идеальном состоянии отсчет энтропии производят от 0° С или 0° К. Наоборот, для расчета процессов, сопровождающихся изменением массы исходных веществ и образованием из них новых, характеризующихся вообще другим абсолютным значением энтропии (например, в случае химических реакций), необходимо точно знать величину 5о. [c.71]

Для того чтобы тело производило работу, его состояние должно изменяться. Однако процесс изменения состояния однородного тела, находящегося во внешней среде с постоянными р и Т, может происходить только в том случае, если его давление и температура не равны р, Т, т. е. если тело не находится в равновесии с окружающей средой. (В более сложных системах с химическими реакциями или фазовыми превращениями состояние системы может изменяться и при неизменных р и Т, равных р и Т. ) Таким образом, в общем случае следует исходить из того, что равновесия между телом и окружающей средой может и не быть, т. е. температура и давление тела не равны температуре и давлению среды Т Т, р ф р, г энтальпия и энтропия тела в начальном и конечном состояниях имеют вполне определенные значения. [c.81]

Это означает, что, когда в системе протекает необратимый процесс, в ней и без внешнего энергообмена как бы действуют внутренние источники теплоты d , которые порождают энтропию. Природа этих источников—химические реакции и фазовые превращения. Пока они идут, происходит изменение параметров состояния. А по мере приближения к состоянию равновесия эти источники иссякают и перестают увеличивать энтропию, которая и этому моменту принимает максимальное значение. [c.161]

Потери эксергии в реакторе от протекания в нем химической реакции D p можно подсчитать, исходя из формулы (1.207). Рассмотрим экзотермическую реакцию, протекающую при постоянных температуре и давлении. Теплота реакции передается какому-либо телу, которое находится при той же температуре. Тогда изменение энтропии в химическом реакторе составит [c.313]

Следовательно, энтропия, созданная в химической реакции, происходящей при постоянных температуре и давлении, равна изменению изобарно-изотермического потенциала, деленному на температуру, при которой происходит реакция, а эксергетическая потеря этого процесса — произведению энтропии на температуру окружающей среды. [c.313]

Стандартная молярная энтропия Изменение молярной энтропии Константа равновесия химической реакции Степень диссоциации Коэффициент активности Осмотический коэффициент Активность воды Функция кислотности Поверхностное натяжение Динамическая вязкость (внутренее трение) Коэффициент диффузии [c.11]

Два закона термодинамики означают существование двух функций состояния рассматриваемой системы ее внутренней энергии и энтропии. Исходя из свойств некомпенсированной теплоты, я в 1922 г. установил существование еще одной функции состояния, связанной с физикохимическими изменениями, а именно сродства А. Чтобы получить этот результат, я ввожу понятие координаты химической реакции проходящей в закрытой системе, а также необходимые и достаточные условия, чтобы функция А оставалась постоянной, если меняется тип превращения. Этот метод дает возможность непосредственно использовать классические теоремы термодинамики для необратимых реакций в системе и выявляет роль, которую играет скорость реакции d ldt. [c.14]

В учебниках классической термодинамики показывается, что иногда в уравнении (3.45) можно пренебречь членом, содержащим изменение энтропии в зависимости от степени полноты реакции. В таких случаях прирост энтропии, обусловленный химической реакцией, будет просто пропорционален тепловому эффекту реакции [см. уравнение (2.8)] [c.44]

Единицы измерения удельной энтропии — Дж/(кг-К), кДж/(кг-К), ккал/(кг-К) и т. д. Таким образом, размерность энтропии совпадает с размерностью теплоемкости. Нуль отсчета энтропии для чистого вещества и для смеси веществ, не вступающих между собой в химическую реакцию, может быть выбран произвольно, подобно тому как произвольно выбирается нуль отсчета внутренней энергии при рассмотрении различных термодинамических процессов нас будет интересовать изменение энтропии в этих процессах, т. е. разность энтропий в точках начала и конца процесса, которая, естественно, никак не зависит от выбора начала отсчета энтропии. [c.80]

Наличие релаксационных процессов в системе дает возрастание членов энтропии, подобно возрастанию при химических реакциях. Если релаксационные явления имеют место, это значит, что некоторое внутреннее переменное состояние" необходимо для описания системы. Тогда энтропия s зависит не только от ы, у и, но и от внутренней переменной (Обобщение для нескольких внутренних переменных, т. е. для нескольких релаксационных изменений, также просто). Закон энтропии Гиббса (18) в этом случае будет [c.10]

Следовательно, для поддержания текущего равновесия необходима отдача энтропии окружающей среде или, как говорят, система поглощает отрицательную энтропию (негэнтропию) из окружающей среды. Этот приток негэнтропии должен компенсировать производство энтропии в системе. Если в материале происходят изменения за счет протекания химических реакций, они должны быть компенсированы притоком вещества из окружающей среды. Наличие результирующего потока энергии в систему несовместимо с поддержанием текущего равновесия. [c.20]

Для определения характеристик процесса применяют термодинамические функции энтропию S, изменение которой наиболее просто характеризует процессы в изолированных -системах термодинамический потенциал G, позволяющий получить характеристики процессов при различных условиях их проведения энтальпию Н и тепловой эффект АН. Наибольшее практическое значение имеет функция G = H—TS. Для химической реакции эта зависимость записывается AG=AH—TAS, где АН — изобарный тепловой эффект реакции Д5 — изменение энтропии. [c.100]

Известна важная роль текущего равновесия в природе [20]. Для поддержания устойчивого стационарного состояния должен происходить приток отрицательной энергии (негэнтропии) в объеме системы, компенсирующей производство энтропии в ней, а также приток вещества, компенсирующий изменения, вызванные химическими реакциями. [c.14]

Способы определения величин АЯг, т. е. изменения энтальпии в химических реакциях при стандартных условиях, подробно изложены в первом и втором разделах книги. Для определения А8°т — изменения энтропии в реакции — достаточно знать абсолютные энтропии всех участвующих в ней веществ в стандартных состояниях. [c.240]

Изменение изобарно-изотермического потенциала в химической реакции АСту как отмечено выше, часто находят по уравнению (70), основываясь на величинах АНт и А5т-. Если изменение энтропии в реакции А5г найдено на основе измерений истинной теп- [c.244]

В гл. 4 излагаются следующие темы условия равновесия сложных систем химическая энергия условия равновесия химических систем измененный вывод условий равновесия химических систем полная теплота реакции работа изотер.мической химической реакции уравнения Гельмгольца и Ле-Шателье энтропия и термодинамический потенциал кг смеси газов максимальная работа и уравиение равновесия при диссоциации газов вычисление максимальной работы по Вант-Гоффу распадение двойных молекул на одиночные при- [c.198]

В общем случае энтропия и концентрации компонентов химически активной смеси не являются лагранжевыми инвариантами (т.е. SО, Z Ф 0) турбулентного переноса, так как движения вихрей могут сопровождаться различными тепловыми эффектами (например, локальным тепловыделением за счет химических реакций, или турбулентным мелкомасштабным нагревом за счет вязкой диссипации) и/или изменениями химического состава. Если же сделать предположение, что параметры S и Z являются консервативными характеристиками среды, т.е. если допустить, что турбулентное движение лагранжевой вихревой частицы смеси от уровня г(хj,t), где произошел ее отрыв от общего [c.153]

Если в замкнутой системе можно ввести понятия единых температуры и давления (например, в соответствии с 1.2, при химических реакциях в газах), то изменение энтропии в ней подчиняется неравенству [c.21]

Неравновесные химические реакции приводят к изменению суммарной энтропии смеси. [c.43]

Из уравнения (8.76) видно, что химические реакции добавляют к изменению энтропии величину [c.325]

N — численная функция от изменения энтропии системы при протеканий химической реакции или фазового превращения (ЛГ= fO,21858 ДS ) [c.14]

В. А. Киреевым введено понятие об однотипных реакциях [36]. Однотипными названы реакции, в которых компоненту одной химической реакции соответствует однотипный с ним по структуре молекул компонент другой реакции, находящийся в том же агрегатном состоянии. Путем сопоставления ряда однотипных реакций удалось показать, что эти реакции имеют почти одно и то же значение изменения энтропии. [c.46]

Предложенный автором точный метод расчета в той форме, в какой он был предложен первоначально [40], мало доступен для термодинамических расчетов металлургических реакций, в которых необходим учет полиморфных, а также агрегатных превращений участников реакции, учет их растворимости в железе, а также учет взаимодействия катионов и анионов в ионных уравнениях химических реакций. Учету этих явлений препятствовал при этом не сам по себе метод, а отсутствие во вспомогательной таблице функций от изменения энтальпии, энтропии и теплоемкостей для всех этих превращений. [c.55]

Изменение энтропии в химической реакции определяется в виде разности суммы энтропий конечных продуктов реакции и суммы энтропий исходных веществ. Так, для реакции самого общего вида (671) изменение энтропии в реакции определится по формуле [c.400]

Энтропия. Характер изменения энтропии системы приводит к делению процессов, протекающих в ней, на два вида — необратимые и обратимые. Для необратимых процессов характерно самопроизвольное одностороннее течение в направлении достижения равновесия. Примерами таких процессов могут быть переход тепла от нагретого тела к холодному, химические реакции типа взрывных, [c.168]

Внутренняя энергия газа, а вместе с нею и теплоемкость при постоянном объеме в общем случае складываются из ряда компонент, соответствующих различным степеням свободы газа поступательному движению, вращениям и колебаниям молекул, электронному возбуждению атомов и молекул, а также из компонент, соответствующих диссоциации молекул, протеканию химических реакций, ионизации. В дальнейшем для краткости мы будем эти последние факторы также включать в общее понятие степеней свободы . Как и энергия, по степеням свободы суммируются все остальные термодинамические потенциалы, а также энтропия. Различные степени свободы, за исключением поступательного движения частиц, включаются в термодинамические функции лишь начиная с более или менее определенных значений температур. Для степеней свободы, связанных с изменением числа частиц (диссоциации, химических реакций, ионизации) эти температуры зависят от плотности газа. [c.153]

Изменение энтальпии в химической реакции обычно нетрудно измерить при помощи калориметра. Однако для измерения изменений энтропии не существует столь простых способов. Тем не менее, с помощью различных способов измерений можно определить абсолютную энтропию большого числа веществ при любой температуре. При получении значений энтропии исходят из того, что энтропия всякого чистого кристалла при температуре абсолютного нуля равна нулю. В табл. 13.1 приведены значения абсолютной энтропии (обычно обозначаемой как 5 ) многих веществ [c.305]

Изменение энтропии в химической реакции определяется разностью между суммарной энтропией всех продуктов и суммарной энтропией всех реагентов. Например, в реакции общего типа [c.305]

Таким образом, чтобы определить изменение энтропии в химической реакции, следует просуммировать абсолютные энтропии всех продуктов, [c.305]

Изменение свободной энергии tnW можно разделить на ЛЯ + TAS, где ЛЯ —теплота, а AS —энтропия. Такой прием широко применяется теми, кто интересуется кинетикой химических реакций в растворе или в газовой фазе. Старый метод Аррениуса, заключающийся в определении скорости реакции через где А зависит от числа столкновений [c.786]

В заключение раздела мы хотим сделать одно историческое замечание. В следуюш,ей главе мы введем величину, которую Гиббс назвал свободной энергией. Свободную энергию Гиббса одного моля вещества X можью интерпретировать как химический потенциал вещества X. Превраш,ение вещества X в вещество Z вызывает уменьшение свободной энергии Гиббса вещества X и увеличение свободной энергии Гиббса вещества Z. Таким образом, химическое сродство реакции X -f Y —> 2Z, определяемое как величина А = (fix + fiy -2fj.z), может быть интерпретировано как отрицательное изменение свободной энергии Гиббса, когда 1 моль вещества X и 1 моль вещества Y реагируют с образованием 2 молей вещества Z. Это изменение свободной энергин Гиббса, называемое свободной энергии Гиббса реакции , равно взятому со знаком минус сродству А, но между этими двумя понятиями существует фундаментальное концептуальное различие химическое сродство есть понятие, которое связывает необратимые химические реакции с энтропией, в то время как свободная энергия Гиббса используется главным образом в связи с равновесными состояниями и обратимыми процессами. Однако во многих учебниках термодинамики свободная энергия Гиббса используется вместо химического сродства и даже не упоминается о связи между энтропией и скоростями ре-акцийЧ В известной книге Исторические основы химии Лестера [1, р. 206] говорится о таком неправильном истолковании этих понятий в учебнике по тер.модинамике Гильберта Ньютона Льюиса (1875-1946) и Мерля Рэндалла (1888-1950) [8] [c.120]

Рис. 9.2. Рацемизация энантиомеров как пример химической реакции. Производство энтропии и изменение сродства А со временем представлены на а и б. Зависимость сродства А и энергия Гиббса С от представлены на в и г.

Соотношения (2.9) — (2.11) называются уравнениями состояния упругого тела. Равенства (2.9) связывают компоненты напряжений с аргументами функций и или Р. Равенства (2.10) служат для вычисления температуры Т (при использовании Щ или энтропии 5 (при использовании Р). Соотношения (2.11) определяют законы изменения параметров Ха эти соотношения аналогичны известным уравнениям Гульдберга — Вааге для описания обратимых химических реакций. В дальнейшем мы рассмотрим наиболее часто встречающийся случай, когда Хз постоянны, и не будем обращаться к уравнениям (2.11). [c.315]

Второй закон термодинамики и энтролия позволили лучше оценить энергетические возможности систем. Еще Гиббс и Гельмгольц доказали, что в данной среде, например в земиой атмосфере, можно использовать только часть полной энергии системы At/, например химического топлива. Эта часть была названа свободной энергией — AF. Другая же часть энергии топлива -- связанная , равная произведению температуры окружающей среды То на изменение энтропии в обратимых процессах (например, в результате изменения числа молей газообразных веществ, участвующих в реакции)—Д5о, то есть — Qq—To Sq, — переходит в тепло и рассеивается в окружающей среде. Таким образом, максимальная работа, которую способна совершить система, не может превысить величины 1 тах=At/—7 оА5о=Д/ . Поскольку же в реальных процессах всегда имеют место потери вследствие необратимости — ToAS , то действительная работа всегда меньше максимальной —ГоСА о-Ь [c.160]

Таким образом, в динамике реальных газов практически не приходится иметь дело с безвихревыми, или потенциальными течениями, так как даже в изоэнергетическом потоке (Я= onst), однородном далеко впереди тела, вихрь будет возникать благодаря химическим реакциям или при больших числах Маха за счет неравномерного изменения энтропии в криволинейном скачке уплотнения, возникающем перед телом (см. гл. 2). [c.78]

Формула (3.10) для скорости производства энтропии uJs имеет вид суммы произведений некоторых выражений двух типов. К первому типу относятся потоки тепла q и диффузии Jj, тензор вязких напряжений а и скорости химических реакций uoj. Назовем их термодинамическими потоками (в обобщенном смысле). Члены второго типа grad Т, grad dw/дт Aj назовем термодинамическими силами . Последние имеют вид изменений термодинамических и динамических переменных. Естественно предположить, что эти изменения и порождают термодинамическую неравновесность, заключающуюся в появлении термодинамических потоков и, как следствие, в производстве энтропии жидкой (газообразной) частицы. [c.25]

Скорость любой химической реакции, зависящая от энергии активации и температуры, согласно известному уравнению Аррениуса, связана также с изменением энтальпии и энтропии исходных молекул при переходе их в состояние активного комплекса. Показана связь [34] между химическим и электрохимическим потенциалами системы и механическим воздействием на нее — локальным давлением. Последнее приводит к возрастанию химического и электрохимического потенциала вещества и значительному росту меха-но-химической активности из-за локализации механо-химических эффектов в зоне фактического контакта трущихся поверхностей. Локальные давления в огромной степени (в не меньшей, чем температура) влияют на поверхностные химические и электрохимические реакции и хемосорбцию. [c.108]

Энциклопедия по машиностроению XXL

Оборудование, материаловедение, механика и ...