Энтропия и химический потенциал

ЭНТРОПИЯ и ХИМИЧЕСКИЙ ПОТЕНЦИАЛ ФОТОННОГО ГАЗА [c.194]

Энтропия и химический потенциал всегда фигурируют в виде комбинаций 8Х , цХ 1я. [c.199]

ЭНТРОПИЯ и ХИМИЧЕСКИЙ ПОТЕНЦИАЛ 259 [c.259]

Энтропия и химический потенциал [c.259]

Вычислить для аргона свободную энергию Гельмгольца, внутреннюю энергию, энтропию и химический потенциал на одну молекулу в приближении идеального газа. Атомный вес аргона равен 39,94. [c.221]

С помощью (3.1) и (3.2) можно получить связанную с поступательным движением часть свободной энергии, внутренней энергии, энтропии и химического потенциала [c.226]

Для идеального газа известна теплоемкость нри постоянном объеме Су = Nf Т) N — число молекул). Найти свободную энергию F, внутреннюю энергию U, энтропию S и химический потенциал fx (см. задачу 12). [c.167]

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]

Сравним этот результат с поведением химического потенциала в окрестности фазовых переходов 1-го и 2-го родов в = в и в = 62 Для фазового перехода 1-го рода характерен конечный скачок энтропии, т.е. з = .А) +..., и химический потенциал ведет себя при )Д0 = 0 - 0) < 0, как [c.122]

Если задана свободная энергия как функция переменных (0, V, а, М), т. е. задана =3 (0, V, а, М), то в этих же переменных будем иметь выражения для энтропии, давления, обобщенных сил А и химического потенциала [c.84]

УСТОЙЧИВОСТЬ ТЕРМОДИНАМИЧЕСКАЯ, устойчивость термодинамич. равновесия системы относительно малых вариаций её термодинамич. параметров (объёма, давления, темп-ры и др.). В общем случае состояние равновесия характеризуется макс. значением энтропии и минимумом потенциала термодинамического, соответствующего независимым в условиях опыта переменным. Напр., при независимых переменных энтропии 5, объёме V и числе молей N компонентов для термодинамич. равновесия системы необходимо, чтобы была минимальна её внутренняя энергия II. Отсюда 6 7=0 при малых вариациях переменных и постоянстве 8, V, N ж как условие равнове с и я — постоянство темп-ры и давления для всех фаз, а также равенство значений химического потенциала для каждого из компонентов в сосуществующих фазах. Выполнение этих условий не явл. достаточным для У. т. системы. Из требования минимума II вытекает ещё одно условие б />0 — положит, значение второй вариации II. Оно приводит к ряду термодинамич, неравенств, к-рые явл. условиями термодинамич. устойчивости. Напр., одно из них состоит в положит, значении теплоёмкости системы при пост, объёме, а другое — [c.797]

Из последнего выражения видно, что частицы должны самопроизвольно переходить в ту фазу, химический потенциал которой меньше если > Р2> то должно быть АЛ/ > О, чтобы энтропия всей замкнутой системы увеличивалась, и наоборот. А условием термодинамического равновесия двухфазной системы является — помимо равенства температур и давлений — равенство химических потенциалов фаз [c.128]

Чтобы выяснить, при каких условиях жидкая и газообразная фазы могут равновесно сосуществовать, рассмотрим поведение химического потенциала газа Ван-дер-Ваальса . Воспользовавшись найденными в гл.4 выражениями для его внутренней энергии и энтропии, по формуле (6.6) = и - Тз + Ре найдем [c.140]

Критическое состояние — это особое состояние вещества. Если исходить из классификации фазовых переходов, то переход от жидкости к пару (или обратно) в критической точке может рассматриваться как фазовый переход второго рода. Действительно, в критической точке обе фазы идентичны, т. е. имеют равные значения объема и энтропии, а так как ц и з представляют собой частные производные от химического потенциала ф по давлению и температуре, то, следовательно, первые производные химического потенциала в критической точке непрерывны что касается вторых производных химического потенциала, то они обращаются в критической точке [c.242]

Термодинамические свойства, характеризующие состояние системы, подразделяются на две различные группы. Одна группа — экстенсивные свойства системы (например, объем, внутренняя энергия, энтальпия, энергия Гельмгольца, энергия Гиббса, энтропия, теплоемкость и т. д.), значения которых зависят от общего количества вещества в системе. Другая группа переменных — интенсивные свойства (например, температура, давление, мольная доля, химический потенциал), значения которых имеют определенную величину в каждой точке системы и, следовательно, не зависят от общего количества вещества. Интенсивные переменные могут иметь одно и то же значение во всей системе или изменяться от точки к точке. [c.12]

Рассмотрим предельные значения химического потенциала и парциальной энтропии. Примем, что растворенное вещество находится в равновесии с паром, к которому применимы законы идеальных газов. Тогда для химического потенциала растворенного вещества получаем [c.60]

Первые три случая (3.18) — (3.20), как уже указывалось имеют место для таких величин, как парциальный мольный объем, энергия, энтальпия и т. д. Четвертый случай (3.21) характерен для химического потенциала и парциальной мольной энтропии. [c.68]

По определению Ф = фО химический потенциал представляет собой удельную энергию Гиббса. С другой стороны, заменив в этом равенстве ф на i — Ts и учитывая, что при постоянных р, Т энтальпия / и энтропия S, являющиеся в рассматриваемом случае двухпараметрической системы функциями р, Т, постоянны, находим [c.125]

Обратим внимание на то, что изобарный потенциал О — экстенсивная величина, поскольку таковыми являются величины Н и 5. Это значит, в частности, что так же, как имеются удельные параметры к, кДж/кг, и 5, кДж/(кг-К), существует и удельный изобарный потенциал, который называют химическим потенциалом и обозначают р, кДж/кг. В рассматриваемой двухфазной системе каждая фаза характеризуется своими удельными параметрами кипящая жидкость массой т имеет параметры к, з, р и др. сухой насыщенный пар массой т" имеет параметры к", в", р" и др. Энтропия и энтальпия системы определяются формулами [c.115]

Для вычисления химического потенциала необходимо знать энтальпию, температуру и энтропию. По таблице параметров пара и воды в состоянии насыщения (по давлениям) для указанного значения давления имеем Гн= 194,13-1-273,15 = 467,28 К Л = [c.129]

При расчете процесса II (рис. 10.7,6) энтальпия влажного пара в начале процесса определяется по (1.5), а энтропия— из определения химического потенциала (10.19). Вторая часть программы — расчет Лг по рг и isg такая же, что и на рис. 10.7,а. Расчет процесса III (рис. 10.7,в) включает первую часть — вычисление энтальпии и энтропии перегретого пара h, Si) вторая часть вычисления Лг не отличается от программ, изображенных на рис. 10.7,аиб. [c.254]

Если N ЛАшах. то, обозначая увеличение парциального термодинамического потенциала дислокаций за вычетом конфигурационной энтропии через AG (эта величина характеризует увеличение свободной энтальпии твердого тела, вызванное локальными изменениями в атомной и электронной структурах), найдем для химического потенциала дислокаций [c.47]

Гл. 6 посвящена вычислению средней теплоты реакции и среднего сродства. В гл. 7 приводится детальный вывод полного дифференциала сродства для случая закрытых систем. Эти результаты используются в гл. 8 и 9 для изучения превращений при постоянном сродстве и для случая состояния устойчивого равновесия. Гл. 10 посвящена рассмотрению виртуальных сдвигов равновесия в гетерогенных -системах и правилу фаз. Идеальные газы подробно изучаются в гл. 11. В ней детально изложены расчеты термодинамических потенциалов, сродства и химических потенциалов, компонентов для смеси идеальных газов [уравнения (4.28) — (Н.Э )]. Показано, что для такой системы переменные 7 и 5 (температура и энтропия) или переменные р V (давление и объем) не определяют полностью значение термодинамического потенциала. [c.15]

Согласно (19), энтропия может изменяться двумя путями 1) изменение энтропии за счет внешнего притока тепла и вещества, что выражается первым членом правой части уравнения, который содержит тепловой и диффузионный потоки, описываемые уравнением (20) 2) изменение энтропии за счет внутреннего прироста ст. Этот прирост энтропии, который определен вторым членом в правой части уравнения (19), является положительным (или нулевым). Согласно второму закону термодинамики, он (прирост) является мерой необратимости процессов, имеющих место внутри системы. (В частности, он не наблюдается при термодинамическом равновесии). Как видно из выражения (21), прирост энтропии складывается из пяти компонент, из которых первая возникает от теплообмена, вторая — от диффузии вещества и три других —от вязкого потока. Каждый член является произведением потока (потока тепла, диффузионного потока J., компонентов тензора давления вязкости) и так называемой термодинамической силы" (градиент температуры, градиент химического потенциала, градиент скорости). Здесь можно положить, что первые два потока и термодинамические силы являются векторами (полярными), третий член содержит скаляры, четвертый—симметричные тензоры с нулевым следом и пятый-—аксиальные векторы. Далее увидим, что (см. 6) последние три члена из (21) связаны с объемной вязкостью,, вязкостью сдвига и вязкостью вращения соответственно. [c.9]

Уравнение (3.21) описывает парциальную мольную энтропию и химический потенциал как идеальных (см. (3.74)), так и неидеальных растворов. Различие заключается лищь в той скорости, с которой кривые и х2), 5 (л 2) (i=l, 2) приближаются к предельному наклону, соответствующему этому случаю. [c.70]

Изотермы упорядоченной и однородной фаз различаются на 10%. Поэтому переход между ними возможен. Для того чтобы провести линию сосуществования двух фаз, необходимо использовать термодинамическое рассмотрение. При сосуществовании двух фаз их химические потенциалы должны быть равны, а так--же должны быть равны давления. Для однородной фазы известно абсолютное значение энтропии, а значит, и химического потенциала, а также выражение для давления с. высокой точностью 1%. Для периодической же структуры энтропия определяется путем интегрирования с. точностью до аддитивной постоянной. Для ее определения рассматривается система, в которой не может происходить фазовый переход. Предполагается, что центр частицы не может выходить за пределы элементарной ячейки объемом п=1//Л при всех плотностях. При этом частицы при достаточно больщих V будут сталкиваться как с соседними частицами, так и со стенками ячейки. При больших плотностях частица в основном будет сталкиваться с соседними частицами, а при малых — в основном со стенками ячейки. Наличие стенок будет препятствовать разрушению упорядоченной структуры при малых плотностях. Для малых плотностей можно точно рассчитать термодинамические свойства искусственной ячеечной системы, а также однородной системы. При высоких плотностях введение ячеек не играет роли, так как оно не дает дополнительного вклада в коллективную энтропию. В настоящее время считается неправомерной существовавшая ранее точка зрения, чго коллективная энтропия появляется при плавлении. Экстраполяция упорядоченной структуры через область метастабильности в область малой плотности позволила определить абсолютное зна- чение энтропии во всем диапазоне плотностей. [c.201]

Характеристическими или термодинамическими функциями называют такие функции состояния системы, при помощи которых можно наиболее просто определить термодинамические свойства системы, а также находить условия равновесия в ней. К этим функциям принадлежат внутренняя энергия и, энтальпия /, энтропия 5, изо-хорный потенциал Р и изобарный потенциал I. Наиболее удобными для характеристики химических процессов являются последние две функции. Убыль этих функций в обратимых изохорно-изотермических и изобарно-изотермических реакциях позволяет определить максимальную работу этих реакций, являющуюся мерой химического сродства. [c.300]

Термодинамический смысл величины ,г, прост энергия Фермн представляет собой химический потенциал газа свободных валентных электронов, отнесенный к одной частице. Для того чтобы убедиться в этом, рассмотрим случай, когда 7 = 0. Химический потенциал ф , по определению равен сумме + (pv), — Ts,. Для газа свободных частиц pv = (2/3) и. При Т = О энтропия s, равна нулю, а согласно предыдущему, и, = (3/5) ф. Поэтому Ф,, = (3/5) Еф + (2/3) (3/5) Е1ь = Е , . Для металлов Еф равна нескольким электронвольтам. [c.455]

Системы с переменной дтассой рассматриваются в химической термодинамике. Особенность химической термодинамики состоит в применении так называемых парциальных величин, в частности молекулярных, равных частной производной от соответствующей термодинамической функции системы по числу молекул данного компонента. Основными парциальными молекулярными величинами являются молекулярный объем, молекулярная энтропия, молекулярная внутренняя энтропия, молекулярная энтальпия, молекулярные энергии Гельмгольца и Гиббса (т. е. химический потенциал, отнесенный к одной молекуле). [c.468]

Для решения задачи оптимизации трибосистем, реализующих явление избирательного переноса, в [64] предложено использовать аппарат и принципы неравновесной термодинамики. Зону элементарного контакта разбивают на области, внутри которых, согласно Гленодорфу-Пригожину, предполагается существование локального равновесия, т е. отсутствие градиентов термодинамических величин типа химического потенциала и температуры, напряжения сдвига. Записывают уравнение Гиббса в локальной форме для каждой области и, считая, что полная энергия сохраняется, получают суммарный дифференциал энтропии в виде [c.110]

Чтобы установить зависимость полученного химического потенциала дислокаций [1д от их плотности N, представим однородное и изотропное твердое тело с равномерно распределенными дефектами как двух компонентный раствор N дислокаций в числе возможных мест. Это будет модель системы частиц, в роли которых выступают единичные дислокации, размещенные в узлах некой гипотетической решетки (занимающей единичный объем тела), причем число элементов (узлов) этой решетки равно максимально возможному числу дислокаций в единице объема iVmax- Конфигурационная энтропия такого раствора [c.47]

Представляя производство энтропии dSldt (скорость ее возникновения) в виде билинейной формы, справедливой [105] для линейных феноменологических уравнений переноса типа (174), где поток линейно зависит от обобщенной силы, пропорциональной градиенту химического потенциала йц,- у) ду = d i (у)1ду, путем суммирования и перехода к интегралу с учетом условия квазистационарности получаем в целом для всей реакции [c.118]

Массообмен. Термодинамической движущей силой процесса массообмеиа является градиент химического потенциала среды 119] [i = h — Ts, где h и s — молярные энтальпия и энтропия. Энтропия идеального газа определяется по формуле [c.46]

Разность температур приводит к теплообмену наличие разности давлений — к процессу выравнивания давлений (при условии, что контрольная поверхность не является механической изоляцией). Разность химических потенциалов, определяемая неравновесным распределением концентраций является одной из причин массооб-мена. Таким образом, температура, давление, химический потенциал — это потенциалы, разности этих величин являются движущими силами рассматриваемых ниже процессов. В то же время такие физические величины как удельный объем, энтропия и масса не могут служить потенциалами. Неравенство этих величин в различных частях системы не вызывает изменения ее состояния (например, в системе жидкость — пар). Совокупность потенциалов и координат образует параметры состояния системы. [c.11]

Энциклопедия по машиностроению XXL

Оборудование, материаловедение, механика и ...