ВУЗ:
Составители:
Рубрика:
97
Если в качестве стандартной концентрации принять концентрацию, рав-
ную 1 моль/л (
С
о
=1 моль/л), то выражение превращается в формулу:
G = G
0
+ nRT ln
С
. (1.68)
Приведенные соотношения, заметим, можно использовать только при
низких концентрациях и давлениях (
идеальные условия
). Для реальных усло-
вий в случае растворов нужно использовать активную концентрацию (а)
а = γ
·
C
и летучесть f для реальных газов при высоких давлениях и критических
температурах
f = γ р.
В выражении:
∆G = ∆H
–
T ∆S
,
свободная энергия системы представляет движущую силу процесса, которая
зависит лишь от ее значения (
потенциала
) системы в начальном
G
1
и конечном
состоянии
G
2
, т. к.
∆G = G
2
–
G
1
,
где
G
1
– потенциал свободной энергии системы в начальном состоянии,
равный
G
1
= Н
1
–
Т S
1
;
G
2
– потенциал свободной энергии системы в конечном состоянии, равный
G
2
= H
2
–
T S
2
.
Таким образом, изменение свободной энергии в процессе представляет
собой изменение и энтальпии
∆H
, и энтропийного фактора
Т∆S
:
∆G = G
2
–
G
1
= (H
2
–
H
1
)
–
T (S
2
–
S
1
)
.
Для реакций, протекающих при постоянном давлении,
G
называют изо-
барным потенциалом, свободной энергией, или свободной энтальпией, или
энергией Гиббса в честь американского ученого Дж. У. Гиббса.
Величина изменения энергии Гиббса
∆G
,
как и изменение энтальпии
∆H
,
и изменение энтропии
∆S
, не зависит от пути процесса, а определяется лишь
начальным и конечным состоянием реагирующей системы. Соответственно,
и изменение изобарно-изотермического потенциала можно рассчитывать в
общем виде по закону Гесса:
Страницы
- « первая
- ‹ предыдущая
- …
- 95
- 96
- 97
- 98
- 99
- …
- следующая ›
- последняя »
