Элементы химической термодинамики и кинетики. Письменко В.Т. - 68 стр.

UptoLike

ВУЗ: 

УлГТУ | Ульяновск

Составители: 

Рубрика: 

68
∆F = ∆U – T·∆S, (2.4.7)
А так как изменение изохорно- изотермического потенциала
∆F
есть раз-
ность потенциалов системы в начальном и конечном состоянии
∆F = F
2
– F
1
,
где F
1
и
F
2
– изохорно-изотермический потенциал системы в начальном и
конечном состоянии соответственно, которые отвечают следующим выра-
жениям:
F
1
= U
1
+ T· S
1
F
2
= U + T· S
2.
Таким образом, изменение изохорно-изотермического потенциала будет
складываться из изменения внутренней энергии и энтропии системы:
∆F= F
2
– F
1
= (U
2
- U
1
) - T (S
2
-S
1
),
∆F= ∆U - T· ∆S.
Критерием самопроизвольной реакции при протекании ее в изохорно-
изотермических условиях является
также условие:
отрицательная величина из-
менения изохорно-изотермического
потенциала
∆F < 0
,
как и
∆G < 0
для изобарно- изотер-
мических условий.
Численно
∆G
и
∆F
отличают-
ся друг от друга на работу расши-
рения системы
Р∆V
. В справочни-
ках обычно приводятся только из-
менения изобарного потенциала
∆G
(как и
∆H
). Но из значений
∆G
и
∆H
легко получить и все остальные, используя ранее выведенные соотноше-
ния:
∆Н = ∆ U + P∆V
,
∆G = ∆ H – T∆S,
∆F = ∆U - T ∆S.
Так, например,
∆G= ∆H - T∆ S = ∆ U+ P∆V – T∆S =
∆ F+ P∆V = ∆ F + ∆n RT
.
Для более удобного запоминания соотношения термодинамических функ-
ций пользуются диаграммой представленной на рисунке 2.4.2.
∆G
P∆V ∆F
T∆S
T∆S
P∆V ∆U
∆Н
Рис.2.4.2. Диаграмма соотношения тер-
модинамических функций

Страницы