Constanta de echilibru

Acesta se înțelege o stare termodinamic echilibru termodinamic a sistemului, care în condiții ambiante constante nu se modifică în timp, iar acest lucru nu se datorează imutabilitate un proces extern.

Condiția echilibrului termodinamic într-un sistem închis este valoarea minimă a potențialului termodinamic corespunzător:

Izobară-izotermă (P = const, T = const):

= 0 AG, dG = 0, d 2 G> 0;

Izocoră-izotermă (V = const, T = const):

ΔF = 0, dF = 0, d 2 F> 0.

Doctrina echilibrului sostoyaniyah- una dintre secțiunile termodinamicii.

O caracteristică cantitativă a echilibrului chimic este de echilibru K constantă, care poate fi exprimată prin concentrația de echilibru, sau reactanți parțiale P presiune C. Pentru unele reacții:

constanta de echilibru corespunzătoare poate fi exprimată după cum urmează:

Constanta de echilibru este o valoare caracteristică pentru fiecare reacție chimică reversibilă; valoarea constanta de echilibru depinde numai de natura reactanților și a temperaturii.

Mai mult, constanta de echilibru este raportul dintre constantele ratei de înainte și reacții inverse. Prin urmare, sensul fizic al constanta de echilibru: acesta indică de câte ori rata de forward vitezei de reacție mai mare reacția reversibilă la o temperatură dată și concentrațiile reactanților egal cu 1 mol / l.

Constanta de echilibru și schimbarea energiei Gibbs.

Pentru reacția în condițiile izobare-izotermă, într-o stare de non-echilibru al sursei de energie Gibbs sau potențialele chimice ale reactanților și produșilor de reacție nu sunt în general aceleași, diferența lor (ΔGT) poate fi calculată prin ecuația:

unde - raportul dintre presiunea parțială a reactanților în starea inițială într-un grad egal cu coeficienții stoechiometrici; R - constanta universală a gazelor.

Această ecuație se numește reacție chimică ecuația izotermă. Acesta vă permite să se calculeze schimbarea energiei Gibbs în timpul procesului de curgere și de a determina direcția reacției:

când - reacția are loc în direcția înainte, de la stânga la dreapta;

când - reacția a atins echilibrul;

când - reacția se produce în direcția opusă.

echilibru constant standard este legat de energia standard, Gibbs a ecuației reacției:

Energia standard, Gibbs de reacție în amestecul de gaz - energia Gibbs de reacție la presiuni parțiale standard ale tuturor componentelor egale cu 0.1013 MPa (1 atm).

Energia standard, Gibbs de reacție în soluție - în standardul starea de energie Gibbs a soluției, pentru care ia o soluție ipotetică cu proprietăți soluție foarte diluată, dar concentrația tuturor reactivilor egal cu unitatea. Magnitudinea energiei standard, Gibbs de reacție poate fi utilizată pentru evaluarea aproximativă a posibilității termodinamice reacției în acest sens, în cazul în care condițiile inițiale nu sunt foarte diferite de standardul. Mai mult decât atât, comparând magnitudinea standard de energie Gibbs a mai multor reacții posibile pentru a alege cele mai preferabile, care are valoarea cea mai negativă.

Dependența constanta de echilibru de temperatură.

Dependența constanta de echilibru a temperaturii de reacție poate fi descrisă prin ecuația reacției chimice izobară (van't isobars Hoff):

și reacția chimică isochore (isochor van't Hoff):

Aici și - căldura de reacție, care curge, respectiv, la o presiune constantă sau la volum constant. Dacă (efect termic pozitiv, reacția endotermă), coeficientul de temperatură al constantei de echilibru este de asemenea pozitiv, adică pe măsură ce temperatura crește constanta de echilibru a reacției endoterme este crescută, echilibrul este deplasat spre dreapta (care este în concordanță cu principiul Le Chatelier).

metode de calcul a constantei de echilibru.

Metode de calcul de determinare a echilibrului constant pentru reacția este de obicei redusă la calcularea un fel sau altul schimbare standard de energie Gibbs în reacția (ΔG0) și apoi se folosește formula:

, în cazul în care - constanta universală a gazelor.

Trebuie reamintit faptul că energia Gibbs - funcția stării sistemului, adică nu depinde de calea procesului, mecanismul de reacție, și este determinată numai de stările inițiale și finale ale sistemului. Prin urmare, dacă determinarea directă sau ΔG0 de calcul pentru anumite reacții, pentru un motiv oarecare dificil, este posibil să se selecteze astfel de intermediari de reacție, care ΔG0 cunoscuți sau pot fi determinate cu ușurință, iar suma care va da reacția avută în vedere (a se vedea. Legea lui Hess). În special, deoarece astfel de reacții intermediare folosesc adesea reacția compușilor elementelor.