Равновесната константа

Той е предназначен за термодинамично равновесие термодинамична състояние на системата, която по съпоставими условия на околната среда не се променят с течение на времето, а това не се дължи неизменност някои външен процес.

Състоянието на термодинамично равновесие в затворена система е минималната стойност на съответния термодинамичен потенциал:

Изобарни-изотермични (Р = конст, Т = конст):

ΔG = 0, ГД = 0, г 2 G> 0;

Изохорен-изотермични (V = конст, Т = конст):

ΔF = 0, DF = 0, г 2 F> 0.

Доктрината на равновесие sostoyaniyah- една от секциите на термодинамиката.

Количественият характеристика на химически равновесие е равновесната константа К, който може да бъде изразена от равновесната концентрация, или частични налягане C P реагентите. За някои реакции:

съответното равновесие константа може да бъде изразена както следва:

Равновесната константа е характерен за всяка обратим химична реакция; стойността на константата на равновесието зависи само от естеството на реагентите и температурата.

Освен това, равновесната константа е съотношението на скоростните константи на предна и задна реакции. Следователно физическото смисъла на константата на равновесие: тя показва колко пъти скоростта на предната скорост на реакцията голяма обратима реакция при дадена температура и концентрация на реагентите, равни на 1 мол / л.

Равновесната константа и Гибс енергия промяната.

За реакцията на изобарни-изотермични условия, в не-равновесно състояние на енергиен източник Gibbs или химичните потенциали на реагентите и реакционните продукти обикновено не са еднакви, тяхната разлика (ΔGT) може да бъде изчислена с уравнението:

където - съотношението на парциалното налягане на реагентите в началното състояние до степен, равна на техните стехиометрични коефициенти; R - универсална газова константа.

Това уравнение се нарича изотерма уравнение химична реакция. Тя ви позволява да се изчисли енергията промяната на Гибс по време на процеса на потока и да определи посоката на реакцията:

когато - реакцията протича в посока напред, от ляво на дясно;

когато - реакцията е достигнала равновесие;

когато - Реакцията протича в обратна посока.

Стандартна константа на равновесие е свързано към стандартната Gibbs енергията на уравнението на реакция:

Стандартната Gibbs енергията на реакция в газовата смес, - Гибс енергията на реакция при стандартни частични налягания на всички компоненти равни 0.1013 МРа (1 атм).

Стандартната Gibbs енергията на реакция в разтвор - в стандартната Gibbs енергийно състояние на разтвора, за които се вземат хипотетичен разтвор със свойства, много разреден разтвор, но концентрацията на всички реагенти равни единство. Големината на стандартната Гибс енергията на реакцията може да се използва за приблизителна оценка на термодинамична възможност за реакция във връзка с това, ако първоначалните условия не са много различни от стандартния. Освен това, сравняване на големината стандарт Gibbs енергията на възможни няколко реакции да се избере най-предпочитаните, която има най-отрицателна стойност.

Зависимостта на равновесната константа на температура.

Зависимостта на равновесната константа на температурата на реакцията може да се опише с уравнението Isobar химична реакция (isobars Van't Hoff):

и isochore химична реакция (isochor Van't Hoff):

Тук - топлината от реакцията, тече, съответно, при постоянно налягане или при постоянен обем. Ако (положителен термичен ефект, ендотермична реакция), температурен коефициент на равновесната константа е също положителен, т.е., тъй като температурата се увеличава равновесната константа на ендотермичната реакция се увеличава, равновесието се измества надясно (което е в съответствие с принципа на Le Шателие).

методи за изчисляване на константата на равновесие.

Изчисление методи за определяне на равновесната константа за реакцията обикновено е намалена за изчисляване на един или друг стандарт енергия промяна Gibbs в реакцията (ΔG0), и след това се използва формулата:

, където - универсалната газова константа.

Трябва да се помни, че Гибс енергия - функцията на състоянието на системата, т.е. тя не зависи от пътя на процеса, механизъм за реакция, и се определя само от началната и крайната състоянията на системата. Ето защо, ако директно определяне или изчисление ΔG0 за някои реакции, по някаква причина е трудно, че е възможно да изберете такива междинни продукти от реакцията, която ΔG0 известни или могат лесно да бъдат определени, и сумата на което ще даде реакцията под внимание (вж. Закон на Хес). По-специално, като тези междинни реакции често се използва реакцията на съединения на елементите.