Обратимые и необратимые химические реакции. Термодинамический подход к химическому равновесию.
Реакции, которые при одной и той же температуре в зависимости от соотношения реагентов могут протекать как в прямом, так и в обратном направлении, называются обратимыми. Общий предел прямой и обратимой реакции называется состоянием равновесия.
необратимые реакции, которые при любых мыслимых условиях самопроизвольно могут идти в одном направлении.
Термодинамический подход, в котором состояние равновесия определяется как такое состояние, при котором система характеризуется минимумом энергии Гиббса, подчёркивает термодинамическую устойчивость, выгодность такого состояния. Система из любого другого состояния самопроизвольно переходит в наиболее выгодное состояние с минимумом энергии Гиббса.
И в том и в другом подходе появляется некоторая величина – константа равновесия, которая определённым образом связывает концентрации всех участников равновесия. При заданной температуре её численное значение зависит от способа выражения концентраций или парциальных давлений.
Константа равновесия может быть выражена через молярные концентрации участников - Кс, их относительные парциальные давления – Ка или через их молярные доли Кх. Все три величины связаны между собой.
2. Константы Кр и Кс, связь между ними.
При использовании молярных концентраций константу равновесия обозначают символом Кс, а при измерении концентраций газообразных веществ в единицах давления константу равновесия обозначают символом Kp.
Поскольку численные значения констант Кс и Кр должны быть разными, следует всегда указывать с помощью нижних индексов, какой константой мы пользуемся.Уравнение состояния идеального газа позволяет найти связь между парциальными давлениями и молярными концентрациями и, следовательно, дает возможность переходить от Кс к Кр, и наоборот.PV = nRT, откуда P = n/vRT = CRT, где n/v - молярная концентрация С газа (число его молей в литре). Найденное соотношение между давлением и молярной концентрацией газа позволяет установить общее выражение, связывающее между собой Кр и Кс.
3.Смещение химического равновесия. Принцип Ле – Шателье.
ЛеШателье.Согласно этому принципу, при всяком внешнем воздействии на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, в ней протекают процессы, приводящие к уменьшению этого воздействия.
Нарушение равновесия вследствие изменения концентрации: при увеличении концентрации какого-либо из веществ, участвующих в равновесии, равновесие смещается в сторону расхода этого вещества; при уменьшении концентрации какого-либо из веществ равновесие смещается в сторону образования этого вещества.
Нарушение равновесия вследствие изменения давления: увеличении давления системы равновесие сдвигается в сторону уменьшения числа молекул газов, т.е. в сторону понижения давления; при уменьшении давления равновесие сдвигается в сторону возрастания числа молекул газов, т.е. в сторону увеличения давления.
Нарушение равновесия вследствие изменения температуры:
при повышении температуры равновесие смещается в направлении эндотермической, а при понижении – в направлении экзотермической реакции.
5.Химический потенциал компонента. Уравнение изотермы.
химическим потенциаломµiкомпонента i называется изменение термодинамического потенциала системы, происходящее в результате изменения массы этого компонента в системе на 1 моль при постоянстве числа моль остальных компонентов и соответствующих параметров состояния системы.
Стандартный химический потенциал - это предел, к которому стремится химический потенциал компонента при приближении его содержания в системе (относительного парциального давления, концентрации, мол.доли и т.п.) к единице:
Уравнением изотермы реакции
∆G=∆G°+RTln 
Позже выяснилось, что это уравнение было получено Гиббсом ещё в 1876 г.
Уравнение изотермы реакции позволяет определять направление самопроизвольного течения химических процессов, не прибегая для этого к эксперименту.
Уравнение изобары. Влияние температуры на химическое равновесие.
Уравнение изобары реакции может быть использовано для расчёта константы равновесия при заданной температуре; для определения температурного режима процесса, идущего с заданным выходом продукта реакции; для определения теплового эффекта реакции и т. д.
ln 
= - 
= - 
= - 
(4.12)
lg = 
(4.12a)
Однако, пользуясь (4.12) и (4 12а), следует учитывать, что при их выводе было допущено постоянство теплового эффекта реакции и изменения энтропии системы в рассматриваемом температурном интервале. В связи с этим указанные уравнения справедливы лишь в узком температурном интервале (от 25 до 2000° С), в котором изменения указанных величин незначительны и ими можно пренебречь. Для многих практических случаев этот недостаток не имеет существенного значения, так как большинство технологических процессов протекает в ещё более узком температурном интервале (от 25 до 1400° С).