Helmholtzova energia. Gibbsova energia. Smer chemických reakcií. Galaktická energia – energia myslenia

Holandský fyzikálny chemik Van't Hoff navrhol novú teóriu chemickej afinity, ktorá sa bez vysvetlenia podstaty chemickej afinity obmedzuje na uvedenie spôsobu jej merania, t.j. poskytuje kvantitatívny odhad chemickej afinity.

van't Hoff používa ako mieru chemickej afinity maximálnu prácu Ayax alebo pre reakcie prebiehajúce na resp.

Maximálna práca sa rovná energii, ktorá musí byť aplikovaná na systém, aby sa reakcia zastavila, teda aby sa prekonali sily chemickej afinity. Keďže reakcia prebieha v smere kladnej maximálnej práce, znamienko alebo určuje smer samovoľného toku chemickej interakcie.

Maximálna práca vykonaná pri konštantnom objeme je

Rozdiel sa nazýva Helmholtzova energia systému a označuje sa písmenom Tak,

Maximálna práca pri konštantnom tlaku sa rovná

Rozdiel sa nazýva Gibbsova energia systému a označuje sa písmenom Teda,

Gibbsova energia chemickej reakcie.

Gibbsova energia je termodynamická funkcia stavu systému Zmena Gibbsovej energie v systéme počas chemickej reakcie sa nazýva Gibbsova energia chemickej reakcie. Podľa rovníc (IV.20) a (IV.21),

Gibbsova energia chemickej reakcie na základe (IV.21) charakterizuje smer a limit spontánnej reakcie v podmienkach konštantnej teploty a tlaku.

Helmholtzova energia chemickej reakcie.

Helmholtzova energia je tiež termodynamickou funkciou stavu systému.Zmena Helmholtzovej energie v systéme počas reakcie sa nazýva Helmholtzova energia chemickej reakcie. Podľa (IV.18) a (IV.19),

kde a sú zmeny v zodpovedajúcich termodynamických funkciách počas reakcie prebiehajúcej pri teplote T.

Hodnota [viď rovnica (IV. 19)] charakterizuje smer a hranicu samovoľného toku reakcií za izochoricko-izotermických podmienok.

Na obr. IV.3 ukazuje vzťah medzi hlavnými termodynamickými funkciami stavu systému.

Gibbsova energia tvorby chemických zlúčenín.

Gibbsovu energiu chemickej reakcie, ktorá je zmenou termodynamickej funkcie stavu systému, možno vypočítať z rozdielu

(indexy „2“ a „1“ označujú konečný a počiatočný stav systému). Pri výpočte Gibbsovej energie chemickej reakcie podľa rovnice (IV.24) treba mať na pamäti, že - súčet Gibbsových energií vzniku všetkých produktov reakcie, - súčet Gibbsových energií vzniku všetkých východiskových látok. Štandardná Gibbsova energia chemickej reakcie sa vypočíta z rozdielu medzi súčtom štandardných Gibbsových energií tvorby reakčných produktov a východiskových materiálov.

Štandardná Gibbsova energia tvorby chemickej zlúčeniny je Gibbsova energia reakcie tvorby jedného mólu tejto zlúčeniny, ktorá je v štandardnom stave, zo zodpovedajúceho

Ryža. IV.3. Pomer najdôležitejších termodynamických funkcií

jednoduché látky, ktoré sú aj v štandardných stavoch a fázach a modifikáciách, ktoré sú termodynamicky stabilné pri danej teplote (tab. IV.3).

Štandardné Gibbsove energie tvorby jednoduchých látok sa rovnajú nule, ak sú ich stavy agregácie a modifikácií stabilné za štandardných podmienok a 298,16 K.

Smer a limity samovoľného toku chemických reakcií.

V súlade s (IV. 19) a (IV.21) kladná maximálna práca A alebo zodpovedá záporným hodnotám Helmholtzovej energie a Gibbsovej energie chemických reakcií. Inými slovami, pri konštantnej teplote a tlaku reakcia prebieha samovoľne v smere, ktorý zodpovedá poklesu Gibbsovej energie systému.Podmienkou pre samovoľný priebeh chemickej reakcie pri danej a T je teda nerovnosť

Hranica samovoľného toku reakcie pri, t.j. podmienke rovnováhy, je dosiahnutie minimálnej hodnoty pre dáta a T funkcie.

Pri konštantnej teplote a objeme reakcia prebieha samovoľne v smere, ktorý zodpovedá poklesu Helmholtzovej energie sústavy. Preto je podmienka spontánneho

Tabuľka IV.3, Štandardné Gibbsove energie tvorby niektorých jednoduchých látok a zlúčenín pri 298,16 K

ľubovoľný priebeh chemickej reakcie pre dané V a T je nerovnosť

Hranica spontánneho toku reakcie pri, t.j. rovnovážnom stave, je dosiahnutie minimálnej hodnoty pre dané hodnoty V a T funkcie.

Ak pri zmene chemické zloženie Systém zodpovedá zvýšeniu Gibbsovej energie, čo znamená, že nedochádza k spontánnej reakcii. Nerovnosť

znamená, že reakcia môže prebiehať spontánne iba v opačnom smere, čo zodpovedá poklesu Gibbsovej energie systému. Nie je ťažké vypočítať štandardnú Gibbsovu energiu chemickej reakcie pri 298,16 K a tak zistiť znamienko zmeny funkcie.

Napríklad pomocou údajov uvedených v tabuľke. IV.3 je možné vypočítať štandardnú Gibbsovu energiu reakcie pri 298,16 K (pre 1 mol

Výsledná hodnota Gibbsovej energie reakcie vyhovuje nerovnosti (IV.25). To znamená, že pri 101 kPa a 298 K môže proces interakcie oxidu sodného s vodou prebiehať spontánne v smere výroby (k).

Štandardná Gibbsova energia chemickej reakcie však nemôže byť kritériom pre smer alebo limit spontánneho výskytu chemickej interakcie za podmienok odlišných od štandardných. Taktiež nie je možné nahradiť kvantitu kvantitou.To všetko trochu komplikuje využitie Gibbsovej energie na hodnotenie procesov prebiehajúcich v reálnych podmienkach.

Z rovnice (IV.22) vyplýva, že keď je Gibbsova energia chemickej reakcie menšia, menšia a väčšia Najväčšia chemická afinita látok k sebe sa prejavuje pri reakciách, ktoré prebiehajú za uvoľňovania tepla a sú sprevádzané zvýšením entropie systému tiež vyplýva, že endotermické procesy prebiehajúce s poklesom entropie nemôžu spontánne nastať, keďže hodnota je v tomto prípade vždy kladná. Endotermické interakcie môžu spontánne prebiehať iba vtedy, ak sú tieto interakcie uľahčené zvýšením teploty, pretože to zvyšuje hodnotu faktora entropie procesu.

Takže akákoľvek reakcia pri konštantnej teplote a tlaku prebieha spontánne v smere straty Gibbsovej energie.

Ryža. IV.4. Zmena Gibbsovej energie v systéme

Hranica tejto straty je minimálna hodnota zodpovedajúca rovnovážnemu stavu systému. Rovnovážny stav je najstabilnejší a každá odchýlka od neho si vyžaduje výdaj energie (nemôže byť spontánna). Na obr. IV.4 ukazuje závislosť Gibbsovej energie systému od zloženia reakčnej zmesi. Bod A zodpovedá zloženiu 100 % látky A a bod látky B. Proces prebieha spontánne, kým hodnota Gibbsovej energie systému neklesne z do Proces prebieha spontánne, kým hodnota neklesne z bodu C na os x, zodpovedajúca minimálnej hodnote Gibbsova energia určuje rovnovážne zloženie zmesi za daných podmienok. Rovnovážny stav charakterizuje rovnosť

V rovnici (IV.28) nie je možné nahradiť hodnotu Gibbsovej energie reakcie prebiehajúcej pri nejakej a T, ktorá sa ľahko vypočíta z referenčných údajov, hodnotou štandardnej Gibbsovej energie reakcie. nie je podmienkou pre rovnováhu procesu vyskytujúceho sa v reálnych podmienkach.

Rovnovážna konštanta.

Bod C na obr. IV.4, zodpovedajúca podmienke (IV.28), určuje rovnovážne zloženie reakčnej zmesi v systéme pri určitých konštantných hodnotách tlaku a teploty. Koncentrácie plynných alebo rozpustených látok A a B v rovnovážnej reakčnej zmesi sa nazývajú rovnovážne koncentrácie a ich pomer je vyjadrený rovnovážnou konštantou:

Ak sú činidlá A a B plynné, potom môžeme hovoriť o ich rovnovážnych parciálnych tlakoch a ich pomere

Ak chemická interakcia medzi plynmi prebieha tak, že počet mólov plynných látok pred a po reakcii je rovnaký (napr. potom rovnovážna konštanta (IV.29) sa rovná rovnovážnej konštante Komunikácia medzi a je stanovené pomocou rovnice, ak sa reaktanty správajú ako ideálne plyny.

Rovnovážna konštanta reakcie dáva predstavu o výstupe

reakčné produkty pri danej teplote. Ak sa teda napríklad rovnovážna konštanta procesu pri teplote T rovná jednotke: potom je rovnovážne zloženie reakčnej zmesi charakterizované rovnosťou koncentrácií a Cin, t.j. proces pri teplote T prebieha spontánne, kým sa koncentrácia v zmesi látky B sa rovná koncentrácii ALE.

Prednáška 5. Helmholtzova energia, Gibbsova energia

5.1 Helmholtzova voľná energia, Gibbsova energia

5.2 Základná Gibbsova rovnica a pomocné termodynamické funkcie

5.3 Gibbsova energia sa mení s teplotou a tlakom

Z Carnotovho cyklu je známe, že η< 1 (т.е. в работу превращается не вся теплота). Поэтому даже в равновесном термодинамическом процессе всё изменение vnútornej energie nemožno zmeniť na prácu.

Pri štúdiu povahy vnútornej energie Helmholtz dospel k záveru, že je heterogénna a pozostáva z dvoch častí:

kde F je „voľná“ energia schopná premien a produkcie užitočnej práce, Helmholtzova funkcia (energia), izochoricko-izotermický potenciál (V a T = konst), izochorický potenciál TS je „viazaná“ energia, ktorá sa nepremieňa na prácu a sa stráca ako teplo do okolia. Funkciu F zaviedol Helmholtz v roku 1882.

Preto (5.4)

kde ∆F je zmena Helmholtzovej energie.

S V=const a T=const za štandardných podmienok môže byť posledný vzorec reprezentovaný ako:

Helmholtzova energia, podobne ako vnútorná energia a entropia, je funkciou stavu systému.

Kritériom spontánnosti izochoricko-izotermického procesu sú nerovnosti ∆F V , T< 0, >0. Pre ∆ F V , T > 0 a< 0 имеет место обратный процесс, в состоянии химического равновесия ∆ F V , T = 0, = 0 (- максимальная полезная работа).

Častejšie sa však v termodynamike treba zaoberať izobaricko-izotermickými procesmi (P a T = const), preto je vhodnejšie použiť Gibbsovu funkciu (energiu).

kde G P,T je Gibbsova funkcia, voľná entalpia, izobaricko-izotermický potenciál, izobarický potenciál.

Gibbsova energia je najdôležitejšou a v praxi často používanou termodynamickou funkciou. Do termodynamiky ho zaviedol Gibbs v roku 1875.

G je určené pomocou známych termodynamických funkcií.

S p, T \u003d const:

Za štandardných podmienok môže byť zmena Gibbsovej energie reprezentovaná nasledovne:

Kritériom spontánnosti priameho izobaricko-izotermického procesu sú nerovnosti ∆G Р,Т< 0 и A′ >0; pre ∆ G Р,Т > 0 a A′< 0 протекает обратный процесс, в состоянии химического равновесия ∆ G Р,Т = 0 и A′ = 0.

Helmholtzova energia a Gibbsova energia sú stavové funkcie, preto ∆F a ∆G nezávisia od dráhy a charakteru procesu, ale sú určené iba počiatočným a konečným stavom systému:

Pre kruhový proces je ich zmena = 0:

Absolútne hodnoty F a G nie je možné určiť (pretože závisia od U a H), zvyčajne sa hodnoty ich zmeny ∆F a ∆G (kJ / mol alebo kcal / mol) určujú meraním práce. rovnovážneho procesu. Tok priameho procesu v termodynamickom systéme je uľahčený: ∆Н < 0 a ∆S>0, ∆G = ∆Н – T∆S, čo vedie k zníženiu ∆G vo výraze.

Smer akéhokoľvek procesu je určený pomerom entalpie ∆ r H a entropiu T∆rS reakčné faktory. Spontánny priebeh reakcie je uľahčený hodnotou ∆ r N T< 0 (стремление системы к упорядоченности, сопровождаемое уменьшением ее внутренней энергии) и значение ∆r S T> 0 (sklon systému k chaosu, neusporiadanosti ako termodynamicky pravdepodobnejšiemu stavu). Funkcie stavu systému, berúc do úvahy kombinovaný vplyv týchto faktorov, sú Gibbsova energia alebo voľná energia G = H – TS, a Helmholtzova energia F = U – TS.

Zníženie Gibbsovej energie chemickej reakcie

∆r G T = (∆r H T – T∆r S T) < 0 (1.7)

je jednoznačným kritériom pre možnosť spontánnej reakcie prebiehajúcej v smere dopredu za izobaricko-izotermických podmienok, pretože oba faktory pôsobia v prospech procesu

(∆r H< 0 и ∆rS> 0), alebo faktor pôsobiaci v prospech procesu prevláda a určuje znamienko ∆ r G T a smerovanie procesu ako celku. V súlade s tým pokles Helmholtzovej energie systému

∆r F T= (∆r U T – T∆r S T)< 0 (1.8)

je kritériom pre možnosť spontánneho toku procesu za izochoricko-izotermických podmienok. Vzťah medzi ∆ r G a ∆ r F rovnaké ako medzi ∆ r H a ∆ r U, to znamená, že sa líšia množstvom rozširovacích prác:

∆r G T– ∆r F T= p∆V = ∆ν R.T.(1.9)

Ak systém izolovaný, potom v nej môžu prebiehať spontánne procesy len v smere zvýšenie entropie, teda ∆ r S T> 0, keďže tepelný efekt v takýchto systémoch je nulový. Táto nerovnosť je dôsledkom druhého termodynamického zákona pre izolované systémy a je kritériom pre možnosť spontánnych procesov v takýchto systémoch.

Absolútnu hodnotu Gibbsovej a Helmholtzovej energie nie je možné určiť, pretože nie je možné určiť absolútnu hodnotu vnútornej energie, preto na výpočty (podobne ako pri entalpii tvorby - pozri vyššie) používajú energie tvorby látok.

Gibbsova energia tvorby látok ∆f G i nazývaná Gibbsova energia reakcie vzniku 1 mólu i látka z jednoduchých látok, ktoré sú za daných podmienok stabilné. Predpokladá sa, že Gibbsova energia tvorby jednoduchých látok, ktoré sú za daných podmienok stabilné, je nulová. Ak sú v tomto prípade všetky látky v štandardnom stave, potom sa Gibbsova energia reakcie tvorby látky nazýva štandardná Gibbsova energia tvorby hmoty ∆f G 0 i. hodnoty ∆ f G 0 298 , i(pozri tabuľku 1 v prílohe).

Gibbsovu energiu chemickej reakcie možno vypočítať dvoma spôsobmi:

1) ako zmena funkcie stavu systému o rozdiel medzi celkovou energiou tvorby reakčných produktov a celkovou energiou tvorby východiskových látok:

Δ r G T = ∑ν iΔ fGT, i produkty − ∑ν jΔ f G T, j referenčné látky; (1,10)

2) podľa rovnice

Δ r G T = ∆r H T − T∆r ST. (1.11)

Ak sú všetky východiskové materiály a reakčné produkty v štandardnom stave, potom vzorce (1.10), (1.11) vypočítajú štandardná Gibbsova energia reakcie ∆ r G 0 T.

Vzťah medzi Δ r G T a ∆ r G 0 T vyjadrené rovnicou van't Hoffove izotermy, čo za reakciu a A(g) + b B(g) + d D(k) = e E(g) + f F(r) má tvar:

Δ r G T =∆r G 0 T+ RT ln( pe E p f f/ p a A pb B), (1,12)

kde R i sú relatívne parciálne tlaky (pozri vyššie) príslušných zložiek plynnej reakcie. Zdôrazňujeme, že rovnica (1.12) zahŕňa iba relatívne parciálne tlaky plynný látok (látka D(k) sa berie do úvahy len pri výpočte ∆r G 0 T). Ak sú relatívne tlaky všetkých plynov rovné 1 (štandardný stav), potom Δ r G T= ∆r G 0 T.

Význam ∆r G 0 T pre akúkoľvek teplotu T možno vo všeobecnosti vypočítať pomocou referenčných údajov podľa rovnice:

∆r G 0 T= ∆r H 0 T - T∆rS 0 T= ∆r H 0 298 + ∫ ∆r C 0 p dT + T∆rS 0 298 + T∫ (∆r C 0 p/T)dT(1.13)

Pre výpočty, ktoré nevyžadujú vysokú presnosť, môžeme vziať ∆ r C 0 p= 0 a ∆ r H 0 T = ∆r H 0 298 a ∆ rS 0 T= ∆rS 0 298 (pozri vyššie). Potom za danú vec T

∆r G 0 T= ∆r H 0 298 − T∆rS 0 298 (1.14)

Pre proces spustený na T= konšt a V= konšt., reakčnú izotermu máme v tvare

Δ r F T =∆r F 0 T+ RT ln( c e E c f f/ c a A c b B), (1,15)

kde c i sú relatívne koncentrácie zodpovedajúcich reakčných zložiek, číselne rovné molárnym koncentráciám, pretože c i = s i(mol/l)/1 (mol/l).

Ak reakcie prebiehajú v roztokoch alebo v tuhej fáze, potom v prvej aproximácii ∆ V= 0. Potom, ako vyplýva z rovnice (1.9), ∆ r G T = ∆r F T, preto pre reakcie v ideálnych riešeniach možno van't Hoffovu izotermu písať ako

Δ r G T= ∆r G 0 T+ RT ln( c e E c f f/ c a A c b B). (1,16)

(Pre skutočné roztoky by sa namiesto molárnych koncentrácií, prísne vzaté, mali použiť aktivity - pozri)

Príklad 7 Vypočítajte štandardnú Gibbsovu energiu chemickej reakcie C(k) + CO 2 (g) = 2CO(g) pri 298 K a pri 1 000 K, pričom entalpiu a entropiu reakcie považujeme za nezávislé od teploty. Urobte záver o možnosti spontánneho výskytu tejto reakcie pri uvedených teplotách a štandardných stavoch všetkých zložiek.

Riešenie. Berúc do úvahy stav úlohy, na výpočet použijeme približný vzorec (1.14) a údaje získané v príkladoch 2 a 6.

∆r G 0 298 = 172,5 – 298· 175,66 10 −3 = 120,15 kJ, t.j. ∆ r G 0 298 > 0;

∆r G 0 1000 = 172,5 – 1000· 175,66· 10 −3 = −3,16 kJ, t.j. ∆ r G 0 1000 < 0.

Pri 298 K a štandardných stavoch látok je teda spontánny výskyt tejto reakcie v doprednom smere nemožný (faktor entalpie neprispieva k spontánnemu vzniku priamej reakcie a určuje znamienko Gibbsovej energie reakcie pri nízke teploty). o vysoké teploty rozhodujúcim sa stáva entropický faktor reakcie, ktorý určuje zápornú hodnotu Gibbsovej energie reakcie pri 1000 K a následne možnosť spontánnej reakcie pri tejto teplote a štandardných stavoch komponentov.

Príklad 8 Určte, pri akom pomere parciálnych tlakov plynných zložiek reakcie C (c) + CO 2 (g) \u003d 2CO (g) je možné, aby postupovala v smere dopredu pri 298 K?

Riešenie. Možnosť spontánneho toku tejto reakcie v doprednom smere pri 298 K je určená nerovnosťou Δ r G 298 < 0, в котором энергия Гиббса реакции рассчитывается по уравнению изотермы Вант Гоффа (1.12). Имеем: Δr G 298 =[∆r G 0 298 + RT ln( p 2CO/ p CO2)]< 0. Подставляя вместо ∆r G 0 298 , hodnotu zistenú v príklade 7, dostaneme nerovnosť:

120,15 + 8,31 10 −3 298 ln( p 2CO/ p CO2)< 0.

Nájdite pomer tlakov CO a CO 2, pri ktorom je táto nerovnosť splnená. Máme: ln( p 2CO/ p CO2)< −48,5, откуда p 2CO/ p CO2< 10 −21 .

Príklad 9 Určte teplotný rozsah spontánnej reakcie C(c) + CO 2 (g) = 2CO(g) pri štandardných stavoch komponentov.

Riešenie. Reakcia môže prebiehať spontánne za štandardných stavov zložiek v určitom teplotnom rozmedzí, pre ktoré ∆r G 0 T< 0.Чтобы найти эту область температур нужно определить граничную температуру (температуру равновесия), при которой значение∆r G 0 T zmeny znamienko, to znamená, že je potrebné vyriešiť nerovnosť vzhľadom na T:

∆r G 0 T= ∆r H 0 298 + ∫T 298 ∆r C 0 p dT + T∆rS 0 298 + T∫T 298 (∆r C 0 p/T)dT< 0.

Ak zanedbáme závislosť ∆ r H 0 a ∆ rS 0 na teplote, potom z približnej nerovnosti ∆ možno určiť hraničnú teplotu (rovnovážnu teplotu). r G 0 T= ∆r H 0 298 − T∆rS 0 298 < 0. Подставляя в это выражение значения ∆r H 0 298 a ∆ r S 0 298 vypočítané v príkladoch 2 a 6, dostaneme: (172,5 - T· 175,66 10 -3)< 0. Откуда T > 982 K. Horná hranica požadovaného teplotného rozsahu je hranica existencie najmenej stabilnej zložky reakcie, ktorá je zistená z referenčných údajov napr.

Rozsah teplôt látky, K

Aby sme charakterizovali procesy prebiehajúce v uzavretých systémoch, zavádzame nové termodynamické stavové funkcie: izobaricko-izotermický potenciál (Gibbsova voľná energia G) a izochoricko-izotermický potenciál (Helmholtzova voľná energia F).

Pre uzavretý systém, v ktorom prebieha rovnovážny proces pri konštantnej teplote a objeme, vyjadrujeme prácu tohto procesu. Ktoré označujeme ako A max (keďže práca procesu vykonávaného v rovnováhe je maximálna):

A max =T∆S-∆U

Zavedieme funkciu F=U-TS-izochoricko-izotermický potenciál, ktorá určuje smer a hranicu samovoľného prúdenia procesu v uzavretom systéme za izochoricko-izotermických podmienok a získame:

∆F=∆U-T∆S

Zmena Helmholtzovej energie je určená iba počiatočným a konečným stavom systému a nezávisí od povahy procesu, pretože je určená dvoma stavovými funkciami: U a S. Pripomeňme, že množstvo prijatej práce, resp. vynaložené môže závisieť od spôsobu vykonávania procesu pri prechode systému z počiatočného do konečného stavu, ale bez zmeny funkcie.

Uzavretý systém v izobaricko-izotermických podmienkach je charakterizovaný izobaricko-izotermickým potenciálom G:

G=U+PV-TS=H-TS

∆G=∆H-T∆S

Gibbsov energetický diferenciál pre systém s konštantným počtom častíc, vyjadrený vo vlastných premenných - prostredníctvom tlaku p a teploty T:

Pre systém s premenlivým počtom častíc je tento diferenciál napísaný takto:

Tu je chemický potenciál, ktorý možno definovať ako energiu, ktorá sa musí vynaložiť na pridanie ďalšej častice do systému.

Analýza rovnice ∆G=∆H-T∆S vám umožňuje určiť, ktorý z faktorov, ktoré tvoria Gibbsovu energiu, je zodpovedný za smer chemickej reakcie, entalpiu (ΔH) alebo entropiu (ΔS · T).

Ak ΔH< 0 и ΔS >0, potom vždy ΔG< 0 и реакция возможна при любой температуре.

Ak ∆H > 0 a ∆S< 0, то всегда ΔG >0 a reakcia s absorpciou tepla a poklesom entropie je nemožná za akýchkoľvek podmienok.

V iných prípadoch (ΔH< 0, ΔS < 0 и ΔH >0, ΔS > 0), znamienko ΔG závisí od vzťahu medzi ΔH a TΔS. Reakcia je možná, ak je sprevádzaná znížením izobarického potenciálu; pri izbovej teplote, keď je hodnota T malá, hodnota TAS je tiež malá a zvyčajne je zmena entalpie väčšia ako TAS. Preto väčšina reakcií prebiehajúcich pri teplote miestnosti je exotermická. Čím vyššia je teplota, tým väčšia je TAS a dokonca aj endotermické reakcie sa stávajú možnými.

Pod štandardnou Gibbsovou tvorivou energiou ΔG° rozumieme zmenu Gibbsovej energie pri reakcii vzniku 1 mol látky v štandardnom stave. Z tejto definície vyplýva, že štandardná Gibbsova energia tvorby jednoduchej látky, ktorá je za štandardných podmienok stabilná, je nulová.

Zmena Gibbsovej energie nezávisí od dráhy procesu, preto je možné získať rôzne neznáme hodnoty Gibbsových energií tvorby z rovníc, v ktorých sú na jednej strane súčty energií sú napísané reakčné produkty a na druhej súčty energií východiskových látok.

Pri použití hodnôt štandardnej Gibbsovej energie podmienka ΔG°< 0, а критерием принципиальной невозможности - условие ΔG° >0. Zároveň, ak sa štandardná Gibbsova energia rovná nule, neznamená to, že za reálnych podmienok (odlišných od štandardných) bude systém v rovnováhe.

Podmienky pre spontánne procesy v uzavretých systémoch:

∆G<0, dG<0;

∆F<0,dF<0.

Rovnovážna konštanta

Kvantitatívna charakteristika chemickej rovnováhy je rovnovážna konštanta, ktorá môže byť vyjadrená pomocou rovnovážnych koncentrácií C, parciálnych tlakov P alebo molárnych frakcií X reaktantov. Pre nejakú reakciu

zodpovedajúce rovnovážne konštanty sú vyjadrené takto:

Rovnovážna konštanta je charakteristická veličina pre každú reverzibilnú chemickú reakciu; hodnota rovnovážnej konštanty závisí len od charakteru reagujúcich látok a teploty. Výraz pre rovnovážnu konštantu pre elementárnu reverzibilnú reakciu možno odvodiť z kinetických konceptov.

Za predpokladu, že V 1 \u003d V 2, môžeme napísať:

Rovnovážna konštanta je teda pomer rýchlostných konštánt priamych a reverzných reakcií. Z toho vyplýva fyzikálny význam rovnovážnej konštanty: ukazuje, koľkokrát je rýchlosť priamej reakcie väčšia ako rýchlosť spätnej pri danej teplote a koncentráciách všetkých reagujúcich látok rovných 1 mol/l.