При протекании химической реакции через некоторое время устанавливается химическое равновесие. Существует два признака химического равновесия: кинетический, термодинамический. В кинетическом – υ_>пр = υ_>обр, в термодинамическом – характеризует химическую реакцию при условиях P, t – const (ΔG = 0); при условиях V, Т – const (ΔF = 0).

Химический потенциал – функция, которая характеризует состояние i-го компонента при определенных внешних условиях.

где n_>1 – число молей i-го компонента.

Если к бесконечно большому количеству раствора прибавить определенное количество какого-нибудь компонента, то химический потенциал системы определяется изменением изобарного потенциала при изобарных условиях или изменением изохорного потенциала при изохорных условиях.

Химический потенциал зависит от концентрации данного компонента

μ_>i = μ_>0 + RTLnP_>i– (для идеального газа),

где Р_>i– парциальное давление – вклад каждого компонента в общее давление или давление, которое компонент имел бы, если бы находился в смеси.

Парциальное давление – элементарная функция (можно складывать). Пример (O_>2, N_>2, H_>2) – их общее давление

μ_>i= μ_>0+ RTLnC_>i – (для раствора),

μ_>0– значение химического потенциала при стандартных условиях.

Химический потенциал характеризует способность данного компонента выходить из данной фазы путем испарения, растворения, кристаллизации и т. д. Переход этот происходит произвольно.

В результате химического равновесия скорость прямой реакции уменьшается, а скорость обратной реакции увеличивается.

Концентрации, которые соответствуют химическому равновесию, называются равновесными концентрациями. Связь между равновесными концентрациями устанавливается законом действующих масс (ЗДМ). Этот закон в 1867 г. вывели К. М. Гульберг и П. Вааге.

Кинетический вывод ЗДМ

f – фугитивность – парциальное давление для реальных газов. Возникает вопрос, будут ли равняться К_>pи К_>с.

К_>pи К_>c– отличаются на RT ^>∑vi в сумме стехиометрических коэффициентов.

Связь между К_>pи К_>с

если ∑v_>i = 0, то K_>p = K_>c. ∑v_>i = 1 + 1 – 1 – 1 =0 – когда стехиометрический коэффициент = 1.

Если реакция протекает обратимо, то ΔG= 0.

Если реакция протекает необратимо, то ΔG≤ 0 и можно рассчитать изменение ΔG.

где χ – пробег реакции – величина, которая показывает, сколько молей изменилось в ходе реакции. I сп – характеризует равновесное и неравновесное состояние реакции, II сп – характеризует только неравновесные состояния.

Если

д_>χ = 1,

то

это уравнение изотермы химической реакции.

С помощью уравнения изотермы химической реакции можно судить о направлении протекания реакции.

1) П_>p< К_>p, ΔG < 0, слева направо;

2) П_>p> К_>p, ΔG > 0, справа налево;

3) П_>p= К_>p, ΔG = 0, химическое равновесие.

Зависимость К от температуры

Уравнение изобары:

Уравнение изохоры:

По ним судят о направлении протекания реакции:

1-й способ:

термодинамический метод расчета