Rovnovážná konstanta

Aktuální verze stránky ještě nebyla zkontrolována zkušenými přispěvateli a může se výrazně lišit od verze recenzované 30. července 2020; kontroly vyžadují 4 úpravy .

Rovnovážná konstanta - hodnota, která pro danou chemickou reakci určuje poměr mezi termodynamickými aktivitami (resp. v závislosti na reakčních podmínkách parciálními tlaky , koncentrací nebo fugacitou ) výchozích látek a produktů ve stavu chemické rovnováhy (v souladu s zákon hromadné akce ). Při znalosti rovnovážné konstanty reakce je možné vypočítat rovnovážné složení reakční směsi, limitní výtěžek produktů a určit směr reakce.

Způsoby vyjádření rovnovážné konstanty

Pro reakci ve směsi ideálních plynů lze rovnovážnou konstantu vyjádřit pomocí rovnovážných parciálních tlaků složek podle vzorce [1] : $p_{i}$

K_{p}=\prod p_{i}^{{\nu }_{i)),

kde je stechiometrický koeficient (u výchozích látek se předpokládá záporný, u produktů kladný). nezávisí na celkovém tlaku, na počátečním množství látek nebo na tom, kteří účastníci reakce byli považováni za počáteční, ale závisí na teplotě [2] . $\nu_{i}$ $K_{p}$

Například pro oxidační reakci oxidu uhelnatého :

\mathrm {2CO} +\mathrm {O} _{2}=\mathrm {2CO} _{2}

rovnovážnou konstantu lze vypočítat z rovnice:

K_{p}={\frac {p_{\mathrm {CO} _{2}}^{2}}{p_{\mathrm {CO} }^{2}\cdot p_{\mathrm {O } _{2}}}}

Pokud reakce probíhá v ideálním roztoku a koncentrace složek je vyjádřena v molaritě , má rovnovážná konstanta tvar: $c_{i}$

K_{c}=\prod c_{i}^{{\nu }_{i)).

Pro reakce ve směsi reálných plynů nebo v reálném roztoku se místo parciálního tlaku a koncentrace používá fugacita a aktivita : $f_{i}$ $a_{i}$

K_{f}=\prod f_{i}^{{\nu }_{i))

K_{a}=\prod a_{i}^{{\nu }_{i))

V některých případech (v závislosti na způsobu vyjádření) může být rovnovážná konstanta funkcí nejen teploty, ale i tlaku. Takže pro reakci ve směsi ideálních plynů lze parciální tlak složky vyjádřit podle Daltonova zákona celkovým tlakem a molárním zlomkem složky ( ), pak je snadné ukázat [2] , že : $p_{i}=P\cdot x_{i}$

K_{p}=K_{x}P^{\Delta n},

kde je změna počtu molů látek během reakce. Je vidět, že záleží na tlaku. Pokud je počet molů reakčních produktů roven počtu molů výchozích látek ( ), pak . $\Delta n$ ${\displaystyle K_{x))$ $\Delta n=0$ $K_{p}=K_{x}$

Často se místo samotné rovnovážné konstanty používá exponent rovnovážné konstanty , který je definován jako záporný dekadický logaritmus konstanty : $K_{p}$ $\mathrm {p} K_{\mathrm {p} }$ $K_{p}$

\mathrm {p} K_{\mathrm {p} }=-\lg \left(K_{\mathrm {p} }\right).

Standardní rovnovážná konstanta

Standardní rovnovážnou konstantu reakce ve směsi ideálních plynů (když se počáteční parciální tlaky účastníků reakce rovnají jejich hodnotám ve standardním stavu MPa nebo 1 atm) lze vypočítat výrazem: $p_{i}^{0}=0{,}1013$

K^{0}=\prod ({\tilde {p_{i))})^{v_{i)),

kde jsou relativní parciální tlaky složek, . ${\tilde {p_{i))}$ ${\tilde {p_{i}}}=p_{i}/p_{i}^{0}$

Standardní rovnovážná konstanta je bezrozměrná veličina. Souvisí to se vztahem: $K_{p}$

K_{p}=K^{0}(p_{i}^{0})^{\Delta n}.

Je vidět, že pokud je vyjádřeno v atmosférách, pak a . $p_{i}^{0}$ $(p_{i}^{0})^{{\Delta n}}=1$ ${\displaystyle K_{p}=K^{0))$

Pro reakci ve směsi reálných plynů ve standardním výchozím stavu se předpokládá, že parciální fugacita plynů je rovna jejich parciálním tlakům MPa nebo 1 atm. související s poměrem: $f_{i}^{0}=p_{i}^{0}=0{,}1013$ $K_f$ $K_{0}$

K_{f}=K^{0}(\gamma _{i}p_{i}^{0})^{\Delta n},

kde je koeficient fugacity tého skutečného plynu ve směsi. ${\displaystyle \gamma _{i))$ $i$

Rovnovážná konstanta pro reakce v heterogenních systémech

Pro heterogenní chemickou reakci, například mezi složkami reálného plynu a reálného roztoku, lze rovnovážnou konstantu obecně vyjádřit rovnicí:

K_{fa}=~\prod (f_{i}^{\nu _{i}}a_{k}^{\nu _{k}}),

kde je fugacita složek plynné fáze a je aktivita složek kondenzované fáze. $f_{i}$ $a_{k}$

Pokud jsou kondenzované fáze (pevné nebo kapalné) prakticky čisté látky, jejich aktivity jsou konstantní a lze je zahrnout do rovnovážné konstanty (tedy na levé straně výše uvedeného výrazu). Je podmíněně možné vzít je rovny jedné a tím je z výrazu vyloučit.

Například pro reakci redukce oxidu železa v pevné fázi :

\mathrm {FeO} \mathrm {(sol)} +\mathrm {CO} \mathrm {(plyn)} =\mathrm {Fe} \mathrm {(sol)} +\mathrm {CO} _{2 }\mathrm {(plyn)}

rovnovážná konstanta (za předpokladu, že plynná fáze je ideální) má tvar:

K_{p}={\frac {p_{\mathrm {CO} _{2}}}{p_{\mathrm {CO} }}}

Termodynamický popis rovnováhy

Spolu s označením pro poměr aktivit látek v libovolném okamžiku reakce („ reakční koeficient “) $Q$ $t$

Q_{r}={\frac {\left\{C_{t}\right\}^{\sigma }\left\{D_{t}\right\}^{\tau }}{\left \{A_{t}\right\}^{\alpha }\left\{B_{t}\right\}^{\beta }}}={\frac {\prod a_{j(t)}^{ \nu _{j))}{\prod a_{i(t)}^{\nu _{i))))=\prod a_{n(t)}^{\nu _{n))

(zápis pro reakci níže; poslední rovnost je zapsána v zápisu, že stechiometrické koeficienty jsou brány se znaménkem „+“ pro produkty a se znaménkem „-“ pro výchozí materiály)

v chemické termodynamice se označení používá pro vztah stejné formy mezi rovnovážnými aktivitami látek $K_{\mathrm {eq} }$

K_{\mathrm {eq} }={\frac {[C]^{\sigma }[D]^{\tau }}{[A]^{\alpha }[B]^{\beta } ))={\frac {\prod a_{j(t=\infty )}^{\nu _{j))}{\prod a_{i(t=\infty )}^{\nu _{i} }}}=\prod a_{n(t=\infty )}^{\nu _{n}}

(tedy poměr aktivit v daném okamžiku , v okamžiku rovnováhy). Následuje termodynamický popis chemické rovnováhy a popis vztahu se standardní Gibbsovou energií procesu.

t=\infty

K_{\mathrm {eq} }

V systému, kde probíhá chemická reakce

\alpha A+\beta B\rightleftharpoons \sigma C+\tau D

rovnováha může být popsána podmínkou

\left({\frac {dG}{d\xi }}\right)_{T,p}=0,

kde je chemická proměnná $\xi$

nebo lze stejnou podmínku rovnováhy zapsat pomocí chemických potenciálů jako

\alpha \mu _{A}+\beta \mu _{B}=\sigma \mu _{C}+\tau \mu _{D},

kde jsou chemické potenciály

\mu _{A}=\mu _{A}^{\ominus }+RT\ln\{A\},

zde , přísně vzato, aktivita činidla A; za předpokladů o ideálních plynech je můžete nahradit tlaky , u skutečných plynů je můžete nahradit fugacitou , za předpokladu, že řešení splňuje Henryho zákon , můžete je nahradit molárními zlomky , a za předpokladu, že řešení se řídí Raoultovým zákonem s parciálními tlaky ; pro systém v rovnováze může být nahrazen rovnovážnou molární koncentrací nebo rovnovážnou aktivitou. ${A}$

Výraz pro Gibbsovu energii má formu

dG=Vdp-SdT+\sum _{i=1}^{k}\mu _{i}dN_{i},

a protože , můžeme napsat výraz pro derivaci izobarického potenciálu vzhledem k chemické proměnné ve tvaru $dN_{i}=\nu _{i}d\xi$

\left({\frac {dG}{d\xi }}\right)_{T,p}=\sum _{i=1}^{k}\mu _{i}\nu _{ i}=\Delta _{r}G_{T,p}=\sigma \mu _{C}+\tau \mu _{D}-\alpha \mu _{A}-\beta \mu _{B }=(\sigma \mu _{C}^{0}+\tau \mu _{D}^{0})-(\alpha \mu _{A}^{0}+\beta \mu _{ B}^{0})+(\sigma RT\ln\{C\}+\tau RT\ln\{D\})-(\alpha RT\ln\{A\}+\beta RT\ln\ {B\})=

=\sum _{i=1}^{k}\mu _{i}^{0}\nu _{i}+RT\ln {\frac {\{C\}^{\sigma } \{D\}^{\tau }}{\{A\}^{\alpha }\{B\}^{\beta }}}=\Delta _{r}G^{0}+RT\ln Q_{r}.

V rovnováze (jinými slovy, za předpokladu, že čas ) $\tau=\infty$

Q_{r}=K_{\mathrm {eq} }.

Když nyní zapíšeme podmínku rovnováhy, najdeme souvislost se standardní Gibbsovou energií [3] : ${\displaystyle \Delta _{r}G=0=\Delta _{r}G^{0}+RT\ln K_{\mathrm {eq} ))$ $K_{\mathrm {eq} }$

\Delta _{r}G^{0}=-RT\ln K_{\mathrm {eq} }.

Rovnovážné složení směsi a směr reakce

"Reakční koeficient" zmíněný výše (jiná označení nalezená v literatuře - nebo - "reakční produkt") $Q$ $\Omega$ $\pi$

Q_{r}=\prod a_{{n(t)}}^{{\nu _{n}}}

odráží poměr aktuálních aktivit všech účastníků reakce a může být použit k určení směru reakce v okamžiku, pro který je znám [4] $Q$

Je-li v tuto chvíli koeficient , pak jsou aktuální aktivity produktů větší než rovnovážné, a proto se musí snížit do okamžiku, kdy je rovnováha ustavena, tedy do okamžiku, kdy probíhá obrácená reakce;

t

Q>K

Jestliže , pak bylo dosaženo rovnovážného stavu a rychlosti dopředných a zpětných reakcí jsou stejné;

Q=K

Pokud , pak

Q<K

v_{{1}}>v_{{-1}}

Pomocí veličiny se zapíše rovnice izotermy chemické reakce [1] (van't Hoffova izoterma) . $Q_{r}$

\Delta G_{p,T}=RT\ln Q_{r}-RT\ln K_{\mathrm {eq} }=RT\ln {\frac {Q_{r}}{K_{\mathrm { eq} }}}=\součet \nu _{i}\mu _{i},

kde - stechiometrické koeficienty (pro produkty - se znaménkem "+", pro výchozí látky - se znaménkem "-"; stejné jako ve výrazech pro a ), a - chemické potenciály , $\nu$ $Q$ $K$ $\mu$

a standardní Gibbsova energie a standardní konstanta jsou

\Delta G_{p,\,T}^{0}=-RT\ln K_{\mathrm {eq} }^{0}=\sum \nu _{i}\mu _{i}^ {0},

kde jsou standardní chemické potenciály $\mu ^{0}$

Rovnice izotermy ukazuje, jak hodnota souvisí se změnou volné energie reakce: $Q$

když pro přímou reakci , to znamená pro produkty přímé reakce více než pro výchozí látky - to znamená, že přímá reakce je zakázána (to znamená, že obrácená není zakázána);

Q>K

\DeltaG>0

\sum \nu _{{j}}\mu _{{j}}

když pro přímou reakci , to znamená, že reakce dosáhla rovnovážného stavu;

Q=K

\DeltaG=0

když pro přímou reakci je tento spontánní výskyt této reakce povolen

Q<K

\DeltaG<0

Hodnota má podle definice smysl pouze pro stav rovnováhy, tedy pro stav s a . Hodnota neříká nic o reakčních rychlostech, ale popisuje složení systému ve stavu rovnováhy. $K_{\mathrm {eq} }$ ${\frac {v_{{1}}}{v_{{-1}}}}=1$ $\Delta G_{r}=0$ $K_{\mathrm {eq} }$

Jestliže , pak v systému převládají produkty (přímé) reakce.

K\gg 1

Jestliže , pak v systému převládají výchozí látky (produkty reverzní reakce) [5] .

K\ll 1

Standardní podmínky

Standardní Gibbsova energie reakce ve směsi plynů je Gibbsova energie reakce při standardních parciálních tlacích všech složek rovných 0,1013 MPa (1 atm).

Standardní Gibbsova energie reakce v roztoku je Gibbsova energie ve standardním stavu roztoku, který je brán jako hypotetický roztok s vlastnostmi extrémně zředěného roztoku , ale s koncentrací všech činidel rovnou jedné.

Pro čistou látku a kapalinu je standardní Gibbsova energie stejná jako Gibbsova energie tvorby těchto látek.

Hodnotu standardní Gibbsovy energie reakce lze použít pro přibližné posouzení termodynamické možnosti reakce v daném směru, pokud se výchozí podmínky příliš neliší od standardních. Navíc porovnáním hodnot standardní Gibbsovy energie několika reakcí lze vybrat ty nejvýhodnější, pro které má největší zápornou hodnotu v absolutní hodnotě. $\Delta G_{T}^{0}$

Kinetický popis

Pro reverzibilní chemickou reakci lze rovnovážnou konstantu vyjádřit pomocí rychlostních konstant dopředných a zpětných reakcí. Uvažujme elementární reverzibilní chemickou reakci prvního řádu $K_{\mathrm {eq} }$

\mathrm {A} \rightleftarrows \mathrm {B}

Podle definice je rovnováha dána podmínkou , tedy rovností rychlostí dopředných a zpětných reakcí. $v_{{1}}=v_{{-1}}$

Podle zákona hromadné akce

v=k{\prod }{a_{j}}^{n_{j}},

kde je rychlostní konstanta odpovídající reakce a jsou rovnovážné aktivity reaktantů této reakce zvýšeny na mocniny rovné jejich stechiometrickým koeficientům $k$ ${a_{j}}^{{n_{j}}}$

podmínku rovnováhy můžeme zapsat do tvaru

1={\frac {v_{1}}{v_{-1}}}={\frac {k_{1}{\prod }{a_{A}}^{n_{A}}}{ k_{-1}{\prod }{a_{B}}^{n_{B}}}}.

To znamená

1={\frac {k_{1}}{k_{-1}}}\cdot {\frac {\prod {a_{A}}^{n_{A}}}{\prod {a_{ B}}^{n_{B}}}}={\frac {k_{1}}{k_{-1}}}\cdot \left(K_{\mathrm {eq} }\right)^{-1 }

(viz termodynamický popis rovnovážné konstanty), což je možné pouze tehdy, když

K_{\mathrm {eq} }={\frac {k_{1}}{k_{-1}}}

Tento důležitý vztah poskytuje jeden z „styčných bodů“ mezi chemickou kinetikou a chemickou termodynamikou [4] [6] .

Vícenásobné rovnováhy

V případě, že je v systému ustaveno několik rovnováh najednou (tj. několik procesů probíhá současně nebo postupně), lze každý z nich charakterizovat vlastní rovnovážnou konstantou, ze které lze vyjádřit obecnou rovnovážnou konstantu pro celou sadu procesů. Takovou situaci můžeme uvažovat na příkladu postupné disociace dvojsytné kyseliny . Jeho vodný roztok bude obsahovat částice (solvatované) , , a . Proces disociace probíhá ve dvou fázích: $\mathrm {H} _{2}\mathrm {A}$ ${\displaystyle \mathrm {H} ^{+))$ $\mathrm {H} _{2}\mathrm {A}$ $\mathrm {HA} ^{-}$ $\mathrm {A} ^{2-}$

\mathrm {H} _{2}\mathrm {A} \rightleftharpoons \mathrm {HA} ^{-}+\mathrm {H} ^{+}:K_{1}={\frac {[\ mathrm {HA} ^{-}][\mathrm {H} ^{+}]}{[\mathrm {H} _{2}\mathrm {A} ]}}

\mathrm {HA} ^{-}\rightleftharpoons \mathrm {A} ^{2-}+\mathrm {H} ^{+}:K_{2}={\frac {[\mathrm {A} ^{2-}][\mathrm {H} ^{+}]}{[\mathrm {HA} ^{-}]}}

$K_1$ a jsou konstanty prvního a druhého disociačního kroku. Z nich je možné vyjádřit "celkovou" rovnovážnou konstantu pro proces úplné disociace [5] : $K_{2}$

\mathrm {H} _{2}\mathrm {A} \rightleftharpoons \mathrm {A} ^{2-}+2\mathrm {H} ^{+}:K_{1+2}={\ frac {[\mathrm {A} ^{2-}][\mathrm {H} ^{+}]^{2}}{[\mathrm {H} _{2}\mathrm {A} ]}}= K_{1}K_{2}

Dalším příkladem vícenásobné rovnováhy je analýza komplexního systému sraženina / rozpustný .

Předpokládejme, že existuje rovnováha

\mathrm {AgI} _{2}^{-}\mathrm {(aq)} \rightleftharpoons \mathrm {AgI} \mathrm {(solid)} +\mathrm {I} ^{-}\mathrm { (aq)}

Reakce může být reprezentována jako dvě po sobě jdoucí rovnováhy - rovnováha rozkladu komplexního iontu na jeho jednotlivé ionty, která je charakterizována „konstantou nestability“ ( převrácená hodnota „konstanty stability“ ): $\beta$

\mathrm {Ag} _{2}^{-}\mathrm {(aq)} \rightleftharpoons \mathrm {Ag} ^{+}\mathrm {(aq)} +2\mathrm {I} ^{ -}\mathrm {(aq)} :K_{1}={\frac {\alpha _{\mathrm {Ag} ^{+}}\alpha _{\mathrm {I} ^{-}}^{2 }}{\alpha _{\mathrm {AgI} _{2}^{-}}}}=\beta ^{-1}

a rovnováha přechodu iontů z objemu rozpouštědla do krystalové mřížky

\mathrm {Ag} ^{+}\mathrm {(aq)} +\mathrm {I} ^{-}\mathrm {(aq)} \rightleftharpoons \mathrm {AgI} \mathrm {(solid)} :K_{2}={\frac {\alpha _{\mathrm {AgI} }}{\alpha _{\mathrm {Ag} ^{+}}\alpha _{\mathrm {I} ^{-}} }}

vezmeme-li v úvahu skutečnost, že u pevných látek se předpokládá aktivita rovna 1 a ve zředěných roztocích lze aktivitu nahradit molárními koncentracemi, získáme

K_{2}={\frac {\alpha _{\mathrm {AgI} }}{\alpha _{\mathrm {Ag} ^{+}}\alpha _{\mathrm {I} ^{- ))))={\frac {1}{[\mathrm {Ag} ^{+}][\mathrm {I} ^{-}]}}={\frac {1}{K_{\mathrm {sp } }}},

kde je součin rozpustnosti $K_{\mathrm {sp} }$

Potom bude celková rovnováha popsána konstantou

\mathrm {AgI} _{2}^{-}\mathrm {(aq)} \rightleftharpoons \mathrm {AgI} \mathrm {(solid)} +\mathrm {I} ^{-}\mathrm { (aq)} :K={\frac {\alpha _{\mathrm {AgI} }\alpha _{\mathrm {I} ^{-))}{\alpha _{\mathrm {AgI} _{2} ^{-}}}}=K_{1}\cdot K_{2}={\frac {1}{\beta \cdot K_{\mathrm {sp} }}}

A hodnota této konstanty bude podmínkou převahy komplexní sloučeniny nebo pevné soli v rovnovážné směsi: jak je uvedeno výše, jestliže , pak v rovnovážné směsi je většina iontů vázána do komplexní sloučeniny, jestliže , pak v rovnovážném stavu v systému je většina iontů vázána v krystalické fázi. [čtyři] $K\ll 1$ $K\gg 1$

Teplotní závislost rovnovážné konstanty

Závislost reakční rovnovážné konstanty na teplotě lze popsat rovnicí izobary chemické reakce ( van't Hoff izobar ):

d\ln K_{p}={\frac {\Delta H}{RT^{2))}dT

a izochory chemické reakce (van't Hoffovy izochory):

d\ln K_{c}={\frac {\Delta U}{RT^{2))}dT

Zde a jsou tepelný účinek reakce probíhající při konstantním tlaku nebo při konstantním objemu. Jestliže (tepelný efekt je kladný, reakce je endotermická ), pak je kladný i teplotní koeficient rovnovážné konstanty , to znamená, že s rostoucí teplotou rovnovážná konstanta endotermické reakce roste, rovnováha se posouvá doprava (což je zcela v souladu s Le Chatelierovým principem ). $\Delta H$ $\Delta U$ $\DeltaH>0$ ${\frac {d\ln K_{p}}{dT}}$

Metody výpočtu rovnovážné konstanty

Výpočtové metody pro stanovení rovnovážné konstanty reakce obvykle vedou k výpočtu standardní změny Gibbsovy energie během reakce ( ) a pak k použití vzorce: $\Delta G^{0}$

\Delta G^{0}=-RT\ln K^{0}

, kde je univerzální plynová konstanta .

R

Zároveň je třeba připomenout, že Gibbsova energie je funkcí stavu systému, to znamená, že nezávisí na dráze procesu, na reakčním mechanismu, ale je určena pouze počátečním a konečné stavy systému. Je -li tedy přímé určení nebo výpočet pro určitou reakci z nějakého důvodu obtížné, lze vybrat takové mezireakce, pro které je známa nebo ji lze snadno určit, a jejichž sečtením vznikne daná reakce (viz Hessův zákon ). Jako takové mezireakce se často používají zejména reakce tvorby sloučenin z prvků. $\Delta G^{0}$ $\Delta G^{0}$

Entropický výpočet změny Gibbsovy energie a rovnovážné konstanty reakce

Entropická metoda pro výpočet reakce je jednou z nejběžnějších a nejpohodlnějších [2] . Vychází z poměru: $\Delta G$

{\displaystyle \Delta G_{T}=\Delta H_{T}-T\Delta S_{T))

nebo pro standardní změnu Gibbsovy energie:

{\displaystyle \Delta G_{T}^{0}=\Delta H_{T}^{0}-T\Delta S_{T}^{0))

Zde se při konstantním tlaku a teplotě rovná tepelnému účinku reakce, jejíž metody výpočtu a experimentálního stanovení jsou známé - viz např. Kirchhoffova rovnice : $\Delta H^{0}$

\Delta H_{T}^{0}=\Delta H_{{298}}^{0}+\int _{{298}}^{T}\Delta C_{p}dT

Je nutné získat změnu entropie během reakce. Tento problém lze vyřešit několika způsoby, například:

Podle tepelných dat - na základě Nernstovy tepelné věty a s využitím informací o teplotní závislosti tepelné kapacity účastníků reakce. Například pro látky, které jsou za normálních podmínek v pevném stavu:

S_{298}=S_{0}+\int _{0}^{T}{\frac {C_{p\mathrm {(sol)} }}{T}}dT,

kde ( Planckův postulát ) a poté, resp. $S_{0}=0$

S_{298}=\int _{0}^{T}{\frac {C_{p\mathrm {(sol)} }}{T}}dT

. (index sol je zde z anglického solid, „solid“). Při určité teplotě :

T

S_{T}^{0}=S_{298}^{0}+\int _{298}^{T}{\frac {C_{p\mathrm {(sol)} }}{T} }dT

Pro látky kapalné nebo plynné při normální teplotě nebo obecněji pro látky v teplotním rozsahu od 0 (nebo 298) do procházející fázovým přechodem je třeba vzít v úvahu změnu entropie související s tímto fázovým přechodem.

T

Pro ideální plyny - metodami kvantové statistiky .
Různé empirické a semiempirické metody, k tomu často stačí malé množství výchozích dat. Například pro pevné anorganické látky lze entropii odhadnout pomocí vzorce [7] :

S_{298}^{0}=A\ln M+B

kde a jsou tabulkové konstanty v závislosti na typu příslušné sloučeniny, je molekulová hmotnost.

A

B

M

Pokud tedy známe a teplotní závislosti tepelné kapacity , lze ji vypočítat podle vzorce: $\Delta H_{{298}}^{0}$ $\Delta S_{{298}}^{0}$ $\Delta G_{T}^{0}$

\Delta G_{T}^{0}=\Delta H_{{298}}^{0}-T\Delta S_{{298}}^{0}+\int _{{298}}^{T} \Delta C_{p}dT-T\int _{{298}}^{T}\Delta C_{p}{\frac {dT}{T))

Poněkud zjednodušenou verzi tohoto vzorce získáme za předpokladu, že součet tepelných kapacit látek je nezávislý na teplotě a rovná se součtu tepelných kapacit při 298 K:

\Delta G_{T}^{0}=\Delta H_{298}^{0}-T\Delta S_{298}^{0}+\Delta C_{p~298}(T-298) -T\Delta C_{p~298}\ln {\frac {T}{298}}

A ještě zjednodušený výpočet se provede přirovnáním součtu tepelných kapacit k nule:

\Delta G_{T}^{0}=\Delta H_{{298}}^{0}-T\Delta S_{{298}}^{0}

Přechod z do rovnovážné konstanty se provádí podle výše uvedeného vzorce. $\Delta G_{T}^{0}$

Výpočet rovnovážné konstanty metodami statistické termodynamiky

Experimentální stanovení rovnovážné konstanty

Viz také

Poznámky

↑ 1 2 Stromberg A. G. , Semchenko D. P. Fyzikální chemie: Proc. pro chemicko-techn. specialista. univerzity / Ed. A. G. Stromberg. - 2. vyd. - M .: Vyšší. škola, 1988. - 496 s.
↑ 1 2 3 Patrov B. V., Sladkov I. B. Fyzikální chemie. Část 1: učebnice. příspěvek. - Petrohrad. : Polytechnické nakladatelství. un-ta, 2009. - 127 s. - ISBN 978-5-7422-2206-4 .
↑ Atkins P. Fyzikální chemie ve 2 svazcích, svazek 1. - M .: Mir, 1980. - 580 s.
↑ 1 2 3 Zhmurko G. P., Kazakov E. F., Kuznetsova V. N., Yatsenko A. V. Obecná chemie. — M.: Akademie, 2012. — ISBN 978-5-7695-9188-4 . — 512 s.
↑ 1 2 Anorganická chemie ve 3 svazcích / Edited by Treťjakov Yu.D. - Volume 1: Fyzikální a chemické základy anorganické chemie. — M.: Akademie, 2004. — 240 s.
↑ Atkins P. Fyzikální chemie ve 2 svazcích, svazek 2. - M .: Mir, 1980. - 584 s.
↑ Fyzikální chemie. Teoretické a praktické vedení. Proč. příručka pro vysoké školy / Ed. akad. B. P. Nikolský. - 2. vyd., přepracováno. a doplňkové - L .: Chemie, 1987. - 880 s.

Literatura

Kireev VA Metody praktických výpočtů v termodynamice chemických reakcí. - 2. vyd. - M. , 1975.
Zhorov Yu.M. Termodynamika chemických procesů. - M. , 1985.