Энтропийный расчёт изменения энергии Гиббса и константы равновесия реакции
Энтропийный метод расчёта ΔG реакции является одним из самых распространённых и удобных[2]. Он основан на соотношении:
или, соответственно, для стандартного изменения энергии Гиббса:
Здесь ΔH0 при постоянных давлении и температуре равно тепловому эффекту реакции, методы расчёта и экспериментального определения которого известны — см., например, уравнение Кирхгофа:
Необходимо получить изменение энтропии в ходе реакции. Эта задача может быть решена несколькими способами, например:
По термическим данным — с опорой на тепловую теорему Нернста и с использованием сведений о температурной зависимости теплоёмкости участников реакции. Например, для веществ, при нормальных условиях находящихся в твёрдом состоянии:
где S0 = 0 (постулат Планка) и тогда, соответственно,
.
(здесь индекс sol — от англ. solid, "твердый"). При некоторой заданной температуре T:
Для жидких или газообразных при нормальной температуре веществ, или, в более общем случае, для веществ, в интервале температур от 0 (или 298) и до T претерпевающих фазовый переход, следует учитывать изменение энтропии, связанное с этим фазовым переходом.
Для идеальных газов — методами квантовой статистики.
Различными эмпирическими и полуэмпирическими методами, для этого часто достаточно небольшого объёма исходных данных. Например, для твёрдых неорганических веществ оценить энтропию можно по формуле[7]:
где A и B — табличные константы, зависящие от типа рассматриваемого соединения, M — молекулярная масса.
Итак,
если известны 
, 
и
температурные зависимости
теплоёмкости,
может
быть рассчитано по формуле:
Несколько упрощённый вариант этой формулы получают, считая сумму теплоёмкостей веществ не зависящей от температуры и равной сумме теплоёмкостей при 298 K:
И еще более упрощённый расчёт проводят, приравнивая сумму теплоёмкостей к нулю:
Переход от к константе равновесия осуществляется по приведённой выше формуле.
Расчёт константы равновесия методами статистической термодинамики
Экспериментальное определение константы равновесия
См. также
Константа диссоциации
Константа автопротолиза
Константа гидролиза
Константа устойчивости
Константа Михаэлиса
Энергия Гиббса
Примечания
↑ 1 2 Стромберг А. Г., Семченко Д. П. Физическая химия: Учеб. для хим.-технол. спец. вузов / Под ред. А. Г. Стромберга. — 2-е изд. — М.: Высш. шк., 1988. — 496 с.
↑ 1 2 3 Патров Б. В., Сладков И. Б. Физическая химия. Ч. 1 : учеб. пособие. — СПб.: Изд-во Политехн. ун-та, 2009. — 127 с. — ISBN 978-5-7422-2206-4.
↑ Эткинс П. "Физическая химия" в 2 т, том 1. - М.:Мир, 1980. - 580 с.
↑ 1 2 3 Жмурко Г.П, Казаков Е.Ф, Кузнецова В.Н, Яценко А.В. "Общая химия". - М.: Акакдемия, 2012. - ISBN 978-5-7695-9188-4. - 512 с.
↑ 1 2 Неорганическая химия в 3 т. /Под редакцией Третьякова Ю.Д. - Том 1: "Физико-химические основы неорганической химии". - М.:Академия, 2004. - 240 с.
↑ Эткинс П. "Физическая химия" в 2 т, том 2. - М.:Мир, 1980. - 584 с.
↑ Физическая химия. Теоретическое и практическое руководство. Учеб. пособие для вузов / Под ред. акад. Б. П. Никольского. — 2-е изд., перераб. и доп. — Л.: Химия, 1987. — 880 с.
Литература
Киреев В.А. Методы практических расчётов в термодинамике химических реакций. — 2-е изд. — М., 1975.
Жоров Ю.М. Термодинамика химических процессов. — М., 1985.