21.Зависимость f и g от температуры (уравнения Гиббса-Гельмгольца).

∆G – Энергия Гиббса(T и p – const), ∆F – Энергия Гельмгольца(V и T – const)Две противоположные тенденции процессов - ∆H – изменение энтальпии и ∆S – изменение энтропии - не могут быть критериями самопроизвольного протекания процесса. Для изобарно-изотермических процессов их объединяет функция, называемая Энергией Гиббса:∆G=∆H−T∆S; ∆G=−A

∆G<0, процесс самопроизвольный∆G=0, динамическое равновесие

∆G>0, прямой процесс невозможен, возможен только обратный

Энергия Гельмгольца – характеризует предел и направление самопроизвольного течения химической реакции при изохорно-изотермических условиях, которое возможно при соблюдении неравенства deltaF< 0∆F=∆U−T∆S

22. Условия самопроизвольного протекания химических реакций.

В химических системах вещества стремятся к минимуму внутренней энергии. Экзотермические реакции протекают самопроизвольно, так как вещества при их окончании достигают своего минимума внутренней энергии. Но также самопроизвольно протекают и эндотермические реакции - это растворение солей. Макросостояние системы тем более вероятно, чем большим числом микросостояний оно может быть описано. Условия самопроизвольного протекания реакций:  1. стремление системы к достижению минимального значения внутренней энергии  2. стремление системы к более вероятному своему состоянию. Но часто происходит столкновение этих двух определяющих факторов, и возникает состояние, называемое химическим равновесием. Функция, которая учитывает оба этих фактора – энергия Гиббса. Самопроизвольно протекают те процессы, энергия Гиббса которых равна отрицательному значению. Если температура мала, то энтальпия равна энергии Гиббса и самопроизвольно протекают экзотермические реакции. Если высокая температура, то отрицательное значение имеет энергия Гиббса и реакции протекают самопроизвольно. Необратимые реакции протекают до полного израсходования одного из реагентов. Обратимые протекают во взаимопротивоположных направлениях. В состоянии химического равновесия система достигает своего минимального значения энергии и энергия Гиббса, как и константа химического равновесия, равна нулю.

23.Изотерма химической реакции. Стандартное изменение свободной энергии.

Для реакции, протекающей в изобарно-изотермических условиях, в некотором неравновесном исходном состоянии энергии Гиббса или химические потенциалы реагирующих веществ и продуктов реакции в общем случае не одинаковы, их разность (ΔG_T) может быть рассчитана по уравнению: где  — отношение парциальных давлений участников реакции в исходном состоянии в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам; R — универсальная газовая постоянная.Это уравнение называют уравнением изотермы химической реакции. Оно позволяет рассчитать изменение энергии Гиббса при протекании процесса и определить направление протекания реакции:при      — реакция идёт в прямом направлении, слева направо;при      — реакция достигла равновесного состояния;при      — реакция идёт в обратном направлении.константа равновесия может быть рассчитана по уравнению:

24. Константа химического равновесия. Различные способы выражения констант равновесия. Соотношение между константами.Рассмотрим гомогенную химическую реакцию: Реакции протекают до полного исчезновения исходных веществ, а останавливаются при достижении определенного состояния равновесия. Условия химического равновесия: Равновесные давления участников реакции: Согласно закону действующих масс константа равновесия, выраженная через парциальные давления.Размерность . изменение числа молей при протекании реакции.При написании констант равновесия гетерогенных реакции учитываются парциальные давления только газообразных участников реакций, поскольку давления пара конденсированных фаз малы по сравнению с газообразными компонентами.Пример. константа равновесия, выраженная через концентрации. Кроме того существуют где а-активности, н-мольная доля.Соотношения между константами равновесия: