При нормальных температурах и незначительном изменении s:

G = H ,

т.к. член уравнения (14) TS  0.

Но химическая реакция возможна только при G 0, т.е. при G = H.

Следовательно, при нормальных температурах и незначительном изменении S самопроизвольно могут протекать только экзотермические реакции (H  0).

Если в результате экзотермической реакции уменьшается число молей газообразных веществ и, соответственно, энтропия системы (S  0), то при низких температурах H  TS , и реакция может самопроизвольно протекать в прямом направлении (G  0).

Эндотермические реакции при невысоких температурах могут протекать в прямом направлении только вынужденно, т.е. при изменении параметров системы.

При высоких температурах TS будет определять направление химической реакции, и в зависимости от значения температуры может меняться как значение, так и знак G.

Для определения температуры, выше которой происходит смена знака энергии Гиббса реакции, можно воспользоваться условием равновесия:

G = 0;

т.е.

H = T_p S (16),

откуда

(17),

где - температура, при которой устанавливается равновесие, т.е. равновероятная возможность протекания прямой и обратной реакции.

Таблица 4. Влияние температуры на направление химических реакций.

	S	G	Направление реакции	Примеры реакций
  	S  	G  	Прямая реакция может быть самопроизвольной при любых температурах	С(графит) +O2 = CO
  	S  	G  	Прямая реакция не может протекать само-произвольно при любых температурах	CO = С(графит) +O2
  	S  	G   при Т  Тр G   при Т  Тр	Самопроизвольно может протекать прямая реакция при низких температурах и обратная реакция – при высоких темпера-турах	CaO + CO2 = CaCO3
  	S  	G   при Т  Тр G   при Т  Тр	Самопроизвольно может протекать прямая реакция при высоких температурах и обратная реакция – при низких темпера-турах	CH4 + 2H2O(Г.) = = СO2 + 4H2

Таким образом можно сделать следующие выводы:

1. Химическая реакция самопроизвольно протекает в направлении уменьшения значения G.

2. Чем сильнее убывает величина G, тем более вероятно проведение химической реакции в прямом направлении.

3. Если G  0, то химическая реакция не будет протекать в прямом направлении. Причём, если G  0, то химический процесс можно осуществить в обратном направлении.

4. При   , S > 0 химическая реакция возможна без ограничений; и, наоборот, при ΔH > 0, ΔS < 0 химическая реакция, вообще, неосуществима.

4. Термодинамические представления о равновесном состоянии.

Константа химического равновесия К_р. зависит от природы реагентов и от температуры. Она связана с изменением стандартной энергии Гиббса химической реакции уравнением:

=  R T ln K_p (18)

Если учесть, что _,то после некоторого преобразования получим:

(19)

Из этого уравнения видно, что константа равновесия очень чувствительна к изменению температуры. Для эндотермических процессов повышение температуры отвечает увеличению константы равновесия, для экзотермических – её уменьшению.

От давления (если оно не очень велико) константа равновесия не зависит.

Зависимость константы равновесия от энтальпийного и энтропийного факторов свидетельствует о влиянии на неё природы реагентов.