Уравнение изотермы химической

реакции

Химический потенциал –

величина, без которой невозможно объяснить с точки зрения термодинамики, почему реакция не идёт до конца, несмотря на ∆G⁰_r < 0

Ключевой момент для понимания – величина энтропии смеси (реагентов и продуктов)

Почему процесс с ∆G⁰_r < 0 не идёт до конца?

В простом расчёте ∆G⁰_r химической реакции все вещества берутся в количествах, равных стехиометрическим коэффициентам.

При увеличении концентрации продуктов реакции возрастают их химические потенциалы (μ_i = μ⁰_i + RTlnC).

Энтропия в системе из продуктов и реагентов, как правило, выше, чем в системе, состоящей только из продуктов.

Анализ уравнения изотермы

∆G = RT(ln[(C^e_E · C^d_D)/(C^a_A·C^b_B)] – lnK_C)

• D

  A

  B

  1) ln[(C^e_E ∙ C^d )/(C^a ∙C^b )] < lnK.

• Следовательно, ∆G<0. В системе термодинамически возможно самопроизвольное протекание прямой реакции при указанных выше условиях.

• D

  A

  B

  2) ln[(C^e_E ∙ C^d )/(C^a ∙C^b )] > lnK.

• Следовательно, ∆G>0. В этом случае в системе термодинамически возможно самопроизвольное протекание обратной реакции при указанных выше условиях.

• D

  A

  B

  3) ln[(C^e_E ∙ C^d )/(C^a ∙C^b )] = lnK.

• Следовательно, ∆G=0. Данная система будет находиться в состоянии химического равновесия.

• Из анализа уравнения изотермы химической реакции видно, что меняя начальные концентрации (парциальные давления) веществ, в принципе, можно менять и направление протекания реакции.

Молекулярный докинг

₊ = ???

Расчёт константы связывания

∆G⁰ = -RTlnK_C

• ln(К_равн) = - ΔG⁰ / (RT)

• _{Кравн = e}-ΔG⁰ / (RT)

• ^Кравн ^{= С}комп ^{/ (C}лиг ^{∙ С}рец⁾

• Если 1 моль рецепторов связал лиганд, а 1 моль не связал, то:

• ^Слиг ^{= 1 / К}равн

• Так рассчитывают константу ингибирования

Результаты молекулярного

докинга

Уравнения изобары и изохоры

химической реакции

• Уравнения изобары и изохоры химической реакции определяют зависимость константы равновесия от температуры при p=const или V=const, соответственно.

• Найдём (∂lnK_p/∂T)_p. С этой целью продифференцируем по температуре уравнение _∆G⁰=-RTlnK_p

Изобара химической реакции

Энергия Гиббса: ∆G⁰ = –RTlnK_p d∆G⁰ = – RlnK_pdT – RTdlnK_p

(∂∆G⁰ /∂T)_p = – RlnK_p – RT(∂lnK_p/∂T)_p (∂∆G⁰ /∂T)_p = – ∆S⁰ и ∆G⁰ = – RTlnK_p

– ∆S⁰ = ∆G⁰/T – RT(∂lnK_p/∂T)_p RT²(∂lnK_p/∂T)_p = ∆G⁰ + T∆S⁰ = ΔH⁰

(∂lnK_p/∂T)_p = ΔH⁰/(RT²)

Изохора химической реакции

Энергия Гельмгольца: ΔF = ΔU – TΔS

∆F⁰= – RTlnK_V

d∆F⁰ = – RlnK_VdT – RTdlnK_V

(∂∆F⁰ /∂T)_V = – RlnK_V – RT(∂lnK_V/∂T)_V (∂∆F⁰ /∂T)_V = – ∆S⁰ и ∆F⁰ = – RTlnK_V

– ΔS⁰ = ΔF⁰/T – RT(∂lnK_V/∂T)_V RT²(∂lnK_V/∂T)_V = ΔF⁰ + TΔS = ΔU

(∂lnK_V/∂T)_V = ΔU⁰/(RT²)

Анализ уравнения изобары

• Рассмотрим случай, когда реакция проводится при p=1 атм. Тогда уравнение (∂lnK_p/∂T)_p = _∆H/RT² примет следующий вид:

• dlnK_p/dT = _∆H⁰/RT²

• 1) _∆H⁰ > 0, следовательно, _∆H⁰/RT² > 0, то есть, при увеличении температуры (dT > 0) величина lnK_p, а следовательно, и K_p возрастает, а при уменьшении температуры K_p уменьшается.

• 2) _∆H⁰ < 0, следовательно, dlnK_p/dT < 0, то есть, с ростом аргумента Т величина lnK_p, а, значит, и K_p уменьшается.

• 3) _∆H⁰ = 0; dlnK_p/dT = 0. Функция lnK_p, а также и K_p , не зависит от температуры, то есть, K_p=const при Т≠const.

• Проведенный анализ является частным случаем применения принципа Ле-Шателье, когда внешним, воздействующим на систему, фактором является температура (то есть, как влияет изменение температуры на смещение равновесия в случае эндо- и экзотермических реакций).

• В интегральной форме уравнение изобары химической реакции имеет следующий вид:

• ln(K₂/K₁) = (_∆H⁰/R) ∙ (1/T₁ – 1/T₂)

• Таким образом, зная значения константы равновесия K₁ и K₂ при двух температурах Т₁ и Т₂, можно рассчитать величину теплового эффекта реакции _∆H⁰ или же, зная величину _∆H⁰ и значение константы равновесия при какой-либо температуре Т₁, можно определить и константу равновесия при другой температуре Т₂.