-
Химическое равновесие.
-
С точки зрения обратимости химические
реакции бывают:
-
необратимые - идут в одном направлении
до полного израсходования одного из
реагирующих веществ.
-
обратимые – одновременно могут протекать
две взаимно противоположные реакции.
-
Обратимые реакции заканчиваются
наступлением химического равновесия,
когда Vпр = Vобр
и G→min
(значит ∆G→0); концентрации называются
равновесными и сохраняются неизменными.
-
Особенности состояния химического
равновесия:
-
оно динамическое; прямая и обратная
реакции не прекращаются, а протекают
с равными скоростями.
-
равновесие подвижно, т.е. при изменении
внешних условий происходит смещение
равновесия (ускорение одной из реакций)
и наступление нового равновесия при
других равновесных концентрациях в
соответствии с принципом Ле-Шателье:
-
если на систему, находящуюся в состоянии
химического равновесия подействовать
изменением внешних факторов (P,C,T),
то в системе усилится тот процесс,
который препятствует этому воздействию.
-
Для гомогенной реакции: аА + вВ ↔ сС
+ dD константа
равновесия имеет вид:
-
Kp=[C]c∙[D]d / [A]a∙[B]b;
-
Кр зависит от природы веществ и
температуры (для экзотермического
процесса при понижении температуры Кр
увеличивается; для эндотермического
– уменьшается) и не зависит от
концентраций. По величине Кр можно
судить о направлении и глубине процесса
в данных условиях.
-
lgКр=-ΔG0 / 2,3RT
-
Если Кр>1 равновесие смещено вправо
(ΔG0р-ции<0).
-
Если Кр<1 равновесие смещено влево
(ΔG0>0)
-
Если Кр=1 система находится в состоянии
равновесия (ΔG0=0).
-
Применение законов термодинамики к
живым системам
-
Теплота, выделяющаяся из организма,
равна теплоте, найденной путём подсчёта
по окислению веществ,
