Параметры состояния термодинамических систем и их тепловых процессов. Дурина Т.А - 35 стр.

      Пример 4.3. Определение температурной области самопроизвольного
протекания реакции, выраженной уравнением: СаСО3(т) = СаО(т) + СО2(г).
      Находим ∆Н и ∆S:∆Н ≅ ∆Н0298 = (∆Но298,СаО + ∆Но298,СО2) – ∆Но298,СаСО3 =
(-635,1 + (-393,51)) –    − (-1206) = 177,39кДж = 177390 Дж; ∆S ≅ ∆S0298 =
(S0298,CaO + S0298,CO2) – S0298,CaCO3 = (39,7 + 213,6) –     − 92,9 = 160,4 Дж/К.
Подставляем значения ∆Н и ∆S в неравенство и решаем его относительно
Т:
177390 – Т⋅160,4<0, или 177390<Т⋅160,4,               или T>1106. Т.е. при всех
температурах, больших 1106К, будет обеспечиваться отрицательность ∆G
и, следовательно, в данном температурном диапазоне будет возможным
самопроизвольное протекание рассматриваемой реакции.


5. Химическое равновесие
      Химическое равновесие устанавливается в обратимых реакциях –
в реакциях, которые могут протекать как в прямом, так и в обратном
направлении. Если реакция аА+bB⇔cC+dD обратима, это означает, что
реагенты А и В способны превращаться в продукты С и D (прямая реакция),
а продукты С и D в свою очередь могут, реагируя между собой, вновь
образовывать     исходные      вещества      А    и     В    (обратная   реакция).
Термодинамическим         условием      химического         равновесия   является
неизменность энергии Гиббса реакции, т.е. ∆G=0, а кинетическим
условием равновесия – равенство скоростей прямой (V1) и обратной (V2)
реакции, т.е. V1=V2.
      Так как в состоянии химического равновесия и прямая, и обратная
реакции протекают с одинаковыми скоростями, концентрации реагентов и
продуктов во времени не изменяются. Эти не изменяющиеся во времени
концентрации называются равновесными. Равновесные концентрации, в
отличие от неравновесных, изменяющихся в ходе реакции, принято
обозначать особым образом, а именно, формулой вещества, заключённой в


                                        35