Химическая термодинамика в курсе общей химии. Гончаров Е.Г. - 21 стр.

                                        - 21 -

член (его знак и абсолютная величина), а при высоких - энтропийный
(Т∆S). В случае равенства ∆Н=Т∆S наступает равновесие (∆G=0).
         Следует иметь в виду, что расчет ∆ G 0298 реакции характеризует воз-
можность осуществления процесса в стандартных условиях и при откло-
нении от них необходимо определение ∆Gреакц в реальных условиях. На-
пример, реакция образования аммиака из азота и водорода при 400°C не
осуществима при давлении каждого участника реакции 1 атм, т.к.
 ∆ G 0673 =+24,3 кДж/моль. Но при более высоких давлениях реагирующих
веществ этот процесс становится возможным, т.е. ∆ G 0673 принимает отри-
цательное значение.
        Следовательно, расчет свободной энергии ∆G следует вести с учетом
реальных концентраций (парциальных давлений) реагирующих веществ.
Обычно такие расчеты проводят по формуле:

                                          C 2 NH 3
                          ∆G = ∆G + RTln 2
                                    0

                                        C H 2 × CN 2


     Второе слагаемое этого соотношения включает реальные (неравно-
весные) концентрации (парциальные давления) реагирующих веществ, т.е.
их концентрации в начале процесса:

                                  C 2 NH 3
                                              = K′
                                C2H 2 × C N 2


     Здесь буквой K ′ обозначено отношение неравновесных концентра-
ций продуктов реакции к концентрациям исходных веществ и часто это
отношение называют кажущейся константой равновесия. Естественно,
что истинная константа равновесия К отражает отношение равновесных
концентраций реагирующих веществ.

                                [NH 3 ]2
                            K=                 .
                               [H 2 ]3 [ N 2 ]

    Легко видеть, что до установления равновесия K ′ ≠К. Допустим, на-
пример, что в какой-то момент (рис.14) концентрации компонентов реак-