Химическая термодинамика в курсе неорганической химии. Гончаров Е.Г - 22 стр.

знак и абсолютная величина), а при высоких – энтропийный (ТΔS). В слу-
чае равенства ΔН=ТΔS наступает равновесие (ΔG=0).
 Следует иметь в виду, что расчет Δ G 0298 реакции характеризует возмож-
ность осуществления процесса в стандартных условиях и при отклонении
от них необходимо определение ΔGреакц в реальных условиях. Например,
реакция образования аммиака из азота и водорода при 400°C не осущест-
вима при давлении каждого участника реакции 1 атм, т.к. Δ G 0298 =+24,3
кДж/моль. Но при более высоких давлениях реагирующих веществ этот
процесс становится возможным, т.е. ΔG принимает отрицательное значе-
ние.
      Следовательно, расчет свободной энергии ΔG следует вести с учетом
реальных концентраций (парциальных давлений) реагирующих веществ.
Обычно такие расчеты проводят по формуле:

                                             C 2 NH 3
                        ΔG = ΔG 0 + RTln
                                           C3 H2 × C N2


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

                                 C 2 NH3
                                             = K′
                              C 3 H 2 × C N2


      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-

                                     22