Уравнение закона действующих масс в общем виде.

Формулировка закона действующих масс для обратимых реакций: в данной обратимой реакции при данной температуре отношение произведений равновесных концентраций продуктов реакции и исходных веществ, возведенных в степени их стехиометрических коэффициентов, есть величина постоянная.

К_с показывает во сколько раз скорость прямой реакции больше скорости обратной, если концентрации каждого из реагирующих веществ равны 1 моль/л. В этом физический смысл константы равновесия. Константа равновесия определяет глубину протекания процесса в момент достижения состояния равновесия. Чем больше К, тем полнее происходит взаимодействие веществ. Зная К, можно вычислить теоретически возможный выход продуктов реакции. Константа равновесия – важнейшая характеристика химического взаимодействия .Для необратимых реакций К , т.к. равновесные концентрации продуктов реакции намного превышают концентрации исходных веществ. Она зависит от температуры, от природы реагирующих веществ, но не зависит от их концентрации (давления). Константа диссоциации слабых электролитов (кислот и оснований), константа нестойкости комплексных ионов, ионное произведение воды, произведение растворимости – характеризуют обратимые процессы и являются константами равновесия.

Свободная энергия Гиббса и константа равновесия

Условием принципиальной осуществимости процесса, т.е. возможности самопроизвольного протекания реакции в прямом направлении является неравенство G⁰  0.

Чем меньше G⁰ нуля , тем дальше система от состояния равновесия и тем более она реакционноспособна. Любая реакция может протекать самопроизвольно только в направлении, приближающем систему к состоянию равновесия. Если в системе наступило истинное химическое равновесие, то дальнейшее изменение энергии Гиббса происходить не будет, т.е. G⁰ = 0, тогда H = T · S - энтальпийный фактор равен энтропийному - термодинамическая концепция равновесия.

Термодинамика дает важное соотношение между стандартной свободной энергией и константой равновесия, названное изотермой химической реакции:

G⁰ = -R · T · ln K = -2,3 · R · T · lg K

При 298К(25⁰С) это уравнение преобразуется к виду:

G⁰ = -5,69 · lg K.

Как видно из этих уравнений отрицательный знак G⁰ возможен только в случае, если lgK  0, т.е. К  1, а положительный – если lgK  0, т.е. К  1.

Это значит, что при отрицательных значениях G⁰ равновесие смещено в направлении прямой реакции и выход продуктов реакции сравнительно велик, при положительном знаке G⁰ равновесие смещено в сторону обратной реакции и выход продуктов прямой реакции сравнительно мал.

Знак G⁰ указывает на возможность или невозможность протекания реакции только в стандартных условиях. Чем значительнее убыль энергии Гиббса, тем больше константа равновесия.

Константа равновесия связана с энтальпией системы. Из уравнения Аррениуса

k = A · e^{-Eа /R ·T}

В случае химического равновесия:

Разность энергий активации прямой и обратной реакций равняется изменению энтальпии в результате взаимодействия Еа₁ - Еа₂ = Н, тогда

К_равн = А · е ^{- Н /R·T} –уравнение Вант - Гоффа,

или в логарифмической форме

lnK = lnA - H/R · T

Изменение температуры влияет на величину константы равновесия.