Зависимость константы равновесия от температуры. Запишем энергию Гиббса через изменение энтальпии и энтропии:

RTlnK = –_rН + T_rS = lnK = –_rН/RT + _rS/R. После дифференцирования получаем

Это уравнение изобары реакции. При решении задач используется приближенное уравнение

(5)

Написанное уравнение показывает, что у экзотермической реакции (_rН  0) при повышении температуры константа уменьшается (логарифм отношения отрицательный) и равновесие смещается влево. У эндотермической – логарифм отношения положительный, и константа увеличивается. Это соответствует принципу Ле Шателье:

Внешнее воздействие на равновесную систему вызывает процесс, ведущий к уменьшению результата воздействия.

Применим принцип Ле Шателье к реакции

H b(р-р) + O₂(г) HbO₂(р-р)

Воздействие	Результат	Ответ системы	Вывод
Добавление кислорода в воздух	р(О2) 	р(О2) 	Равновесие смещается 

VI Равновесие в гетерогенных системах

В системах, содержащих две и более фаз, как например газ и твердое вещество, раствор и осадок, относительная концентрация вещества в чистой твердой фазе остается постоянной, и равной 1. Если на дне стакана с раствором имеется кристаллическая соль, то по мере ее растворения масса кристаллов уменьшается, но концентрация соли в самих кристаллах остается постоянной. Поэтому насыщенный раствор соли (что соответствует состоянию равновесия раствор – осадок) имеет концентрацию, не зависящую от массы осадка.

Постоянная концентрация вещества в твердой фазе, принимаемая равной 1, в выражение Пс и K не входит. Распространенным примером гетерогенных процессов является растворение малорастворимых солей и выпадение осадков из растворов:

прямая реакция растворение

С аСО₃(кр) Са²⁺ + СО₃^2

K_пр = (Ca²⁺) (CO₃^2)

обратная реакция осаждение

С а²⁺ + СО₃^2 СаСО₃

12