Какво е термодинамичен потенциал. Термодинамични потенциали

Компоненти n i, химически. потенциали на компоненти m и т.н.), използвани в гл. обр. за описание на термодинамичното равновесие. Всеки термодинамичен потенциал съответства на набор от параметри на състоянието, т.нар. естествени променливи.

Най-важните термодинамични потенциали: вътрешна енергия U (естествени променливи S, V, n i); енталпия Н= U - (- pV) (естествени променливи S, p, n i); Енергия на Хелмхолц (свободна енергия на Хелмхолц, функция на Хелмхолц) F = = U - TS (естествени променливи V, T, n i); Енергия на Гибс (свободна енергия на Гибс, функция на Гибс) G=U - - TS - (- pV) (естествени променливи p, T, n i); голяма термодинамична потенциал (естественпроменливи променливи V, T, m i).

T термодинамичните потенциали могат да бъдат представени чрез обща f-loy

където L k са интензивни параметри, независещи от масата на системата (това са T, p, m i), X k са екстензивни параметри, пропорционални на масата на системата (V, S, n i). Индекс l = 0 за вътрешна енергия U, 1 за H и F, 2 за G и W. Термодинамичните потенциали са функции на състоянието на термодинамична система, т.е. тяхното изменение във всеки преходен процес между две състояния се определя само от началното и крайното състояние и не зависи от пътя на прехода. Пълните диференциали на термодинамичните потенциали имат формата:

Извиква се ниво (2). фундаментално уравнение на Гибс в енергетиката. изразяване. Всички термодинамични потенциали имат измерението на енергия.

Условия на термодинамично равновесие. системи се формулират като равенство на нула на общите диференциали на термодинамичните потенциали при постоянство на съответните естествени променливи:

Термодинамика Устойчивостта на системата се изразява с неравенствата:

Намаляването на термодинамичните потенциали в равновесен процес с постоянни естествени променливи е равно на максималната полезна работа на процес А:

В този случай работата A се извършва срещу всяка обобщена сила L k, действаща върху системата, с изключение на външната. налягане (вижте Максимална реакционна работа).

T термодинамичните потенциали, взети като функции на техните естествени променливи, са характерни функции на системата. Това означава, че всеки термодинамичен. свойства (свиваемост, топлоемкост и др.) м.б. изразено чрез връзка, която включва само даден термодинамичен потенциал, неговите естествени променливи и производни на термодинамични потенциали от различен порядък по отношение на естествените променливи. По-специално, с помощта на термодинамичните потенциали е възможно да се получат уравненията на състоянието на системата.

Производните на термодинамичните потенциали имат важни свойства. Първите частични производни по отношение на естествените екстензивни променливи са равни на интензивните променливи, например:

[като цяло: (9 Y l /9 X i) = L i ]. Обратно, производните по отношение на естествените интензивни променливи са равни на екстензивните променливи, например:

[като цяло: (9 Y l /9 L i) = X i ]. Вторите частни производни по отношение на естествените променливи определят козината. и термин-мих. свойства на системата, например:

защото диференциалите на термодинамичните потенциали са пълни, кръстосаните втори частни производни на термодинамичните потенциали са равни, например. за G(T, p, n i):

Връзки от този тип се наричат ​​релации на Максуел.

T термодинамичните потенциали също могат да бъдат представени като функции на променливи, различни от естествените, например. G(T, V, n i), но в този случай свойствата на термодинамичните потенциали като характеристика. функциите ще бъдат загубени. В допълнение към термодинамичните потенциали, характеристика функции са ентропия S (естествени променливи U, V, n i), функция на Massier F 1= (естествени променливи 1/T, V, n i), функцияДъска (естествени променливи 1/T, p/T, n i).

T Термодинамичните потенциали са свързани помежду си чрез уравненията на Гибс-Хелмхолц. Например за H и G

Общо взето:

T термодинамичните потенциали са хомогенни функции от първа степен на техните естествени екстензивни променливи. Например, с увеличаване на ентропията S или броя на моловете n i, енталпията H нараства пропорционално.Съгласно теоремата на Ойлер, хомогенността на термодинамичните потенциали води до връзки като:

В хим. термодинамика, в допълнение към термодинамичните потенциали, записани за системата като цяло, широко се използват средни моларни (специфични) стойности (например, ,

Лекция на тема: “Термодинамични потенциали”

план:

Група потенциали “E F G H”, имаща измерението енергия.

Зависимост на термодинамичните потенциали от броя на частиците. Ентропията като термодинамичен потенциал.

Термодинамични потенциали на многокомпонентни системи.

Практическо прилагане на метода на термодинамичните потенциали (на примера на задача за химическо равновесие).

Един от основните методи на съвременната термодинамика е методът на термодинамичните потенциали. Този метод възниква до голяма степен благодарение на използването на потенциали в класическата механика, където промяната му е свързана с извършената работа, а самият потенциал е енергийна характеристика на термодинамична система. Исторически погледнато, първоначално въведените термодинамични потенциали също имат измерението на енергия, което определя името им.

Посочената група включва следните системи:

Вътрешна енергия;

Свободна енергия или потенциал на Хелмхолц;

Термодинамичен потенциал на Гибс;

Енталпия.

Потенциалът на вътрешната енергия беше показан в предишната тема. От него следва потенциала на останалите количества.

Диференциалите на термодинамичния потенциал приемат формата:

От отношенията (3.1) става ясно, че съответните термодинамични потенциали характеризират една и съща термодинамична система по различни начини... описания (методи за определяне на състоянието на термодинамична система). По този начин за адиабатично изолирана система, описана в променливи, е удобно да се използва вътрешна енергия като термодинамичен потенциал.Тогава параметрите на системата, термодинамично свързани с потенциалите, се определят от отношенията:

, , , (3.2)

Ако като метод за описание се използва „система в термостат“, дефинирана от променливи, най-удобно е свободната енергия да се използва като потенциал. Съответно за системните параметри получаваме:

, , , (3.3)

След това ще изберем модела „система под буталото“ като метод за описание. В тези случаи функциите на състоянието образуват набор (), а потенциалът на Гибс G се използва като термодинамичен потенциал. Тогава системните параметри се определят от изразите:

, , , (3.4)

А в случай на „адиабатна система над бутало“, дефинирана от функции на състоянието, ролята на термодинамичен потенциал играе енталпията H. Тогава системните параметри приемат формата:

, , , (3.5)

Тъй като отношенията (3.1) определят общите диференциали на термодинамичните потенциали, можем да приравним вторите им производни.

Например, Като се има предвид това

получаваме

(3.6a)

По същия начин, за останалите параметри на системата, свързани с термодинамичния потенциал, пишем:

(3.6b-e)

Подобни идентичности могат да бъдат записани за други набори от параметри на термодинамичното състояние на системата въз основа на потенциала на съответните термодинамични функции.

И така, за „система в термостат“ с потенциал имаме:

За система „над буталото“ с потенциал на Гибс ще са валидни следните равенства:

И накрая, за система с адиабатно бутало с потенциал H, получаваме:

Равенствата от вида (3.6) – (3.9) се наричат ​​термодинамични тъждества и в редица случаи се оказват удобни за практически изчисления.

Използването на термодинамични потенциали позволява съвсем просто да се определи работата на системата и топлинния ефект.

Така от отношенията (3.1) следва:

От първата част на равенството следва добре известното твърдение, че работата на топлоизолирана система () се извършва поради намаляване на нейната вътрешна енергия. Второто равенство означава, че свободната енергия е тази част от вътрешната енергия, която по време на изотермичен процес напълно се превръща в работа (съответно „останалата“ част от вътрешната енергия понякога се нарича свързана енергия).

Количеството топлина може да бъде представено като:

От последното равенство става ясно защо енталпията се нарича още топлосъдържание. По време на горене и други химични реакции, протичащи при постоянно налягане (), количеството отделена топлина е равно на промяната в енталпията.

Изразът (3.11), като се вземе предвид вторият закон на термодинамиката (2.7), ни позволява да определим топлинния капацитет:

Всички термодинамични потенциали от енергиен тип имат свойството адитивност. Следователно можем да напишем:

Лесно се вижда, че потенциалът на Гибс съдържа само един адитивен параметър, т.е. специфичният потенциал на Гибс не зависи от. Тогава от (3.4) следва:

(3.14) параметри на газа (T, P, V) ... система неутрален молекулен газ с висок потенциалйонизация + свободни електрони, излъчени от частици...

Термодинамикаоснови на термоеластичността

Курсова работа >> Физика

И термоеластичността въвежда обобщен комплекс потенциалитермоеластичност, което направи възможно решаването на различни проблеми... Козионов В.А., Испулов Н.А., Баяубаев Е.К. Сейтханова А.К. Динамичен и термодинамикапроцеси в скалисти почви и строителни конструкции...

Термодинамикахарактеристики (H, S, G) и възможността за спонтанно възникване на процеса

Курсова работа >> Химия

Курсова работа на университетския факултет по химия " Термодинамикахарактеристики (H, S, G) и възможността за спонтанно...). намирам потенциалиокислител и редуктор показват посоката на процеса. Дефинирайте термодинамикахарактеристики...

Термодинамикахарактеристики на реакционните места

Тест >> Химия

CaCO4 = CaO + CO2 Стандарт термодинамикахарактеристики на реакционните места: kJ ∆ ... елементна разлика между електрод потенциаликатод и анод. ...с по-положителен електрод потенциал, а анодът е електрод с по-отрицателен потенциал. EMF = E...

Физическа величина, чиято елементарна промяна по време на прехода на системата от едно състояние в друго е равно на количеството получена или отдадена топлина, разделено на температурата, при която е настъпил този преход, се нарича ентропия.

За безкрайно малка промяна в състоянието на системата:

Когато системата преминава от едно състояние в друго, промяната в ентропията може да се изчисли, както следва:

Въз основа на първия закон на термодинамиката можем да получим

dS=dQ/T=C V dT/T+RdV/V и

При изотермичен процес T=const, т.е. T 1 = T 2:

DS=R×ln(V 2 /V 1).

При изобарен процес p=const, т.е. V 2 /V 1 =T 2 /T 1:

DS=(C V +R)×ln(T 2 /T 1)=C p ×ln(T 2 /T 1)=C p ×ln(V 2 /V 1).

За изохоричен процес V=const, т.е. V 1 = V 2:

DS=C V ×ln(T 2 /T 1).

При адиабатен процес dQ=0, т.е. DS=0:

S1 =S2 =конст.

Промени в ентропията на система, изпълняваща цикъл на Карно:

DS=-(Q 1 /T 1 +Q 2 /T 2).

Ентропията на затворена система, изпълняваща обратим цикъл на Карно, не се променя:

dS=0 или S=конст.

Ако системата претърпи необратим цикъл, тогава dS>0.

По този начин ентропията на затворена (изолирана) система не може да намалее по време на никакви процеси, протичащи в нея:

където знакът за равенство е валиден за обратимите процеси, а знакът за неравенство е валиден за необратимите.

Вторият закон на термодинамиката: "В изолирана система са възможни само такива процеси, при които ентропията на системата се увеличава." Това е

dS³0 или dS³dQ/T.

Вторият закон на термодинамиката определя посоката на термодинамичните процеси и посочва физическия смисъл на ентропията: ентропията е мярка за разсейване на енергия, т.е. характеризира тази част от енергията, която не може да се превърне в работа.

Термодинамичните потенциали са определени функции на обема V, налягането p, температурата T, ентропията S, броя на частиците на системата N и други макроскопични параметри x, които характеризират състоянието на термодинамичната система. Те включват: вътрешна енергия U=U(S,V,N,x), енталпия H=H(S,p,N,x); свободна енергия – F=F(V,T,N,x), енергия на Гибс G=G(p,T,N,x).

Промяната във вътрешната енергия на система във всеки процес се определя като алгебричната сума на количеството топлина Q, което системата обменя с околната среда по време на процеса, и работата A, извършена от системата или извършена върху нея. Това отразява първия закон на термодинамиката:

Промяната в U се определя само от стойностите на вътрешната енергия в началното и крайното състояние:

За всеки затворен процес, който връща системата в първоначалното й състояние, промяната във вътрешната енергия е нула (U 1 = U 2 ; DU = 0; Q = A).

Промяната във вътрешната енергия на системата при адиабатен процес (при Q = 0) е равна на работата, извършена върху системата или извършена от системата DU = A.

В случай на най-простата физическа система с малки междумолекулни взаимодействия (идеален газ), промяната във вътрешната енергия се свежда до промяна в кинетичната енергия на молекулите:

където m е масата на газа;

c V – специфичен топлинен капацитет при постоянен обем.

Енталпия (топлосъдържание, термична функция на Гибс) – характеризира състоянието на макроскопична система в термодинамично равновесие при избор на ентропия S и налягане p – H(S,p,N,x) като основни независими променливи.

Енталпията е адитивна функция (т.е. енталпията на цялата система е равна на сумата от енталпиите на нейните съставни части). Енталпията е свързана с вътрешната енергия U на системата чрез връзката:

където V е обемът на системата.

Общият диференциал на енталпията (с постоянни N и x) има формата:

От тази формула можем да определим температурата T и обема V на системата:

T=(dH/dS), V=(dH/dp).

При постоянно налягане топлинният капацитет на системата е

Тези свойства на енталпията при постоянно налягане са подобни на свойствата на вътрешната енергия при постоянен обем:

T=(dU/dS), p=-(dU/dV), c V =(dU/dT).

Свободната енергия е едно от имената за изохорно-изотермичен термодинамичен потенциал или енергия на Хелмхолц. Дефинира се като разликата между вътрешната енергия на термодинамична система (U) и произведението на нейната ентропия (S) и температура (T):

където TS е свързаната енергия.

Енергия на Гибс – изобарно-изотермичен потенциал, свободна енталпия, характеристична функция на термодинамична система с независими параметри p, T и N – G. Определя се чрез енталпията H, ентропията S и температурата T по равенството

Със свободната енергия - енергията на Хелмхолц, енергията на Гибс е свързана със съотношението:

Енергията на Гибс е пропорционална на броя на частиците N на частица, наречена химичен потенциал.

Работата, извършена от термодинамична система във всеки процес, се определя от намаляването на термодинамичния потенциал, който отговаря на условията на процеса. Така, при постоянен брой частици (N=const) при условия на топлоизолация (адиабатен процес, S=const), елементарната работа dA е равна на загубата на вътрешна енергия:

За изотермичен процес (T=const)

В този процес работата се извършва не само поради вътрешна енергия, но и поради топлината, постъпваща в системата.

За системи, в които е възможен обмен на материя с околната среда (промяна на N), са възможни процеси при постоянни p и T. В този случай елементарната работа dA на всички термодинамични сили, с изключение на силите на налягане, е равна на намаляване на термодинамичния потенциал на Гибс (G), т.е.

Съгласно теоремата на Нернст, промяната в ентропията (DS) за всякакви обратими изотермични процеси, протичащи между две равновесни състояния при температури, приближаващи се до абсолютната нула, клони към нула

Друга еквивалентна формулировка на теоремата на Нернст е: "С помощта на последователност от термодинамични процеси е невъзможно да се постигне температура, равна на абсолютната нула."

Изменението на ентропията недвусмислено определя посоката и границата на спонтанното протичане на процеса само за най-простите системи - изолираните. На практика през повечето време трябва да се занимаваме със системи, които взаимодействат с околната среда. За характеризиране на процесите, протичащи в затворени системи, бяха въведени нови термодинамични функции на състоянието: изобарно-изотермичен потенциал (Свободна енергия на Гибс) И изохорно-изотермичен потенциал (Безплатна енергия на Хелмхолц).

Поведението на всяка термодинамична система в общия случай се определя от едновременното действие на два фактора - енталпия, отразяваща стремежа на системата към минимум топлинна енергия, и ентропия, отразяваща обратната тенденция - стремежът на системата към максимален безпорядък. Ако за изолирани системи (ΔН = 0) посоката и границата на спонтанното протичане на процеса се определят еднозначно от големината на промяната в ентропията на системата ΔS, а за системи, разположени при температури, близки до абсолютната нула (S = 0 или S = ​​const) критерият за посоката на спонтанния процес е енталпията на промяна ΔH, тогава за затворени системи при температури, които не са равни на нула, е необходимо едновременно да се вземат предвид и двата фактора. Посоката и границата на спонтанното възникване на процеса във всяка система се определя от по-общия принцип на минималната свободна енергия:

Спонтанно могат да възникнат само онези процеси, които водят до намаляване на свободната енергия на системата; системата достига състояние на равновесие, когато свободната енергия достигне минимална стойност.

За затворени системи при изобарно-изотермични или изохорно-изотермични условия свободната енергия приема формата на изобарно-изотермични или изохорно-изотермични потенциали (т.нар. свободна енергия на Гибс и Хелмхолц, съответно). Тези функции понякога се наричат ​​просто термодинамични потенциали, което не е съвсем строго, тъй като вътрешната енергия (изохорно-изентропичен) и енталпията (изобарно-изентропичен потенциал) също са термодинамични потенциали.

Нека разгледаме затворена система, в която протича равновесен процес при постоянна температура и обем. Нека изразим работата на този процес, която обозначаваме като A max (тъй като работата на процес, извършван в равновесие, е максимална), от уравнения (I.53, I.54):

(I.69)

Нека трансформираме израза (I.69) чрез групиране на членове с еднакви индекси:

Чрез въвеждане на обозначението:

получаваме:

(I.72) (I.73)

Функцията е изохорно-изотермичен потенциал (свободна енергия на Хелмхолц), който определя посоката и границата на спонтанното протичане на процес в затворена система при изохорно-изотермични условия.

Затворена система при изобарно-изотермични условия се характеризира с изобарно-изотермичен потенциал G:

(1.75)

(I.74)

Тъй като –ΔF = A max, можем да запишем:

Извиква се стойността A" max максимално полезна работа(максимална работа минус работа за разширяване). Въз основа на принципа на минималната свободна енергия е възможно да се формулират условия за спонтанно протичане на процес в затворени системи.

Условия за спонтанно възникване на процеси в затворени системи:

Изобарно-изотермичен(P = const, T = const):

ΔG<0.dG<0

Изохорно-изотермичен(V = const, T = const):

ΔF<0.dF< 0

Процеси, които са придружени от увеличаване на термодинамичните потенциали, възникват само когато върху системата се извършва работа отвън. В химията най-често се използва изобарно-изотермичният потенциал, тъй като повечето химични (и биологични) процеси протичат при постоянно налягане. За химически процеси стойността на ΔG може да се изчисли, като се знаят ΔH и ΔS на процеса, като се използва уравнение (I.75) или се използват таблици със стандартни термодинамични потенциали за образуване на вещества ΔG°arr; в този случай реакцията ΔG° се изчислява подобно на ΔH°, като се използва уравнение (I.77):

Големината на стандартната промяна в изобарно-изотермичния потенциал по време на всяка химическа реакция ΔG° 298 е мярка за химичния афинитет на изходните вещества. Въз основа на уравнение (I.75) е възможно да се оцени приносът на коефициентите на енталпия и ентропия към стойността на ΔG и да се направят някои общи заключения относно възможността за спонтанно възникване на химични процеси въз основа на знака на стойностите на ΔH и ΔS.

1. Екзотермични реакции; ΔH<0.

а) Ако ΔS > 0, тогава ΔG винаги е отрицателно; екзотермичните реакции, придружени от увеличаване на ентропията, винаги възникват спонтанно.

б) Ако ΔS< 0, реакция будет идти самопроизвольно при ΔН >TΔS (ниски температури).

2. Ендотермични реакции; ΔH >0.

а) Ако ΔS > 0, процесът ще бъде спонтанен при ΔH< TΔS (высокие температуры).

б) Ако ΔS< 0, то ΔG всегда положительно; самопроизвольное протекание эндотермических реакций, сопровождающихся уменьшением энтропии, невозможно.

ХИМИЧНО РАВНОВЕСИЕ

Както беше показано по-горе, възникването на спонтанен процес в термодинамична система е придружено от намаляване на свободната енергия на системата (dG< 0, dF < 0). Очевидно, что рано или поздно (напомним, что понятие "время" в термодинамике отсутствует) система достигнет минимума свободной энергии. Условием минимума некоторой функции Y = f(x) является равенство нулю первой производной и положительный знак второй производной: dY = 0; d 2 Y >0. Така, условието за термодинамично равновесие в затворена система е минималната стойност на съответния термодинамичен потенциал:

Изобарно-изотермичен(P = const, T = const):

ΔG=0 dG=0, d 2 G>0

Изохорно-изотермичен(V = const, T = const):

ΔF=0 dF=0, d 2 F>0

Състоянието на системата с минимална свободна енергия е състоянието на термодинамично равновесие:

Термодинамичното равновесие е термодинамично състояние на система, което при постоянни външни условия не се променя с времето и тази неизменност не е причинена от външен процес.

Изследването на равновесните състояния е един от клоновете на термодинамиката. След това ще разгледаме специален случай на състояние на термодинамично равновесие - химично равновесие. Както е известно, много химични реакции са обратими, т.е. може да тече едновременно в двете посоки - напред и назад. Ако в затворена система се проведе обратима реакция, след известно време системата ще достигне състояние на химично равновесие - концентрациите на всички реагиращи вещества ще престанат да се променят с времето. Трябва да се отбележи, че постигането на състояние на равновесие от системата не означава спиране на процеса; химичното равновесие е динамичен, т.е. съответства на едновременното протичане на процес в противоположни посоки с еднаква скорост. Химичното равновесие е Подвижен– всяко безкрайно малко външно въздействие върху равновесна система предизвиква безкрайно малка промяна в състоянието на системата; след прекратяване на външното въздействие системата се връща в първоначалното си състояние. Друго важно свойство на химическото равновесие е, че една система може спонтанно да достигне състояние на равновесие от две противоположни страни. С други думи, всяко състояние, съседно на равновесното състояние, е по-малко стабилно и преходът към него от равновесното състояние винаги е свързан с необходимостта от изразходване на работа отвън.

Количествена характеристика на химичното равновесие е равновесната константа, която може да бъде изразена чрез равновесни концентрации C, парциални налягания P или молни фракции X на реагентите. За някаква реакция

съответните равновесни константи се изразяват, както следва:

(I.78) (I.79) (I.80)

Равновесната константа е характерна стойност за всяка обратима химична реакция; Стойността на равновесната константа зависи само от природата на реагентите и температурата. Изразът за равновесната константа за елементарна обратима реакция може да бъде извлечен от кинетичните концепции.

Нека разгледаме процеса на установяване на равновесие в система, в която в началния момент от време присъстват само изходните вещества А и В. Скоростта на правата реакция V 1 в този момент е максимална, а скоростта на обратната реакция V 2 е нула:

(I.81)

(I.82)

Тъй като концентрацията на изходните вещества намалява, концентрацията на реакционните продукти се увеличава; Съответно, скоростта на правата реакция намалява, скоростта на обратната реакция се увеличава. Очевидно е, че след известно време скоростите на правата и обратната реакция ще се изравнят, след което концентрациите на реагиращите вещества ще спрат да се променят, т.е. ще се установи химично равновесие.

Ако приемем, че V 1 = V 2, можем да запишем:

(I.84)

По този начин равновесната константа е съотношението на константите на скоростта на правата и обратната реакция. Това води до физическия смисъл на равновесната константа: тя показва колко пъти скоростта на правата реакция е по-голяма от скоростта на обратната реакция при дадена температура и концентрации на всички реагенти, равни на 1 mol/l.

Сега нека разгледаме (с някои опростявания) по-стриктно термодинамично извеждане на израза за равновесната константа. За целта е необходимо да се въведе понятието химичен потенциал. Очевидно е, че стойността на свободната енергия на системата ще зависи както от външните условия (T, P или V), така и от естеството и количеството на веществата, които изграждат системата. Ако съставът на системата се променя с течение на времето (т.е. протича химическа реакция в системата), е необходимо да се вземе предвид ефектът от промяната в състава върху свободната енергия на системата. Нека въведем в някаква система безкрайно малък брой dn i мола от i-тия компонент; това ще доведе до безкрайно малка промяна в термодинамичния потенциал на системата. Съотношението на безкрайно малка промяна в стойността на свободната енергия на система към безкрайно малко количество компонент, въведен в системата, е химичният потенциал μ i на даден компонент в системата:

(I.85) (I.86)

Химическият потенциал на даден компонент е свързан с неговото парциално налягане или концентрация чрез следните зависимости:

(I.87) (I.88)

Тук μ ° i е стандартният химичен потенциал на компонента (P i = 1 atm., C i = 1 mol/l.). Очевидно промяната в свободната енергия на системата може да бъде свързана с промяна в състава на системата, както следва:

Тъй като условието за равновесие е минималната свободна енергия на системата (dG = 0, dF = 0), можем да запишем:

В затворена система промяната в броя на моловете на един компонент е придружена от еквивалентна промяна в броя на моловете на останалите компоненти; т.е. за горната химическа реакция е валидна следната връзка:. Ако системата е в състояние на химично равновесие, тогава промяната в термодинамичния потенциал е нула; получаваме:

(I.98) (I.99)

Тук с iИ p i – равновесиеконцентрации и парциални налягания на изходните вещества и реакционните продукти (за разлика от неравновесните C i и P i в уравнения I.96 - I.97).

Тъй като за всяка химическа реакция стандартната промяна в термодинамичния потенциал ΔF° и ΔG° е строго определена стойност, произведението на равновесните парциални налягания (концентрации), повишени до степен, равна на стехиометричния коефициент за дадено вещество в уравнението на химикал реакция (стехиометричните коефициенти за изходните вещества обикновено се считат за отрицателни) има определена константа, наречена равновесна константа. Уравнения (I.98, I.99) показват връзката на равновесната константа със стандартната промяна на свободната енергия по време на реакцията. Уравнението на изотермата на химическа реакция свързва стойностите на реалните концентрации (налягания) на реагентите в системата, стандартната промяна на термодинамичния потенциал по време на реакцията и промяната на термодинамичния потенциал по време на прехода от дадено състояние на системата до равновесие. Знакът на ΔG (ΔF) определя възможността за спонтанно протичане на процеса в системата. В този случай ΔG° (ΔF°) е равно на изменението на свободната енергия на системата по време на прехода от стандартното състояние (P i = 1 atm., C i = 1 mol/l) към равновесното състояние. Уравнението на изотермата на химическа реакция позволява да се изчисли стойността на ΔG (ΔF) по време на прехода от всяко състояние на системата към равновесие, т.е. отговорете на въпроса дали химичната реакция ще протече спонтанно при дадени концентрации C i (налягания P i) на реагентите:

Ако промяната в термодинамичния потенциал е по-малка от нула, процесът при тези условия ще протече спонтанно.

Свързана информация.