Термодинамический взгляд на химическое равновесие. Химический потенциал индивидуального соединения

Рассмотрим обратимую химическую реакцию

n_А А + n_В В ⇄ n_С С + n_D D,

где n_i – стехиометрические коэффициенты.

Общее условие химического равновесия можно получить, используя химические потенциалы m_А, m_В, m_С, m_D участников процесса.

Выведем уравнение, выражающее химический потенциал индивидуального соединения. В основном химические процессы проводят в условиях, определяемых внешним давлением и температурой. В этом случае критерием направления процесса является функция Гиббса.

G = f (p, T)

или G = U + pV – TS.

Полный дифференциал функции Гиббса

dG = dU + pdV +Vdp – TdS – SdT. (4.40)

Согласно первому и второму законам термодинамики dQ = dU + pdV и dQ= TdS. Отсюда следует обобщенное уравнение:

dU + pdV= TdS или dU + pdV – TdS = 0. (4.41)

Подставляя уравнение (4.41) в (4.40), получаем:

dG = Vdp – SdT. (4.42)

При р = const уравнение (4.42) преобразуется в

dG = – SdT или , (4.43)

а при Т = const

dG = Vdp или . (4.44)

Для одного моль (n = 1) чистого газообразного вещества, проявляющего свойства идеального газа,

. (4.45)

Комбинируя уравнения (4.44) и (4.45), получим при T = const

.

Интегрирование последнего уравнения в пределах от р = 1 атм до р приводит к уравнению, выражающему зависимость химического потенциала от температуры и давления.

G = G ⁰ + RT ln p или

m = m ⁰ + RT ln p.

Функция Гиббса, рассчитанная на моль индивидуального вещества, есть мольный химический потенциал индивидуального вещества.