Ecuația lui Van 't Hoff (termochimie)

De la Wikipedia, enciclopedia liberă.
Salt la navigare Salt la căutare
Echilibru chimic
Echilibru dinamic
Constanta de echilibru
Constanta disocierii
Ecuația lui Van 't Hoff
Potențial chimic
Principiul lui Le Châtelier
Efect ionic comun
Efect de sare
Solubilitate
Constanta de solubilitate

Ecuația van 't Hoff , cunoscută și sub numele de izobar van' t Hoff (și în mod necorespunzător ca izochorul van 't Hoff ), este relația matematică care se exprimă liniar (dacă schimbarea entalpiei de reacție este considerată independentă de temperatură) variația constantei de echilibru a unei reacții chimice în funcție de variația temperaturii .

Calculând derivata parțială în raport cu temperatura volumului constant al raportului dintre energia liberă Gibbs și temperatura însăși, obținem:

Știind că termenul G + TS este egal cu entalpia H, obținem ecuația Gibbs-Helmholtz în formă diferențială care rezultă:

Aplicând același raționament schimbării energiei libere Gibbs în urma unei reacții chimice, definită ca:

Ajungem la relație cu același raționament:

Aplicând relația cu cazul particular al energiei libere standard Gibbs pentru reacția ΔG θ , obținem în cele din urmă:

Cu toate acestea, ΔG Φ este o funcție a constantei de echilibru:

prin urmare putem scrie izobarul van 't Hoff în formă diferențială:

.

Această ecuație este utilizată în condiții de constantă p, dar această ecuație este, de asemenea, cunoscută în mod necorespunzător sub numele de isochoric van 't Hoff, datorită unei definiții anterioare la volum constant.

Utilitatea acestei relații este că corelează variația constantei de reacție la presiune constantă (cel mai interesant caz, deoarece experimentele de laborator au loc în mod normal la presiune atmosferică) la doi parametri constanți și o variabilă ușor de măsurat, temperatura.


Ecuația Van t'Hoff ne permite să studiem modul în care constanta de echilibru a unei reacții variază pe măsură ce temperatura variază, în special aceasta rezultă din aplicarea formulei:

că procesele endoterme, adică cu un deltaH mai mare de zero, sunt favorizate de o creștere a temperaturii care are consecința K2> K1. În timp ce procesele exoterme, care au un deltaH mai mic decât zero, sunt favorizate de o scădere a temperaturii care implică K2 <K1.

Bibliografie

  • K. Denbigh, Principiile echilibrului chimic , Editura Ambrosiana, Milano, 1977

Elemente conexe

linkuri externe