Równanie van ’t Hoffa – równanie zaproponowane przez Jacobusa van ’t Hoffa, będące wynikiem przekształcenia izotermy van ’t Hoffa. Wiąże ono temperaturową zmienność stałej równowagi
reakcji chemicznej z jej efektami energetycznymi (powinowactwem chemicznym,
).
Jeżeli w reakcjach nie jest wykonywana praca nieobjętościowa miarą powinowactwa jest entalpia swobodna reakcji
lub energia swobodna reakcji
[a], zależnie od warunków reakcji[2][3]:
(przemiana izobaryczno-izotermiczna):
![{\displaystyle A=-\Delta g=-\sum {\nu _{i}\mu _{i}},}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/09bc9a2a9b517e39295bbe105ae74744d39e0068)
= const (przemiana izochoryczno-izotermiczna):
![{\displaystyle A=-\Delta f=-\sum {\nu _{i}\mu _{i}},}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/7919dc2419f6a9ff186eae4aa44ef963eab36245)
gdzie:
– współczynnik stechiometryczny
dla produktów i
dla substratów,
– potencjał chemiczny zdefiniowany jako: ![{\displaystyle \mu _{i}=\left({\frac {\partial u}{\partial n_{i}}}\right)_{s,v,n_{j}\neq i}=\left({\frac {\partial h}{\partial n_{i}}}\right)_{s,p,n_{j}\neq i}=\left({\frac {\partial f}{\partial n_{i}}}\right)_{T,v,n_{j}\neq i}=\left({\frac {\partial g}{\partial n_{i}}}\right)_{T,p,n_{j}\neq i}.}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/7b5df9d267fe5f0dffdec8979f72bea916616364)
W zależności od warunków prowadzenia reakcji uproszczone równanie van’t Hoffa przyjmuje postać:
![{\displaystyle \left({\frac {\partial \ln K}{\partial T}}\right)_{p}={\frac {\Delta h^{\ominus }}{RT^{2}}},}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/6f2cf50c29ecf9aa67478ac8d547ec32659ed413)
![{\displaystyle \left({\frac {\partial \ln K}{\partial T}}\right)_{v}={\frac {\Delta u^{\ominus }}{RT^{2}}},}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/4c199dd744732c11cd79c16b00ff5b7cab0ab517)
gdzie:
i
– standardowa entalpia i energia wewnętrzna reakcji (wyznaczone dla
).
Zobacz też
Uwagi
- ↑ Małe litery
stosuje się w ujęciu ogólnym, dla wielkości molowych symbole te zapisuje się literami dużymi
[1].
Przypisy
- ↑ Witold Tomassi, Helena Jankowska: Chemia fizyczna. Warszawa: Wydawnictwa Naukowo-Techniczne, 1980, s. 35–36. ISBN 83-204-0179-8.
- ↑ Józef Szarawara: Termodynamika chemiczna. Warszawa: WNT, 1969, s. 272–274, 368–369.
- ↑ Stanisław Bursa: Chemia fizyczna. Wyd. 2. popr. Warszawa: Państwowe Wydawnictwo Naukowe, 1979, s. 475–477. ISBN 83-01-00152-6.