Откуда они получили эту формулу? Почему они решили, что \frac{Q}{K_p} равняется константе?
А еще почему константу берут под логарифм?
1 лайк
вообще в целом если вам интересны выводы формул то читайте эткинса, в теормате их обычно просто дают как факт
4 лайка
С помощью выражения dG_{m} = V_{m}dp - S_{m}dT, и еще каких-то махинаций. А если вообще на корни смотреть, то из базовых определений (G = H - TS, \ H = U + pV , и.т.д). Полный вывод этой формулы есть в Эткинсе (как говорил @elprimo).
Об этом где-то упоминалось?
Проще говоря, логарифм появлется в ходе интегрирования вида \int\frac{dx}{x}, при выводе формул.
4 лайка
Нет, сам так подумал. А чему тогда равняется на самом деле?
4 лайка
Тогда будет ошибочно утверждать, что
ведь это ваше предположение, а не авторов.
Лично я могу интерпретировать \frac{Q}{K_{p}} как некий показатель самопроизвольности процесса. К примеру, если \frac{Q}{K_{p}} > 1, то реакция самопроизвольно протекает в обратном направлении (из продуктов в реагенты). Напротив, если 0<\frac{Q}{K_{p}}<1, то реакция самопроизвольно протекает в прямом направлении (из реагентов продукты). Почему? Попробуйте объяснить самому себе
1 лайк
Если просто K_p определяло самопроизвольность процесса при стандартных условиях, то \frac{Q}{K_p} определяет не при стандартных условиях. Если само Q не при стандартных условиях и K_p при стандартных, то это соотношение дает сколько нужно K_p при не стандартных условиях.
2 лайка
В стандартных условиях Q=1
Когда наступает равновесие (равновесие наступает при нестандартных обычно, если только по совпадению K_p не оказалось равно 1), то Q=K_p
Это строгие термодинамические соотношения и выводы.
Покажем, что из них может следовать необычный, на первый
взгляд, результат: добавление вещества к равновесной смеси
может приводить к смещению равновесия в сторону этого вещества.
Тут такое написано в книжке. Значит Q это равновесие после изменений системы(добавление чего либо).
1 лайк
Автор вас обманул многозначностью словосочетания “смещение равновесия”. Оно само по себе никуда не смещается, если температура не меняется. Речь просто о том, что в равновесии у нас Q=K_p, а добавляя какое-то вещество, Q может как уменьшиться, так и увеличиться (надо смотреть на конкретные примеры).
Просто если мы изменим Q, то реакция попытается восстановить обратно его к Q=K_p, и вот сам процесс возвращения в точку равновесия, автор назвал “смещением равновесия”. Считаю выбор терминов очень неудачным.
3 лайка
А разве не так:
\ce {\Delta G = \Delta{G^0} + RTlnQ} \\
\ce {\Delta G = -RTlnK_p + RTlnQ}\\
\ce {\Delta G = RT(lnQ - lnK_p)} \\
\ce {\Delta G = RTln{\frac{Q}{K_p}}}
2 лайка
Вы начинаете с \Delta G = \Delta G^o + RT \ln Q. После него рассуждения корректны, но вопрос – а откуда берется это самое уравнение? Об этом и говорил @Madsoul
1 лайк
Значит, K_p это -исходное равновесие системы. А Q это конечное равновесие системы. Q либо уменьшается, либо увеличивается. Выражение \frac{Q}{K_p} либо больше 1, либо меньше 1. Это даст нам знать в какую сторону реакция пойдет. Но произвольность реакций не только зависит от RTln\frac{Q}{K_p} она так же зависит от \Delta G^0
ΔG=ΔG^0+RTln\frac{Q}{K_p} Правильно ли я понимаю?
2 лайка
Вы совсем всё перепутали. И не бывает “исходного равновесия”.
Направление химической реакции определяется \Delta G. Если \Delta G>0, реакция идет в обратную сторону. Если \Delta G < 0 в прямую сторону. Если \Delta G =0 , установлено равновесие.
Теперь возьмем за данность формулу
\tag{1}
\Delta G = \Delta G^0 + RT \ln Q
При равновесии \Delta G=0. Значит 0= \Delta G^0 + RT \ln Q^* или \Delta G^0 = -RT \ln Q^*, где Q^* – отношение концентраций\давлений\активностей при равновесии. По определению, Q^*=K_p.
Тогда наше уравнение 1 можно записать как
\tag{2}
\Delta G = - RT \ln K_p + RT \ln Q = RT \ln \frac{Q}{K_p}
4 лайка
Если честно, я все еще не понимаю значение Q мне нужно ее принимать просто как константа? То есть именно деление \frac{Q}{K_p}, мне нужно принять это как определение самопроизвольности?
1 лайк
Я же выше показал почему это отношение связано с самопроизвольностью.
Возьмем некую реакцию (без потери общности скажем, что она протекает в растворе)
\ce{aA + bB <=> cC + dD}
В любой момент времени нам известны [A], [B], [C], [D]. Давайте введем некую величину Q, которая будет рассчитываться по формуле:
Q = \frac{[C]^c [D]^d}{[A]^a [B]^b}
Почему именно такая формула? Оказывается, что именно такая форма величины Q нужна для уравнения
\Delta G = \Delta G^0 + RT \ln Q
И дальше читаем мой предыдущий пост. Более привычные константы равновесия это всего лишь частные случаи Q, в которые подставлены равновесные концентрации.
Иной способ думать об этом – Q это функция концентраций. Константа равновесия это значение функции Q расчитанное при равновесных концентрациях:
\begin{align}
Q &= f([A], [B], [C], [D]) \\
K_p &= f([A]_{eq}, [B]_{eq}, [C]_{eq}, [D]_{eq})
\end{align}
4 лайка