ГОУ ВПО УРАЛЬСКАЯ ГОСУДАРСТВЕННАЯ МЕДИЦИНСКАЯ АКАДЕМИЯ МИНИСТЕРСТВА ЗДРАВООХРАНЕНИЯ И СОЦИАЛЬНОГО РАЗВИТИЯ

А.И.ОРЕХОВА, Р.П.ЛЕЛЕКОВА

ОБЩАЯ ХИМИЯ

УЧЕБНОЕ ПОСОБИЕ

Рекомендуется Учебно-методическим объединением по медицинскому и фармацевтическому образованию вузов России в качестве учебного пособия для студентов медицинских вузов

(УМО-42 20.01.04)

ЕКАТЕРИНБУРГ

2009

	СОДЕРЖАНИЕ
1.	Химическая термодинамика и биоэнергетика	5
	Основные понятия термодинамики	5
	Первое начало термодинамики	7
	Закон Гесса и следствия из закона	8
	Второе начало термодинамики	9
	Энергия Гиббса. Изобарно-изотермический потенциал	9
2.	Электронное строение атомов. Химическая связь	15
3.	Комплексные соединения	23
4.	Химическое равновесие	26
5.	Химическая кинетика	30
6.	Растворы	35
	Способы выражения концентрации растворов	35
	Приготовление растворов определенной концентрации	37
	Переход от одного способа выражения концентрации к
	другому	38
	Приготовление растворов путем разведения	38
	Состояние эквивалентности при взаимодействии
	растворов	39
7.	Свойства растворов электролитов	40
	Ионное произведение воды. Водородный показатель	40
	Степень и константа ионизации слабых электролитов	41
	Сильные электролиты. Активность ионов	44
8.	Произведение растворимости	46
9.	Гидролиз солей	49
10. Физико-химические свойства растворов		53
	Осмотическое давление растворов. Закон Вант-Гоффа	53
	Понижение давления пара растворителя над раствором.
	Закон Рауля	54
11. Протолитическая теория кислот и оснований		61
	Классификация кислот и оснований в водных растворах	61
	Классификация растворителей	62
	Количественная характеристика кислотно-основных
	свойств	63
12. Буферные системы		64
13. Электрохимия и электрохимические методы исследо-
	вания и диагностики в медицине и санитарии	69
	Кондуктометрия	69
	Электрическая проводимость растворов электролитов	69
	Закон Кольрауша	70

3

Электрическая проводимость клеток и тканей организма	71
Потенциометрия	73
Потенциалы. Электроды. Гальванические элементы	73
14. Окислительно-восстановительные процессы	78
Составление уравнений окислительно-восстановительных
реакций	79
Расчет эквивалентов	81
Типы окислительно-восстановительных реакций	82
Направление окислительно-восстановительных реакций	83
15. Коррозия металлов и сплавов	85
16. Физико-химические основы поверхностных явлений	88
17. Хроматография	94
Адсорбционная хроматография	95
Аффинная хроматография	96
Ионообменная хроматография	97
Распределительная хроматография	98
Молекулярно-ситовая хроматография	99
18. Физико-химия дисперсных систем	100
19. Растворы биополимеров	108
Строение биополимеров	108
Образование истинного водного раствора ВМС и строение
частиц в растворе	109
Осаждение ВМС из растворов	110
Застудневание растворов ВМС	111
Приложения	113
Литература	136

4

1.ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА

ИБИОЭНЕРГЕТИКА

Данная тема является теоретической базой биоэнергетики. Знание величин теплот различных биохимических реакций дает важную информацию о протекании тех или иных физиологических процессов в норме и патологии. Непосредственное измерение тепловых эффектов биохимических процессов, например, в крови в норме и патологии дает информацию для изучения механизмов биохимических реакций. Знание термодинамических закономерностей позволяет установить связь между калорийностью потребляемой пищи и количеством выполняемой человеком работы.

Химическая термодинамика дает возможность количественно характеризовать процессы взаимодействия веществ, определять меру их химического сродства и, тем самым, предвидеть направление рассматриваемой химической реакции или фазового превращения; расчетным путем определять условия достижения равновесия в различных химических реакциях, не прибегая к сложным экспериментам.

Основные понятия термодинамики Термодинамическая система

Тело или группу тел, отделенных от окружающей среды реальной или воображаемой поверхностью раздела, называют термодинамической системой.

В зависимости от способности системы обмениваться с окружающей средой энергией и веществом различают изолированные, закрытые и открытые системы.

Изолированной системой называют систему, которая не обменивается с окружающей средой ни веществом, ни энергией. Систему, которая обменивается с окружающей средой энергией и не обменивается веществом, называют закрытой. Открытой системой называют систему, обменивающуюся с окружающей средой и веществом и энергией.

Состояние системы описывается термодинамическими параметрами – температурой, давлением, объемом, концентрацией, внутренней энергией. Изменение термодинамических параметров состояния системы приводит к возникновению термодинамического процесса. Если термодинамические параметры с течением времени самопроизвольно не изменяются и сохраняют одинаковые значения в пределах каждой фазы, то состояние является равновесным. Состояние, характеризуемое неравномерным и изменяющимся во времени распределением температуры, давления и состава внутри фаз, относится к неравновесным.

5

Внутренняя энергия

Все вещества обладают определенным запасом внутренней энергии – U, под которой подразумевают общий ее запас, включая энергию поступательного и вращательного движения микрочастиц, энергию внутримолекулярных колебаний атомов и атомных групп, энергию движения электронов в атомах, т.е. все виды энергии, кроме кинетической и потенциальной энергии всей системы. Изменение внутренней энергии определяется начальным и конечным состоянием системы и не зависит от пути перехода. Измеряется в Дж·моль- и кДж·моль-.

∆U = U2 - U1,

где индексы 1 – начальное состояние; 2 – конечное состояние системы.

Измерить абсолютное значение внутренней энергии невозможно, измеряют лишь величину ∆U, т.е. изменение внутренней энергии.

Если процесс протекает при постоянном объеме (∆V = 0 изохорный процесс), то работа расширения системы А = р∆V = 0. Тогда ∆U = QV, где QV – теплота, подводимая к системе при изохорном процессе.

Химическая реакция чаще осуществляется не при постоянном объеме, а при постоянном давлении (∆Р = 0 изобарный процесс). В этом случае для характеристики процесса пользуются не внутренней энергией, а энтальпией – Н.

Энтальпия

Энтальпия определяется соотношением: Н = U + pV.

Подобно внутренней энергии определяют лишь изменение энтальпии ∆Н = Н2 - Н1 . При постоянном давлении ∆Н = ∆U + р∆V. Изменение энтальпии равно сумме изменения внутренней энергии (∆U) и совершенной системой работы расширения (р∆V). Энтальпию можно рассматривать как энергию расширения системы. Если при этом никакие другие виды работы не совершаются, то ∆Н = Qр, где Qр – теплота, подводимая к системе при изобарном процессе.

Изменение внутренней энергии и энтальпии принято относить к стан-

дартным условиям (Т = 298,15К; Р = 101,3 кПа) и обозначать ∆Uо298,15К;

∆Но298,15К.

Как известно, энергия любой формы – механическая, электрическая, химическая и др. может полностью переходить в тепло. Обратный полный переход тепла осуществить невозможно, т.к. часть тепла рассеивается. Для характеристики степени необратимости энергетических переходов при различных физических и химических процессах применяется величина – энтропия.

6

Энтропия

Энтропия S – мера перехода энергии в том или ином процессе в такую форму, из которой она не может самопроизвольно переходить в другие формы. Энтропию можно рассматривать как приведенную теплоту Q/T и измерять в Дж·моль-·К-.

Величина энтропии зависит от абсолютной температуры, объема системы, концентрации и давления. Чем выше температура, концентрация и больше объем, тем выше энтропия.

Энтропия, как и внутренняя энергия, и энтальпия, зависит от состояния системы ∆S = S2 – S1. Самопроизвольные процессы в изолированной системе происходят в направлении увеличения энтропии. Каждое макросостояние системы может быть реализовано различным числом микросостояний. Последнее называется термодинамической вероятностью W. Любая система стремится самопроизвольно перейти из состояния с меньшей вероятностью в состояние с большей вероятностью, т.е. из состояния с большим порядком в состояние с большим беспорядком. Мерой беспорядка в системе принято считать стандартную энтропию Sо298,15К. Энтропия пропорциональна логарифму числа микросостояний S = klnW, где k – коэффициент пропорциональности или постоянная

Больцмана: k =	R	. В расчете на моль вещества энтропия равна: S
	No

= R·lnW Энтропия возрастает при переходе вещества из кристаллического состояния в жидкое, из жидкого в газообразное, при растворении веществ, расширении газов. Стандартная энтропия простого вещества равна 0 при 0 К.

Первое начало термодинамики

это закон сохранения энергии, который формулируется: в изолированной системе сумма всех видов энергии постоянна. Предположим, что некоторая система при изобарном процессе за счет поглощения теплоты Qр переходит из состояния 1 в состояние 2. Эта теплота расходуется на изменение внутренней энергии ∆U и на совершение работы А против внешних сил:

Qр = ∆U + А

(1)

Приведенное уравнение (1) выражает первое начало термодинамики.

Величину А можно рассчитывать:
А = р∆V	(2)
А = ∆νRT,	(3)

где ∆ν = ν2 - ν1 – изменение числа молей газообразного вещества.

В термодинамике принято теплоту брать со знаком +, если она поступает в системы, со знаком -, если она выделяется системой. ∆U может

7

иметь любой знак в зависимости от соотношения U2 и U1. Работа (А) берется со знаком +, если она совершается системой и со знаком -, если работа совершается внешними по отношению к системе силами.

Преобразуем уравнение (1):

Qp = (U2 - U1) + p(V2 - V1) = (U2 + pV2) - (U1 + pV1) = H2 - H1 = ∆H;

Qp = ∆H	(4)
Если теплота подводится к системе Qp = ∆H;	∆H > 0, окружающая

среда уменьшает свой энергетический запас, что характеризует эндотермическую реакцию. Если теплосодержание системы уменьшается, ∆Н < 0, окружающая среда получает тепло, реакция экзотермическая. В соответствии с общим законом природы – стремлением к минимуму энергии – самопроизвольно протекающие процессы идут в направлении уменьшения энтальпии.

Закон Гесса и следствия из закона

Закон Гесса: Тепловой эффект или изменение энтальпии химической реакции, протекающей при постоянном давлении или постоянном объеме, не зависит от числа промежуточных стадий, а определяется лишь начальным и конечным состояниями системы.

Свойства системы, зависящие от начального и конечного состояния системы и не зависящие от числа промежуточных стадий, называются функциями состояния системы. Внутренняя энергия, энтальпия, энтропия – функции состояния системы.

Первое следствие – закон Лавуазье-Лапласа: энтальпия разложения какого-либо химического соединения равна по абсолютной величине и противоположна по знаку энтальпии его образования из продуктов разложения.

∆Нобр. = -∆Нразл.

Стандартная энтальпия образования простого вещества равна 0. Второе следствие: стандартная энтальпия реакции равна сумме стандартных энтальпий образования продуктов реакции за вычетом суммы стандартных энтальпий образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов.

∆Нореакции = Σ∆Ноf 298,15К (продуктов) - Σ∆Ноf 298,15К (исход.в-в)

Стандартная энтальпия образования – это энтальпия реакции образования 1 моля данного соединения из простых веществ, отвечающих наи-

более устойчивому состоянию элементов при Т = 298,15 К;	Р =
101,3 кПа (см. табл. 2).

Третье следствие: стандартная энтальпия реакции равна сумме стандартных энтальпий сгорания исходных веществ за вычетом суммы стандартных энтальпий сгорания продуктов реакции с учетом стехиометрических коэффициентов.

8

∆Нореакции = Σ∆Носгор. 298,15К(исход.в-в) - Σ∆Носгор. 298,15К (продуктов)

Стандартной энтальпией сгорания называют энтальпию реакции окисления 1 моля данного соединения кислородом с образованием высших оксидов соответствующих элементов при стандартных условиях.

Второе начало термодинамики

Определяет направление естественных процессов. Согласно II началу термодинамики теплота не может самопроизвольно, т.е. без компенсации переходить от холодного тела к горячему. Термин «компенсация» означает, что перенос теплоты от холодного тела к нагретому связан с затратой работы, которая переходит к нагретому телу. Если тело с температурой Т1 отдает Q кДж теплоты телу с меньшей температурой Т2,

	то в результате самопроизвольного переноса теплоты	Q	−	Q	> 0. Ве-
		T		T
		2		1

личина Q/T называется энтропией. Смысл II начала термодинамики заключается в утверждении, что во всех естественных процессах в изолированной системе эта функция возрастает S2 – S1 > 0; S > 0.

Энергия Гиббса. Изобарно-изотермический потенциал

Устойчивость химических соединений; направление, в котором протекает химическая реакция, определяется совместным действием двух факторов. Во-первых, тенденцией к переходу системы в состояние с наименьшей внутренней энергией или энтальпией, т.е. Н < 0. Вовторых, тенденцией к достижению наиболее вероятного состояния, т.е. состояния, которое может быть реализовано наибольшим числом микросостояний. Система стремится перейти из состояния с большим порядком в состояние с большим беспорядком, т.е. S > 0.

Функцией состояния, одновременно отражающей влияние обеих тенденций на направление протекания химических процессов, служит изо- барно-изотермический потенциал, иначе называемый энергией Гиббса. Стандартное изменение изобарно-изотермического потенциала Gо298,15К связано с энтальпией и энтропией следующим соотношением:

Gо298,15К = Ho298,15К - Т Sо298,15К , кДж·моль-

Изменение энергии Гиббса в результате химической реакции может быть рассчитано по II следствию из закона Гесса:

Gо298,15К = Σ Gо298,15К (продуктов) - Σ Gо298,15К (исход.в-в)

При постоянстве температур и давлений химические реакции могут протекать самопроизвольно в направлении, при котором энергия Гиббса системы уменьшается G < 0. Если G > 0, в данных условиях процесс невозможен. Если G = 0, то система находится в состоянии химического равновесия.

9

Направленность протекания реакций при разных знаках

Н и

S мож-

но представить в виде табл. 1.1.

Таблица 1.1.

Направленность протекания реакций при разных знаках ∆Н и

Ѕ

Знак изменения

Возможность самопроиз-

Возможность состояния

функции

вольного протекания ре-

равновесия в системе

ΔΗ

S

G

акции

Невозможно при любых

Невозможно, т.к. энталь-

+

-

+

пийный

и

энтропийный

температурах

факторы

вызывают

об-

ратную реакцию

-

-

+

Невозможно

при высо-

Возможно, т.к. энталь-

ких температурах

пийный

и

энтропийный

-

-

-

Возможно при достаточ-

факторы

действуют

в

но низких температурах

разных направлениях

+

+

+

Невозможно при низких

Возможно, т.к. энталь-

температурах

пийный

и

энтропийный

+

+

-

Возможно при достаточ-

факторы

действуют

в

но высоких температурах

разных направлениях

Возможно при любых

Невозможно, т.к. энталь-

-

+

-

пийный

и

энтропийный

температурах

факторы

вызывают пря-

мую реакцию

Задачи и упражнения

1.1. Рассчитайте изменение энтальпии реакции

Fe → FeO,

если

Нор−иFe→Fe2O3

= -820

кДж·моль-1;

Нор−иFe→Fe2O3

=

-290

кДж·моль-1.

Р е ш е н и е:

Решаем задачу по закону Гесса, представив ее

графически:

Fe2O3кр

Но1 + Но2 = Но3

Н3

Н2

Но1 = Но3 – Но2

2Feкр

Н1

2FeOкр

Но1 = -820 – (-290) = -530 кДж на 2

моль FeO.

10

Изменение энтальпии образования 1 моля FeO составит ½ Нор-и 1 .
HofFeO = -265 кДж·моль-1.
Алгебраический способ решения:
1) Feк + ½ О2 = FeOк	Но1	= ?
2) 2FeOк + ½ О2 г = Fe2O3 к	Но2	= -290 кДж·моль-1

Умножив члены уравнения (1) на 2 и сложив с уравнением (2), получим:

3) 2Feк + 3/2 О2 г = Fe2O3 к

Но3 = -820 кДж·моль-1

Р е ш е н и е: 2 Но1 + Но2 = Но3

Но1 = ΔΗο 3 − ΔΗο 2 = −820 + 290 = −265 кДж·моль-1

2

2

Ответ:

Ноf298,15K FeO составляет –265 кДж·моль-1.

1.2. Исходя из энтальпии образования оксида углерода (1У),

равной 393,5 кДж·моль-1,

и термодинамического уравнения

Сграфит +

2N2O г = СО2 г + 2N2 г,

Но = -557,5 кДж, вычислите Нfо

298,15К N2O .

Р е ш е н и е:

Запишем следствие из закона Гесса,

согласно

которому

Но р-и = ∑

Hof298,15K прод. - ∑ Ноf298,15K исх.в-в

Но р-и =

Нfо298,15К СO2 - 2

Нfо298,15К N2O

Н

о

=

ΔΗοf (298,15K)CO2 −ΔΗοр−и

=

−393,5 +557,5

=82

f 298,15К N

2O

2

2

кДж·моль-1

Ответ:

Нfо

298,15К N2O составляет 82 кДж·моль-1.

1.3. Исходя из энтальпий реакций

1) 2Вк + N2 г = 2BNк

∆Но1 = -507,5 кДж

2) 2ВNк + 3/2О2 г = В2О3 к+ N2 г

∆Но2 = -754 кДж,

вычислите энтальпию образования В2О3 по уравнению (3)

3) 2Вк + 3/2О2 г = В2О3 К

∆Но3 = ?

Ре ш е н и е: Уравнение (3) можно получить при сложении

уравнений (1) и (2). Следовательно, ∆Но3 = ∆Но1 + ∆Но2 = -507,5 - 754 = -1261 кДж·моль-1.

1.4.Не производя вычислений, определите знак изменения энтропии в следующих реакциях:

1)NH4NO3 k = N2O г + 2H2O г

2)2Н2 г + О2 г = 2Н2Ог

3)2Н2 г + О2 г = 2Н2Ож

Ре ш е н и е: В реакции (1) 1 моль вещества в кристалличе-

ском состоянии образует 3 моля газов, следовательно, энтропия возрас-

11

тает, т.е. ∆S1 > 0. Энтропийный фактор способствует протеканию этой реакции.

В реакциях (2) и (3) уменьшается как общее число молей, так и число молей газообразного вещества. Поэтому энтропия уменьшается ∆S2 < 0, ∆S3 < 0, следовательно, энтропийный фактор препятствует протеканию реакций (2) и (3).

1.5. Рассчитайте стандартное изменение энтропии реакции горения этилена, исходя из стандартных энтропий:

So(298,15K)C2H4 = 219,4 Дж·моль-1·К-1

So(298,15K)CO2 = 213,7 Дж·моль-1·К-1

So(298,15K)H2O = 188,7 Дж·моль-1·К-1

So(298,15K)O2 = 205,0 Дж·моль-1·К-1

Р е ш е н и е: Уравнение реакции горения этилена:

С2Н4 г + 3О2 г = 2СО2 г + 2Н2Ог По следствию из закона Гесса:

∆Soр-и = ∑So(298,15К) прод. - ∑So(298,15К) исх.в-в

∆Soр-и = 2SoCO2 + 2SoH2O(г) −SoC2 H4 −3SoO2 = 427,4 + 377,4 - 219,4 - 615 =

= -29,6.

Ответ: Изменение энтропии реакции горения этилена равно

-29,6 Дж·моль-1·К-1.

1.6.При некоторой температуре Т эндотермическая реакция А

→В практически идет до конца. Определите: а) знак ∆S этой реакции;

б) знак G реакции В → А при этой же температуре; в) возможность протекания реакции В → А при других температурах.

Р е ш е н и е: а) самопроизвольное протекание реакции А → В

указывает, что	G < 0.	Известно, что G = ΔΗ – ΤΔS, поскольку ΔΗ
> 0, то ΤΔS > 0,	S > 0. Для обратной реакции В → А S < 0.
б) для реакции А → В		G < 0, значит для реакции В → А G > 0;

в) реакция В → А, обратная реакции А → В, экзотермическая, т.е. ΔΗ < 0. Чтобы реакция В → А оказалась возможной, т.е. G < 0, необходимо, чтобы ΔΗ > ΤΔS. Таким образом, протекание реакции

В → А возможно при низких температурах.
1.7. Будут ли реакции Cl2 г + 2HIг = I2 k + 2HClг	(1)
I2 k + H2Sг = 2HIг + Sk	(2)

самопроизвольно протекать в прямом направлении при 298 К? Как отразится повышение температуры на направление протекания этих реакций?

12

Р е ш е н и е: Для ответа на первый вопрос задачи необходимо рассчитать величину ∆G для рассматриваемых реакций. В приложении (табл. 2) находим:

Gof(298,15K)HI = 1,8 кДж·моль-1

Gfо(298,15К)H2S = -33,8 кДж·моль-1

Gof(298,15K)HCl = -95,2 кДж·моль-1

Gof(298,15K)простых в-в = 0.

По закону Гесса:

Goр-и = ∑∆Gof(298,15К) прод. - ∑∆Gof(298,15К) исх.в-в

Для реакций (1) и (2) соответственно:

Go1 = -95,2·2 – 1,8·2 = -194 кДж Go2 = 1,8·2 – (-33,8) = 37,4 кДж

Отрицательный знак Go1 указывает на возможность самопроизвольного протекания реакции (1); положительный знак означает, что реакция

(2) в указанных условиях протекать не может.
Для ответа на второй вопрос задачи посмотрим на знак величины	S. В
реакции (1) число моль газообразных веществ уменьшается,	т.е.

S1 < 0, в реакции (2) число моль газообразных веществ увеличивается, т.е. S2 > 0. В уравнении Гиббса Go=ΔΗο - ΤΔSo, член – ΤΔSo для реакции (1) положителен, для реакции (2) отрицателен. Следовательно, с повышением температуры (увеличением множителя ΤΔSo) значение G1 будет возрастать, т.е. становиться менее отрицательным, а G2 уменьшаться, т.е. становиться менее положительным. Это означает, что повышение температуры будет препятствовать протеканию реакции (1)

иблагоприятствовать протеканию реакции (2) в прямом направлении.

1.8.Термодинамические характеристики веществ, участвующих в реакции 2SO2 + O2 = 2SO3, следующие:

	So(298,15K),	ΔΗοf(298,15К),
	Дж·моль-1·К-1	кДж·моль-1
SO2 г	248,10	-296,9
О2 г	205,04	0
SO3 г	256,7	-395,6

Будет ли самопроизвольно протекать эта реакция в прямом направлении при Т = 298 К? Возможно ли в системе равновесие? Если да, то при какой температуре?

Р е ш е н и е: Для ответа на первый вопрос задачи рассчитаем изменение энтальпии реакции, изменение энтропии и энергию Гиббса.

ΔΗο(298,15К) = 2 Ноf SO3 - 2 Ноf SO2 = -2·395,6 + 2·296,9 = -197,4 кДж

13

So(298,15К) = 2SSOo 3 −2SSOo 2 −2SoO2 = 2·256,7 - 2·248,1 – 205,04 = -187,84

Дж·К-1

Goр-и = ΔΗο - Т So = -197,4 + 187,84·298·10-3 = -141,42 кДж.

Т.к. Goр-и < 0, прямая реакция идет самопроизвольно. Отрицательное значение энтальпийного и энтропийного факторов говорит о том, что они действуют в разных направлениях. Прямую реакцию вызывает энтальпийный фактор, обратную реакцию – энтропийный фактор. Следовательно, при определенной температуре возможно состояние равнове-

	сия, когда Go = 0, ΔΗο = Т		So, откуда рассчитаем и температуру:
	Т =	Но	=	197,4		103	=1050,9K
		So			187,84

(Примечание: при решении задачи мы пренебрегли изменением энтальпии и энтропии с изменением температуры).

Ответ: При Т = 298 К прямая реакция идет самопроизвольно, при Т = 621,6 К в системе наблюдается состояние равновесия.

1.9. Термодинамические характеристики веществ, участвующих в реакции, N2 + 2O2 ↔ NO2, следующие:

	∆Ноf(298,15К) , кДж·моль-1	So(298,15K), Дж·моль-1·К-1
N2	0	199,90
O2	0	205,04
NO2	33	240,20

Будет ли самопроизвольно протекать эта реакция в прямом направлении при Т = 298 К? Возможно ли в системе равновесие?

Р е ш е н и е: aналогично задаче 1.8: ΔΗοр-и = 2·33 = 66 кДж Энтальпийный фактор вызывает обратную реакцию.

Ѕοр-и = 2·240,2·199,9 – 205,04 = -124,6 Дж·моль-1·К-1

Энтропийный фактор вызывает обратную реакцию. Gор-и = 66 + 124,6·10-3·298 = 103 кДж

Т.к. Gо прямой реакции положительная величина, то прямая реакция невозможна. Энтальпийный и энтропийный факторы вызывают обратную реакцию, состояние равновесия невозможно.

14