Движущие силы химической реакции обусловлены ее стремлением к уменьшению запаса энергии, т.е. к уменьшению энтальпии при p = const и ее стремлением к увеличению энтропии.
В ходе химической реакции участвующие частицы перегруппировываются таким образом, чтобы уменьшалась энергия системы; это проявляется в их сближении и взаимодействии. Вместе с тем реагирующие частицы обладают отчетливой тенденцией к беспорядочному расположению. Эти два фактора обусловливают химическую обратимость реакций; преобладающее направление реакции определяется значением и знаком величин ΔH и ΔS.

критерием самопроизвольного протекания химических реакций является отрицательное значение энергии Гиббса: ΔG < 0

Для экзотермических реакций (ΔH < 0) величина ΔG также, как правило, меньше нуля, поскольку в уравнении ΔG = ΔH – TΔS при ΔS > 0вычитаемое будет всегда отрицательным, а при ΔS < 0 – положительным, но небольшим по значению вплоть до очень высоких температур, и, следовательно, не превышающим отрицательного значения ΔH.

Для эндотермических реакций (ΔH > 0), имеющих ΔS < 0, их протекание в заданном направлении невозможно ни при какой температуре, т.к. всегда ΔG > 0. Для реакций с ΔS > 0 их протекание возможно, но только при таких высоких температурах, когда вычитаемое (- TΔS) превысит положительное значение энтальпии реакции.

Таким образом, принципиальную возможность протекания химического процесса и его направление можно определить, рассчитав значение ΔG.

По значению стандартной энергии Гиббса реакции можно рассчитать значение константы равновесия K и сделать вывод о положении равновесия. Для рассчета энергии Гиббса реакции необходимо использовать выражение:

ΔG° = -RTlnK = -RT·2.3lgK

где R – универсальная газовая постоянная: 8.31441 Дж/(моль·K).

Для обратимых реакций можно найти такое значение температуры, при которой K = 1 и ΔG° = 0. При этой температуре (она обозначается так:T_⇄) протекание прямой и обратной реакции равновероятно; эта температура называется температурой равновесия протекания реакции.

Между энергией Гиббса реакции и константой равновесия существует соответствие:

ΔG_T > 0  K < 1
ΔG_T = 0  K = 1
ΔG_T < 0  K > 1

Таким образом, преобладающее направление протекания обратимой реакции определяется знаком энергии Гиббса; практически важное прямое направление реакции, т.е. сдвиг равновесия в сторону образования продуктов преобладает при условии ΔG_T << 0 и K >> 1.

Для кислотно-основных реакций, протекающих в водном растворе, величина ΔG°_T определяется выражением:

ΔG°_T = 2,3RT(pK_kI – pK_kII)

где pK_kI = -lgK_kI и pK_kII = -lgK_kII; K_kI – константа кислотности реагента – кислоты (справочное значение), K_kII – константа кислотности реагента – основания (справочное значение).

Для окислительно-восстановительных реакций, протекающих в водном растворе, величины ΔG°_T рассчитывают по соотношению:

ΔG°_T = z_eF(E°_Ox – E°_Red)

где
z_e – число электронов, переданное от восстановителя к окислителю в реакции;
E°_Ox – стандартный потенциал окислителя (справочная величина);
E°_Red – стандартный потенциал восстановителя (справочная величина);
F – постоянная Фарадея (96485 Кл).

---