Химические основы 25 РАВНОВЕСНАЯ ТЕРМОДИНАМИКА Большинство суждений, приводимых в данной книге, базируются на рав- новесной термодинамике, т.е. на основании расчетов предполагается, какой будет данная система при достижении полного Химического равновесия. В природных системах такое равновесие наступает редко, особенно при нали- чии биологических процессов. Тем не менее подход, при котором в системе предпола гается равновесие, имеет ряд преимуществ. Во-первых, нередко достигается хорощее приближение к реальному состоянию систем. Во-вто- рых, указывается направление, в котором могут происходить изменения: ес- ли энергия извне не поступает, системы (в том числе и биологические) могут изменяться только в направлении достижения равновесия. В-третьих, по равно- весному состоянию можно оценить скорости ириродных процессов, так как, чем дальше система от равновесного состояния, тем быстрее она стремится его достичь; однако вычислить скорости реакций по термодинамическим дан- ным можно лишь в редких случаях, Система в состоянии равновесия обладает минимальной энергией. Нерав - новесная система может смещаться в сторону равновесия, высвобождая энер- гию. Мерой энергии систем, характеризующихся постоянными температурой Т и давлением Р, является свободная энерзия Гиббса С, которая связана с энтальпией (теплосодержанием) Н и энтропией $ уравнением С = Н -Т$, где Т — температура по шкале Кельвина, Если реакция протекает при посто- янных Ри Т, то изменение свободной энергии будет определяться уравнением АС - Н - ТА$. (2.1) Когда система стремится` к равновесию, возможны выделение тепла, увели- чение энтропии или такие сочетания изменения тепла и энтропии, которые приводят к уменьшению величины С. Таким образом, при самопроизвольных процессах АС является отрицательной величиной, а в равновесных процес- сах АС = 0, С величиной свободной энергии Гиббса С тесно связан химический по- тенциал ц, который определяется уравнением д6 Н;р= | ——— ‚ дп; | Т, Р где индекс : указывает на : -Й компонент системы, а п — число молей этого компонента, поступающее в систему. Тем самым химический потенциал оП- ределяется как парциальная молярная свободная энергия Гиббса или как из- менение свободной энергии Гиббса в пересчете на моль компонента при до- бавлении бесконечно малого количества данного компонента. Для однокомпо- нентной системы химический потенциал представляет собой свободную энер- гию Гиобса на моль, Свободная энергия Гиббса есть экстенсивная величина, тогда как химический потенциал — величина интенсивная. Бсли имеются две системы с идентичными свойствами и одна из них вдвое больше по массе и