热力学原理在化学中的应用

热力学原理在化学中的应用

有两个很基本的问题贯穿着整个化学学科：

第一个问题可以通过下面这个例子说明：我已经知道水分子是由氢原子和氧原子构成的，那么我现在有一些氢气和一些氧气，我把它们混合后能否产生水呢？如果不能，那么在什么条件下是可以的？

第二个问题可以沿用上面的例子：现在我有方法让氢气和氧气生成水了，那么我拿1mol氢气和0.5mol氧气就一定能产生1mol水么？

用化学的语言概括：1、如何判断化学反应的方向。2、如何计算化学反应的限度。

下面就以上述的两个问题进行说明热力学原理在化学中的应用：

1.判断化学反应的方向：

a)根据“熵变”判断

当我们已知有材料A、B，并需要C、D时，我们就希望下列反应能够进行：

A+B C+D

能否自发地进行，如果不能，我们又需要给予怎样的条件才能使它们进行？

熵变和吉布斯自由能函数给了我们衡量反应是否自发进行的标准。

在热力学中，我们赋予了反应物与产物“熵”这个概念，它的数值是一个状态函数，即无论在怎样的过程下，只要始态与终态确定了，那么这个过程的熵变就可以确定。

通过化学家反复实验论证，得到了克劳修斯不等式：

这个不等式说明了一个反应过程是否能自发进行，是由这个过程的热温商与其熵变的大小关系决定的。然而一个体系的熵变的测定是十分困难的，所以我们将体系与环境一并考虑：

这就是我们所熟知的热力学第二定律，孤立体系的熵变是恒大于或等于0的，特别的，自发过程的熵变总是大于0，因此它也被称作熵增原理。

于是，当我们需要判断一个反应是否自发发生时，就可以根据：

计算反应前后的系统熵变，并与0相比较即可。

b)根据“吉布斯自由能函数值”判断

事实上，孤立体系的熵变计算要同时考虑环境和体系的熵变，这很不方便，因此根据熵变判断反应方向仍然是有困难的。因此我们引入了一个新的量，叫做吉布斯自由能：

可以将它与熵变及内能公式联立，化简后可以得到：

即在恒温恒压不做非体积功的前提下，体系的吉布斯自由能改变量小于等于0，且等号在可逆过程时取到。而吉布斯自由能的改变量可以由公式：

计算得出。

这样，我们不需要考虑环境的自由能增量也能够判断反应是否自发进行了。

2.确定反应进行的限度

事实上，如果我们想对一个反应的限度进行描述，首选的方法就是去考察每种反应物和生成物的浓度。而恰好在非标准状况下的吉布斯自由能函数表达式中：

有反应物、生成物与标准浓度的比例关系，所以我们可以利用非标准状况下的吉布斯自由能函数来判断反应进行的限度。

为了方便起见，定义下面这样一个量，称为平衡常数：

当反应达到平衡的时候，吉布斯自由能函数值等于0，此时可以算出平衡常数K。

显然，对于一个确定的反应，给定初始状态和一个确定的K值，我们可以利用方程来解出各物质的浓度。即，利用平衡常数，我们可以得知一个确定反应、在确定的初始状态下能够进行到何种状态(这个状态是用各反应物、生成物的浓度描述的)，即得到了反应的限度。

同时，定义一个数Q来描述反应在任意时刻的状态：

将这个数值带入吉布斯自由能函数表达式，可以得到如下关系：

这样，我们就可以判断任意时刻反应进行的方向了。

3.总结：

热力学原理虽然被大家认定为物理定律，但它在化学中也发挥着重要的作用。

从这一点也可以看出，科学之间是相通的，不论将来立志于在哪个方面有所建树，都应当对各方各面的科学有所了解。