第四章化学平衡熵和Gibbs函数
(完整版)无机化学考研试题(含答案,已经整理好的)
一、单选题 第2章 热化学1、在下列反应中，Q p =Q v 的反应为（ ）（A ）CaCO 3(s) →CaO(s)+CO 2(g) （B ）N 2(g)+3H 2(g) →2NH 3(g)（C ）C(s)+O 2(g) →CO 2(g) （D ）2H 2(g)+O 2(g) →2H 2O （l ）2、下列各反应的（298）值中，恰为化合物标准摩尔生成焓的是（ ） （A ）2H(g)+ O 2(g)→H 2O （l ） （B ）2H 2(g)+O 2(g)→2H 2O （l ）（C ）N 2(g)+3H 2(g)→2NH 3(g) （D ）N 2(g) +H 2(g)→NH 3(g)3、由下列数据确定CH 4(g)的为（ ） C(石墨)+O 2(g)=CO 2(g) =-393.5kJ·mol －1H 2(g)+ O 2(g)=H 2O (l) =-285.8kJ·mol －1CH 4(g)+2O 2(g)=CO 2(g)+2H 2O （l ） =-890.3kJ·mol －1（A ）211 kJ·mol －1； （B ）-74.8kJ·mol －1；（C ）890.3 kJ·mol －1； （D ）缺条件，无法算。
4、已知：（1）C(s)+O 2(g)→CO(g), (1)= -110.5k J·mol －1（2）C(s)+O 2(g)→CO 2(g),(2)= -393.5k J·mol －1 则在标准状态下25℃时，1000L 的CO 的发热量是（ ）（A ）504 k J·mol －1 （B ）383 k J·mol －1 （C ）22500 k J·mol －1 （D ）1.16×104 k J·mol －15、某系统由A 态沿途径Ⅰ到B 态放热100J ，同时得到50J 的功；当系统由A 态沿途径Ⅱ到B 态做功80J 时，Q 为 （ ）（A ） 70J （B ） 30J （C ）－30J （D ）－70J6、环境对系统作10kJ 的功，而系统失去5kJ 的热量给环境，则系统的内能变化为 （ ）（A ）－15kJ （B ） 5kJ （C ） －5kJ （D ） 15kJ7、表示CO 2生成热的反应是（ ）（A ）CO （g ）+ 1/2O 2（g ）=CO 2（g ）ΔrHmθ=-238.0kJ.mol-1（B ）C （金刚石）+ O 2（g ）=CO 2（g ）ΔrHmθ=-395.4kJ.mol-1（C ）2C （金刚石）+ 2O 2（g ）=2CO 2（g ）ΔrHmθ=-787.0kJ.mol-1（D ）C （石墨）+ O 2（g ）=CO 2（g ）ΔrHmθ=-393.5kJ.mol-1二、填空题1、25℃下在恒容量热计中测得：1mol 液态C 6H 6完全燃烧生成液态H 2O 和气态CO 2时，放热3263.9kJ ，则△U 为-3263.9，若在恒压条件下，1mol 液态C 6H 6完全燃烧时的热效应为-3267.6。
大学《无机化学》知识点总结
无机化学第一章：气体第一节：理想气态方程1、气体具有两个基本特性：扩散性和可压缩性。
主要表现在：⑴气体没有固定的体积和形状。
⑵不同的气体能以任意比例相互均匀的混合。
⑶气体是最容易被压缩的一种聚集状态。
2、理想气体方程：nRT PV = R 为气体摩尔常数，数值为R =8.31411--⋅⋅K molJ3、只有在高温低压条件下气体才能近似看成理想气体。
第二节：气体混合物1、对于理想气体来说，某组分气体的分压力等于相同温度下该组分气体单独占有与混合气体相同体积时所产生的压力。
2、Dlton 分压定律：混合气体的总压等于混合气体中各组分气体的分压之和。
3、(0℃=273.15K STP 下压强为101.325KPa = 760mmHg = 76cmHg)第二章：热化学第一节：热力学术语和基本概念1、 系统与环境之间可能会有物质和能量的传递。
按传递情况不同，将系统分为： ⑴封闭系统：系统与环境之间只有能量传递没有物质传递。
系统质量守恒。
⑵敞开系统：系统与环境之间既有能量传递〔以热或功的形式进行〕又有物质传递。
⑶隔离系统：系统与环境之间既没有能量传递也没有物质传递。
2、 状态是系统中所有宏观性质的综合表现。
描述系统状态的物理量称为状态函数。
状态函数的变化量只与始终态有关，与系统状态的变化途径无关。
3、 系统中物理性质和化学性质完全相同而与其他部分有明确界面分隔开来的任何均匀部分叫做相。
相可以由纯物质或均匀混合物组成，可以是气、液、固等不同的聚集状态。
4、 化学计量数()ν对于反应物为负，对于生成物为正。
5、反应进度νξ0)·(n n sai k et -==化学计量数反应前反应后-，单位：mol第二节：热力学第一定律0、 系统与环境之间由于温度差而引起的能量传递称为热。
热能自动的由高温物体传向低温物体。
系统的热能变化量用Q 表示。
若环境向系统传递能量，系统吸热，则Q>0；若系统向环境放热，则Q<0。
无机化学考研试题(含答案-已经整理好的)
一、单选题 第2章 热化学1、在下列反应中，Q p =Q v 的反应为（ ）（A ）CaCO 3(s) →CaO(s)+CO 2(g) （B ）N 2(g)+3H 2(g) →2NH 3(g)（C ）C(s)+O 2(g) →CO 2(g) （D ）2H 2(g)+O 2(g) →2H 2O （l ）2、下列各反应的（298）值中，恰为化合物标准摩尔生成焓的是（ ）（A ）2H(g)+ O 2(g)→H 2O （l ） （B ）2H 2(g)+O 2(g)→2H 2O （l ）（C ）N 2(g)+3H 2(g)→2NH 3(g) （D ）N 2(g) +H 2(g)→NH 3(g)3、由下列数据确定CH 4(g)的为（ ） C(石墨)+O 2(g)=CO 2(g) =-393.5kJ·mol －1H 2(g)+ O 2(g)=H 2O(l) =-285.8kJ·mol －1CH 4(g)+2O 2(g)=CO 2(g)+2H 2O （l ）=-890.3kJ·mol －1 （A ）211 kJ·mol －1； （B ）-74.8kJ·mol －1；（C ）890.3 kJ·mol －1； （D ）缺条件，无法算。
4、已知：（1）C(s)+O 2(g)→CO(g), (1)= -110.5k J·mol －1（2）C(s)+O 2(g)→CO 2(g),(2)= -393.5k J·mol －1 则在标准状态下25℃时，1000L 的CO 的发热量是（ ）（A ）504 k J·mol －1 （B ）383 k J·mol －1 （C ）22500 k J·mol －1 （D ）1.16×104 k J·mol －15、某系统由A 态沿途径Ⅰ到B 态放热100J ，同时得到50J 的功；当系统由A 态沿途径Ⅱ到B 态做功80J 时，Q 为 （ ）（A ） 70J （B ） 30J （C ）－30J （D ）－70J6、环境对系统作10kJ 的功，而系统失去5kJ 的热量给环境，则系统的内能变化为 （ ）（A ）－15kJ （B ） 5kJ （C ） －5kJ （D ） 15kJ7、表示CO 2生成热的反应是（ ）（A ）CO （g ）+ 1/2O 2（g ）=CO 2（g ）ΔrHmθ=-238.0kJ.mol-1（B ）C （金刚石）+ O 2（g ）=CO 2（g ）ΔrHmθ=-395.4kJ.mol-1（C ）2C （金刚石）+ 2O 2（g ）=2CO 2（g ）ΔrHmθ=-787.0kJ.mol-1（D ）C （石墨）+ O 2（g ）=CO 2（g ）ΔrHmθ=-393.5kJ.mol-1二、填空题1、25℃下在恒容量热计中测得：1mol 液态C 6H 6完全燃烧生成液态H 2O 和气态CO 2时，放热3263.9kJ ，则△U 为-3263.9，若在恒压条件下，1mol 液态C 6H 6完全燃烧时的热效应为-3267.6。
第四章化学平衡熵和Gibbs函数习题
第四章化学平衡熵和Gibbs 函数习题一、判断1、只有当化学反应的反应商Q =1时，该反应才能处于平衡状态。
（ ）2、对有气体参与的可逆反应，压力的改变不一定会引起平衡移动。
（ ）3、对没有气体参与的可逆反应，压力的改变不一定会引起平衡移动。
（ ）4、化学平衡发生移动时，标准平衡常数一定不改变。
（ ）5、减少反应生成物的量，反应必定向正方向进行。
（ ）二、单选题1、在一定条件下，反应A(g)+B(g)C(g)的K =10-10。
当反应在密闭容器中进行时，（ ）。
(A)相同物质的量的A 、B 、C 气体混合，平衡后，气体C 的物质的量一定增加；(B)由于反应逆向进行，气体C 不存在；(C)由于反应具有可逆性，在一定条件下气体混合物中，A 、B 、C 物质的量一定能相等；(D)由于正向反应进行的程度很小，A 、B 、C 气体平衡混合物中，C 的物质的量相对较小。
2、已知298K 时，反应Ag 2O(s)→2Ag(s)+12O 2(g)的△r S m θ=66.7J ·mol-1·K -1， △f H m θ (Ag 2O,s)=-31.1kJ ·mol -1，则Ag 2O 的最低分解温度约为（ ）。
(A)740K ； (B)466K ； (C)233K ； (D)194K 。
3、1molA 2和1molB 2，在某温度下，于1L 容器中建立下列平衡：A 2(g)+B 2(g)2AB(g)，则系统中（ ）。
(A)c (AB)=2mol ·L -1； (B)一定是c (AB)=c (A 2)；(C)c (A 2)<c (B 2)； (D)0<c (AB)<2mol·L -1。
4、已知反应FeO(s)+C(s)→CO(g)+Fe(s)的△r H >0，△r S >0，（设△r H 、△r S 不随温度改变而改变），下列叙述正确的是（ ）。
化学平衡
Kθ1=Kθ22=1/Kθ3
2014-9-22 15
多重平衡原理 P75 例4－2 两个化学方程式相加或相减，所得新化学 方程式的平衡常数，可由原来的两个化学方程 式的平衡常数相乘或相除得到。
2NO(g)+O2(g) +) 2NO2(g) 2NO2(g) N2O4(g) N2O4(g)
K 1 θ K 2 K
2014-9-22
1
第四章 化学平衡 熵和Gibbs函数
本章要求
了解化学平衡的概念，理解标准平衡常 数的意义；掌握有关化学平衡的应用，熟悉 有关化学平衡移动的原理；理解自发反应与 熵变的关系，初步学会用吉布斯自由能变化 去判断化学反应的方向。 重点：标准平衡常数的计算, 平衡移动原理， Gibbs函数的相关计算.
CO(g)+H2O(g)
CO2(g)+H2(g)
Ag (aq)+CI (aq)
+
-
AgCI(s)
2014-9-22 4
(2)同一反应，在不同条件下的可逆性也不同。
H2(g)+O2(g)
正 逆
2H2O(g)
878-1273K时，正反应占绝对优势 4273-5273K时，逆反应占绝对优势 (3)少数反应在一定条件下不可逆
cθ=1mol·L-1 标准浓度；[B]:平衡浓度 Pθ=100kpa 标准大气压;PB:平衡分压kpa
2014-9-22 12
不论是溶液中的反应、气相反应还是复杂反 应，Kθ均无量纲。
液相反应的Kc与Kθ数值相等，气相反应的Kp与Kθ 数值一般不等。
﹡ 温度一定，Kθ为定值，与浓度无关。
Zn(s)+2H (aq)
gG+hH
本章要求 了解化学平衡的概念,理解标准平衡常数的意义;
J>Kθ，反应逆向进行，直至平衡。
2015-6-27
23
一、浓度对平衡的影响
P80：例 4-5 Fe2+(aq)+Ag+(aq)= Fe3+(aq)+Ag(s) C(Fe2+)0.100mol.L-1 α(Ag+)=16% C(Fe2+)0.300mol.L-1 α(Ag+)=43% 结论：在恒温下，增加反应物的浓度或 减小生成物的浓度，平衡向正反应方向移动； 相反，减小反应物的浓度或增大生成物的浓度， 平衡向逆反应方向移动。
θ 3=K θ 1K θ 2
θ
2NO(g)+O2(g)
2015-6-27
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§4.2 标准平衡常数的应用
一、判断反应程度
同类型反应，给定条件下，Kθ值越大， 表示正向反应进行的越完全。 反应进行程度常用平衡转化率表示
α( A) = n0 ( A) －neq ( A) n0 ( A) ×100%
n0 ( A) : 起始时A的物质的量 neq ( A) : 平衡时A的物质的量
Pi─平衡分压 单位 Pa或kPa
若(a+b)≠(g+h),KC或KP有单位，但 一般不写。
2015-6-27 11
2.标准平衡常数
aA(g)+bB(g)
K
gG(g)+hH(g)
h
c( G ) c c( A ) c
g
a
c( H ) c c( B ) c
b
pG g pH h [ θ] [ θ] p p θ K = p A a pB b [ θ] [ θ] p p
二、标准平衡常数表达式 1. (实验)经验平衡常数
化学平衡 熵和Gibss函数
在该平衡常数表达式中，各物种均以各自的标准态为参考态。如果是气体，要用分压表示，但分压要除以 ；若是溶液中的某溶液，其浓度要除以 ；若是液体或固体，其标准态为相应的纯液体或纯固体，因此，表示液体和固体状态的相应物理量不出现在标准平衡常数表达式中（称其活度为1）
影响平衡的因素有浓度、压力、温度等。催化剂能缩短反应达到平衡的时间，但不能使化学平衡移动。
4.3.1、浓度对化学平衡的影响
根据任意状态下 J与 的相对大小关系，可判断平衡移动的方向。温度一定时，增加反应物的浓度或增加生成物的浓度，J＜ 平衡向正反应方向移动；相反；减小反应物的浓度或减小生成物的浓度，J＞ 平衡向逆反应方向移动；平衡时，J = 。
对同类反应而言，KΘ越大，反应进行的越完全。
反应进行的程度也常用平衡转化率来表示。KΘ愈大，往往 也愈大。
教师引导学生比较平衡常数和转化率。
① K与体系的起始状态无关，与T有关；
② α与反应物的起始状态有关；与T有关；
③ 在平衡体系中增加某一物质的起始浓度，可使另一物质的转化率提高。
N 2 (g) + 3 H 2 (g) = 2 NH 3 (g) 可逆性显著
Ag + (aq) + Cl - (aq) = AgCl (s) 可逆程度小
将化学反应计量式中从左向右进行的反应叫正反应，向右向左进行的反应叫逆反应，用两个相反的箭头 表示可逆。
可逆反应是在同一条件（温度、压力、浓度等）下，既可以正向进行又可以逆向进行的反应.
N 2 O 4 (g) 2 NO 2 (g)
化学平衡的熵变 焓变和Gibbs自由能变化的关系
化学平衡的熵变焓变和Gibbs自由能变化的关系化学平衡的熵变，焓变和Gibbs自由能变化的关系在化学反应中，平衡态是指反应物转化成产物的速率相互之间达到平衡的状态。
化学平衡的熵变，焓变和Gibbs自由能变化是描述平衡态的重要物理量。
本文将探讨化学平衡中的熵变，焓变和Gibbs自由能的关系。
1. 熵变的概念及计算熵是描述系统无序程度的物理量，其变化量称为熵变。
在化学反应中，熵变的计算可以通过以下公式得出：ΔS = Σn_S(products) - Σn_S(reactants)其中，ΔS表示熵变，Σn_S表示各物质的摩尔熵。
2. 焓变的概念及计算焓是系统内部能量的一种表现形式，焓变则是反映反应热效应的物理量。
在化学反应中，焓变的计算可以通过以下公式得出：ΔH = Σn_H(products) - Σn_H(reactants)其中，ΔH表示焓变，Σn_H表示各物质的摩尔焓。
3. Gibbs自由能变化的概念及计算Gibbs自由能是描述系统是否能够自发发生变化的物理量。
在化学反应中，Gibbs自由能变化可以通过以下公式得出：ΔG = ΔH - TΔS其中，ΔG表示Gibbs自由能变化，T表示温度，ΔH表示焓变，ΔS表示熵变。
4. 熵变，焓变和Gibbs自由能变化之间的关系根据热力学第二定律，当ΔG小于零时，反应是自发进行的，系统向平衡态靠近。
因此，ΔG可以用来预测反应是否会发生和反应的方向。
而ΔG的正负与焓变和熵变之间存在如下关系：当ΔH为负，ΔS为正时，ΔG一定为负，反应为自发进行的。
当ΔH为正，ΔS为正时，ΔG在高温下可能为负，低温下可能为正，需要温度来决定反应的进行与否。
当ΔH为负，ΔS为负时，ΔG在低温下一定为负，高温下可能为正，需要温度来决定反应的进行与否。
当ΔH为正，ΔS为负时，ΔG一定为正，反应不会自发进行。
总结：化学平衡的熵变，焓变和Gibbs自由能变化之间存在密切的关系。
根据热力学第二定律，当Gibbs自由能变化ΔG小于零时，反应是自发进行的，系统向平衡态靠近。
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W2 O 6
100.0 51.0kPa
100.0kPa
100%
49%
§4.2 标准平衡常数的应用
4.2.1 判断反应程度 4.2.2 预测反应方向 4.2.3 计算平衡组成
4.2.1 判断反应程度
K 愈大，反应进行得愈完全； K 愈小，反应进行得愈不完全； K 不太大也不太小(如 10-3< K <103),
p(W2O6)=100.0
kPa
–
98.0 2
kPa=51.0
kPa
K
[
[ pGeWO4 / p ]2 pGeO/ p ]2[ pW2O6 /
p
]
2.0
98.0 1002
1002 51.0
100
4.
7103
平衡转化率：
def
B
n0
B neq n0 B
B
例如：
GeO 100.0 2.0kPa 100% 98%
大多数化学反应都是可逆的。例如：
c /(mol L1)
t/s
H2 (g) I2 (g)
2HI(g)
r正×107 mol
r逆×107
L s 1
1
0
0.0100 0.0100 0 76.0 0
2000 4850
0.00397 0.00397 0.0121 12.0 2.04 0.00213 0.00213 0.0157 3.45 3.43
对于溶液中的反应：
Sn2+(aq)+2Fe3+(aq) Sn4+ (aq)+2Fe2+(aq)
[c(Sn4 ) /c ][c(Fe2 ) /c ]2 K
[c(Sn2 ) /c ][c(Fe3 ) /c ]2
对于一般的化学反应：
aA(g) bB(aq) cC(s) xX(g) yY(aq) zZ(l)
解：pV = nRT 因为T 、V 不变，p∝nB pB cBRT
p0(CO)=(0.0350×8.314×373)kPa=108.5 kPa p0(Cl2)=(0.0270×8.314×373)kPa=83.7 kPa
解：
CO(g)+Cl2 (g) COCl 2(g)
开始cB/(mol·L-1)
解： 2GeO (g) + W2O6 (g) 2 GeWO4 (g)
开始pB/kPa 100.0
100.0
0
变化pB/kPa –98.0
- 98.0 2
98.0
平衡pB/kPa 100.0–98.0
100.0 – 98.0 2
98.0
p(GeO)=100.0 kPa – 98.0 kPa =2.0kPa
反应物部分地转化为生成物。
4.2.2 预测反应方向
反应商： 对于一般的化学反应： aA (g)+ bB(aq)+cC(s) xX(g)+yY(aq)+zZ(l) 任意状态下：
J def [ pi (X) / p ]x[ci (Y) / c ]y [ pi (A) / p ]a[ci (B) / c ]b
K
pX/ p pA/ p
xcY/ c acB/ cybK 是量纲一的量。 K 是温度的函数，与浓度、分压无关。
* 标准平衡常数表达式必须与化学反应计 量式相对应。
H2 (g) I2 (g) 2HI(g)
K1
K1
[ p(HI) / p ]2 [ p(H2 ) / p ][p(I2 ) /
p
第四章 化学平衡 熵和Gibbs函数
§4.1 标准平衡常数 §4.2 标准平衡常数的应用 §4.3 化学平衡的移动 §4.4 自发变化和熵 §4.5 Gibbs函数
§4.1 标准平衡常数
4.1.1 化学平衡的基本特征 4.1.2 标准平衡常数表达式 4.1.3 标准平衡常数的实验测定
4.1.1 化学平衡的基本特征
化学平衡：
在一定条件下，可逆反应处于化学 平衡状态：
r正=r逆≠0
特征： （1）系统的组成不再随时间而变。 （2）化学平衡是动态平衡。 （3）平衡组成与达到平衡的途径无关。
4.1.2 标准平衡常数表达式
对于气相反应：
H2 (g) I2 (g) 2HI(g)
K
[ p(HI) / p ]2
[ p(H2 ) / p ][p(I2 ) / p ]
反应开始：c(H2),c(I2) 较大, c(HI) = 0, r正较大,r逆为 0； 反应进行：c(H2),c(I2)减小,r正减小,c(HI)增大,r逆增大； 某一时刻：r正= r逆，系统组成不变，达到平衡状态。
r/(mol·L1 s·-1)
H2 (g) I2 (g) 2HI(g)
r r正
逆
反应商判据：
J<K J=K J>K
反应正向进行； 系统处于平衡状态； 反应逆向进行。
4.2.3 计算平衡组成
例题：已知反应CO(g)+Cl2(g) COCl2(g) 在定温定容条件下进行,373K时K =1.5108。
反应开始时c0(CO)=0.0350mol·L-1， c0(Cl2)=0.0270mol·L-1， c0(COCl2)=0。计算373K反应达到平衡时各物种的分压和CO 的平衡转化率。
多重平衡原理 例题：已知25℃时反应
①2BrCl(g) Cl2(g)+Br2(g)的K 1 =0.45 ②I2(g)+Br2(g) 2IBr(g)的K 2 =0.051 计算反应 ③2BrCl (g)+ I2(g) 2IBr(g)+ Cl2(g)的 K 3 。 解：反应① + ②得：
2BrCl (g)+ I2(g) 2IBr(g)+ Cl2(g) K 3 = K 1 ·K 2 = 0.45×0.051=0.023
]
1 2 H 2 (g)
1 2 I 2 (g)
HI(g) K 2
K
2
[
p(H2 )
[ p(HI) / p ] / p ]1/ 2[ p(I2 )
/
p
]1/ 2 (K 1 )1/2
2HI(g) H2(g) I2(g)
K3
[
p(H 2 ) / p ][ [ p(HI ) /
p(I2) / p ]2
p
K3 ] =(K 1 )-1
0.0350 0.0270 0
4.1.3 标准平衡常数的实验测定
例题：定温定容下，GeO(g)与W2O6 (g) 反 应生成GeWO4 (g) ：
2GeO (g) +W2O6 (g) 2 GeWO4 (g)
若反应开始时，GeO和W2O6 的分压均 为100.0kPa，平衡时 GeWO4 (g) 的分压为 98.0kPa。求平衡时GeO和W2O6的分压以及 反应的标准平衡常数。