热力学平衡汇总
热力学中的化学平衡原理

热力学中的化学平衡原理热力学是研究物质之间转化和相互作用关系的学科,而化学平衡原理是热力学中重要的概念。
在化学反应中,原料通过某些化学过程转化成产物,而化学平衡原理可以帮助我们理解反应中物质的转化过程,从而更好地控制实验参数。
一、热力学基础知识在深入探讨化学平衡原理之前,我们需要先了解一些基础的热力学知识。
热力学对于理解物质的基本性质和转化过程非常重要。
它研究热力学作业、机械热力学、热化学、热力学和统计物理学等领域。
热力学是一门研究物质的热现象,如热力学作业、热导率、热扩散等。
热力学的基本概念是热力学函数,包括整个系统的内能,焓,自由能,熵等等。
其中,热功学函数是描述物质状态的基本参数,例如,温度(T)、压强(P)、物质的量(n)和摩尔体积(V/n)等。
二、化学反应的基本知识化学反应是一种分子、离子或原子的转化过程。
在化学反应过程中,原材料(反应物)基于它们的原子和分子之间的相互作用,进行转化成新的化学物质。
化学反应可以分为不可逆反应和可逆反应两类,其中可逆反应是指可在两个方向上进行反应,同时反应物和产物浓度存在一定的关系,随着反应进程的推移,这种关系可能会发生变化。
化学平衡是一种特殊的化学反应形式,它表明系统中反应物和产物之间的浓度达到了一个稳定状态。
因此,对于化学平衡系统,反应速率向前和向后是相等的,也就是说,反应物和产物的浓度不再发生变化。
在化学平衡状态下,系统的自由能(G)取最小值。
三、化学平衡原理的基本概念化学平衡原理是化学反应热力学的重要理论基础。
它可以通过分析物质的吉布斯自由能、熵和焓来评估化学物质的稳定状态。
化学反应中的化学平衡常数(K)可以描述反应物的活性和产物的活性之间的关系。
在化学平衡状态下,物质的G、S和H达到最小值,反应速率向前和向后相等,反应达到平衡。
K值与反应物和产物浓度之间的关系可以写成如下表达式:K = [C]c[D]d/[A]a[B]b其中,[A]、[B]、[C]和[D]分别代表反应物和产物的浓度,a、b、c和d是反应物和产物的配平系数。
热力学中的热力学平衡

热力学中的热力学平衡热力学平衡是热力学研究中一个重要的概念,它描述了在一个系统中,各个宏观性质保持稳定的状态。
热力学平衡是自然界中广泛存在的状态,对于理解物质间的相互作用及其行为具有重要意义。
本文将从热力学平衡的基本原理、条件以及应用等方面进行探讨。
一、热力学平衡的定义热力学平衡是指一个系统内部的各种宏观性质保持不变的状态。
在热力学平衡状态下,系统各部分之间不存在差异或变化,整体上呈现出一种稳定的状态。
这种状态可以通过一些物理量的测量来判断,比如温度、压力、物质的密度等。
二、热力学平衡的条件1. 热平衡:当系统内各部分之间没有温度差异时,系统达到了热平衡状态。
在热平衡状态下,热量不再从一个物体传递到另一个物体,整个系统的温度保持不变。
这是热力学平衡的重要条件之一。
2. 动力学平衡:动力学平衡是指系统内部的各个部分的物质流动速率不再发生变化。
换句话说,系统中各物质的输入和输出速率相等,达到了动力学平衡状态。
3. 化学平衡:化学平衡是指系统中不再发生物质的化学反应,或者反应速率相等,达到了化学平衡状态。
在化学平衡状态下,反应物和生成物的浓度不再发生变化。
三、热力学平衡的应用热力学平衡的应用非常广泛,涉及到许多领域和行业。
1. 工业生产:在工业生产中,热力学平衡的概念被广泛应用于各种物质的转化和传递过程。
比如在化工生产中,热力学平衡可以用来优化反应条件,提高反应的产率和选择性。
在能源生产中,热力学平衡可以用来优化能源转化过程,提高能源利用率。
2. 环境保护:热力学平衡的概念在环境保护中也有重要应用。
比如在大气污染控制中,可以利用热力学平衡的原理来优化工艺设计,减少二氧化硫等有害气体的排放。
在水处理中,热力学平衡可以用来优化水质的处理过程,提高水处理效率。
3. 生物系统:热力学平衡的概念也被广泛应用于生物系统的研究中。
生物系统中的各个组成部分之间的平衡是生物体正常运作的基础。
比如在生物代谢过程中,能量的平衡是保持生命活动正常进行的重要条件。
热力学知识:热力学中的热力学平衡态和动态态

热力学知识:热力学中的热力学平衡态和动态态热力学是研究热、功、能转化及其相互关系的学科,它是自然科学及其应用科学中不可或缺的一个重要分支。
在热力学中,对于系统的状态,我们通常用状态量来描述和表征。
热力学平衡态和动态态就是描述系统状态的两种不同的方式。
一、热力学平衡态热力学平衡态是指在一个封闭系统中达到的平衡状态。
在一个热力学平衡态下,系统的状态被认为是稳定的,它不会发生任何的变化。
这是因为,通过热力学平衡态下的一系列规律和定律,系统中能量的转化达到了最大化,并且系统的熵也达到了最大值。
在热力学平衡态中,任何形式的能量转化都是热力学上可以由系统自行完成的。
因为系统在达到平衡态之前,经过了能量的传导、传输等一系列的热力学过程,最终组成了一个热平衡态。
而这个过程也可以看成是是热力学平衡的方向,因为热力学的过程总是从不稳定的状态朝着稳定的状态发展。
二、热力学动态态和热力学平衡态不同,热力学动态态是指系统状态随时间而变化的过程。
在热力学动态态下,系统中的能量不断变化,系统的状态呈现出变化和波动的状态。
这个过程也可以理解为,系统在没能达成平衡态之前的过程。
在热力学动态态中,系统状态的变化受到各种因素的影响。
例如在封闭的系统中,我们可以通过加热、冷却、加压、减压等方式创造这样的热力学过程。
在这个过程当中,我们可以观察到系统中的分子更加活跃,它们在不断地碰撞、交换热量和能量,最终达到平衡态。
三、总结总之,在热力学中,热力学平衡态和热力学动态态都是非常重要的概念。
它们通过描述系统的状态变化等性质,更好的帮助我们理解热力学的过程和规律,进而应用在热力学的工业、生物等众多领域。
因此,对这两个概念的深入理解可以对我们的热力学研究有很大的帮助。
热力学7相平衡

7.3 汽液平衡的计算
7.3.1 汽液平衡的准则和计算方法 汽液平衡的准则 ˆi v ˆi l f f
i 1,2,, N
计算方法有两种:
1. 活度系数法
ˆ v y v P ˆ fi i i
Vi l ( P Pi s ) ˆ l x f l x s P s exp fi i i i i i i i RT
s
7.3.4.3 等温露点计算
已知T与{ yi },求P与 { xi }。 计算与等压泡点计算相同,γi与xi有关,开始时需假定γi=1由相
平衡关系式计算xi,在重新计算γi。
未知,需假定p的初值,而后判断
yi Ki xi
y1=0.237 y2=0.514 y3=0.249
7.3.4 利用活度系数法进行汽液平衡计算
Vi l ( P Pi s ) ˆ yiiv P xi iis Pi s exp RT Vi l ( P Pi s ) i is exp i RT ˆv
等温泡点计算 已知体系温度T与液相组成xi,求泡点 压力P与汽相组成 yi 。 等压泡点计算 已知体系压力P与液相组成xi,求泡点 温度T与汽相组成 yi 。 等温露点计算 已知体系温度T与汽相组成yi,求露点 压力P与液相组成 xi 。 等压露点计算 已知体系压力P与汽相组成yi,求露点 温度T与液相组成 xi 。
是否第一 次迭代?
是
y
i
变化吗 ?
计算 yi
否
7.3.4.2 等温泡点计算
已知T与{ xi },求P与 { yi }。
计算步骤:
①已知T,由Antoine方程求 Pi s ②已知T,选择合适的状态方程计算 i ③已知xi,由活度系数方程求γi
化工热力学公式总结

化工热力学公式总结1.热平衡公式:对于封闭系统,内能变化等于热变化和功变化之和。
即:ΔU=Q-W其中,ΔU表示内能变化,Q表示系统吸收或放出的热量,W表示系统对外做功。
2.热容公式:热容是单位质量物质温度变化1°C所吸收或放出的热量。
Q=mCΔT其中,Q表示吸收或放出的热量,m表示物质的质量,C表示热容,ΔT表示温度变化。
3.平衡常数(K)公式:对于化学反应:aA+bB↔cC+dD反应的平衡常数(K)定义为反应物浓度的乘积与生成物浓度的乘积之比:K=[C]^c[D]^d/[A]^a[B]^b其中,[A]、[B]、[C]、[D]表示反应物和生成物的摩尔浓度。
4.反应焓变(ΔH)公式:反应焓变是化学反应进行过程中吸热或放热的量。
根据焓守恒定律,反应焓变可以通过反应物和生成物焓变的差值表示:ΔH=ΣnΔHf(生成物)-ΣmΔHf(反应物)其中,n和m为反应物和生成物的系数,ΔHf表示物质的标准生成焓。
5.反应熵变(ΔS)公式:反应熵变是化学反应进行过程中熵的变化。
根据熵守恒定律,反应熵变可以通过反应物和生成物熵变的差值表示:ΔS=ΣnS(生成物)-ΣmS(反应物)其中,n和m为反应物和生成物的系数,S表示物质的熵。
6.反应自由能变(ΔG)公式:反应自由能变是化学反应进行过程中自由能的变化,可以通过反应物和生成物的自由能差值表示:ΔG=ΣnG(生成物)-ΣmG(反应物)其中,n和m为反应物和生成物的系数,G表示物质的自由能。
7.热力学平衡公式:对于可逆反应,根据吉布斯自由能变可以推导出热力学平衡公式:ΔG=ΔH-TΔS其中,ΔG为反应的吉布斯自由能变,ΔH为反应的焓变,ΔS为反应的熵变,T为温度。
以上是化工热力学中常用的公式总结,这些公式在研究和设计化工过程中起到了重要的作用。
通过应用这些公式,可以计算和预测系统的热力学性质和能量转化,从而优化化工过程的设计和操作。
同时,这些公式也为研究反应机理和确定过程条件提供了理论基础。
热力学平衡态

解:设气体,1 大气压下,质量为 m,P1→m1, P2 →m2
m PoV RT ① M
m1 PV RT 1 M
m2 P2V RT M
代入①
m1 m2 G1 G2 RT ( P P2 )V RT 1 M g M m (G1 G2 ) Po 密度 V gV ( P P2 ) 1
宏观量 (P,V,T等)不变 统计物理 微观量 (v ,r ) 变
宏观态
(大量分子的集体表现)
微观态
(个别分子的速度,动能等) (二)有关统计方法的几个基本概念 1 (1)几率 掷分币 或 50% 几率 2
掷骰子(六面体) 几率 摇奖 几率
1 6
一般式:
NA WA lim N N
C
热平衡
BC If A B then A C
达到热平衡的系统具有共同的内部属性—温度 (二) 温标 确定温度数值的表示方法(P 5)
(三) 理想气体状态方程 理想气体:在密度不太高,压力不太大,温度不 太低条件下遵循三条实验定律的气体 (玻意耳定律,盖.吕萨克定律和查理定律) 1、 理想气体状态方程 设气体的标准状态为:
归一化条件
5. 显然:
0
ห้องสมุดไป่ตู้
f (v ) dv 1
6. 7. 8.
Nf (v)dv N
0
总分子数 0v 速率间分子数 出现的几率
0 v 0
v
f (v ) dv W0 v
Nf (v ) dv N 0 v 0v 速率间的分子数
(四) 麦克斯韦速率分布函数 f (v) 1. 速率很大与很小的分子 150K 数较少,中间的较多。 2. 温度升高,曲线高度下 降并右移。
热力学的热力学平衡

热力学的热力学平衡热力学是一门研究能量转化和分布的科学,它描述了物质之间的相互作用和变化。
而热力学平衡是热力学中的一个重要概念,它指的是系统达到了一个稳定状态,不再发生宏观可观察的变化。
本文将探讨热力学平衡的概念、条件和应用。
一、热力学平衡的概念热力学平衡是指系统达到了一个稳定状态,其宏观性质不再发生变化。
在热力学平衡状态下,系统的物理性质保持不变,热力学过程达到了一个动态平衡。
这种平衡是由于系统内部各种力的互相制约和平衡所形成的。
二、热力学平衡的条件要达到热力学平衡,需要满足以下条件:1. 系统与外界没有能量交换:在热力学平衡状态下,系统与外界之间不存在能量的交换,也就是不存在能量的输入或输出。
2. 系统内部各部分没有温度、压力和化学势的变化:在热力学平衡状态下,系统内部各个部分的温度、压力和化学势保持不变,不存在温度、压力和化学势的梯度。
3. 系统不受外力作用:在热力学平衡状态下,系统处于自发平衡状态,不受外力的作用。
只有满足以上三个条件,系统才能达到热力学平衡状态。
三、热力学平衡的应用热力学平衡在物理学、化学、工程学以及生命科学等领域都有广泛的应用。
1. 物理学中的应用:在物理学中,热力学平衡被用来研究物质的相变行为,如固液相变、液气相变等。
同时,热力学平衡也与热传导、热辐射等热学现象有关。
2. 化学中的应用:在化学反应过程中,热力学平衡可以用来预测反应的方向和平衡常数。
同时,热力学平衡理论也为化学反应的速率常数提供了参考依据。
3. 工程学中的应用:在工程学中,热力学平衡被广泛应用于能源系统和热工过程的设计优化。
通过对系统的热力学平衡分析,可以提高能源利用效率,降低能源消耗。
4. 生命科学中的应用:生物体内的化学反应也符合热力学平衡的规律。
利用热力学平衡的概念,可以研究生物体内各种代谢过程、酶催化反应等。
总结:热力学平衡是热力学中的一个重要概念,它描述了系统达到一个稳定状态的过程。
满足系统与外界没有能量交换、系统内部各部分没有温度、压力和化学势的变化、系统不受外力作用的条件,才能达到热力学平衡。
热力学基础中的热力学平衡态与热力学过程

热力学基础中的热力学平衡态与热力学过程热力学是研究能量转化与传递规律的学科,其中热力学平衡态和热力学过程是其重要的基础概念。
本文将从热力学平衡态和热力学过程两个方面进行论述,旨在深入解释它们的含义、性质及其在热力学中的重要作用。
一、热力学平衡态热力学平衡态是指系统的各种宏观性质在一段时间内不发生任何变化的状态。
在这种状态下,系统各部分之间的能量传递和物质交换达到了动态的平衡,系统的宏观性质保持稳定。
热力学平衡态的特点主要包括以下几个方面:1. 热力学平衡态的性质稳定。
系统的宏观性质如温度、压力、体积等均保持不变,且在相互间达到平衡。
这种稳定性表明系统内各部分相对于整体来说是静止的,不存在宏观的变化。
2. 热力学平衡态的局部性。
热力学平衡态仅是在系统的各个部分之间达到平衡,而并不要求整个系统都处于平衡态。
例如一个容器内的液体和气体两相共存,虽然液体和气体之间还存在着相互的非平衡现象,但液体和气体分别在自己的相平衡态中。
3. 热力学平衡态的可逆性。
可逆性是热力学平衡态的重要特征之一。
在可逆过程中,系统的宏观性质始终保持稳定,不产生任何熵增,而不可逆过程中则会导致熵的增加。
因此,通过观察熵的变化可以判断系统是处于平衡态还是非平衡态。
二、热力学过程热力学过程是指系统从一个热力学平衡态到另一个热力学平衡态的变化过程。
系统在热力学过程中会发生能量和物质的交换,从而使得整个系统的宏观性质发生变化。
热力学过程的特点如下所述:1. 热力学过程是可逆的或不可逆的。
可逆过程的特点是在系统的所有状态变化过程中都可瞬间变为热力学平衡态,而不可逆过程则存在着无法复原的能量和物质的损失,从而导致系统的宏观性质发生改变。
2. 热力学过程可以是准静态过程或非准静态过程。
准静态过程是指系统的状态变化非常缓慢,以致于系统能够及时地达到平衡态,并且所有步骤可以被视为连续的。
非准静态过程则是指系统的状态变化较快,使得系统无法达到平衡态,其过程是间断的。
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第2章. 化学热力学与化学平衡2.1 化学热力学基本知识1. 研究内容:化学热力学研究的对象是宏观系统。
化学反应的能量变化;化学反应的方向;化学的反应限度。
2. 一些相关的重要的基本概念(1)系统、环境和相:热力学中研究的对象为系统;称系统以外的其他密切相关部分为环境。
相是系统中物理性质和化学性质完全相同的均匀部分,相与相之间存在明显的界面。
通常把只含有一个相的系统称为均相系统;含两个或两个以上相的系统称为多相系统。
(2)系统的分类:按系统与环境之间能量和物质交换有无交换分三类:重点讨论的是封闭系统。
(3)状态和状态函数:状态:系统的宏观性质的综合表现。
状态函数:描述系统性质的物理量(如:n、p、V、T、U、H、G、S ……)广度性质:具有加和性的系统性质,如体积、质量等。
强度性质:不具有加和性的系统性质, 如温度。
状态函数的特点:其量值只取决系统所处的状态;其变化值仅取决于系统的始态和终态,而与变化的途径无关。
(4)过程和途径:系统状态所发生的任何变化称为过程。
系统经历一个过程,由始态变化到终态,可以采用多种不同的方式,通常把完成某一过程的具体方式称为途径。
根据过程发生时的条件不同,可分为以下几类:(1)等温过程:系统的始态温度与终态温度相同。
(2)等压过程:系统始态的压力与终态的压力相同。
(3)等容过程:系统的体积无变化的过程称为等容过程。
(4)循环过程:如果系统由某一状态出发,经过一系列变化又回到原来的状态,这种过程就称为循环过程。
无机化学重点讨论等温等压等压过程。
3. 标准状态、标准状况热力学标准状态:(1)纯气体是指其压力为标准压力p (100 kPa)时的状态;在气体混合物中,是指组分的分压力为标准压力 p (100 kPa)时的状态。
(2)液态和固态纯物质B 的标准状态:分别是在标准压力 p (100 kPa)下纯液态和纯固态物质B 的状态。
(3)溶液中的溶质B 的标准状态:为标准压力p (100 kPa)下、质量摩尔浓度b (B)=(1 mol·kg -1) 的状态;一般情况下,用体积摩尔浓度c (B)=(1 mol·L -1)代替质量摩尔浓度。
注意:热力学标准状态不涉及温度。
标准状况:T = 273.15 K(0℃),p = 1atm 。
4. 反应进度对于反应:d D+ e E g G + h H ξ=0: n D (0) n E (0) n G (0) n H (0) ξ=ξ: n D (ξ) n E (ξ) n G (ξ) n H (ξ) 则:HH H G G G E E E D D D )0()()0()()0()()0()(v n n v n n v n n v n n -=-=-=-=ξξξξξ 一般写为: BB v n ∆=ξ (2.1)引入反应进度的优点是,用任一种反应物或产物表示反应进行的程度,所得值都是相同的。
应用反应进度时,必须指明化学反应方程式。
注意v的符号正负。
2.2 几个重要的热力学函数1. 热力学能、焓、熵、吉布斯自由能、热、功及其变化。
(1) 热:由于系统与环境的温度不同,而在系统与环境间所传递的能量称为热,用符号Q表示。
系统吸热,Q>0;系统向环境放热,Q<0。
(2) 功:除热以外,在系统与环境之间传递的其他能量都称为功,用符号W 表示。
环境对系统做功,W>0;系统对环境做功,W<0。
体积功是系统发生体积变化时与环境传递的功;非体积功是除体积功以外的所有其他功,符号W′。
(3) 热力学能:体系内所有微观粒子的全部能量之和,也称内能。
位能、振动能、转动能、平动能、电子的动能、核能,……U = U终–U始U、Q、W的关系——热力学第一定律∆U = Q + W (2.2)对于不做非体积功的等容过程∆V =0, W ′=0 ∆U = Q V (2.3)此时,系统的热力学能变化在数值上等于热。
(4) 焓: 定义式 H = U +pV (2.4)∆H = H 终 – H 始∆H =(U 2 + p 2V 2)- (U 1 + p 1V 1)对于不做非体积功的等压过程∆p =0, W ′=0,∆U = Q p -外p ∆VU 2 - U 1 = Q p -外p (V 2 -V 1)U 2 - U 1 = Q p -(p 2V 2 -p 1V 1)Q p =(U 2 + p 2V 2)- (U 1 + p 1V 1)∆H = Q p (2.5)此时,系统的焓变在数值上等于热。
∆H 与∆U 的关系:∆U =∆H - ∆n (g)RT (2.6)或 Q V = Q p - ∆n (g)RT (2.7)*标准生成热:参考态单质——1mol 相应物质的m r H ∆,符号为 m f H ∆。
如① H 2(g, 105Pa)+(1/2)O 2(g, 105Pa) = H 2O(l)m f H ∆(H 2O, l)= m r H ∆(298)= -285.8kJ·mol -1② C(石墨)+O 2(g, 105Pa) = CO 2(g, 105Pa)m f H ∆(CO 2, g)= m r H ∆(298)=-393.5kJ·mol -1③ Mg(s) + C(石墨)+(3/2)O 2(g, 105Pa) = MgCO 3(s)m f H ∆(MgCO 3, s) = m r H ∆(298)=-1096kJ·mol -1 规定: 水合H +的 m f H ∆=0,其它水合离子为相对值。
* m r H ∆的主要计算方法:m r H ∆=∑v (产) m f H ∆(产) - ∑v (反) m f H ∆(反) (2.8)m r H ∆=∑v (反)m c H ∆(反) - ∑v (产) m c H ∆(产) (2.9) m r H ∆=∑D (反) - ∑D (产) (2.10) (5) 熵:熵是系统混乱度的量度,用符号S 表示。
0K 时纯物质完美晶体的S =0。
以此为基准,通过实验和计算求得各种物质在指定温度下的熵值,称为物质的“规定熵”,亦称绝对熵。
标准熵:标准压力下1mol 纯物质的熵值为标准熵m S 。
规定:水合H +的 m S =0,其它水合离子为相对值。
m r S ∆计算方法:m r S ∆=∑v (产) m S (产) - ∑v (反) m S (反) (2.11)对 m r H ∆与 m r S ∆应注意:温度对焓变和熵变的影响较小,m r H ∆(T )= m r H ∆(298.15K) m r S ∆(T )= m r S ∆(298.15K) 右图可说明这个问题。
(6) 吉布斯自由能:定义式 G = H –T S (2.12)*标准生成吉布斯自由能:参考态单质——1mol 相应物质 的 m r G ∆,符号为m f G ∆。
如① H 2(g, 105Pa)+(1/2)O 2(g, 105Pa) = H 2O(l)m f G ∆(H 2O, l)= m r G ∆(298)=-237.1kJ.mol -1 ② C(石墨)+O 2(g, 105Pa) = CO 2(g, 105Pa)m f G ∆(CO 2, g)= m r G ∆(298)=-394.4kJ.mol -1③ Mg(s) + C(石墨)+(3/2)O 2(g, 105Pa) = MgCO 3(s)m f G ∆(MgCO 3, s) = m r G ∆(298)=-1012 kJ.mol -1规定:水合H +的m f G ∆=0,其它水合离子为相对值。
* m r G ∆的计算 m r G ∆=∑v (产) m f G ∆(产) - ∑v (反) m f G ∆(反) (2.13) 应用吉布斯-亥姆霍兹公式m r G ∆(T )= m r H ∆(T ) – T m r S ∆(T ) 近似: m r G ∆(T )=m r H ∆(298) – T m r S ∆(298) (2.14)m r G ∆的计算,对于非标准状态条件下的反应:a A +b Bd D +e E 化学反应等温式 a J RT G G ln m r m r +∆=∆ (2.15)其中 b a d e a a a a a J BA D E = 称为反应(活度)商。
*反应方向的判据任意条件下:Δr G <0,化学反应正向自发进行;Δr G >0,化学反应正向非自发进行,逆向自发进行; Δr G =0,化学反应处于平衡状态,达最大限度。
标准状态下:m r G ∆<0,化学反应正向自发进行;m r G ∆>0,化学反应正向非自发进行,逆向自发进行。
*对于 m r H ∆和m r S ∆符号相同的反应,反应方向转变的温度近似为:(2.16) 再有,应用盖斯定律可以通过一些反应的热力学函数求总反应的热力学函数变化值。
即若 反应1 +反应2反应3则 m2r m1r m3r H H H ∆+∆=∆ (2.17)m2r m1r m3r S S S ∆+∆=∆ (2.18)m2r m1r m3r G G G ∆+∆=∆ (2.19)注意:(1)参考态单质、水合H +的 m f H ∆、m f G ∆均为0;(2)参考态单质一般为稳定单质;(3)反应为标准状态和指定温度;(4) m f H ∆、 m f G ∆常用于判断物质的稳定性;(5)参考态单质的 m S ≠0。
意义:ξ=1时的 标准摩尔反应热 m r H ∆,标准摩尔熵变 m r S ∆,标准摩尔自由能变 m r G ∆2. 其他与焓或内能相关的函数:电离能(I )、电子亲合能(E )、键能(D )、晶格能(U )、升华焓( m S H ∆)、水化焓( m L H ∆)、燃烧焓( m C H ∆) 等,都是状态函数的变化值。
【例】下列过程代表哪种能量变化过程?Na(g) Na +(g) + e -ICl(g) + e -Cl -(g) -E HCl(g)H(g) + Cl(g) D NaCl(s)Na +(g)+Cl -(g) UNa(s) Na(g)m S H ∆Na +(g) Na +(aq)m L H ∆H 2(g)+(1/2)O 2(g)=H 2O(l)m C H ∆3. 与自由能相关的重要物理量电极电位( ϕ、φ)、原电池电动势(E 、 E )等 nFE G -=∆m r orn F E G -=∆m r (2.20)2.3化学平衡1. 化学平衡状态:对于一定条件下封闭系统中的反应:a A +b B d D + e EΔr G = 0时体系所处的状态称为化学平衡状态。
2. 活度和活度商:(1) 活度对于气体活度的定义为: p p a i i = (2.21)对于溶液中的溶质活度的定义为: c ca i i = (2.22)对于固体或纯液体或溶剂:1i =a (常数) (2) 活度商:也称反应商,对于反应 a A+b Bd D+e E定义 b a d e a a a a a J BA DE = 为反应在任意条件下的活度商。