第二章化学反应进行的方向和限度.(DOC)

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化学反应的方向速率和限度

化学反应的方向速率和限度

等温等压的封闭体系内,不作非体积功的前提下,
任何自发过程总是朝着吉布斯自由能( G=H-
TS衡),减小的方向进行,rGm
=0 时,反应达平
体系的 G 降低到最小值,此式为著名的吉布斯最
小自由能原理。
(五)热化学反应方向的判断
1 、标准状态下,反应方向的判断
标准态下,rG吉m 布斯r公H m式变T 为
0K 时,任何纯净的完整晶态物质的熵值 规定为 0 ,即 So=0.
若一纯晶体从 过程的熵变S量
0K→TK :
其熵值为
ST
,则此
S =ST-S0=ST-0=ST—— 即该纯物质在 TK 时的熵。
在 TK ,标准态下,某单位物质的量纯物质的熵值,
称为标准摩尔熵 Sm ,单位为“ J·mol-1·K-1” 。
1878 年美国著名物理化学家吉布斯提出摩尔吉布斯自 由能变量(简称自由能量)rGm :
在等温、等压条件下, rGm= r Hm -T r Sm —— 吉布斯公式 + +( 吸热 ) -( 熵减 ) 自发过程,反应正向进

-
进行
-( 放热 ) +( 熵增 ) 非自发过程,反应逆向
0
平衡状态
分析 NH4Cl ( s )常温下的溶解, CaCO 3 ( s )在 850℃ 下的分解均有体系混乱程 度增大的过程发生,及可能还有温度的影 响。
(三)化学反应的熵变
熵——描述物质或体系混乱程 度(粒子运动)大小的物理量(热力学中)。 符号为“ S” ,它也是体系自身的属性,所以 熵也是状态函数,物质(或体系)的混乱度 越大,熵值越大。
/ ( J·mol-1·K-1 ) 92.6
39.75 213.7

第二章 化学反应的方向﹑速率和限度

第二章   化学反应的方向﹑速率和限度

第二章 化学反应的方向﹑速率和限度思考题解析1(2-1) 下列说法正确与否?⑴ 质量作用定律适用于任何化学反应。

⑵ 反应速率常数取决于反应温度,与反应物﹑生成物的浓度无关。

⑶ 反应活化能越大,反应速率也越大。

⑷ 要加热才能进行的反应一定是吸热反应。

解:⑴错。

⑵对。

⑶错。

⑷错。

2(2-2)以下说法是否恰当,为什么? ⑴ 放热反应均是自发反应。

⑵rm S 为负值的反应均不能自发反应。

⑶ 冰在室温下自动熔化成水,是熵增起了主要作用。

解:⑴ 不一定。

因为0rm S <的放热反应,在高温时0r m G >,为非自发反应。

⑵不一定。

因为0rm H <的熵减反应,在常温下能自发进行。

⑶是。

3(2-3)由锡石(SnO 2 )生产金属锡,要求温度尽可能低。

可以单独加热矿石(产生O 2),或将锡石与碳一起加热(产生CO 2 ),或将锡石与氢气一起加热(产生水蒸气)。

根据热力学原理,应选用何种方法? 解:根据热力学原理,反应自发进行的条件是:0r m r m rm G H TS ΘΘΘ=-<通过计算可知:锡石与氢气一起加热产生H 2O(g)的反应所需温度最低(840.7K),可考虑选用。

4(2-4)已知下列反应的平衡常数:22()()()H g S s H S g + 1K Θ22()()S s O SO g + 2K Θ问:反应2222()()()()H g SO g SO g H S g ++的平衡常数是下列中的哪一个?(1)12K KΘΘ- (2)12K KΘΘ⋅(3)12K KΘΘ (4)12K K ΘΘ解:应为(4)12K K ΘΘ5(2-6)评论下列陈述是否正确: ⑴ 因为()rm G T RTΘ=-㏑K Θ,所以温度升高,平衡常数减少。

⑵()(298.15)ir m f m vG T G K ΘΘ≈∑(生成物)+(298.15)if m vG K Θ∑(反应物)⑶ CaCO 3 在常温下不分解,是因为其分解反应为吸热反应;在高温(T>1173K)下分解,是因为此时分解放热。

第二章_化学反应的方向、速率和限度

第二章_化学反应的方向、速率和限度
思考题
化学反应的方向、速率和限度
CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) 反应能自发进行吗?或者说反应的方向性如何?
2.1化学反应的方向和吉布斯函数变
2.1.1影响反应方向的因素 一、自发过程 现象: 水总是自动地从高处向低处流 铁在 潮湿的空气中易生锈 这种在给定条件下不需要外加能量而能自己进行的
1.熵的性质
思考:在什么情况下物质混乱度最小,即熵值为零呢? 热力学中规定 : 在温度为 0K时,任何纯净的完整晶态 物质的熵等于零, 即 S(0K)=0。这个状态是最不混乱。 (这就是热力学第三定律,实际上是一种假设,无法 达到绝对零度)
(1)有了上面的规定,我们若知道某一物质从0K到指 定温度下的一些热化学数据如热容、相变热等,就可 以求出此温度时的熵值。此熵值称为规定熵。 标准摩尔熵:单位物质的量的纯物质在标准条件下的规 定熵,以符号Sm θ表示。简称标准熵,符号S θ 表示 常见单质和化合物在298.15K时标准摩尔熵值参见附录
3 化学反应的熵变
化学反应的标准摩尔熵变以符号 ΔrSm θ 表示,可简写 为标准熵变ΔS θ
S (298.15K) ν B S (B,298.15K)
θ θ B
H (298.15K) ν B f H (B,298.15K)
θ θ B
注 意
1)ΔS θ 是用生成物的 S θ值减去反应物的 S θ 值 2) 各物质的聚集状态。聚集态不同,S θ 值也不同 3) 正确计入各物质的化学计量数 4) 反应温度不同时,反应的ΔS θ 值也会不同。但若温 度的变化没有引起各物质聚集状态的改变,则反应 的标准熵变仍接近于298.15K时的标准熵变。即: ΔS θ( T ) ≈ ΔS θ(298.15K)

大学化学2-化学反应进行的方向和限度

大学化学2-化学反应进行的方向和限度
ΔrSΘm=-24.9 J· -1· -1 <0 mol K
从ΔrHΘm<0来看,该反应应该可以自发进行,但 从ΔrSΘm<0来看,该反应又应是不能自发进行。下面 从ΔrGmΘ值的计算来看总的结果。 如用标准生成吉布斯函数来计算,则应查表, 找出三种物质的标准生成吉布斯函数。
2NO(g)= N2(g)+O2(g)
(3) 了解化学反应的方向是非常有用的。 例如,高炉炼铁中的主要反应是 Fe2O3+3CO=2 Fe+3CO2,能否用类似反应在高炉炼铝?又如, 汽车尾气中同时含有CO和NO,能否利用二 者相互反应生成无毒的N2和CO2等问题,都是 需要知道反应方向的问题。
第二章 化学反应进行的方向和限度
19世纪中叶,在热化学发展的基础上, 曾提出一个经验规律:在没有外界能量的 参与下,反应(或变化)总是朝着放热更 多的方向进行。那么在等温、等压下,用 反应热能否判断变化的方向呢?
2KMnO4(s)+H2SO4(l)=K2SO4(l)+Mn2O7(l)+H2O(l), 2Mn2O7(l)=4MnO2(s)+3O2(g), C2H5OH(l)+3O2(g)=2CO2(g)+3H20(l)

由上述各步反应,可得总反应为: 4KMnO4(s)+2H2SO4(l)+C2H5OH(l) = 2K2SO4(s)+4MnO2(s)+5H2O(l)+2CO2(g) 该总反应的标准焓变ΔrHθm =-2034.25 kJ· -1<0,放出 mol 大量热,所以点燃了酒精灯。 说明,放热反应确实可以自发进行。但是否对所有反应都 是如此呢? 上面的实验就是最原始火柴的翻版。当时的硫酸火柴是用 蔗糖、KClO3、阿拉伯树胶调和在一起,涂在小木棒的一端, 经干燥后浸入硫酸即可燃烧起来。

无机化学2章-化学反应的方向,速率与限度

无机化学2章-化学反应的方向,速率与限度

0
0
90.25
191.5 205.03 210.65
第2章 化学反应的方向、速率和限度
解:
⑴ N2(g) + 3H2(g) = 2NH3(g)
r
H
m
2
(46.11)
92.22(kJ
mol1
)
rSm 2192.3 (191.5 3130.57)
198.6(J K1 mol1)

r
H
m
即:系统有自动趋向于增大混乱度的倾向 为了描述体系混乱度, 定义了一
个新的物理量: 熵 (entropy,符号 S):
量度体系内部质点混乱度的物理量
体系混乱度越大,熵值越大。
第2章 化学反应的方向、速率和限度
熵值大小与其组成、结构、状态和物质的量等有关
Solid
Liquid
熵值大小规律:
Gas
⑴ 同一物质:S气> S液> S固 ⑵ 同一物态:S(复杂分子) > S(简单分子)
⑶ S(高温)> S(低温)
⑷ S(低压气体) > S(高压气体)
第2章 化学反应的方向、速率和限度
2. 化学反应的熵变 (1)标准摩尔熵的确定
0K时,一个完整无损的纯净晶体,其组分粒子(原 子、分子或离子)都处于完全有序的排列状态,因此, 可以认为:纯物质完整有序晶体在0 K时的熵值为 零。即
S0(完整晶体)= 0
第2章 化学反应的方向、速率和限度
在0K时,任何纯物质完整晶体的熵值 等于零。 S0 = 0
0K
稍大于0 K
第2章 化学反应的方向、速率和限度
熵是体系的状态函数
如将某纯晶体物质从0 K升温到任一温度(T),体 系的熵增加,熵变量(ΔS)为:

第二章化学反应的方向速率和限度

第二章化学反应的方向速率和限度
解: (1)解法
ΔrGm={ΔfGm(CaO)+ΔfGm(CO2)}-ΔfGm(CaCO3) ={(-604.03)+(-394.359)-(-1128.79)} kJ· mol-1 =130.40 kJ· mol-1>0
在298.15K、标准态下, 分解不能自发进行。
(2)解法
ΔfHm/(kJ· mol-1) -1206.92 -635.09 -393.509 Sm/(J· mol-1· K-1) 92.9 39.75 213.74 ΔrHm=[ΔfHm(CaO)+ΔfHm(CO2)]-ΔfHm(CaCO3) ={[(-635.09)+(-393.509)]-(-1206.92)} kJ· mol-1 =178.32 kJ· mol-1 ΔrSm=[Sm(CaO)+Sm(CO2)]-Sm(CaCO3) =[(39.75+213.74) - 92.9] J· mol-1· K-1 =106.6 J· mol-1· K-1 ΔrGm(298.15K)=ΔrHm(298.15K)-TΔrSm(298.15K) ΔrGm=[178.32-298.15×106.6×10-3] kJ· mol-1 =130.4 kJ· mol-1>0
熵是描述物质混乱度大小的物理量。
物质(或体系) 混乱度越大,对应的熵值越大 符号:S 单位: JK-1
在0K时,一个纯物质的完美晶体, 其组分粒子(原子、分 子或离子)都处于完全有序的排列状态, 混乱度最小, 熵 值最小。——热力学第三定律。 把任何纯物质的完美晶体在0K时的熵值规定为零 S0(完整晶体,0K)=0
ΔrGm(T) = ΔrHm(T)- TΔrSm(T) ≈ ΔrHm(298.15K)- TΔrSm(298.15K)

化学反应的方向和限度

化学反应的方向和限度

2、速度-时间图:可用于:
1) 表示反应速率的变化和化学平衡的移动。 2) (已知反应)判断引起平衡移动的因素。 A(g)+2B(g) 2C(g) v v正 •引起平衡移动的因素是 增大反应物浓度,平衡 v逆 将向 方向移动。 正 t t1 t2 0 v • 引起平衡移动的因素是 v正 减小生成物浓度,平衡 v逆 将向 正 方向移动。 t t t 1 2 0
△H - T· △S ﹤0 △H - T· △S ﹥0
反应能自发进行 反应不能自发进行 反应达到平衡状态
△H - T · △S ﹦0
二、化学反应的限度
1、可逆反应 (1)概念 在相同条件下同时向正逆两个方向进行的反应 (2)特征 在一定条件下反应物不能全部转化成产物, 只能进行到一定程度
2.化学平衡状态
第一讲化学反应 的方向和限度
成武二中
李亚楠
一、化学反应的方向
1、 放热反应过程使体系的能量降低,具 有自发进行的倾向 ①吸热反应一定不能自发进行
NH4HCO3(固)+CH3COOH
×
②在常温下不能自发进行吸热反应,在高温 下也一定不能自发进行
×
CaCO3的分解
焓变不是决定反应能否自发进行的 唯一因素
①若m+n≠p+q,总压强一定(其他条件不变)
是 不一定 是 不一定
压强
②若m+n=p+q,总压强一定(其他条件不变) 混合气体 相对平均 分子质量 ( M) ①M一定,m+n≠p+q ②M一定,m+n=p+q
温度
体系的 密度(ρ )
任何化学反应都伴随着能量变化,当体系温度 一定(其他条件不变)
密度一定

化学反应的方向、速度和限度

化学反应的方向、速度和限度

增加来表 示 。 aA + bB → cC + dD
t1时的浓度 c(A)1 c(B)1 c(C)1 c(D)1
t2时的浓度 c(A)2 c(B)2 c(C)2 c(D)2
∆t=t2-t1、∆c=c2-c1 则平均速率为
(A) =
-
∆c(A) ∆t
(B) =
-
∆c(B) ∆t
(C) =
∆c(C) ∆t
2.2.2 化学反应的活化能
1 活化分子
p 分子碰撞理论认为:
反应物分子 (或原子、离子) 之间必须相互碰撞,才有可能发生化 学反应。
但反应物分子之间并不是每一次碰撞都能发生反应。绝大多数碰 撞是无效的弹性碰撞,不能发生反应。
对一般反应来说,事实上只有少数或极少数分子碰撞时能发生反 应。
第二章 化学反应的方向、速率和限度 1 活化分子
开始浓度/(mol·L-1) 2.10
00
100秒浓度/(mol·L-1) 1.95 300秒浓度/(mol·L-1) 1.70 700秒浓度/(mol·L-1) 1.31
0.30 0.075 0.80 0.20 1.58 0.395
随着反应的 进行,速率 逐渐减小
υ(N2O5)1=
-
∆c(N2O5) ∆t
能量(E)之差。 Ea = E* - E

N2O5

2NO2
+
1 2
O2
325K时 E*=106.13kJ·mol-1, E=4.03kJ·mol-1
Ea=E*-E=(106.13-4.03)kJ·mol-1=102.10kJ·mol-1
p 大部分分子的能量接近E值,能量大于E分子只占少数。 p 非活化分子要吸收足够的能量才能转变为活化分子。
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第二章 化学反应进行的方向和限度教学内容1. 焓变与变化方向;2. 熵变与变化方向;3. 吉布斯函数变与变化方向;4. 化学反应的限度——化学平衡。

教学要求理解标准熵、标准生成吉布斯函数变、标准平衡常数等有关概念;掌握反应的熵变与吉布斯函数变的求算方法;熟悉等温等压条件下化学反应进行方向的判断方法;掌握吉布斯方程及转化温度的计算方法;掌握标准平衡常数(ΘK )的表达和ΘK 与标准吉布斯函数变的关系及化学平衡的相关计算;了解影响化学平衡移动的有关因素。

知识点与考核点1.熵(S )系统内微观质点混乱度的量度。

Ωln k S =(k 是Boltzmann 常数,Ω是微观状态数(与混乱度密切相关)。

熵是状态函数。

2. 热力学第三定律在0K 时,任何纯物质、完整晶体的绝对熵为0,(固体在0K 时,任何物质的 热运动停止,只有一种微观状态,即Ω=1)。

3. 标准摩尔熵(θm S )一定温度下,1mol 纯物质在标准情况下的规定熵。

人为规定:处于标准条件下的水合H +离子的标准熵为零,其它离子的标准熵为其相对值。

4.影响熵的因素① 相同物质S g > S l > S s ;② 分子数越多、分子量越大、物质结构越复杂,熵越大; ③ 固体溶解于水,熵增加,而气体溶解于水,熵减小; ④ 温度越高,熵越大。

5.反应熵变的计算对化学反应a A + f F = g G + d D=θ∆m r S gS θm ,G + dS θm ,D – aS θm ,A – fS θm ,F =∑θνBB ,m B S 。

注意:①计量系数;②物质的聚集状态。

6. 熵变与化学反应方向等温等压条件下,熵变大于零(S ∆> 0)有利于变化过程自发进行,但 不能单独作为判断化学反应方向的标准。

7. 焓变与化学反应方向等温等压条件下,焓变小于零(H ∆> 0)有利于变化过程自发进行,但 不能单独作为判断变化过程方向的标准。

8. 吉布斯函数TS H G -= (G 为状态函数,为复合函数)。

9. 吉布斯函数变S T H G ∆-∆=∆(恒温、恒压下反应的推动力)(G ∆不是状态函数......)。

10. 标准摩尔生成吉布斯函数(Δf G m Θ)在一定温度,标准状态下,由最稳定单质生成1mol 纯物质时反应的标准吉布斯函数变。

11. 化学反应标准吉布斯函数变(Θ∆m r G )的计算对化学反应 a A + f F = g G + d Dθ∆mr G = g Δf G m θ,G + d Δf G m θ,D — a Δf G m θ,A — f Δf G m θ,F =Θ∆∑B ,f BB m G ν 注意:①计量系数,②物质的聚集状态。

12.ΔG 与ΔS 、ΔH 及T 的关系13.等温、等压,判断变化过程自发进行方向的判据 ΔG < 0 过程正向自发进行ΔG = 0 处于平衡状态 ΔG > 0 过程逆向自发进行14.m r G ∆与Θ∆m r G 的区别m r G ∆是指参加反应物系中各物质处于任意状态下,反应进度ξ=1时的吉布斯函数变。

由它判断(等温等压)实际条件下系统自发变化过程方向的判据,m r G ∆< 0,过程能正向自发进行。

而Θ∆m r G 指反应系统中各物质都处在标准态下(规定气体的分压为100kPa ,溶液浓度为1 mol ·L –1,确切地讲是各物质的活度都等于1),的吉布斯函数变,它只说明标准态下反应自发进行的趋势。

对指定反应,在一定温度下,Θ∆m r G 是个确定的值。

根据ΘΘ-=∆K RT G m r ln ,可以由Θ∆mr G 计算标准平衡常数,可见Θ∆m r G 是决定反应限度的物理量。

当Θ∆m r G 很大或很小时,也可用来近似判断变化过程方向。

一般认为,若Θ∆m r G <-40kJ ·mol –1,反应可自发进行;Θ∆m r G >+40kJ ·mol –1,反应不能自发进行(因为此时ΘK已经非常小)。

若反应40kJ ·mol –1<Θ∆m r G <+40kJ ·mol –1,则要根据反应的具体条件,根据m r G ∆=Θ∆m r G +J RT ln 来计算m r G ∆值,再判断变化过程方向。

15.转化温度一般认为反应的m r H ∆和m r S ∆与温度关系不大,这可以从化学热力学计算来进行说明。

例如反应(g)CO (g)O 21CO(g)22→+,若在298.15K 、标准态下进行则有 =∆ΘK)15.298(m r H g)],(O 21g)(CO,[g),(CO 22ΘΘΘ∆+∆-∆m f m f mf H H H = –393.51 – ( – 110.53+ 0 ) = – 282.98 kJ ·mol –1,=∆ΘK)15.398(m r H – 285.0 kJ ·mol –1(此计算只是为了说明问题,不是大学化学课程要求的内容)可以看出,当此反应由298.15K 升温100K 至398.15K 时,Θ∆m r H 仅增加了0.71%,所以温度变化不大时,可以认为Θ∆m r H 基本不变。

同样,当升高温度时,系统中的反应物和生成物的标准摩尔熵(Θm S )以近似相同的倍数增加,致使反应的标准摩尔熵变(Θ∆m r S )变化不大。

所以可以用K)298(Θm r S ∆和K)298(Θm r H ∆近似求得 )(T G m r Θ∆,)()()(、K 298K 298m r m r m r S T H T G ∆-∆≈∆; m r G ∆= 0 系统处于平衡状 态(转化点), 转化温度T = K)298(K)298(ΘΘ∆∆m r m r S H (应用此公式的前提是Θ∆m r S 和Θ∆m r H 与温度关系不大)例: (1)碳酸钙在常温、常压下是否能自发分解;(2)若改变温度可以改变其反应方向,求转化温度。

解:(1)查表 )s (CaCO 3 = )s (CaO + 2CO Δf G m θ/(kJ ·mol –1)-1128.84 -604.04 -394.36Δf H m θ/(kJ ·mol –1) -1206.92 -635.09 -393.51S m θ/(J ·mol –1) 92.9 39.75 213.64 注意单位①由计算可知Δr G m θ=-394.36 +(-604.04)—(-1128.84)= +130.44 kJ ·mol –1Δr G m θ> 0,非自发 (注意判据的适用条件是等温、等压)Δr H m θ=-393.51 + (-635.09)—(-1206.92)= +178.32 kJ ·mol –1 ,Δr S m θ=213.64 + 39.75 — 92.9 = +160.49J ·mol –1②用公式ΘΘΘmr m r m r S T H G ∆-∆=∆ = 178.32×1000-298.15×160.49=130470 (J ·mol –) (两种方法结果的微小误差是因为有效数字,或数据来源不同引起的)(2)因为ΘΘΘ∆-∆≈∆298298S T H G T ,∴平衡时,S T H ∆=∆ (0=∆G ) 自发分解的临界温度1.111149.160100032.178=-⨯-=T )K (即838℃以上过程可以自发进行。

在热力学中,物质的焓和吉布斯函数是“相对值”,而熵却是“绝对值”,这是因为物质的“绝对焓”和“绝对吉布斯函数”值无法确定,必须人为地规定一个相对标准(就象以海平面为基准测定山高一样)。

热力学关心的是某物理量在某过程中的变化量。

虽然不知道其“绝对值”,但是用人为规定的相对标准也可以准确求出此“变化量”。

例如求下述反应的焓变:H 2(g ) + (1/2)O 2 (g ) = H 2O (l ) 若用“绝对焓”求反应的焓变,g)],(O 21g),(H [)O,(H 222ΘΘΘΘ∆m m m m r H H l H H +-= (1)若用标准生成焓来求,则g)],(O 21g),(H [)O,(H 222ΘΘΘΘ∆+∆-∆=∆m f m f m f m r H H l H H (2) 再根据标准摩尔生成焓Θ∆m f H 的定义,0g),(O 0g),(H 22=∆=∆ΘΘm f m f H H ;;带入方程(2)得到,变化过程的)O,(H 2l H H m f m r ΘΘ∆=∆吉布斯函数与焓相同,完全可以用“相对标准”可以求出某变化过程的“变化量”。

而熵与焓、吉布斯函数不同,它是描述系统混乱度的状态函数,对纯净物质的完整晶体,在0K 时,物质的任何热运动都停止了,系统完全有序,因此热力学将绝对零度(0K )时,任何纯净物质完整晶体的熵值定为零。

这就是说,任何物质的熵值都有相同的起点,可以直接从0K 时熵值开始测定,这样就可以求得物质的绝对熵值(标准熵)。

16.浓度平衡常数aA + fF = gG + dD( 平衡时 -+=v v +k f a (F )(A )c = _k d g D G )()(K c =-+k k =fFa A d D g G c c c c ⋅⋅,浓度平衡常数。

(单位是(mol ·L –1)∑BBν, 化学计量数的代数和∑BBν=g+d–a–f。

因此,K c 的量纲与化学计量数有关 。

∑BBν≠0,则K c 就有量纲。

17.分压某组分气体的分压等于单独占有相同温度下与混合物气体具有相同体积时 所具有的压力。

计算公式为 p B =总n n Bp 总 18.分压定律p 总= p A + p B + p C + … 混合气体的总压等于各组分分压之和。

19.分压平衡常数对气相反应 aA (g) + fF (g) = gG (g) + dD (g)Kp =fFa A d Dg G p p p p ⋅⋅ 分压平衡常数。

(Kp 、Kc 称为实验平衡常数)在书写平衡常数表达式时,表达式中,不出现固体或纯液体物质和稀溶液的溶剂的浓度项。

对平衡常数表达式中不包括固体或纯液体物质的浓度项一般有两种解释:(1)认为在一定温度下,固态(或纯液态)物质的密度或蒸气压都是常数,因此可以并入平衡常数。

例如298K 时 (a q )OH (aq)H )O(H 2-++=l O)(H )(OH )(H 2c c c K -+Θ⋅==⋅=ΘO)(H 2c K K W )(OH )(H -+⋅c c =1.0×10–14;(2)认为凝聚态(固体或纯液体)的活度(有效浓度)为1。

20.标准平衡常数对气相反应 aA (g) + fF (g) = gG (g) + dD (g) Kθ=f F a A d D g G p p p p p p p p )()()()(ΘΘΘΘ (其中各项分压为平衡分压) 可以看出标准平衡常数没有量纲 21.反应商J = fF a A dD g G p p p p p p p p )()()()(θθθθ (其中各项分压为任意分压) 22.ΘK 、J 与变化过程方向 由等温方程Δr G m =Δr G m Θ+ RT ln J P 可得,平衡时 0 = Δr G m Θ+ RT ln J p ;Δr G m θ=-RT ln Kθ代入等温方程得到J RT K RT G P m r ln ln +-=∆J < K Θ Δr G m < 0 过程正向自发 J = K Θ Δr G m = 0 平衡 J > K ΘθΔr G m > 0 过程逆向进行平衡常数反映的是达到平衡时化学反应可以达到的极限或“限度”,化学反应的“限度”与“程度”是不同的,化学反应的“程度”用化学反应“进度”或某一反应物的转化率(α)来衡量。

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