1、1,化學(xué)熱力學(xué)基礎(chǔ)和化學(xué)平衡,第2章,2,本章學(xué)習(xí)要求：,1.了解 U、H、S、G 四個熱力學(xué)函數(shù)的意義及相互關(guān)系,2.理解系統(tǒng)、環(huán)境、狀態(tài)、狀態(tài)函數(shù)、恒容熱、恒壓熱、化學(xué)平衡等概念。,3.理解熱力學(xué)第一定律和蓋斯定律，掌握有關(guān)的計算。,5.掌握吉布斯一亥姆霍茲方程及其應(yīng)用。,4. 掌握有關(guān)熱力學(xué)函數(shù)變的計算，根據(jù)熱力學(xué)函數(shù)進行反應(yīng)自發(fā)性的判斷。,6. 掌握影響化學(xué)平衡的因素及有關(guān)化學(xué)平衡的計算。,3,目錄,2.1 熱力學(xué)基礎(chǔ)知識 2.2 熱化學(xué) 2.3 化學(xué)反應(yīng)的方向 2.4 化學(xué)平衡 本章小結(jié),4,2 .1 熱力學(xué)基礎(chǔ)知識,系統(tǒng)：作為研究對象的那一部分物質(zhì)和空間。 環(huán)境：系統(tǒng)之外，與系統(tǒng)密

2、切聯(lián)系的其它物質(zhì)和 空間。,開放系統(tǒng)有物質(zhì)和能量交換,封閉系統(tǒng)只有能量交換,1. 系統(tǒng)與環(huán)境,圖1.1 系統(tǒng)的分類觀看動畫,隔離系統(tǒng)無物質(zhì)和能量交換,5,2. 狀態(tài)與狀態(tài)函數(shù),狀態(tài)就是系統(tǒng)一切宏觀性質(zhì)的綜合表現(xiàn)。,狀態(tài)變化時，系統(tǒng)的宏觀性質(zhì)也必然發(fā)生部分或全部變化。,狀態(tài)函數(shù)是狀態(tài)的單值函數(shù)。 當(dāng)系統(tǒng)的狀態(tài)發(fā)生變化時，狀態(tài)函數(shù)的變化量只與系統(tǒng)的始、末態(tài)有關(guān)，而與變化的實際途徑無關(guān)。,6,狀態(tài)函數(shù)的性質(zhì),圖1.2 狀態(tài)函數(shù)的性質(zhì),以下例子說明：當(dāng)系統(tǒng)由始態(tài)變到終態(tài)時，系統(tǒng)的狀態(tài)函數(shù)壓力p和體積V的變化量與途徑無關(guān)。,7,3. 廣度性質(zhì)和強度性質(zhì),狀態(tài)函數(shù)可分為兩類：,廣度性質(zhì)：其量值具有加和性，

3、如體積、質(zhì)量等。,強度性質(zhì)：其量值不具有加和性，如溫度、壓力等。,思考：力和面積是什么性質(zhì)的物理量？它們的商即壓強(熱力學(xué)中稱為壓力)是強度性質(zhì)的物理量。由此可以得出什么結(jié)論？,推論：摩爾體積(體積除以物質(zhì)的量)是什么性質(zhì)的物理量？,答：力和面積都是廣度性質(zhì)的物理量。結(jié)論是兩個廣度性質(zhì)的物理量的商是一個強度性質(zhì)的物理量。,8,4. 過程與途徑,系統(tǒng)狀態(tài)發(fā)生任何的變化稱為過程；,實現(xiàn)一個過程的具體步驟稱途徑。,思考：過程與途徑的區(qū)別。,設(shè)想如果你要把20 C的水燒開，要完成“水燒開”這個過程，你可以有多種具體的“途徑”：如可以在水壺中常壓燒；也可以在高壓鍋中加壓燒開再降至常壓。,9,5. 熱和功

4、,熱的符號規(guī)定：系統(tǒng)吸熱為正，系統(tǒng)放熱為負。,熱量不是狀態(tài)函數(shù),SI單位：J；用符號Q表示。,系統(tǒng)發(fā)生變化時，系統(tǒng)與環(huán)境之間能量交換的主要形式是熱和功。,系統(tǒng)與環(huán)境之間由于存在溫度差而交換或傳遞的能量稱為熱。,10,功的符號規(guī)定： 系統(tǒng)得功為正，系統(tǒng)做功為負。,由于系統(tǒng)體積發(fā)生變化而與環(huán)境所交換的功稱為體積功W體。所有其它的功統(tǒng)稱為非體積功W。,功W也不是狀態(tài)函數(shù),思考：1mol理想氣體，密閉在1)氣球中，2) 鋼瓶中；將理想氣體的溫度提高20C時，是否做了體積功？,答：1)做體積功，2)未做體積功。,除熱以外，系統(tǒng)與環(huán)境之間其他的能量交換形式統(tǒng)稱為功。用符號W表示。,11,體積功W體的計算,

5、等外壓過程中，體積功 W體= p e(V2 V1) = peV,pe = F / A，l = V / A2， 因此，體積功 W體= F l = (pe A) (V/A) = pe V,圖1.4 體積功示意圖,12,理想氣體的體積功,理想氣體的定義：,氣體分子不占有體積，氣體分子之間的作用力為0的氣態(tài)系統(tǒng)被稱為理想氣體。,理想氣體的狀態(tài)方程：,附例1.2 1 mol理想氣體從始態(tài)100kPa, 22.4dm3經(jīng)等溫恒外壓p2 = 50kPa膨脹到平衡，求系統(tǒng)所做的功。,解：終態(tài)平衡時的體積為：,負值表示系統(tǒng)對外做功。,13,6. 熱力學(xué)能,系統(tǒng)內(nèi)部運動能量的總和。內(nèi)部運動包括分子的平動、轉(zhuǎn)動、振

6、動以及電子運動和核運動。用U表示。,思考：同樣的物質(zhì)，在相同的溫度和壓力下，前者放在10000m高空，以400m/s飛行的飛機上，后者靜止在地面上。兩者的內(nèi)能相同嗎？,答：相同。,內(nèi)能的特征： 狀態(tài)函數(shù) 無絕對數(shù)值 廣度性質(zhì),由于分子內(nèi)部運動的相互作用十分復(fù)雜，因此目前尚無法測定內(nèi)能的絕對數(shù)值。,14,7. 熱力學(xué)第一定律,封閉系統(tǒng)，不做非體積功時，若系統(tǒng)從環(huán)境吸收熱Q，從環(huán)境得功W，則系統(tǒng)熱力學(xué)能的增加U (U2 U1)為：,U = Q + W,熱力學(xué)第一定律的實質(zhì)是能量守恒定律在熱力學(xué)中的的應(yīng)用。,其中，熱力學(xué)能從前稱為內(nèi)能。,15,8. 熱力學(xué)標(biāo)準狀態(tài),16,一般用化學(xué)反應(yīng)計量方程表示化

7、學(xué)反應(yīng)中質(zhì)量守恒關(guān)系， 通式為：,B 稱為B 的化學(xué)計量數(shù)。 符號規(guī)定： 反應(yīng)物： B為負；產(chǎn)物：B為正。,附例1.1 應(yīng)用化學(xué)反應(yīng)統(tǒng)通式形式表示下列合成氨的化學(xué)反應(yīng)計量方程式： N2 + 3H2 = 2NH3,解：用化學(xué)反應(yīng)通式表示為： 0= - N2 - 3H2 + 2NH3,2. 2. 熱化學(xué),化學(xué)計量數(shù),17,1.反應(yīng)進度,反應(yīng)進度 的定義：,反應(yīng)進度的單位是摩爾（mol），它與化學(xué)計量數(shù)的選配有關(guān)。,nB 為物質(zhì)B的物質(zhì)的量，d nB表示微小的變化量?；蚨x,思考：反應(yīng)進度與化學(xué)反應(yīng)方程式的書寫有關(guān)嗎？,18,t0時 nB/mol 3.0 10.0 0 0,t1時 nB/mol 2.

8、0 7.0 2.0,t2時 nB/mol 1.5 5.5 3.0,19,反應(yīng)進度必須對應(yīng)具體的反應(yīng)方程式。,2.0 7.0 2.0 (mol),3.0 10.0 0 (mol),20,根據(jù)反應(yīng)條件的不同，反應(yīng)熱又可分為：,定容反應(yīng)熱 恒容過程，體積功W體 = 0，不做非體積功 W=0時，所以， W= W體+ W =0 ，QV = U,定壓反應(yīng)熱 恒壓過程，不做非體積功時， W體= p(V2V1)，所以Qp = U + p(V2V1),2. 化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng),21,焓, QP =U + p(V2 V1) = (U2 - U1)+ p(V2 V1) = (U2 + p 2V2) (U1 + p 1

9、V1),公式Qp =H 的意義： 等壓熱效應(yīng)即為焓的增量，故QP也只決定于始終態(tài)，而與途徑無關(guān)。,令 H = U + p V 則Qp =H2 H1=H,H 稱為焓，是一個重要的熱力學(xué)函數(shù)。,思考：焓是狀態(tài)函數(shù)嗎？能否知道它的絕對數(shù)值？,答：是狀態(tài)函數(shù)，但不能知道它的絕對數(shù)值。,22,定容反應(yīng)熱與定壓反應(yīng)熱的關(guān)系,已知定容反應(yīng)熱：QV = U； 定壓反應(yīng)熱：Qp = Up + p(V2 V1) 等溫過程， Up UV，則：,對于有凝聚相參與的理想氣體反應(yīng)，由于凝聚相相對氣相來說，體積可以忽略，因此在上式中，只需考慮氣體的物質(zhì)的量。,H U = Qp QV = p(V2 V1),思考：若反應(yīng) C(

10、石墨) + O2(g) CO2(g) 的Qp,m為393.5kJmol 1，則該反應(yīng)的QV,m 為多少？,答：該反應(yīng)的n(g) = 0， QV = Qp,小結(jié)對于沒有氣態(tài)物質(zhì)參與的反應(yīng)或n(g) = 0的反應(yīng)，QV Qp 對于有氣態(tài)物質(zhì)參與的反應(yīng)，且n(g)0的反應(yīng)，QV Qp,23,反應(yīng)系統(tǒng)的確定為1mol時,反應(yīng)的焓變稱為摩爾反應(yīng)焓變:rHm，即,標(biāo)準狀態(tài)下的摩爾焓變稱反應(yīng)的標(biāo)準摩爾焓變:rHm,(T),rHmrH/=vBrH/n(B),24,熱化學(xué)反應(yīng)式,表示化學(xué)反應(yīng)與熱效應(yīng)關(guān)系的方程式稱為熱化學(xué)方程式。其書寫方法是：先寫出反應(yīng)方程，再寫出相應(yīng)反應(yīng)熱，兩者之間用空格隔開。例如：,書寫熱化

11、學(xué)方程式時應(yīng)注意：,若不注明T, p, 皆指在T=298.15 K，p=100kPa下。,25,反應(yīng)熱與反應(yīng)式的化學(xué)計量數(shù)有關(guān)；,一般標(biāo)注的是恒壓熱效應(yīng)Qp。,標(biāo)明反應(yīng)溫度、壓力及反應(yīng)物、生成物的 狀態(tài)；,26,3. 化學(xué)反應(yīng)熱的計算,熱化學(xué)定律（蓋斯定律）,化學(xué)反應(yīng)的恒壓或恒容反應(yīng)熱效應(yīng)只與物質(zhì)的始態(tài)或終態(tài)有關(guān)而與變化的途徑無關(guān)。,始態(tài)C(石墨) + O2(g),終態(tài)CO2(g),中間態(tài)CO(g) + O2(g),即熱化學(xué)方程式可像代數(shù)式那樣進行加減運算。,27,蓋斯定律示例,由蓋斯定律知：若化學(xué)反應(yīng)可以加和，則其反應(yīng)熱也可以加和。,解：,28,標(biāo)準摩爾生成焓,指定單質(zhì)通常指標(biāo)準壓力和該溫度

12、下最穩(wěn)定的單質(zhì)。如C：石墨(s)；Hg：Hg(l) 等。但P為白磷(s)，即P（s，白）。,顯然，標(biāo)準態(tài)指定單質(zhì)的標(biāo)準生成焓為0。生成焓的負值越大，表明該物質(zhì)鍵能越大，對熱越穩(wěn)定。,答： （2）不是,29,標(biāo)準摩爾生成焓的計算,例: 已知298K時下列反應(yīng)的標(biāo)準摩爾反應(yīng)焓變： (1) CH3COOH(l)2O2(g)=2CO2(g)2H2O(l) rHm,1=-871.5 kJ/mol (2) C (石墨,s)O2(g)=CO2(g) rHm,2=-393.51 kJ/mol (3) H2 (g)1/2O2(g)=H2O(l) rHm,3=-285.85 kJ/mol 計算乙酸CH3COOH(

13、l)的標(biāo)準摩爾生成焓。,解：設(shè)計生成乙酸的反應(yīng) 2C (石墨,s)2H2(g)O2(g)= CH3COOH(l) （4）,根據(jù)蓋斯定律， 反應(yīng)式（2）2（3）2（1）可得到方程式（4）,則rHm,4=fHm(CH3COOH，l) =2(- 393.51) + 2(- 285.85)（-871.5） =-487.22 (kJ/mol),30,穩(wěn)定單質(zhì),可從手冊數(shù)據(jù)計算298.15K時的標(biāo)準摩爾生成焓.,標(biāo)準摩爾焓變及其計算,31,標(biāo)準摩爾反應(yīng)焓變計算示例,解：從手冊查得298.15K時Fe2O3和Al2O3的標(biāo)準摩爾生成焓分別為824.2和1675.7kJmol-1。,32,注意事項,物質(zhì)的聚集

14、狀態(tài)，查表時仔細,應(yīng)用物質(zhì)的標(biāo)準摩爾生成焓計算標(biāo)準摩爾反應(yīng)焓變時需要注意,公式中化學(xué)計量數(shù)與反應(yīng)方程式相符,數(shù)值與化學(xué)計量數(shù)的選配有關(guān)；,思考：正反應(yīng)與逆反應(yīng)的反應(yīng)熱的數(shù)值相等，符號相反。對嗎？,答：對。這 也是熱化學(xué)定律的重要內(nèi)容。,33,附例 設(shè)反應(yīng)物和生成物均處于標(biāo)準狀態(tài)，計算1mol乙炔完全燃燒放出的能量。,解：從手冊查得298.15K時，各物質(zhì)的標(biāo)準摩爾生成焓如下。,34,指在溫度T下，1mol標(biāo)準態(tài)物質(zhì)B完全氧化（或完全燃燒）生成指定產(chǎn)物時的標(biāo)準摩爾焓變。用cHm (B,物態(tài)，T)表示。,標(biāo)準摩爾燃燒焓,35,利用標(biāo)準摩爾燃燒焓計算反應(yīng)熱,rHmcH(R)cH(P),化學(xué)反應(yīng)的標(biāo)準

15、摩爾反應(yīng)焓變，等于反應(yīng)物的標(biāo)準摩爾燃燒焓之和減去生成物的標(biāo)準摩爾燃燒焓之和。,36,例如,37,反應(yīng)熱求算小結(jié)：,1.反應(yīng)熱在求算時多是利用其在數(shù)值上等于反應(yīng)的焓變（等壓）或內(nèi)能變（等容）而展開； 2.由于實際化學(xué)反應(yīng)多發(fā)生在等壓且不做體積功的情形下，因此更多的時候求算的是等壓熱效應(yīng)，也即求算反應(yīng)的焓變； 3.反應(yīng)焓變的求算主要是利用了蓋斯定律，具體的求算方法和途徑有多種。,有幾種啊？,38,在給定條件下能自動進行的反應(yīng)或過程叫自發(fā)反應(yīng)或自發(fā)過程。,自發(fā)過程的共同特征：,不需環(huán)境對系統(tǒng)做功，并可以用來對環(huán)境做有用功 具有不可逆性單向性 (3)有一定的限度,1 化學(xué)反應(yīng)的自發(fā)性,2.3 化學(xué)反應(yīng)

16、的方向,根據(jù)什么來判斷化學(xué)反應(yīng)的方向， 或者說反應(yīng)能否自發(fā)進行呢？,39,自然界中一些自發(fā)進行的物理過程中，如物體下落等，都伴有能量的變化，系統(tǒng)的勢能降低或損失了。這表明一個系統(tǒng)的勢能有自發(fā)變小的傾向，或者說系統(tǒng)傾向于取得最低的勢能。,在化學(xué)反應(yīng)中同樣也伴有能量的變化，但情況要復(fù)雜得多。,為此要引進熱力學(xué)狀態(tài)函數(shù)熵S 和吉布斯函數(shù)G。這樣，只有通過熱力學(xué)函數(shù)的有關(guān)計算而不必依靠實驗，即可知反應(yīng)能否自發(fā)進行和反應(yīng)進行的限度。,40,在25C標(biāo)準態(tài)條件下，上述二例都能自發(fā)進行。但它們的焓變卻不一樣，前者為放熱反應(yīng)，而后者則為吸熱過程。如果用焓變作為反應(yīng)能否自發(fā)進行的判據(jù)，則結(jié)論將彼此矛盾，因此，用

17、焓變作為判據(jù)行不通。,影響自發(fā)過程方向的因素,41,熵的定義：,熵是系統(tǒng)內(nèi)物質(zhì)微觀粒子的混亂度(或無序度)的量度。,S=k ln,k為玻爾茲曼常數(shù)，為系統(tǒng)的微觀狀態(tài)的數(shù)目(熱力學(xué)概率)。,觀看混亂度示意動畫,思考：兩種氣體混合過程的熵變?nèi)绾危?混合過程使系統(tǒng)的混亂度增加，因此熵增加。,2. 熵,42,系統(tǒng)內(nèi)物質(zhì)微觀粒子的混亂度與物質(zhì)的聚集狀態(tài)和溫度等有關(guān)。在絕對零度時，理想晶體內(nèi)分子的各種運動都將停止，物質(zhì)微觀粒子處于完全整齊有序的狀態(tài)。人們根據(jù)一系列低溫實驗事實和推測，總結(jié)出一個經(jīng)驗定律,熱力學(xué)第三定律,在絕對零度時，一切純物質(zhì)的完美晶體的熵值都等于零。,( 2. 3 ),S (0 K) =

18、 0,熱力學(xué)第三定律也可以表述為“不能用有限的手段使一個物體冷卻到絕對零度”。,43,標(biāo)準摩爾反應(yīng)熵變,熵值計算的參考點：,S (0 K) = k ln 1 = 0,思考：指定單質(zhì)的標(biāo)準熵值是零嗎？,44,根據(jù)上述討論并比較物質(zhì)的標(biāo)準熵值，可以得出下面一些規(guī)律：,(1) 對于同一種物質(zhì)： Sg Sl Ss,(3) 對于不同種物質(zhì)： S復(fù)雜分子 S簡單分子,(4) 對于混合物和純凈物： S混合物 S純物質(zhì),(2) 同一物質(zhì)在相同的聚集狀態(tài)時，其熵值隨溫度的升高而增大。 S高溫S低溫,熵的性質(zhì),熵是狀態(tài)函數(shù)，具有加和性,45,利用這些簡單規(guī)律，可得出一條定性判斷過程熵變的有用規(guī)律：,對于物理或化學(xué)

19、變化而論，幾乎沒有例外，一個導(dǎo)致氣體分子數(shù)增加的過程或反應(yīng)總伴隨著熵值增大。即： S 0；如果氣體分子數(shù)減少，S 0。,對于一個孤立系統(tǒng)（能量不變），這時自發(fā)過程的方向只取決于熵，即朝著熵增大的方向進行，這就是熵增原理?？捎孟率奖硎荆?S 0 自發(fā)（平衡）進行,46,47,例2.1 試計算石灰石熱分解反應(yīng)的熵變和焓變，并初步分析該反應(yīng)的自發(fā)性,=(-635.09)+(-393.509)-(-1206.92) kJ.mol-1,= 178.32 kJ.mol-1,48,49,1875年，美國化學(xué)家吉布斯(Gibbs)證明：恒溫恒壓下，若一個反應(yīng)能用來做非體積功，則反應(yīng)自發(fā)；若由環(huán)境提供非體積功使

20、反應(yīng)發(fā)生，則反應(yīng)非自發(fā)。,G = H TS,對于等溫過程:,吉布斯：美國物理學(xué)家、化學(xué)家(18391903)，1958年入選美國名人紀念館。,3. 反應(yīng)的吉布斯函數(shù)變,吉布斯把恒溫恒壓下系統(tǒng)做非體積功的能力叫自由能，稱為吉布斯自由能，用G表示，并定義為,50,化學(xué)反應(yīng)方向的判據(jù) (G),G 0 ，非自發(fā)過程，過程能向逆方向進行,G = 0 ，平衡狀態(tài),則恒溫恒壓且不作非體積功時，判斷化學(xué)反應(yīng)方向可以G為判斷標(biāo)準最小自由能原理,G 0 ，自發(fā)過程，過程能向正方向進行,若系統(tǒng)對環(huán)境做非體積功后，系統(tǒng)的吉布斯自由能必然減少，即,G G終G始W非,51,標(biāo)準摩爾生成吉布斯自由能與標(biāo)準摩爾反應(yīng)吉布斯自由

21、能變,52,對應(yīng)于反應(yīng)式：aA(l) +bB(aq)=gG(s)+dD(g),那么非298 K 時的吉布斯自由能變又該如何計算呢？,吉-亥方程,任意溫度下的吉布斯函數(shù)變可按下式近似計算：,rGm(T)rHm(298.15K)-TrSm(298.15K),53,表2.2 H、S 及T 對反應(yīng)自發(fā)性的影響,54,大多數(shù)反應(yīng)屬于H 與S 同號的上述或兩類反應(yīng)，此時溫度對反應(yīng)的自發(fā)性有決定影響，存在一個自發(fā)進行的最低或最高溫度，稱為轉(zhuǎn)變溫度 Tc (G = 0)：,不同反應(yīng)的轉(zhuǎn)變溫度的高低是不同的，它決定于H與S的相對大小，即 Tc 決定于反應(yīng)的本性。,應(yīng)當(dāng)注意：,思考：CO(g) = C(s) +

22、1/2O2(g)能否進行？,55,56,57,58,小結(jié)： 反應(yīng)自發(fā)性的判據(jù)(等溫、定壓、W=0) rGm0 自發(fā)過程，反應(yīng)正向進行 rGm0 非自發(fā)過程，反應(yīng)逆向進行 rGm0 平衡狀態(tài) 化學(xué)反應(yīng)熵變, 化學(xué)反應(yīng)摩爾Gibbs函數(shù)變 rGm = rHm - TrSm rGm=BBfGm,59,2.4 化學(xué)反應(yīng)進行的程度和化學(xué)平衡,對于恒溫恒壓下不做非體積功的化學(xué)反應(yīng)，當(dāng)rG 0時，系統(tǒng)在rG 的推動下，使反應(yīng)沿著確定的方向自發(fā)進行。隨著反應(yīng)的不斷進行， rG 值越來越大，當(dāng)rG = 0時，反應(yīng)因失去推動力而在宏觀上不再進行了，即反應(yīng)達到了平衡狀態(tài)。rG = 0 就是化學(xué)平衡的熱力學(xué)標(biāo)志或稱反

23、應(yīng)限度的判據(jù)。,平衡時，系統(tǒng)中反應(yīng)物與生成物的濃度不再隨時間而改變，反應(yīng)似乎已“停止”。,2.4.1 化學(xué)平衡及其特征,60,61,2.4.2 平衡常數(shù),Kp 與 Kc 分別稱為壓力平衡常數(shù)與濃度平衡常數(shù)，都是從考察實驗數(shù)據(jù)而得到的，所以稱為實驗平衡常數(shù)。,1. 實驗平衡常數(shù),實驗表明，在一定溫度下，當(dāng)化學(xué)反應(yīng)處于平衡狀態(tài)時，以其化學(xué)反應(yīng)的化學(xué)計量數(shù)（絕對值）為指數(shù)的各產(chǎn)物與各反應(yīng)物分壓或濃度的乘積之比為一個常數(shù)。例如，對于一般化學(xué)反應(yīng)。,62,例如，對于合成氨反應(yīng),2. 標(biāo)準平衡常數(shù),63,注意：純固體和液體物質(zhì)不出現(xiàn)在平衡常數(shù)的表達式中。,64,65,66,3. 多重平衡規(guī)則,如果一個反應(yīng)

24、是其他幾個反應(yīng)的和（或差），則該反應(yīng)的平衡常數(shù)等于這幾個反應(yīng)平衡常數(shù)的積（或商）。,67,(2.32),4. 平衡常數(shù)和平衡轉(zhuǎn)化率,平衡轉(zhuǎn)化率是理論上化學(xué)反應(yīng)的最大轉(zhuǎn)化率。,68,例：已知反應(yīng) N2O4(g)=2NO2(g) 在298K的K=0.116, 求該溫度下當(dāng)系統(tǒng)平衡總壓為200 kPa 時N2O4(g)的平衡轉(zhuǎn)化率。,69,2.4.3 化學(xué)反應(yīng)等溫方程式,恒溫恒壓任意狀態(tài)下化學(xué)反應(yīng)的 rGm ( T ) 與其標(biāo)準態(tài)有如下關(guān)系：,式中Q稱為反應(yīng)商。,aA(g)+bB(aq)+cC(s) =xX(l)+yY(g)+zZ(aq),70,當(dāng)反應(yīng)達到平衡時，反應(yīng)的rGm=0, Q=K,0 rG

25、m +RT lnK , rGm = -RT lnK ,化學(xué)反應(yīng)等溫方程式,所以,反應(yīng)商判據(jù),Q K rGm 0 反應(yīng)逆向進行,71,例如:反應(yīng) 2SO2+O2=2SO3 在25時 已知: K=6.721024， p(SO3)=1105Pa, p(SO2)=0.25105Pa, p(O2)=0.25105Pa， 反應(yīng)向什么方向進行？ 解： Q=64K,反應(yīng)正向進行。,72,化學(xué)平衡的有關(guān)計算,(2)當(dāng)涉及各物質(zhì)的初始量、變化量、平衡量時，關(guān)鍵是搞清楚各物質(zhì)的變化量之比即為反應(yīng)式中各物質(zhì)的化學(xué)計量數(shù)之比。,有關(guān)平衡計算中，應(yīng)特別注意：,(1)寫出配平的化學(xué)反應(yīng)方程式，并注明物質(zhì)的聚集狀態(tài)(如果物質(zhì)有多種晶型，還應(yīng)注明是哪一種)。,73,例2.5 C(s) + CO2(g) = 2CO(g)是高溫加工處理鋼鐵零件時涉及脫碳氧化或滲碳的一個重要化學(xué)平衡式。試分別計算該反應(yīng)在298.15 K 和1173 K 時的平衡常數(shù)，并簡要說明其意義。,74,(2) 1173 K時,75,結(jié)果討論,76,解：,起始時物質(zhì)的量/mol 1.2 2.0 0,平衡時物質(zhì)的量/mol 0.1 1.45 1.1,反應(yīng)中物質(zhì)的量的變化/mol -1.10 -1