物理化学中的化学平衡内容
化学平衡是物理化学中的核心概念之一，是化学反应中反应物和产物之间达到的动态平衡状态。在我们的日常生活中，化学平衡现象无处不在，从人体内的化学平衡到自然界中的化学反应，再到工业生产中的化学过程，都与化学平衡息息相关。因此，理解化学平衡对于物理化学的学习以及实际应用都具有重要意义。
化学平衡是指在一个封闭系统中，化学反应的正反两个方向速率相等，从而使得反应物和产物浓度达到动态平衡的状态。化学平衡的影响因素包括温度、压力、浓度、催化剂等。其中，温度升高会导致化学反应速率加快，而压力变化则会影响气体反应的平衡点。催化剂可以降低反应的能量障碍，从而加速反应速率。
化学平衡常数是指在一个封闭系统中，反应物和产物浓度之间的关系，其大小受到温度、压力、浓度等因素的影响。反应速率则是指化学反应在单位时间内的变化速率，通常用v表示。在化学平衡中，正反应速率等于逆反应速率，因此反应速率可以用单位时间内反应物或产物的浓度的变化来表示。
化学平衡在许多领域都有广泛的应用。例如，在自然界中，生态系统的物质循环就是一个典型的化学平衡过程。在化工生产中，化学平衡
原理也被广泛应用于氧化还原反应、有机合成、电化学生产等领域。通过调节反应条件，可以使得化学反应按照期望的方向进行，从而得到高纯度、高收率的产物。
化学平衡是物理化学中的重要内容，对于理解化学反应的机理和过程具有重要意义。在实际生活中，化学平衡现象无处不在，从自然界到工业生产，都与化学平衡息息相关。通过深入理解化学平衡及其影响因素、平衡常数和反应速率等概念，我们可以更好地调控化学反应过程，优化化工生产过程，提高产物的纯度和收率。化学平衡也是环境科学、生命科学等领域的重要研究内容，对于解决全球性问题如气候变化、污染治理等方面具有指导意义。
展望未来，随着科学技术的发展和研究的深入，化学平衡的应用前景将更加广阔。例如，通过研究生物体内的化学平衡过程，可以揭示生命活动的奥秘；通过模拟生态系统的物质循环过程，有助于解决环境问题；化学平衡在材料科学、能源科学等领域也将发挥重要作用。因此，我们应当重视化学平衡的研究与应用，为人类的可持续发展做出贡献。
在新形势下，物理化学实验内容的设计与思考显得尤为重要。随着教育的改革和发展，我们需要围绕新的教育方针展开工作，以培养出更
具创新精神和实践能力的学生。本文将探讨如何设计和思考物理化学实验内容，以便更好地满足新形势下的教育需求。
在设计和思考物理化学实验内容时，我们需要几个关键要素。明确实验目的。实验目的要紧紧围绕课程大纲和学生的实际需求来设定。例如，通过测定某种物质的沸点、熔点等物理参数，让学生了解该物质的性质和特点。根据实验目的，选择适合的实验原理。例如，在测定熔点的实验中，我们可以利用固体与液体之间的相变关系来确定物质的熔点。还要考虑所需的实验材料和设备，以及在实验过程中可能出现的误差和干扰因素。
在思考物理化学实验内容时，我们需要以下几个方面。如何更好地实现实验目的。例如，在测定熔点的实验中，我们可以通过使用热台、显微镜等先进设备来提高测量的准确性和可靠性。如何使实验结果更加清晰明了。例如，在实验结束后，我们可以采用图表或数据表的方式来整理和展示实验结果，以便学生更好地理解和分析实验数据。
新形势下物理化学实验内容的设计与思考显得尤为重要。通过明确实验目的、选择合适的实验原理、实验结果等方面，我们可以更好地满足教育需求，培养出更具创新精神和实践能力的学生。在未来的工作中，我们需要不断探索和研究新的实验方法和手段，以进一步提高物
理化学实验的教学效果和质量。
化学平衡学科理解的几个问题——基于一位国内重点大学物理化学教授的访谈资料
化学平衡是化学反应中一个重要概念，也是化学学科中的核心内容之一。它涉及到化学反应中各物质之间的相互作用和转化关系，以及在一定条件下化学反应的速率和方向等问题。本文通过访谈国内某重点大学物理化学教授，探讨了化学平衡学科的重要性和应用价值，以及在化学平衡研究中存在的争议和挑战。
化学平衡是指在一个可逆反应中，正逆反应速率相等，各组分浓度不再发生变化的状态。这种平衡状态是动态的，即反应并未停止，只是正逆反应速率相等。化学平衡的建立需要一定的条件，如温度、压力、浓度等，当这些条件发生变化时，化学平衡将会被打破，反应将向新的平衡状态转移。
化学平衡在生活中的应用非常广泛。例如，在农业生产中，土壤中的氮气和水的反应是一种可逆反应，这种反应可以维持土壤中的氮含量平衡，为植物提供充足的养分。在医学领域，人体内的酸碱平衡也是至关重要的。如果人体内的酸碱平衡被打破，将会导致酸中毒或碱中毒等病症。因此，理解化学平衡对解决实际问题具有重要意义。
随着科学技术的发展，化学平衡研究也在不断深入。近年来，化学平衡研究的发展主要表现在以下几个方面：对化学平衡理论的研究更加深入，研究者们不断探索新的理论和方法，以更好地解释和预测化学反应的平衡行为；新型材料的出现也为化学平衡研究带来了新的机遇和挑战，例如，在催化剂和电化学反应方面，新型材料的表现优异，为化学平衡研究提供了新的途径；随着计算机技术的发展，计算机模拟也成为化学平衡研究的重要手段，通过计算机模拟可以更加深入地理解化学反应的细节和机制。
尽管化学平衡研究已经取得了很大的进展，但仍存在一些争议和挑战。例如，对于某些复杂的化学反应体系，如何准确地测定反应平衡常数仍然是一个难题；另外，化学平衡理论在解释某些实验现象时也存在一定的局限性；虽然计算机模拟在化学平衡研究中发挥越来越重要的作用，但其准确性和可靠性还需要进一步提高。为了解决这些争议和挑战，研究者们需要不断探索新的实验技术和理论方法，同时也需要加强合作和交流，以便更好地解决化学平衡研究中面临的难题。
化学平衡学科是化学学科中的一个重要分支，它涉及到化学反应的速率和方向、各物质之间的相互作用和转化关系等问题。本文通过访谈国内某重点大学物理化学教授，探讨了化学平衡学科的重要性和应用
价值，以及在化学平衡研究中存在的争议和挑战。化学平衡学科不仅在农业生产、医学、环境科学等领域有广泛应用，而且在材料科学、能源科学、计算机科学等新兴领域也发挥着越来越重要的作用。因此，加强化学平衡学科的研究和教育，提高其在相关领域的应用水平，对于促进我国科学技术的发展具有重要意义。
物理化学中的化学平衡内容 化学平衡是物理化学中的核心概念之一，是化学反应中反应物和产物之间达到的动态平衡状态。在我们的日常生活中，化学平衡现象无处不在，从人体内的化学平衡到自然界中的化学反应，再到工业生产中的化学过程，都与化学平衡息息相关。因此，理解化学平衡对于物理化学的学习以及实际应用都具有重要意义。 化学平衡是指在一个封闭系统中，化学反应的正反两个方向速率相等，从而使得反应物和产物浓度达到动态平衡的状态。化学平衡的影响因素包括温度、压力、浓度、催化剂等。其中，温度升高会导致化学反应速率加快，而压力变化则会影响气体反应的平衡点。催化剂可以降低反应的能量障碍，从而加速反应速率。 化学平衡常数是指在一个封闭系统中，反应物和产物浓度之间的关系，其大小受到温度、压力、浓度等因素的影响。反应速率则是指化学反应在单位时间内的变化速率，通常用v表示。在化学平衡中，正反应速率等于逆反应速率，因此反应速率可以用单位时间内反应物或产物的浓度的变化来表示。 化学平衡在许多领域都有广泛的应用。例如，在自然界中，生态系统的物质循环就是一个典型的化学平衡过程。在化工生产中，化学平衡
原理也被广泛应用于氧化还原反应、有机合成、电化学生产等领域。通过调节反应条件，可以使得化学反应按照期望的方向进行，从而得到高纯度、高收率的产物。 化学平衡是物理化学中的重要内容，对于理解化学反应的机理和过程具有重要意义。在实际生活中，化学平衡现象无处不在，从自然界到工业生产，都与化学平衡息息相关。通过深入理解化学平衡及其影响因素、平衡常数和反应速率等概念，我们可以更好地调控化学反应过程，优化化工生产过程，提高产物的纯度和收率。化学平衡也是环境科学、生命科学等领域的重要研究内容，对于解决全球性问题如气候变化、污染治理等方面具有指导意义。 展望未来，随着科学技术的发展和研究的深入，化学平衡的应用前景将更加广阔。例如，通过研究生物体内的化学平衡过程，可以揭示生命活动的奥秘；通过模拟生态系统的物质循环过程，有助于解决环境问题；化学平衡在材料科学、能源科学等领域也将发挥重要作用。因此，我们应当重视化学平衡的研究与应用，为人类的可持续发展做出贡献。 在新形势下，物理化学实验内容的设计与思考显得尤为重要。随着教育的改革和发展，我们需要围绕新的教育方针展开工作，以培养出更
物理化学主要公式及使用条件 第五章 化学平衡 1． 化学反应亲和势的定义 A 代表在恒温、恒压和' W =的条件下反应的推动力，A >0反应能自动进行；A ＝0处于平衡态；A < 0反应不能自动进行。 2． 摩尔反应吉布斯函数与反应进度的关系 ()B B r m ,B G T p G ξ ν μ??= =?∑ 式中的()p ξ ??T ,G 表示在T ，p 及组成一定的条件下，反应系统的吉布斯函数随 反应进度的变化率，称为摩尔反应吉布斯函数变。 3． 化学反应的等温方程 式中 νμ?= ∑θ θ r m B B G ，称为标准摩尔反应吉布斯函数变；() B B B p J p p ν=∏ θ ， 称为反应的压力商，其单位为1。此式适用理想气体或低压下真实气体，，在T ，p 及组成一定，反应进度为1 mol 时的吉布斯函数变的计算。 4． 标准平衡常数的表达式 式中 eq B p 为参加化学反应任一组分B 的平衡分压力，γB 为B 的化学计量数。K θ 量纲为一。若已知平衡时参加反应的任一种物质的量n B ，摩尔分数y B ，系统的总压力p ，也可采用下式计算θK ： ( )} {() B B B B B B B B B K n p p n y p p νννν ∑∑=∏?= ?∑ ∏ θ θ θ 式中∑ B n 为系统中气体的物质的量之和， ∑B ν为参加反应的气态物质化学计量数的代数和。此式只适用于理想气体。 5． 标准平衡常数的定义式 r m A G =-?p J ln RT G G θ m r m r +? =?( ) B θeq B B θ ν p p K ∏=
第一章 热力学第一定律 一、基本概念 系统与环境，状态与状态函数，广度性质与强度性质，过程与途径，热与功，内能与焓。 二、基本定律 热力学第一定律：ΔU =Q +W 。 焦耳实验：ΔU =f (T ) ; ΔH =f (T ) 三、基本关系式 1、体积功的计算 δW = －p e d V 恒外压过程：W = －p e ΔV 可逆过程：12 21ln ln p p nRT V V nRT W == 2、热效应、焓 等容热：Q V =ΔU （封闭系统不作其他功） 等压热：Q p =ΔH （封闭系统不作其他功） 焓的定义：H =U +pV ; d H =d U +d(pV ) 焓与温度的关系：ΔH =⎰2 1 d p T T T C 3、等压热容与等容热容 热容定义：V V )(T U C ∂∂=；p p )(T H C ∂∂=
定压热容与定容热容的关系：nR C C =-V p 热容与温度的关系：C p =a +bT +c’T 2 四、第一定律的应用 1、理想气体状态变化 等温过程：ΔU =0 ; ΔH =0 ; W =－Q =⎰-p e d V 等容过程：W =0 ; Q =ΔU =⎰T C d V ; ΔH =⎰T C d p 等压过程：W =－p e ΔV ; Q =ΔH =⎰T C d p ; ΔU =⎰T C d V 可逆绝热过程：Q =0 ; 利用p 1V 1γ=p 2V 2γ求出T 2, W =ΔU =⎰T C d V ;ΔH =⎰T C d p 不可逆绝热过程： Q =0 ; 利用C V (T 2-T 1)=－p e (V 2-V 1)求出T 2, W =ΔU =⎰T C d V ;ΔH =⎰T C d p 2、相变化 可逆相变化：ΔH =Q =n Δ＿H ； Ｗ＝－p (V 2-V 1)=－pV g =－nRT ; ΔU =Q +W 3、热化学 物质的标准态；热化学方程式；盖斯定律；标准摩尔生成焓。 摩尔反应热的求算：)298,()298(B H H m f B m r θθν∆=∆∑
物理化学习题解答(六) 1、反应CO(g)+H 2O(g)==H 2(g)+CO 2(g)的标准平衡常数与温度的关系为lgK p ? =2150K/T-2.216，当CO ， H 2O ，H 2，CO 2的起初组成的质量分数分别为0.30，0.30，0.20和0.20时，总压为101.3kPa 时，问在什么温度以下(或以上)反应才能向生成物的方向进行？ 解：x CO =0.30/28 /(0.30/28+0.30/18+0.20/2+0.20/44)=0.081214 x H 2O =0.30/18 /(0.30/28+0.30/18+0.20/2+0.20/44)=0.12633 x H 2=0.20/2 /(0.30/28+0.30/18+0.20/2+0.20/44)=0.758 x CO 2=0.20/44/(0.30/28+0.30/18+0.20/2+0.20/44)=0.034454 Q p = △G=-RTln K p ? +RTlnQ p =-RTln10(2150/T -2.216)+RTlnQ p =-8.314×2.30258×2150+8.314×2.30258×2.216T+8.314T ×ln2.54549 = -41158.8+50.19T<0，T<820K 理想气体反应的等温方程式 （1）方程式 r m r m ΔΔln ln ln p p G G RT Q RT K RT Q =+=-+$ $ 式中，r m ΔG 为任一指定状态（T 、p 、组成）下反应的摩尔吉布斯函数变，它是 决定反应方向的物理量。m r ΔG $ 为反应的标准摩尔吉布斯函数变，它是决定反应 限度的物理量。B B B Π(/)p Q p p ν =$为任一指定状态下的压力商。K $ 为反应的 标准平衡常数。 （2）应用 判断在指定温度、压力及组成条件下的反应方向，即 r m Δ0)p G Q K <<（即$ 时，反应正向可自动进行 r m Δ0)p G Q K ==（即$ 时，反应达到平衡 r m Δ0)p G Q K >>（即$ 时，反应正向不能自动进行，逆向可自动进行 54549.212633 .0081214.0034454 .0758.022 222 2=??==O H CO H CO O H CO H CO x x x x p p p p
第六章 化学平衡 本章知识要点与公式 1.系统达到平衡后系统中各物质的数量均不再随时间而改变，平衡状态时一种动态平衡，而且外界条件一经改变，平衡状态就会发生变化。 平衡条件：()T,P 0r m G ?=或 B B B 0γ μ?=∑ 反应进度：B B dn d ξμ= 化学反应亲和势：() T,P G A ξ ?=-? 2.在等温等压下反应方向的判据为： ( ) T,P 0G A ξ ?-=≤?（A=0，反应达平衡或是可逆过程） 平衡常数及其表达式 气体 (1)()P B B P K K p γ =-∑ ()B p p B K K K P γυ =?=∑ B p B B K p υ=∏ B B B K V γυ=∏ 3. B x p B K K p υ=-∑ ()B P c B K K RT υ=∑ 液体 B B B a K a υ=∏ B B B c K c υ=∏ B B B x K x υ=∏ 4.化学反应等温式的另一种表示方式 若P p K Q >，反应向右自发进行。 平衡常数的数值与反应式的写法有关，标准平衡常数P K 无量纲 标准平衡常数的热力学计算ln r m P G RT K ?=- 温度，压力及惰性气体对化学平衡的影响。 （1） 温度的影响 r m 2 ln a p K H T RT ????= ??? ?(当r m H ?不随温度变化时)
r m ln a H K C RT ?=- + ()()()r m r m 298 B 298d T B p H T H K C m B T υ?=?+?∑? （2） 压力的影响。压力不影响标准平衡常数，只使平衡发生移动，对理想气体的反应。 B m ln B x T K V p p RT υ ????==- ????∑ B 0B υ >∑，反应后体积增大，p 增大，K x 减小，向左移动。 B 0B υ <∑，与上相相反，B 0B υ=∑ p 增大，K x 不变，不移动。 对凝聚相得反应，压抑变化不大时，可以认为不影响平衡，变化很大时 * m ln a T K V p RT ????=- ???? （3） 惰性气体（总压一定时） 对B 0B υ>∑的反应，反应向右移动（通入惰性气体时）。 反之，通入惰性气体向左移动，B 0B υ=∑，反应不移动。 作上述之外，判断平衡移动都可以用 勒沙特列原理：若改变平衡体系的一个状态函数，则平衡就向着尽量缩小该变化所产生的影响的方向移动，（请读者从热力学公式自行证明） 典型例题讲解 例1 反应22H (g)+ D (g)=2HD(g)的()1r m 298K 2.83J mol G K -?=-? 在298K 时将0.3mol H 2和0.1mol D 2放入2dm3容器中，试计算，H 2，D 2和HD 得平衡的物质的量。 解：22H (g)+ D (g)=2HD(g) t=0 0.3mol 0mol 0mol 设平衡时已反应掉的H 2的物质的量是mol x 。 t=平衡时 (0.3)mol x - (0.1)mol x - mol x m 3.26r p H K RT ?? ?=?-= ?? ? () ()() () 22 2 2 2 2 HD HD H D H D 3.26P p n K n n p p = = =?
第一章 理想气体 1、理想气体：在任何温度、压力下都遵循PV=nRT 状态方程的气体。 2、分压力：混合气体中某一组分的压力。在混合气体中，各种组分的气体分子分别占有相同的体积(即容器的总空间)和具有相同的温度。混合气体的总压力是各种分子对器壁产生撞击的共同作用的结果。每一种组分所产生的压力叫分压力，它可看作在该温度下各组分分子单独存在于容器中时所产生的压力B P 。 P y P B B =，其中∑=B B B B n n y 。 分压定律：∑=B B P P 道尔顿定律：混合气体的总压力等于与混合气体温度、体积相同条件下各组分单独存在时所产生的压力的总和。 ∑=B B V RT n P ) /( 3、压缩因子Z Z=)(/)(理实m m V V 4、范德华状态方程 RT b V V a p m m =-+ ))((2 nRT nb V V an p =-+))((22 5、临界状态(临界状态任何物质的表面张力都等于0) 临界点C ——蒸气与液体两者合二为一，不可区分，气液界面消失； 临界参数： (1)临界温度c T ——气体能够液化的最高温度。高于这个温度，无论如何加压 气体都不可能液化； (2)临界压力c p ——气体在临界温度下液化的最低压力； (3)临界体积c V ——临界温度和临界压力下的摩尔体积。 6、饱和蒸气压：一定条件下，能与液体平衡共存的它的蒸气的压力。取决于状
态，主要取决于温度，温度越高，饱和蒸气压越高。 7、沸点：蒸气压等于外压时的温度。 8、对应状态原理——处在相同对比状态的气体具有相似的物理性质。 对比参数：表示不同气体离开各自临界状态的倍数 (1)对比温度c r T T T /= (2)对比摩尔体积c r V V V /= (3)对比压力c r p p p /= 9、r r r c r r r c c c T V p Z T V p RT V p Z =⋅= 10、压缩因子图：先查出临界参数，再求出对比参数r T 和r p ，从图中找出对应的Z 。 11、阿玛格定律：B B Vy V = p RT n V B B /= 12、单原子理想气体 R C m p 25,= ,双原子理想气体R C m p 27,= 第二章 热力学第一定律 1、热力学第一定律：自然界一切物体都具有能量，能量有各种不同形式，它能从一种形式转化为另一种形式，从一个物体传递给另一个物体，在转化和传递过程中能量的总和不变，△U=Q+W （适用于非开放系统）。 2、 广度性质（有加和性）：U,H,S,G,A,V 系统的某一性质等于各部分该性质之和 强度性质（无加和性）：P,T 系统中不具加和关系的性质 3、恒容热：U Q v ∆=(dV=0,W ’=0) 恒压热：H Q p ∆=(dP=0,W ’=0)，非体积功不为0时'W H Q p -∆=
物理化学复习资料考试重点全 1、俄国科学家罗蒙诺索夫最早使用“物理化学”这一术语。 2、1887年德国科学家W.Ostwald（奥斯特瓦尔德）（1853～1932）开设物理化学讲座，并和荷兰科学家 J.H.van’t Hoff （范特霍夫）(1852～1911)合办了第一本“物理化学杂志”(德文)。标志着物理化学学科的正式建立。 3、物理化学三剑客：范特霍夫（1901年获诺贝尔奖）奥斯特瓦尔德（1903）阿累尼乌斯（1909） 4、根据系统与环境之间的物质和能量交换的不同，可将体系分为下面三种：（1）敝开系统：既有物质的交换又有能量的传递。（2）密闭系统：又称封闭系统，只有能量传递，没有物质交换。（3 ）隔绝系统：又称孤立体系。既无物质交换又无能量交换。 5、状态函数共同性质：(1)体系的状态一定，状态函数有确定值。 (2)状态函数的改变量只取决于体系的始态和终态，而与变化过程无关。若Z代表体系的状态函数，体系由A态，改变到B态。则△Z = Zb –Za (3)对于循环过程，状态函数的改变量为零。 6、系统的性质：系统的温度、压力、体积、密度…都是系统的热力学性质，简称性质，它们都是宏观量，并且可以改变。分类：(1) 广度性质(或容量性质)：其数值大小与体系中所含物质的量成正比的性质，它们具有加和性，如V、m、u、s等。(2) 强度性质：其数值大小与体系中物质的量无关，不具有加和性。例如：T、P、ρ、η等。 7、热力学平衡：当体系的性质不随时间而改变，此时体系就处于热力学的平衡态。 8、真正的热力学平衡态应当同时包括以下四个平衡关系：（1）热平衡：体系各部分的温度应相等。(等于T环)（2）机械平衡：体系各部分之间在没有刚性壁存在的情况下，体系各部分的压力相等。(P）（3 ）化学平衡：当体系各物质之间发生化学反应时，达到平衡后，体系的组成不随时间而改变（4）相平衡：体系各相的组成和数量不随时间而改变。
第五章 化学平衡 一．基本要求 1．掌握化学反应等温式的各种形式，并会用来判断反应的方向和限度。 2．了解标准平衡常数的定义，掌握标准平衡常数的各种表示形式和计算方法。 3．掌握标准平衡常数K 与r m G ∆在数值上的联系，熟练用热力学方法计算r m G ∆，从而获得标准平衡常数的数值。 4．了解标准摩尔生成Gibbs 自由能f m G ∆的定义和它的应用。 5．掌握温度对化学平衡的影响，记住van ’t Hoff 公式及其应用。 6．了解压力和惰性气体对化学平衡的影响。 二．把握学习要点的建议 把本章放在多组分系统之后的目的，就是要利用多组分系统中介绍的化学势的概念和各种表示方式，来导出化学反应等温式，从而用来判断化学反应的方向与限度。 本章又用到了反应进度的概念，不过其值处在0 1 mol -的区间之内。因为在利用化学势的表示式来计算反应的Gibbs 自由能的变化值时，是将化学势看作为一个定值，也就是在有限的反应系统中，化学进度为d ξ，如果在一个很大的系统中， 1 mol ξ=。 严格讲，标准平衡常数应该用绝对活度来定义，由于本教材没有介绍绝对活度的概念，所以利用标准态化学势来对标准平衡常数下定义，其含义是一样的。从标准平衡常数的定义式可知，标准平衡常数与标准化学势一样，都仅是温度的函数，因为压力已指定为标准压力。对于液相反应系统，标准平衡常数有其相应的形式。对于复相化学反应，因为纯的凝聚态物质本身就作为标准态，它的化学势就是标准态化学势，已经归入r m G ∆中，所以在计算标准平衡常数时，只与气体物质的压力有关。 学习化学平衡的主要目的是如何判断反应的方向和限度，知道如何计算平衡常数，了解温度、压力和惰性气体对平衡的影响，能找到一个经济合理的反应条件，为科研和工业生产服务。而不要过多地去考虑各种浓度表示式和各种平衡常数表示式之间的换算，否则会把自己搞糊涂了，反而没抓住主要内容。 由于标准平衡常数与r m G ∆在数值上有联系，r m ln p G RT K ∆=-， 所以有了r m G ∆的值，就可以计算p K 的值。定义了标准摩尔生成Gibbs 自由能f m G ∆，就可以很方便地用热力学数据表中个物质的f m G ∆值，来计算反应的r m G ∆，从而可以求出标准平衡常数。 为什么说r m G ∆与p K 仅是在数值上有联系呢？因为它们处于不同的状态，r m G ∆处于标准态，而p K 处于平衡态，它们之间的关系可以这样来理解。根据公式：
第一章热力学第一定律 1、热力学三大系统： 1敞开系统：有物质和能量交换； 2密闭系统：无物质交换,有能量交换； 3 隔绝系统孤立系统：无物质和能量交换; 2、状态性质状态函数： 1容量性质广度性质：如体积,质量,热容量; 数值与物质的量成正比；具有加和性; 2强度性质：如压力,温度,粘度,密度; 数值与物质的量无关；不具有加和性,整个系统的强度性质的数值与各部分的相同; 特征：往往两个容量性质之比成为系统的强度性质; 3、热力学四大平衡： 1热平衡：没有热隔壁,系统各部分没有温度差; 2机械平衡：没有刚壁,系统各部分没有不平衡的力存在,即压力相同 3化学平衡：没有化学变化的阻力因素存在,系统组成不随时间而变化; 4相平衡：在系统中各个相包括气、液、固的数量和组成不随时间而变化; 4、热力学第一定律的数学表达式： ∆U = Q + W Q为吸收的热+,W为得到的功+;
12、在通常温度下,对理想气体来说,定容摩尔热容为： 单原子分子系统 ,V m C =32 R 双原子分子或线型分子系统 ,V m C =52R 多原子分子非线型系统 ,V m C 6 32 R R == 定压摩尔热容： 单原子分子系统 ,52 p m C R = 双原子分子或线型分子系统 ,,p m V m C C R -=,72 p m C R = 多原子分子非线型系统 ,4p m C R = 可以看出： ,,p m V m C C R -= 13、,p m C 的两种经验公式：,2p m C a bT cT =++ T 是热力学温度,a,b,c,c ’ 是经 ,2' p m c C a bT T =++ 验常数,与物质和温度范围有关 14、在发生一绝热过程时,由于0Q δ=,于是dU W δ= 理想气体的绝热可逆过程,有：,V m nC dT pdV =- ⇒ 22 ,11 ln ln V m T V C R T V =- 21,12ln ,ln V m p V C Cp m p V ⇒= ,,p m V m C pV C γγ=常数 =>1. 15、-焦耳汤姆逊系数：J T T =( )H p μ∂∂- J T μ-＞0 经节流膨胀后,气体温度降低； J T μ-＜0 经节流膨胀后,气体温度升高； J T μ-=0 经节流膨胀后,气体温度不变; 16、气体的节流膨胀为一定焓过程,即0H ∆=; 17、化学反应热效应：在定压或定容条件下,当产物的温度与反应物的温度相同而在反应过程中只做体积功不做其他功时,化学反应所吸收 或放出的热,称为此过程的热效应,或“反应热”; 18、化学反应进度：()()() n B n B B ξ ν-= 末初 对于产物v 取正值,反应物取负值 1ξ=时,r r m U U ξ ∆∆= ,r r m H H ξ ∆∆= 19、1标准摩尔生成焓0 r m H ∆：在标准压力和指定温度下,由最稳定的单质生成单位物质的量某物质的定压反应热,为该物质的标准摩尔 生成焓; 2标准摩尔燃烧焓0 c m H ∆：在标准压力和指定温度下,单位物质的量的某种物质被氧完全氧化时的反应焓,为该物质的标准摩尔燃烧 焓; 任意一反应的反应焓0 r m H ∆等于反应物燃烧焓之和减去产物燃烧焓之和; 20、反应焓与温度的关系-------基尔霍夫方程
物理化学简答题 1. 什么是化学反应速率? 化学反应速率是指单位时间内反应物消耗或生成物产生的量。在化 学反应中，反应速率的大小可以揭示反应进行的快慢，以及化学反应 动力学的特征。 2. 如何确定一个反应的速率常数? 反应速率常数是描述化学反应速率大小的量。确定速率常数的方法 有多种，其中一种常见的方法是利用速率方程式和实验数据进行求解。实验数据可以通过测量反应物消耗和生成物产生的量来获得，然后将 数据代入速率方程式，通过拟合求解出速率常数的数值。 3. 什么是化学平衡? 化学平衡指的是在封闭容器中，化学反应的反应物和生成物浓度不 再发生持续变化的状态。在化学平衡下，反应物的摩尔比和生成物的 摩尔比保持恒定，但并不意味着反应停止进行，而是正逆反应以相同 的速率互相进行，保持动态平衡。 4. 阐述平衡常数的意义和计算方法。 平衡常数是在一定温度下，一个化学反应的反应物和生成物浓度之 间的比值。平衡常数的大小可以反映化学反应到达平衡时的偏向性， 常用符号为K。平衡常数计算方法为将反应物和生成物的浓度按其在
平衡时的摩尔比写成幂函数，幂的指数为其在平衡时的摩尔数，然后将各项系数相乘得到平衡常数。 5. 什么是活化能? 活化能是指在化学反应中，反应物发生转化成生成物所需克服的能垒。化学反应的进行需要克服能量差，活化能正好代表了化学反应进行所需的能量。 6. 什么是扩散? 扩散是指物质在非均匀条件下由高浓度区向低浓度区传输的过程。在物理化学中，分子与分子之间发生撞击，从而使得物质的分布发生变化，这一过程被称为扩散。 7. 解释溶解度和溶解度积的概念。 溶解度是指在特定温度和压强下，溶液中能溶解的最大量溶质的浓度。溶解度积是指在溶液中某物质溶解至饱和时，溶液中该物质的稀释浓度和平衡条件之间的关系，通常用符号Ksp表示。 8. 什么是极化和离解? 极化是指当电场作用于非极性分子或原子时，电子云会发生偏移，使原本电中性的分子或原子获得一个或多个极化电荷。离解是指溶质在溶剂中分解为可溶性离子的过程。 9. 解释电极电势和标准电极电势。
物理化学_公式大全 物理化学是一门涉及多个学科领域的综合性学科，它主要研究化学反应的物理性质和机制。为了更好地理解和应用物理化学知识，我们需要掌握一些基本的公式和概念。以下是一些重要的物理化学公式及其解释： 1、质量守恒定律 质量守恒定律是化学反应中的基本定律之一。它指出，在密闭系统中，无论发生何种化学反应，系统的总质量始终保持不变。这个定律可以通过以下公式表示： m始=m终 其中，m始表示反应开始时的物质质量，m终表示反应结束时的物质质量。 2、化学反应速率方程 化学反应速率方程是用来描述化学反应速率和反应物浓度之间关系 的公式。该方程可以表示为： rate=k[A][B] 其中，rate表示化学反应速率，k是反应速率常数，[A]和[B]分别表
示反应物A和B的浓度。 3、化学反应平衡常数 化学反应平衡常数是描述化学反应达到平衡状态时反应物和生成物浓度之间关系的公式。该常数可以表示为： K=([C][D])/([A][B]) 其中，K是化学反应平衡常数，[A][B][C][D]分别表示反应物和生成物的浓度。 4、电离平衡常数 电离平衡常数是描述弱电解质电离达到平衡状态时离子浓度之间关系的公式。该常数可以表示为： K=([A-][B+]/[AB]) 其中，K是电离平衡常数，[A-][B+]/[AB]分别表示弱电解质电离产生的离子浓度。 5、同位素分离系数 同位素分离系数是描述同位素分离过程中同位素分子浓度变化关系的公式。该系数可以表示为： α=(d[A]/dt)/(d[B]/dt)
其中，α是同位素分离系数，[A]和[B]分别表示同位素分子的浓度。以上是物理化学中一些重要的公式及其解释。掌握这些公式和概念对于理解和应用物理化学知识非常重要。 物理化学公式大全 物理化学是化学的一个重要分支，它研究的是化学反应过程中物质的动力学性质和能量关系。物理化学公式在化学反应速率、化学平衡、相平衡、电化学等方面都有广泛的应用。本文将介绍一些常用的物理化学公式及其应用。 首先，让我们来看一下化学反应速率方程。化学反应速率通常与反应物的浓度和反应温度有关。对于一个简单的反应，速率方程可以表示为： rate = k[A][B] 其中，k是反应速率常数，[A]和[B]分别是反应物A和B的浓度。这个公式可以用来预测在给定的浓度和温度下，化学反应将会以什么样的速率进行。 接下来，让我们来看一下化学反应的平衡常数。化学反应平衡常数是描述反应达到平衡时反应物和产物浓度的比例关系的公式。对于一个可逆反应，平衡常数可以表示为：
安徽科技学院理学院《普通化学》教案（三）
第四章 化学平衡 [引言]化学平衡主要研究反应进行的程度和决定反应限度的因素、外界条件对反应限度 影响。 3.1 平衡常数 3.1.1 化学平衡 1可逆反应：在一定条件下既可正向进行又可逆向进行的化学反应。大多数化学反应都是可逆的。对于任一可逆反应 aA + bB eE + fF 2化学平衡：正反应速率等于逆反应速率时，体系所处的状态。(图3-1) 特点： （1）化学平衡是动态平衡，化学反应达到平衡时反应并未停止， υ正 = υ逆。 （2）反应达到最大限度，υ正和υ逆不再随时间的变化而改变。 （3）平衡体系中，各物质平衡浓度之间存在确定的定量关系。 3.1.2 平衡常数 1实验平衡常数（K ） 对于任一可逆反应 aA+bB fF +hH （1）浓度平衡常数（K c ）： K c = (B)(A)(H)(F)eq eq eq eq b a h f c c c c ⋅⋅ (3-1) （2）压力平衡常数（K p ）： K p = (B) (A)(H) (F)eq eq eq eq b a h f p p p p ⋅⋅ (3-2) 2标准平衡常数K θ 标准平衡常数K θ又称为热力学平衡常数，简称平衡常数。对任一气体反应: aA(g) +bB(g) fF(g)+ hH(g) 在标准状态(压力为101.325kPa)下，标准平衡常数K Ө的表达式为： θ p K ＝b a h f p p p p p p p p ](B)/[](A)/[](H)/[](F)/[θeq θeq θeq θeq ⋅⋅ (3-3) 式中，θeq (A)/p p 、θeq (B)/p p 、θeq (F)/p p 、θeq (H)/p p 分别为A 、B 、F 、H 组分平衡时的相对分压。则θp K 是无量纲的量。 对溶液中的反应，标准状态(压力p θ=101.325kPa)下，对任一反应: a A(l) +b B(l) f F(l)+hH(l) t 图4-1正逆反应速率示意图 υ正 υ逆 =
物理化学《化学平衡》习题及答案 选择题 1．下面的叙述中违背平衡移动原理的是 (A) 升高温度平衡向吸热方向移动 (B) 增加压力平衡向体积缩小的方向移动 (C) 加入惰性气体平衡向总压力减少的方向移动 (D) 降低压力平衡向增加分子数的方向移动 答案：C 。加入惰性气体平衡向总压力增大的方向移动 2．要使一个化学反应系统在发生反应后焓值不变, 必须满足的条件是 (A) 温度和内能都不变 (B) 内能和体积都不变 (C) 孤立系统 (D) 内能, 压力与体积的乘积都不变 答案：D 。因ΔH ＝ΔU ＋Δ（pV ） 3．在等温等压下，当反应的∆r G m ∃ = 5kJ ·mol -1 时，该反应能否进行? (A) 能正向自发进行 (B) 能逆向自发进行 (C) 不能判断 (D) 不能进行 答案：C 。应该用∆r G m 判断而不是∆r G m ∃ 。 4．已知反应 2NH 3 = N 2 + 3H 2，在等温条件下，标准平衡常数为0.25，那么，在此条件下，氨的合成反应1/2 N 2 + 3/2 H 2 = NH 3 的标准平衡常数为： (A) 4 (B) 0.5 (C) 2 (D) 1 答案：C 。 5．反应 2C(s) + O 2(g) ←→ 2CO(g)，其∆r G m ∃ /(J ·mol -1 ) = -232600 - 167.7T /K ，若温度升高，则： (A) ∆r G m ∃ 变负，反应更完全 (B) K p ∃ 变大，反应更完全 (C) K p ∃ 变小，反应更不完全 （D ）无法判断 答案：C 6．对于气相反应，当体系总压力p 变化时 (A) 对K f ∃ 无影响 (B) 对K r 无影响 (C) 对K p ∃ 无影响 (D) 对K f ∃ 、K r 、K p ∃ 均无影响 答案：A 。理想气体的K p ∃ 不受压力的影响而真实气体的K p ∃ 将随压力而变。 7．理想气体反应CO(g)+2H 2(g) = CH 3OH(g)的∆r G m ∃与温度T 的关系为： ∆r G m ∃ = －21660+52.92T ，若要使反应的平衡常数K p ∃ >1，则应控制的反应温度： (A) 必须低于409.3℃ (B) 必须高于409.3K (C) 必须低于409.3K (D) 必须等于409.3K 答案：C 8．某化学反应在298K 时的标准吉布斯自由能变化为负值，则该温度时反应的K p ∃将是： (A)K p ∃= 0 (B) K p ∃ < 0 (C) K p Θ > 1 (D) 0 < K p ∃ < 1 答案：C 。根据ln r m p G RT K ∆=-$ $ 。 9．25℃ 时水的饱和蒸气压为3.168kPa, 此时液态水的标准生成吉布斯自由能∆f G m ∃为－ 237.19kJ ·mol －1 ，则水蒸气的标准生成吉布斯自由能为： (A) －245.76kJ ·mol －1 (B) －229.34kJ ·mol －1 (C) －245.04kJ ·mol －1 (D) － 228.60kJ ·mol －1 答案：D 。可以设计使25℃的液态水变为3.168kPa 的水蒸气，此为恒温恒压可逆相变
第四章 化学平衡 内容提要 1、反应进度 反应进度描述了化学反应体系的状态，反应进度的变化表示为： Δξ=B ∨∆B n （4-1） 当ξ =1时，就表示按给定的反应式进行了一个完整反应，也称发生了一个单位反应。 对于同一反应方程式，可以用任一反应物或任一产物表示反应进度ξ，与物质的选择没 有关系；当化学反应方程式的写法不同时，反应进度ξ的数值不同。 2、吉布斯自由能变 在等温等压、W ＇＝0时，一定组成、无限大量的体系中，体系的吉布斯自由能随反应进度而改变的变化率表示为： Δr G m =P T ∂∂,)( ξ G =∑νB μB （4-2） Δr G m 是反应系统在任意情况下的吉布斯自由能变化，是强度性质，与体系物质的量无关，单位为 J/mol 或kJ/mol 。对同一反应来讲，Δr G m 的具体数值与化学方程式的写法有关。 Δr G m 值可以表明反应的自发方向和进行趋势的大小，具有化学反应推动力的含义。 当Δr G m ＜0时，反应物化学势高，反应能自发地由左向右进行； 当Δr G m ＞0时，产物化学势高，反应不能自发地由左向右进行； 当Δr G m ＝0时，产物和反应物的化学势相等，反应体系处于平衡状态。 在温度T 时，把物质的化学势µ B =O B μ + RTlna B 代入式（4-2），得： Δr G m =∑νB O B μ + RTlnQ a （4-3） 3、化学平衡的条件 化学平衡的条件为：等T 、等P 、W ＇＝0 时， Δr G m ＝p T G ,)( ξ ∂∂＝∑νB μB ＝0 （4-4） 4、化学平衡常数 在一定条件下，当化学反应达到平衡时，产物活度的计量系数次方幂的乘积与反应物活度的计量系数次方幂的乘积的商为一常数，称为化学平衡常数(equilibrium constant)。
物理化学化学平衡1试卷 一、选择题 ( 共21题 40分 ) 1. 2 分 (3338) 下述说法中哪一种正确？ (A) 增加压力一定有利于液体变为固体 (B) 增加压力一定不利于液体变为固体 (C) 增加压力不一定有利于液体变为固体 (D) 增加压力与液体变为固体无关 2. 2 分 (2799) 对反应CO(g)+H 2O(g)=H 2(g)+CO 2(g) (A) K p $=1 (B) K p $=K c (C) K p $＞K c (D) K p $ ＜K c 3. 2 分 (2913) Ag 2O 分解可用下面两个计量方程之一表示，其相应的平衡常数也一并列出： Ag O s Ag s O g 22212 ()()()→+ K P ()1 2422Ag O s Ag s O g ()()()→+ K p ()2 设气相为理想气体，且已知反应是吸热的，试判断下列结论哪个是正确的： （ ） （A ）K K P P ()()2112= （B ）K K p p ()()21= （C ）K p ()2随温度的升高而增大 （D ）O 2气的平衡压力与计量方程的写法无关 4. 2 分 (3339) 反应 A+3B 2C ，已知： A B C Δf H m $(298 K)/kJ ⋅mol -1 0 0 -44 S m $(298 K) /J ⋅K -1⋅mol -1 180 120 180 C ,m p $ (298 K)/J ⋅K -1⋅mol -1 30 20 30 298 K 时反应的： ( ) (A) (∂ΔS m $/∂T )p > 0 , (∂Δr G m $/∂T )p > 0 , (∂ln K /∂T )p > 0 ； (B) (∂ΔS m $/∂T )p < 0 , (∂Δr G m $/∂T )p < 0 , (∂ln K /∂T )p < 0 ； (C) (∂ΔS m $/∂T )p < 0 , (∂Δr G m $/∂T )p > 0 , (∂ln K /∂T )p > 0 ； (D) (∂ΔS m $/∂T )p < 0 , (∂Δr G m $/∂T )p >0 , (∂ln K /∂T )p < 0 。 5. 2 分 (3190) 300 K 时，某分子的基态能量是 6.21×10-21 J ，其玻耳兹曼因子为： (A) 1.5 (B) -1.5 (C) 0.223 (D) 4.48 6. 2 分 (2843) 已知反应 2NH 3= N 2+ 3H 2在等温条件下，标准平衡常数为 0.25，那么，在此条件下，氨的合成反应 (1/2) N 2+(3/2) H 2= NH 3 的标准平衡常数为： (A) 4 (B) 0.5 (C) 2 (D) 1 7. 2 分 (3292)PCl 5的分解反应是 PCl 5(g) ＝ PCl 3(g) + Cl 2(g)，在473 K 达到平衡时， PCl 5(g)有 48.5% 分解，在573 K 达到平衡时，有 97% 分解，则此反应为 ( ) (A) 放热反应 (B) 吸热反应