化学平衡 熵和Gibbs函数【复习准备】

化学反应中的化学平衡和熵变化学反应是物质转化的过程，其中包含了许多复杂的化学变化。

化学平衡和熵变是化学反应中两个重要的概念，它们对于理解反应的进行和推测反应的趋势具有重要的意义。

一、化学平衡化学平衡是指在封闭系统中，反应物和生成物之间的反应速率相等，反应物和生成物的浓度保持不变的状态。

在化学平衡中，反应物和生成物之间的化学反应仍然在进行，但是反应速率的正反两个方向相互抵消，导致反应物和生成物的浓度保持不变。

化学平衡的达成需要满足两个条件：一是反应物和生成物浓度达到一定的数值，二是反应物和生成物之间的反应速率相等。

当反应物和生成物浓度达到一定的数值时，反应速率的正反两个方向都会有一定的速率，但是由于速率相等，不会导致浓度的变化。

这种动态的平衡状态称为化学平衡。

化学平衡的特点是：反应物和生成物的浓度保持不变，但是反应仍然在进行。

这种动态平衡的状态可以通过平衡常数来描述。

平衡常数是在给定温度下，反应物和生成物浓度的比例的平衡值。

平衡常数越大，说明反应物转化为生成物的趋势越强，反之则反应物趋于占优势。

二、熵变熵是描述系统无序程度的物理量，熵变则是指在化学反应中系统熵的变化。

熵变可以用来描述反应的自发性和方向性。

根据热力学第二定律，自然界的系统趋向于增加熵。

在化学反应中，如果系统的熵增大，则说明反应是自发进行的；相反，如果系统的熵减小，则说明反应是不自发的，需要外界施加能量才能进行。

熵变的正负与反应的自发性和方向性密切相关。

化学反应中的熵变可以通过反应前后系统的状态数目的变化来描述。

当反应物转化为生成物时，原子、分子或离子的排列方式发生了变化，系统的状态数目增加，熵增大。

反之，当生成物转化为反应物时，系统的状态数目减少，熵减小。

三、化学平衡和熵变的关系化学平衡和熵变是密切相关的。

在化学平衡达成的状态下，系统的熵变为零。

这是因为在化学平衡时，反应物和生成物的浓度保持不变，系统的状态数目也不发生变化，所以熵变为零。

第一章化学热力学知识点总结了解：化学热力学是干什么的？判断反应能否自发进行。

中学：气体，沉淀，水大学：严格的计算↖G具体：ΔrΔr G＞0不反应；Δr G＜0反应。

Δr G=W掌握！变=Δ=末-初焓=H对一般反应aA+bB→yY+zZ产物反应物读法！单质在没给时，=0对于化学反应，Δr H (T )≈Δr H (298.15K)习题：1）计算乙炔完全反应的标准摩尔焓变。

298K 、298℃和1000℃？解：Δf H mB （T ）226.73 －393.51 －285.83C 2H 2(g)+ O 2(g) 2CO 2(g)+ H 2O (l)掌握！Δ=末-初=产物-反应物焓=H对一般反应aA+bB→yY+zZ产物反应物单质在没给时，=0对于化学反应，Δr H (T )≈Δr H (298.15K)习题：1）计算乙炔完全反应的标准摩尔焓变。

298K 、298℃和1000℃？解：Δf H mB （T ）226.73 0－393.51 －285.83Δr H m (T )={2×(-393.51)+(-285.83)kJ ·mol -1-(226.73+0)kJ ·mol -1=-1299.58kJ·mol -1C 2H 2(g)+ O 2(g) 2CO 2(g)+ H 2O (l)掌握！2）2Fe2O3(s) + 3C(s) 4Fe(s) + 3CO2(g) 查表求该反应的在1000K 时的焓变？如果产物，反应物对调，焓变为多少？O3(s) + 3C(s) 4Fe(s) + 3CO2(g)解：2Fe2(298K) -824.2 -393.5掌握！2）2Fe2O3(s) + 3C(s) 4Fe(s) + 3CO2(g) 查表求该反应的在1000K 时的焓变？如果产物，反应物对调，焓变为多少？O3(s) + 3C(s) 4Fe(s) + 3CO2(g)解：2Fe2(298K) -824.2 0 0 -393.5首先计算298K下的反应焓变：(298K)=32323=3×(-393.51)-2×(-824.2) =467.9 (kJ/mol)(1000K)=(298K)=467.9kJ/mol对调后，按照同样的方法计算，答案恰好为相反数(1000K)=-467.9kJ/mol掌握！3）已知A，B，C，D四种化合物，其中A和C为参考态单质/元素，B和D在298K下的标准摩尔生成焓分别是40 和-50。

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。

第4章化学平衡熵和Gibbs函数（3）第4章化学平衡熵和Gibbs函数一、单选题1、反应N2(g) + 3H2(g) = 2NH3(g)的DG = a，则NH3(g) =1/2N2(g) + 3/2H2(g)的DG为：（）A. a2B. 1/aC. 1/ a2D. －a/22、在某温度下，反应1/2N2(g) + 3/2H2(g) = NH3(g)的平衡常数K= a，上述反应若写成2NH3(g) = N2(g) + 3H2(g)，则在相同温度下反应的平衡常数为：（）A. a/2B. 2aC. a2D. 1/ a23、已知反应２Ａ（g）+B(s) =2C(g) D r HΘ>0,要提高Ａ的转化率，可采用（）A. 增加总压B.加入催化剂C. 增大Ａ的浓度D.升高温度4、已知下列反应的平衡常数：H2（g）+S（s）=H2S（g）K1S（s）+O2（g）=SO2（g）K2则反应H2（g）+ SO2（g）= O2（g）+ H2S（g）的平衡常数为：( )A. K1+ K2B.K1- K2D.K1/K25、若可逆反应，当温度由T1升高至T2时，标准平衡常数K2Θ>K1Θ，此反应的等压热效应△r H m的数值将（）A.大于零B.小于零C.等于零D.无法判断6、下列各组参数，属于状态函数的是：A. Q p，G，VB. Q v，V，GC. V，S，WD. G，U，H7、298K时，某反应的K pΘ= 3.0×105，则该反应的D r GΘ=____KJ/mol（lg3 = 0.477）。

A. 31.2B. －31.2C. －71.8D. 71.88、298K时，SΘN2= 191.50 J?K–1?mol–1，SΘH2 = 130.57J?K–1?mol–1，SΘNH3= 192.34 J?K–1?mol–1，反应为N2(g) + 3H2(g) = 2NH3(g)，则D r SΘ = ________J?K–1?mol–1：A. －135.73B. 135.73C. －198.53 D. 198.539、298K时，D r HΘMgCO3= 100.8 KJ?mol–1，D r SΘMgCO3 = 174.8 J?K–1?mol–1，反应为MgCO3(s) = MgO(s) + CO2(g)，则598K 时的D r GΘ = ________KJ?mol–1：A. －3.73C. －1.04×105D. 3.7310、下列方法能使平衡2NO(g) + O2(g) = 2NO2(g)向左移动的是：A. 增大压力B. 增大P NOC. 减小P NOD. 减小压力11、下列物理量中，属于状态函数的是( )A. GB. QC. ΔHD. ΔG12、下列反应中△r S m值最大的是（）A. PCl5(g) →PCl3(g)＋Cl2(g)B. 2SO2(g)＋O2(g) → 2SO3(g)C. 3H2(g)＋N2(g) →2NH3(g)D. C2H6(g)＋3.5O2(g) → 2CO2(g)＋3H2O(l)13、反应CaCO3(s) →CaO(s)＋CO2(g)在高温下正反应能自发进行，而在298K时是不自发的，则逆反应的Δr H mΘ和Δr S mΘ是（）A. Δr H mΘ>0和Δr S mΘ>0B. Δr H mΘ＜0和Δr S mΘ>0C. Δr H mΘ>0和Δr S mΘ＜0D. Δr H mΘ＜0和Δr S mΘ＜014、下列热力学函数的数值等于零的是（）A.SΘm(O2,g,298K)B.△f GΘm(I2,g,298K)C.△f GΘm(白磷P4,s,298K)D.△f HΘm(金刚石,s,298K)15、如果某反应的KΘ≥1，则它的（）A.△r GΘm≥0 ，B.△r GΘm≤0 ，C.△r G m≥0 ，D.△r G m≤0二、判断题（判断下列各项叙述是否正确，对，打“√”；错，打“×”。

热力学中的Gibbs自由能与化学平衡热力学是研究物质的能量转化和分配规律的一门学科。

而在热力学中，Gibbs自由能是一个重要的概念，它与化学平衡密切相关。

本文将探讨Gibbs自由能在热力学和化学平衡中的作用和意义。

首先，我们先来了解一下Gibbs自由能是什么。

Gibbs自由能是热力学中刻画系统能量状态的一个重要参量，用符号G表示。

在恒温恒压下，Gibbs自由能可以通过下式计算得到：G = H - TS其中H表示系统的焓，T表示温度，S表示系统的熵。

从这个式子可以看出，Gibbs自由能综合考虑了系统在不同温度和压强下的热力学性质，可以有效描述系统的稳定性和可能的变化趋势。

当系统达到平衡态时，Gibbs自由能取得最小值。

化学平衡是指化学反应达到动态平衡时，反应物和生成物的浓度不再发生明显变化。

在化学反应过程中，各种反应物和生成物之间的浓度变化遵循一定的规律。

而Gibbs自由能可以帮助我们理解和解释这种规律。

当一个化学反应处于平衡态时，系统的Gibbs自由能变化为零。

这是因为在平衡态下，反应物和生成物之间的反应速率相等，且系统的Gibbs自由能取得最小值。

当Gibbs自由能变化为零时，我们可以得到下面的方程：ΔG = 0根据Gibbs自由能公式，我们可以将这个方程改写为：ΔG = ΔH - TΔS = 0这个方程被称为Gibbs自由能方程，它是判断一个化学反应是否能够自发进行的重要准则。

当ΔG小于零时，反应是自发进行的，系统处于不稳定状态；当ΔG大于零时，反应是不自发进行的，系统处于稳定状态；而当ΔG等于零时，反应处于平衡态。

因此，Gibbs自由能方程不仅可以判断反应的方向，还可以预测反应的平衡位置。

除了判断反应的方向和平衡位置外，Gibbs自由能还可以帮助我们理解反应速率。

根据热力学的理论，反应速率与Gibbs自由能变化相关。

当反应物的Gibbs自由能高于生成物时，反应速率较快，反应是有利的；而当反应物的Gibbs自由能低于生成物时，反应速率较慢，反应是不利的。

反应熵判据、熵判据和Gibbs函数判据是化学反应平衡时常用的判据，它们对于理解和预测化学反应平衡至关重要。

本文将分别介绍这三种判据的定义、原理及应用，以期使读者对化学反应平衡有更深入的理解。

一、反应熵判据1. 反应熵判据的定义反应熵判据，又称为ΔS判据，是指化学反应中反应物和生成物的摩尔熵变化之差。

在常压下，ΔS判据可以用下式表示：ΔS = ΣS(products) - ΣS(reactants)2. 反应熵判据的原理熵是描述物质分子微观排列方式的物理量，而反应熵判据描述了化学反应中微观排列方式的改变。

当化学反应发生时，原子或分子的排列方式会发生变化，从而导致熵的变化。

若ΔS>0，表示反应过程中产生了更多的微观排列方式，即反应向熵增的方向进行；若ΔS<0，表示反应过程中微观排列方式减少，即反应向熵减的方向进行。

3. 反应熵判据的应用反应熵判据的正负值可以揭示化学反应的趋势，有助于预测反应的方向。

在实际应用中，通过计算ΔS值可以推测出化学反应的平衡位置，为合成反应的设计提供重要参考。

二、熵判据1. 熵判据的定义熵判据指的是反应体系在等温等压条件下的熵值的变化，其计算公式如下：ΔS = ΣS(products) - ΣS(reactants)2. 熵判据的原理在热力学中，熵是描述系统无序程度的物理量，而熵判据描述了化学反应中系统无序程度的变化。

当化学反应发生时，系统的无序程度会发生变化，从而导致熵的变化。

若ΔS>0，表示反应过程中无序程度增加，即反应向熵增的方向进行；若ΔS<0，表示反应过程中无序程度减小，即反应向熵减的方向进行。

3. 熵判据的应用熵判据是化学反应平衡的重要判据之一，通过计算ΔS值可以预测反应的方向和平衡位置。

在化学工程和生物工艺等领域，熵判据的应用十分广泛，有助于优化反应条件和提高反应产率。

三、 Gibbs函数判据1. Gibbs函数判据的定义Gibbs函数判据是指在等温等压条件下，反应体系的Gibbs自由能的变化，其计算公式如下：ΔG = ΣG(products) - ΣG(reactants)2. Gibbs函数判据的原理Gibbs函数是体系可以进行非体积功的最大能量，而Gibbs函数判据描述了化学反应中Gibbs自由能的变化。