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最新[理学]傅献彩第五版物理化学课件 06章 化学平衡教学讲义ppt

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傅献彩第五版物理化学课件全解共111页

傅献彩第五版物理化学课件全解共111页

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111
傅献彩第五版物理化学课件全解
21、静念园林好，人间良可辞。 22、步步寻往迹，有处特依依。 23、望云惭高鸟，临木愧游鱼。 24、结庐在人境，而无车马喧；问君 何能尔 ？心远 地自偏 。 25、人生归有道，衣食固其端。
▪
26、要使整个人生都过得舒适、愉快，这是不可能的，因为人类必须具备一种能应付逆境的态度。——卢梭
▪
27、只有把抱怨环境的心情，化为上进的力量，才是成功的保证。——罗曼·罗兰
▪
28、知之者不如好之者，好之者不如乐之者。——孔子
▪
ห้องสมุดไป่ตู้
29、勇猛、大胆和坚定的决心能够抵得上武器的精良。——达·芬奇
▪
30、意志是一个强壮的盲人，倚靠在明眼的跛子肩上。——叔本华

傅献彩物理化学电子教桉-第五版物理化学总复习省名师优质课赛课获奖课件市赛课一等奖课件

傅献彩物理化学电子教桉-第五版物理化学总复习省名师优质课赛课获奖课件市赛课一等奖课件

QP
r
H
m
(773K
)
61.2kJ.mol 1
rU
m
(773K
)
r
H
m
(773K
)
B (g)RT
61.2 (111) 8.314 773103 kJ.mol 1
67.6kJ.mol 1
W
rU
m
(773K
)
Q
(67.6 61.2)kJ.mol 1 6.4kJ.mol 1
或者
均活度系数、离子强度旳计算； 3、电池电动势、电极电势及电池反应旳
rGm , r H m , r Sm , Qr,Ka 旳计算；
4、会将简朴反应设计成原电池等。
1. 298K时电池: Zn(s)|ZnCl2 -1 ) | AgCl(s)|Ag(s) 电动势为 E=1.156V （1）写出电极反应和电池反应；
第三定律熵：
ST
T Qr
0K T
偏摩尔量、化学势及化学势判据：
Z nB
T ,P,nc
Z B,m
Z U , H ,V , A,G, S
B
G nB
T ,P,nc
GB,m
有可能发生过程
BB 0
可逆过程
3. 基本过程、基本公式
W、Q、U、H、S 、A及G旳计算：
理想气体自由膨胀
W Q U H 0
,298K
)
反应旳恒压热效应与恒容热效应旳关系：
r
H
m
(298K
)
rU
m
(298K
)
B (g)RT
如反应 H2 (g) 0.5O2 (g) H2O(l)
B (g)RT (0 0.5 1)RT 1.5RT

傅献彩第五版物理化学ppt课件06章化学平衡

傅献彩第五版物理化学ppt课件06章化学平衡

对于沉淀MA，Ksp=[M][A]；对于沉 淀AB，Ksp=[A]^2[B]^3；对于沉淀 AB2，Ksp=[A]^3[B]^2。
03
影响因素
内因是难溶物质本身的性质；外因是 温度，大部分固体物质的溶解度随温 度的升高而增大。
沉淀生成与溶解条件
沉淀生成条件
Qc>Ksp，改变离子浓度（如 稀释、加沉淀剂等）使Qc减
当Qc>Ksp时，溶液中有沉淀生成；当 Qc=Ksp时，溶液处于沉淀溶解平衡状态 ；当Qc<Ksp时，溶液中的沉淀会溶解。
氧化还原平衡
氧化还原反应的定义
01
有电子得失或共用电子对偏移的化学反应，即氧化剂和还原剂
之间的反应。
氧化还原平衡常数
02
表示氧化剂和还原剂在溶液中达到氧化还原平衡时，各物质浓
度幂的乘积与反应商的比值，是一个常数。
氧化产物与还原产物
还原剂在反应中失去电子后被氧化 的产物称为氧化产物；氧化剂在反 应中获得电子后被还原的产物称为 还原产物。
原电池与电极电势
原电池
将化学能转变为电能的装置。
电极电势
电极与溶液之间的电势差，用符号 “E”表示，单位为V。
标准电极电势
在标准状态下，电极反应中各物种的活 度（或浓度）均为1 mol/L时的电极电 势。
小。
沉淀溶解条件
Qc<Ksp，改变离子浓度（如 加酸、加热等）使Qc增大。
溶度积规则
当溶液中的离子浓度幂的乘 积等于溶度积时，则溶液是 饱和的；若小于溶度积，则 溶液是不饱和的；若大于溶 度积，则会有沉淀析出。
分步沉淀与共沉淀现象
分步沉淀
在含有多种难溶物的溶液中，当改变条件使其中一种难溶物 沉淀析出时，其他难溶物可能随之析出的现象。分步沉淀的 次序与难溶物的溶度积常数和溶液中相应离子的浓度有关。

大学物理化学经典傅献彩ppt课件

大学物理化学经典傅献彩ppt课件

（1）
（2）
( 1 )Z n ( s ) │ Z n S O 4 ( a q ) │ C u S O 4 ( a q ) │ C u ( s )
( 2 )Z n ( s ) │ Z n S O 4 ( a q ) ‖ C u S O 4 ( a q ) │ C u ( s )
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25
P t│ H 2 ( p ) │ H C l ( a ) │ A g C l ( s ) │ A g ( s )
( 2 )H 2 ( p 1 ) C l 2 ( p 2 ) 2 H + ( a H ) 2 C l ( a C l )
E1E1 RFTlnaa1 H2 2aaC 1l22
E2 E2
RTln a2a2 2F aH2 aCl2
E 1E 2
E 1E 2
r G m ( 1 ) E 1 F r G m ( 2 ) 2 E 2 F
Sn4(a1),Sn2(a2)|Pt S n4 (a 1)2 e S n2 (a 2)
Cu2(a1), Cu(a2)|Pt
C u2(a 1)e C u(a2)
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13
§9.2 电动势的测定
对消法测电动势 标准电池
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14
对消法测定电动势的原理图
Ew
A
H
E
s .c
K D
R
E(RoRi)I
CB
U RO I
G
U RO
E RO Ri
Ex
Ex
Es.c
AC AH
RO
E U
完整最新ppt
15
对消法测电动势的实验装置
标准电池 待测电池
工作电源

2024版傅献彩物理化学电子教案课件

2024版傅献彩物理化学电子教案课件

01绪论Chapter物理化学概述物理化学的定义01物理化学的研究范围02物理化学在化学科学中的地位03物理化学的研究对象与任务研究对象研究任务实验方法通过实验手段观测和记录物质的物理现象和化学变化，获取实验数据。

理论方法运用数学、物理学等理论工具对实验数据进行处理和分析，揭示物质的基本规律。

计算方法利用计算机模拟和计算等方法，对物质的性质、结构和变化规律进行预测和研究。

物理化学的研究方法030201物理化学的学习方法与要求学习方法学习要求02热力学基础Chapter热力学基本概念与术语热力学系统状态与状态函数过程与途径热力学平衡态热力学第一定律能量守恒定律能量不能创造也不能消灭，只能从一种形式转化为另一种形式。

热力学能系统内能的变化等于传入系统的热量与外界对系统做功之和。

焓定义为系统的热力学能与体积的乘积，用于描述等压过程中的能量变化。

热力学第二定律热力学第二定律表述热力学温标熵增原理热力学函数与基本方程热力学函数热力学基本方程麦克斯韦关系式热力学在化学中的应用化学反应的热效应化学平衡相平衡03化学动力学基础Chapter化学反应速率的概念与表示方法化学反应速率表示方法摩尔浓度变化率、质量浓度变化率、气体分压变化率等化学反应速率理论简介碰撞理论过渡态理论01020304浓度越高，反应速率越快。

反应物浓度温度越高，反应速率越快。

温度催化剂可以降低反应的活化能，从而加快反应速率。

催化剂对于有气体参与的反应，压力的变化会影响反应速率。

压力影响化学反应速率的因素复杂反应动力学简介平行反应竞争反应连续反应根据反应条件（如温度、压力、浓度等）预测反应的速率。

预测反应速率通过调整反应条件（如温度、压力、催化剂等）来优化反应速率和选择性。

优化反应条件通过分析反应速率与各种因素的关系，可以推断出反应的机理和过渡态的性质。

研究反应机理化学反应速率理论的应用04电化学基础Chapter电化学基本概念与术语电化学电极电解质电离电导率将化学能转变为电能的装置。

物理化学 傅献彩 第六章 化学平衡

物理化学 傅献彩 第六章 化学平衡

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 ө=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)=0.081214x 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)=0.034454Q p =△G=-RTln K p ө+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 ppG 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54549.212633.0081214.0034454.0758.0222222=⨯⨯==O H CO H CO O H CO H CO x x x x p p p p2、PCl 5(g)的分解反应为PCl 5(g)==PCl 3(g)+Cl 2(g)，在523K 和100kPa 下达成平衡，测得平衡混合物的密度ρ=2.695kg·m -3，试计算： (1) PCl 5(g)的解离度； (2) 该反应的K p ө和△r G өm 。

物理化学第五版南京大学傅献彩相平衡ppt课件

在相同温度下，过 冷水的蒸气压大于冰的 蒸气压，所以OD线在 OB线之上
p / Pa
C
水f
E
超 临
A
界 水
F
冰
P
610.62 D O
q
B
水蒸气
273.16
TC T / K
过冷水处于不稳定状态，一旦有凝聚中心出现， 就立即全部变成冰。
两相平衡线上的任 何一点都可能有三种情 况。如OA线上的P点：
d ln p sub Hm
dT
RT 2
sub Hm 0 斜率为正。
OC线 dp H fus m
dT T V fus
E超
p / Pa
C
水f
A
临 界
F
水
fus H 0, fusV 0
斜率为负。
冰
P
O
610.ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ2D
q
B
水蒸气
273.16
TC T / K
OD 是AO的延长线 是过冷水和水蒸气
的介稳平衡线。
Φ(S 1) 2
根据化学势相等导出联系浓度变量的方程式数为
S(Φ 1)
§5.3 相 律
根据自由度的定义
f (S 1) 2S( 1)
f S2
这是相律的一种表示形式
（1）若化学反应中有R个独立的化学平衡
（2）系统的强度性质还要满足R‘ 附加条件，例 如浓度限制条件
§5.3 相 律
则相律表示式为
水的相 图是根 据实验 绘制的
水的相图
水的相图
p / Pa
C
水
A
f
610.62
冰
D B
P O
q
水蒸气

物理化学第五版课件

p p A p B p * A x A l p B * x B l p * A ( p B * p * A ) x B l
xB gpB/ppB *xB l /p
6
定温
l
定压
a
pB* TA
b
a
b
g
P
L
cG
T
L
c
G
g+l d
g+l
e
d
p *A
g
e
l
TB
A
xB
BA
xB
B
液相线—泡点线，气相线—露点线。通常，露点高于泡点。 系统点—表示系统状态的点，相点—表示相的状态点。
s
A
xB
B
Au
Ag
无最低、最高熔点的完全互溶固溶体
如 Sb-Bi，Cu-Pd，Cu-Ni，Co-Ni，
PbCl2-PbBr2，NH4SCN-KSCN 等
18
l
l
l+s l+s
T
T
s
l+s
l+s
s
A
xB
B
Cu
Au
有最低熔点的完全互溶固溶体
A
xB
B
d-C10H14=NOH l-C10H14=NOH
有最高熔点的完全互溶固溶体
19
Sn
Pb Hg
Cd
有低共熔点的部分互溶固溶体 有转变(转熔)温度的部分互溶固溶体
如Ag-Cu，Cd-Zn，Pb-Sb，
如Pt-W，AgCl-LiCl等
AgCl-CuCl，KNO3-NaNO3等
§6.10 固态完全不互溶且生成化合物的 二元凝聚系统的液—固平衡相图

最新第5章化学平衡(共52张PPT)精品课件

第二十五页，共五十二页。
Q＝
(
[G C
]
)
g
(
[H C
]
)
h
(
[A] C
)
a
(
[B] C
)
b
K =
(
[
G C
]平
)g
(
[
H C
平
])h
(
[
A C
]平
)a
(
[
B C
]平
)b
=Q平
第二十六页，共五十二页。
标准平衡常数与化学反应(huàxué 方向 fǎnyìng)
• Q = K • Q ＜ K • Q ＞ K
例:
C (s) + H2O (g)
N2O4 (g) K = K1 K2
CO (g) + H2 (g) K1
CO (g) +H2O (g)
CO2 (g) + H2 (g)
K2
C (s) + CO2(g)
2CO(g)
K = K1 /K2
第二十四页，共五十二页。
5-2 标准平衡常数与化学反应(huàxué 方 fǎnyìng) 向
CO(g)+H2(g) 6.3 6.3
Kp=
p(CO)·p(H2) p(H2O)
=
(6.3×104)2 3.8×104
Pa
=1.0×105 Pa
第九页，共五十二页。
实验 平衡常 (shíyàn)
气相反应数: Kp = Kc(RT)n 例 反应: C(s)+H2O(g) CO(g)+H2(g)
Kc= 1.3×10-3 mol·L-1

物理化学(傅献彩著)06章_化学平衡.


K p Qp
rGm 0 反应向右自发进行
K p Qp K p Qp
rGm 0 rGm 0
反应向左自发进行 反应达平衡
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2020/6/20
例题1
已知 N2O4的分解反应 N2O4(g) = 2NO2 (g)，在 25℃
时，ΔrG $m= 4.78 kJ mol-1。此温度时，在 p(N2O4) = 3p ，p(NO2) = 2p 的条件下，反应向 ___________ 方向进行。
VBdp
B* (T ,
p
)
B(T, p, xB) x,B(T) RT ln ax,B
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2020/6/20
溶液中反应的平衡常数
如果溶质浓度用质量摩尔浓度表示，得：
B
(T
,
p,
mB
)
B□(T
,
p)
RT
ln
mB m
B(T, p, mB) B□(T, p ) RT ln am,B
反应自发向右进行， 趋向平衡
G
G
T , p
0
反应自发向左进 行，趋向平衡
G
T , p
0
G
T , p
0
e
反应达到平衡
0
1
系统的Gibbs自由能和ξ的关系
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2020/6/20
为什么化学反应通常不能进行到底？
严格讲，反应物与产物处于同一系统的反应都 是可逆的，不能进行到底。
值上等于平衡时的“逸度商”，是量纲一的量。因为
它与标准化学势有关，所以又称为标准平衡常数。
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aB B
B
B
RTlnKa
溶液中反应的平衡常数
（2）在理想稀溶液中，溶质服从Henry定律：
B ( T ,p ,x B )B * ( T ,p ) R T ln x B
为什么化学反应通常不能进行到底？
R
因使D自、由E能混降合低
P
G
因D、生E成、F后F混合
后的自由能降低
S
T
1
nD
0
系统的Gibbs自由能在反应 过程中的变化（示意图）
为什么化学反应通常不能进行到底？
若要使反应进行到底，需在van‘t Hoff 平衡箱 中进行，防止反应物之间或反应物与产物之间的任 何形式的混合，才可以使反应从R点直接到达S点。
0 BB
B
G
T,p
BBrGmA
B
A> 0 A< 0 A= 0
反应正向进行 反应逆向进行 反应达平衡
§6.2 化学反应的平衡常数和等温方程式
气相反应的平衡常数——化学反应的等温方程式 液相中反应的平衡常数
混合理想气体中B的化学势表达式为：
B(T,p)B(T)RTlnp pB
pB pxB
B(T,p)B(T)RTlnppxB
用化学反应等温式判断反应方向
化学反应等温式也可表示为： rG m R T ln K f R T ln Q f
对理想气体
rG m R T lnK p R T ln Q p
K pQ p rG m0 反应向右自发进行 K pQ p rG m0 反应向左自发进行 K pQ p rG m0 反应达平衡
(rGm)T,p 0
BB = 0 B
反应达到平衡
判断化学反应的方向与限度
用
G
T ,p
判断，这相当于 G ~ 图上曲线的斜率
因为是微小变化，反应进度处于0~1 mol之间。
G
T ,p
0
G
T ,p
0
G
T ,p
0
反应自发向右进行，趋向平衡 反应自发向左进行，趋向平衡
§6.1 化学反应的平衡条件—— 反应进度和化学反应的亲和势
化学反应的平衡条件和反应进度 的关系
化学反应的亲和势
判断化学反应的方向与限度
用
( G )T,p
,
B B
B
或 ( rG m )T,p
作判据都是等效的
(rGm)T,p 0
BB 0
B
(rGm)T,p0
BB > 0 B
反应自发地向右进行 反应自发地向左进行
这就是化学反应等温方程式
Q f 称为“逸度商”，可以通过各物质的逸度求算
rGm (T ) 值也可以通过多种方法计算
从而可得 rGm 的值。
热力学平衡常数
当系统达到平衡，rGm0 ，则
g
h
rGm
(T)
RT ln
fG p
fD p
e
d e
fH p
fE p
e
e e
RTlnKf
K f 称为热力学平衡常数，它仅是温度的函数。 在数值上等于平衡时的“逸度商”，是量纲一的量， 单位为1。因为它与标准化学势有关，所以又称为 标准平衡常数。
溶液中反应的平衡常数
（1）在理想液态混合物中任一组分化学势为：
B ( T ,p ,x B )B * ( T ,p ) R T ln x B
对于非理想液态混合物，利用活度概念
B ( T ,p ,x B ) B * ( T ,p ) R T ln a B
B* (T , p) 不是标准态化学势
B (T ,p ,x B )B (T ,p) R T ln a B p p p B T d p B(T,p)R TlnaBp pV B dp
反应达到平衡
判断化学反应的方向与限度
G
T ,p
0
G
G
T ,p
0
G
T ,p
0
e
0
1
系统的Gibbs自由能和ξ的关系
为什么化学反应通常不能进行到底？
严格讲，反应物与产物处于同一系统的反应都 是可逆的，不能进行到底。
只有逆反应与正反应相比小到可以忽略不计的 反应，可以粗略地认为可以进行到底。这主要是由 于存在混合Gibbs自由能的缘故。
rGm (T ) 称为化学反应标准摩尔Gibbs 自由能变化值， 仅是温度的函数。
对于任意反应 d D e E g G h H
rG m rG m (T ) R T ln ( (f fG D / /p p) )g d ( (f fH E / /p p) )e h
rG m(T)RTlnQ f
化学反应的亲和势
1922年，比利时热力学专家De donder首先引进
了化学反应亲和势的概念。他定义化学亲和势A为：ຫໍສະໝຸດ defGA
(
)T, p
ArGm BB B
代入基本公式，得
d U T d Sp d V A d
d G S d T V d p A d
化学反应的亲和势
对于一般的化学反应
B B ( T ,p ,x B ) B B ( T ) R T l na B B p p B V B d p
B
B
B
B
当系统达平衡时
BB 0
B
BB (T ) R T ln a B Bp p V B d p
B
B
B
忽略压力对液态系统的影响，得
rGm(T) BB(T) RTln
对于非理想气体混合物，
B(T,p)B(T)RTlnpfB
B(T)RTlnppBB
将化学势表示式代入 (rGm)T,p 的计算式，得：
(rG m)T,p B B
B
BBB(T)BBRTlnp fB
令： rGm(T) BB(T)
B
( rG m )T,p rG m (T ) B
B R Tlnp fB
[理学]傅献彩第五版物 理化学课件 06章 化学
平衡
第六章 化学平衡
§6.1 化学反应的平衡条件—— 反应进度和化学反应的亲和势
§6.2 化学反应的平衡常数和等温方程式 §6.3 平衡常数的表示式 §6.4 复相化学平衡 §6.5 标准摩尔生成Gibbs自由能 §6.6 温度、压力及惰性气体对化学平衡的影响 §6.7 同时化学平衡 §6.8 反应的耦合 §6.9 近似计算 *§6.10 生物能学简介
为什么化学反应通常不能进行到底？
以反应 D E 2 F为例，在反应过程中Gibbs自 由能随反应过程的变化如图所示。
R点，D和E未混合时Gibbs 自由能之和；
P点，D和E混合后Gibbs自 由能之和；
T点，反应达平衡时，所有 物质的Gibbs自由能之总和， 包括混合Gibbs自由能；
S点，纯产物F的Gibbs自由能。