第四章化学平衡熵和Gibbs函数

一、单选题 第2章 热化学1、在下列反应中，Q p =Q v 的反应为（ ）（A ）CaCO 3(s) →CaO(s)+CO 2(g) （B ）N 2(g)+3H 2(g) →2NH 3(g)（C ）C(s)+O 2(g) →CO 2(g) （D ）2H 2(g)+O 2(g) →2H 2O （l ）2、下列各反应的（298）值中，恰为化合物标准摩尔生成焓的是（ ） （A ）2H(g)+ O 2(g)→H 2O （l ） （B ）2H 2(g)+O 2(g)→2H 2O （l ）（C ）N 2(g)+3H 2(g)→2NH 3(g) （D ）N 2(g) +H 2(g)→NH 3(g)3、由下列数据确定CH 4(g)的为（ ） C(石墨)+O 2(g)=CO 2(g) =-393.5kJ·mol －1H 2(g)+ O 2(g)=H 2O (l) =-285.8kJ·mol －1CH 4(g)+2O 2(g)=CO 2(g)+2H 2O （l ） =-890.3kJ·mol －1（A ）211 kJ·mol －1； （B ）-74.8kJ·mol －1；（C ）890.3 kJ·mol －1； （D ）缺条件，无法算。

4、已知：（1）C(s)+O 2(g)→CO(g), (1)= -110.5k J·mol －1（2）C(s)+O 2(g)→CO 2(g),(2)= -393.5k J·mol －1 则在标准状态下25℃时，1000L 的CO 的发热量是（ ）（A ）504 k J·mol －1 （B ）383 k J·mol －1 （C ）22500 k J·mol －1 （D ）1.16×104 k J·mol －15、某系统由A 态沿途径Ⅰ到B 态放热100J ，同时得到50J 的功；当系统由A 态沿途径Ⅱ到B 态做功80J 时，Q 为 （ ）（A ） 70J （B ） 30J （C ）－30J （D ）－70J6、环境对系统作10kJ 的功，而系统失去5kJ 的热量给环境，则系统的内能变化为 （ ）（A ）－15kJ （B ） 5kJ （C ） －5kJ （D ） 15kJ7、表示CO 2生成热的反应是（ ）（A ）CO （g ）+ 1/2O 2（g ）=CO 2（g ）ΔrHmθ=-238.0kJ.mol-1（B ）C （金刚石）+ O 2（g ）=CO 2（g ）ΔrHmθ=-395.4kJ.mol-1（C ）2C （金刚石）+ 2O 2（g ）=2CO 2（g ）ΔrHmθ=-787.0kJ.mol-1（D ）C （石墨）+ O 2（g ）=CO 2（g ）ΔrHmθ=-393.5kJ.mol-1二、填空题1、25℃下在恒容量热计中测得：1mol 液态C 6H 6完全燃烧生成液态H 2O 和气态CO 2时，放热3263.9kJ ，则△U 为-3263.9，若在恒压条件下，1mol 液态C 6H 6完全燃烧时的热效应为-3267.6。

无机化学第一章：气体第一节：理想气态方程1、气体具有两个基本特性：扩散性和可压缩性。

主要表现在：⑴气体没有固定的体积和形状。

⑵不同的气体能以任意比例相互均匀的混合。

⑶气体是最容易被压缩的一种聚集状态。

2、理想气体方程：nRT PV = R 为气体摩尔常数，数值为R =8.31411--⋅⋅K molJ3、只有在高温低压条件下气体才能近似看成理想气体。

第二节：气体混合物1、对于理想气体来说，某组分气体的分压力等于相同温度下该组分气体单独占有与混合气体相同体积时所产生的压力。

2、Dlton 分压定律：混合气体的总压等于混合气体中各组分气体的分压之和。

3、(0℃=273.15K STP 下压强为101.325KPa = 760mmHg = 76cmHg)第二章：热化学第一节：热力学术语和基本概念1、 系统与环境之间可能会有物质和能量的传递。

按传递情况不同，将系统分为： ⑴封闭系统：系统与环境之间只有能量传递没有物质传递。

系统质量守恒。

⑵敞开系统：系统与环境之间既有能量传递〔以热或功的形式进行〕又有物质传递。

⑶隔离系统：系统与环境之间既没有能量传递也没有物质传递。

2、 状态是系统中所有宏观性质的综合表现。

描述系统状态的物理量称为状态函数。

状态函数的变化量只与始终态有关，与系统状态的变化途径无关。

3、 系统中物理性质和化学性质完全相同而与其他部分有明确界面分隔开来的任何均匀部分叫做相。

相可以由纯物质或均匀混合物组成，可以是气、液、固等不同的聚集状态。

4、 化学计量数()ν对于反应物为负，对于生成物为正。

5、反应进度νξ0)·(n n sai k et -==化学计量数反应前反应后-，单位：mol第二节：热力学第一定律0、 系统与环境之间由于温度差而引起的能量传递称为热。

热能自动的由高温物体传向低温物体。

系统的热能变化量用Q 表示。

若环境向系统传递能量，系统吸热，则Q>0；若系统向环境放热，则Q<0。

一、单选题 第2章 热化学1、在下列反应中，Q p =Q v 的反应为（ ）（A ）CaCO 3(s) →CaO(s)+CO 2(g) （B ）N 2(g)+3H 2(g) →2NH 3(g)（C ）C(s)+O 2(g) →CO 2(g) （D ）2H 2(g)+O 2(g) →2H 2O （l ）2、下列各反应的（298）值中，恰为化合物标准摩尔生成焓的是（ ）（A ）2H(g)+ O 2(g)→H 2O （l ） （B ）2H 2(g)+O 2(g)→2H 2O （l ）（C ）N 2(g)+3H 2(g)→2NH 3(g) （D ）N 2(g) +H 2(g)→NH 3(g)3、由下列数据确定CH 4(g)的为（ ） C(石墨)+O 2(g)=CO 2(g) =-393.5kJ·mol －1H 2(g)+ O 2(g)=H 2O(l) =-285.8kJ·mol －1CH 4(g)+2O 2(g)=CO 2(g)+2H 2O （l ）=-890.3kJ·mol －1 （A ）211 kJ·mol －1； （B ）-74.8kJ·mol －1；（C ）890.3 kJ·mol －1； （D ）缺条件，无法算。

4、已知：（1）C(s)+O 2(g)→CO(g), (1)= -110.5k J·mol －1（2）C(s)+O 2(g)→CO 2(g),(2)= -393.5k J·mol －1 则在标准状态下25℃时，1000L 的CO 的发热量是（ ）（A ）504 k J·mol －1 （B ）383 k J·mol －1 （C ）22500 k J·mol －1 （D ）1.16×104 k J·mol －15、某系统由A 态沿途径Ⅰ到B 态放热100J ，同时得到50J 的功；当系统由A 态沿途径Ⅱ到B 态做功80J 时，Q 为 （ ）（A ） 70J （B ） 30J （C ）－30J （D ）－70J6、环境对系统作10kJ 的功，而系统失去5kJ 的热量给环境，则系统的内能变化为 （ ）（A ）－15kJ （B ） 5kJ （C ） －5kJ （D ） 15kJ7、表示CO 2生成热的反应是（ ）（A ）CO （g ）+ 1/2O 2（g ）=CO 2（g ）ΔrHmθ=-238.0kJ.mol-1（B ）C （金刚石）+ O 2（g ）=CO 2（g ）ΔrHmθ=-395.4kJ.mol-1（C ）2C （金刚石）+ 2O 2（g ）=2CO 2（g ）ΔrHmθ=-787.0kJ.mol-1（D ）C （石墨）+ O 2（g ）=CO 2（g ）ΔrHmθ=-393.5kJ.mol-1二、填空题1、25℃下在恒容量热计中测得：1mol 液态C 6H 6完全燃烧生成液态H 2O 和气态CO 2时，放热3263.9kJ ，则△U 为-3263.9，若在恒压条件下，1mol 液态C 6H 6完全燃烧时的热效应为-3267.6。

第四章化学平衡熵和Gibbs 函数习题一、判断1、只有当化学反应的反应商Q =1时，该反应才能处于平衡状态。

（ ）2、对有气体参与的可逆反应，压力的改变不一定会引起平衡移动。

（ ）3、对没有气体参与的可逆反应，压力的改变不一定会引起平衡移动。

（ ）4、化学平衡发生移动时，标准平衡常数一定不改变。

（ ）5、减少反应生成物的量，反应必定向正方向进行。

（ ）二、单选题1、在一定条件下，反应A(g)+B(g)C(g)的K =10-10。

当反应在密闭容器中进行时，（ ）。

(A)相同物质的量的A 、B 、C 气体混合，平衡后，气体C 的物质的量一定增加；(B)由于反应逆向进行，气体C 不存在；(C)由于反应具有可逆性，在一定条件下气体混合物中，A 、B 、C 物质的量一定能相等；(D)由于正向反应进行的程度很小，A 、B 、C 气体平衡混合物中，C 的物质的量相对较小。

2、已知298K 时，反应Ag 2O(s)→2Ag(s)+12O 2(g)的△r S m θ=66.7J ·mol-1·K -1， △f H m θ (Ag 2O,s)=-31.1kJ ·mol -1，则Ag 2O 的最低分解温度约为（ ）。

(A)740K ； (B)466K ； (C)233K ； (D)194K 。

3、1molA 2和1molB 2，在某温度下，于1L 容器中建立下列平衡：A 2(g)+B 2(g)2AB(g)，则系统中（ ）。

(A)c (AB)=2mol ·L -1； (B)一定是c (AB)=c (A 2)；(C)c (A 2)<c (B 2)； (D)0<c (AB)<2mol·L -1。

4、已知反应FeO(s)+C(s)→CO(g)+Fe(s)的△r H >0，△r S >0，（设△r H 、△r S 不随温度改变而改变），下列叙述正确的是（ ）。

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。

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。