当前位置：文档之家 › 化学热力学3

化学热力学3

  • 格式：ppt
  • 大小：310.54 KB
  • 文档页数：54

下载文档原格式

  / 54

合集下载

第三章化学热力学基础汇总

第三章化学热力学基础汇总

3-1 热力学第一定律 什么叫“热力学” • 热力学是研究热和其他形式的 能量互相转变所遵循的规律的一门科学。 什么叫“化学热力学” • 应用热力学原理，研究化学反 应过程及伴随这些过程的物理现象，就 形成了“化学热力学”。
4
化学热力学研究什么问题（研究对象） • 合成NH3 N2 (g) + 3H2(g) = 2 NH3 (g) • 例：298.15K，各气体分压101.325KPa下， • N2 (g) + 3H2(g) = 2 NH3 (g) △fGm ø/ kJ/mol 0 0 -16.5
QP = （U2 + pV2）-（U1 + pV1） H ＝ U ＋ pV H：新的状态函数-------焓 Qp = H2 –H1 = H（H称为焓变）
为什么定义焓的原因：
其变化量可以测定（等于等温等压工程不做其他功时的热效应）；
具有实际应用价值（通常的化学反应都是在等压下进行的）。 试问焓是不是状态函数？注：等温、等压、无功。
摩尔质量M:
1mol物质的质量。单位Kg.mol-1或g.mol-1。
摩尔分数（物质的量分数）：混合物中某组分的物质的量与
混合物中各物质的量的总和之比。
例： xB = nB/（nA + nB）
11
摩尔反应：
反应物按方程式的计量系数完全转化为生成
物的反应。必须注意，摩尔反应是与特定的化学方程式一一
对应的。(注:计量系数v为纯数，反应物取正值,生成物取负值)
第3章 化学热力学基础
Chapter 3 Primary Conception of Chemical Thermodynamics
1
本章要求
1、了解热力学的概况——反应是否发生；描述大量原子、

热力化学第三章 纯流体的热力学性质计算

热力化学第三章 纯流体的热力学性质计算

V dH C p dT V T dp T p
dS
Cp
(2)以T、p为变量的熵变
V dT dp T T p
定组成均相流体的焓熵与温度压力的关系式
3.2 焓变和熵变的计算
2. 理想气体的H、S随T、p的变化
3.3 剩余性质
2. 剩余焓熵的计算
恒温条件
G RT
R p 0
dp Z 1 p
p
(1)
图解积分法
(2)
H RT
R
2

0
Z dp T p p
S RT
R
p
0
dp Z dp R p Z 1 p T P p p 0
dp H dT T V
若有1 mol物质，则气-液、固-液和气-固平
衡的克拉佩龙方程分别为：
dp vap H m dT T vapVm
dp fus H m dT T fusVm
dp sub H m dT T subVm
纯物质的两相平衡系统
3.6 两相系统
2. 克劳修斯-克拉佩龙方程 气-液两相平衡，气体为理想气体，忽略液体体 积 dp vap H m vap H m d ln p vap H m
3.5 液体的热力学性质
当t=50℃ 时，V 0.018240 0.017535 0.017888 m3 kmol1
2

458 568 10 6 K 1 2
将有关数值代入△H、△S，得
S 75.310 ln 323 .15 513 10 6 0.017888 100 0.1 103 298 .15

3 化学热力学基础

3 化学热力学基础

●在恒压过程中 U Q p p ex V
U 2 U1 Q p p ex V2 V1
Q p ( U 2 p 2 V2 ) U1 p1 V1
U 2 U1 Q p p 2 V2 p1 V1
焓： H U pV 焓变： Qp H 2 H1 H
2 2 2 θ -1 2 2 2 θ -1
kPa 下进行 时，习惯上可不再予以注明。 (3)焓变值与一定的反应式相对应。 N2(g) ＋ 3H2(g) ＝ 2NH3(g) Hθ ＝-92.20 KJ.mol-1 (4)在相同条件下，正向反应和逆向反应的反应热绝 2NH3(g) ＝ N2(g) ＋ 3H2(g) Hθ ＝+92.20 KJ.mol-1 对值相等，符号相反。
Inorganic Chemistry
第三章 化学热力学基础
无机化学
H
θ
热力学 标准态
当反应物或生成物都是气体时各物
质分压为1×105 Pa；
当反应物及生成物都是溶液状态时，
各物质的浓度为1mol•L-1；
固体和液体的标准态则指处于标准
压力下的纯物质。
Inorganic Chemistry
Inorganic Chemistry
第三章 化学热力学基础
无机化学
过程与途径的关系
30℃，1atm 始态 途径Ⅰ 80℃, 2atm 终态
途径Ⅱ 恒温过程 30 ℃，2atm
恒压过程
Inorganic Chemistry
第三章 化学热力学基础
无机化学
实际上，热力学的实际过程都是十分复杂 的，因此，相应的计算也十分困难，但我们在 处理时，可以利用状态函数的性质，把复杂过 程分解成相应的简单过程去简化计算。如：

热力学3

热力学3

B. H2O(l, 饱和水蒸气压) H2O(g, 饱和水蒸气 压)。
C. H2O(l, 10mmHg水蒸气压) H2O(g,10mmHg 水蒸气压)。
D. H2O(l, 4.0kPa水蒸气压) H2O(g, 4.0kPa水蒸
气压).
26
三、对于任意循环过程，不正确的表述 是
A. G = 0, H = 0, S = 0; B. U = 0, G = 0, S = 0; C. S = 0, H = 0, W = Q; D. G 0, S = 0, H = 0
变化很大 问题：在什么条件下可用？
（无相变条件）
rG(T) ≈ rH(298) TrS(298)
13
6. 用rGm或rGm判断某一反应自发性倾向时，
只表明反应的热力学倾向，而不表示实际反应 的速率 7. 反应的自发性与反应的可能性不是同一概念， 非自发的反应不等于不可能
14
六、反应自发性的判断
第四节 自由能与化学反应 进行的方向
1876年美国科学家 Gibbs证明在等温等 压下，如果一个反应 能被用来作功，则该 反应是自发的，反之 为非自发
1
Wmax= - p V + Wmax, Qr = T S
U = T S - p V + Wmax, U + p V = T S + Wmax, H = T S + Wmax, H - T S = Wmax
G(T) = H TS， G (T) = H TS
17
(6) 求算反应逆转的温度
298 K时rGm 的计算方法： rGm ＝ fGm(生成物) - fGm(反应物) rGm ＝ rHm - 298 rSm T K时rGm 的计算方法： rGm ＝ rHm - T rSm

6-3第五章 化学热力学-3

6-3第五章 化学热力学-3
标准摩尔生成自由能
由标准态下各元素的稳定单质生成标准态下
1mol某纯物质的自由能称为该物质标准摩尔生成自 由能。 符号：△fGm 单位：kJ· -1 mol
化学反应的标准摩尔自由能变化:
△rGm=∑△fGm(生成物)-∑△fGm(反应物) 条件：等温、等压不做非体积功
22
例：计算298K时下列反应的△ rGm
A P ir
SAB
B Qi r Qr T A T A
B
r
Q S T
热力学第二定律的一种表达方式
V
12
熵增加原理和热力学第二定律
在孤立体系内的任何自发过程中，体系的熵总是 增加的。这就是熵增加原理。△S孤≥0 >0 自发过程
ΔS孤
= 0 可逆过程
< 0 非自发过程
它是热力学第二定律的另一种表达方式 ΔS系+ ΔS环
8
标准摩尔熵
标准状况下,1mol纯物质的规定熵称为标 准摩尔熵。 符号：Sm 单位：J· -1·-1 mol K
熵变的计算
化学反应的标准摩尔熵变可按下式计算： △rSm =∑Sm (生成物) -∑Sm (反应物)
9
影响熵值大小的因素
同一物质，聚集态不同、温度不同，熵不同
对一定量的某物质而言 S（g）＞ S（l）＞ S（s） S（高温）＞ S（低温）
Kelven
第三节 熵与Gibbs自由能
Clausius
药学院物理化学教研室
自发过程---举例
例(１) 理想气体向真空膨胀 Q 0,W 0, U 0, T 0
若膨胀后的气体通过恒温压缩过程变回原状，则需
要环境对系统做功Ｗ。
同时系统向环境放热Ｑ，系统回复原状。 结论：要使环境也恢复原状，则取决于在不引起其 他变化条件下，热能否全部转变为功。

物理化学热力学第三定律练习题及答案

物理化学热力学第三定律练习题及答案

一、单选题：1．适合于下列过程中的哪一个？(A) 恒压过程；(B) 绝热过程；(C) 恒温过程； (D) 可逆相变过程。

2．可逆热机的效率最高，因此由可逆热机带动的火车：(A) 跑的最快； (B) 跑的最慢；(C) 夏天跑的快；(D) 冬天跑的快。

3．在一定速度下发生变化的孤立体系，其总熵的变化是什么？(A) 不变；(B) 可能增大或减小；(C) 总是增大；(D) 总是减小。

4．对于克劳修斯不等式，判断不正确的是：(A) 必为可逆过程或处于平衡状态；(B) 必为不可逆过程；(C) 必为自发过程；(D) 违反卡诺定理和第二定律，过程不可能自发发生。

5．1mol双原子理想气体的C p,m是：(A) ；(B) ；(C) ；(D) 2R。

6．2mol理想气体B，在300K时等温膨胀，W = 0时体积增加一倍，则其∆S(J·K-1)为：(A) ；(B) 331 ；(C) ；(D) 。

7．下列过程中∆S为负值的是哪一个：(A) 液态溴蒸发成气态溴；(B) SnO2(s) + 2H2(g) = Sn(s) + 2H2O(l) ；(C) 电解水生成H2和O2；(D) 公路上撤盐使冰融化。

8．熵是混乱度(热力学微观状态数或热力学几率)的量度，下列结论中不正确的是：(A) 同一种物质的S(g)> S(l)> S(s)；(B) 同种物质温度越高熵值越大；(C) 分子内含原子数越多熵值越大；(D) 0K时任何纯物质的熵值都等于零。

9．25℃时，将11.2升O2与11.2升N2混合成11.2升的混合气体，该过程：(A) ∆S > 0，∆G < 0 ；(B) ∆S < 0，∆G < 0 ；(C) ∆S = 0，∆G = 0 ；(D) ∆S = 0，∆G < 0 。

10．有一个化学反应，在低温下可自发进行，随温度的升高，自发倾向降低，这反应是：(A) ∆S > 0，∆H > 0 ；(B) ∆S > 0，∆H < 0 ；(C) ∆S < 0，∆H > 0 ；(D) ∆S < 0，∆H < 0 。

第3章 化学热力学基础

上一内容 下一内容 回主目录
缸内气体承 受的外压p外
大砖头和两块 小砖头的重量 所致的压力
一块大砖头 的重量所致 的压力
始态
大砖头和一块 小砖头的重量 所致的压力
终态
中间态
图3-1 理想气体恒温膨胀示意图
上一内容 下一内容 回主目录
始态经不同途径恒温膨胀到终态： 一次膨胀过程 p1=405.2kPa 始态 V1=1.00L T1=273K (I) 二次膨胀过程 p1=202.6kPa V1=2.00L T1=273K
途径Ⅰ 始态上一内容 下一内容回主目录终态途径Ⅱ
恒压过程 在状态变化过程中，压力始终恒定 等压变化 p始态=p终态=p环境，而不考虑过程中的压力
恒温过程 在状态变化过程中，温度始终恒定 等温变化 T始态=T终态=T环境，而不考虑过程中的温度
恒容过程 在状态变化过程中，体积始终恒定
绝热过程 体系与环境之间无热交换
dU = δQ ＋ δW
上一内容 下一内容 回主目录
例1. 设有1mol理想气体，由487.8K、20L的始态，反抗恒外压 101.325kPa迅速膨胀至101.325kPa、414.6K的状态。因膨胀迅 速，体系与环境来不及进行热交换。试计算W、Q及体系的热 力学能变△U。
解：按题意此过程可认为是绝热膨胀，故Q=0。 W =―p外△V = ―p外(V2 ― V1) V2 =nRT2 /p2 =(1 × 8.314 × 414.6)/101.325=34( L) W = ―101.325×(34 – 20)= ―1420.48( J)
上一内容
下一内容
回主目录
热力学方法是一种宏观的研究方法。
它只研究大量微观粒子（宏观体系）的平均
行为（宏观性质），而不讨论其微观结构。 本章主要讨论平衡态的热力学，重点掌握化学 反应的热效应计算和自发进行方向的判断。

物理化学 02章_热力学第一定律(三)



因为 所以
p1V1 p2V2 K
p2V2 p1V1 nR(T2 T1) W= 1 1
绝热功的求算 （2）绝热状态变化过程的功
W U CV dT
T1
T2
= CV (T2 T1)
(设CV 与T 无关）
因为计算过程中未引入其它限制条件，所以
该公式适用于定组成封闭系统的一般绝热过程， 不一定是可逆过程。
Th
D(p4 ,V4 , TC )
C (p3 ,V3 , TC )
环境对系统所作的功如
O
Tc
DA曲线下的面积所示。
a
d
b
c
V
Carnot 循环
过程4：绝热可逆压缩
p
A(p1 ,V1 , Th ) B(p2 ,V2 , Th )
D( p4 ,V4 , TC ) A( p1,V1, Th )
Th
D(p4 ,V4 , TC )
表示经节流过程后，气体温度随压 力的变化率。
J-T是系统的强度性质。因为节流过程的 dp 0 ,
所以当：
J-T >0 J-T <0 J-T =0
经节流膨胀后，气体温度降低。 经节流膨胀后，气体温度升高。 经节流膨胀后，气体温度不变。
转化温度（inversion temperature)
Qc ' Tc W Th Tc
式中W表示环境对系统所作的功。
热泵
热泵的工作原理与致冷机相仿。
把热量从低温物体传到高温物体，使高温物体
温度更高。
热泵的工作效率等于：向高温物体输送的热与
电动机所做的功的比值。
热泵与致冷机的工作物质是氨、溴化锂（氟

chapter3化学热力学基础讲解


例： 在大气中的反应均为等压反应。 根据热力学第一定律：ΔU = Q + W 在等温等压，W = -pΔV
ΔU = Qp- pΔV 移项展开得： Qp=(U2+P2V2)-(U1+P1V1) 令 H=U+PV 引入一个新的状态函数H，称为焓 则 ΔH =H2-H1= Qp ΔH称为焓变 结论：在等温等压，不作非体积功的过程中，反应 吸收的热全部用来增加系统的焓。
= 1364 kJ
2018/10/24
27
小结


热力学第一定律： ΔU =Q+W
在等温等容，不作非体积功的封闭系统中：ΔU=Qv 在等温等压，不作非体积功的封闭系统中：ΔH=Qp ΔH 与ΔU的关系： ΔH =ΔU + p外ΔV ΔH 与ΔU的近似换算式：（有气体参与的反应） ΔH =ΔU + n RT
系统对环境做功，功取负值（W<0，系统能量降低）
2018/10/24
14
热力学能
热力学能 即内能，它是系统内部各种形式能量的总和，用
符号U表示，单位J或kJ ，包括系统中分子的平动能、转动
能、振动能、电子运动和原子核内的能量以及系统内部分子 与分子间的相互作用的位能等。 在实际化学过程中，U的绝对值不可能得到!!!!!

例如： 反应 N2(g) + 3H2(g) = 2NH3(g) 反应过程中有1mol N2和3molH2完全反应生成2molNH3。 反应进度变化以N2的物质的量改变量来计算: (0 1) ＝ 1mol
1
以H2的物质的量改变量来计算:
(0 3) ＝ 1mol 3
以NH3的物质的量改变量来计算:
2018/10/24

化学热力学3


U的特点：
① 绝对值无法确定；
② 体系状态发生改变时，体系和环境有能量交换，有 热和功的传递，因此可 确定体系 热力学能的变化值。 ∆U ：可确定，∆U为正表示体系内能增加，为负表示体系 内能减少。
3、 热力学第一定律：
状态1 U1 Q W 状态2 U2
U2 = U1 + Q + W 热力学第一定律数学表达式： ΔU = U2 – U1 = Q + W
rHm0值一定要与化学方程式相对应，单位中的“mol-1”是指“
每摩尔反应”而不是指“每摩尔反应物”. r: reaction， rHm表示化学反应的焓变 m：表示反应进度变化为1mol 0：热力学标准态
书写热化学方程式：
(1) 注明反应的温度和压强条件 (2) 注明反应物与生成物的聚集状态， g-气态； l-液态 ；s-固态 (3) rHm0值与反应方程式的写法有关，如 2H2(g) + O2(g) = 2H2O (g), rHm0= -483.6 kJ· mol-1
3. 过程与途径(process & road）
(1)过程：状态变化的经过的路线称为过程。 a. 等压过程： 压力恒定不变 ΔP = 0； b. 等容过程：ΔV = 0； c. 等温过程： ΔT = 0
d.循环过程：从始态A出发经一系列变化后又回到A
(2) 途径: 完成过程的具体步骤称为途径。
a. 状态1 → 状态2 ： 途径不同，状态函数改变量相同； b. 状态一定时，状态函数有一个相应的确定值。始终态一定 时，状态函数的改变量就只有一个唯一数值。
问题： H是状态函数还是非状态函数？ H呢？
5.2.2 反应热（化学反应的热效应）
在化学反应过程中，当生成物的温度与反应物的温度相同， 化学反应中吸收或放出的热量称为化学反应的热效应。
  1. 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
  2. 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
  3. 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。

例2: C (s) + CO2(g)
C (s) + H2O (g) CO (g) +H2O (g)
2CO(g) CO (g) + H2 (g) CO2 (g) + H2 (g)
K K1 K2
K = K1/K2
⑤ 相对平衡常数Kr与温度有关，因此要注明 Kr的温度条件，通常一个温度下同一化学反应 只有一个Kr。 ⑥ 上述平衡常数与平衡体系各组分分压或浓 度的关系，严格地说只是对于气体分压不太 高，溶质的浓度比较稀的情况下适用。 在气体分压高，溶质的浓度比较高的情况下
2.2.2. 溶液相的反应Kr aA + bB Kr =
gG + dD
([G] / c)g · ([D]/c)d
([A]/ c)a · ([B]/ c)b
溶液中: 物质浓度为cx mol· dm3 物质X的相对浓度为cx /c c为标准浓度 1 mol· dm3
2.2.3. 对于复相反应 Zn (S) + 2H+ (aq)
例2: 在一个10L的密闭容器中,以一氧化碳与水蒸气混 合加热时,存在以下平衡, CO(g) + H2O(g) CO2(g) ＋ H2(g) 在800°C时,若 Kc = 1, 用2mol CO及2mol H2O互相混合,加热到 800°C, 求平衡时各种气体的浓度以及CO转化为CO2 的百分率。
rGT < 0，过程正向自发； rGT > 0，过程逆向自发； rGT = 0，平衡状态。
3.6． rGT:
在任意状态下，体系在某一时刻的自由能变
rGT < 0，过程正向自发； rGT > 0，过程逆向自发； rGT = 0，体系处于平衡状态。
体系处于平衡状态： 0 = rGT + RTlnKTr rGT = RTlnKTr 代入： rGT = rGT + RTlnQTr， 得到： rGT = RTlnQTr/KTr 说明：
2.2.1. 气相反应的Kr a A(g) + b B(g) Kr =
gG(g) + dD(g)
(pG / p)g · (pD/ p)d (pA/ p)a · (pB/ p)b
Kr ： 无量纲 平衡时：气态物质的分压为px 则物质X的相对压力为px / p p 为标准压力，1105 Pa, 1102 kPa
g
d
pG、pD、pA、pB ：分别代表了气态物质A、B 、G、D平衡时的分压.
② 浓度平衡常数
G D KC = a b A B
g
d
③ KP与KC的关系 反应物生成物都近乎理想气体 气态方程 p = cRT 时 v KP = KC(RT) (只应用于单纯气态反应)
B B
P

PNH 3 P

N2
P
P
2

2
H2
P

3

= 1.63 10-5
P Kp = P P
NH 3 H2 NH 3
3
= 1.598 10-15(Pa)-2
∵ Kp
= Kc(RT) △n △n = -2 Kc = Kp/ (RT)-2 = 6.60 10-8mol-2· L2
第四节 化学平衡的计算
（1）利用平衡常数求物质或产物的浓度， 求反应物的转化率。
（2）利用实验数据求经验平衡常数及热 力学平衡常数。
例1: 合成氨反应在500º C建立平衡 p(NH3) =3.53106Pa,
p(N2) = 4.13106Pa, p(H2) = 12.36106Pa, 试分别求该 反应 N2(g) + 3H2(g) = 2NH3(g) 的热力学平衡常 数 KTr 与经验平衡常数Kp，Kc。 解： N2(g) + 3H2(g) = 2NH3(g) 平衡压力/ 106Pa，4.13 12.36 3.53 KTr =
(1).QTr > KTr，rGT > 0 正向反应非自发；
(2). QTr < KTr，rGT < 0 正向反应自发；
(3). QTr = KTr， rGT= 0 体系处于平衡状态
3.7.结论： （1）rGT是化学反应方向性的判据； （2）rGT是化学反应所能进行的限度的标 志，即进行程度； （3）公式G = G + RTlnQT ， G 单位是kJ· mol-1； R：8.314 J· mol-1· K-1； T： K；
当rG = 0时，反应达平衡状态，
此时 QTr 即为KTr，故有：
rGm + RTlnKTr ＝ 0
rGm ＝ - RTlnKTr
2. 溶液相的反应 aA + bB
gG + dD
rGm= rGm+RTln
([G] / c)g · ([D]/c)d ([A]/ c)a · ([B]/ c)b
•例3、计算298K时，反应 H2(g) ＋ CO2(g) pH2 ＝ 4105 Pa, H2O(g) + CO(g)在 pCO2 ＝5104 Pa,
(1) 标准状态下，(2) 起始压力为 pH2O ＝2102 Pa, 该反应的KTr
Kr =
P CO2 P

③ 平衡常数只表现反应进行的程度，即可能 性问题，而不表现到达平衡所需的时间， 即现实性问题； Kr 越大，反应越彻底，反应倾向性越大；
例 2SO2 (g) + O2 (g) 2SO3 (g) 298K时，Kr =3.6 10 24
④多重平衡规则 若干方程式相加(减)，则总反应的平衡 常数等于分步平衡常数之乘积(商) 例1: 2NO (g) + O2 (g) 2NO2 K1 2NO2 (g) 2NO (g) +O2(g) N 2O 4 N2O4 (g) K2 K = K1 K2
g
d
[A]、[B]、[G]、[D]分别代表了物质 A、B、G、D在 平衡时的浓度；
Kc为浓度平衡常数；单位： (mol· dm-3) B B = (g + d) – (a+b)
2.1.2． 对于气相中的反应 aA + bB === gG + dD ① 压力平衡常数
PG PD Kp = a b PA PB
可用于计算rG 的公式有：
rGm ＝ fGm(生成物) - fGm(反应物) 标准态，298 K rGm ＝ rHm - T rSm，标准态, T K
rG ＝ - RTlnKTr ，T温度下的平衡常数
rGT ＝ rH - T rS，任何状态 rGT = rG T + RTlnQTr，任何状态
正反应 逆反应
CO2 + H2
• 可逆反应的进行必然导致化学平衡态的实现。
• 正反应和逆反应的速率相等时反应物和生成物的浓度均
不再发生变化。 • 动态平衡。
第二节 化学平衡常数
2.1。质量作用定律、经验平衡常数
2.1.1． 对于溶液中的反应 aA + bB ===
gG + dD
G D Kc = Aa B b
Kx = [Zn2+]· p(H2)/[H+]2 Kx：Pa· (mol· dm3)1，kPa· (mol· dm3)1， atm· (mol· dm3) 1，
2.1.4． 经验平衡常数(实验平衡常数) 浓度平衡常数、压力平衡常数和杂平衡常数都属 于经验平衡常数(实验平衡常数)
2.2、相对平衡常数(标准平衡常数)(KrT ) 相对浓度或相对压力 相对平衡常数KrT (r表示relative，相对的) 对于反应 a A + b B gG+dD 则相对浓度或相对压力为： pir = pi/p p = 1.013 105 Pa－气体 cir = ci/c c = 1mol · dm-3 －溶液 pxr = px / p cxr = cx / c 表示物质的量的相对大小，是纯数； 平衡时，它们之间数值上的关系定义为相对 平衡常数Kr
②纯固体与纯液态在平衡常数表达式中不出现；
例1： Cr2O72 + H2O Kr = CrO
24
2CrO42 + 2H+
+
例2 ：
H C C 2 Cr2O 7 C Ca CO (s)
2


2
2
3
CaO + CO2
第二章 化学平衡
化学反应研究的重要问题 (1) 反应的方向性； (2) 反应的转化率，化学平衡问题； (热力学问题) (3) 反应所需时间，反应的速率。 (动力学问题)
第一节 反应的可逆性和化学平衡： 反应的可逆性： 在一定条件下，一个化学反应一般既
可按反应方程式从左向右进行，又可从又向左进行。
CO + H2O 化学平衡：
是反应正向进行或逆向进行的标志。 rG = –RTlnKTr ，
3.1. 对于气体反应 a A + b B = g G + d D, (pG / p)g · (pD/ p)d = (pA/ p)a · (pB/ p)b
QTr
各项数值是体系在任意状态下某一时刻的相对压力
rGm = rG m + RTlnQTr
H2 (g) + Zn2+ (aq)
Kr
=
(p(H2)/ p )([Zn2+]/ c) ([H+]/ c)2
2.2.4. 相对平衡常数
对某一化学反应式，以平衡时的反应物及生 成物的相对压力，相对浓度的数值应用到质 量作用定律中，得到唯一的无量纲纯数，称 为该反应在该温度下的平衡常数 ( 相对平衡 常数)