当前位置：文档之家 › 物理化学化学平衡

物理化学化学平衡

  • 格式：pptx
  • 大小：1.83 MB
  • 文档页数：67

下载文档原格式

  / 67

合集下载

物理化学第四章-化学平衡

物理化学第四章-化学平衡

平衡 正向自发
ii (产物) ii (反应物) 逆向自发
自发变化的方向：反应总是从化学势较高的一边流向化 学势较低的一边。
1. 化学反应的限度
所有的化学反应既可以正向进行亦可以逆向进行， 且反应正向进行和逆向进行均有一定的程度，反应 物不会完全转化为产物。
典型例子：
H2(g)+I2(g)↔2HI C2H5OH(l)+CH3COOH(l)↔CH3COOC2H5+H2O
任意化学反应： rGm rGm RT ln Qa
rGm ii (产物) jj (反应物)
(化学反应的吉布斯自由能改变量)
rGm
i
i
(产物)
jj (反应物)
(化学反应的标准吉布斯自由能改变量)
1.rGm 是任意反应系统的吉布斯自由能变化
rGm 是任意反应系统的标准摩尔吉布斯自由能变化
rGm 指产物和反应物都处于标准态时，产物的吉布
斯函数与反应物的吉布斯函数总和之差，称为化学
反应的“标准摩尔Gibbs 自由能变化值”，只是温
度的函数。
平衡时Leabharlann gGhHa
A
b
B
r Gm
若上述反应在定温定压下进行，其中各分压是任意的而 不是平衡时的分压，此时反应的吉布斯函数变化为：
非平衡时
rGm gG hH (aA bB )
B
B
RT
ln( PB
/
P )
g[G
RT
ln(
pG
/
p
)]
h[
H
RT
ln(
pH
/
p
)]
a[
A
RT
ln(

物理化学 第4章化学平衡

物理化学 第4章化学平衡

当 B 0 时 K Kc Kn K y
1/31/2020
祝大家学习愉快，天天进步！
17/114
§４.2-3.有纯态凝聚相参加的理气反应 K
ΔrGm RTln K
J p

B (g)
pB p
(g)
νB(g)
K

B(g)
peq B(g) p
结论：化学反应方程中计量系数呈倍数关系，Δ r Gm
的值也呈倍数关系，而 K 值则呈指数的关系。
1/31/2020
祝大家学习愉快，天天进步！
15/114
§４.2-2.理想气体反应的 K K c K y Kn
气体的组成可用分压力，摩尔分数，浓度表 示，故平衡常数也有不同的表示方法．
K

B

2
(g)

CO
2
(g)
Δ G r m,2 RT lnK 2
(3) CO 2 (g) C(s) 2CO(g) Δ G r m,3 RT lnK3 例 4.5.1
因为： (3) = (1) 2(2)
pB p


B
e
pB yB p
K

B

pB p


B
e

B

yB p
p


B
e
B
y B B
e
B
p

p
B

Ky

p p
B
1/31/2020
祝大家学习愉快，天天进步！
16/114
§４.2—2.理想气体反应的 K K c K y Kn

《物理化学》第三章(化学平衡)知识点汇总

《物理化学》第三章(化学平衡)知识点汇总
《物理化学》重要 知识点
第三章：化学平衡
第三章 化学平衡
化学反应的平衡条件
aA dD
dG SdT Vdp B dnB
B
gG hH
等温等压条件下：
AdnA DdnD GdnG HdnH
dG BdnB
B
35
根据反应进度的定义：
d
$
化学反应的等温方程式
40
平衡常数表示法
一、理想气体反应标准平衡常数
K$
pG pH p$ p$ eq eq p A pD p$ p$ eq eq
a d
g
h
K $ (1)
pNH3 $ p
g h nG nH a d nA nD


项减小，温度不变时， K
$
为一常数，则
项增大，平衡向右移动。
谢谢观看！！！


p Kn K p nB B
Kn
与温度、压力及配料比有关
45
复相化学反应 在有气体、液体及固体参与的多相体系中，如果凝聚相 （固相及液相）处于纯态而不形成固溶体或溶液，则在常 压下，压力对凝聚相的容量性质的影响可以忽略不计，凝 p p CaCO (s) CaO(s) CO ( g ) K p p 聚相都认为处于标准态。因此，在计算平衡常数时只考虑 气相成分。
$
$ ln K $ r H m 0, 0 T $ d ln K $ 0 r H m 0, dT
$ ln K $ r H m T RT 2 p
K $ 随温度的升高而增加 K
$
随温度的升高而降低

物理化学 4第四章 化学平衡

物理化学 4第四章 化学平衡

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∨∆Bn （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 ∂∂,)(ξG=∑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=OB μ + RTlna B代入式（4-2），得：Δr G m =∑νB OB μ + RTlnQa（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)。

标准平衡常数(standard equilibrium constant) 表示反应所能达到的最大限度，单位是1，用OK(上角标“Ө”表示处于标准态)表示，也称为热力学平衡常数，表达式为：OK = (Q a )eq = (d Da A r Rg G a a a a ⋅⋅)eq （4-5）O K 越大，则反应进行的程度越大。

物理化学 第五章 化学平衡.ppt

物理化学 第五章 化学平衡.ppt

G

T
＜0；A＞0；ΔγGm＜0
.P
；反应正向进行；
G


T .P
=0； A=0；ΔγGm=0 ； 化学平衡
G


T .P
＞0；
A＜0；ΔγGm＞0；反应逆向进行；
2. 化学反应等温方程及平衡常数
对于理想气体反应
aAg+bBg
gGg+hHg
平衡转化率=某反应平衡时反应消耗原料的量/反应 开始投入原料的量×100%
产率=转化为指定产物的某反应物的量/该反应物的 原始量×100%
例1 已知反应
CO(g) H2O(g) H2 (g) CO2 (g)
在800℃时 K O 1
（1）若将等摩尔CO和H2O（g）在800℃反应。求平衡时CO的转化率和摩 尔分数。
ΔγGm=∑νBμB =gμG+hμH-aμA-bμB

gG hH aA bB
RT
ln

PG P

PA P
g

a

PH P
PB P
h
b


BB

RT
ln


PB P


B

令
Jp



PB P
4. 复相反应的平衡常数
对于复相反应 aA(g)+bB(l) hH(g)+gG(s)
∵l. s的化学势与P无关, μB(l或s)=μBθ
经推导, ∴ Kθ=∏(PB/Pθ)gνB 只与气体物质有关
1、Kθ与反应式写法有关。 反应式系数×2，平衡常数平方； 反应式系数÷2，平衡常数开方； 两反应式相加，平衡常数相乘； 两反应式相减，平衡常数相除；

物理化学PPT化学平衡

物理化学PPT化学平衡
* B * B p * B
p
B (T , p, xB ) x,B (T ) RT ln ax,B
如果溶质浓度用质量摩尔浓度表示，得： mB □ B (T , p, mB ) B (T , p) RT ln m □ B (T , p, mB ) B (T , p ) RT ln am,B
（2）在理想稀溶液中，溶质服从Henry定律：
* B (T , p, xB ) B (T , p) RT ln xB
若对Henry定律发生偏差，得
* B (T , p, xB ) B (T , p) RT ln ax,B
(T , p) (T , p ) VBdp (T , p )
显然，
B (T , p, xB ) B (T , p, mB ) B (T , p, cB )
但是
x,B (T ) m,B (T ) c,B (T )
§6.3 平衡常数的表示式
一、气体反应的经验平衡常数
对于理想气体

h H e E
K f Kp
仅是温度的函数。
对于任意反应
dD eE gG hH
g h
( fG / p ) ( fH / p ) r Gm r Gm (T ) RT ln d e ( fD / p ) ( fE / p )
r Gm (T ) RT ln Q f
化学反应等温方程式
Q f 称为“逸度商”。
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。
三、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。定义化学亲和势A为：

物理化学 第五章 化学平衡

B
压力商Jp： 前式中的后一项的加和Σ υ BRTln(pB/pθ )可以用 乘积的形式表示： Σ υ BRTln(pB/pθ )=RTΣ υ Bln(pB/pθ ) B B =RTlnП (pB/pθ )υ B B 式中，П (pB/pθ )υ B为各反应物及反应产物的 B (pB/pθ )υ B的连乘积，称为压力商，用Jp表示。
←Δ rGm=(əG/əξ )T，p
0
1
图5.1.1 恒温、恒压下G随ξ 的变化
由图中曲线可以看出，在反应开始即ξ =0时，G 值最大；随着反应的进行，反应系统的G值逐渐 降低。曲线上任一点处的斜率(əG/əξ )T，p代表 在 T、p一定且反应进度为ξ 处的反应Δ rGm： Δ rGm=(əG/əξ )T，p 随着反应的进行，ξ 渐渐增大，曲线斜率的绝对 值渐渐变小。反应达平衡时，Δ rGm=0，即反应系 统的G达到极小。所以，恒温恒压不作非体积功 条件下，化学反应的平衡条件为： Δ rGm=(əG/əξ )T，p=0
代入摩尔反应吉布斯函数的关系式中，可得： Δ rGm=(əG/əξ )T，p=Σ υ Bμ θ B+Σ υ BRTln(pB/pθ ) B B 标准摩尔反应吉布斯函数Δ rGθ m： 上式中Σ υ Bμ θ B为各反应组分均处于标准态 B (pθ =100kPa的纯理想气体)时每摩尔反应进度吉 布斯函数变，以Δ rGθ m表示，称为标准摩尔反应 吉布斯函数，即： Δ rGθ m=Σ υ Bμ θ B
调节Jp改变反应方向和反应产率的局限性： Jp的可调性提供了控制、甚至改变反应方向的可 能性。但是对于Δ rGθ m«0的反应，Kθ »1，反应达 到平衡时反应物的分压几乎为0，因此可以认为 反应能进行到底；而Δ rGθ m»0的反应，Kθ «1，反 应达到平衡时反应产物的分压几乎为0，可以认 为反应不能发生；只有Δ rGθ m接近于0的反应， Kθ 与1相差不太大时，才有可能通过调节Jp来改 变化学反应的方向和影响反应的产率。

物理化学：05 化学平衡


B(T )
RT
ln
fB P
K
f
fG P
fD P
g
d
fH P
fE P
h
e
(2)液相反应
a) aA(l) bB(l) gG(l) hH(l)
如果参加反应的物质是构成理想溶液，物质的化学势
表示式：
B
B
RT
ln
B
代入
K
G g H h A a B b
如果参加反应的物质均溶于一溶剂中，而溶液为稀
2、用作判据
化学反应等温式主要用作判据。等温方程式可以判断
一个化学反应是否能自发进行。因为用 rGm 作判据，
在等温、等压、只作膨胀功（体积功）不作其它功的情况
下，如果一热力学过程的：
G 0 G 0 G 0
能自发进行 达平衡 反应不能自发进行
将此结论推广应用于任意一气相反应，则从 等温方程式可以看出：
平衡时：CaO(s) CO2 ( g ) CaCO3 (s) 0
对于凝聚相（液体或固体），其化学势随压力变化不
大，并且凝聚相均处于纯态不形成固溶体或溶液。则
CaO(s)
CaO( s )
CaCO3 (s)
CaCO3 (s)
CO2 ( g )
CO2 (T )
RT
ln
PCO2 P
P )
P2 SO3
P P 2
SO2
O2
(1/
(1/ P )2 P )2 (1/ P )
KP
1 P
2 ( 2 1)
KP
(P
B )B
B
PB P
B
B＝产物的系数和－反应物的系数和 B
K

物理化学化学平衡


5. 实验结束后，整理 数据并进行分析。
4. 开始反应，并定时 记录反应物和生成物 的浓度变化。
数据处理与分析
数据整理
将实验过程中记录的浓度数据整理成表格，包括反应 条件、初始浓度、平衡浓度等。
数据分析
根据实验数据计算转化率和平衡常数，分析不同条件 对平衡的影响。
结果表达
将数据分析结果以图表形式表示，便于直观比较不同 条件下的变化趋势。
热力学第二定律
熵增加原理，即在一个封闭系统中，自发反应总是向着熵 增加的方向进行，也就是说，自发反应总是向着混乱度增 加的方向进行。
热力学第三定律
绝对熵的概念，即绝对熵等于0的物质不存在，也就是说 ，绝对零度也不可能达到。
动力学基础
反应速率的概念
反应速率是指化学反应在单位时间内所进行的程度，通常用反应 物浓度的变化量来表示。
平衡常数的计算方法
通过实验测定反应物和生成物的浓度，代入平衡常数表达式进行计 算。
平衡常数的意义
平衡常数是化学反应的重要参数，可以用于判断反应进行的方向和 程度，以及预测反应在不同条件下的行为。
02
化学平衡的移动
浓度对化学平衡的影响
总结词
当反应物或生成物的浓度发生变化时，化学平衡会发生移 动。
详细描述
实验原理
基于化学平衡的基本原理，通过改变反应条件（如温度、压 力、浓度等），观察反应物和生成物的浓度变化，从而确定 平衡常数。
实验设计与操作
实验步骤 1. 准备实验器材和试剂，包括反应容器、温度计、压力计、浓度计等。
2. 按照实验要求配制反应物溶液，并放入反应容器中。
实验设计与操作
3. 设定实验条件（如 温度、压力），并记 录初始浓度。

物理化学第三章化学平衡




恒压下两边对Ｔ求导得
rG m / T T



R

d ln K dT


rH T
2

m
即
d ln K dT


rH m RT
2
――等压方程微分式

3-5 化学反应等压方程―Ｋ 与温度的关系
二、积分式 设ΔrHm 不随温度变化，前式积分得：

ln K T

为比较金属与氧的亲和力，不是用氧化物的ΔfGm 而

是用金属与1mol氧气作用生成氧化物时的ΔGm ：

2x y
M (s) O 2 ( g )

2 y
M xO
y
常见氧化物的 G m T 参见下图。
Gm T

3-8
0 -100 -200 -300 -400

图及其应
Fe3O4 Co K Zn Cr Na Mn V C CO Al Ni

3-2 复相化学平衡
(1)ΔrGm (298)==178-298×160.5×10-3=130.2(kJ/mol)

p(CO2)/p = K = exp(-

130 . 2 1000 8 . 314 298
)=1.5x10-23
p(CO2)= 1.5×10-18(Pa)
(2) ΔrGm (1110)=178-1110×160.5×10-3=0
3-7 平衡组成的计算
二、已知平衡组成计算平衡常数
例题：在721℃、101325Pa时，以H2 还原氧化钴(CoO) ，测得平衡气相中H2的体积分数为0.025；若以CO还原 ，测得平衡气相中CO的体积分数0.0192。求此温度下 反应 CO(g)+H2O(g)=CO2(g)+H2(g) 的平衡常数。 分析：乍一看所求反应与题给条件无关，但将两个还 原反应写出来，可以找到他们之间的关系。
  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)。

§6.2 化学反应等温方程式和平衡常数 1.气相反应 设气相反应:
dD eE fF gG
rGm ( ) B B
B
( gG hH ) (dD eE )
而
fB B (T ) RT l n θ p
θ B
第六章 化学相平衡
第六章 化学相平衡
物理化学电子教案
3. 化学反应过程的Gibbs自由能变化 ——化学平衡的普遍性 根据热力学原理: 当反应物的化学势总和大于 产物的化学势总和,反应就能自发进行; 但为什么不 能进行到底, 平衡后就不在进行？
恒温恒压下, 设有一气相反应:
、p恒定 A(g)T B(g)
t = 0 时: nA,0 = 1mol t 时刻: nA = 1 - nB = 1- ξ
nB,0 = 0 n B =ξ
第六章 化学相平衡
物理化学电子教案
此时反应系统的Gibbs自由能为:
G nA A nB B
pA pB θ nA ( RT ln θ ) nB ( B RT ln θ ) p p pxA pxB θ θ ( nA A nB B ) RT ( nA ln θ nB ln θ ) p p
◆平衡后, 体系中各物质的数量按一定的比例关系不再 改变. 一旦外界条件改变, 平衡状态就要发生变化. ◆ 平衡状态从宏观上看是静态,实际上是一种动态平衡. ◆ 实际生产中需要知道: ①如何控制反应条件, 使反应 按人们所需要的方向进行; ②在给定条件下, 反应进行的最 高限度是什么?
第六章 化学相平衡
θ A
若 p = pθ时:
θ θ G (nA A nB B ) RT (nA ln xA nB ln xB )
θ θ [(1 )A B ] RT[(1 ) ln( 1 ) ln ]
G纯 G混
第六章 化学相平衡
物理化学电子教案
极小值.
第六章 化学相平衡
物理化学电子教案
即 或
G θ θ ( B A ) RT ln1 0 T,p
1 θ θ RT ln （ 1） B A
极小值为:
所以 0 <ξ< 1, 可见, 任一反应都不能进行到底, 只能进行到ξ0 (ξ0< 1)处为止, 当ξ0 接近1时, 产物愈 多; ξ0 接近0时, 产物愈少.
物理化学电子教案
§6.1 化学反应的自发方向和限度 1. 化学反应的或平衡条件 对任一反应: 0 BB
B
当反应系统 (封闭系统)发生微小量变化时(本章 均设无非体积功):
dG SdT Vdp BdnB
B
恒温、恒压条件下:
B
dGT,p BdnB
将 dnB Bd 代入得:
第六章 化学相平衡
物理化学电子教案
化学平衡是研究化学反应体系的平衡问题 ( a) 化学反应的方向和限度 ( b) 各种状态反应的平衡常数表示式 ( c) 各种条件对化学平衡的影响
第六章 化学相平衡
物理化学电子教案
大部分化学反应可以几乎同时朝正、反两个方 向进行, 在一定条件 (温度, 压力, 浓度)下, 当正反两 个方向的
θ ∴ rGm [ g( G RT ln
物理化学电子教案
fG fH θ ) h( H RT ln θ ) ] θ p p fD fE θ θ [d ( D RT ln θ ) e( E RT ln θ ) ] p p
2. 化学反应自发方向的判据和亲和势 上式可作为反应方向的判椐 (ΔrGm作为反应趋 势的度量), 即 0时, 向 右 自 发
G rGm B B 0时, 向 左 自 发 T,p B 0时, 反 应 达 平 衡
(平衡条件之一)
— 摩尔Gibbs自由能变. 也可以写为:
G B B B T , p
此式意义, 指恒温、恒压条件下, 在有限量系 统中反应进行 dξ摩尔时所引起系统的Gibbs自由 能变化. 同样认为系统的组成不变, μB 为常数.
第六章 化学相平衡
物理化学电子教案
B
dGT,p B Bd B —dG 决定于反应进度.
第六章 化学相平衡
物理化学电子教案
设在无限大量系统中按反应计量关系进行ξ= 1mol反应, 这样反应系统的组成不变,μB为常数. 从 ξ=0到 1mol积分:
rGm ( )

1 0 B
B
Bd B B
B
G 再者由图看出,ξ0 之左 , ξ0 之右, 0 T,p G 0, 表明了反应进行的趋势. T,p
1 θ θ B A e xp RT
1
第六章 化学相平衡
物理化学电子教案
定义化学反应的亲和势为:
G A B B B T,p
这一定义是德唐德(De Donder)给出的, 就是说反应的 趋势只决定于系统变化的始、终态, 与途径无关. 亲和势取 负值,意指“势”为正值.对于一自发反应, A > 0; 反应到终 态, A = 0; 不能 A < 0.
现以G ～ξ作图(见下图):
由图看出, 反应过程中G总是小于纯态的Gibbs 自由能,而且在 G ～ξ图中总会出现一极小值,即最 低点“ξ0” 的位置.
下面确定最低点“ξ0” 的
值:
G ∵ 最低点时: 0 T,p 2G 1 当 2 (1 ) 0 时, 有 T,p