第二章 化学热力学与化学平衡

373.16，Ti = 273.16。对于任意温度，有 T = Ti ⋅ lim
P P = 273.16 lim pi → 0 P pi →0 P i i
ü
国际温标
3
3、 有多少热？－热流与燃素 3.1
ü ü
交互关系与信条（解释）
物体之间的对应关系即是交互作用； 热是不同温度的物体之间的交互作用， 但是什么是 “热”？涉及到热量的定义与测量。 1770 年代， 布莱克 （Joseph Black） 区分了温度和热量、 热容量、 显热与潜热 （latent heat） 。
ü
W净 = Qab
RT1 ln
ü
根据其中的绝热过程 bc 与 da 中体积比和温度比的关系， 有 CV ln (T2 T1 ) = R ln (Vb Vc ) 和 CV ln (T2 T1 ) = R ln (Va Vd ) ， 则 有 (Vb Vc ) = (Va Vd ) ⇒
∆H − ∆U = Q p − Qv = ∆pV Q p − Qv = nR ⇒ C p , m − Cv , m = R T2 − T1
∴ C p − Cv =
6.6
ü
焓
等压时，有 δq = dU + pdV = dU + dpV = d (U + pV ) = dH
6.7
ü
绝热膨胀
隔热时， δq 为零，故有 δW = pdV = − dU = −CV dT ⇒ W = 即绝热过程所作的功可以用温差和等容热容来计算。
3.2
ü ü ü
有多少热发生？－热的量（热量）
英制热单位：BTU，1 磅水从 59.5°F 升到 60.5°F 所需要的热。 卡路里：calorie，1 克水从 14.5°C 升高到 15.5°C 所需要的热。 1 BTU 约 252 calorie。

让生成物及时离开反应体系，使反应物能充分接触。 另外，超声波、紫外光、激光和高能射线等也会对某 些反应的速率产生较大的影响。
2. 4 化学平衡
一、化学平衡常数 1.实验平衡常数 对于一般反应
浓度平衡常数
a A +Bb =dD+eE
c d ( D) c e ( E ) Kc a c ( A) c b ( B)
(2)
起始浓度c 0/（mol· L-1 ） 平衡浓度c /（mol· L-1）
Vi V总
p总=2.03×104 kPa
p(H2)=2.03×104 kPa×66.3%=1.35×104 kPa
p( NH ) / p Q p( N ) / p p( H ) / p
2
3

3
2
2
2.35 103 100 5.00 106 3 4.49 103 1.35 104 100 100
速率的影响并会应用；
• 掌握标准平衡常数的概念及表达式的书写； • 掌握转化率的概念及有关计算和应用； • 运用平衡移动原理说明浓度、压力、温度对化学平衡 移动的影响。
2.1 化学反应速率
反应速率是指给定条件下反应物通过化学反应 转化为产物的速率，常用单位时间内反应物浓 度的减少或者产物浓度的增加来表示。 浓度常用mol.L-1，时间常用s，min，h。 反应速率分为平均速率和瞬时速率两种表示方法。
(2) 方位因素
碰撞理论，较成功地 解释了反应物浓度、 反应温度对反应速 率的影响等，但也 存在一些局限性。
合适 方向 不合适的 方向
化学反应的方位因素
2.过渡状态理论
A +BC A…B…C AB + C

化学平衡的热力学计算热力学是研究能量转化和能量传递的科学，而化学平衡是热力学的一个重要概念。

化学平衡是指在封闭系统中，化学反应的反应物和生成物浓度保持不变的状态。

热力学计算在化学平衡的研究中起着重要的作用。

本文将介绍化学平衡的热力学计算方法及其应用。

一、化学平衡的热力学基础化学平衡具有热力学的基础，其中热力学计算扮演着重要的角色。

热力学计算主要涉及以下几个方面：1. 焓变（ΔH）计算焓变是指化学反应过程中热量的变化量。

根据热力学第一定律，焓变的计算可以通过反应物和生成物的热容、热量和反应的摩尔数来实现。

其中，热容是物质在温度变化下所吸收或释放的热量，通过实验测量或计算得到。

2. 熵变（ΔS）计算熵变是指化学反应过程中体系混乱程度的变化。

根据热力学第二定律，熵变的计算可以通过反应物和生成物的摩尔熵来实现。

摩尔熵是物质在给定温度下的熵，通过实验测量或计算得到。

3. Gibbs自由能变化（ΔG）计算Gibbs自由能变化是判断化学反应是否可逆的重要指标。

根据热力学第三定律，Gibbs自由能变化的计算可以通过焓变和熵变来实现。

具体计算公式为ΔG = ΔH - TΔS，其中T为温度。

二、化学平衡的热力学计算方法对于化学平衡的热力学计算，常用的方法包括以下几种：1. 使用热力学数据表热力学数据表中包含了各种物质的热化学性质数据，例如热容、标准摩尔焓、标准摩尔熵等。

通过查找热力学数据表，可以获得所需物质的热力学参数，从而进行计算。

2. 应用Hess定律Hess定律是指当化学反应可以用多个步骤进行描述时，反应的焓变可以通过各个步骤的焓变之和来计算。

通过将反应按照不同步骤进行分解，再计算分解后各步骤的焓变，最终求得整体反应的焓变。

3. 利用反应热平衡常数反应热平衡常数是指在化学平衡时，反应物和生成物浓度的比值。

根据热力学计算公式，可以通过已知的反应热平衡常数和反应物、生成物摩尔数来计算焓变、熵变和Gibbs自由能变化。

2.1.4 Jeffes图－PCO/PCO2标尺 PCO/PCO2标尺图的画法：
为了更方便地使用氧势图判断氧化物被CO还原的情况， Jeffesz在氧势图上增加了PCO/PCO2标尺
2CO O2 (101325 Pa) 2CO2

△Go=-58150+167.78T
p CO2 1 DG RT ln 2 RT ln p O2 2 RT ln p CO2 p CO 2 p O2



直线的位臵
（2）在同一温度下，若几种元素同时与氧相遇，则位臵 低的元素最先氧化。如1673K时，元素Si、Mn、Ca、Al、 Mg同时与氧相遇时，最先氧化的是金属Ca, 然后依次为Mg、 Al、Si、Mn。 ——注意：先氧化是指同样条件，氧化所需的最低氧分压低 （3）位臵低的元素在标准状态下可以将位臵高的氧化物还 原。如1600℃时，Mg可以还原SiO2得到液态硅。
(2) 单元相图的基本类型与特点 对于单元系，C=1；则有：
F 3 P
单相体系：P=1，F=2，自由度为2 两相共存体系：P=2，F=1，自由度为1 三相共存体系：P=3，F=1，自由度为0
O点称为三相点，现在 国际单位规定水的三相 点温度为273.16K， 通常我们说的水的冰点 温度0 0C（ 273.15K）
相图：将一定压力下，温度与组成的关系图，称为相图。
2.1 埃林汉姆（Ellingham）图及其应用
2.1.1 氧势图的形成原理；
2.1.2 氧势图的热力学特征；（特殊的线；直
线斜率；直线位臵）
2.1.3 氧势图的应用（氧气标尺；Jeffes图学
生自学）
2.1 埃林汉姆（Ellingham）图及其应用 2.1.1 氧势图的形成原理