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文档简介
第三章 化学热力学与化学平衡 1. 两种物质放在一起,能否发生化学反应? 2. 若不能发生反应,需改变什么条件才能进行? 3. 若能发生,反应过程中能量变化如何? 反应能进行到什么程度(最大限度)? 如何提高反应产率 等等? 通过下一章的学习,我们将能够找到答案。 本章教学要求 1了解化学变化过程中的热效应、恒容反应热和恒压反应热 的概念与测定;会写热化学方程式; 2初步了解焓的概念,知道焓变是化学反应自发过程的一种 驱动力; 3会进行有关热化学的一般计算; 4初步了解熵、熵变和绝对熵的概念,知道熵变是化学反应 的自发过程的另一种驱动力; 5初步了解热力学第一、第二、第三定律的概念; 6初步了解吉布斯自由能及吉布斯-亥姆霍兹方程,初步学会 用其判据化学反应的自发性; 7掌握化学平衡状态及标准平衡常数概念,会进行简单的化 学平衡移动判断及有关计算。 3.1 热力学概论 3.1.1 什么是化学热力学? 热力学是研究各种形式能量相互转化时遵循 的规律。将热力学原理和方法用于研究化学问题 产生了化学热力学(Chemical thermodynamics), 主要回答诸如化学反应过程中吸收或放出的热量 、化学反应的自发性(即两种物质之间能否发生 化学反应)以及化学反应的限度(反应完成之后反 应物的量与产物的量之间的关系)等化学家十分 关注的一类基本问题。 3.1.2 热力学的方法和局限性 热力学方法 研究对象是大数量分子的集合体,研究宏 观性质,所得结论具有统计意义。 只考虑变化前后的净结果,不考虑物质的 微观结构和反应机理。 能判断变化能否发生以及进行到什么程度 但不考虑变化所需要的时间。 局限性 不知道反应的机理、速率和微观性 质,只讲可能性,不讲现实性。 3.1.3 热力学的基本概念 体 系(system):被研究的直接对象 环 境(environment): 体系外与其密切相关的部分 敞开体系(open system):与环境有物质交换也有能量交换 封闭体系(closed system):与环境有能量交换无物质交换 孤立体系(isolated system):与环境无物质、能量交换 体系和环境 (system and environment) 状态(state):当体系的各种宏观性质都有一定的值时 是由系统所有的物理性质和化学性质决定的,这些性质 都是宏观的物理量。状态是体系各种性质的综合表现;各种 性质之间是相互联系的,其变化并不是孤立的。 如:pv=nRT(气态方程) 体系状态确定后,体系的各种性质都有确定值; 体系状态改变后,体系的性质会发生改变。 若把状态作为自变量,体系的性质就是因变量。. 状态函数(state function) 由体系状态所决定的体系本身所固有的性质统称为状态函 数。它是用来 描述系统状态的宏观的物理量。 体系的一些性质,其数值仅取决于体系所处 的状态,而与体系的历史无关;它的变化值仅取 决于体系的始态和终态,而与变化的途径无关。 具有这种特性的物理量称为状态函数。 状态函数的特性可描述为:异途同归,值变 相等;周而复始,数值还原。 状态函数在数学上具有全微分的性质。 状态函数 (state function) 状态函数的基本性质: 1)系统状态一定,状态函数具有确定值 2)系统的状态发生变化,状态函数值就可能改变,但状态函 数的变化值只取决于始态和终态,而与中间变化过程无关。 AA2 A1 3)当系统恢复原状时,状态函数也恢复原状,状态函数的改变 量为零。 A0 以上三条性质是判断一个化学量是否为状态函数的依据。 4)任何状态函数的改变量A都不是状态函数 例如:人的体重;白细胞数;体重改变量 状态函数分类: (1)广度性质(extensive property) 其数值的大 小与物质的多少有关,在一定的条件下,这类性质 具有加合性。 如体积V,物质的量n,质量m及后面 将介绍的热力学能、焓、熵、自由能等。 (2)强度性质(intensive property) 其数值的大小 与物质的多少无关,在一定的条件下,这类性质不 具有加合性。 如温度、压力、密度等,这些性质没 有加合性。例如50的水与50的水相混合水的温 度仍为50。 过程和途径 (process W的单位是能量单位(J; KJ) 按照体系是否反抗外压做功将功分为: 以气缸中的理想气体为例说明体积功的计算 We= - F L= - P外 A L = - P外 V (F为活塞受到的外力;A为活塞面积;L为活塞移动的距离) * 化学反应中的体积功 化学反应大都发生在敞开体系中。反应前后温度 相同,可以当作等温、等压过程。其等温,等压过 程中的体积功经推导为: We= P外 V=P(V2-V1) 对于任意的气相化学反应: aA+bB=dD+eE We= P外 V=- nRT=(a+b-d-e)RT 1) 对于一个等容的化学反应V0, We=0 2)对溶液,固体反应 V 0, We 0 3)对于气体反应,等温等压过程We= nRT 400kPa,1L,273k100kPa,4L,273k 理想气体从p1,v1,T状态经等温过程膨胀到p2,v2,T状态。 经过三种途径膨胀,其体积功分别为: 1)一次膨胀,P外100kPa ,We= - P外* V=-300J J? 2) 两次膨胀P外分别为200和100kPa, We= -400J 结论! 3) 可逆膨胀(无限多次膨胀),经积分计算得 We= -560J, 结论是什么? 结论:以上结果说明功不是状态函数 ,它的数值与所经历的过程有关。等温 可逆过程系统对外作功最大。 可逆过程(reversible process): 能够反向进行并完全恢复原来状态而不对外界 造成任何影响的热力过程。 是理想化的过程。 如果每一步膨胀时,外压仅仅比内压相差无穷 小dp,这时,每一步膨胀过程系统都无限接近于 平衡态,经过无穷个步骤达到终态。当然这种过 程所需时间要无限地长。这种过程系统对外做的 功最大。常用符号Wr表示(下标“r”表示“可逆”)。 等温可逆过程的共同特征: (1) 等温可逆过程系统对外作功最大。 (2) 由于可逆过程中的每一步都无限接近于平衡 态,因此,若沿可逆过程系统由始态变到终态, 而沿同样的路线,还可由终态变为始态,不仅使 系统复原,环境也同时复原。 (3)可逆过程是一个时间无限长的,不可能实现 的理想过程。 (实际发生的过程都不是可逆过程) 焦耳(Joule)和迈耶(Mayer)自1840年起,历经20 多年,用各种实验求证热和功的转换关系,得 到的结果是一致的。 即: 1 cal = 4.1840 J 这就是著名的热功当量,为能量守恒原理提供 了科学的实验证明。 Q得 + Q失 = 0 (2) 能量守恒定律(the law of conservation of energy) 自然界的一切物质都具有能量,能量有各种不同形 式,能够从一种形式转化为另一种形式,但在转化过程 中,能量的总值不变。 热力学的基础 热功当量(扩展) 热力学能 (内能, U) : 体系内所有微观粒子的全部能量之和。 U 是状态函数,热力学能变化只与始态、终态有关 ,与变化途径无关;内能具有广度性质(其多少与物 质的量有关);至今尚无法直接测定,只能测定到 U。只要始终态确定, (3) 热力学能(thermodynamic energy) (重点 ) U1和U2不能确定,但可以衡量体系状态变化 过程中体系与环境之间的能量交换或传递 内能它包括平动动能,分子间吸引和排斥产生的势能 ,分子内部的振动能和转动能,电子运动能,核能等等。 但不包括系统整体的动能和整体的位能。由于微观粒子运 动的复杂性,至今我们仍无法确定一个系统内能的绝对值 。 对于封闭体系热力学第 一定律为: 得功W 热力学第一定律(The First Law of Thermodynamics) -能量守恒和转换定律能量守恒和转换定律 热力学第一定律的实质是能量守恒与转化定律,说明热 力学能、热和功之间可以相互转化,但总的能量不变。 第一类 永动机 是不可 能制成 的。 热力学体系内物质的能量可以传递,其形式可以转换,在 转换和传递过程中各种形式能源的总量保持不变。 W包括We和Wf ,在今后的讨论中,如不 特别指明,W将只表示体积功,即We 研究纯物质化学和物 理变化过程中热效应 的学科叫热化学。 (4)热效应(heat effect) 指各类过程中放出或吸收的热量。 化学反应热效应:当生成物与反应物温度相同时 ,化学反应过程中吸收或放出的热量。化学反应 热效应一般称为反应热。 恒(等)容反应热 Qv 恒容过程中完成的反应称恒容反应,其热效应 称恒容反应热QV U = Q + W QV = U 即恒容反应过程中,体系吸收的热量全部用来 改变体系的内能。 U 0 QV 0 吸热反应 U 0 表示反应是吸热反应 H 0. 查表: NH4Cl(s) NH4+ + Cl (aq) S/JK-1mol-1 94.6 113.4 55.2 rSm = 113.4 + 55.2 94.6 = 74.0 JK-1mol-1 由于熵是广度性质,因此计算时要注意乘以反应式中 相应物质的化学计量系数。用附表中的 值及式只 能求得298.15K时的 。但由于温度改变时 , (产物)和 (反应物)的改变相近,可以 近似认为: (T) (298.15K) rHm,rSm 对反应自发性的影响 (1) 反应 2H2O2 (l) 2H2O(l) + O2 (g) rHm = 196.5 kJmol-1 0 H2O2(l)分解的反应在任何温度下都是自发的, 因为它受到H及S两因素的推动。 (2) 反应CO(g) C +1/2O2 (g) rHm = 110 kJmol-1 0 (吸热) rSm = 189.72 Jmol-1 CO(g)不管在任何温度下都不会自发地生成C和 O2,说明这一反应无任何推动力。 (3) 反应CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) rHm = 177 kJmol-1 0 (吸热) rSm = 164.69 Jmol-1 0 这一反应在低温下不能自发进行,逆反应由于放 热,可自发进行,说明rHm是反应正向进行的阻力 ;而高温时,该反应自发进行,说明是反应的熵变推 动了反应进行。 (4) 反应HCl(g) + NH3(g) NH4Cl(s) rHm = 176.89 kJmol-1 0,逆向反应将 自发进行,正向反应不进行。 和 到底如何推动反应进行? G 如果我们把与系统有物质或能量交换的那一部分环境 也包括进去,从而构成一个新的系统,这个新系统可 以看成孤立系统,其熵变为S总。式可改写为: S总= S 系统 +S 环境 0 化学反应一般在等温、等压下进行的,由式有: S 环境 = = - Qr环境 :为可逆过程环境从系统吸收的热,由于是等压过 程,所以Qr环境= -H系统, 因H是状态函数,系统无论按可 逆过程或非可逆过程变化,其 H 都是相同的。 由于都是系统的变化,省去下标“系统”,上式变 为: H TS 0 由于是等温、等压过程,所以改写为: H TS 0 即 ( H TS ) 0 令 则有 G 0 G H - TS 3.4 自由能 反应自发性的最终判据 一、吉布斯自由能 G称为吉布斯自由能(Gibbs free energy),是状 态函数,与焓一样只能测得或计算变化值G , 不能得到G本身。 定义 G = H - TS 二、吉布斯-赫姆霍兹方程 等温等压条件下: G = H TS G(T) = H TS 等温等压条件下任何过程的自由能变G的计算 热力学标准态下等温过程的自由能变G(T)的计算 综合了两种反应自发性驱动力 在定温定压下,任何自发变化总是体系的Gibbs 函数减小 G 0 反应是非自发的,能逆向进行 G = 0 反应处于平衡状态 G代表了化学反应的总驱动力 类 型 G 讨 论 SH高温低温 + 焓减熵增型 + + + + + + + 焓减熵减型 焓增熵增型 焓增熵减型 在任何温度 下正反应都 能自发进行 只有在低温下 正反应都能自 发进行 只有在高温 下正反应都 能自发进行 在任何温度下 正反应均为不 自发进行 G = H - TS 三、自由能分类: 标准生成自由能 fGm 在热力学标准态下,由处于稳定状态的单质生成 1mol纯物质时,反应的自由能变化为该物质的标准 生成自由能。 fGm (物质,相态,T) ,单位:kJmol-1 规定在标准态下:稳定单质的生成自由能 fGm (稳定单质,T) = 0 化学反应的标准摩尔Gibbs自由能为 四、化学反应中过程rGm和rGm的计算 1. 通过公式 2. 通过公式 3. 如果能根据盖斯定律由一组已知反应方程式通过加加 减减的办法得出所要研究的那个反应方程式,就可 根据已知反应的 值, 通过加加减减的办法得出 所要研究的那个反应的 值 。 运用Gibbs方程计算rGm 用标准摩尔生成自由能只能计算298.15K下 的rGm,非室温可用Gibbs方程计算rGm 注意到rHm和 rSm是常温的值,因为它们 受温度影响不大。 = T T 说明: 通过rGm的计算,可以判断在标态下 任意化学反应的自发方向。然而实际发生的 化学反应一般不在标态下,故不能用rGm 来判断非标态下化学反应的自发方向,只能 用rGm的大小、正负来判断自发方向,如 何计算非标态下化学反应的rGm呢? 非标准态下自由能的计算非标准态下自由能的计算( ( very important formulavery important formula ) ) 对于任意一反应 a A+b B = d D+e E 在非标准态下进行,即c 不是c (即1mol.L-1);p 不是P ,因此不能用公式来计算此反应的自由能变。 经过严密地热力学推导,非标准态下化学反应的摩尔自 由能变的计算公式: rGmT = rGmT +RTlnQ 化学反应等温式。 式中,rGm是反应的非标准态摩尔自由能变; rGm 是此反应的标准态摩尔自由能变;R 是气体常 数,T 是热力学温度。 Q为“反应商”(压力商、浓度 商),Q 的表达式对溶液反应与气体反应有所不同。 对溶液反应: Q = 对气体反应: Q = 其中 c =1mol.L-1 ; p =100kPa 注意: 1)等温方程式中温度要统一 rGmT = rGmT +RTlnQ 298K时可省略 2)纯液体或纯固体不要写进Q的表达式中。 3)计算时,浓度用C/C , 压力用P/P 代入。 非标态下化学反应自发方向的判断: rGmT 0 1)0 正向自发 2) 0 化学反应达到平衡状态 3) 0 化学反应逆向自发 讨论:1)决定rGmT 大小的因素有两项。当各种物质处于 标态时,Q=1, rGmT rGmT 2) rGmT 的绝对值很大时,自发方向一般由rGmT 得正 负所决定,否则RT lnQ的影响很大。 五、自由能的应用 (1) 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 例1:讨论温度对下列反应的方向性影响 CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) fHm /kJmol-1 1206.9 635.1 393.5 Sm /Jmol-1K-1 92.9 39.7 213.6 fGm /kJmol-1 1128.8 604.2 394.4 解:298K时: rGm 394.4 604.2 + 1128.8 = 130.2 kJmol-1 298K时非自发 rGm rHm - T rSm 0 rHm = 178.3 kJmol-1, rSm = 164.4 Jmol-1K-1 T rHm /rSm = 178.3 103/164.4 = 1111 K 该反应在高温下自发。 例2:下列反应可否用于“固氮”?如可能的话, 温度如何控制? (1) 2N2(g) + O2(g) 2N2O(g) (2) N2(g) + O2(g) 2NO(g) (3) N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) 解: (1) 2N2(g) + O2(g) 2N2O(g) fHm /kJmol-1 0 0 81.6 Sm /Jmol-1K-1 191.5 205.0 220.0 rHm = 163.2 kJmol-1, rSm = 148.0 Jmol-1K-1 rGm rHm - T rSm 0 该反应在任何温度下均非自发 (2) N2(g) + O2(g) 2NO(g) fHm /kJmol-1 0 0 90.4 Sm /Jmol-1K-1 191.5 205.0 210.6 rHm = 180.8 kJmol-1, rSm = 24.7 Jmol-1K-1 自发反应的温度为:rGm rHm - T rSm 0 T rHm /rSm = 180.8 103/24.7 = 7320 K 因此该反应只有在放电的发动机点火的情况下才可 发生。 (3) N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) fHm /kJmol-1 0 0 46.2 Sm /Jmol-1K-1 191.5 130.6 192.5 rHm = -92.4 kJmol-1, rSm = 198.3 Jmol-1K-1 自发反应的温度为: rGm rHm - T rSm 0 92.4 103 + T 198.3 0 T 466 K 但合成氨反应是在高温(773K)和高压(5 107Pa)下反应 (2) 应用热力学函数判断化合物的相对稳定性 化合物的fGm 0为正值时,该化合物是不稳定的 例3 试用fGm 数据判断下列化合物的相对稳定性: HF(g), HCl(g), HBr(g), HI(g) 解: HF(g) HCl(g) HBr HI(g) fGm /kJmol-1 -273.2 -95.3 -53.4 -11.7 H2 + X2 = 2HX fGm越负越稳定,故稳定性次序为: HF(g) HCl(g) HBr(g) HI(g) 前面,我们讨论了在标态和非标态下化学反 应自发方向的判断方法。 对于自发进行的化学反应,它具有自发过程 的三个特征:其中一个重要的特征是,在一定 条件下自发过程都有一定限度。 一个自发进行的化学反应经过足够的时间, 就会达到其最大限度化学平衡状态。 接下来,我们将讨论与化学平衡有关的几个 问题。 3.5.3 平衡移动 Shift of the equilibrium 3.5.1 平衡状态 Equilibrium state 3.5.2 标准平衡常数 Standard equilibrium constant 3.5 化学平衡(重点内容) 化学反应的可逆性 化学反应的可逆性(reversible reaction): 在相同的条件下,既能按反应方程式正方向进 行又能向反方向进行的反应。(指微观过程) 按反应方程式: 从左向右进行的反应为正反应 从右向左进行的反应为逆反应 反应方程式中用双箭头“ ”表 示 正反应 (forward reaction)从左到右进行的反应 逆反应 (reverse reaction )从右到左进行的反应 研究化学平衡就是要讨论可逆反应 的条件以及条件对平衡的影响,使 化学反应朝着更加有利的方向进行 。 H2+I2 2HI H2+I2 2HI H2+I2 2HI 不可逆反应(irreversible reaction): 可逆程度极微小的化学反应,即向右进行得 很完全的反应。 2KClO3 2 KCl + 3 O2 MnO2 (1) 什么是平衡状态?就是 G = 0 或者 v正 = v负 在密闭容器中,可逆反应不能进行到底。 化学反应有可逆反应与不可逆反应之分,但大多数化学 反应都是可逆的。 G = 0 是过程平衡的标志 3.5.1 平衡状态 Equilibrium state 趋向平衡是自发的。 (2) 平衡状态的特征 平衡是动态的 系统各组分无限期保持恒定并不意味着正、逆反应 的终止,只不过朝两个方向进行的速率相等而已。 CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) 平衡时,CaCO3仍在不断分解为CaO和CO2, CaO与CO2 仍在不断形成CaCO3(用放射性同位素14C标记法)。 到达平衡状态的途径是双向的 对上述反应,不论从哪个方向都能到达同一平衡状 态。温度一经确定,CO2的平衡压力也就确定,在该压 力下产生CO2的速率等于它转化为CaCO3的速率。 平衡状态是两种相反趋势导致的折中状态 两种相反趋势是指系统总是趋向最低能量的趋势 和趋向最大混乱度的趋势。CaCO3中的C原子和O原子 高度有序,由其形成的 占据着晶格中的确定位置 。分解反应相应于将 以CO2气体分子形式游离出 来,游离出来的气体分子能运动于反应容器的整个空 间。与 中禁锢的CO2相比,气态CO2分子的混乱度 更高。如果只有熵变这一因素,CaCO3将会完全分解 。然而CaCO3的分解为吸热过程,熵变有利的这一反 应焓变却不利。逆反应的情况恰好颠倒过来: 熵变不 利而焓变却有利。可以认为,平衡系统中CO2的分压 反映了两种趋势导致的折中状态。 K 1 标准平衡常数的表达式 aA + bB cC + dD 3.5.2 标准平衡常数 Standard equilibrium constant b 为各物质的质量摩尔浓度,b 是溶质的标准态活度。 c 为各物质的摩尔浓度,c 是溶质的摩尔浓度量纲。 b. 对于溶液反应体系 K = = p 是各物种分压 p 是气态物质的 标准态压力 a. 当四种物种都是气体时,用各物质的分压表示。 K = c.对于多相反应 aA(s) + bB(aq) cC(aq) + dD(g) d. K = = 2 关于标准平衡常数的注意事项 a. 平衡常数的表达式应与化学方程式相对应。 2H2 (g) + O2 (g) 2H2O (g) K1 H2 (g) + 1/2O2 (g) H2O (g) K2 b. 同一平衡系统,正反反应的平衡常数互为倒数。 2NO (g) + O2 (g) 2NO2 (g) K1 2NO2 (g) 2NO (g) + O2 (g) K2 K2 = (K1)1/2 K1K2 = 1 c. 如果总反应的方程式由几个反应方程式相加得到,总反应 的标准平衡常数等于各组成反应方程式平衡常数的乘积。 2NO (g) + O2 (g) N2O4 (g) K = 2NO (g) + O2 (g) 2NO2 (g) K1 = 2NO2 (g) N2O4 (g) K2 = K1 K2 = K d. 平衡常数与反应速率的关系 aA + bB cC + dD K = k正/k逆 请自己推导 k正 k逆 G 在稀溶液中进行的反应,若溶剂参与反应,由于 溶剂的量很大,浓度基本不变,可以看成一个常数 ,也不写入表达式中,如: F 如果在反应物或生成物中有固体或纯液体,不要 把它们写入表达式中。 = K 值越大,化学反应向右进行得越彻底。因此标准平 衡常数是一定温度下,化学反应可能进行的最大限度的量 度。 K 是单位为一的量。 K 只与反应的本性和温度有关 ,温度改变,则K 会改变; K 与反应中反应物、产物的 起始浓度或分压无关。 K 是无量纲的量 K 是温度的函数,与浓度、分压无关 Question 5 2GeO (g) + W2O6 (g) 2 GeWO4 (g) 开始 pB/kPa 100.0 100.0 0 变化 pB/kPa -98.0 98.0 平衡 pB/kPa 100.0-98.0 100.0 98.0 p(GeO) = 100.0 kPa 98.0 kPa = 2.0 kPa p(W2O6) = 100.0 kPa - kPa = 51.0 kPa Solution 恒温恒容下, 2GeO (g) +W2O6 (g) 2 GeWO4 (g) 若反应开始时,GeO 和 W2O6 的分压均为100.0 kPa, 平衡时 GeWO4 (g) 的分压为 98.0 kPa。求平衡时GeO和 W2O6的分压以及反应的标准平衡常数。 3 实验平衡常数(experimental equilibrium constant) 对于任意溶液中的反应: 当反应达到平衡时, Kc称为浓度平衡常数。 对于气体反应,平衡时: Kp 称为压力平衡常数。 当a+b=d+e时,Kc和Kp 单位为1, Kc 、Kp与 K 在数 值上相等; 当a+bd+e时,Kc和Kp有单位 。 Kp与 K 在数值上不相 等。 Kc和Kp均称为实验平衡常数。实验平衡常数值越大, 化学反应向右进行得越彻底。 标准平衡常数 与实验平衡常数Kc和Kp的区别和联系: 1、 Kc和Kp可能有单位,而 单位为1 2、 Kc只用于溶液中,与 数值相等; Kp只用于气体中,与 数值常常不相等: 适用于任何反应 3、 在热力学中应用, Kc和Kp在实践中应用较多 反应商 (Q) aA + bB cC + dD 反应商表达体系任一非平衡状态的浓度关系。 4 用标准平衡常数判断自发反应方向 rGm(T) = rGm(T) + RTlnQ 当体系达到平衡时, rGm(T) = 0,Q = K rGm(T) = RTln K 指定温度下,非标准状态反应的自由能变。 Q K 时,逆反应占主导地位直至反应达到平衡。 rGm(T) = RTln K+ RTlnQ rGm(T) = RTln (Q/K) 如果反应商Q不等于K ,就表明反应系统处于非平 衡态,此系统就有自动向平衡态运动的趋势 例:反应 CCl4 (l) + H2 (g) = HCl (g) + CHCl3 (l) 已知rHm(298K) = 91.34 kJmol-1, rSm(298K) = 41.5 JK-1mol-1 求:(1) 标准反应自由能变化值rGm (2) 反应的标准平衡常数 (3) 非标准状态p(H2) = 1.0 106 Pa 和p(HCl) = 1.0 104 Pa的反应自由能变化值rGm 解:(1) rGm rHm - T rSm = 91.34 kJmol-1 298K 0.0415 JK-1mol-1 = 103.8 kJmol-1 (2) rGm(T) = RTlnK = 2.303RTlgK lgK = 18.8, K = 1.5 1018 (3) rGm(T) = rGm(T) + RTlnQ = rGm + RTlnp(HCl)/p/p(H2)/p = 103.8 kJmol-1 11.4 kJmol-1 = 115.2 kJmol-1 多重平衡: 在一定条件下,在一个反应系统中一个或多个 物种(species)同时参与两个或两个以上的化学反应 ,并共同达到化学平衡,这叫多重平衡(multiple equilibrium) 。 多重平衡的基本特征是参与多个反应的物种的 浓度或分压必须同时满足这些平衡。 下面以H3PO4在水溶液中的质子转移平衡体系 为例加以说明。 (1)H3PO4 + H2O H3O+ + H2PO4- (2) H2PO4- + H2O H3O+ + HPO42 - (3) HPO42 - + H2O H3O+ + PO43 - 总反应:H3PO4 + 3H2O 3H3O+ + PO43 - H +同时参与了(1)、(2)、(3)的平衡,它的浓度要同时满 足这三个平衡,因为溶液中只有一个浓度。自由能G是具有广 度性质的状态函数,其具有加合性。H3PO4的总解离反应 =(1)+(2)+(3),则: 即H3PO4的总的解离常数等于各步解离常数的积。 = = = + 在多重平衡系统中,如果一个反应由两个或多个反 应相加或相减得来,则该反应的平衡常数等于这两个或 多个反应平衡常数的乘积或商-多重平衡规则 平衡移动的总原则 -吕查德里原理 (1884) 如果一个平衡体系受到温度、压 力或组分摩尔数等变化的影响, 体系将向减少此影响的方向移动 。 Henri LeChtelier (1850-1936) 3.5.3 平衡移动 Shift of the equilibrium 化学平衡的移动: 由于化学平衡的条件变化导致化学平衡移动的过程 。 (1) 浓度对平衡的影响 增大反应物浓度,平衡将沿正反应方向移动; 减小反应物浓度,平衡将沿逆反应方向移动。 对于 A + B C + D 反应 由于反应的rG 一定,该反应的自由能与反应商的关系为 rG = rG + RTlnQ = RTlnK + RTlnQ = -RTln + RTln 平衡态浓度 非平衡态浓度 达到平衡时相等 增加A和B的浓度或减小C和D的浓度,Q K,rG 0,逆向移动。 当c(Ag+) = 1.00 10-2mol L-1, c(Fe2+) = 0.100 mol L-1, c(Fe3+) = 1.00 10-3 mol L-1时反应向哪一方向进行? Solution 计算反应商,判断反应方向 Question 6 , 反应正向进行 反应 Fe2+(aq)+ Ag+(aq) Fe3+(aq) +Ag(s) 25时的 = 3.2。 (2) 压力的影响 压力变化对平衡的影响实质是通过浓度的变化起作 用。改变压力对无气相参与的系统影响甚微。 即 ,导致反应向生成氨的方向移动 。 如果平衡系统的总压力增至原来的2倍, 则 3 H2(g) N2(g) 2 NH3(g) 1. 压力对固相或液相的平衡没有影响; 2. 对反应前后计量系数不变的反应,压力对它们的平衡也 没有影响; 3. 反映前后计量系数不同时: 增大压力,平衡向气体摩尔量减少的方向移动; 减小压力,平衡向气体摩尔量增加的方向移动。 请自己推导。 例: 325K时,设反应N2O4(g) = 2NO2(g)平衡总压为1.00105 Pa, N2O4的分解率为50.2%,若保持反应温度不变,增大平衡压力 至106 Pa时,N2O4分解率是多少? 解: N2O4(g) 2 NO2(g) 平衡前分压 p 0 平衡时 p p 2 p 平衡时,体系总压力为 p p + 2 p = p(1 + ) = 105 Pa 解得: p(N2O4) = p总 = p总 = 3.316 104 Pa p(NO2) = p总 = p总 = 6.68 104 Pa 平衡总压力为1.0 106Pa时, p(N2O4) + p(NO2) = p(1 + ) = 106 Pa (p为平衡前N2O4压力,与105Pa时p不同) 平衡时: p(N2O4) = 106 p(NO2) = 106 得: = 0.180 压力增大后,转化率减少. 即:压力增大时,平衡 向气体摩尔量减少的方向移动。 (3) 温度对平衡的影响 正、逆反应构成的一对平衡体系中,吸热反应的活 化能大于放热反应的活化能,而活化能大的反应具 有较高的温度系数,即反应速率随温度升高增大较 快。 升高温度,平衡沿吸热反应的方向移动,K增大; 降低温度,平衡沿放热反应的方向移动,K减小。 温度对平衡的影响是通过改变平衡常数来实现的, 而浓度和压力对平衡的影响则是平衡常数不发生改 变。 范霍夫方程范霍夫方程 两式合并得: 通过测定不同温度 T 时的K值,用ln K 对1/T 作图 ,可以求得化学反应的 rHm 和rSm 。 推导推导 : 如果知道T1 、T2 、 、 、 就能求出第五个数的数值 中的四个数, 上两式都表示了标准平 衡常数与温度的关系。 温度对化学平衡的影响: 对于正向吸热反应, 0,当升高温度时, 即T2T1,必然有 ,平衡将向吸热方向移 动; 对于正向放热反应, 0,当升高温度,即 T2T1时, 则必有 ,就是说平衡向逆反 应方向移动(逆反应为吸热反应)。 从式中还可以看出: 绝对值越大,温度改变对平衡的影响越大。 例: 试讨论合成氨的生产中温度对水煤气及合成氨 反应的影响。 C(s) + H2O (g) = CO(g) + H2(g) N2 (g) + 3H2 (g) = 2NH3(g) 解:对反应 C(s) + H2O (g) = CO(g) + H2(g) fH/ kJmol-1 0 241.83 110.5 0 rHm = 110.5 (241.83) = 131.31 kJmol-1 0 吸热反应,T升高,K(T)增大,转化率增加。 对反应 N2 (g) + 3H2 (g) = 2NH3(g) fH/ kJmol-1 0 0 46.19 rHm = 46.19 2 = 92.38 kJmol-1 0 放热反应,T升高,K(T)减小,转化率降低。 (4) 催化剂对平衡的影响 催化剂同等地改变正反应和逆反应的反应速率,只能 使反应很快达到平衡,而不能使平衡向右或向左移动。 由一个温度K值求另一温度K值: rGm(T) = RTln K rGm = rHm T rSm 在T1时, lnK1(T1) = rHm/RT1 + rSm/R 在T2时, lnK2(T2) = rHm/RT2 + rSm/R lnK = rHm/RT + rSm/R 应用 求反应的rHm 例:CO (g) + H2O (g) CO2 (g) + H2 (g) 528 K, K1 = 4; 628 K, K2 = 2.2 问:反应是吸热还是放热?温度下降时,平衡向左 还是向右? rHm (T2 - T1) lnK2(T2)/K1(T1) R T2 T1 可解得rHm 0,放热反应,温度下降,向右。 作图法求K(T):不定积分式 作业题! P118 7-11,15 ,16 小 结 (一)系统、环境和过程 热力学系统可分为三类: 开放系统,封闭系统,孤立系统。 一、热力学概念 状态函数可分为两类: 一类为具有广度性质的物理量,这类性质具有加合性。 另一类为具有强度性质的物理量,这些性质没有加合性。 (二)状态函数 状态函数的三个特性: (1) 系统的状态一定,状态函数的值就一定。 (2)系统的状态改变,状态函数的值就可能改变, 但状态函数的变化值只取决于始态和终态, 而与中间变化过程无关。 (3)在循环过程中状态函数的变化值为0 二、热和功 热和功都不是状态函数。 U = Q + W 不同的过程,Q或 W的数值不同,但只要始态和 终态一定,则它们的和即U肯定一样。 等压过程的体积功 用We表示。 We = - PV 其他功称为非体积功 ,用Wf表示。 Qv = UQp =H ( 1)同一反 应方程式, 的值与选择 何种物质来 求算无关。(2) 值
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