同濟大學(xué)普通化學(xué)第一章

1、1第一節(jié)基 本 概 念21、一些基本術(shù)語一、體系、環(huán)境體系：劃分出來的被研究的物質(zhì)系統(tǒng)、對象。環(huán)境：除體系以外的其他所有部分。 例如：溶液反應(yīng)， 海洋、地球3體系的劃分： 根據(jù)體系與環(huán)境間的關(guān)系可將體系分為三大類： 分類 物質(zhì)交換 能量交換 敞開體系 有 有 封閉體系 無 有 孤立體系 無 無4敞開體系 封閉體系 孤立體系5二、體系的性質(zhì) 在熱力學(xué)體系中，溫度、壓力、體積、密度等宏觀性質(zhì)稱作體系的熱力學(xué)性質(zhì)（thermodynamic property of system），簡稱為體系的性質(zhì)。按其特征可將體系的性質(zhì)分為兩種類型： 1廣度性質(zhì)（extensive property）：量值與體系中

2、物質(zhì)的數(shù)量成正比，所以又稱容量性質(zhì)。比如物質(zhì)的體積、質(zhì)量、熱容量以及隨后將介紹的熱力學(xué)能和焓等都是廣度性質(zhì)。廣度性質(zhì)具有加和性。 2強度性質(zhì)（intensive property）：量值取決于體系的自身特性，與體系中物質(zhì)的數(shù)量無關(guān)，不具有加和性。比如溫度、壓力、濃度、密度、粘度等即都是體系的強度性質(zhì)。6三、狀態(tài)與狀態(tài)函數(shù) 狀態(tài)：體系的基本性質(zhì)的集合 狀態(tài)函數(shù)：表征和確定體系狀態(tài)的宏觀性質(zhì)，例如：溫度、壓力、體積、密度、能量、形態(tài)等，還有后面將要介紹的熱力學(xué)函數(shù)：U、H、G、S等。 狀態(tài)函數(shù)的特點：“狀態(tài)一定值一定、殊途同歸變化等、周而復(fù)始變化零。” 并非所有的狀態(tài)函數(shù)都是獨立的，有些是相互關(guān)聯(lián)

3、、相互制約的。 例如：P、V、T、n四個只有三個是獨立的。7四、過程與途徑 過程：體系從始態(tài)到終態(tài)變化的經(jīng)過。 途徑：完成這一變化經(jīng)過的具體步驟、路線。 過程可分為：恒溫過程、恒壓過程、恒容過程、絕熱過程等。8101.325 kPa278 K80 kPa278 K80 kPa328 K101.328kPa328 K101.325 kPa298 K101.325 kPa278 K恒壓過程恒溫恒壓恒壓恒壓恒壓恒溫9五、熱和功 當(dāng)體系的狀態(tài)發(fā)生變化時，體系與環(huán)境之間必然伴隨著能量的交換，其交換形式可概括為“熱”和“功”兩種。 體系與環(huán)境之間因溫度的不同而交換或傳遞的能量稱為熱（heat）。熱的常用符

4、號為Q。 除了熱以外的一切交換或傳遞的能量都稱為功（work）。功的常用符號為W。 熱和功的單位都采用J或kJ。10 * 注意它們的正負(fù)號： 通常是站在體系的立場來規(guī)定的： 體系從環(huán)境吸熱 （獲得能量），Q為正值； 體系向環(huán)境放熱（損失能量）， Q為負(fù)值。 環(huán)境對體系作功（獲得能量），W為正值; 體系對環(huán)境作功（損失能量），W為負(fù)值 。 對于功（W）的正負(fù)符號規(guī)定，有的書刊與此相反。 11*功有不同的形式： 熱力學(xué)中涉及最多的功是體系因體積變化而與環(huán)境交換的體積功（亦稱膨脹功），用We表示； 體積功以外的其它功（如電功、表面功等）都稱為非體積功（亦稱非膨脹功，或有用功），用W表示。*熱和功不是

5、狀態(tài)函數(shù)： 體系只有在狀態(tài)發(fā)生變化時才能與環(huán)境發(fā)生能量交換，所以熱和功不是體系的狀態(tài)函數(shù)。體系發(fā)生變化時吸收（或放出）多少熱、得到（或給出）多少功，其數(shù)量不僅與變化的始終狀態(tài)有關(guān)，還與變化所經(jīng)歷的途徑有關(guān)。對于相同的始態(tài)與相同的終態(tài)間的同一變化過程，若經(jīng)歷的途徑不同，熱和功的值就不同。因此，在計算某一變化過程中體系放出或得到的功或熱時，不能僅看過程的始終狀態(tài)，而必須根據(jù)變化所經(jīng)歷的途徑來進行。這一點與狀態(tài)函數(shù)明顯不同。12六、相與界面 體系中物理性質(zhì)和化學(xué)性質(zhì)完全相同的部分稱為相（phase）。將相與相分隔開來的部分稱為相界面（簡稱為界面,interface）。 相與相之間在指定的條件下具有明

6、確的界面，在界面兩邊體系的性質(zhì)會有突躍變化。處于界面上的原子或分子的受力情況與相內(nèi)部的不同，往往存在剩余引力，具有界面能。一般來說，體系中存在的界面越多，能量就會越高，體系也會越不穩(wěn)定。鐵粉和硫磺粉汽水冰油水汽13*對于相這個概念，要注意如下幾點： (1) 不論有多少種氣體組分都只有一個相（即氣相）。這種只有一個相的體系稱為單相體系或均勻體系。 (2) 除固溶體（固體溶液）外，每一種固態(tài)物質(zhì)即為一個相，體系中有多少種固態(tài)物質(zhì)即有多少相。含有兩個或多個相的體系稱為多相體系或非均勻體系。 (3) 液態(tài)物質(zhì)視其互溶程度通?？梢允且幌啵ɡ缢c酒精的混合物）、兩相（例如水和油的混合物）、甚至三相共存（

7、例如水、油和汞的混合物）。 (4) 單相體系中不一定只有一種組分物質(zhì)（例如氣體混合物即由多種物質(zhì)所組成）；同一種物質(zhì)也可因聚集狀態(tài)的不同而形成多相體系（例如水、水蒸氣和冰三相共存）；聚集狀態(tài)相同的物質(zhì)在一起也不一定就是單相體系（例如油水分層的液態(tài)體系有兩相）。14七、理想氣體狀態(tài)方程與分壓定律 1理想氣體狀態(tài)方程 理想氣體的溫度（T）、壓力（p）、體積(V)和物質(zhì)的量（n）之間, 具有如下的方程式關(guān)系： pV = nRT 在SI制中，p的單位是Pa，V的單位是m，T的單位是K，n的單位是mol，摩爾氣體常數(shù)R的單位及數(shù)值為: 152理想氣體分子的特征 嚴(yán)格遵守理想氣體狀態(tài)方程的氣體稱為理想氣體

8、。 *理想氣體分子間的作用力忽略不計； *理想氣體分子本身占有的體積忽略不計。 嚴(yán)格意義上的理想氣體實際上是不存在的。但對實際氣體來說，只要溫度不是太低，壓力不是太高，都可以近似用理想氣體狀態(tài)方程作有關(guān)p、V、T、n 的計算。163、氣體的分壓定律 * 什么叫分壓力pi ？ 某一組分氣體對器壁產(chǎn)生的（施加的）壓力叫該組分氣體的分壓力 pi。等于該氣體單獨占有該容器時產(chǎn)生的壓力。17* 分壓力與總壓力的關(guān)系假如容器中有A、B、C。等多種氣體，則： P = pA + pB + pC + =pI = nRT/V (總壓力等于分壓力之和) pA = xA P, pB = xB P, pi = xi P

9、 (其中：xi = ni/ n總稱作摩爾分?jǐn)?shù))182、化學(xué)熱力學(xué)概論1）、什么是化學(xué)熱力學(xué)2）、熱力學(xué)方法的特點3）、研究化學(xué)熱力學(xué)的意義191）什么是化學(xué)熱力學(xué)熱力學(xué)：是研究熱和其他形式能量間的轉(zhuǎn)換規(guī)律的科學(xué)?；瘜W(xué)熱力學(xué)：運用熱力學(xué)的基本原理來研究化學(xué)現(xiàn)象以及與化學(xué)反應(yīng)有關(guān)的物理現(xiàn)象的一門科學(xué)。包括化學(xué)變化與能量傳遞、能量交換間的關(guān)系，化學(xué)變化發(fā)生的方向等。202）熱力學(xué)方法的特點是實驗結(jié)果的歸納和演繹，不考慮證實。是宏觀的性質(zhì)、集合體的行為只論始終，不論過程不涉及時間的概念（速度、快慢）213）研究化學(xué)熱力學(xué)的意義 化學(xué)反應(yīng)有的是吸熱的，有的是放熱的，這種熱量的變化，是和參加反應(yīng)的物質(zhì)化學(xué)

10、鍵的能量變化密切相關(guān)。研究能量的變化，為我們提供有關(guān)分子穩(wěn)定性、化學(xué)鍵強度等方面的基本情況。22第一章第二節(jié)化學(xué)反應(yīng)中的質(zhì)量守恒和能量守恒23一、化學(xué)反應(yīng)的質(zhì)量守恒定律 在化學(xué)反應(yīng)中，物質(zhì)的質(zhì)量是守恒的。即參加反應(yīng)的全部物質(zhì)的質(zhì)量總和等于反應(yīng)后生成物的質(zhì)量總和。241、熱力學(xué)能（內(nèi)能）熱力學(xué)能（內(nèi)能）體系內(nèi)部能量的總和。構(gòu)成：分子的平動能、轉(zhuǎn)動能，分子間勢能、電子運動能、核能等。是一種熱力學(xué)狀態(tài)函數(shù)無法知道他的絕對值，但過程中的變化值卻是可以測量的。二、 能量守恒熱力學(xué)第一定律252、熱力學(xué)第一定律能量守恒定律 表述：能量只可能在不同形式之間轉(zhuǎn)換，但不能自生自滅。狀態(tài)1 （U1） 狀態(tài)2 （U

11、2） 吸收熱量Q 對體系做功WU = U2 - U1 = Q + W 熱力學(xué)第一定律有稱能量守恒定律。它是人們從生產(chǎn)實踐中歸納總結(jié)出的規(guī)律，是自然界中普遍存在的基本規(guī)律。261、恒容熱效應(yīng)與熱力學(xué)能變 如果體系的變化是在恒容的條件下，且不做其他非膨脹功（W=0，則：W=We+W=0） 此時： U = Q+W = QV 即：熱力學(xué)能變等于恒容熱效應(yīng)?；蛘f：在恒容的條件下，體系的熱效應(yīng)等于熱力學(xué)能的變化。 *在彈式量熱計中, 通過測定恒容反應(yīng)熱的辦法，可獲得熱力學(xué)能變U的數(shù)值.三、 化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)272、恒壓熱效應(yīng)與焓變 在我們的實際生產(chǎn)中，很多的化學(xué)反應(yīng)都是在大氣層中（一個大氣壓，103kpa

12、）條件下進行的，這是一個體積有變化，但壓力恒定的過程（恒壓過程）。為了方便地研究恒壓過程中的問題，我們需要引入另一個重要的熱力學(xué)狀態(tài)函數(shù)焓。28 焓變化學(xué)反應(yīng)的恒壓熱效應(yīng)現(xiàn)設(shè)體系的變化是在恒壓、只做膨脹功（不做其他功，如電功等）的條件下進行的 狀態(tài) 1 狀態(tài)2（T1, V1, U1, p） （T2, V2, U2, p）吸收熱量Q對外做功W在此恒壓過程中： *體系吸收的熱量記作 Qp *體系對環(huán)境所做的功 p (V) = p (V2-V1) 因此，環(huán)境對體系所做的功： W = -p (V) = - p (V2-V1)29于是根據(jù)熱力學(xué)第一定律，有如下的關(guān)系： U2 - U1 = U = Q +

13、 W = Qp - p (V) = Qp - p ( V2 - V1) 所以： Qp = (U2 - U1) + p (V2 - V1) = (U2 + pV2) - (U1+ pV1) 定義熱力學(xué)狀態(tài)函數(shù) 焓，以H表示 H = U + pV 則： Qp = (U2 + pV2) - (U1+ pV1) = H2 - H1 = H30重點理解焓H是一種狀態(tài)函數(shù)，只與體系的起始狀態(tài)有關(guān)。與過程路徑無關(guān)。 焓變值H等于體系在恒壓過程中的熱效應(yīng)Qp。在其他類型的變化過程中，焓變值H不等于熱效應(yīng)，但并非說，焓變值H為零。 焓代表了恒壓條件下體系所包含的與熱有關(guān)的能量，具有能量量綱，單位是J 或 kJ。

14、因為經(jīng)常遇到的化學(xué)反應(yīng)都是在大氣層這樣一個恒壓環(huán)境中發(fā)生的，所以焓是一個極其重要的狀態(tài)函數(shù)。焓與與熱力學(xué)能一樣，其絕對值無法確定。但狀態(tài)變化時體系的焓變H卻是確定的，而且是可求的。焓是體系的廣度性質(zhì)，它的量值與物質(zhì)的量有關(guān)，具有加和性。31(1) 對于一定量的某物質(zhì)而言，由固態(tài)變?yōu)橐簯B(tài)或液態(tài)變?yōu)闅鈶B(tài)都必須吸熱，所以有: H(g) H(l) H(s)(2) 當(dāng)某一過程或反應(yīng)逆向進行時，其H要改變符號即： H（正）= -H（逆）(3) 對于任何化學(xué)反應(yīng)而言，其恒壓反應(yīng)熱Qp可由下式求出： Qp=H= H生成物-H反應(yīng)物 （在化學(xué)反應(yīng)中，可把反應(yīng)物看作始態(tài)，而把生成物看作終態(tài)） H0為吸熱反應(yīng)，H

15、T1 P2 P1 h2 h1 墨滴 Q 氣體 液體 擴散512、什么是化學(xué)反應(yīng)的方向 指的是化學(xué)反應(yīng)自發(fā)進行的方向，例如： 2 H2 + O2 = 2 H2O Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2 AgNO3 + NaCl = AgCl + Na NO3523、自發(fā)過程、自發(fā)反應(yīng)有哪些共同的特點？ a)單向自發(fā)，逆向則為非自發(fā)，但非自發(fā)并不等于不可能，只是說需要外力的推動。 b)自發(fā)的過程進行有一定的限度，即最終達到平衡。 c)自發(fā)的過程的內(nèi)在推動力是什么？ A、能量傾向于較低，例如放熱反應(yīng) B、混亂度傾向于增加 53 歷史上曾有人，用焓變作為化學(xué)反應(yīng)的方向 性的判據(jù)。但對有些情況，

16、遭到了失敗。例如： 水的蒸發(fā)（吸熱） NH4Cl的溶解 N2O5 = 2 NO2 + 1/2 O2 這種失敗，其原因是，只考慮了化學(xué)反應(yīng)能量這一個方面的因素。但決定整個化學(xué)反應(yīng)方向的還有另外一個重要因素，即：“混亂度”的因素。因此，要全面考察化學(xué)反應(yīng)的方向，還必須引入一個新的熱力學(xué)狀態(tài)函數(shù)熵。 54二、物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)熵與化學(xué)反應(yīng)的熵變 ？ 體系的混亂度與熵 ？ 熱力學(xué)第三定律與物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾規(guī)定熵 ？ 化學(xué)反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵變 ？ 熵變與化學(xué)反應(yīng)的方向熱力學(xué)第二定律551、體系的混亂度與熵 混亂度：排列的無規(guī)律、不整齊的程度 熵：表征體系混亂度的一種狀態(tài)函數(shù) 體系的熵，就是指體系的混亂度，指體系內(nèi)部

17、所有物質(zhì)的威力排列不整齊、無規(guī)則的程度。56什么情況下，混亂度過增加？ 物質(zhì)的三態(tài) 固態(tài) 液態(tài) 0。 熱力學(xué)第二定律考慮問題必須要有一個重要的前提：即體系是一個孤立體系。在有些情況下，似乎出現(xiàn)了一些違反熱力學(xué)第二定律的自發(fā)過程，例如：生物的生長，水結(jié)冰。其原因是因為涉及的不是一個孤立體系。這時候我們必須將環(huán)境和體系加在一起同時考慮： S體系 + S環(huán)境 064三、吉布斯自由能 ？吉布斯自由能變與自發(fā)反應(yīng)的方向 ？ 化學(xué)反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾吉布斯自由能變 ？ 溫度對化學(xué)反應(yīng)的吉布斯自由能變 及 化學(xué)反應(yīng)方向的影響 ？ 壓力、濃度對反映吉布斯自由能變的影響651 、吉布斯自由能變與自發(fā)反應(yīng)的方向 既然熵

18、作為自發(fā)反應(yīng)方向判據(jù)的一個前提條件是體系必須是一個孤立體系，而一般的化學(xué)反應(yīng)都不是在孤立體系中進行的，計算體系和環(huán)境的總的熵變也是非常困難的，故實際情況中，以熵變作為判據(jù)并不方便。 前已述及：自發(fā)的過程，其內(nèi)在的推動因素有兩個方面：其一是能量的因素，其二還有混亂度即熵的因素。H僅考慮了能量的因素，不可作為判據(jù)，而S僅考慮了混亂度的因素，也非全面。66 為了同時考慮能量和混亂度兩方面的因素，1876年美國化學(xué)家Gibbs提出一個新狀態(tài)函數(shù)G作為等溫、等壓下化學(xué)反應(yīng)方向的判據(jù)： G = H T S G = H (TS) 在等溫、等壓下 G = H TS 上式稱為吉布斯赫姆霍茲公式，從中我們看到，G

19、中包含了H（能量）和S（混亂度）兩方面的影響。67 G判據(jù)全面可靠，其適用的條件是等溫、等壓，大部分的化學(xué)反應(yīng)都可歸入到這一范疇之中?；瘜W(xué)熱力學(xué)告訴我們：在等溫、等壓、不做非膨脹功的條件下，自發(fā)的化學(xué)反應(yīng)總是向著體系吉布斯自由能降低的方向進行。 G判據(jù)： G 0 不自發(fā)進行，要進行需外力推動， 但反向是自發(fā)的。 G = 0 處于平衡狀態(tài)。682、化學(xué)反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾吉布斯自由能變 a) 物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)生成吉布斯自由能fGm 與焓一樣，在特定狀態(tài)下物質(zhì)（所含）的吉布斯自由能的絕對值是無法求得的。人們采取的辦法是求取其相對值。規(guī)定： 在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下，由最穩(wěn)定的單質(zhì)生成單位量（1 mol）的純物質(zhì)的反應(yīng)過程

20、中的標(biāo)準(zhǔn)吉布斯自由能變，為該物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)生成吉布斯自由能,記作：fGm 注意：單位：KJ mol-1 前面所述fHm 與溫度的關(guān)系不大，但fGm 與溫度密切相關(guān)，有表可查，書末附錄所列為298K時的fGm 值。69b) 化學(xué)反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾吉布斯自由能變rGm 及其計算 aA + bB = dD + eE 當(dāng)反應(yīng)體系中的所有物質(zhì)都處于熱力學(xué)標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)時，反應(yīng)的吉布斯自由能變，稱為該反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)吉布斯自由能變rG 當(dāng)反應(yīng)進度等于=1時，稱為該反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾吉布斯自由能變，記作rGm 。703、標(biāo)準(zhǔn)摩爾吉布斯自由能變的計算 rGm = fGm (生成物)fGm (反應(yīng)物)或： rGm = rHm T rS

21、m 71注意 用標(biāo)準(zhǔn)生成吉布斯自由能計算化學(xué)反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾吉布斯自由能變，其形式與計算標(biāo)準(zhǔn)摩爾焓變、標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵變完全一樣，但有一個根本性的區(qū)別，必須牢記：化學(xué)反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾焓變、標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵變隨溫度的變化很小，可以忽略不計。但rGm 是一個溫度的函數(shù)，同一個反應(yīng)，在不同的溫度下，有不同的rGm 值。723、溫度對反應(yīng)吉布斯自由能變及反應(yīng)方向的影響 吉布斯赫姆霍茲公式: rGm = rHm T rSm 或：G= H T S 應(yīng)用吉布斯赫姆霍茲公式，根據(jù)反應(yīng)的H、S的符號（反應(yīng)是吸熱還是放熱，是熵增還是熵減），我們可以判斷反應(yīng)是自發(fā)還是非自發(fā)？在什么條件下有利？73744、壓力、濃度對反應(yīng)吉布斯自由

22、能變的影響 非標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下化學(xué)反應(yīng)的摩爾吉布斯自由能變（rGm）75a) 壓力對反應(yīng)吉布斯自由能變的影響 (氣相反應(yīng)） aA + bB = dD + eE其中： pA、pB、pD、pE為氣體的分壓（kPa) pA/ p 等稱為相對分壓，無量綱。而 = Jp (相對分壓商）所以： rGm = rGm + RT ln Jp, , , , , , , , ,76c) 濃度對反應(yīng)吉布斯自由能變的影響 (溶液反應(yīng)） aA + bB = dD + eE其中： CA、CB、CD、CE為濃度（mol / dm3 ) CA/ C 等稱為相對濃度，無量綱。而 = Jc (相對濃度商）所以： rGm = rGm +

23、RT ln Jc, , , , , , , , ,77總結(jié)對于非標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下化學(xué)反應(yīng)的吉布斯自由能變： aA + bB = dD + eE rGm = rGm + RT ln J 上式稱為化學(xué)反應(yīng)范特霍夫等溫式。 式中， J為“反應(yīng)商”。J的名稱、符號和表達式會因溶液反應(yīng)和氣體反應(yīng)而有所不同。對于溶液反應(yīng)，稱其為“相對濃度商”，用Jc表示；對于氣體反應(yīng)，稱其為“相對壓力商”，用Jp表示，它們的表達式如前所述。 78d) 濃度、分壓對化學(xué)反應(yīng)方向的影響 濃度、分壓對化學(xué)反應(yīng)的影響，表現(xiàn)在：分壓商JP、濃度商JC對化學(xué)反應(yīng)的摩爾吉布斯自由能變產(chǎn)生影響。 所以，對于非標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下，化學(xué)反應(yīng)的方向，我們必

24、須通過計算，先確定rGm的符號，以判斷化學(xué)反應(yīng)的方向。但是：如果 rGm 40 KJ/mol 或 rGm 40 KJ/mol在此條件下rGm 已完全決定了rGm的正負(fù)號，即可直接由 rGm 做出是否自發(fā)的判決。79第四節(jié)化學(xué)平衡？化學(xué)反應(yīng)的可逆性與化學(xué)平衡？平衡常數(shù)？化學(xué)平衡移動？化學(xué)平衡計算舉例普通化學(xué) 第一章80一、化學(xué)反應(yīng)的可逆性與化學(xué)平衡1、什么是“化學(xué)反應(yīng)的可逆性”？ CO + H2O CO2 + H2 也可以： CO2 + H2 CO + H2O 合起來寫： CO + H2O CO2 + H2 既能正向進行，又能逆向進行的反應(yīng)，叫“可逆反應(yīng)”?；瘜W(xué)反應(yīng)的這種性質(zhì)，稱為化學(xué)反應(yīng)的“可

25、逆性”。*幾乎所有的化學(xué)反應(yīng)都是可逆的。所不同的只是程度上的差別，有的可逆程度大些（如上例），有的可逆程度小些（例如：Ag+ + Cl- = AgCl)。很少有化學(xué)反應(yīng)能“進行到底”，已知進行得“最完全”的化學(xué)反應(yīng)是： 2 KClO3 = 2 KCl + O2812、什么是化學(xué)平衡？ 所謂化學(xué)平衡，指的是這樣一種狀態(tài)，此時： 正向反應(yīng)的速度與逆向反應(yīng)的速度相等 參與反應(yīng)的物質(zhì)的濃度保持一定 動態(tài)的平衡，而非化學(xué)反應(yīng)停止 化學(xué)反應(yīng)的可逆性的定量表征：平衡常數(shù) 82二、平衡常數(shù)1、什么是“平衡常數(shù)”？ 對于一個特定化學(xué)反應(yīng) aA + bB dD + eE 當(dāng)反應(yīng)達到平衡狀態(tài)，有rGm(T) = 0

26、 即： 其中：pA、pB、pD、pE是指在平衡時的分壓, , ,83對上式進行變換：令：則有： 此式給出了平衡常數(shù)與熱力學(xué)狀態(tài)函數(shù)之間的關(guān)系。 84如果是溶液中的反應(yīng)，可依此類推：令：則有：85 平衡常數(shù)反應(yīng)了某一個化學(xué)反應(yīng)進行完全的程度，數(shù)值越大，說明反應(yīng)進行得越完全。 平衡常數(shù)可由實驗的方法測定。即：當(dāng)反應(yīng)達到平衡后，分別測出各反應(yīng)物質(zhì)的分壓（或濃度），再計算出平衡常數(shù)的數(shù)值。 在同一溫度下，平衡常數(shù)的數(shù)值，不隨壓力（濃度）的變化而改變，是一個定值（常數(shù)）。 平衡常數(shù)與反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾吉布斯自由能相關(guān)，是化學(xué)反應(yīng)的熱力學(xué)性質(zhì)之一。注意要點：862、平衡常數(shù)與溫度的關(guān)系873、平衡常數(shù)與化學(xué)反應(yīng)的方向反應(yīng)商判據(jù)從范特霍夫等溫式可得出恒溫恒壓、任意狀態(tài)下的計算公式： rGmrGmRT lnJ 當(dāng)反應(yīng)達到化學(xué)平衡時，反應(yīng)平衡常數(shù) K 與標(biāo)準(zhǔn)吉布斯自由能變有如下關(guān)系： rGm - RT ln K （因為： 0rGm RTln K ）兩式合并： rGm - RT ln K RT lnJ 或： rGm - RT ln由此得出化學(xué)反應(yīng)反應(yīng)商判據(jù)： 若J K , 則 rGm K ，則 rGm 0 反應(yīng)逆向進行 K J88三、化學(xué)平衡移動1、什么是“化學(xué)平衡移動”？ 化學(xué)平衡是