物理化学第四章-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
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§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。
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§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
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§４.2—2.理想气体反应的 K K c K y Kn
物理化学《化学平衡》习题及答案
物理化学《化学平衡》习题及答案选择题1．下面的叙述中违背平衡移动原理的是(A) 升高温度平衡向吸热方向移动 (B) 增加压力平衡向体积缩小的方向移动(C) 加入惰性气体平衡向总压力减少的方向移动 (D) 降低压力平衡向增加分子数的方向移动答案：C 。
加入惰性气体平衡向总压力增大的方向移动2．要使一个化学反应系统在发生反应后焓值不变, 必须满足的条件是(A) 温度和内能都不变 (B) 内能和体积都不变 (C) 孤立系统 (D) 内能, 压力与体积的乘积都不变答案：D 。
因ΔH ＝ΔU ＋Δ（pV ）3．在等温等压下，当反应的∆r G m ∃ = 5kJ ·mol -1时，该反应能否进行?(A) 能正向自发进行 (B) 能逆向自发进行 (C) 不能判断 (D) 不能进行答案：C 。
应该用∆r G m 判断而不是∆r G m ∃ 。
4．已知反应 2NH 3 = N 2 + 3H 2，在等温条件下，标准平衡常数为0.25，那么，在此条件下，氨的合成反应1/2 N 2 + 3/2 H 2 = NH 3 的标准平衡常数为： (A) 4 (B) 0.5 (C) 2 (D) 1 答案：C 。
5．反应 2C(s) + O 2(g) ←→ 2CO(g)，其∆r G m ∃ /(J ·mol -1) = -232600 - 167.7T /K ，若温度升高，则：(A) ∆r G m ∃ 变负，反应更完全 (B) K p ∃ 变大，反应更完全 (C) K p ∃ 变小，反应更不完全 （D ）无法判断 答案：C6．对于气相反应，当体系总压力p 变化时(A) 对K f ∃ 无影响 (B) 对K r 无影响 (C) 对K p ∃ 无影响 (D) 对K f ∃ 、K r 、K p ∃ 均无影响答案：A 。
理想气体的K p ∃ 不受压力的影响而真实气体的K p ∃ 将随压力而变。
7．理想气体反应CO(g)+2H 2(g) = CH 3OH(g)的∆r G m ∃与温度T 的关系为：∆r G m ∃ = －21660+52.92T ，若要使反应的平衡常数K p ∃ >1，则应控制的反应温度： (A) 必须低于409.3℃ (B) 必须高于409.3K (C) 必须低于409.3K (D) 必须等于409.3K 答案：C8．某化学反应在298K 时的标准吉布斯自由能变化为负值，则该温度时反应的K p ∃将是： (A)K p ∃= 0 (B) K p ∃ < 0 (C) K p Θ > 1 (D) 0 < K p ∃ < 1 答案：C 。
新编[理学]物理化学答案——第四章_化学平衡习题解答[1]
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新编[理学]物理化学答案——第四章_化学平衡习题解答[1]第四章化学平衡⼀、基本公式和内容提要 1. 化学反应的⽅向和限度（1）反应系统的吉布斯⾃由能和反应进度反应进⾏过程中，A 和B 均各以纯态存在⽽没有相互混合，则在反应进度为ξ时反应体系的总吉布斯⾃由能G *为：G * = n A µA * + n B µB * = （1－ξ）µA * +ξµB * = µA * +ξ（µB * －µA *）对于封闭体系在定温定压下在反应实际进⾏过程中，A 和B 是不可能以纯态存在的。
它们是混合在⼀起的，因此还存在混合吉布斯⾃由能△mix G 。
△mix G = RT （n A lnX A + n B lnX B ） = RT [(1－ξ)ln(1－ξ) + ξlnξ]（2）化学反应标准平衡常数理想⽓体的化学反应()()()(a A gb B g g G g h H g ??→++←?? bB a A hH g G P P P P P P P P )/()/()/()/(θθθθ= e)－－(1θθθθµµµµB A H G b a h g RT－+= 常数 = K θK θ称为标准平衡常数。
（3）化学反应的等温⽅程式（a ）对任意反应达平衡时：△r G m θ = －RTlnK θ△r G m θ是指产物和反应物均处于标准态时，产物的吉布斯⾃由能和反应物的吉布斯⾃由能总和之差，称为反应的“标准吉布斯⾃由能变化”。
（b ）反应在定温定压条件下△r G m = △r G m θ+ RT ln Q p上式称为范特霍夫(Vait Hoff) 等温⽅程。
（c ）依据吉布斯⾃由能函数可判断反应进⾏的⽅向，在温度、压⼒⼀定的条件下：RT ln Q a ＜ RTlnK θ Q a ＜K θ△r G m ＜0 反应正向⾃发进⾏若 RT ln Q a ＞RTlnK θ Q a ＞K θ△r G m ＞0 反应逆向⾃发进⾏若 RT ln Q a = RTlnK θ Q a = K θ△r G m =0 反应达平衡 2. 反应的标准吉布斯⾃由能变化（1）化学反应的△r G m 与△r G m θ（a ）在⼀定温度和压⼒为p θ下，任何物质的标准态化学势µi θ都有确定值，所以任何化学反应的△r G m θ都是常数；（b ）△r G m 不是常数，在⼀定T ，p 下，它与各物质的活度（分压、浓度）等有关，即与Q a 有关；（c ）在定温定压条件下0W '=时，△r G m 的正负可以指⽰化学反应⾃发进⾏的⽅向，在定温下△r G m θ的正负通常不能指⽰反应进⾏的⽅向，根据公式△r G m = △r G m θ+ RT ln Q p ，但当△r G m θ的数值很⼤时，也可⽤其值估计反应的⽅向。
物理化学习题第四章化学平衡
物理化学习题第四章化学平衡第四章化学平衡⼀.基本要求1.掌握化学反应定温式得各种形式,并会⽤来判断反应得⽅向与限度。
2.了解标准平衡常数得定义,掌握标准平衡常数得各种表⽰形式与计算⽅法。
3.掌握标准平衡常数与在数值上得联系,熟练⽤热⼒学⽅法计算,从⽽获得标准平衡常数得数值。
4.了解标准摩尔⽣成Gibbs⾃由能得定义与它得应⽤。
5.掌握温度对化学平衡得影响,记住van’t Hoff公式及其应⽤。
6.了解压⼒与惰性⽓体对化学平衡得影响。
⼆.把握学习要点得建议把本章放在多组分系统之后得⽬得,就就是要利⽤多组分系统中介绍得化学势得概念与各种表⽰⽅式,来导出化学反应定温式,从⽽⽤来判断化学反应得⽅向与限度。
本章⼜⽤到了反应进度得概念,不过其值处在得区间之内。
因为在利⽤化学势得表⽰式来计算反应得Gibbs⾃由能得变化值时,就是将化学势瞧作为⼀个定值,也就就是在有限得反应系统中,化学进度为,如果在⼀个很⼤得系统中,。
严格讲,标准平衡常数应该⽤绝对活度来定义,由于本教材没有介绍绝对活度得概念,所以利⽤标准态化学势来对标准平衡常数下定义,其含义就是⼀样得。
从标准平衡常数得定义式可知,标准平衡常数与标准化学势⼀样,都仅就是温度得函数,因为压⼒已指定为标准压⼒。
对于液相反应系统,标准平衡常数有其相应得形式。
对于复相化学反应,因为纯得凝聚态物质本⾝就作为标准态,它得化学势就就是标准态化学势,已经归⼊中,所以在计算标准平衡常数时,只与⽓体物质得压⼒有关。
学习化学平衡得主要⽬得就是如何判断反应得⽅向与限度,知道如何计算平衡常数,了解温度、压⼒与惰性⽓体对平衡得影响,能找到⼀个经济合理得反应条件,为科研与⼯业⽣产服务。
⽽不要过多地去考虑各种浓度表⽰式与各种平衡常数表⽰式之间得换算,否则会把⾃⼰搞糊涂了,反⽽没抓住主要内容。
由于标准平衡常数与在数值上有联系,,所以有了得值,就可以计算得值。
定义了标准摩尔⽣成Gibbs⾃由能,就可以很⽅便地⽤热⼒学数据表中个物质得值,来计算反应得,从⽽可以求出标准平衡常数。
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。
物理化学第四章
• 但碳的相图中最多只能三相共存,不可能四相共存.
一.克-克方程(Clausius-Clapeyron equation)
• 当单组分体系两相共存时,自由度f=3－2=1， 体系只有一个自由度。 • 单组分的相变温度与压力之间存在一定的关 系, 此关系即为克-克方程. • 设一纯物质在T,p下达两相平衡：
相图：表示体系状态变化的图形
•
• 相(phase): 体系内物理性质和化学性质
完全均匀的部分. • 均匀的要求： •
均匀到分子水平
• 一个体系中可以含有多个相,这些相与相 之间一般存在明显的界面,界面处体系的 热力学性质是间断的.
气体：凡气体成一相.
气体体系无论有多少种气体,一般都达到分子水 平的混合，故为一相。
• (3)式称为克拉贝龙方程. • 克拉贝龙方程适用于纯物质任何平衡相变过 程,应用范围很广.
• 1. 气-液,气-固两相平衡:
• 纯物质的两相平衡中有一相为气相,另一相必为 凝聚相. 以气-液平衡为例,有: • dp/dT=Hm/TVm= Hm/T(Vm,g－Vm,l) (4) • ∵ Vm,g>>Vm,l • ∴ Vm,g－Vm,l≈ Vm,g=RT/p • 代入(4)式: • dp/dT= Hm/[T(RT/p)] •
• 体系的独立变量数f(即自由度)应该等于总变量 数减去关系式总数: • 总变量数：S+2 • 关系式数：＋S(－1) • •
f = S+2－－S+S
f = S－ + 2
(1)
• (1)式就是相律的数学表达式. • 相律的物理含义是:
体系的自由度等于体系的物种数S减去相 数再加上环境变量数2(温度和压力).
大学课程《物理化学》各章节知识点汇总
G
S,
p
T ,ni
V
dG SdT VdP BdnB
B
30
U f (S,V , n1, n2,)
dU
U S
V ,ni
dS
U V
S ,ni
dV
U n1
S ,V ,n j1
dn1
U n2
S ,V ,n j2
dn2
dU TdS pdV
U
nB
dnB
S ,V ,n j B
p2 dp
压缩
p1
p1
p2 , V2
p1, V1
p2
V1
V2
W
V1 V2
pedV
( p V1
V2
i
dp)dV
V1 V2
pi dV
三、可逆过程
某系统经一系列的过程后，如果系统回到初始状态叫做 系统的复原；环境在经历一些的变化后，如果既没有功 的得失也没有热的得失就叫做环境的复原。
某系统经一过程由状态1变为状态2之后，如果能使系统 和环境都完全复原，则该过程为可逆过程。
p1
p p1
p1
可逆相变过程的ΔG
dG SdT Vdp
G 0
不可逆相变过程的ΔG
H2O(g,T , p1) G H2O(l,T , p1)
GG G1 G2 G3 1
G3
H2O(g,T , p2 ) G2 H2O(l,T , p2 )
25
偏摩尔量的集合公式
i
X nB X B,m B1
(
U V
)T
0
U ( p )T
0
(
H V
)T
0
H ( p )T
物理化学化学平衡知识点归纳
物理化学化学平衡知识点归纳
物理化学平衡： 1. 平衡定义：当反应的速率相等时，该反应称为平衡，即反应物和生成物的浓度比不再发生变化，此时称为动力学平衡。
2. 平衡常数：当反应达到平衡时，反应物和生成物的浓度之比称为平衡常数。
3. 稳定性：当反应达到动力学平衡时，如果反应物和生成物的浓度比不再发生变化，则称反应系统是稳定的。
4. 平衡方向：当一定的温度和压强条件下，反应的方向满足平衡常数的值，则称为平衡方向。
5. 平衡位置：当一定的温度和压强条件下，反应的方向满足平衡常数的值，则称为平衡位置。
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第四章 化学平衡
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18
1. 化学反应的rGm和rGm
任意化学反应的等温方程可表示为
rGm rGm RT ln Qa
(1) rGm =BB ：
T,p一定时，μ 一定，
rGm 是一常数，与实际压力无关
rGm =B B ：
T,p一定时， rGm不是常数，与Qa有关
(2) (rGm)T,p (W’=0时)可指示反应能够进行的方向； rGm 即K 可指示反应的限度，一般情况下不能指示反应
g
pH / p
a
pB / p
h b
pB p
B eq
＝常数＝K
K表示标准平衡常数。 由上式可见，标准平衡常数K是无量纲的，仅是温度的函 数。
第四章 化学平衡
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令
gG hH aA bB rGm
即上式可表示为
r Gm
RTlnK RT ln
pB /
p
B eq
rGm：是指产物和反应物均处于标准态时，产物的吉布 斯函数和反应物的吉布斯函数总和之差，故称为反应的
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范特霍夫(Van’t Hoff )等温方程
rGm RT ln K RT ln Qa
Van’t Hoff
Qa
a B B
B
在不同的场合，可以赋于aB不同的含义：
理想气体
aB ------- pB /p
实际气体
aB ------- fB /p
理想液态混合物
aB ------- xB
pH2 2O p
p2 H2
pO2
p2 H2O
1.55 107
(1.00 10 4 Pa )3
物理化学《化学平衡》习题及答案
物理化学《化学平衡》习题及答案选择题1．下面的叙述中违背平衡移动原理的是(A) 升高温度平衡向吸热方向移动 (B) 增加压力平衡向体积缩小的方向移动(C) 加入惰性气体平衡向总压力减少的方向移动 (D) 降低压力平衡向增加分子数的方向移动答案：C 。
加入惰性气体平衡向总压力增大的方向移动2．要使一个化学反应系统在发生反应后焓值不变, 必须满足的条件是(A) 温度和内能都不变 (B) 内能和体积都不变 (C) 孤立系统 (D) 内能, 压力与体积的乘积都不变答案：D 。
因ΔH ＝ΔU ＋Δ（pV ）3．在等温等压下，当反应的∆r G m ∃ = 5kJ ·mol -1时，该反应能否进行?(A) 能正向自发进行 (B) 能逆向自发进行 (C) 不能判断 (D) 不能进行答案：C 。
应该用∆r G m 判断而不是∆r G m ∃ 。
4．已知反应 2NH 3 = N 2 + 3H 2，在等温条件下，标准平衡常数为0.25，那么，在此条件下，氨的合成反应1/2 N 2 + 3/2 H 2 = NH 3 的标准平衡常数为： (A) 4 (B) 0.5 (C) 2 (D) 1 答案：C 。
5．反应 2C(s) + O 2(g) ←→ 2CO(g)，其∆r G m ∃ /(J ·mol -1) = -232600 - 167.7T /K ，若温度升高，则：(A) ∆r G m ∃ 变负，反应更完全 (B) K p ∃ 变大，反应更完全 (C) K p ∃ 变小，反应更不完全 （D ）无法判断 答案：C6．对于气相反应，当体系总压力p 变化时(A) 对K f ∃ 无影响 (B) 对K r 无影响 (C) 对K p ∃ 无影响 (D) 对K f ∃ 、K r 、K p ∃ 均无影响答案：A 。
理想气体的K p ∃ 不受压力的影响而真实气体的K p ∃ 将随压力而变。
7．理想气体反应CO(g)+2H 2(g) = CH 3OH(g)的∆r G m ∃与温度T 的关系为：∆r G m ∃ = －21660+52.92T ，若要使反应的平衡常数K p ∃ >1，则应控制的反应温度： (A) 必须低于409.3℃ (B) 必须高于409.3K (C) 必须低于409.3K (D) 必须等于409.3K 答案：C8．某化学反应在298K 时的标准吉布斯自由能变化为负值，则该温度时反应的K p ∃将是： (A)K p ∃= 0 (B) K p ∃ < 0 (C) K p Θ > 1 (D) 0 < K p ∃ < 1 答案：C 。
物理化学之化学平衡
时，
§5-7 真实气体反应的化学平衡
• 对于真实气体：
说明：
§5-9 混合物中的化学平衡
• 设在混合系统中，参与反应的各组分的 标准态相同，
物理化学之化学平衡
李庚英
E-mail: gyli@ 电话：8367533
汕头大学土木工程系
§2-1 化学反应的Gibbs函数变化
• 一、化学反应的Gibbs自由能
设有化学反应： 对于多组分系统
在（）T，p下，-ΔrGm为反应的推动力，常称为化学亲合势
二、化学反应的限度
图1.1反应系统Gibbs自由能变化示意图
结果表明，在有凝聚相物质参与的理想气体反应中，标 准平衡常数K0中不出现凝聚相物质。
⑴分解压力：固体物质分解产生气体物质的化学平衡中， 气相的总压力称为分解压力。
⑵分解温度：当分解压力p（分解）=p（外压）时分解 反应明显发生时的温度称为分解温度。
§2-4 标准摩尔反应函数的计算
稳定单质的标准生成吉布斯自由能为0。
在一定的温度和压力下，总Gibbs自由能最 低的状态就是反应系统的平衡状态。亦即 反应进行的最大限度。Δ rGm=0为化学反应 的平衡条件。
§2-2 等温反应及标准平衡常数为：
二、理想气体反应的标准平衡常数
⑸标准态压力对标准平衡常数的影响
—化学反的等压方程
• 一、Gibbs Helmhotz . 方程
二、化学反应的等压方程
2. 等压方程的应用
• ⑴ 定性地判断温度对平衡常数的影响。 • ⑵ 定量地进行计算
§5-6 其它因素对理想气体反应 平衡的影响 • 一、压力对平衡转化率的影响
二、反应物配比对平衡转化率的影响
• 对于化学反应 • 当反应物起始浓度之比 平衡转化率最大。
物理化学 化学平衡
第四章化学平衡Chapter 4 Chemical Equilibrium化学平衡的概念（即化学反应为什么不进行到底）原模型：无混和，所以，反应会进行到底例如只有少数反应如此，例如CaCO 3分解大多数实际反应：有混和，，所以反应不进行完全而留下部分反应物参与混和过程0<∆G mix 不进行完全，而留下部分反应物参与混和过程。
所以：反应不进行到底，主要是由于存在混和效应。
本章重点：化学平衡的热力学本质分解温度和开始分解温度有区别。
对氧化物而言。
对氧化物而言，分解温度是反应系统分解压等于外压时的温度而开始分解温度分解温度是反应系统分解压等于外压时的温度，而开始分解温度则定义为反应系统的分解压等于平衡气相中氧的分压力时的温度。
O s 2Fe s 2FeO +=()()()g 2分解压与温度的关系：温度越高分解压越大1、温度越高，分解压越大；2、相同温度下，分解压愈大的化合物越不温度。
例4-2：CaCO 3的分解反应为：，CO 2的平衡分压与温度的关系为：()()()g CO s CaO s CaCO 23+=T (℃)6007008058909031000p /p Θ3.7×10-3 3.9×10-20.261.001.294.9求CaCO 3在空气中的分解温度（空气的压力近似取为100kPa ）及903℃时CaCO 的分解压。
3§4－4 标准平衡常数的计算一、由物质的标准摩尔生成吉布斯函数计算标准摩尔生成吉布斯函数：在指定温度T 下，由各自处Θ∆mf G 于标准状态下的指定单质（一般为所讨论温度、压力下的最稳定相）变为处于标准状态下纯物质B 的标准摩尔反应吉布斯函数变化数变化。
a R 1 + b R 2 + …e P 1 +f P 2 + …∆r G Θm = ?稳定单质(标准状态)12G ()()21Θm r Θm r Θm r G G ∆+∆=∆])R ()R ([2m f 1m f ⋅⋅⋅-∆-∆-=ΘΘG b G a ])P ()P ([2m f 1m f ⋅⋅⋅+∆+∆+ΘΘG f G e ΘΘΘ(1)标准状态下的指定单质的为零；()()T G T G ,B Bmf B mr ∑∆=∆ν∆m f G (2)可查。
物理化学第四章化学平衡练习题及答案
第四章 化学平衡练习题一、判断与问答题：1．反应的吉布斯函数变就是反应产物与反应物之间的吉布斯函数的差值。
2．在恒定的温度和压力条件下，某化学反应的∆r G m 就是在一定量的系统中进行1mol 的 化学反应时产物与反应物之间的吉布斯函数的差值。
3．因为m r G ∆= -RT ln K，所以m r G ∆是平衡状态时的吉布斯函数变化。
4．m r G ∆是反应进度的函数。
5．在等温等压条件下，∆r G m > 0的反应一定不能进行。
6．∆r G m 的大小表示了反应系统处于该反应进度ζ时反应的趋势。
7．任何一个化学反应都可以用m r G ∆来判断其反应进行的方向。
8．在等温、等压、W’ = 0的条件下，系统总是向着吉布斯函数减小的方向进行。
若某化学反应在给定条件下∆r G m < 0，则反应物将完全变成产物，反应将进行到底。
9．在等温、等压不作非体积功的条件下，反应的∆ r G m < 0时，若值越小，自发进行反应 的趋势也越强，反应进行得越快。
10．某化学反应的∆ r G m 若大于零，则K一定小于1。
11．理想气体反应 A + B = 2C ，当p A = p B = p C 时，m r G ∆的大小就决定了反应进行方向。
12．标准平衡常数的数值不仅与方程式的写法有关，而且还与标准态的选择有关。
13．在给定温度和压力下发生的PCl 5的分解反应，只须测定平衡时混合气体的密度就可 以求知平衡常数了。
14．因 K= f (T )，所以对于理想气体的化学反应；当温度一定时，其平衡组成也一定。
15．若已知某气相生成反应的平衡组成，则能求得产物的m r G ∆。
16．温度T 时，若K = l ，说明这个反应在此温度，压力为100kPa 的条件下已达到平衡。
17．一个已达平衡的化学反应，只有当标准平衡常数改变时，平衡才会移动。
18．因K = ∏(a B ν)，所有化学反应的平衡状态随化学反应计量系数而改变。
物理化学第4章-2 化学平衡
1化学反应速率与化学平衡34.3.1 可逆反应与化学平衡（一）化学反应的可逆性和可逆反应绝大多数化学反应都有一定可逆性：例如：N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g)只有极少数反应是不可逆的：例如： 2 KClO 3(s) =2 KCl (s) + 3 O 2 (g)可逆反应：在同一条件下，能同时向两个相反方向进行的反应。
4（二）化学平衡化学平衡的特征：（1）系统的组成不随时间而改变;（2）化学平衡是动态平衡。
（3）平衡状态与达到平衡的途径无关;定义：可逆反应在一定条件下，正反应速率等于逆反应速率时，反应体系所处的状态。
4.3.1 可逆反应与化学平衡5在373 K 恒温槽中反应一段时间后，达到平衡，测得平衡时N 2O 4和NO 2 浓度。
0.1600.100NO 2开始0.370.0700.100N 2O 4从反应混合物0.0720.100NO 2开始0.370.0140N 2O 4从产物0.1200NO 2开始0.360.0400.100N 2O 4从反应物c 2(NO 2)/c (N 2O 4)平衡浓度起始浓度N 2O 4-NO 2体系的平衡浓度（mol/L ）（373K ）化学平衡的实例N 2O 4 (g) 2 NO 2(g)无色红棕色64.3.2 平衡常数1. 定义：在一定温度下，可逆反应达到平衡时，产物浓度的方程式计量系数次方的乘积与反应物浓度的方程式计量系数次方的乘积之比，为一常数，称为“平衡常数”。
用K 表示。
2. 意义：表示在一定条件下，可逆反应能进行的极限。
K 越大，正反应进行得越彻底。
7有关化学平衡常数的说明①化学平衡常数K 只是温度的函数。
②平衡常数不涉及时间概念，不涉及反应速率。
例如：N 2O 4(g) 2 NO 2(g)T /K 273 323 373K 5×10-4 2.2×10-2 3.7×10-12SO 2(g) + O 2(g) 2SO 3(g) K =3.6 ×1024(298K)K 很大，但常温下反应速率很小。
物理化学教案完整版
物理化学教案完整版一、教学内容本节课选自《物理化学》教材第四章“化学平衡”，具体内容为反应速率与化学平衡的相互关系，包括勒沙特列原理、平衡常数的概念及其应用。
二、教学目标1. 让学生理解并掌握化学反应速率与化学平衡的基本概念，以及二者之间的相互关系。
2. 使学生能够运用勒沙特列原理和平衡常数解决实际问题。
3. 培养学生的实验操作能力，提高他们观察、分析和解决问题的能力。
三、教学难点与重点教学难点：勒沙特列原理的理解与应用、平衡常数的计算。
教学重点：化学反应速率与化学平衡的相互关系，实验操作技巧。
四、教具与学具准备1. 教具：多媒体课件、实验器材、演示用化学反应装置。
2. 学具：笔记本、笔、计算器。
五、教学过程1. 实践情景引入（5分钟）通过展示一个简单的化学反应实验，让学生观察并思考反应速率与化学平衡的关系。
2. 理论讲解（15分钟）讲解化学反应速率、化学平衡的定义，引入勒沙特列原理和平衡常数，阐述它们在化学反应中的应用。
3. 例题讲解（15分钟）选取一道具有代表性的例题，详细讲解解题思路和步骤。
4. 随堂练习（10分钟）学生独立完成随堂练习，巩固所学知识。
5. 实验演示与操作（20分钟）演示实验操作步骤，引导学生观察实验现象，并解释原因。
六、板书设计1. 化学反应速率与化学平衡的关系2. 勒沙特列原理3. 平衡常数4. 例题及解答5. 实验操作步骤及注意事项七、作业设计1. 作业题目：（1）计算某化学反应的平衡常数。
（2）根据勒沙特列原理，分析实验现象。
2. 答案：（1）平衡常数 K = [C][D] / [A][B]（2）根据勒沙特列原理，当温度、压力等条件改变时，系统会自动调整，以达到新的平衡状态。
八、课后反思及拓展延伸2. 拓展延伸：引导学生关注化学反应在实际生活中的应用，激发他们的学习兴趣。
重点和难点解析1. 勒沙特列原理的理解与应用2. 平衡常数的计算3. 实践情景引入的设计4. 例题讲解的深度和广度5. 作业设计的针对性和拓展性一、勒沙特列原理的理解与应用1. 解释勒沙特列原理的基本原理，即系统在受到外界条件影响时，会自动调整反应方向，以达到新的平衡状态。
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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(
pA
/
p
)]
b[
B
RT
ln(
pB
/
p
)]
ln
( pG / p )g ( pH / p )h ( pA / p )a ( pB / p )b
1 RT
(
gG
hH
a
A
bB )
所以在一定的T下，
仅是T的函数
复相反应：有气相和凝聚相（液相、固体）共同参 与的反应称为复相化学反应。
NH4HCO3(s) NH3(g)+H2O(g)+CO2(g) CaCO3(s) CaO(s)+CO2(g)
例如：密闭容器中 CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g)
平衡时， (CO2,g) (CaO,s) (CaCO3,s)
的分压
[gG
h
H
(a
A
b
B
)]
RT ln
( pG' / p )g (( pH' / p )h
(
p
' A
/
p
)a
(
pB'
/
p
)b
令 则
QP
( pG' / p )g (( pH' / p )h ( pA' / p )a ( pB' / p )b
rGm rGm RT ln QP RT ln K RT ln QP
解： ΔfGөm(COCl2,g)=-210.5KJ.mol-1
因Cl2为稳定单质， ΔfGөm(Cl2,g)=0
rGm Bf Gm ,B
B
所以，该反应的
ΔrGөm=(-210.5)-(-137.3+0)=-73.2KJ.mol-1
rGm RT ln K
Kө=6.78*10 12
4.3 平衡常数的各种表示法
mixG RT (nA ln xA nB ln xB )
RT[(1 ) ln(1 ) ln ]
G G* mixG
* A
(B*
* A
)
RT[(1)ln(1)
ln ]
ξ, (1- ξ)均小于1mol，故ΔmixG<0,系统总的吉布斯函数G 总小于G*
因为G总小于G*，G 必然会在某ξ时出现 极小值。在一定T、P， 总的吉布斯函数最低 的点就是反应系统的 平衡态。在此例中， 系统总的物质的量为 1mol， 0<ξ eq<1,即反 应物不能完全转化， 只能进行到一定限度。
rGm
RT
ln
K
RT
ln
Qa
RT
ln
Qa K
G判据：ΔG<0，正向自反，ΔG>0，逆向自发， ΔG=0，反应达平衡；
Qa K ( rGm 0) Qa K ( r Gm 0) Qa K ( r Gm 0)
反应正向自发 反应逆向自发 反应达到平衡
4.2 反应的标准吉布斯自由能变化
一. 化学反应的ΔrGөm和ΔrGm
rGm RT ln K
K exp( rGm / RT )
（2） 计算不易直接测定的反应平衡常数
例如，求
C(s)
1 2
O2
(g)
CO(g)的平衡常数
(1) C(s) O2 (g) CO2 (g)
rrGGm$m(1(1) )
(2)
CO(g)
1 2
O2
(g)
CO2
(g)
(1) - (2) 得（3）
K
（1） 用压力表示的经验平衡常数
K
( pG / p )g ( pH / p )h ( pA / p )a ( pB / p )b
pB
B
p
B
νB：参加反应各物质的计量系数，产物取正，反应物取负；
上式可化为：
K
pG g pH h
p
a A
pBb
( p )[(gh)(ab)] ( B
PB B )( p )
以用来近似地估计反应的可能性。
若ΔrGөm的绝对值不是很大，则只有通过Qa与Kө的 比较才能判断反应方向。
近似规则
rGm 40kJ· mol-1 rGm 40kJ· mol-1
正向自发 逆向自发
40 rGm 40kJ· mol-1 用等温式判断
rGm rGm RT ln Qa
二. rGm 的求算
─范特霍夫等温方程
范特霍夫等温方程
rGm rGm RT ln QP RT ln K RT ln QP
注意
➢Kө：标准平衡常数，对应的分压为平衡时的分压； ➢QP:不是平衡常数，称为分压商，对应的分压为 非平衡状态的任意状态的分压；
范特霍夫等温方程的应用:判断化学反应能否进行以及 进行到什么程度
在标准压力下，由稳定单质生成1 mol化合物时吉布 斯自由能的变化值，称为该化合物的标准生成吉布 斯自由能。用下述符号表示：
f Gm （化合物，物态，温度）
定义时没有规定温度，通常在298.15 K时的值有表可查。
rGm
G
B m,B
B
rGm Bf Gm ,B
B
2. 根据 rGm RT ln K
( pG / p )g ( pH / p )h ( pA / p )a ( pB / p )b
常数 K
Kө标准平衡常数 无量纲
令
gG
h
H
a
A
b
B
r Gm
ln
( pG / p )g ( pH / p )h ( pA / p )a ( pB / p )b
1 RT
( gG
hH
aA
bB )
rGm RT ln K
Kx 、Kp、 Kn 与标准平衡常数的关系：
K K p ( p ) Kx ( p p ) Kn[ p ( p n总)]
若Δν=0， Kx =Kp= Kn=Kө
二. 液相反应的平衡常数
理想溶液
i i RT ln xi
K
(xG )g (xH )h (xA)a (xB )b
B
x B B
理想稀溶液
G*=μ*A+ξ(μ*B-μ*A)
* A * B
GG
ξeq
反应系统吉布斯自由能 变化示意图
3. 化学反应的平衡常数和等温方程
理气化学反应: aA(g)+bB(g)=gG(g)+hH(g)
平衡时 ii (产物) ii (反应物)
gG+hH=aA+bB 理气混合物中某一组分的化学势：
平衡 时的 分压
一定时间之后，反应达到平衡，反应进度达到极限值eq, 只要T、p恒定， eq亦不变。即达到平衡的化学反应其 组成不随时间改变，这就是化学反应的限度。
注意：所谓达到平衡，其实是动态平衡，即反应并未停止， 只不过是正向和逆向进行的速率相等。
2. 反应系统的吉布斯自由能
在等温等压下，当反应物化学势的总和大于产 物化学势的总和时,反应自发向右进行，既然产物的 化学势低，为什么反应不能进行到底，而是达到一 定的限度就停止了。
B
(l)
B
(C)
RT
ln
CB C
K
(cG / c )g (cH / c )h (cA / c )a (cB / c )b
B
(cB
/ c ) B
非理想溶液
K
(aG )g (aH )h (aA)a (aB )b
B
a B B
三. 复相反应
均相反应：反应物和产物在同一相中，例：气相反 应，溶液中进行的无气体和固体析出的反应
即 (CO2 ,g) RT ln( p(CO2,g) p ) (CaO,s) (CaCO3,s)
：产物和反应物的计量数之差
K
pG g pH h pAa pBb
( p ) [(g h)(ab)]
( B
PB B )( p )
令
Kp
B