第四章化学平衡熵和Gibbs函数
(完整版)无机化学考研试题(含答案,已经整理好的)
一、单选题 第2章 热化学1、在下列反应中，Q p =Q v 的反应为（ ）（A ）CaCO 3(s) →CaO(s)+CO 2(g) （B ）N 2(g)+3H 2(g) →2NH 3(g)（C ）C(s)+O 2(g) →CO 2(g) （D ）2H 2(g)+O 2(g) →2H 2O （l ）2、下列各反应的（298）值中，恰为化合物标准摩尔生成焓的是（ ） （A ）2H(g)+ O 2(g)→H 2O （l ） （B ）2H 2(g)+O 2(g)→2H 2O （l ）（C ）N 2(g)+3H 2(g)→2NH 3(g) （D ）N 2(g) +H 2(g)→NH 3(g)3、由下列数据确定CH 4(g)的为（ ） C(石墨)+O 2(g)=CO 2(g) =-393.5kJ·mol －1H 2(g)+ O 2(g)=H 2O (l) =-285.8kJ·mol －1CH 4(g)+2O 2(g)=CO 2(g)+2H 2O （l ） =-890.3kJ·mol －1（A ）211 kJ·mol －1； （B ）-74.8kJ·mol －1；（C ）890.3 kJ·mol －1； （D ）缺条件，无法算。
4、已知：（1）C(s)+O 2(g)→CO(g), (1)= -110.5k J·mol －1（2）C(s)+O 2(g)→CO 2(g),(2)= -393.5k J·mol －1 则在标准状态下25℃时，1000L 的CO 的发热量是（ ）（A ）504 k J·mol －1 （B ）383 k J·mol －1 （C ）22500 k J·mol －1 （D ）1.16×104 k J·mol －15、某系统由A 态沿途径Ⅰ到B 态放热100J ，同时得到50J 的功；当系统由A 态沿途径Ⅱ到B 态做功80J 时，Q 为 （ ）（A ） 70J （B ） 30J （C ）－30J （D ）－70J6、环境对系统作10kJ 的功，而系统失去5kJ 的热量给环境，则系统的内能变化为 （ ）（A ）－15kJ （B ） 5kJ （C ） －5kJ （D ） 15kJ7、表示CO 2生成热的反应是（ ）（A ）CO （g ）+ 1/2O 2（g ）=CO 2（g ）ΔrHmθ=-238.0kJ.mol-1（B ）C （金刚石）+ O 2（g ）=CO 2（g ）ΔrHmθ=-395.4kJ.mol-1（C ）2C （金刚石）+ 2O 2（g ）=2CO 2（g ）ΔrHmθ=-787.0kJ.mol-1（D ）C （石墨）+ O 2（g ）=CO 2（g ）ΔrHmθ=-393.5kJ.mol-1二、填空题1、25℃下在恒容量热计中测得：1mol 液态C 6H 6完全燃烧生成液态H 2O 和气态CO 2时，放热3263.9kJ ，则△U 为-3263.9，若在恒压条件下，1mol 液态C 6H 6完全燃烧时的热效应为-3267.6。
大学《无机化学》知识点总结
无机化学第一章：气体第一节：理想气态方程1、气体具有两个基本特性：扩散性和可压缩性。
主要表现在：⑴气体没有固定的体积和形状。
⑵不同的气体能以任意比例相互均匀的混合。
⑶气体是最容易被压缩的一种聚集状态。
2、理想气体方程：nRT PV = R 为气体摩尔常数，数值为R =8.31411--⋅⋅K molJ3、只有在高温低压条件下气体才能近似看成理想气体。
第二节：气体混合物1、对于理想气体来说，某组分气体的分压力等于相同温度下该组分气体单独占有与混合气体相同体积时所产生的压力。
2、Dlton 分压定律：混合气体的总压等于混合气体中各组分气体的分压之和。
3、(0℃=273.15K STP 下压强为101.325KPa = 760mmHg = 76cmHg)第二章：热化学第一节：热力学术语和基本概念1、 系统与环境之间可能会有物质和能量的传递。
按传递情况不同，将系统分为： ⑴封闭系统：系统与环境之间只有能量传递没有物质传递。
系统质量守恒。
⑵敞开系统：系统与环境之间既有能量传递〔以热或功的形式进行〕又有物质传递。
⑶隔离系统：系统与环境之间既没有能量传递也没有物质传递。
2、 状态是系统中所有宏观性质的综合表现。
描述系统状态的物理量称为状态函数。
状态函数的变化量只与始终态有关，与系统状态的变化途径无关。
3、 系统中物理性质和化学性质完全相同而与其他部分有明确界面分隔开来的任何均匀部分叫做相。
相可以由纯物质或均匀混合物组成，可以是气、液、固等不同的聚集状态。
4、 化学计量数()ν对于反应物为负，对于生成物为正。
5、反应进度νξ0)·(n n sai k et -==化学计量数反应前反应后-，单位：mol第二节：热力学第一定律0、 系统与环境之间由于温度差而引起的能量传递称为热。
热能自动的由高温物体传向低温物体。
系统的热能变化量用Q 表示。
若环境向系统传递能量，系统吸热，则Q>0；若系统向环境放热，则Q<0。
无机化学考研试题(含答案-已经整理好的)
一、单选题 第2章 热化学1、在下列反应中，Q p =Q v 的反应为（ ）（A ）CaCO 3(s) →CaO(s)+CO 2(g) （B ）N 2(g)+3H 2(g) →2NH 3(g)（C ）C(s)+O 2(g) →CO 2(g) （D ）2H 2(g)+O 2(g) →2H 2O （l ）2、下列各反应的（298）值中，恰为化合物标准摩尔生成焓的是（ ）（A ）2H(g)+ O 2(g)→H 2O （l ） （B ）2H 2(g)+O 2(g)→2H 2O （l ）（C ）N 2(g)+3H 2(g)→2NH 3(g) （D ）N 2(g) +H 2(g)→NH 3(g)3、由下列数据确定CH 4(g)的为（ ） C(石墨)+O 2(g)=CO 2(g) =-393.5kJ·mol －1H 2(g)+ O 2(g)=H 2O(l) =-285.8kJ·mol －1CH 4(g)+2O 2(g)=CO 2(g)+2H 2O （l ）=-890.3kJ·mol －1 （A ）211 kJ·mol －1； （B ）-74.8kJ·mol －1；（C ）890.3 kJ·mol －1； （D ）缺条件，无法算。
4、已知：（1）C(s)+O 2(g)→CO(g), (1)= -110.5k J·mol －1（2）C(s)+O 2(g)→CO 2(g),(2)= -393.5k J·mol －1 则在标准状态下25℃时，1000L 的CO 的发热量是（ ）（A ）504 k J·mol －1 （B ）383 k J·mol －1 （C ）22500 k J·mol －1 （D ）1.16×104 k J·mol －15、某系统由A 态沿途径Ⅰ到B 态放热100J ，同时得到50J 的功；当系统由A 态沿途径Ⅱ到B 态做功80J 时，Q 为 （ ）（A ） 70J （B ） 30J （C ）－30J （D ）－70J6、环境对系统作10kJ 的功，而系统失去5kJ 的热量给环境，则系统的内能变化为 （ ）（A ）－15kJ （B ） 5kJ （C ） －5kJ （D ） 15kJ7、表示CO 2生成热的反应是（ ）（A ）CO （g ）+ 1/2O 2（g ）=CO 2（g ）ΔrHmθ=-238.0kJ.mol-1（B ）C （金刚石）+ O 2（g ）=CO 2（g ）ΔrHmθ=-395.4kJ.mol-1（C ）2C （金刚石）+ 2O 2（g ）=2CO 2（g ）ΔrHmθ=-787.0kJ.mol-1（D ）C （石墨）+ O 2（g ）=CO 2（g ）ΔrHmθ=-393.5kJ.mol-1二、填空题1、25℃下在恒容量热计中测得：1mol 液态C 6H 6完全燃烧生成液态H 2O 和气态CO 2时，放热3263.9kJ ，则△U 为-3263.9，若在恒压条件下，1mol 液态C 6H 6完全燃烧时的热效应为-3267.6。
第四章化学平衡熵和Gibbs函数习题
第四章化学平衡熵和Gibbs 函数习题一、判断1、只有当化学反应的反应商Q =1时，该反应才能处于平衡状态。
（ ）2、对有气体参与的可逆反应，压力的改变不一定会引起平衡移动。
（ ）3、对没有气体参与的可逆反应，压力的改变不一定会引起平衡移动。
（ ）4、化学平衡发生移动时，标准平衡常数一定不改变。
（ ）5、减少反应生成物的量，反应必定向正方向进行。
（ ）二、单选题1、在一定条件下，反应A(g)+B(g)C(g)的K =10-10。
当反应在密闭容器中进行时，（ ）。
(A)相同物质的量的A 、B 、C 气体混合，平衡后，气体C 的物质的量一定增加；(B)由于反应逆向进行，气体C 不存在；(C)由于反应具有可逆性，在一定条件下气体混合物中，A 、B 、C 物质的量一定能相等；(D)由于正向反应进行的程度很小，A 、B 、C 气体平衡混合物中，C 的物质的量相对较小。
2、已知298K 时，反应Ag 2O(s)→2Ag(s)+12O 2(g)的△r S m θ=66.7J ·mol-1·K -1， △f H m θ (Ag 2O,s)=-31.1kJ ·mol -1，则Ag 2O 的最低分解温度约为（ ）。
(A)740K ； (B)466K ； (C)233K ； (D)194K 。
3、1molA 2和1molB 2，在某温度下，于1L 容器中建立下列平衡：A 2(g)+B 2(g)2AB(g)，则系统中（ ）。
(A)c (AB)=2mol ·L -1； (B)一定是c (AB)=c (A 2)；(C)c (A 2)<c (B 2)； (D)0<c (AB)<2mol·L -1。
4、已知反应FeO(s)+C(s)→CO(g)+Fe(s)的△r H >0，△r S >0，（设△r H 、△r S 不随温度改变而改变），下列叙述正确的是（ ）。
化学平衡
Kθ1=Kθ22=1/Kθ3
2014-9-22 15
多重平衡原理 P75 例4－2 两个化学方程式相加或相减，所得新化学 方程式的平衡常数，可由原来的两个化学方程 式的平衡常数相乘或相除得到。
2NO(g)+O2(g) +) 2NO2(g) 2NO2(g) N2O4(g) N2O4(g)
K 1 θ K 2 K
2014-9-22
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第四章 化学平衡 熵和Gibbs函数
本章要求
了解化学平衡的概念，理解标准平衡常 数的意义；掌握有关化学平衡的应用，熟悉 有关化学平衡移动的原理；理解自发反应与 熵变的关系，初步学会用吉布斯自由能变化 去判断化学反应的方向。 重点：标准平衡常数的计算, 平衡移动原理， Gibbs函数的相关计算.
CO(g)+H2O(g)
CO2(g)+H2(g)
Ag (aq)+CI (aq)
+
-
AgCI(s)
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(2)同一反应，在不同条件下的可逆性也不同。
H2(g)+O2(g)
正 逆
2H2O(g)
878-1273K时，正反应占绝对优势 4273-5273K时，逆反应占绝对优势 (3)少数反应在一定条件下不可逆
cθ=1mol·L-1 标准浓度；[B]:平衡浓度 Pθ=100kpa 标准大气压;PB:平衡分压kpa
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不论是溶液中的反应、气相反应还是复杂反 应，Kθ均无量纲。
液相反应的Kc与Kθ数值相等，气相反应的Kp与Kθ 数值一般不等。
﹡ 温度一定，Kθ为定值，与浓度无关。
Zn(s)+2H (aq)
gG+hH
本章要求 了解化学平衡的概念,理解标准平衡常数的意义;
J>Kθ，反应逆向进行，直至平衡。
2015-6-27
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一、浓度对平衡的影响
P80：例 4-5 Fe2+(aq)+Ag+(aq)= Fe3+(aq)+Ag(s) C(Fe2+)0.100mol.L-1 α(Ag+)=16% C(Fe2+)0.300mol.L-1 α(Ag+)=43% 结论：在恒温下，增加反应物的浓度或 减小生成物的浓度，平衡向正反应方向移动； 相反，减小反应物的浓度或增大生成物的浓度， 平衡向逆反应方向移动。
θ 3=K θ 1K θ 2
θ
2NO(g)+O2(g)
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§4.2 标准平衡常数的应用
一、判断反应程度
同类型反应，给定条件下，Kθ值越大， 表示正向反应进行的越完全。 反应进行程度常用平衡转化率表示
α( A) = n0 ( A) －neq ( A) n0 ( A) ×100%
n0 ( A) : 起始时A的物质的量 neq ( A) : 平衡时A的物质的量
Pi─平衡分压 单位 Pa或kPa
若(a+b)≠(g+h),KC或KP有单位，但 一般不写。
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2.标准平衡常数
aA(g)+bB(g)
K
gG(g)+hH(g)
h
c( G ) c c( A ) c
g
a
c( H ) c c( B ) c
b
pG g pH h [ θ] [ θ] p p θ K = p A a pB b [ θ] [ θ] p p
二、标准平衡常数表达式 1. (实验)经验平衡常数
化学平衡 熵和Gibss函数
在该平衡常数表达式中，各物种均以各自的标准态为参考态。如果是气体，要用分压表示，但分压要除以 ；若是溶液中的某溶液，其浓度要除以 ；若是液体或固体，其标准态为相应的纯液体或纯固体，因此，表示液体和固体状态的相应物理量不出现在标准平衡常数表达式中（称其活度为1）
影响平衡的因素有浓度、压力、温度等。催化剂能缩短反应达到平衡的时间，但不能使化学平衡移动。
4.3.1、浓度对化学平衡的影响
根据任意状态下 J与 的相对大小关系，可判断平衡移动的方向。温度一定时，增加反应物的浓度或增加生成物的浓度，J＜ 平衡向正反应方向移动；相反；减小反应物的浓度或减小生成物的浓度，J＞ 平衡向逆反应方向移动；平衡时，J = 。
对同类反应而言，KΘ越大，反应进行的越完全。
反应进行的程度也常用平衡转化率来表示。KΘ愈大，往往 也愈大。
教师引导学生比较平衡常数和转化率。
① K与体系的起始状态无关，与T有关；
② α与反应物的起始状态有关；与T有关；
③ 在平衡体系中增加某一物质的起始浓度，可使另一物质的转化率提高。
N 2 (g) + 3 H 2 (g) = 2 NH 3 (g) 可逆性显著
Ag + (aq) + Cl - (aq) = AgCl (s) 可逆程度小
将化学反应计量式中从左向右进行的反应叫正反应，向右向左进行的反应叫逆反应，用两个相反的箭头 表示可逆。
可逆反应是在同一条件（温度、压力、浓度等）下，既可以正向进行又可以逆向进行的反应.
N 2 O 4 (g) 2 NO 2 (g)
化学平衡的熵变 焓变和Gibbs自由能变化的关系
化学平衡的熵变焓变和Gibbs自由能变化的关系化学平衡的熵变，焓变和Gibbs自由能变化的关系在化学反应中，平衡态是指反应物转化成产物的速率相互之间达到平衡的状态。
化学平衡的熵变，焓变和Gibbs自由能变化是描述平衡态的重要物理量。
本文将探讨化学平衡中的熵变，焓变和Gibbs自由能的关系。
1. 熵变的概念及计算熵是描述系统无序程度的物理量，其变化量称为熵变。
在化学反应中，熵变的计算可以通过以下公式得出：ΔS = Σn_S(products) - Σn_S(reactants)其中，ΔS表示熵变，Σn_S表示各物质的摩尔熵。
2. 焓变的概念及计算焓是系统内部能量的一种表现形式，焓变则是反映反应热效应的物理量。
在化学反应中，焓变的计算可以通过以下公式得出：ΔH = Σn_H(products) - Σn_H(reactants)其中，ΔH表示焓变，Σn_H表示各物质的摩尔焓。
3. Gibbs自由能变化的概念及计算Gibbs自由能是描述系统是否能够自发发生变化的物理量。
在化学反应中，Gibbs自由能变化可以通过以下公式得出：ΔG = ΔH - TΔS其中，ΔG表示Gibbs自由能变化，T表示温度，ΔH表示焓变，ΔS表示熵变。
4. 熵变，焓变和Gibbs自由能变化之间的关系根据热力学第二定律，当ΔG小于零时，反应是自发进行的，系统向平衡态靠近。
因此，ΔG可以用来预测反应是否会发生和反应的方向。
而ΔG的正负与焓变和熵变之间存在如下关系：当ΔH为负，ΔS为正时，ΔG一定为负，反应为自发进行的。
当ΔH为正，ΔS为正时，ΔG在高温下可能为负，低温下可能为正，需要温度来决定反应的进行与否。
当ΔH为负，ΔS为负时，ΔG在低温下一定为负，高温下可能为正，需要温度来决定反应的进行与否。
当ΔH为正，ΔS为负时，ΔG一定为正，反应不会自发进行。
总结：化学平衡的熵变，焓变和Gibbs自由能变化之间存在密切的关系。
根据热力学第二定律，当Gibbs自由能变化ΔG小于零时，反应是自发进行的，系统向平衡态靠近。
化学平衡省公开课一等奖全国示范课微课金奖PPT课件
2 GeWO4 (g)
若反应开始时，GeO和W2O6 分压均为100.0 kPa,平 衡时GeWO4(g) 分压为98.0kPa。求平衡时GeO和W2O6 分压、平衡转化率以及反应标准平衡常数。
无机化学
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4.2 标准平衡常数应用
第4章 化学平衡 熵
解： 2GeO(g) + W2O6(g) 2GeWO4(g)
KΘ1 =
p( NH 3
)
p
2
3
p(N2
)
p
p(H
2
)
p
1/2N2(g)+3/2H2(g) NH3(g)
KΘ2 =
p( NH
3
)
p
1
3
p(N2
)p2 源自p(H2)p
2
无机化学
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4.1 标准平衡常数
第4章 化学平衡 熵
NH3(g) 1/2N2(g)+3/2H2(g)
1 64.74 57.78
0
16.88 9.914 95.73
2 65.95 52.53
0
20.68 7.260 90.54
3 62.02 62.50
0
13.08 13.57 97.87
4 61.96 69.49
0
10.64 18.17 102.64
5
0
0
62.10 6.627 6.627 48.85
对普通化学反应，当温度一定时：
aA(g)+bB(aq)+cC(s)
xX(g)+yY(aq)+zZ(l)
KΘ=
pX
p
x
cY
热力学中的Gibbs自由能与化学平衡
热力学中的Gibbs自由能与化学平衡热力学是研究物质的能量转化和分配规律的一门学科。
而在热力学中，Gibbs自由能是一个重要的概念，它与化学平衡密切相关。
本文将探讨Gibbs自由能在热力学和化学平衡中的作用和意义。
首先，我们先来了解一下Gibbs自由能是什么。
Gibbs自由能是热力学中刻画系统能量状态的一个重要参量，用符号G表示。
在恒温恒压下，Gibbs自由能可以通过下式计算得到：G = H - TS其中H表示系统的焓，T表示温度，S表示系统的熵。
从这个式子可以看出，Gibbs自由能综合考虑了系统在不同温度和压强下的热力学性质，可以有效描述系统的稳定性和可能的变化趋势。
当系统达到平衡态时，Gibbs自由能取得最小值。
化学平衡是指化学反应达到动态平衡时，反应物和生成物的浓度不再发生明显变化。
在化学反应过程中，各种反应物和生成物之间的浓度变化遵循一定的规律。
而Gibbs自由能可以帮助我们理解和解释这种规律。
当一个化学反应处于平衡态时，系统的Gibbs自由能变化为零。
这是因为在平衡态下，反应物和生成物之间的反应速率相等，且系统的Gibbs自由能取得最小值。
当Gibbs自由能变化为零时，我们可以得到下面的方程：ΔG = 0根据Gibbs自由能公式，我们可以将这个方程改写为：ΔG = ΔH - TΔS = 0这个方程被称为Gibbs自由能方程，它是判断一个化学反应是否能够自发进行的重要准则。
当ΔG小于零时，反应是自发进行的，系统处于不稳定状态；当ΔG大于零时，反应是不自发进行的，系统处于稳定状态；而当ΔG等于零时，反应处于平衡态。
因此，Gibbs自由能方程不仅可以判断反应的方向，还可以预测反应的平衡位置。
除了判断反应的方向和平衡位置外，Gibbs自由能还可以帮助我们理解反应速率。
根据热力学的理论，反应速率与Gibbs自由能变化相关。
当反应物的Gibbs自由能高于生成物时，反应速率较快，反应是有利的；而当反应物的Gibbs自由能低于生成物时，反应速率较慢，反应是不利的。
反应熵判据,熵判据,gibbs函数判据
反应熵判据、熵判据和Gibbs函数判据是化学反应平衡时常用的判据，它们对于理解和预测化学反应平衡至关重要。
本文将分别介绍这三种判据的定义、原理及应用，以期使读者对化学反应平衡有更深入的理解。
一、反应熵判据1. 反应熵判据的定义反应熵判据，又称为ΔS判据，是指化学反应中反应物和生成物的摩尔熵变化之差。
在常压下，ΔS判据可以用下式表示：ΔS = ΣS(products) - ΣS(reactants)2. 反应熵判据的原理熵是描述物质分子微观排列方式的物理量，而反应熵判据描述了化学反应中微观排列方式的改变。
当化学反应发生时，原子或分子的排列方式会发生变化，从而导致熵的变化。
若ΔS>0，表示反应过程中产生了更多的微观排列方式，即反应向熵增的方向进行；若ΔS<0，表示反应过程中微观排列方式减少，即反应向熵减的方向进行。
3. 反应熵判据的应用反应熵判据的正负值可以揭示化学反应的趋势，有助于预测反应的方向。
在实际应用中，通过计算ΔS值可以推测出化学反应的平衡位置，为合成反应的设计提供重要参考。
二、熵判据1. 熵判据的定义熵判据指的是反应体系在等温等压条件下的熵值的变化，其计算公式如下：ΔS = ΣS(products) - ΣS(reactants)2. 熵判据的原理在热力学中，熵是描述系统无序程度的物理量，而熵判据描述了化学反应中系统无序程度的变化。
当化学反应发生时，系统的无序程度会发生变化，从而导致熵的变化。
若ΔS>0，表示反应过程中无序程度增加，即反应向熵增的方向进行；若ΔS<0，表示反应过程中无序程度减小，即反应向熵减的方向进行。
3. 熵判据的应用熵判据是化学反应平衡的重要判据之一，通过计算ΔS值可以预测反应的方向和平衡位置。
在化学工程和生物工艺等领域，熵判据的应用十分广泛，有助于优化反应条件和提高反应产率。
三、 Gibbs函数判据1. Gibbs函数判据的定义Gibbs函数判据是指在等温等压条件下，反应体系的Gibbs自由能的变化，其计算公式如下：ΔG = ΣG(products) - ΣG(reactants)2. Gibbs函数判据的原理Gibbs函数是体系可以进行非体积功的最大能量，而Gibbs函数判据描述了化学反应中Gibbs自由能的变化。
无机化学课件：第四章化学平衡熵和Gibbs函数
9
例如： H2 (g) I2 (g) 2HI(g)
K1
[ p(HI) / p ]2
[ p(H2 ) / p ][p(I2 ) / p ]
1 2 H 2 (g)
1 2 I 2 (g)
HI(g)
K2 2HI(g)
H2(g) I2(g)
K3
8/30/2022
10
多重平衡规则
例题：已知25℃时反应 ①2BrCl(g) Cl2(g)+Br2(g) K 1=0.45 ②I2(g)+Br2(g) 2IBr(g) K 2=0.051
8/30/2022
8
对于一般可逆反应：
aA(g) bB(aq) cC(s) xX(g) yY(aq) zZ(l)
标准平衡常数为：
K
pX / p xcY / c y pA / p acB / c b
K 是没有量纲的量, 它只是温度的函数； * 标准平衡常数必须与化学反应计量式相对应。
8/30/2022
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解： 2GeO (g) + W2O6 (g)
开始p (kPa) 100.0
100.0
平衡p (kPa) 2.0
51.0
2 GeWO4 (g) 0
98.0
平衡时p(GeO)=100.0 - 98.0 =2.0 kPa
平衡时p (W2O6)=100.0
-
98.0 2
=51.0 kPa
8/30/2022
8/30/2022
4
化学平衡特征：动、定、变
1)是动态平衡， r正=r逆≠0 2)各组分浓度不变、组成不变
3)条件改变, r正≠r逆 ，平衡被破坏，在新条件下建立新的平衡。
化学平衡 熵和吉布斯函数
式中pC，pD和 pA，pB分别产物和反应物的平衡压力。
8
2.标准平衡常数表示方法 aA + bB cC + dD
Θ) c· Θ) d ([C]/ c ([D] ] / c (1) KΘ = ————————— ([A] /cΘ) a([B] /cΘ) b Θ) c· Θ) d ( p / p ( p / p C D (2) KΘ = ———————— (pA/pΘ) a· (pB/pΘ) b
第4章 化学平衡 熵 吉布斯函数பைடு நூலகம்
1
化学反应 热力学--反应的可能性（大趋势）
如方向、限度；
化学平衡--限度下的系统状况
2
本章前一部分主要内容 4.1 化学平衡与平衡常数
4.2 标准平衡常数与标准自由能变
4.3 标准平衡常数的应用 4.4 化学平衡的移动
3
4.1 化学平衡与平衡常数 4.1.1 化学平衡的特征
KSθ（ [PbY2-] ） 7 = ———————— = 4.0 × 10 KSθ（ [CaY2-] ）
ΔrGmΘ = - RTlnKΘ = -8.314 ×10-3 ×310ln 4.0×107 = -45.1 kJ· mol-1 故可通过注射乙二胺四乙酸钙二钠解毒。
21
例5 甲烷与水蒸汽反应，是工业上制氢的重要反应。试 利用标准生成Gibbs函数变，计算25℃时的标准平衡 常数，并判断该反应的可行性。 解：由附录二中查得: CH4（g）+ H2O（g）= CO（g） + 3H2 （g） fGӨ/kJ· mol-1 -50.75 -228.6 -137.15 0 rGmӨ= fGmӨ(CO)+3 fGmӨ(H2)- fGmӨ(CH4)- fGmӨ(H2O) = -137.15+ 3×0 - (-50.75 -228.6 ) =142.2 kJ· mol-1 故25℃时该反应不能自发进行。 3 G 142 . 2 10 r m lg K 2.303RT 2.303 8.314 298 24.92 KӨ = 1.0×10-25
化学平衡中的热力学：平衡常数与Gibbs自由能
化学平衡中的热力学：平衡常数与Gibbs自由能化学平衡是化学反应中的一个重要概念。
在平衡状态下，反应物与生成物的浓度或压力保持恒定，反应速率相互平衡，从而使得反应处于一个稳定状态。
研究化学平衡是理解和预测化学反应过程的关键。
本文将讨论化学平衡中的热力学参数，尤其是平衡常数和Gibbs自由能的概念与计算方法。
一、平衡常数平衡常数（K）是衡量化学平衡程度的一个重要指标。
对于一个平衡反应，其平衡常数定义为反应物浓度的乘积除以生成物浓度的乘积的比值，符号表示如下：$$ K = \frac{{[C]^c[D]^d}}{{[A]^a[B]^b}} $$上式中，方括号表示物质的浓度，大写字母表示物质的化学式，小写字母表示物质的反应系数。
根据该定义可知，只有气体或溶液状态下的化学物质才能参与平衡常数的计算。
平衡常数的大小决定了反应的方向。
当平衡常数大于1时，生成物浓度相对较高，反应偏向生成物的一方，反之亦然。
当平衡常数等于1时，反应物与生成物的浓度相等，反应处于平衡状态。
平衡常数与反应温度密切相关。
根据Le Chatelier原理，温度的改变会影响反应的平衡位置。
当增加温度时，平衡常数会发生变化，反应会向吸热方向进行以吸收多余的热量；当降低温度时，则反应会向放热方向进行以释放多余的热量。
二、Gibbs自由能Gibbs自由能（G）是描述化学反应在特定温度和压力下的可用能的重要参量。
它是热力学中衡量体系稳定性和进行反应方向判断的关键指标。
Gibbs自由能的计算公式如下：$$ \Delta G = \Delta H - T \Delta S $$其中，ΔG表示反应的Gibbs自由能变化，ΔH表示化学反应的焓变，ΔS表示化学反应的熵变，T表示反应温度。
当ΔG小于0时，表示反应是自发进行的，反应朝着产物的方向进行；当ΔG大于0时，表示反应非自发进行，需要外界输入能量才能实现反应；当ΔG等于0时，表示反应处于平衡状态。
需要注意的是，Gibbs自由能的计算需要考虑反应溶液的活度。
第四章化学平衡熵和Gibbs函数
第四章化学平衡熵和Gibbs 函数1.已知下列反应在 1362K 时的标准平衡常数： ① H 2（g ）＋ 2 1 S 2（g ）⇌ H 2S （g ）1K =0.80 3H ② 2（g ）＋SO 2（g ）⇌ H 2S （g ）＋2H 2O （g ）2K =1.8×10 4 计算反应：4H 2（g ）＋2SO 2（g ）⇌ S 2（g ）＋4H 2O （g ）在 1362K 时的标准平衡常数 K 。
解：这是一个利用多重平衡规则求解的实例，在对反应方程式进行线性组合时，原则是要消去所求反应方程式中不存在的物种。
将式（②－①）×2 得：4H 2（g ）＋2SO 2（g ）⇌ S 2（g ）＋4H 2O （g ）K=（ 2 K / 1 K ） 2 =（1.8×10 4 /0.80) 2= 5.1×108 2 .将 1.500mol NO ，1.000mol Cl 2 和 2.500mol NOCl 在容积为 15.0L 的容器中混合。
230°C..时，反应：2NO （g ）＋Cl 2（g ）⇌2NOCl （g ）达到平衡时，测得有 3.060mol NOCl 存在。
计 算平衡时NO 的物质的量和该反应的标准平衡常数 K 。
解法一：以物质的量的变化为基准进行计算。
平衡时 NOCl 的物质的量增加了（3.060－2.500）mol =0.560mol ，由反应方程式中各物种的计数量可以确定平衡组成 ：2NO （g ）＋ Cl 2（g ）⇌ 2NOCl （g ）开始时 B n （mol ） 1.500 1.000 2.500平衡时 B n （mol ）1.5000.560 1.000 21×0.560 3.060平衡时，n （NO ）=（1.500—0.560）mol =0.940moln （Cl 2）=0.720molp （NO ）= V RT NO n ) ( = L K K mol J mol 0 . 15 503 314 . 8 940 . 01 1 ´ × × ´ - - =262kPap （Cl 2）=) ( ) ( ) ( 2 NO n NO p Cl n = 940. 0 262 720 . 0 KPa´ =201 kPap （NOCl ）= 940. 0 262 060 . 3 KPa´ =853 kPaK= ] / ) ( [ ..] / ) ( [ .] / ) ( [ 2 2 2P Cl p p NO p p NOCl p = 27 . 5 )100 / 201 ( ) 100 / 262 ( ) 100 / 853 ( 2 2=解法二：该反应为定温定容下的气相反应各组分气的分压与其物质的成正比，分压的变化量与化学计量式各相应物种计数成正比，因此，可以比较简单的计各物质的平衡分压。
化学平衡熵和Gibbs函数85页PPT
36、如果我们国家的法律中只有某种 神灵， 而不是 殚精竭 虑将神 灵揉进 宪法， 总体上 来说， 法律就 会更好 。—— 马克·吐 温 37、纲纪废弃之日，便是暴政兴起之 时。— —威·皮 物特
38、若是没有公众舆论的支持，法律 是丝毫 没有力 量的。 ——菲 力普斯 39、一个判例造出另一个判例，它们 迅速累 聚，进 而变成 法律。 ——朱 尼厄斯
40、人类法律，事物有规律，这是不 容忽视 的。— —为人类必须具备一种能应付逆境的态度。——卢梭
▪
27、只有把抱怨环境的心情，化为上进的力量，才是成功的保证。——罗曼·罗兰
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28、知之者不如好之者，好之者不如乐之者。——孔子
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29、勇猛、大胆和坚定的决心能够抵得上武器的精良。——达·芬奇
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30、意志是一个强壮的盲人，倚靠在明眼的跛子肩上。——叔本华
谢谢！
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大连理工大学《无机化学》自测练习题无机化学大连理工第五版
大连理工大学《无机化学》自测练习题第一章气体一、判断1、氨的沸点是-33℃，可将100kPa、－20℃时的氨气看作理想气体。
... ...... ...（）2、在相同温度和压力下，气体的物质的量与它的体积成反比。
... ..... ... ..........（）3、质量相同的N2和O2，在同温同压下，它们的体积比为7：8。
..... ... ..........（）4、在一定温度和压力下，混合气体中某组分的摩尔分数与体积分数不相等。
... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ......（）5、混合气体中，某组分气体的分体积是指与混合气体具有相同温度、相同压力时该组分气体单独存在所占有的体积。
... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ... ......................（）二、单选题1、理想气体状态方程用于真实气体的条件是. ... ... ... . ... ... ... ... ... ... ...............（）(A)低温、高压(B)高温、高压(C)低温、低压(D)高温、低压。
2、在温度相同、容积相等的两个密闭容器中，分别充有气体A和B。
若气体A的质量为气体B的二倍，气体A的相对分子质量为气体B的0.5倍，则p(A):p(B) =................................................................................................（）(A) 1/4；(B) 1/2；(C) 2；(D) 4。
3、对下列各种烃来说，使其在充有足量氧的密闭容器中完全燃烧，生成CO2和H2O。
第四章 化学平衡熵和Gibbs函数
第四章化学平衡熵和Gibbs函数[教学要求]1．掌握化学平衡的概念、标准平衡常数、平衡组成的简单计算和多重平衡规则。
2．熟悉反应商判据和Le Chaterlier原理，掌握浓度、压力、问题对化学平衡移动的影响及有关的简单计算。
3．了解标准摩尔熵Smθ的概念和ΔrSmθ的简单计算。
了解标准摩尔生成Gibbs函数的概念、ΔrGmθ的简单计算、ΔrGmθ与ΔrHmθ和ΔrSmθ的关系、ΔrGmθ与Kθ的关系，初步会用ΔrGm和ΔrGmθ判断反应进行的方向和程度。
[教学重点]1．标准平衡常数和吉布斯能变的关系：Van't Hoff等温式、反应商、标准平衡常数及其有关计算、利用反应商和标准平衡常数判断反应进行的方向。
2．浓度、压力、温度对化学平衡移动的影响及其相关计算。
[教学难点]Van't Hoff等温式、标准平衡常数及其有关计算[教学时数]10学时[主要内容]1．化学反应的可逆性和化学平衡。
2．平衡常数表达式（化学平衡定律）及其书写、经验平衡常数（实验平衡常数）和标准平衡常数，浓度平衡常数和压力平衡常数概念及其关系。
标准平衡常数和吉布斯能变：Van't Hoff等温式、反应商、标准平衡常数及其有关计算、利用反应商和标准平衡常数判断反应进行的方向；标准平衡常数与实验平衡常数的关系。
多重平衡规则。
3．化学平衡的移动：浓度、压力、温度对化学平衡移动的影响及其相关计算；从热力学和动力学等方面来选择合理的生产条件。
4.标准摩尔生成Gibbs函数的概念、ΔrGmθ的简单计算、ΔrGmθ与ΔrHm θ和ΔrSmθ的关系、5.ΔrGmθ与Kθ的关系，ΔrGmθ判断反应进行的方向和程度。
[教学内容]§4.1 标准平衡常数 4.1.1 化学平衡的基本特征只有极少数反应是“不可逆的”（单向反应）如:2 KClO3 (s) = 2 KCl(s) + 3 O2(g) 大多数化学反应都是可逆的。
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W2 O 6
100.0 51.0kPa
100.0kPa
100%
49%
§4.2 标准平衡常数的应用
4.2.1 判断反应程度 4.2.2 预测反应方向 4.2.3 计算平衡组成
4.2.1 判断反应程度
K 愈大，反应进行得愈完全； K 愈小，反应进行得愈不完全； K 不太大也不太小(如 10-3< K <103),
p(W2O6)=100.0
kPa
–
98.0 2
kPa=51.0
kPa
K
[
[ pGeWO4 / p ]2 pGeO/ p ]2[ pW2O6 /
p
]
2.0
98.0 1002
1002 51.0
100
4.
7103
平衡转化率：
def
B
n0
B neq n0 B
B
例如：
GeO 100.0 2.0kPa 100% 98%
大多数化学反应都是可逆的。例如：
c /(mol L1)
t/s
H2 (g) I2 (g)
2HI(g)
r正×107 mol
r逆×107
L s 1
1
0
0.0100 0.0100 0 76.0 0
2000 4850
0.00397 0.00397 0.0121 12.0 2.04 0.00213 0.00213 0.0157 3.45 3.43
对于溶液中的反应：
Sn2+(aq)+2Fe3+(aq) Sn4+ (aq)+2Fe2+(aq)
[c(Sn4 ) /c ][c(Fe2 ) /c ]2 K
[c(Sn2 ) /c ][c(Fe3 ) /c ]2
对于一般的化学反应：
aA(g) bB(aq) cC(s) xX(g) yY(aq) zZ(l)
解：pV = nRT 因为T 、V 不变，p∝nB pB cBRT
p0(CO)=(0.0350×8.314×373)kPa=108.5 kPa p0(Cl2)=(0.0270×8.314×373)kPa=83.7 kPa
解：
CO(g)+Cl2 (g) COCl 2(g)
开始cB/(mol·L-1)
解： 2GeO (g) + W2O6 (g) 2 GeWO4 (g)
开始pB/kPa 100.0
100.0
0
变化pB/kPa –98.0
- 98.0 2
98.0
平衡pB/kPa 100.0–98.0
100.0 – 98.0 2
98.0
p(GeO)=100.0 kPa – 98.0 kPa =2.0kPa
反应物部分地转化为生成物。
4.2.2 预测反应方向
反应商： 对于一般的化学反应： aA (g)+ bB(aq)+cC(s) xX(g)+yY(aq)+zZ(l) 任意状态下：
J def [ pi (X) / p ]x[ci (Y) / c ]y [ pi (A) / p ]a[ci (B) / c ]b
K
pX/ p pA/ p
xcY/ c acB/ cybK 是量纲一的量。 K 是温度的函数，与浓度、分压无关。
* 标准平衡常数表达式必须与化学反应计 量式相对应。
H2 (g) I2 (g) 2HI(g)
K1
K1
[ p(HI) / p ]2 [ p(H2 ) / p ][p(I2 ) /
p
第四章 化学平衡 熵和Gibbs函数
§4.1 标准平衡常数 §4.2 标准平衡常数的应用 §4.3 化学平衡的移动 §4.4 自发变化和熵 §4.5 Gibbs函数
§4.1 标准平衡常数
4.1.1 化学平衡的基本特征 4.1.2 标准平衡常数表达式 4.1.3 标准平衡常数的实验测定
4.1.1 化学平衡的基本特征
化学平衡：
在一定条件下，可逆反应处于化学 平衡状态：
r正=r逆≠0
特征： （1）系统的组成不再随时间而变。 （2）化学平衡是动态平衡。 （3）平衡组成与达到平衡的途径无关。
4.1.2 标准平衡常数表达式
对于气相反应：
H2 (g) I2 (g) 2HI(g)
K
[ p(HI) / p ]2
[ p(H2 ) / p ][p(I2 ) / p ]
反应开始：c(H2),c(I2) 较大, c(HI) = 0, r正较大,r逆为 0； 反应进行：c(H2),c(I2)减小,r正减小,c(HI)增大,r逆增大； 某一时刻：r正= r逆，系统组成不变，达到平衡状态。
r/(mol·L1 s·-1)
H2 (g) I2 (g) 2HI(g)
r r正
逆
反应商判据：
J<K J=K J>K
反应正向进行； 系统处于平衡状态； 反应逆向进行。
4.2.3 计算平衡组成
例题：已知反应CO(g)+Cl2(g) COCl2(g) 在定温定容条件下进行,373K时K =1.5108。
反应开始时c0(CO)=0.0350mol·L-1， c0(Cl2)=0.0270mol·L-1， c0(COCl2)=0。计算373K反应达到平衡时各物种的分压和CO 的平衡转化率。
多重平衡原理 例题：已知25℃时反应
①2BrCl(g) Cl2(g)+Br2(g)的K 1 =0.45 ②I2(g)+Br2(g) 2IBr(g)的K 2 =0.051 计算反应 ③2BrCl (g)+ I2(g) 2IBr(g)+ Cl2(g)的 K 3 。 解：反应① + ②得：
2BrCl (g)+ I2(g) 2IBr(g)+ Cl2(g) K 3 = K 1 ·K 2 = 0.45×0.051=0.023
]
1 2 H 2 (g)
1 2 I 2 (g)
HI(g) K 2
K
2
[
p(H2 )
[ p(HI) / p ] / p ]1/ 2[ p(I2 )
/
p
]1/ 2 (K 1 )1/2
2HI(g) H2(g) I2(g)
K3
[
p(H 2 ) / p ][ [ p(HI ) /
p(I2) / p ]2
p
K3 ] =(K 1 )-1
0.0350 0.0270 0
4.1.3 标准平衡常数的实验测定
例题：定温定容下，GeO(g)与W2O6 (g) 反 应生成GeWO4 (g) ：
2GeO (g) +W2O6 (g) 2 GeWO4 (g)
若反应开始时，GeO和W2O6 的分压均 为100.0kPa，平衡时 GeWO4 (g) 的分压为 98.0kPa。求平衡时GeO和W2O6的分压以及 反应的标准平衡常数。