工程化学基础-复习PPT优秀课件

某指定反应物转化率=
该反应物已消耗量 该反应物初始用量
╳
100%
标准吉布斯自由能变与平衡常数 ΔrGmy(T) = -RT lnKy lnKy = -ΔrGmy(T) /RT
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判断反应方向的方法
ΔrGm(T) = -RTlnKy +RTlnJ
当 J<Ky ΔrG <0 当 J=K y ΔrG =0 当 J>Ky ΔrG >0
d. 转化温度，T = ΔrHmy /ΔrSmy 9
化学平衡
对于平衡：aA + bB
gG + dD
用浓度表示
= Ky
CG /C y g CD /C y d
CA /C y
a
y
CB /C
b
用压力表示 Ky 无量纲
Ky =
pG /py
g
pD/py
d
p A /py
a
p B /py
热力学第三定律，绝对熵，标准摩尔熵, 热力学第二定律 11. 吉布斯自由能和吉布斯自由能变 （G, ΔG）（KJ·mol-1） 标准摩尔生成吉布斯自由能 G= H-TS ΔG= ΔH-TΔ S ΔG>0; ΔG=0; ΔG<0
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12.化学平衡 可逆反应； 化学平衡状态；气体分压定律； 标准平衡常数；多重平衡规则；平衡转化 率；化学平衡的移动；影响化学平衡的因 素（浓度， 温度， 压力，催化剂） 13. 酸碱平衡： Kwy, PH, POH, 酸碱质子理论中酸碱的定义 解离常数， 稀释定律，同离子效应 14.沉淀溶解平衡 溶度积Kspy, 溶度积和溶解度的关系，溶度
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一元弱电解质的解离平衡
HAc H+(aq)+Ac－(aq)
NH3·H2O NH4＋＋OH－ 解离常数表达式分别为：
K
y
a
[C(H ) / Cy][C(Ac）/ Cy] [C(HAc) / Cy]
K
y
b
[C(NH4 ) / Cy][C(OH）/ Cy] [C(NH3 H2O) / Cy]
一元弱酸的解离平衡
任一温度， ΔrHmy(T) ≈ ΔrHmy(298.15K)
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熵变
298.15K时，参考态元素的标准摩尔熵不等于零。
298.15K时,ΔrSmy= ∑viSm,生成物y- ∑viSm,反应物y 任一温度， ΔrSmy(T) ≈ ΔrSmy(298.15K)
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吉布斯自由能
a.标准态，298.15K时，
工程化学基础 期末复习
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第 一 章 化学反应的调控与应用
一、基本概念： 1. 系统和环境 敞开体系、封闭体系、孤立体系 2. 状态和状态函数 状态函数的特点 3. 热 和 功（Q和W) 热和功不是状态函数 4. 热 力 学 能， 内能 U,是状态函数
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5. 热 力 学 第 一 定 律 ΔU=Q+W
碰撞理论、过渡状态理论 6
二、相关计算：
热力学第一定律
恒容过程反应热 ΔU=Q+W=QV 恒压过程反应热 ---焓变
a. QP= ΔU+pΔV= ΔH b. 盖斯定律：ΔrH=∑i△rHi c. 反应标准摩尔焓变的计算
298K, ΔrHmy= ∑vi ΔfHmy(生成物)- ∑vi ΔfHmy(反应物)
HA 初始浓度/mol·L-1 c 平衡浓度/mol·L-1 c－x
H+ + A－
00
x
x
(1) 当c/Kay >500, c>>c(H+)，近似看做c-x c,
c(H+) = c(A－)
K
y
a
c
解离度()
已解离的浓度
100%
c0
ceq
100%
初始浓度
c0
解离度： c (H )/c
K
y
a
积规则
5
15.配位平衡 配合物的组成，中心离子（或原子，或 中心体，形成体），配位体，配位数， 内界， 外界， 配合物的命名。 Ky(稳)和 Ky(不稳)
16.化学反应速率
v =1/B ·ΔcB/ Δt 基元反应，质量作用定律，复合反应
速率常数，反应级数，影响化学反应速 率的因素，阿伦尼乌斯公式 17.反应速率理论和活化能
6. 反应热（或者热效应） 恒容过程反应热 QV，QV =ΔU 恒压过程反应热 Qp, QP =ΔH 对气体： Qp= QV+ΔnRT
7. 焓和焓变（H和ΔH)， KJ·mol-1 盖斯定律, 标准摩尔生成焓, 参考态元素, 热力学对标准状态的定义
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8.键能 9.自发过程和自发过程的特点 10. 熵和熵变（J·K-1 ·mol-1）
/
c（, 稀释定律）
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一元弱碱的解离平衡
BOH 初始浓度/mol·L-1 c 平衡浓度/mol·L-1 c－x
b
a. 与反应方程式写法有关； b. 固体或纯液体不表示在方程式中； c. 适用于一切平衡系统。
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分压定律
P =ΣB pB
（1）pB =P·nB/n =P.xB （2）pB =P·VB/V =P.VB%
多重平衡规则： 若: 反应1==反应2+反应3
则：
K1y =K2y.K3y
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平衡转化率
转化率：是指某反应物中已消耗部分占该反应物 初始用量的百分数。
n: 生成气体总分子数-反应气体化学总分子数 总压力增加时: n <0 的反应，平衡右移； n >0 的反应，平衡左移； n =0 的反应，平衡不受的影响。
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(3) 温度对化学平衡的影响
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勒夏特列(Le Chatelier)原理
假如改变平衡系统的条件（如浓度、温 度、压力）之一，平衡就将向减弱这个改变 的方向移动。
ΔrGmy= ∑vi ΔfGmy(生成物）- ∑vi ΔfGmy(反应物）
b. 标准态下，任一温度T，
ΔrGmy(T) = ΔrHmy(T) - T ΔrSmy(T)
≈
≈
ΔrHmy(298.15K)
ΔrSmy(298.15K)
c.非标准态下，任一温度T，
ΔrGm (T) = ΔrGmy(T) +RT InJ ΔrGm (T) < 0, 自发反应 ΔrGm (T) > 0, 非自发反应 ΔrGm (T) = 0, 平衡状态
反应正向自发； 处于平衡状态； 反应正向非自发
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化学平衡的移动 (1)浓度对平衡的影响
（此时温度不变，因而Ky为定值）
改变反应系统中某物质的浓度后，若：
J < Ky 平衡向右移动(正方向自发) J > Ky 平衡向左移动(逆方向自发) J = Ky 平衡不移动
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(2)压力对平衡的影响
总压的改变将同等程度地改变各组分 气体的分压力，因此平衡移动的方向将 决定于各组份气体计量数的代数和。