一标准平衡常数与自由能的关系

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1.4化学反应限度与化学平衡

影响平衡移动的因素：影响平衡移动的因素：反应的温度、反应的温度、压力和物质的浓度等 1．浓度对化学平衡的影响
在一定温度T下值不随浓度变化，在一定温度下，K值不随浓度变化，而反应商值则随值不随浓度变化而反应商Q值则随浓度不同而变化，导致体系的∆G发生变化发生变化，浓度不同而变化，导致体系的发生变化，使反应进行的方向发生变化。比值即可判断化学平衡移动的方向。方向发生变化。由Q/K比值即可判断化学平衡移动的方向。比值即可判断化学平衡移动的方向
θ 2. K θ 与自由能 ∆r Gm 的关系
当体系平衡时，当体系平衡时，∆r Gm = 0 ，反应商中各物质以平衡浓度或平衡分压出现，以平衡浓度或平衡分压出现，即成为标准平衡常数 K θ ，
0 = ∆ r G + RTInK
θ m
θ
∆rGmӨ = -RTlnKӨ = -2.303RTlgKӨ
结论：在其它条件不变的情况下，结论：在其它条件不变的情况下，增加反应物浓度或减少生成物浓度，应物浓度或减少生成物浓度，化学平衡向着正反应方向移动，反应方向移动，增加生成物浓度或减少反应物的浓度，化学平衡向着逆反应的方向移动。的浓度，化学平衡向着逆反应的方向移动。
Kc=x2/(0.02-x)2 =9
解得转化率为
X=0 015mol·dm X=0.015mol dm– mol
3
=[H2] = [CO2]
0.015/0.02 = 0.75 015/ 0.67 0.50
如果K 如果Kc=4时，转化率为如果K 如果Kc=1时，转化率为其中有何规律？其中有何规律？
在可逆反应达到平衡时，在可逆反应达到平衡时，生成物的浓度系数次方的乘积与反应物的浓度系数次方的乘积之比，次方的乘积与反应物的浓度系数次方的乘积之比，在一定温度时是一个常数K 在一定温度时是一个常数K。常数在日常实验中，常用到的平衡常数是经验平在日常实验中，常用到的平衡常数是经验平经验衡常数，而在热力学的讨论中，衡常数，而在热力学的讨论中，最常用的则是标准平衡常数

化学反应的平衡常数和反应热的关系

化学反应的平衡常数和反应热的关系化学反应平衡时，反应物和生成物的浓度达到稳定，此时反应达到了化学平衡。

平衡常数是用来描述化学反应在平衡时的物质浓度比例的指标，而反应热则是反映了化学反应过程中释放或吸收的能量差异。

本文将探讨化学反应的平衡常数和反应热之间的关系。

1. 平衡常数（K）的定义与意义在化学反应达到平衡时，反应物和生成物的浓度之比称为平衡常数（K）。

平衡常数的定义可以通过下述的反应方程式来说明：aA + bB ↔ cC + dD根据反应方程式，平衡常数的表达式为：K = [C]^c [D]^d / [A]^a [B]^b其中，[C]、[D]、[A]、[B] 分别代表反应物和生成物的浓度。

平衡常数的值可以通过实验测定，它不同反应会有不同的数值。

平衡常数的大小决定了反应的“倾向性”，即反应物到产物的转化程度。

当平衡常数K大于1时，反应偏向产物的生成；当K小于1时，反应偏向反应物的生成。

2. 反应热（ΔH）与平衡常数的关系反应热是指化学反应过程中释放或吸收的热能。

它可以用ΔH表示，单位通常为焦耳（J）或千焦（kJ）。

根据化学反应的热力学原理，反应热与平衡常数之间存在关系。

根据吉布斯自由能的变化（ΔG = ΔH - TΔS）以及平衡常数与自由能的关系（ΔG = -RTlnK），可以推导得出反应热与平衡常数的关系：ΔG = -RTlnK = ΔH - TΔS根据上述关系式可以看出，反应热和平衡常数之间的关系受到温度的影响。

当温度升高时，根据方程式可以发现，温度（T）的上升会导致-TΔS项的变化趋势减小，从而使ΔG的值在同一反应方向上减小。

因此，随着温度的升高，反应热（ΔH）对平衡常数的影响逐渐减弱。

总的来说，温度对反应热和平衡常数的影响是相互作用的。

温度的升高会引起反应热的变化，而反应热的变化进而影响了平衡常数的值。

加热可以改变反应热的值，从而改变平衡常数的大小。

然而，需要注意的是，平衡常数与温度的关系并非线性。

2 化学热力学(大学化学)

应用Hess定律不仅可计算某些恒压反应热，而且可计算难以或无法用实验测定的反应热。
第二章化学热力学
下列两个反应的热效应可由实验测得: C + O2 = CO2 △H1=-393.4 KJ· -1 (1) mol CO + 1/2O2 = CO2 △H2=-283.0 KJ· -1 (2) mol 由此可求下面反应的热效应 C + 1/2O2 = CO △H3 =? (3) 因为反应(1)可视为由下图两个途径完成: C CO2
注意
1.注明反应的温度、压力等。 2.注明各物质的聚集状态。
3.同一反应,反应式系数不同, rHm不同。 H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(g) rHm ⊝= -241.82 kJ· -1 mol
4.正、逆反应的Qp的绝对值相同, 符号相反。
HgO(s) →Hg(l) + O2(g) rHm ⊝ = 90.83 kJ· mol
第二章化学热力学
本章学习要求
1 正确理解和掌握系统、环境、状态函数、功、热、热力学能、焓、焓变、标准摩尔生成焓、自发过程、熵、熵变、吉布斯自由能、自由能变、标准摩尔生成自由能等概念。 2 能熟练掌握和运用热力学第一定律解决热力学有关计算。 3 正确书写热化学方程式，熟练地运用盖斯定律计算有关化学反应的热效应。 4 能熟练地计算有关过程的Gibbs自由能变，并能运用热力学有关数据判断过程自发性的方向。
始
从环境吸热Q=10J
对环境作功W=5J
终
U1
U2= U1+Q + W △U= U2- U1= Q + W
U2 热力学第一定律
对于封闭体系热力学第一定律为：
ΔU= Q+W

化学中的△g

化学中的△g在化学中，△G表示一个化学反应的标准自由能变化，也可以用来预测反应的热力学性质。

具体来说，△G是吉布斯自由能变化的简称，是衡量反应进行的方向和限度的重要物理量。

吉布斯自由能的变化可作为恒温、恒压过程自发与平衡的判据，标准自由能变化△G°则是等温等压且不做非体积功时反应自发进行的判据。

在化学反应中，如果△G的值为负，说明这个反应在标准态下是自发进行的；如果△G 的值为正，则说明这个反应在标准态下是非自发的，而是逆向自发的。

此外，△G的计算公式是△G=△H-T△S，其中△H是焓变，T是温度（绝对温度，K），△S是熵变。

在等温等压条件下，化学反应的自由能变化可以通过焓变和熵变来计算。

需要注意的是，自由能变化与具体的反应条件有关，如温度、压力、浓度等。

因此，在实际应用中，需要根据具体的反应条件来计算自由能变化，以判断反应的方向和限度。

总之，△G是化学中一个重要的物理量，可以用来预测反应的热力学性质和反应的方向和限度。

了解△G的概念和计算方法对于深入理解化学反应的本质和规律具有重要意义。

我们可以进一步深入讨论△G（吉布斯自由能变化）在化学中的应用和相关概念。

△G与反应自发性在恒温恒压条件下，一个封闭系统的吉布斯自由能不会增加，即△G ≤0。

这意味着如果一个反应的△G为负，则该反应是自发的。

自发反应是指在没有外部能量输入的情况下，反应能够自然发生。

相反，如果△G为正，则反应是非自发的，需要外部能量输入才能发生。

△G与平衡常数吉布斯自由能变化与化学平衡常数之间有着密切的关系。

对于一个可逆反应，其平衡常数K与标准吉布斯自由能变化△G°的关系可以表示为：△G°= -RTlnK其中R是气体常数，T是绝对温度。

这个公式表明，如果一个反应在标准态下的△G°为负，则其平衡常数K大于1，意味着反应在标准态下更倾向于正向进行。

△G与反应速率需要注意的是，虽然△G可以判断反应的自发性和方向，但它并不直接决定反应的速率。

无机化学第八章化学平衡

[E]e [D]d Kc = ———— [A]a [B]b
方括号内表示的是物质的平衡浓度 Kc 是用平衡浓度表示的平衡常数
的表达式中可以看出, 从经验平衡常数 Kc 的表达式中可以看出,Kc 的单即为浓度的某次幂. 位是: 位是:[mol dm-3]( e + d ) - ( a + b)即为浓度的某次幂. 当 (e + d) = (a + b) 时, Kc 无单位对于气相反应: 对于气相反应: a A (g) +b B (g) eE (g) + dD (g)
§8-1
化学反应的可逆性和化学平衡
可逆反应:在一定条件下, 可逆反应:在一定条件下,一个化学反应即可从左向右进行, 向右进行,又可以从右向左进行的反应叫可逆反应. 叫可逆反应. 例如: CO2(g) + H2 (g) 例如:CO(g) + H2O(g) Ag +(aq) + Cl - (aq) AgCl (s) ↓ 化学反应的这种性质叫反应的可逆性. 化学反应的这种性质叫反应的可逆性.几乎所有的反应都具有可逆性,只是可逆性程度不同.习惯上, 的反应都具有可逆性,只是可逆性程度不同.习惯上, 我们把可逆性显著的化学反应,称为可逆反应( 我们把可逆性显著的化学反应,称为可逆反应(用箭头表示) 可逆性不显著的化学反应, 头表示);可逆性不显著的化学反应,称为不可逆反用平行线表示) 应(用平行线表示).可逆反应最终将导致化学平衡状态(即可逆化学反应可以完成的最大限度) 状态(即可逆化学反应可以完成的最大限度).
注意: 注意平衡状态,平衡体系各物质浓度保持不变, (1)平衡状态,平衡体系各物质浓度保持不变,但各物质浓度值与初始浓度有关. 物质浓度值与初始浓度有关. 平衡常数与各物质初始浓度无关但与温度有关. (2)平衡常数与各物质初始浓度无关但与温度有关. 2-2 平衡常数表达式的书写要求和多重平衡规则 1.平衡常数表达式的书写要求 1.平衡常数表达式的书写要求反应体系中纯固体,纯液体及水溶液中的水的反应体系中纯固体, 浓度不写入平衡常数表达式中. 浓度不写入平衡常数表达式中.如: Cr2O72-(aq) + H2O 2 CrO42-(aq) + 2H+(aq) Kc =

化学反应中的平衡常数与浓度变化

化学反应中的平衡常数与浓度变化在化学反应中，平衡常数和浓度变化是两个关键概念。

平衡常数代表了反应系统在平衡状态下各物质浓度的稳定性，而浓度的变化则直接影响着反应的进行和平衡的维持。

本文将从平衡常数和浓度变化的角度来探讨化学反应的基本特征。

一、平衡常数平衡常数是化学反应在平衡状态下各物质浓度的稳定性指标。

对于一般的化学反应aA + bB ↔ cC + dD，其平衡常数用K表示，可以通过如下公式来确定：K = [C]^c[D]^d / [A]^a[B]^b其中，[A]、[B]、[C]、[D]分别代表了反应物A、B和生成物C、D的摩尔浓度。

平衡常数的数值越大，表示生成物的浓度相对较高，反应趋向于向正向方向进行；而数值越小，则表示反应物的浓度相对较高，反应趋向于向反向方向进行。

平衡常数与化学反应的热力学特征密切相关。

根据热力学第一定律，反应的热力学平衡与反应物和生成物间的能量变化有关。

平衡常数的数值与反应的标准自由能变化ΔG°之间存在着关系，即ΔG° = -RTlnK，其中R为气体常数，T为反应温度。

通过平衡常数的计算，可以预测反应系统的热力学性质，为反应的设计和优化提供理论基础。

二、浓度变化化学反应中，各物质的浓度随着时间的推移而发生变化。

浓度的变化受到平衡常数的调控，同时也受到反应速率的影响。

当反应达到平衡状态时，反应速率前后相等，各物质达到稳定的浓度，此时可以得到平衡常数。

在反应过程中，物质的浓度变化可通过化学动力学方程来描述。

对于一级反应A → B，其反应速率方程为r = k[A]，其中k为速率常数，[A]为反应物A的浓度。

根据该方程，可以得到反应物和生成物的浓度随时间的变化关系。

随着时间的推移，反应物浓度逐渐减少，生成物的浓度则逐渐增加，直到达到平衡状态。

浓度变化还受到温度、压力、催化剂等因素的影响。

在Le Chatelier 原理的指导下，当外界条件改变时，系统会通过调整浓度来恢复平衡。

化学反应中的自由能变化及其意义

化学反应中的自由能变化及其意义第七单元生物氧化一、生物能学的几个概念（一）化学反应中的自由能变化及其意义1.化学反应中的自由能自由能：在一个体系中，能够用来做有用功的那一部分能量称自由能，用符号G表示。

在恒温、恒压下进行的化学反应，其产生有用功的能力可以用反应前后自由能的变化来衡量。

自由能的变化：△G = G产物—G反应物= △H _ T△S△G 代表体系的自由能变化，△H代表体系的焓变化，T代表体系的绝对温度，△S代表体系的熵变化。

焓与熵都是体系的状态函数。

焓代表体系的内能与压力P乘以体积V之和：H = U + PV，dH = dU + PdV + VdP 熵代表体系中能量的分散程度，也就是体系的无序程度：△S = dQ／T ，△S = △S体系+△S环境，只有△S≥0，过程才能自发进行。

2.△G是判断一个过程能否自发进行的根据△G<0，反应能自发进行，能做有用功。

△G>0，反应不能自发进行，必须供给能量。

△G=0，反应处于平衡状态。

一个放热反应(或吸热反应)的总热量的变化（△H），不能作为此反应能否自发进行的判据，只有自由能的变化才是唯一准确的指标。

△G<0仅是反应能自发进行的必要条件，有的反应还需催化剂才能进行，催化剂（酶）只能催化自由能变化为负值的反应，如果一个反应的自由能变化为正值，酶也无能为力。

当△G为正值时，反应体系为吸能反应，此时只有与放能反应相偶联，反应才能进行。

3.标准自由能变化及其与化学反应平衡常数的关系aA+bB →cC+dD标准自由内能变化：在规定的标准条件下的自由能变化，用△G°表示。

标准条件：25℃，参加反应的物质的浓度都是1mol∕L（气体则是1大气压）。

若同时定义pH =7.0，则标准自由能变化用△G°′表示。

△G°′=－GTln K/K/是化学反应的平衡常数，因此，△G°/ 也是一个常数。

常见物质的标准生成自由能△G°′已经列在各种化学手册中，可以根据△G°′= -RT lnK的公式求出平衡常数K′。

吉布斯自由能与平衡常数

吉布斯自由能与平衡常数【主题】吉布斯自由能与平衡常数：深入探讨热力学中的关键概念【引言】在热力学中，吉布斯自由能与平衡常数是两个非常关键的概念。

它们为我们理解物质系统的平衡态和自由能变化提供了重要的工具和指导。

本文将深入探讨吉布斯自由能与平衡常数这两个概念，并从简单到复杂逐渐解析它们的内涵和应用。

【正文】一、吉布斯自由能的概念1.1 吉布斯自由能的定义和意义吉布斯自由能（Gibbs free energy）是一个在化学和物理学领域中经常使用的重要量。

它被定义为系统在等温等压条件下的能量总和与熵的乘积减去温度乘以熵的变化。

吉布斯自由能通过刻画系统的热力学稳定性和可能性，为我们提供了判断和预测物质系统平衡态的依据。

对于封闭系统，在恒温恒压条件下，吉布斯自由能的变化趋向于最小值，以达到平衡。

1.2 吉布斯自由能的计算和应用吉布斯自由能的计算涉及到测量系统的温度、压强、摩尔数和物质组分等参数，以及相关的热力学数据。

通过吉布斯自由能的计算，我们可以比较不同平衡态之间的稳定性，并确定系统在特定条件下的平衡状态。

吉布斯自由能还与其他热力学函数（如焓和熵）存在一系列的关系，从而为我们提供了研究物质变化和平衡过程的工具。

1.3 吉布斯自由能的意义和应用案例吉布斯自由能在实际应用中发挥着重要作用。

在化学反应的动力学研究中，我们可以通过比较吉布斯自由能的变化来判断反应的方向和速率。

吉布斯自由能还可以用于计算反应的平衡常数（K），从而定量描述和预测化学反应的平衡条件。

通过这些应用案例，我们可以更好地理解吉布斯自由能在热力学中的重要性和实用性。

二、平衡常数的概念与应用2.1 平衡常数的定义和意义平衡常数（equilibrium constant）是描述化学反应平衡程度的重要物理量。

它定义为反应物浓度（或压强）的相对变化与产物浓度（或压强）的相对变化的比值。

平衡常数在化学反应的平衡条件下提供了反应物和产物的浓度之间的定量关系，有助于我们理解反应的平衡规律和预测反应的变化趋势。

第6章化学平衡

种物质的量及浓度的关系，以指导工业生产，此即研究
化学平衡的主要目的。
6.1 化学平衡与平衡常数
一、化学反应的可逆性
在一定温度下，一个化学反应既可以按照方程式从左到右进行，也可以从右到左进行，这就是化学反应的可逆性。例如
CO(g) + H2O (g) N2O4(g)
CO2(g)+H2(g) 2NO2
K

1 Kp p
Δn
697752.45Pa =6.98 5 110 Pa
6.2 标准平衡常数Kθ与化学反应的标准自由能变（△rG m）的关系
一、标准平衡常数与化学反应的方向对于反应：aA + bB gG + hH，若为液相反应若为气相反应
Q定义为某时刻反应熵。
2. 若将2个方程式相减，则：
例. SO2+ ½ O2 = SO3 (1) △G ø1 = -70.9 kJ.mol-1 , K1 ø = 2.8 ×1012 NO2 = NO + ½ O2 (2) △G ø2 = +35.3 kJ.mol-1 , K2 ø = 6.3×10-7 方程(1) + (2) ： SO2+ NO2 = NO + SO3 △G ø，K △G ø = △G ø 1 +△G ø2 = -35.6 kJ.mol-1 K ø = K1 ø K2 ø = 1.8 ×106
6.3 化学平衡的移动
条件改变使平衡态变化

浓度压力温度
一、浓度对化学平衡的影响
在恒温条件下增加反应物减小生成物浓度，平衡向正反应方向移动；相反，减小反应物浓度或增大生成物浓度，平衡向逆反应方向移动。

无机化学第二章

0.320 nNH 3 133 .0kPa p( NH 3 ) p总 1.20V
g h
PB BRT
PG G RT PH H RT
PG PH G H RT g hab Kp a b a b PA PB A B g h a b n Kp KcRT KcRT
P P
G A
P
P P P
θ g θ a
H B
P P
θ h θ b

P 1.00 10 Pa 1atm
θ 5
KPθ —标准平衡常数
讨论：对液相反应来说， Kθ 与K数值相等。对气相反应来说， KPθ与KP数值不一定相等。当KP单位是(atm)Δn时，数值相等。当KP单位是(Pa)Δn时，数值不相等（除Δn=0）复相反应 CaCO 3 ( s)
g h
Kp KcRT
R取值： 8.314
n
3 1 1
Pa m mol K 1 1 kPa L mol K
已知反应 2SO3(g) 求Kp。解：根据公式：
O2(g) + 2SO2(g)
3
Kc 在温度1000K和压强100kPa时， 3.54 10 ,
xX(g) yY(aq) zZ(l)
x y
PX Y K a b PA B
平衡转化率：
平衡时某反应物消耗量 100 % 该反应物起始的量起始浓度平衡浓度 100 % 起始浓度
因为平衡状态是封闭系统中可逆反应的最大反应限度，所以，又叫最高转化率。
二、标准平衡常数和吉布斯自由能变化
当
Kp KcRT
3

化学反应的平衡常数与反应热力学

化学反应的平衡常数与反应热力学在化学的世界里，化学反应的平衡常数和反应热力学是两个至关重要的概念。

它们不仅帮助我们理解化学反应的方向和限度，还为实际的化学过程和工业生产提供了理论基础。

让我们先来谈谈什么是化学反应的平衡常数。

简单来说，平衡常数就是在一定温度下，化学反应达到平衡时，生成物浓度的幂之积与反应物浓度的幂之积的比值。

这个比值是一个固定的值，它只与温度有关。

比如说，对于一个一般的化学反应：aA ＋ bB ⇌ cC ＋ dD，其平衡常数 K 的表达式就是：K ＝ C^c × D^d ／ A^a × B^b，这里的A、B、C、D分别代表 A、B、C、D 物质的平衡浓度。

平衡常数的大小反映了化学反应进行的程度。

如果 K 值很大，那就意味着反应进行得很彻底，生成物的浓度相对较高；反之，如果 K 值很小，说明反应进行的程度有限，反应物的剩余量较多。

那反应热力学又是什么呢？它主要研究的是化学反应中的能量变化。

这里有两个重要的概念，一个是焓变（ΔH），另一个是熵变（ΔS）。

焓变指的是化学反应中吸收或放出的热量。

如果ΔH 小于 0，也就是反应放热，这样的反应在热力学上是有利的；而如果ΔH 大于 0，反应吸热，相对来说就不太容易自发进行。

熵变则反映了体系的混乱程度。

如果ΔS 大于 0，意味着体系变得更加混乱无序，这在热力学上是倾向于发生的；反之，ΔS 小于 0 时，体系的有序性增加，不太容易自发进行。

那么，化学反应的平衡常数与反应热力学之间有着怎样紧密的联系呢？实际上，平衡常数与反应的 Gibbs 自由能变（ΔG）有着直接的关系。

Gibbs 自由能变综合考虑了焓变和熵变对反应的影响，其表达式为ΔG＝ΔH TΔS，这里的 T 是热力学温度。

而平衡常数 K 与ΔG 的关系可以表示为：ΔG ＝ RTlnK，其中 R 是气体常数。

通过这个关系，我们就能从热力学的角度来理解和预测化学反应的平衡状态。

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 rG ∆= -RT ln K ，所以m r G ∆是平衡状态时的吉布斯函数变化。

4．m rG ∆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 rG ∆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 rG ∆。

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。

无机化学-化学平衡-平衡常数和自由能变

则应除以1.0×105 KPa，得相对压力,然后再进行计算。
③ 若式中PA ，PB，PC 都等于标准压力，则
lg
Q
=
lg
(pA
/
( pC / p )q p )m ( pB /
p
)n
= lg1 = 0
则 G = G 就是热力学标准态
④ 若体系处于平衡状态，则 G ＝0
GT = G + 2.303 RT lg
① 标准态，298 K
rGm ＝ fGm(生成物) - fGm(反应物) G ＝－ 2.30 RT lg Kp
② 标准态，任意温度
G (T) = H - TS G ＝－ 2.30 RT lg Kp
2、非标准状态
Van’t Hoff 等温式：
GT = G + 2.303 RT lg Q G ＝－ 2.303 RT lg Kp
或 lgK θ Gθ (T )
2.303RT
G = G + 2.303 RT lg Q
可用于计算rG 的公式有： Gm ＝ fGm (生成物) - fGm (反应物) 标准态，298 K rGm ＝ rHm - T rSm，标准态, T K rG ＝ - RTlnK ，T 温度下的平衡常数
( pC / p )q ( pA / p )m ( pB / p )n
＝ G + 2.303 RT lg Kp ＝ 0
式中PA ，PB，PC 分别代表Ａ，Ｂ，Ｃ的平衡分压力
如果系统达到平衡, 则不但意味着△G (T) ＝0, 而且意味着反应商等于标准平衡常数，则
G θ (T ) 2.303RTlg K θ
rG < – 40 kJ·mol-1 或 rG > 40 kJ·mol-1

吉布斯自由能和化学平衡

吉布斯自由能和化学平衡自由能和化学平衡的关系引言：吉布斯自由能和化学平衡是物理化学中的重要概念。

吉布斯自由能（Gibbs free energy）是一个系统在恒温、恒压条件下的可用能量，它与化学反应的进行和化学平衡有着密切的关系。

本文将探讨吉布斯自由能和化学平衡的定义、公式以及它们之间的相互关系。

一、吉布斯自由能的定义和表达式吉布斯自由能由美国化学家约斯拉·威尔拉德·吉布斯（Josiah Willard Gibbs）于19世纪末提出，它是化学反应在恒温、恒压条件下能够进行的最大反应自由能。

吉布斯自由能可以用以下公式来计算：G = H - TS其中，G表示吉布斯自由能，H为焓（enthalpy），T为绝对温度，S为熵（entropy）。

二、化学平衡的定义和条件化学平衡是指化学反应达到一种动态平衡状态，其中反应物和生成物的浓度或活度不再发生明显变化。

化学平衡的条件包括反应物和生成物的浓度比例固定、正反应和逆反应速率相等，并且系统处于封闭系统或恒温恒压状态。

三、吉布斯自由能和化学平衡的关系1. 化学反应达到平衡时，系统的吉布斯自由能达到最小值。

根据热力学第二定律，一个孤立系统的吉布斯自由能趋向于最小值。

当化学反应继续进行至达到平衡状态时，反应物和生成物的吉布斯自由能将不再发生变化，此时系统的吉布斯自由能取得最小值。

2. 吉布斯自由能变化可以预测反应的进行方向。

根据吉布斯自由能变化ΔG的正负可以预测反应的进行方向。

当ΔG < 0时，反应是自发进行的，即反应物向生成物转化，反应朝着正向方向进行；当ΔG > 0时，反应是不自发进行的，需要外界输入能量才能使反应发生，并且反应朝着逆向方向进行；当ΔG = 0时，反应处于平衡状态，反应物和生成物的比例保持不变。

3. 吉布斯自由能变化与反应的热力学平衡常数有关。

在恒温、恒压条件下，吉布斯自由能变化与反应的热力学平衡常数K之间存在关系，可以通过以下公式表示：ΔG = ΔG° + RTlnQ其中，R为气体常数，T为绝对温度，Q为反应的广义反应商。

化学反应的平衡常数与反应热力学的关系

化学反应的平衡常数与反应热力学的关系化学反应是物质转化过程中发生的化学变化，而反应的平衡常数是描述反应进行到一定程度时反应物与生成物之间浓度比例的指标。

平衡常数可以通过热力学参数来解释，即反应的热力学性质与反应进行到平衡时的状态有着密切关系。

本文将探讨化学反应的平衡常数与反应热力学的关系。

1. 反应的平衡常数化学反应的平衡常数（Kc/Kp）是描述反应在平衡状态时反应物与生成物之间相对浓度（或压力）比例的指标。

平衡常数的大小决定了反应的进行方向以及当达到平衡时反应物与生成物之间的浓度比例。

平衡常数的计算公式如下：Kc = [C]^c [D]^d / [A]^a [B]^b或Kp = (PC)^c (PD)^d / (PA)^a (PB)^b其中A、B、C、D分别为反应物和生成物的物质浓度（或压力），a、b、c、d为反应物和生成物的化学计量系数。

2. 反应的热力学反应的热力学是研究反应与热能之间的关系，主要包括焓变、熵变和自由能变。

反应的焓变（ΔH）表示反应高低温下反应物与生成物之间的能量差异，反应的熵变（ΔS）代表反应体系无序度的变化，反应的自由能变（ΔG）是描述反应能否自发进行的指标。

3. 平衡常数与热力学的关系根据吉布斯自由能变的公式：ΔG = ΔH - TΔS，其中ΔG为自由能变，ΔH为焓变，ΔS为熵变，T为温度，可以推导出平衡常数与反应热力学的关系。

当反应达到平衡时，ΔG = 0，代入ΔG的公式可得：0 = ΔH - TΔSΔH = TΔS由此可见，在达到平衡时，反应的焓变与熵变之间存在一定的关系。

平衡常数与热力学之间的关系可以通过ΔG随温度变化来解释。

当ΔG < 0时，反应是自发进行的，平衡常数(Kc/Kp)大于1；当ΔG > 0时，反应是不自发进行的，平衡常数小于1；当ΔG = 0时，反应处于平衡状态，平衡常数等于1。

4. 活动度与平衡常数实际反应中，平衡常数常常用活动度（a）表示，活动度是物质在溶液中或气体中的有效浓度。

第7章化学平衡

变化cB/(mol·L-1) -x
-x
x
平衡cB/(mol·L-1) 0.100-x 1.00×10-2-x 1.00×10-3+x
K
c(F3e)/c
[c(F2e)/c ]c [(Ag)/c ]
3. 2
1.00 10 3x
(0.100x)1 (.00 10 2x)
∴ x=1.6×10-3 c(Ag+)=8.4 ×10-3mol·L-1 c(Fe2+)=9.84×10Байду номын сангаас2 mol·L-1 c(Fe3+)= 2.6 ×10-3mol·L-1
rGm ＝ rHm－TrSm
任何状态 rGm = rGm + RTlnQ
任何状态
注意： • 标准态和平衡态不要混淆，平衡态时rGm=0； • 任何温度都有标准态，只是298K时可由查表所
得数据fGm 、fHm和 Sm
例题：
例题: 求反应2NO2(g) = N2O4(g) 298K 时的 Kθ
这个常数记作Kc，称为经验平衡常数。对于一个可逆反应：aA + bB dD + eE
Kc [D]d[E]e [A]a[B]b
平衡时各物种均以各自的标准态为参考态，热力学中的平衡常数称为标准平衡常数，以KΘ表示。
即以平衡时的反应物及生成物的相对压力或相对浓度的数值应用到平衡常数表达式中，便得到标准平衡常数。
④ 化学平衡的标志：体系内各物质浓度在外界条件不变的情况下，不随时间而变化；
⑤ 化学平衡是有条件的平衡，当外界条件改变时，原有平衡被破坏，直到建立新的平衡。
3.标准平衡常数
化学反应达到平衡时，体系内各物质的浓度不再改变，那么各物质浓度之间有什么样的关系呢？

一标准平衡常数与自由能的关系PPT课件

对溶液反应，KӨ的表达式为： K （（[[AD]]//CC））（a（d [[BE]]//CC））be
对气体反应，KӨ的表达式为： K

[PD [PA
/ P ]d [PE / P ]a[PB
/ P ]e / P ]b
继续
在书写标准平衡常数表达式时，应注意以下几点：（1）固体或纯液体，不写入表达式。如：
【解】查附录得： 2CO(g)
C(gra) + CO2(g) =
ΔfHӨm,298.15K/（kJ·mol-1）
0
－393.5
－110.5
S Өmr,H29m8,.21958.K1/5K(J·K-1·f Hmmo(产 l-1物) ) f H5m.(7反应物)
213.8
= －119170..75 kJ·mol-1×2－ (－393.5
Hale Waihona Puke CaCO3（s） CaO（s）+ CO2（g）
K

PCO2 P
（2）在稀溶液中进行的反应，溶剂无论是否参与反应，
均不写入表达式中。如：
HAc + H2O H3O+ + Ac-
K
（[
H
3O ] / c）（[ Ac （[HAc ] / c）
]
/
c
]
继续
在书写标准平衡常数表达式时，应注意以下几点：
一、标准平衡常数与标准吉布斯能变的关系
任意一化学反应的摩尔自由能变ΔrGm，都可以用化学反应的等温方程式进行计算：
rGm rGm RT ln Q
反应达到平衡时，ΔrGm = 0，此时反应商 Q 用 KӨ 代替：
0 rGm RT ln K rGm RT ln K

某化学反应的标准摩尔吉布斯自由能大于0则标准平衡常数

某化学反应的标准摩尔吉布斯自由能大于0则标准平衡常数
化学反应的标准摩尔吉布斯自由能（Standard molar Gibbs Free Energy，简称G）是一种物理化学应用中用于衡量某一反应的自由变化能的测量值，如果G大于零，说明这个可逆反应在标准条件下是不能够自发发生的，它本身也就给出了该反应的可能性。

它由特定反应系统间热力学体系的描述定义而来，这些反应体系一般可以表示为一个有完善分子间作用力组成的热力学系统。

G在化学反应计算中又有其他别称，比如3％燃烧热负荷，G DEG 代表-Delta G DEG，它也用来代表系统的热力学函数变化量。

由于H和S会随温度变化，所以标准摩尔吉布斯自由能的大小和温度有关。

G的大小表明反应在发生的可能性。

根据它的大小来决定某化学反应的平衡常数。

当G为正时，意味着反应可复原的可能性很小，也就是标准的平衡常数在这种情况下非常小。

当G正值越大时，反应越难发生，标准平衡常数也就越小。

而G等于零时，代表着热力学条件下这个反应完全平衡，此时反应系统就稳定在其中，因此标准平衡常数就不再变化。

由此可见，在某化学反应的标准摩尔吉布斯自由能大于0，说明这个反应是不能自发发生反应的；因此在这种情况下，标准平衡常数会很小，对于某一反应的发生程度也就有很大的影响的。

本文简要介绍了某化学反应的标准摩尔吉布斯自由能及其对标准平衡常数的影响，说明了当G大于0时，反应体系的变化能量就大于0，这样反应较难发生，标准平衡常数因而也变小。

将正确使用这一概念，可以仔细研究一个体系的特定反应能如何在量子状态和热力学状态之间发展，来确定标准的平衡常数。

化学反应的热力学定律和平衡常数

化学反应的热力学定律和平衡常数化学反应是一种物质发生化学变化的过程，其中涉及到许多热力学定律和平衡常数。

这些定律和常数是化学反应过程中不可或缺的关键因素。

在这篇文章中，将探讨化学反应的热力学定律和平衡常数，以及它们在实际化学反应中的应用。

热力学定律热力学定律是指在特定条件下，化学反应中所涉及的热量变化和物质变化之间的关系。

其中最基本的定律是热力学第一定律，也称为能量守恒定律，它规定了能量的总量在任何情况下都是不变的。

在化学反应中，能量可以以热、光、化学能等形式存在，它们之间可以相互转换。

热力学第二定律规定了自发过程的方向性，即在自发过程中系统的熵总是增加。

这个定律与化学反应相关的概念是自由能，自由能在化学反应中起到了重要的作用。

化学反应的自由能变化决定了反应的方向和速率。

化学反应的热力学定律提供了一种理论基础，帮助科学家们预测化学反应将发生的方向、速率和所释放或吸收的热量。

它们也用于解释一些实际化学反应中观察到的现象。

平衡常数平衡常数是指化学反应达到平衡时，反应物和生成物浓度之间的比率。

在就平衡常数而言，反应具有向前和向后的趋势，即平衡常数意味着当反应物的浓度发生变化时，反应会向一个状态变化，并达到另一个状态的平衡浓度。

平衡常数的值越大，代表向生成物的方向倾斜，而平衡常数的值越小，代表向反应物的方向倾斜。

平衡常数可以用来计算化学反应的平衡浓度，这有助于预测反应的方向性。

平衡常数也可以用来优化化学反应的条件。

例如，在制备特定化合物时，可以通过调整反应物的浓度和反应时间来优化反应条件，以最大化生成物的产量。

在实际应用中，平衡常数可用于设计化学反应，以实现所需的生产率和/或选择性。

化学反应中的平衡常数还可以用于制定工业操作和过程控制，以确保生成物的产生是可以预测的。

在生物系统中，平衡常数可用来解释酶催化反应的相对动力学，这对研究特定生物学问题非常重要。

结论热力学定律和平衡常数是化学反应研究中非常重要的概念。