第6章 化学平衡热力学原理
热力学中的化学平衡
热力学中的化学平衡热力学是研究物质能量转化规律的学科，而化学平衡则是热力学的重要概念之一。
化学平衡是指在封闭系统中，化学反应物质的浓度在一定时间内保持不变的状态。
本文将从热力学的角度对化学平衡进行探讨。
一、反应物与生成物的物质转化在热力学中，化学反应是指由反应物转化为生成物的过程。
反应物和生成物之间的转化是通过反应物的化学键断裂和生成物的化学键形成来实现的。
在反应过程中，反应物分子之间的相对位置和运动方式发生改变，从而导致反应物转化为生成物。
反应过程可以分为可逆反应和不可逆反应。
可逆反应是指反应物和生成物之间的转化可以在一定条件下进行正向和逆向的转化。
而不可逆反应是指反应物转化为生成物的过程不能逆转。
二、平衡态与化学平衡在化学反应进行过程中，反应物和生成物的浓度会发生变化，直到达到一个稳定值。
这个稳定值被称为平衡态。
在平衡态下，反应物转化为生成物的速率等于生成物转化为反应物的速率，浓度不再发生变化。
化学平衡的条件是反应物和生成物的摩尔浓度之间满足一定的关系。
对于一个简单的反应方程式aA + bB ↔ cC + dD，当反应达到化学平衡时，反应物与生成物浓度之间的关系可以用平衡常数K表达，即K = [C]^c[D]^d / [A]^a[B]^b。
根据热力学的观点，在化学平衡时，各组成物的化学势相等。
化学势是表示物质系统稳定性的一个重要物理量，它包括了物质的内能、压力、体积和浓度等因素。
当反应物和生成物的化学势相等时，反应达到了平衡态。
三、平衡常数与反应方向平衡常数K是描述化学平衡位置的一个常数。
根据平衡常数的大小，可以判断反应方向。
当K > 1时，表示生成物浓度大于反应物浓度，反应进行得相对完全，属于正向反应。
当K < 1时，表示生成物浓度小于反应物浓度，反应进行得不完全，属于逆向反应。
当K = 1时，表示反应物浓度和生成物浓度相等，处于平衡态，反应进行得相对均衡。
四、热力学第一定律在化学平衡中的应用热力学第一定律是能量守恒定律的表述，它指出能量无法被创造或破坏，只能从一种形式转化为另一种形式。
热力学中的化学平衡原理
热力学中的化学平衡原理热力学是研究物质之间转化和相互作用关系的学科，而化学平衡原理是热力学中重要的概念。
在化学反应中，原料通过某些化学过程转化成产物，而化学平衡原理可以帮助我们理解反应中物质的转化过程，从而更好地控制实验参数。
一、热力学基础知识在深入探讨化学平衡原理之前，我们需要先了解一些基础的热力学知识。
热力学对于理解物质的基本性质和转化过程非常重要。
它研究热力学作业、机械热力学、热化学、热力学和统计物理学等领域。
热力学是一门研究物质的热现象，如热力学作业、热导率、热扩散等。
热力学的基本概念是热力学函数，包括整个系统的内能，焓，自由能，熵等等。
其中，热功学函数是描述物质状态的基本参数，例如，温度（T）、压强（P）、物质的量（n）和摩尔体积（V/n）等。
二、化学反应的基本知识化学反应是一种分子、离子或原子的转化过程。
在化学反应过程中，原材料（反应物）基于它们的原子和分子之间的相互作用，进行转化成新的化学物质。
化学反应可以分为不可逆反应和可逆反应两类，其中可逆反应是指可在两个方向上进行反应，同时反应物和产物浓度存在一定的关系，随着反应进程的推移，这种关系可能会发生变化。
化学平衡是一种特殊的化学反应形式，它表明系统中反应物和产物之间的浓度达到了一个稳定状态。
因此，对于化学平衡系统，反应速率向前和向后是相等的，也就是说，反应物和产物的浓度不再发生变化。
在化学平衡状态下，系统的自由能（G）取最小值。
三、化学平衡原理的基本概念化学平衡原理是化学反应热力学的重要理论基础。
它可以通过分析物质的吉布斯自由能、熵和焓来评估化学物质的稳定状态。
化学反应中的化学平衡常数（K）可以描述反应物的活性和产物的活性之间的关系。
在化学平衡状态下，物质的G、S和H达到最小值，反应速率向前和向后相等，反应达到平衡。
K值与反应物和产物浓度之间的关系可以写成如下表达式：K = [C]c[D]d/[A]a[B]b其中，[A]、[B]、[C]和[D]分别代表反应物和产物的浓度，a、b、c和d是反应物和产物的配平系数。
化学反应平衡的热力学解释
化学反应平衡的热力学解释化学反应平衡是指反应物和生成物在一定温度、压力和浓度条件下达到动态平衡状态的过程。
在这个平衡状态下，反应物和生成物的浓度不再发生明显的变化，而反应速率的前后反应限制相互抵消，使得反应整体呈现一个相对稳定的状态。
热力学理论提供了解释化学反应平衡的重要工具，它基于热力学定律，包括熵的概念和吉布斯自由能的原理。
1. 熵的概念熵是描述物质分子无序程度的物理量，它与自然界趋向于增加的趋势密切相关。
根据热力学第二定律，自然界的闭合系统总是趋向于增加熵。
在化学反应中，反应物变为生成物的过程通常伴随着熵的增加。
这是因为反应物分子间的关系更加有序，而生成物分子间的关系更加无序。
例如，燃烧反应中，化合物的键断裂和新键形成会导致分子的无序程度增加，因此熵值增加。
2. 吉布斯自由能吉布斯自由能是描述系统能量和熵变的函数，用于判断化学反应是否自发进行。
对于一个封闭系统，其吉布斯自由能的变化可以通过以下公式计算：ΔG = ΔH - TΔS其中，ΔG为吉布斯自由能变化，ΔH为焓变（即反应热变化），T为温度，ΔS为熵变。
当ΔG < 0时，反应自发进行，即反应朝着生成物方向进行；当ΔG > 0时，反应不自发进行，即反应朝着反应物方向进行；当ΔG = 0时，反应处于平衡状态。
热力学上的平衡态是指系统自发趋向于最低能量和最高熵的状态。
3. 反应物和生成物浓度的影响根据化学反应速率与反应物浓度之间的关系，反应物浓度变化会对化学反应平衡产生影响。
在平衡态条件下，反应物和生成物的浓度达到稳定，但浓度并不相等。
根据守恒定律和反应物浓度对反应速率的影响，当反应物浓度增加时，反应速率增加；当反应物浓度减少时，反应速率减少。
通过这种动态平衡的速率变化，反应物和生成物的浓度可以保持相对稳定。
4. 影响平衡的因素化学反应平衡受到多种因素的影响，包括温度、压力和浓度等。
根据利奥特列夫原理（Le Chatelier's principle），当系统受到扰动时，会发生反应以减小扰动并重新达到平衡。
14第6章-化学平衡
K
( (
[G ] g C [A] a C
) ( ) (
[H] h C [B] b C
)
)
a A ( g ) + b B ( g ) —— g G ( g ) + h H ( g )
平衡时
K
( p ) ( P )h
a pB b A (p ) ( P ) P
pG
g
pH
对于复相反应，如
r逆
其它条件不变时，增加反应物浓度或减小生成物浓度， 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。
对一般反应： 若在任意状态下 :
aA + bB
dD + eE
e Cd C D E J a Kc b CACB
或:
e pd p D E J a Kp b p ApB
K (
pi
p
) i
i
p2 NH 3
3 p N2 p H 2
(p )2
K (
pi
p
)
p NH3 p N2 p H22
1 2 3
(p )1
⑷. 固体、纯液体的浓度视为常数。
对溶液反应 a A ( aq ) + b B ( aq ) — g G ( aq ) + h H ( aq ) 平衡时 对气相反应
1/2 N2 + 3/2 H2 2NH3
[NH3 ] Kc (mol L)1 3 1 [N2 ] 2 [H 2 ] 2 [N2 ][H2 ]3 2 Kc (mol L) [NH3 ]2
平衡常数的单位是：
KC： (mol· L-１) i KP (atm) i 或 (Pa) i
第6章 热力学2,3定律和化学平衡
R 1
Q R2 Q R1
上述结果表明：理想气体为工作介质的卡诺热机 效率仅决定于两个热源的温度，其效率最大。
卡诺定理：所有工作于两个温度一定的热源之间的
热机以可逆热机的效率最大。
R
两个热源之间的可逆循环：
R 1 Q R2 Q R1 1 T2 T1
Q R1 T1
T2 T1
将Ba(OH)2(s) 和 NH4NO3(s) 混合后， 加水溶解吸热，将湿 木板冻住。
7.1.2 化学反应方向与系统的混乱度
如下三个吸热反应：
NH4Cl (s) NH3(g) + HCl(g)； r H m
176 . 91 Kj mol
1
1
N2O4(g)2NO2(g);
SF
2
(g )
S Cl
2
(g )
S Br
2
(g )
SI
2
(g )
S HF
(g )
S HCl
(g )
S HBr
(g )
S HI ( g )
4) 同种物质，相同聚集状态，密度大者熵值小。 如 S金刚石< S石墨
7.4 吉氏函数与化学反应的方向
吉布斯1839年生于美国的 一个书香门第，祖上几代都毕 业于哈佛大学。父亲是耶鲁大 学的教授，母亲是一位博士的 女儿。吉布斯本人于1863年获 得耶鲁大学博士学位，一直担 任耶鲁大学的数学物理教授。 吉布斯在数学和物理化学方面 的造诣极为高深。 大科学家吉布斯
rG m r H m T r S m
o o o
3)
r H m 0
o
正反应吸热，熵增大
r Sm 0
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。
第六讲 化学热力学——化学平衡
二、热力学第一定律
例如：某过程中，体系吸热 100 J，对环境做功 20 J，求体系的内能改变量和环境的内能改变量。 由第一定律表达式： △U = Q － W = 100 J －20 J = 80 J 从环境考虑，吸热 －100 J，做功 －20 J，所以： △U= (－100 J) － (－20 J) = －80 J 体系的内能增加了80 J，环境的内能减少了80 J。
一、基本概念
按照体系和环境之间的物质、能量的交换关系， 将体系分为三类： （ 1 ）敞开体系：既有物质交换，也有能量交换。 （2）封闭体系：无物质交换，有能量交换。 （ 3 ）孤立体系：既无物质交换，也无能量交换。
一、基本概念
2、状态和状态函数 状态：由一系列表征体系性质的物理量所确定下 来的体系的一种存在形式，称为体系的状态。 状态函数：确定体系状态的物理量，是状态函数。 例：某理想气体体系n = 1 mol，p = 1.013×105 Pa，V = 22.4 dm3，T = 273 K这就是一种存在 状态（我们称其处于一种标准状态）。是由 n， p，V，T 所确定下来的体系的一种状态，因而 n， p ， V ， T 都是体系的状态函数。状态一定，则 体系的状态函数一定。体系的一个或几个状态函 数发生了变化，则体系的状态也要发生变化。
二、热力学第一定律——化学反应的热效应
当生成物的温度恢复到反应物的温度时，化学反 应中所吸收或放出的热量，称为化学反应热效应， 简称反应热（无非体积功）。 （1）恒容反应热 恒容反应中，△V = 0，故 W = p· △V = 0 则有：△r U = Qv - W = Qv 即： △r U = Qv （3-2） Qv 是恒容反应中体系的热量，从 △r U = Qv 可 见，在恒容反应中体系所吸收的热量， 全部用来 改变体系的内能。 当 △r U > 0 时， Qv > 0，是吸热反应 △r U < 0 时， Qv < 0，是放热反应
第06章-化学热力学与化学平衡讲解
24
(三) 等容反应热与系统的内能变化 许多化学反应是在等容的条件下进行的。按热
力学第一定律：
ΔU = Qv + W = Qv + pΔV
式中，Qv表示等容反应热。 由于系统体积变化ΔV = 0，所以有
Qv = ΔU
即等容反应热等于系统的内能变化。系统内能的绝 对值是无法确定的， 但它的改变量可以用一可测
400kPa,1L,273k
100kPa,4L,273k
经过三种途径膨胀，其体积功分别为：
1）一次膨胀, p外＝100kPa ，We= - P外* △V=-300J
2) 两次膨胀p外分别为2பைடு நூலகம்0和100kPa, We= -400J 结论！
3) 可逆膨胀（无限多次膨胀），经积分计算得
We= -560J，
结论是什么？
18
2、可逆过程(reversible process)：如果每一步膨胀 时，外压仅仅比内压相差无穷小dp，这时，每一 步膨胀过程系统都无限接近于平衡态，经过无穷 个步骤达到终态。当然这种过程所需时间要无限 地长。这种过程系统对外做的功最大。常用符号 Wr表示(下标“r”表示“可逆”)。
内有多少反应物转变成了产物，单位mol。
任意一化学反应： aA + bB = dD + eE
此式也可表示为： 0 = dD + eE - aA - bB
如：pv=nRT(理气状态方程) 体系状态确定后，体系的各种性质(物理量)都有确定值； 体系状态改变后，体系的性质(物理量)会发生改变。
2、状态函数(state function) 描述系统状态的宏观的物理量。
8
3.状态函数的基本性质： 1）系统状态一定，状态函数具有确定值 2）系统的状态发生变化，状态函数值就可能改变，
2024年大学化学平衡课件
大学化学平衡课件一、引言化学平衡是化学反应在一定条件下达到动态平衡状态的现象。
在化学反应中，正反应和逆反应不断进行，当正反应速率等于逆反应速率时，反应体系中各种物质的浓度或含量不再发生变化，达到了化学平衡。
化学平衡是化学反应动力学和热力学共同作用的结果，是化学学科中的重要概念。
二、化学平衡的基本原理1.动力学原理：化学反应速率与反应物浓度有关，正反应速率和逆反应速率随反应物浓度的变化而变化。
当正反应速率等于逆反应速率时，化学反应达到动态平衡。
2.热力学原理：化学反应在一定条件下达到平衡时，体系的自由能最小。
根据吉布斯自由能公式，自由能变化等于焓变减去温度和熵变的乘积。
当自由能变化为零时，化学反应达到平衡。
3.化学平衡常数：化学平衡常数是衡量化学反应平衡状态的重要参数。
对于反应物和物的浓度比为a:b:c的化学反应，化学平衡常数K的表达式为K=[C]^c[D]^d/[A]^a[B]^b，其中[A]、[B]、[C]、[D]分别表示反应物A、B和物C、D的浓度。
三、化学平衡的影响因素1.温度：根据勒夏特列原理，温度升高时，吸热反应的平衡常数增大，放热反应的平衡常数减小。
因此，温度变化会影响化学反应的平衡状态。
2.压力：对于气体参与的反应，压力变化会影响化学反应的平衡状态。
根据勒夏特列原理，压力增大会使平衡向气体体积减小的方向移动，压力减小则会使平衡向气体体积增大的方向移动。
3.浓度：反应物和物的浓度变化会影响化学反应的平衡状态。
增加反应物的浓度会使平衡向物的方向移动，增加物的浓度则会使平衡向反应物的方向移动。
四、化学平衡的移动原理1.勒夏特列原理：当化学反应达到平衡时，若改变反应条件（如温度、压力、浓度等），平衡会向减弱这种改变的方向移动，以达到新的平衡状态。
2.埃尔兰德定理：对于多组分体系，各组分的浓度变化会影响化学反应的平衡状态。
根据埃尔兰德定理，当某一组分的浓度发生变化时，平衡会向减弱这种变化的方向移动。
热力学平衡与化学平衡
热力学平衡与化学平衡热力学平衡与化学平衡是化学领域中重要的概念。
热力学平衡指系统内各物质组分的相对浓度不再发生变化，而达到稳定的状态。
化学平衡则是指在一定条件下，反应物与生成物之间的浓度保持恒定，反应速率相互平衡。
1. 热力学平衡热力学平衡的概念源于热力学第二定律，它描述了系统自发过程的方向，即系统朝着熵增加的方向进行。
当系统达到热力学平衡时，系统内能量状态和物质组分不再发生变化，达到了最稳定的状态。
热力学平衡与反应物的自由能变化密切相关。
根据吉布斯自由能变化的表达式，当系统的吉布斯自由能变化为零时，系统达到热力学平衡。
吉布斯自由能变化的表达式为ΔG = ΔH - TΔS，其中ΔH为反应的焓变，T为温度，ΔS为熵变。
2. 化学平衡化学反应在一定条件下，会逐渐趋向于一种平衡状态，此时反应物与生成物之间的浓度不再发生变化，反应速率相互平衡，达到了化学平衡。
化学平衡与热力学平衡有着紧密的联系。
根据化学反应速率与物质浓度之间的关系，当反应物与生成物的浓度达到一定比例时，反应速率前后保持一致，反应达到化学平衡。
化学平衡的条件是反应物与生成物的浓度比例保持不变。
这一比例由平衡常数K表示，反应物与生成物浓度的比值与K成正比。
平衡常数的表达式为K = [C]^c[D]^d/[A]^a[B]^b，其中A、B为反应物，C、D 为生成物，a、b、c、d为化学方程式中各物质的系数。
3. 热力学平衡与化学平衡的关系热力学平衡和化学平衡在某种程度上是相互关联的。
热力学平衡是基于能量的考虑，它关注系统内部的能量状态和物质组分的变化。
而化学平衡则更注重反应速率和浓度之间的平衡。
在热力学平衡和化学平衡的条件下，物质组分和能量状态都达到了最稳定的状态，系统不再发生可观察的变化。
但需要注意的是，在热力学平衡条件下，系统达到了最稳定状态，但不一定是化学平衡；而在化学平衡条件下，系统既达到了最稳定状态，也达到了热力学平衡。
4. 应用举例热力学平衡和化学平衡的理论在实际应用中具有重要意义。
化学反应平衡的热力学解释
化学反应平衡的热力学解释化学反应平衡是化学反应中的一种重要现象，它描述了当化学反应达到一定程度后，反应物和生成物的摩尔浓度之间保持不变的状态。
化学反应平衡是在恒温、恒压、闭合条件下进行的。
在化学反应平衡状态下，反向反应和正向反应的速率相等，即反应速率和生成物摩尔数的比值和反应物摩尔数的比值相等。
热力学解释了化学反应平衡的特性。
化学反应的热力学化学反应是由热力学原理调控的，这些原理是能量守恒、熵增、自由能等。
在化学反应进行中，吸收或释放的能量会决定反应的发生和产品的形成。
熵增是化学反应发生的一个必要条件。
它描述了混沌系统的不可逆性，例如在不受外力扰动的条件下，气体分子的热运动越来越混乱，最终导致了系统趋于眼前的未来，也就是化学反应方程式右侧的生成物。
化学反应平衡状态的定义化学反应平衡定义为当化学反应达到一定程度后，反应物和生成物的浓度之间保持不变的状态。
当至少一个化学反应处于平衡状态时，反应平衡存在。
反应平衡被描述为平衡常数的比值。
平衡常数指在平衡条件下，反应物的摩尔分数的比率和产物分子的摩尔分数比相同，即：K = ([C]^c x [D]^d) / ([A]^a x [B]^b)其中K是平衡常数，a，b，c和d代表反应方程式中反应物和生成物的系数，[A], [B], [C]和[D]代表反应物或生成物的摩尔浓度。
热力学概念在化学反应平衡中的应用热力学是描述热能传递的学科，可用于有关平衡反应的热学分析。
在化学反应中，热学和热力学概念可以用来解释反应平衡。
平衡常数K是化学反应平衡常数的指示器，该常数表示反应物与生成物之间的比例。
根据K值，化学反应是完全反应还是达到平衡。
当K = 1时，反应物和生成物的数量相等，反应处于平衡状态。
如果K > 1，则反应物趋向生成物，而如果K < 1，则生成物趋向反应物。
在考虑热力学时，可以使用反应焓和反应熵，可解释为什么一些反应趋向生成物，而另一些反应可能趋向于反应物。
物理化学第六章讲义化学平衡
6.1 化学平衡的条件和反应的亲和 势—为什么化学反应通常不能进行到底？5
将反应 DE 2F为例，在反应过程中吉布斯自 由能随反应过程的变化如图所示。
R点，D和E未混合时吉布斯自 由能之和；
P点，D和E混合后吉布斯自由 能之和； T点，反应达平衡时，所有物 质的吉布斯自由能之总和，包 括混合吉布斯自由能；
物理化学第六章化学平 衡
精品
第六章 化学平衡
6.1 化学平衡的条件和反应的亲和势 6.2 化学反应的平衡常数和等温方程式 6.3 平衡常数与化学方程式的关系 6.4 复相化学平衡 6.5 平衡常数的测定和平衡转化率的计算 6.6 标准生成吉布斯自由能 6.8 温度、压力及惰性气体对化学平衡的影响 6.9 同时平衡 6.10 反应的耦合 6.11 近似计算
6.1 化学平衡的条件和反应的亲和势
化学反应体系 热力学基本方程 化学反应的方向与限度 为什么化学反应通常不能进行到底 化学反应亲和势
6.1 化学平衡的条件和反应的亲和 势—化学反应体系
化学反应体系： 封闭的单相体系，不做非膨胀功， 发生了一个化学反应，设为：
d D e E fF g G
将化学势表示式代入 (rGm)T,p 的计算式，得：
体系起始时，nD＝1， (3)式可变为，
GD E 2RT ln1 2
（4）
如果D、E能全部反应生成F，nD＝0时， (3)式可变为，
G 2F
（5）
反应一经开始，一旦有产物生成，它就参与混合， 产生了具有负值的混合吉布斯自由能，在等温等压条 件下，当反应达到平衡后，体系的吉布斯自由能最低， 最低的T点就是平衡点。
(rGm)T,p0
反应自发地向左进行，不可能自发 向右进行
(rGm)T,p0 反应达到平衡
第六章 化学平衡常数
r H m (298K ) 1 1 K2 ln ( ) R T1 T2 K1
前提：假设焓变、熵变不随温度变化，T2 > T1。
对于吸热反应，rHm为正值，温度升高，K增大；放热 反应，rHm为负值，温度升高，K 减小。 作业：1(1)(2)(5)(6), 5, 9, 12
6-1 化学平衡状态
6-1-1 化学平衡(chemical equilibrium)
绝大多数化学反应都有一定的可逆性，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，
称为“化学平衡状态”。 化学平衡状态是热力学概念，指系统内发生的化学变化没 有向正向或逆向进行的自发性时的状态。 化学平衡是一种“动态平衡”。即在化学反应达到平衡时，
第6章 化学平衡常数
(chemial equilibrium constant) 本章教学目标
1. 了解化学平衡的概念，掌握标准平衡常数和实验平衡 常数的意义和表示方法。
2．掌握标准平衡常数和吉布斯自由能变的关系，熟悉多
重平衡规则，掌握有关标准平衡常数与范特霍夫等温方 程的计算。 3．理解勒沙特列原理，掌握浓度、压力、温度对化学平 衡移动的影响及有关计算。
2. 平衡常数不涉及时间概念，不涉及反应速率。 3. 平衡常数数值的大小可以判断反应进行的程度，估计反应的 可能性。
例：已知693、723 K下氧化汞固体分解为汞蒸气和氧气的标准 摩尔自由能为11.33、5.158 kJ/mol，求相应温度下的平衡常数。
解：
HgO(S)
Hg(g) + 1/2O2(g)
6-2-3 偶联反应的平衡常数
偶联反应是指两个化学平衡组合起来，形成一个新的反 应。偶联反应也有平衡状态，也可以求出平衡常数。
论化学平衡的原理
论化学平衡的原理
化学平衡是指在封闭系统中，反应物与生成物之间的物质转化速率达到一个动态平衡的状态。
化学平衡的原理可以通过以下几个方面进行解释：
1. 动力学原理：根据速率论，任何化学反应在给定条件下都有正向和反向两个反应速率，当正向反应速率等于反向反应速率时，反应达到平衡。
这是基于物质的不断碰撞和重新排列的动力学过程。
2. 热力学原理：根据热力学第二定律，自发反应的方向是朝着熵增加的方向进行的。
当一个化学反应达到平衡时，它的反向反应将与正向反应具有相等的熵变，即系统的总熵保持不变。
3. 勃朗特-罗宾逊原理：该原理说明当一个化学系统达到平衡时，它具有最低的自由能，即吉布斯自由能。
吉布斯自由能（G）是温度（T）、压力（P）和浓度（活度）的函数，当一个系统的自由能最小化时，系统达到平衡。
4. 质量作用定律：质量作用定律表明，在一定的温度和压力下，反应物与生成物的浓度之间存在着确定的定量关系。
对于一个化学系统，其反应物与生成物的浓度比例可以通过化学平衡常数（K）来确定。
当系统达到平衡时，反应物和生成物的浓度比例将保持不变。
综上所述，化学平衡的原理可以从动力学、热力学、勃朗特-罗宾逊原理和质量
作用定律等方面进行解释和推导。
化学平衡是一个动态平衡的状态，具有一定的物质转化速率和浓度比例，受到温度、压力和浓度等条件的影响。
化学平衡与热力学
化学平衡与热力学在化学反应中，当反应物转化为产物时，反应会达到一个平衡状态。
这个平衡状态可以通过热力学原理来解释和预测。
本文将详细探讨化学平衡与热力学之间的关系，以及理解和应用热力学原理来解释和预测平衡的方法。
一、化学平衡的定义和表达式化学平衡是化学反应过程中反应物和产物浓度保持不变的状态。
当反应达到平衡时，反应物与产物的反应速度相等，但并不意味着反应停止。
反应仍然在进行，只是反应物和产物之间的转化速率相等。
平衡的表达式通常通过化学反应的摩尔浓度来表示。
对于一般的反应：aA + bB ↔ cC + dD(aA和bB为反应物，cC和dD为产物)，平衡常数K可以用以下表达式表示：K = ([C]^c * [D]^d) / ([A]^a * [B]^b)方括号表示物质的摩尔浓度，小的字母表示物质的系数。
在特定的温度下，K值是一个固定的常数，它描述了反应物与产物之间的平衡浓度关系。
二、热力学和平衡常数热力学是研究能量转化和传递的科学。
在热力学中，系统的自由能（G）是一个非常重要的概念。
对于一个化学反应，系统的自由能变化（ΔG）可以通过以下公式计算：ΔG = ΔH - TΔS其中，ΔH表示反应的焓变，T表示温度，ΔS表示反应的熵变。
当ΔG < 0时，反应是自发进行的，而当ΔG > 0时，反应不能自发进行。
当ΔG = 0时，反应达到平衡。
通过Gibbs-Helmholtz方程，我们可以得到ΔG和平衡常数K之间的关系：ΔG = -RTlnK其中，R是气体常数，T是温度。
这个方程表明了平衡常数K和反应的热力学性质之间的关系。
通过计算ΔG可以确定反应是否可逆，以及平衡常数的大小。
三、通过平衡常数预测反应方向由平衡常数的表达式，我们可以得知当K > 1时，产物的浓度较高；而当K < 1时，反应物的浓度较高。
因此，平衡常数可以用来预测反应的方向。
如果K值很大，意味着反应向右方向（产物方向）偏移，而如果K值很小，意味着反应向左方向（反应物方向）偏移。
化学平衡与热力学
化学平衡与热力学化学平衡是化学反应在一定条件下达到的一种动态平衡状态，热力学则是研究能量转化与传递的科学。
这两个重要的化学概念在化学反应研究中扮演着关键角色。
本文将探讨化学平衡与热力学之间的关系以及在化学反应中的应用。
一、理论基础1.1 热力学的基本概念热力学是研究物质能量转化与传递的科学，通过热力学第一定律和第二定律，我们可以确定化学反应中的能量变化和可能性。
1.2 化学平衡化学平衡是指在一定条件下，反应物与生成物的浓度达到动态平衡的状态。
在化学平衡中，正向反应和逆向反应的速率相等，虽然物质仍然发生反应，但总体上浓度保持不变。
二、热力学对化学平衡的影响2.1 热力学方程与平衡常数根据热力学方程，我们可以推导出与化学平衡相关的平衡常数表达式。
平衡常数是一个与温度有关的常数，它描述了反应物和生成物之间的浓度比例。
通过平衡常数，我们可以预测在不同条件下反应平衡的位置。
2.2 热力学标准状态热力学标准状态是在特定条件下确定的，它提供了测量和比较反应物和生成物能量的基准。
在典型情况下，一摩尔气体在标准大气压和摄氏25度时的能量为零，该条件下的能量称为标准生成焓。
标准生成焓的概念使得我们可以计算反应物和生成物之间的能量差。
三、化学反应中的热力学应用3.1 熵与反应方向性熵是描述物质无序程度的物理量，它与反应的方向性密切相关。
根据热力学第二定律，一个系统总是趋向于熵增加的方向进行变化。
通过熵的计算，我们可以判断一个反应是自发进行还是需要外界干预。
3.2 温度与反应速率温度对反应速率的影响由阿伦尼乌斯方程描述，根据该方程，反应速率与温度成正比。
热力学告诉我们，一个反应达到平衡需要一定的时间，而温度的改变可以加速或减缓达到平衡的速度。
3.3 热力学平衡的应用热力学平衡在化学工程、环境科学等领域有广泛的应用。
通过研究平衡常数和平衡条件，我们可以优化化学反应的产率和效率，设计工业生产过程以及解决环境问题。
四、结论本文讨论了化学平衡与热力学的关系以及热力学在化学反应中的应用。
化学热力学原理与化学平衡(下)详解
（2） 标准平衡常数
课件
理
p 将浓度或分压分别除以各自的标原准态，即得
p “相相对对浓”的度意或义相是对指分对压于；学标准化态学数值的倍数。
大
浓 相度 对2浓0[A1度4] /=为151/m2ol·南dm京－3
分压 [PA] = 10× 100 kPa 相对分压为
课件 理 故相对浓度和相对学分原压都是 量纲为 1 的量。 化 平衡时，浓大度学和分压保持不 变保20，持14相不/11对变/2浓。南度京和相对分压当然也
非标准状态下 ∆G 与反应商 Q 的件关系 课
理 学原纯气相反应 化 京大学 2014/11/2 南
∆GƟ 与标准平衡常数 KƟ 的关件系 课
理 学原纯气相反应 化
学
如果系统达到平衡南，京则大
＝0
2014/11/2
范霍夫等温式
J几种热力学数据间的关系（课回件顾一下）
原理
我们已经学习过学几种
热力学函数
化
学
大 焓 京 （H）
2014/11自熵/2由南能
（S ） （G）
课件 理 有列在表中的生成学反原应 的相对热力学数据 化 学 ∆ f Hm京大和 ∆ f Gm 20以14及/1标1/2准南熵的绝对数据 Sm
化学也反应有的通标过准表态中热数力据化学计学数算原据得理：来课的件
焓变
大学 ∆ r Hm
课件 化学原理 京大学 2014/11/2 南
件 课 p 常数称）为；标准平衡常数（也称学之原为理热力学平衡 p 对于不含气相物质的反应，化 和经验平衡常 p 但数是，有在气数相值物上质相京参等大加，学的因反为应标，准标态准的平数衡值常为 1； 熟等，20因14为和/1标1经准/验2态平南衡的常数数值不的等数于值1。经常不相
热力学原理指导判断溶液化学平衡
热力学原理指导判断溶液化学平衡热力学原理是研究能量和物质转化规律的一门学科，它在化学领域中有着重要的应用。
在溶液化学平衡的判断中，热力学原理可以提供有力的依据。
本文将通过对热力学原理的介绍，探讨如何利用热力学原理来判断溶液的化学平衡。
1. 热力学基础热力学研究的核心是物质转化过程中的能量变化和物质分布的规律。
根据热力学第一定律，能量守恒，即能量不能被创造或毁灭，只能转化形式。
2. 热力学体系热力学体系是指被定义、观察和研究的一部分物质或区域。
在溶液化学平衡中，我们关注的是溶质在溶剂中的溶解过程。
根据热力学原理，溶涨过程中的能量变化可以通过溶解焓来描述，即溶解过程中吸热或放热的情况。
3. 热力学平衡在热力学平衡状态下，一个体系内各物质之间的热力学性质不再发生变化，也就是说各组分的化学势相等。
对于溶液，热力学平衡可以通过化学势的概念来描述。
4. 溶液化学平衡的判断溶液化学平衡的判断可以通过热力学原理中的化学势判断。
对于溶解过程来说，溶解物质的化学势需要等于溶液中相应物质的化学势。
在化学反应中，热力学平衡的判断可以根据化学势变化来进行。
5. 化学平衡与化学势的关系对于溶液中的化学反应，当达到化学平衡时，反应前后化学势的变化为零。
这意味着在溶液中达到热力学平衡时，溶质和溶剂的化学势不发生变化。
6. 化学平衡的条件为了达到溶液的化学平衡，通常需要满足两个条件：一是物质间的反应速率相等，二是反应前后物质的化学势相等。
只有满足这两个条件，才能达到热力学平衡。
7. 利用热力学原理判断溶液化学平衡利用热力学原理来判断溶液的化学平衡，我们可以根据溶质和溶剂之间的化学势差异来进行计算。
当溶质和溶剂的化学势差为零时，溶液达到化学平衡。
总结：热力学原理是判断溶液化学平衡的重要原则。
通过热力学的基础知识，我们可以了解热力学体系和热力学平衡的概念。
利用化学势的概念，我们可以判断溶液中的热力学平衡状态。
只有当溶质和溶剂的化学势相等时，溶液才能达到化学平衡。
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第6章化学平衡热力学原理1. 1000 K，101.325kPa时，反应2SO３(ｇ) ==== 2SO2(ｇ)＋O2(ｇ)的Ｋｃ＝3.54 mol·m-3。
(1)求此反应的 Ｋｐ和Kｙ；(2)求反应SO3(ｇ)==== SO2(ｇ)＋1/2O2(ｇ)的Ｋｐ和Kｃ。
（答案：①K p= 29.43 kPa，K Y= 0.29，②K p= 171.6 kPa，K c= 1.88 mol1/2·m-3/2）解：(1) 2SO3(ｇ)==== 2SO2(ｇ)＋O2(ｇ)K p=Kc(RT)∑νβ=3.54×8.314×1000=29.43×103 Pa=29.43kPaK y= K p·P-∑νβ=29430×(101325)-1=0.29(2) SO3(ｇ)==== SO2(ｇ)＋1/2O2(ｇ)==2．在温度Ｔ容积V的容器中，充入1mol H２和3mol I２，设平衡后有x mol HI生成。
若再加入2mol H２，则平衡后HI的物质的量为2x mol。
试计算Ｋｐ值。
（答案：4）解：已知平衡时生成HI摩尔数为xH2(g) + I2(g) ==== 2HI反应前摩尔数 1 3 0平衡时摩尔数 1-0.5x3-0.5x x总摩尔数∑n=1- 0.5x +3- 0.5x + x = 4mol ∵∑νB = 0若在上述平衡体系中再加入2摩尔H2H2(g) + I2(g) ==== 2HI重新平衡时摩尔数3－x 3－x 2x总摩尔数=3－x+3－x+2x = 6在同一温度T，，∴，解此方程得：x =1.5，故3．将含有50% CO、25% CO２、25% H２(均为摩尔分数)的混合气体通入1 173 K的炉子中，总压为202.65 kPa。
试计算平衡气相的组成。
已知反应CO２(ｇ)＋H２(ｇ)===H２O(ｇ)＋CO(ｇ)在1 173 K时，Ｋｐ＝1.22。
（答案：CO2：18.03%，H2：18.03%，H2O：6.97%；CO：56.97%）解：CO２(ｇ)＋H２(ｇ) === H２O(ｇ)＋CO(ｇ)反应前物质的量0.25 0.25 0 0.5 mol平衡时0.25－x0.25－x x0.5+x∑n1= 0.25－x + 0.25－x + x + 0.5+x =10.22x2－1.11x + 0.07625 = 0 ，x = 0.0697所以H2O%=6.97%CO% = (0.5+0.0697)×100% = 56.97%CO2% = H2% = (0.25-0.0697)×100% = 18.03%4．PCl５的分解反应为PCl5(ｇ) ==== PCl3(ｇ)＋Cl2(ｇ)，在523.2 Ｋ、101.325 kPa下反应达到平衡后，测得平衡混合物的密度为st1:chmetcnv UnitName="kg" SourceValue="2.695"HasSpace="False" Negative="False" NumberType="1" TCSC="0">2.695kg·m－３。
试计算：(1)PCl５(ｇ)的离解度；(2)该反应的Ｋｐ；(3)反应的。
（答案：①α = 0.80，②1.778，③-2502 J·mol-1）解：(1) PCl５(ｇ) ==== PCl３(ｇ)＋Cl２(ｇ)反应前mol 1 0 0平衡mol 1－αααn总= 1－α + α + α = 1+α由气态方程：pV = (1+α)RT，又有物质平衡有ρV = 1×M1，式中M1为反应物分子量，故二式之比得，∴对PCl5(g)分解：M PCl5 = 208.3×10-3kg·mol-1(2)(3)5．将1 mol的SO2与1 mol O2的混合气，在101.325 kPa及903 K下通过盛有铂丝的玻璃管，控制气流速度，使反应达到平衡，把产生的气体急剧冷却并用KOH吸收SO２和SO3，最后测得余下的氧气在101.325 kPa，273.15 K下体积为13.78 L。
试计算反应SO２＋0.5O2 ==== SO3在903 K时的及。
（答案：–12.7 kJ·mol-1）解：SO２＋0.5O2 ==== SO３反应前各物质量/ mol 1 1 0平衡时各物质量/ mol 1－x1－0.5x x∴n总= n SO3 + n O2 + n SO2= 0.7703 + 0.6148 + 0.2297 = 1.6149mol6．某气体混合物含H２S的体积分数为51.3%，其余是CO２，在298.15K和101.325 kPa下，将1.75 L此混合气体通入623 K的管式高温炉中发生反应，然后迅速冷却。
当反应流出的气体通过盛有CaCl２的干燥管(吸收水气)时，该管的质量增加了34.7mg。
试求反应H２S (g)＋CO2(g)====COS(g)＋H2O(g)的平衡常数。
（答案：3.249×10-3）解：设该气体混合物为理想气体，反应前气体总摩尔数为n：反应前H2S和CO2的摩尔数分别为，= 0.07153×51.3% = 0.03669mol= 0.07153×(1－51.3%) = 0.03484mol平衡时各物质摩尔数分别为：= 0.0347÷18 = 0.00192mol= 0.00192mol= 0.03669－0.001928 = 0.03476mol= 0.03484－0.001928 = 0.03291mol∵∴7．(1) 在0.5 L的容器中，盛有1.588 g的N2O4气体，在298 K部分分解: N2O4(g)====2NO2(g)平衡时压强为101.325 kPa，求分解反应的；(2)在50 662.5 Pa下，N2O4的离解度为若干?(3)离解度为0.1时的压强应是多大? （答案：①0.140，②0.256，③351.843）解： (1) N2O4(g) ===== 2NO2(g)离解前 0平衡时= ，而= 1.588 ÷ 92 = 0.01726 mol故1+α = 0.020438÷0.01726，α = 0.1841(2)若p = 50662.5Pa，则(3) 若α = 0.1，则8．在1393 K下用H2气还原FeO(s)，平衡时的混合气体中H2摩尔分数为0.54，求FeO的分解压。
已知在1393 K，反应：2H2O(g)==== 2H2(g)＋O2(g) 的＝3.4×10-13。
（答案：p分(FeO)=2.5×10-8 Pa）解：(1) H2(g) + FeO(s) === Fe(s) + H2O(g) ∑νB= 0∴(2) H2O(g) ==== H2(g)＋0.5O2(g)(3) = (1)+ (2) FeO(s) === Fe(s) + 0.5O2(g)因为，所以9．在真空的容器中放入固态的NH4HS，于298 K下分解为NH3与H2S，平衡时容器内的压强为66662 Pa。
(1)当放入NH4HS时容器中已有39993 Pa的H2S，求平衡时容器中的压强。
(2)容器中原有6666 Pa的NH3，问需加多大压强的H2S，才能开始形成NH4HS的固（答案：① 1.111×109Pa2，②166667Pa）解：NH4HS(s)=== NH3(g)+ H２S(g)(1) 分解前已有39993Pa的H2S(2) 形成NH4HS(s)的条件：Δr G <0，即：J p >K p6666 p H2S > 1.111×109，p H2S > 166667 Pa10．298 K时，NH4HS与NH2(CH3)2HS的分解压分别为36680与11044 Pa，试计算在容器中一同投入这两种硫化物后，298 K时体系的总压。
（答案：38306Pa）解：(1) NH4HS(s)=== NH3(g)+ H２S(g)(2) NH2(CH3)2HS(s)=== NH(CH3)2(g)+ H2S(g)289K在同一容器中同时平衡：解之：，解得：11．将10 g的Ag2S(s)与890 K，101.325 kPa的1 L H2气相接触，直至反应平衡。
已知此反应在890 K时的平衡常数＝0.278。
(1)计算平衡时Ag2S(s)和Ag(s)各为多少克；(2) 平衡气相混合物的组成如何?（答案：(1 )Ag2S：9.268×10-3，Ag：0.647×10-3kg，(2) H2S：0.0030，H2：0.0107 mol）解：(1) 反应前：(M Ag =107.868，M S =32.06, M Ag2S=247.796)Ag2S(s) + H2(g) === 2Ag(s) + H2S(g)反应前：0.04036 0.01369 0 0平衡时：0.04036－x 0.01369－x 2x x mol∵∴ x = 0.002978 mol则平衡时：n Ag = 0.005956molW Ag = 0.005956×107.068 = 0.642 gn Ag2S = 0.04036－0.002978 = 0.03738molW Ag2S = 0.03738×247.796 = 9.26 g(2) 平衡时气相组成：12．反应MgO(s)＋H2O(g)=== Mg(OH)2(s)，＝100.42Ｔ-46024 J·mol-1，试问：(1) 在293 K、相对湿度64%的空气中MgO(s)是否会水解成Mg(OH)2(s)?(2) 在298 K，为避免MgO的水解，允许的最大相对湿度为多少? 已知298 K时水的饱和蒸气压为2338 Pa。
（答案：(1) 会水解；(2) 4.76%）解：(1) MgO(s)＋H2O(g)=== Mg(OH)2(s)= 100.42T－46024 = 100.42×293－46024 = -16601 J·mol-1相对湿度, 故MgO(s)会水解(2) 为避免MgO的水解，必须有：即：解得：相对湿度13．(1)试计算1000 K时下列反应的平衡常数：FeO(s)＋CO(g)==== Fe(s)＋CO2(g)已知反应：FeO(s)＋H2(g)=== Fe(s)＋H2O(g) 的＝(13180－7.74Ｔ)J·mol-1；CO2(g)＋H2(g)=== CO(g)＋H2O(g) 的＝(35982－32.63Ｔ)J·mol-1(2) 如果薄钢板在1000 K下于含有10% CO、2% CO2和88% N2(均为体积分数)的气氛中退火，会不会生成FeO? （答案：①0.78，②不会生成FeO）解：(1) 已知1000K 时：FeO(s)＋H2(g) ==== Fe(s)＋H2O(g) (1)= 13180－7.74×1000 = 5440 JCO2(g)＋H2(g) ==== CO(g)＋H2O(g) (2)= 35 982－32.63×1000 = 3350 J由(1)－(2) 得(3)：FeO(s)＋CO (g) ==== Fe(s)＋CO2(g) (3)∴=－= 5440－3352 = 2088 J(2)∴钢板在所给气氛下退火不会生成FeO。