第三章化学热力学初步和化学平衡案例分析.ppt

Chapter 3 The basis of Chemical Thermodynamics and Chemical Equilibrium §2. 热力学第一定律（First Law of Thermodynamics） §3 热化学 （Thermochemistry） 二、化学反应进度(Extent of reaction ) 4. 键焓 2、经验平衡常数(Empirical Equilibrium constant) 6、标准平衡常数与标准自由能变化的关系 将1.5molNO, 1.0mol Cl2和2.5mol NOCl 在15L容积的容器中混 合，230oC时反应2NO(g)+ Cl2(g) 2NOCl(g) 达到平衡，测得有3.06mol的 NOCl 存在，计算平衡时NO摩尔数和此反应平衡常数Kc，Kp 和 (2) 由热力学函数计算平衡常数 在合成氨工艺过程中，CO(g) + H2O(g) = CO2(g) + H2(g) 叫半水煤气的转换反应，若测得480oC 时此反应的 ，已知半水煤气的成分 CO2: 10%, CO: 28%, H2: 40%, N2: 22%，少量的O2和CH4略去不计，试求当加入水蒸气同半水煤气摩尔数之比为1︰1和0.5︰1时，转换气的平衡组成和转化率。 例1: 设下列平衡 , 在27oC时，向一个5.9 升真空容器中置入18.4g N2O4，平衡时压力为1atm，依同样量的N2O4，但要在110oC维持平衡，达到平衡压力为1atm时体积为12.14升， (1) 求27oC与110oC 时，N2O4 分解率α 。 (2) 求反应 (3) 27oC时增大压力为2atm 时，α为多少？ 在820°C，对平衡反应 ?(1)? CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g) K1 = 0.2 (2) MgCO3 (s) MgO(s) + CO2(g) K2 = 0.4 向一个体积非常大，维持温度为820°C，最初真空的气袋里引入 1摩尔 CaO, 1摩尔MgO 与3摩尔CO2(g), 再依靠活塞缓慢压缩这混合物，讨论并画出 P—V的曲线，说明各拐点的意义。 本章小结 注意：同一物质的标准生成焓?f Hm,298，标准生成自由能?f Gm,298以及绝对熵之间不存在： 但 成立 例题：100oC时，水的蒸发热为40.66 kJ·mol―1。 （1）计算反应式：H2O(l) H2O(g)，100oC时的 ， （2）1mol水蒸发后，环境的熵变是多少？ （3）计算90oC和110oC下的 ， ， 7. Gibbs-Hemlholtz 方程的应用 （application of Gibbs-Hemlholtz equation） 由定义式 G = H － TS 恒温恒压下有公式 吉布斯 -赫姆霍兹方程 (1) 判断反应的自发方向 ΔH ΔS ΔG 反应情况 举例 － ＋ － 自发 ＋ － ＋ 不自发 － － 低温自发 ＋ ＋ 高温自发 注意： 无非体积功 等温等压条件 标准状态 气体溶解度 熔沸点 依数性 (2)可以求化学反应转向温度（T转） 对于ΔH与ΔS符号相同的情况，当改变反应温度时，存在从自发到非自发（或从非自发到自发）的转变，这个转变温度称为转向温度。 转向时: ∴ 解: = ?403.3 / ?0.1897 = 2123（K） ∴ ∴该反应在2123K以下是自发的。 已知：SO3(g) + CaO(s) CaSO4(s) (kJ · mol?1 ) (J · mol?1 · K?1 ) -395.72 -635.09 -1434.11 256.65 39.75 106.69 求该反应的转向温度。 例题: 问常温下反应能否自发进行？ 如要自发进行，需要多高的温度？ 解： = 3×（－111）＋ 820 = 487 kJ· mol－1 = 3×198 + 2×207－3×5.5－180 = 451 J· mol－1·K 不能自发进行 若使反应向右进行可考虑： ΔG = 0，T= ΔH /