珍贵无机化学培训培训课件第5章化学平衡.ppt

本章学习要求： 了解化学平衡及平衡常数的概念 掌握平衡常数的计算方法 了解自由能与化学平衡的关系 了解影响化学平衡的各种因素 ; 5－1 可逆过程与化学平衡;;;;平衡常数和反应速度系数的关系： ;一、判断反应程度 由K值的大小，判断化学反应进行的程度。 K值越大，反应进行得越彻底。;三、计算平衡组成 已知反应系统初始组成，根据平衡常数表达式，计算平衡时各物质的组成。;解：设平衡时CO2的浓度为X mol.L-1，则H2的浓度也是X mol.L-1。 起始时：CO浓度＝2/10＝0.2 mol.L-1，H2O浓度＝2/10=0.2 mol.L-1 ;5－4 化学平衡的移动; 一、 浓度对化学平衡的影响;; 三、 温度对化学平衡的影响;1）增加反应物浓度或反应物气体的分压，平衡向减小反应物方向移动； 2）提高压力或减小体积，平衡向气体分子数减小的方向移动； 3）升高温度，平衡向吸热方向移动。 4） 催化剂不影响化学平衡;有效碰撞理论：在气体反应中，反应物分子不断发生碰撞，其中大多数碰撞并不能发生发应，只有一定数目的少数分子碰撞才能发生反应。这种能够发生反应的碰撞称为——有效碰撞。;对于一特定的反应，在碰撞时分子发生反应所需要的最小能量——活化能; 二、熵和自发变化 ; 三、混乱度、熵和微观状态函数 ;标准熵：在298.15K,100KPa的条件下，纯物质的规定熵 ——标准摩尔熵SmΘ。 规定熵：纯物质从0K升高到T时，过程的熵变化ΔS=ST-S0=ST 所有物质的SmΘ0，单质的标准摩尔熵也不等于0 （这与标准生成焓＝0不同）;标准摩尔熵的特点： 1）熵与物质的聚集状态有关， S气 S液 S固 2）分子结构相近、分子质量又相近的物质，熵值相近；分子结构相近，随分子质量的增大熵增大（同一族元素的单质或化合物） 3）?分子质量相近，分子越复杂，熵越大。;化学反应熵变的计算： 熵是状态函数，过程的熵变只与始态、终态有关 ΔS＝（ΣSmΘ）产物-（ΣSmΘ）反应物; 已知 H2，N2和 NH3在 298 K 的标准熵分别为 130.6 J · mol-1·K-1, 191.5 J·mol-1·K-1和 192.3 J · mol-1·K-1，试计算反应 3H2(g) + N2(g) 2 NH3(g) 的标准摩尔熵。;热力学第二定律： 在孤立体系中不可???发生熵减少的变化，这就是熵增加原理 ;放热反应：ΔH0，系统放热给环境，使分子热运动加剧，ΔS环境0，此时系统失去热量，ΔS系统0,所以要比较ΔS系统 的相对大小。 吸热反应：ΔH0, ΔS环境0，ΔS系统0;5－6 Gibbs函数（自由能） ;Gibbs判据： 在不作非体积功和定温条件下，任何自发反应总是系统的Gibbs函数减少。即 定温定压下： ΔS总0，ΔG0 反应自发进行，能正向进行； ΔS总0，ΔG0 反应是非自发进行，能逆向进行； ΔS总=0，ΔG=0 反应处于平衡状态。;4）ΔH0,ΔS0，吸热熵减反应，在所有温度下反应不能正向进行。;;;CaCO3 (s) CaO(s)+CO2(g);;;;