物理化学电子教案 第六章化学平衡 物理化学教研室
物理化学电子教案 第六章 化学平衡 物理化学教研室
第六章化学平衡 教学方案 1、了解从平衡条件导出化学反应等温方程式,掌握化学反应等温方程式的意义及其应用。 2、明确标准平衡常数K的意义,熟练掌握平衡常数和平衡组成的计算 教学目的和3、明确理想气体反应的标准平衡常数K和经验平衡常数Kp、Kc、Kx之间的换算 要求4、理解物质生成吉氏自由能与反应过程△的意义,掌握△,G=RlnK的有关计算。 5、熟悉浓度、温度、压力与惰性气体对平衡的定量影响。 6、了解同时平衡、反应偶合。 1、化学反应等温方程式的意义 教学重点|3、标准平衡常数K的意义,平衡常数和平衡组成的计算 4、物质的标准生成吉布斯自由能△Gm与反应过程△Gm的意义 5、各种因素对化学平衡的影响 1、理想气体反应、实际气体反应、液相反应、复相反应的平衡常数及其各种表达式、 教学难点 平衡常数的测定、平衡组成及平衡转化率的计算 2、标准态下反应的吉布斯自由能的变化值、标准生成吉布斯自由能。液相反应的△Gm 与标准平衡常数K关系 教学方法和、传统的教学模式: 手段 2、辅导答疑:采用课后辅导和电子邮件形式 3、习题课和测验 §61化学反应的平衡条件(1学时) 1、化学反应的平衡条件和反应进度的关系;2、化学反应的亲和势 §6.2化学反应平衡常数与反应等温式(1学时) 1、气相反应的平衡常数;2、液相反应的平衡常数 §6.3平衡常数的表达式(2.5学时) 1、各种平衡常数(K°、Kp、K:、Kx…)的表达式及其关系 2、有关平衡常数的计算与应用 3、平衡常数的实验测定法 教学内容及64复相化学平衡(05学时) 课时分配|§6.5标准生成吉氏自由能(2学时) 1、标准生成吉氏自由能ΔG°m;2、ΔG°m的求法及用途:3、ΔG°m的概念及计算。 §6.6温度、压力及因素惰性气体对化学平衡的影响(1学时) 度对化学平衡的影响;2、温度对化学平衡的影响 3、压力对化学平衡的影响:4、惰性气体对化学平衡的影响 §67同时化学平衡(0.5学时) §6.8反应的耦合 §69近似计算(0.5学时) 2
2 第六章 化学平衡 教学方案 教学目的和 要求 1、了解从平衡条件导出化学反应等温方程式，掌握化学反应等温方程式的意义及其应用。 2、明确标准平衡常数 K 的意义，熟练掌握平衡常数和平衡组成的计算. 3、明确理想气体反应的标准平衡常数 K 和经验平衡常数 Kp、Kc、Kx 之间的换算。 4、理解物质生成吉氏自由能与反应过程 ΔrG 的意义,掌握 ΔrG θ m=-RTlnKθ 的有关计算。 5、熟悉浓度、温度、压力与惰性气体对平衡的定量影响。 6、了解同时平衡、反应偶合。 教学重点 1、化学反应等温方程式的意义 3、标准平衡常数 K 的意义, 平衡常数和平衡组成的计算 4、物质的标准生成吉布斯自由能∆fGm θ与反应过程∆rGm的意义 5、各种因素对化学平衡的影响 教学难点 1、理想气体反应、实际气体反应、液相反应、复相反应的平衡常数及其各种表达式、 平衡常数的测定、平衡组成及平衡转化率的计算 2、标准态下反应的吉布斯自由能的变化值、标准生成吉布斯自由能。液相反应的∆rGm 与标准平衡常数 K 关系 教学方法和 手段 1、 传统的教学模式； 2、 辅导答疑：采用课后辅导和电子邮件形式； 3、 习题课和测验。 教学内容及 课时分配 §6.1 化学反应的平衡条件（1 学时） 1、化学反应的平衡条件和反应进度的关系；2、化学反应的亲和势 §6.2 化学反应平衡常数与反应等温式（1 学时） 1、气相反应的平衡常数；2、液相反应的平衡常数； §6.3 平衡常数的表达式（2.5 学时） 1、各种平衡常数(Ke、Kp、Kf、、Kx…)的表达式及其关系 2、有关平衡常数的计算与应用 3、平衡常数的实验测定法 §6.4 复相化学平衡 （0.5 学时） §6.5 标准生成吉氏自由能（2 学时） 1、标准生成吉氏自由能 ΔfGθ m；2、ΔfGθ m的求法及用途；3、ΔrGθ m的概念及计算。 §6.6 温度、压力及因素惰性气体对化学平衡的影响（1 学时） 1、浓度对化学平衡的影响； 2、温度对化学平衡的影响； 3、压力对化学平衡的影响； 4、惰性气体对化学平衡的影响。 §6.7 同时化学平衡（0.5 学时） §6.8 反应的耦合 §6.9 近似计算（0.5 学时）
概述: 通过对热力学第一,二,三定律的学习,已经掌握了对一个热力学过程(包括化学反应)的方向何 限度的基本判断方法,又通过对溶液一章的学习,对多组分体系的基本性质有了一定的了解,本章的中 任务就是用热力学的这些基本原理,规律和方法来集中研究不作非体积功的封闭体系中化学反应的问题, 实验证明,一切化学反应都是可逆的,所以化学平衡是化学反应体系中的普遍现象,而化学平衡是在一定 的条件下,可以同时向正反两个方向进行的化学反应,当正反两个方向的反应速率相等时,体系就达到了 平衡状态。或是在一定的条件下,可逆反应的正向速率于逆向速率相等,对不同的体系,达到平衡所需的 时间各不相同,但其共同的特点是平衡后体系中各物质的数量均不随时间而改变,产物和反应物的数量之 间具有一定的关系,只要外界条件不变,这个状态不随时间而变化,但外界条件一经变换,平衡状态就要 变化,可见平衡状态从宏观上看表现为静态,而实际上乃是一动态平衡,它是化学反应的限度。若平衡体 系中各物质处于一个相,则叫均相化学平衡,若平衡体系中各物质处于几个不同的相,则叫多相化学平衡 或复相平衡 比如化学工业,冶金工业和其它工业生产一样,除了希望能获得优质产品外,还要求收率高,成本低。 但是一项化学反应究竟能得到多大的转化率,一些外界条件,例如温度、压力、浓度的改变又将怎样影响 反应的转化率,如果没有理论依据,但凭实验手段加以探索,往往事倍功半。化学反应是在宏观体系内所 发生的过程,我们可以用热力学为理论工具,对某一具体化学反应进行具体分析,得出该反应达到平衡状 态时的转化率,以及外界条件对平衡态的影响。从而根据具体情况制定工艺路线,创造工艺条件,设法使 反应的转化率能接近甚至达到从热力学所得出的理论转化率,以获得最佳的生产效果。 1.发展史 1861~1863 Berthelot, de saint gilles(法)提出逆反应和动态平衡的概念 1864~1879 Guldberg-Wage(挪威)建立了质量作用定律,提出了平衡时正逆反应速率相等,正逆 反应速率常数之比只是温度的函数 vant Hoff定义平衡常数 K 1878 Gibbs 用化学势导出了平衡条件 Le chatelier平衡移动原理 1889 vant Hoff平衡常数与温度的关系方程 1970sIS0( International Standard Organization)定义标准平衡常数 2.化学平衡的概念 任何化学反应都有正反两个方向,从微观上看,这两个方向总是同时进行的 如反应:SO(g)+0.5O2(g)=SO3(g) 在反应体系中,SO2分子与O2分子会化合生成SO子,但同时,SO3子也会分解为SO2和O2分子.若 体系的初始组成是原料SO2和O2,那么在反应初期,体系中主要为SO2和O2分子,它们之间的碰撞频率 较高,而SO3的分子数很少,其分解的速率自然较低,故在宏观上,反应向正方进行.随着反应的进行, SO3分子的浓度逐步提高,其分解速率也随之提高;SO2和O2的浓度逐步降低,故合成SO3的速率也随之 降低,当达到一定程度时,两者的速率相等,此时,从宏观上看,体系的组成不再变化,化学反应达到了平 从以上分析,化学反应平衡是一种动态的平衡,微观上,体系的正,反两方向的反应并没有停止,只是
3 概述： 通过对热力学第一，二，三定律的学习，已经掌握了对一个热力学过程（包括化学反应）的方向何 限度的基本判断方法，又通过对溶液一章的学习，对多组分体系的基本性质有了一定的了解，本章的中心 任务就是用热力学的这些基本原理，规律和方法来集中研究不作非体积功的封闭体系中化学反应的问题， 实验证明，一切化学反应都是可逆的，所以化学平衡是化学反应体系中的普遍现象，而化学平衡是在一定 的条件下，可以同时向正反两个方向进行的化学反应，当正反两个方向的反应速率相等时，体系就达到了 平衡状态。或是在一定的条件下，可逆反应的正向速率于逆向速率相等，对不同的体系，达到平衡所需的 时间各不相同，但其共同的特点是平衡后体系中各物质的数量均不随时间而改变，产物和反应物的数量之 间具有一定的关系，只要外界条件不变，这个状态不随时间而变化，但外界条件一经变换，平衡状态就要 变化，可见平衡状态从宏观上看表现为静态，而实际上乃是一动态平衡，它是化学反应的限度。若平衡体 系中各物质处于一个相，则叫均相化学平衡，若平衡体系中各物质处于几个不同的相，则叫多相化学平衡 或复相平衡。 比如化学工业，冶金工业和其它工业生产一样，除了希望能获得优质产品外，还要求收率高，成本低。 但是一项化学反应究竟能得到多大的转化率，一些外界条件，例如温度、压力、浓度的改变又将怎样影响 反应的转化率，如果没有理论依据，但凭实验手段加以探索，往往事倍功半。化学反应是在宏观体系内所 发生的过程，我们可以用热力学为理论工具，对某一具体化学反应进行具体分析，得出该反应达到平衡状 态时的转化率，以及外界条件对平衡态的影响。从而根据具体情况制定工艺路线，创造工艺条件，设法使 反应的转化率能接近甚至达到从热力学所得出的理论转化率，以获得最佳的生产效果。 1.发展史 1861～1863 Berthelot, de Saint Gilles （法） 提出逆反应和动态平衡的概念 1864 ～1879 Guldberg - Waage (挪威）建立了质量作用定律，提出了平衡时正逆反应速率相等，正逆 反应速率常数之比只是温度的函数 vant Hoff 定义平衡常数 K 1878 Gibbs 用化学势导出了平衡条件 1884 Le Chatelier 平衡移动原理 1889 vant Hoff 平衡常数与温度的关系方程 1970s ISO ( International Standard Organization)定义标准平衡常数 2.化学平衡的概念： 任何化学反应都有正反两个方向,从微观上看,这两个方向总是同时进行的. 如反应: SO2(g)+0.5O2(g)=SO3(g) 在反应体系中, SO2 分子与 O2 分子会化合生成 SO3 子,但同时, SO3 子也会分解为 SO2 和 O2 分子.若 体系的初始组成是原料 SO2 和 O2,那么在反应初期,体系中主要为 SO2 和 O2 分子,它们之间的碰撞频率 较高,而 SO3 的分子数很少,其分解的速率自然较低,故在宏观上,反应向正方进行. 随着反应的进行, SO3 分子的浓度逐步提高,其分解速率也随之提高; SO2 和 O2 的浓度逐步降低,故合成 SO3 的速率也随之 降低,当达到一定程度时,两者的速率相等,此时,从宏观上看,体系的组成不再变化,化学反应达到了平 衡. 从以上分析,化学反应平衡是一种动态的平衡,微观上,体系的正,反两方向的反应并没有停止,只是
两者速率相等而已 这种平衡只是相对的,不是绝对的,一旦环境条件,如温度,压力等发生变化,反应体系的平衡就可能 被打破,反应会向某一方向进行,直至达到新的平衡为止 3.研究化学反应要解决的中心问题: 即:化学反应在特定条件(反应系统的温度、压力和组成)下,反应的方向和限度以及各种因素对反应的 影响问题;具体说有以下几个方面: (1)在一定条件下,一个反应能否进行(方向问题) (2)如反应能进行,则进行到什么程度为止(限度问题) (3)改变条件能否改变反应的方向或提高产率(平衡移动问题) (4)化学反应进行的快慢,即反应的速率.(动力学研究的内容 化学平衡一章就是用热力学原理研究化学反应的方向和限度,也就是研究一个化学反应,在一定温度、 压力等条件下,按化学反应方程能够正向(向右)进行,还是逆向(向左)进行,以及进行到什么程度为止 (达到平衡时,体系的温度、压力、组成如何?)。以及各种因素对反应的影响问题 由热力学的基本原理,可以确定化学反应进行的方向和限度。只要弄清了反应体系的条件,即可由 热力学公式求出反应达平衡的状态,并可求出平衡时,各组分的数量之间的关系 对反应可能性的判断,对新反应,新工艺的研究和设计具有特别重要的意义,可以避免人们徒劳地 从事某些实际上不可能发生的反应即过程
4 两者速率相等而已. 这种平衡只是相对的,不是绝对的,一旦环境条件,如温度,压力等发生变化,反应体系的平衡就可能 被打破,反应会向某一方向进行,直至达到新的平衡为止. 3.研究化学反应要解决的中心问题： 即：化学反应在特定条件(反应系统的温度、压力和组成)下，反应的方向和限度以及各种因素对反应的 影响问题;具体说有以下几个方面： （1）在一定条件下，一个反应能否进行（方向问题） （2）如反应能进行，则进行到什么程度为止（限度问题） （3）改变条件能否改变反应的方向或提高产率（平衡移动问题） （4）化学反应进行的快慢,即反应的速率.（动力学研究的内容） 化学平衡一章就是用热力学原理研究化学反应的方向和限度，也就是研究一个化学反应，在一定温度、 压力等条件下，按化学反应方程能够正向(向右)进行，还是逆向(向左)进行，以及进行到什么程度为止 (达到平衡时，体系的温度、压力、组成如何?)。以及各种因素对反应的影响问题。 由热力学的基本原理,可以确定化学反应进行的方向和限度。只要弄清了反应体系的条件,即可由 热力学公式求出反应达平衡的状态,并可求出平衡时,各组分的数量之间的关系。 对反应可能性的判断,对新反应,新工艺的研究和设计具有特别重要的意义，可以避免人们徒劳地 从事某些实际上不可能发生的反应即过程
§6.1化学反应的平衡条件—反应进度和化学反应的亲合势 、化学平衡的条件 1.化学反应体系 化学反应体系:封闭的单相体系,不作非膨胀功,发生了一个化学反应,设为 dD+ee+ F+gG+… 各物质的变化量必须满足 0= B 根据反应进度的定义,可以得到 dr dvb dnB=vado 2.反应吉布斯自由能 设反应体系中进行了极微小的量d,热力学基本方程有:dG=-SdI+vdp+∑μadnB 等温、等压条件下,dG=∑μgdnB(dI=0,dp=0) 代入反应进度:dG=(∑μvB)d(aG/8)=∑vBμB(a) 式左边微商的物理含义是:在恒温,恒压,各组分浓度不变的条件下,进行1mol化学反应的体系吉 布斯自由能改变值 定义:ΔGm=OG/85)rp=∑vBμB (b) 反应吉布斯自由能变化△Gm并不是某一实际体系反应1mo物质时的吉布斯自由能变化,△Gm是一 个比值,对于一实际体系,是在恒温恒压下,体系中进行极微量化学反应所引起的体系吉布斯自由能变化 与反应进度变化之比(aG/)p。 对m的理解: 1)量纲:J.mol 2)强度性质,与体系的物质的量无关 3)对同一化学反应来讲,其具体值与计量方程式写法有关 4)随着反应的进行,由于浓度发生变化,则μ发生变化,引起1G。变化,所以4G。不是一个定值。 △Gm是一个强度量,若将体系的G对反应进度ξ作图,则△Gm表示曲线G=f(2)在反应进度为ξ处的斜 率。△Gm的单位是:J.mol. 这两个公式适用条件 (1)等温、等压、不作非膨胀功的一个化学反应 (2)反应过程中,各物质的化学势保持不变。 公式(a)表示有限体系中发生微小的变化:公式(b)表示在大量的体系中发生了反应进度等于1mol的
5 §6.1 化学反应的平衡条件——反应进度和化学反应的亲合势 一、化学平衡的条件 1.化学反应体系 化学反应体系： 封闭的单相体系，不作非膨胀功，发生了一个化学反应，设为： 各物质的变化量必须满足： 根据反应进度的定义，可以得到： 2. 反应吉布斯自由能: 设反应体系中进行了极微小的量 d,热力学基本方程有: dG=－SdT+Vdp+∑BdnB 等温、等压条件下，dG=∑BdnB (dT=0, dp=0) 代入反应进度: dG=(∑BB)d (G/)T,p=∑B B （a） 式左边微商的物理含义是: 在恒温,恒压,各组分浓度不变的条件下,进行 1mol 化学反应的体系吉 布斯自由能改变值. 定义: rGm=(G/)T,p=∑B B （b） 反应吉布斯自由能变化 rGm并不是某一实际体系反应 1mol 物质时的吉布斯自由能变化, rGm是一 个比值,对于一实际体系,是在恒温恒压下,体系中进行极微量化学反应所引起的体系吉布斯自由能变化 与反应进度变化之比(G/)T,p。 对 的理解： 1）量纲：J.mol -1 2)强度性质，与体系的物质的量无关 3）对同一化学反应来讲，其具体值与计量方程式写法有关 4）随着反应的进行，由于浓度发生变化，则 µ B 发生变化，引起 变化，所以 不是一个定值。 rGm是一个强度量,若将体系的 G 对反应进度 作图,则 rGm表示曲线 G =f()在反应进度为 处的斜 率。rGm的单位是: J.mol-1 . 这两个公式适用条件： （1）等温、等压、不作非膨胀功的一个化学反应； （2）反应过程中，各物质的化学势保持不变。 公式（a)表示有限体系中发生微小的变化；公式(b)表示在大量的体系中发生了反应进度等于 1 mol 的 d e f g D E F G + + → + + B B 0 B = B B d d n = d d nB B =