大學工科化學市公開課獲獎課件

1、第一章 復習內(nèi)容系統(tǒng)與環(huán)境狀態(tài)與狀態(tài)函數(shù)內(nèi)能與焓熱力學第一定律 蓋斯定律熱力學原則態(tài)化學反應原則焓變計算反應進度第1頁第1頁第二章化學反應進行方向和程度自發(fā)過程：在一定條件下，無需外力推動，任其自然就能夠發(fā)生過程。 比如： 熱自高溫物體傳向低溫物體是自發(fā)過程， 如用電爐加熱物體；“水之形避高而趨下” ；對化學反應而言，如：鐵在潮濕空氣中銹蝕，鋅置換硫酸銅溶液反應等； 第2頁第2頁但在相同條件下，它們逆反應不能自動發(fā)生。第3頁第3頁如何判斷化學反應自發(fā)性，即方向性？給定條件：等溫、等壓第4頁第4頁例：C(s) + O2(g) CO2(g)符合 H l s 同一聚集態(tài)：S(T2) S(T1) （T

2、2 T1）第9頁第9頁2.2.2 熵變與改變方向例 2.7 試計算 2NO(g) = N2(g) + O2(g)原則熵變。 解：對于反應 2NO(g) = N2(g) + O2(g) Sm 210.7 191.5 205.0 (J.mol-1.k-1) rSm= 24.9 Jmol-1k-1 0同時， rHm= 180.5 KJmol-1 1112K 時，反應可自發(fā)進行。 (2) 轉折點：第19頁第19頁注意：判斷反應自發(fā)性（條件：封閉系統(tǒng)、等溫、等壓、系統(tǒng)不作非體積功）P26，表2.1第20頁第20頁 非原則狀態(tài)下吉布斯函數(shù)變rGm可用來判斷任一狀態(tài)下反應方向，rGm 與rGm 關系可通過化

3、學熱力學推導得出范特霍夫等溫方程式： 1.對于氣體反應 a A(g) + b B(g) = g G(g) + d D(g)若將各種氣體看作抱負氣體則有：第21頁第21頁式中PA 、 PB 、 P G、 PD 系統(tǒng)中各物質分壓，P 為原則壓力， P / P 相對壓力，R 摩爾氣體常數(shù)其值為8.314 Jmol-1K-1。 稱為反應商，J。則： 等溫方程式 問題：若所有分壓均處于原則條件，此時 rGm 表示式形式？第22頁第22頁2. 對于水溶液中反應 a A(aq) + b B(aq) = g G(aq) + d D(aq)式中c為水合離子濃度， 為相對濃度，單位為1。若所有水合離子濃度均處于原

4、則態(tài)，可得到 J = 1, ln J = 0 (J, reaction quotient)第23頁第23頁多數(shù)情況，rGm難以擬定（由于生成物分壓和濃度難以確知），對于普通反應，在等溫、等壓條件下可用： 反應不能進行Q: 實際工作中，考慮成本，可實行性，反應進行程度，達到平衡產(chǎn)物 。第24頁第24頁 例： Zn (s) + O2 (g) ZnO (s) rGm = 317. 9 kJ/mol J = ( PO2/ P) 1/2欲使反應不能自發(fā)進行，則需：rGm 0，即： RT ln ( PO2/ P )1/2 rGm ( PO2/ P ) 1/2 exprGm/RT = exp317. 910

5、3 /(8. 314298)第25頁第25頁 ( PO2/ P ) 1/2 1. 88451056 PO2/ P 3. 551310112 PO2 3. 610107 Pa 0這就是說，即使 O2 分壓小到幾乎為零，此反應仍然能自發(fā)進行。 Zn (s) + O2 (g) ZnO (s)第26頁第26頁2.4 化學反應程度化學平衡 CO(g) + H2O (g) = CO2(g) + H2(g)可逆反應：同一條件下，既能向某一方向進行又能向相反方向進行反應。 并把從左向右進行反應稱作正反應；從右向左進行反應則稱作逆反應。 平衡時各物質濃度或含量不再改變，平衡為動態(tài)平衡。kf動態(tài)平衡 A Bkr第

6、27頁第27頁標準上全部化學反應都含有可逆性，只是可逆程度不同，用 表示可逆反應。 衡量平衡程度平衡常數(shù)第28頁第28頁1. 平衡常數(shù)1） 以平衡濃度表示平衡常數(shù)以化學反應方程式中相應化學計量數(shù)為冪指數(shù)，化學反應方程中各個物種濃度（平衡時）乘積即為以濃度表示平衡常數(shù)表示式，可逆反應：a A + b B = c C + d D用濃度表示平衡常數(shù) Kc 為第29頁第29頁2） 以平衡分壓表示平衡常數(shù)或寫為氣相反應： a A + b B = m M + n N注：氣體分壓：混合氣體中某一組分氣體在與混合氣體溫度相同時，單獨占有整個容積所含有壓力；混合氣體總壓力等于各個氣體分壓之和（Dalton 分壓

7、定律）。第30頁第30頁 對于有氣體參與反應 a A(g) + b B(g) = g G(g) + d D(g)若將氣體看作抱負氣體，則有： 范特霍夫 等溫方程式到達平衡時，rGm= 0 時，P 亦為平衡分壓3） 原則平衡常數(shù)第31頁第31頁為原則平衡常數(shù)，無量綱 ?？傻玫?由于 在一定溫度下為一定值，則：第32頁第32頁對于水溶液中反應 a A(aq) + b B(aq) = g G(aq) + d D(aq)達平衡時：同樣有： 對于給定反應，其值與溫度相關，而與分壓或濃度無關。第33頁第33頁可用 J 和 K 判斷反應方向和程度J K，r K，r 0 反應逆向自發(fā)進行J = K，r = 0

8、 平衡狀態(tài)由于 則：第34頁第34頁應用平衡常數(shù)表示式幾點注意事項：1）無論反應過程詳細路徑如何，都可據(jù)總化學方程式寫出平衡常數(shù)表示式。（2）各物質濃度（或氣體分壓）均為平衡時濃度或分壓。對于反應物或生成物為固態(tài)或液態(tài)純物質，其分壓或濃度不出現(xiàn)在表示式中。Fe3O4(s) + 4 H2(g) = 3 Fe(s) + 4 H2O(g)CaCO3(s) =CaO (s)+ CO2(g) K =P CO2 / P第35頁第35頁(3)平衡常數(shù)表示式與化學方程式寫法相關。(4) 平衡常數(shù)與溫度相關，而與分壓或濃度無關。N2(g) + 3H2 (g) = 2 NH3(g) 1/2N2(g) + 3/2

9、H2 (g) = NH3(g) 2NH3(g) = N2(g) + 3 H2 (g) 則 ：K 1 = (K2)2 = 1/K3第36頁第36頁2. 原則平衡常數(shù)計算依據(jù)定義式。注意：表示式中壓力為分壓利用公式 解：依據(jù)公式 rGm =RT ln K比如：已知反應 2NO(g) = N2(g) + O2(g) rGm =173.2 kJmol-1, rHm =180.5 kJmol-1, rSm=24.9 Jmol-1K-1求：此反應在298.15K和1000K 時 K第37頁第37頁(2)當T = 1000K時，可由吉布斯等溫方程求出 rGm (1000K) =rHm (298.15K) 1

10、000rSm (298.15K)/1000 = 155.6 kJmol-1 則 lnK(1000K) =rGm(1000K) / RT K（1000K）= 1.3x108 可見K 減小，溫度上升 則產(chǎn)率下降。升高溫度不利于反應。(1)當T = 298.15K時，K（298.15K）= 2.2x1030 可見反應進行得很完全。第38頁第38頁對于不同溫度下 K ， 也能夠由以下方法求出 (A) (B)式(B) - (A)可得到： 范特霍夫方程可直接利用此式來計算不同溫度下第39頁第39頁3. 化學平衡移動影響平衡原因 定義：因條件改變使化學反應從本來平衡狀態(tài)轉變到新平衡狀態(tài)過程。 例： C(s)

11、 + H2O(g) CO(g) + H2(g) rHm=131.3 KJmol-1 條件改變：1、增長水蒸氣濃度，平衡向右移動 2、減小壓強平衡向右移動 3、提升溫度平衡向右移動原因：條件改變 J K第40頁第40頁結論：在平衡系統(tǒng)內(nèi) (1)增長反應物濃度，平衡就向生成物方向移動。 (2)對于有氣態(tài)物質存在平衡，增長壓力，平衡就向減少壓力，也就是在容積不變條件下，向著減少氣體分子總數(shù)方向移動。 CaCO3(s) =CaO (s)+ CO2(g)（3）升高溫度，平衡就向減少溫度方向移動。第41頁第41頁濃度，壓力使J 改變，溫度使K 改變，其結果都造成系統(tǒng)平衡移動，最后達到J = K, 從而使

12、達平衡。呂查德里原理(Le Chateliers principle)： 假如改變平衡系統(tǒng)條件之一，如濃度壓力或溫度，平衡就向能削弱這個改變方向移動。When a system at equilibrium is stressed, the equilibrium will shift in such a way as to minimize the effect of the stress.第42頁第42頁(3)在一定溫度下化學平衡一旦建立，平衡常數(shù)則一定。化學平衡含有下列特性：(1) 化學平衡是一個動態(tài)平衡；(2) 條件發(fā)生了改變，原有平衡將被破壞，代之 以新平衡。第43頁第43頁Fe2O3(s) + 3 CO(g) = 2 Fe(s) + 3 CO2(g)煉一