第四章 化学平衡熵和Gibbs函数（课件）- 《无机化学第6版》同步教学（高教版）

第四章 化学平衡熵和Gibbs函数 §4.5 Gibbs函数 §4.4 自发变化和熵 §4.3 化学平衡的移动 §4.2 标准平衡常数的应用 §4.1 标准平衡常数 §4.1 标准平衡常数 4.1.3 标准平衡常数的实验测定 4.1.2 标准平衡常数表达式 4.1.1 化学平衡的基本特征 0 0.0100 0.0100 0 76.0 0 2000 0.00397 0.00397 0.0121 12.0 2.04 4850 0.00213 0.00213 0.0157 3.45 3.43 反应开始 ：c(H2),c(I2) 较大, c(HI) = 0, r正较大,r逆为 0；反应进行：c(H2),c(I2)减小, r正减小,c(HI)增大,r逆增大；某一时刻： r正= r逆，系统组成不变，达到平衡状态。 大多数化学反应都是可逆的。例如： 4.1.1 化学平衡的基本特征 t/s r正×107 r逆×107 H2(g) + I2(g) 2HI(g) r正 r逆 r/(mol·L-1·s-1) H2(g) + I2(g) 2HI(g) 化学平衡状态的特点： ① 在一定条件下，可逆反应达到化学平衡状态时，系统的组成不再随时间发生变化； ② 化学平衡是动态平衡。 r正=r逆≠0； ③ 在相同条件下，只要反应开始时各种原子数目相同，平衡组成与达到平衡的途径无关； ④化学平衡是在一定条件下建立的，条件发生变化时，原来的平衡会被破坏，直至建立新的化学平衡。 5 实验证明，可逆反应达平衡后，参加反应的各物种的浓度或分压之间存在着一定的数量关系。 例如：在425℃，反应： 达平衡时，尽管氢气和碘蒸气的初始分压不同，平衡时各物种分压也不同，但 见下表。 H2(g) + I2(g) 2HI(g) p(H2) p(I2) [p(HI)]2 = 常数， ——实验平衡常数 开始时各组分分压p/kPa 平衡时各组分分压p/kPa p(H2) p(I2) p(HI) p(H2) p(I2) p(HI) 1 64.74 57.78 0 16.88 9.92 95.72 54.72 2 65.95 52.53 0 20.68 7.26 90.54 54.60 3 62.02 62.51 0 13.08 13.57 97.88 53.98 4 61.96 69.49 0 10.64 18.17 102.64 54.49 5 0 0 62.10 6.627 6.627 48.85 54.34 6 0 0 26.98 2.877 2.877 21.23 54.45 425.4℃ 系统的组成 H2(g) + I2(g) 2HI(g) p(H2) p(I2) [p(HI)]2 = 常数 4.1.2 标准平衡常数表达式 对于溶液中的反应： 对于气相反应： Sn2+(aq)+2Fe3+(aq) Sn4+ (aq)+2Fe2+(aq) H2(g) + I2(g) 2HI(g) [p(H2)/p ][p(I2)/p ] [p(HI)/p ]2 = 对于一般的化学反应：  是温度的函数，与浓度、分压无关。 * 标准平衡常数表达式必须与化学反应计量式相对应。  是量纲一的量。 =( )-1 [p(H2)/p ][p(I2)/p ] [p(HI)/p ]2 = H2(g) + I2(g) 2HI(g) 2HI(g) H2(g) + I2(g) [p(H2)/p ][p(I2)/p ] [p(HI)/p ]2 = 1/2H2(g) + 1/2I2(g) HI(g) ( )1/2 [p(H2)/p ]1/2[p(I2)/p ]1/2 [p(HI)/p ] = = 若某一个(总)化学反应计量式是由多个化学反应的计量式经线性组合所得，则这个(总)化学反应的标准平