第三章化学平衡和化学反应速率.ppt

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1、第三章化学平衡和化学反应速率3.1化学平衡3.2化学平衡系统的计算3.3化学反应速率3.4几种特殊的化学反应学时：63.1化学平衡3.1.1分压定律3.1.2非标准态反应Gibbs函数变3.1.3化学平衡3.1.4多重平衡法则3.1.1分压定律在由多种气体组成的混合系统，各组分气体所具有的压力应为多少？只要不发生化学反应，各组分气体，在一般情况下，均适合气态方程式。PiV=niRT在混合气体中，某一组分气体的分压等于它在混合气体中的摩尔分数乘以总压力。各组分气体分压的总和即等于其总压，这一原理，称为Dalton分压定律。P=P1+P

2、2+…….PiPi=xiP分体积定律分体积：指混合气体所处的温度、压力下，各组分气体单独存在时所占的体积。分体积定律：气体混合物的总体积是各组分气体分体积之和。V=V1+V2+……ViPVi=niRT由PV=nRTPiV=niRT得==xi称为摩尔分数同理，由PV=nRTPVi=niRT得==xi显然：Pi=xiPVi=xiVPiniPnViniVn3.1.2非标准态反应Gibbs函数变热力学中，恒温恒压条件下计算非标准态反应Gibbs函数变的化学反应等温式：rGΘm,T为温度T下反应的标准Gibbs函数变；R是摩尔气体常数（8.3

3、14J·mol-1·K-1）；T是反应温度（K）；J为反应商；J为反应商对于反应：J=对于气体反应，J为相对压力商；对于溶液中的反应，在反应物和生成物的浓度都不大时，J为相对浓度商（物质的量度浓）；写该等温式时，固体和纯液体不计入式中。[c(B)/cӨ]a[pA/pӨ]b(pD/pӨ)q则：非标准态化学反应Gibbs函数变的等温式：又如，硫化氢与氯化铜溶液反应：如氧化铁的还原反应：Fe2O3(s)+3H2(g)2Fe(s)+3H2O(g)3.1.3化学平衡在化学反应中，只有少数反应在一定条件下差不多能够进行到底。由于它们逆反应的倾向极

4、小，因此实际上可以认为这些反应是不可逆，称为不可逆反应。化学平衡的概念很多化学反应，在同一条件能同时向正、逆两个方向进行，这种反应称为可逆反应。为了表示化学反应过程的可逆性，在化学方程中用两个指向相反的箭头代替化学平衡的特征1．中学化学中，我们知道化学平衡的最明显的特征是正反应速率等于逆反应速率，呈动态平衡。3．化学平衡是相对的，动态的，有条件的，因此是可以改变的。2．从热力学观点看，到达平衡时，化学反应的Gibbs函数变为零，rGm,T=0反应到了该条件下的极限。标准平衡常数当反应达到平衡时，rGm,T=rGӨm,T+2.3

5、03RTlgJe=0Je为达到平衡时的反应商,特别标记为KӨ，称为标准平衡常数。上式变为：rGm,T=rGӨm,T+2.303RTlgKӨ=0则有：rGӨm,T=-2.303RTlgKӨ上式将热力学数据与平衡常数联系在一起，同时表明在确定的温度T下rGӨm,T和KӨ都是反应的固有属性，都是常数。非标准态化学反应Gibbs函数变的等温式可写成下式：rGm,T=-2.303RTlgKӨ+2.303RTlgJ=2.303RTlg[J/KӨ]可见：rGm,T＞0即J＜KӨ正反应可自发进行rGm,T＜0即J＞KӨ逆反应可自发进行

6、rGm,T=0即J=KӨ反应达到平衡rGӨm,T＞0则KӨ＜1rGӨm,T＜0则KӨ＞1rGӨm,T=0则KӨ=1可见rGm,T与rGӨm,T的意义完全不同。标准平衡常数KӨ是特殊的反应商J，其表达式与J完全相同。如对于如下反应有：同理，由rGӨm,T=-2.303RTlgKӨ可得化学平衡的判定判断化学反应的依据只能是rGm,T，即rGm,T=rGӨm,T+2.303RTlgJ在标准状态下：rGm,T=rGӨm,T所以在标准状态下可用rGӨm,T代替rGm,T进行判断，但概念是不同的，因为rGӨm,T是常量

7、，而rGm,T是随化学反应变化的量。rGӨrG其它平衡常数实验序号起始浓度(mol/L)平衡浓度(mol/L)平衡常数c2(NH3)c(N2)c3(H2)c(N2)c(H2)c(NH3)c(N2)c(H2)c(NH3)11.003.0000.6902.070.6206.28×10-222.181.5402.001.000.3606.48×10-23002.000.6882.060.6246.44×10-24001.000.3961.190.2086.48×10-2对于合成氨反应，其实验数据如下：对于达到平衡的一般可逆反应：反应物

8、和生成物平衡浓度表示为c(A)、c(B)、c(C)、c(D)，它们与平衡常数之间的关系为：若A、B、C、D为气态物质时，其平衡常数表达式中常以气体的平衡分压表示，即Kc称为浓度实验平衡常数，该式称为浓度平衡常数表达式。K