基础化学第六章(化学反应中的能量变化)概述.pptVIP

ΔrHmθ = ΔfHmθ(NH3,g) + ΔfHmθ(HCl, g) - ΔfHmθ(NH4Cl, s) = -45.9 - 92.3 + 314.4 = 176.2 kJ·mol-1 ΔrSmθ =Smθ (NH3, g) + Smθ (HCl, g) - Smθ (NH4Cl, s) = 192.8 + 186.9 -94.6 = 285 J·K-1·mol-1 ΔrGmθ = ΔrHmθ– T ΔrSmθ = 176.2 - 298.15 ×285×10-3 = 91.2 kJ·mol-1 两种方法求得的值相同，由于ΔrGmθ ＞0，所以在298.15K，标准态下此反应不能自发进行。 由于ΔrHmθ ＞0， ΔrSmθ ＞0，升高温度有利于反应自发进行， T ＞ = 618K 即T ＞ 618 K 时，此过程自发进行。 注意单位统一！ 2、非标准态下Gibbs自由能变的计算 非标准状态下： aA + bB = dD + eE ΔrGm = ΔrGmθ + RT lnQ 稀溶液： cG、 cH、 cE和cF为任意浓度； c?为标准浓度 ，c? = 1mol·L-1。 (cD/c?)d (cE/c?)e (cA/c?)a (cB/c?)b Q = 气体反应： pE、pF、pG和pH为任意分压； p?为标准压力 ， p? =100kPa。 (pD/p?)d (pE/p?) e (pA/p?) a (pB/p?) b Q= 非标准状态下： aA + bB = dD + eE P100 例6-9 注意单位统一！ ΔrGm = ΔrGmθ + RT lnQ 3、生化标准态下Gibbs自由能变的计算 按热力学标准态，溶液中溶质的标准态 c =1mol·L-1的规定，如H+参与反应，c(H+)=1mol·L-1，即pH = 0 生化标准态规定： C（H+）的标准态为1.0×l0-7 mol·L-1，即pH=7，其它物质的热力学标准态规定不变。 生化标准态的Gibbs自由能变符号为 例：在298.l5K，生化标准态下有H+参与的任意一反应： a A + b B = d D + y H+ 求 与 ΔrGmθ的关系. ΔrGm = ΔrGmθ + yRT ln 1.0 × 10-7 = ΔrGmθ + 16.12 yRT cA=cB=cD=1 mol · L-1，cH+=1.0 × 10-7 mol · L-1 = ΔrGm = ΔrGmθ +16.12 yRT ΔrGm = ΔrGmθ + RT lnQ 第四节 化学平衡 一、化学反应的限度与标准平衡常数 ΔrGmθ = - RT lnKθ 反应平衡时： ΔrGm = 0 Q = K 例6-10 由附录中的 值计算298.15K时AgI的Ksp值。 ΔrGmθ = - RT lnKθ ΔfGmθ /(kJ · mol-1) -66.2 77.1 -51.6 ΔrGmθ =77.1 + (-51.6) -(-66.2) = 91.7(kJ · mol-1) Ksp = Kθ = 8.61×10-17 1、气体反应的标准平衡常数 eE(g) + f F(g) ? gG(g) + hH(g) pE、pF、pG和pH为平衡分压； p?为标准压力 ， p? =100kPa。 (pG/p?)g (pH/p?) h (pE/p?) e (pF/p?) f K?= K?在一定温度下是常数 2、稀溶液中反应的标准平衡常数 eE(aq) + f F(aq) ? gG(aq) + hH(aq) [G]、[H] 、 [E]、[F]为平衡浓度； c? = 1 mol·L-1 ，为标准浓度 ([G]/c?)g ([H] /c?)h ([E]/c?)e ([F]/c?)f K?= K?在一定温度下是常数 SiCl4(l) + 2 H2O(g) ? SiO2(s) + 4HCl(g) K?= (pHCl/p?)4 / (pH2O/p?)2 2MnO4-(aq)+5 H2O2(aq)+6H+(aq) ? 2Mn2+(aq)+5O2(g)+8 H2O(l) ([