PPT《化学化工学院》

1、ΔrGθm(298.15)的计算 ΔrGθm 可通过ΔfGθm来求算. ΔrGθm = ∑νiΔfGθm.i(产物)νiΔfGθm.i(反应物)νBΔfGθm. 其他温度下吉布斯函数变的计算 ΔG = ΔH-TΔS 即吉布斯-赫姆霍兹公式 由于温度T对ΔH、ΔS影响较小,近似计算时可忽略不计,于是吉布斯、赫姆霍兹公式就变为: ΔrGθm.T =ΔrHθm.298-TΔrSθm.298 或简记为ΔrGθm.T =ΔrHθm-TΔrSθm ……(b) 任一反应的ΔrHθm与ΔrSθm可通过相应物质的ΔfHθm与ΔfSθm求得.于是便可通过上式(b)求得任一温度下反应的标准吉布斯函数变ΔGθmT,从而判定反应进行的方向和限度. 例.在25℃,100kPa下,CaSO4(s)=CaO(s)+SO3(g),已知该反应的rHθ =400.3kJ・mol-1, rSθ =189.6J・K-1・mol-1,问:(1)在25℃时,上述反应在能否自发进行?(2)对上述反应,是升温有利,还是降温有利?(3)计算上述反应的转折温度. 非标态下rG的求算:范托夫等温方程:rG= rGθ+RTlnQ 例、在298K时,反应CaCO3(s)=CaO(s) +CO2(g) rGθ=130.0kJ・mol-1,Sθ=160.0J・K-1・mol-1, 计算标准状态下该反应自发进行的最低温度及1500K达平衡时,CO2的分压(kPa)(pθ=100KPa).

三、化学平衡和化学反应速率

1、质量作用定律.

2、影响化学反应速率的因素.

3、化学平衡状态的特征.

4、化学平衡移动方向的判断.

5、有关化学平衡常数的计算. 标准平衡常数(K0) 将平衡浓度或平衡分压分别除以各自标准态的数值, 即得平衡时的相对浓度或相对分压. 对于一般的可逆化学反应: 对于溶液中的反应: 对于气相反应: Sn2+(aq)+2Fe3+(aq) Sn4+ (aq)+2Fe2+(aq) 对于一般的多相化学反应: ? 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. 多重平衡原理 ?互逆的两个反应, 其平衡常数互为倒数;

?化学反应方程式书写方式不同(计量系数),平衡常数不同;

?反应Ⅰ + 反应Ⅱ == 反应Ⅲ ,则:K Ⅲ = K Ⅰ*K Ⅱ ?反应Ⅰ - 反应Ⅱ == 反应Ⅲ ,则:K Ⅲ = K Ⅰ/K Ⅱ 判断反应的程度 计算平衡的组成 预测反应的方向 标准平衡常数的应用

四、解离平衡

1、酸碱质子理论.

2、弱酸、碱的解离平衡.

3、缓冲溶液.

4、沉淀溶解平衡.

1、水的电离和溶液的酸碱性

2、一元弱酸弱碱的电离平衡

3、同离子效应和盐效应

4、多元弱酸弱碱的电离平衡 (1) .电离常数K 电离平衡和电离平衡常数:弱电解质在水溶液中仅发生部分电离,未电离的分子和由电离产生的离子之间存在着动态平衡.其平衡常数称为电离平衡常数. 例:

2、一元弱酸弱碱的电离平衡 Ki的意义 Ki属于化学平衡常数,只与温度有关,与浓度无关.在一定温度下是一个定值.Ki是弱电解质的特征常数.它反映了电解质电离程度的强弱.比较同类型弱电解质的相对强弱,Ki越大,弱电解质电离程度越大. Ki随温度改变但改变不大,因此,常温范围内可忽略温度的影响. (2)、标准电离常数: eg:HAc+ H2O= H3O+ +Ac- 共轭碱:Ac-+ H2O=HAc+ OH- (3).电离度 电离度的大小与弱电解质的本质、溶液浓度、温度有关. Ka很小,α也很小,1-α≈1, 故Ka=cα2 或α= 意义:(1)同一弱电解质 α与浓度的平方根成反比. c ↑→ α↓ (2)相同浓度的不同弱电解质α与K的平方根成正比. 稀释定律 (4).一元弱酸、弱碱溶液中离子浓度的计算 以一元弱酸为例: HAc的初始浓度为c,电离常数为Ka,[H+]=x 初始浓度 c

0 0(mol・L-1) 平衡浓度 c-x x x(mol・L-1) HA H+ + A- 一元弱酸中[H+]的近似计算公式 一元弱碱中[OH-]的近似计算公式 一元弱酸中H+浓度的精确计算公式 α≤ 5%,或c/Ka≥ 500时,c - x≈ c 计算酸性溶液中[H+]浓度、pH值的步骤 判断酸的强弱 弱酸 强酸 H+完全电离 H+部分电离 判断c/Ka与500的大小关系 c/Ka ≥