工程熱力學第16講-第三部分復習-溶液熱力學、熱化學計算

1、第十六講山東大學機械工程學院過程裝備與控制工程研究所過程裝備與控制工程專業(yè)本講內(nèi)容1 復習Ch7 溶液熱力學Ch8 熱化學2 練習 1 掌握自由能（亥姆霍茨函數(shù)）的定義及判據(jù)。2 掌握自由焓（吉布斯函數(shù)）的定義及判據(jù)。3 掌握熱力學性質(zhì)的基本關(guān)系式、特性函數(shù)、麥克斯韋關(guān)系式。4 掌握克勞修斯克拉貝龍方程。5 掌握偏摩爾性質(zhì)、化學位、逸度、逸度系數(shù)、活度、活度系數(shù)等基本概念。6 掌握稀溶液、理想溶液、非理想溶液的基本概念。7 掌握稀溶液的拉烏爾定律、亨利定律和依數(shù)性。8 掌握汽液相平衡的基本概念。9 掌握理想溶液有關(guān)定律和相圖的應用。10掌握低壓汽液相平衡的計算。自由能判據(jù)定溫定容體系定溫定容體

2、系自發(fā)0,VTA平衡0,VTA非自發(fā)0,VTA不可能,WAVT表明：表明：在恒溫恒容且非體積功為零的條件下，系統(tǒng)亥姆霍茲函數(shù)減少的過程在恒溫恒容且非體積功為零的條件下，系統(tǒng)亥姆霍茲函數(shù)減少的過程能夠自動進行，亥姆霍茲函數(shù)不變時處于平衡狀態(tài)，不可能發(fā)生亥姆霍茲函能夠自動進行，亥姆霍茲函數(shù)不變時處于平衡狀態(tài)，不可能發(fā)生亥姆霍茲函數(shù)增大的過程。數(shù)增大的過程?？捎米杂赡茏兛捎米杂赡茏?A 判斷反應的自發(fā)性判斷反應的自發(fā)性在定溫定容條件下，體系自由能的減少在定溫定容條件下，體系自由能的減少等于等于過程的過程的可逆非體積功可逆非體積功；在不可逆過程中，體系所能做的有用功在不可逆過程中，體系所能做的有用功小

3、于小于系統(tǒng)自由能的減少。系統(tǒng)自由能的減少。自由焓判據(jù)自發(fā)0,PTG平衡0,PTG非自發(fā)0,PTG不可能,WGPT定溫定壓系統(tǒng)定溫定壓系統(tǒng)表明：表明：在恒溫恒壓且非體積功為零的條件下，系統(tǒng)吉布斯函數(shù)減少的過在恒溫恒壓且非體積功為零的條件下，系統(tǒng)吉布斯函數(shù)減少的過程能夠自動進行，吉布斯函數(shù)不變時處于平衡狀態(tài)，不可能發(fā)生吉布斯程能夠自動進行，吉布斯函數(shù)不變時處于平衡狀態(tài)，不可能發(fā)生吉布斯函數(shù)增大的過程。函數(shù)增大的過程?？捎米杂赡茏僄 判斷反應的自發(fā)性在定溫定壓條件下，體系吉自由焓的減少等于過程的在定溫定壓條件下，體系吉自由焓的減少等于過程的可逆非體積功可逆非體積功；在不可逆過程中，體系所能做的有用功

4、小于體系自由焓的減少。在不可逆過程中，體系所能做的有用功小于體系自由焓的減少。熱力學基本關(guān)系式dU = TdS pdVdH = TdS + Vdp H=U+pVdH=dU+pdV+VdpdA= SdT pdVdG = SdT + Vdp A=U-TSdA=dU-TdS-SdTG=HTSdG=dH -TdS - SdT熱力學基本關(guān)系式熱力學基本關(guān)系式（適用條件適用條件：封閉系統(tǒng)、不發(fā)生化學變化：封閉系統(tǒng)、不發(fā)生化學變化）pdSTVdUdAdGdHHUpVpVATSTSG變組成的熱力學性質(zhì)關(guān)系式 其中：j,j,j,j,idnpTinVTinpSinVSinGnAnHnUinpVSTHiiddddi

5、npVTSGiiddddinVpTSAiiddddinVpSTUiidddd偏摩爾性質(zhì) 物理意義：在恒溫恒壓下，物系中某組分i摩爾數(shù)的變化所引起物系一系列熱力學性質(zhì)的變化。 偏摩爾量是在T，p以及除ni外所有其他組分的物質(zhì)的量保持不變的條件下，任意廣度性質(zhì)隨ni的變化率。 也可理解為：在定溫、定壓下，向大量的某一定組成的混合物或溶液中加入單位物質(zhì)的量的組分i時引起的體系的廣度性質(zhì)的改變量。 在恒溫恒壓下，物質(zhì)的廣度性質(zhì)（U、H、S、A、G、V等）隨某種組分i摩爾數(shù)的變化率，叫做組份i的偏摩爾性質(zhì)。 三個重要的要素： 恒溫恒壓 廣度性質(zhì) 隨組份i摩爾數(shù)的變化率ijnPTiinMM,)(iiMnM

6、化學位（化學勢）iiGijT, P, ninGn偏摩爾自由焓定義為化學位是偏摩爾性質(zhì)中的一個特例。nGibbs定義偏摩爾自由焓為化學位。n化學位是體系的強度性質(zhì)。n化學位與壓力和溫度的關(guān)系：iinpTidnnGVdpSdTdGj,)(mTVpmpST真實溶液的兩個特性 形成溶液時會產(chǎn)生體積變化 形成溶液時會產(chǎn)生熱效應 如: 濃H2SO3 + H2O 放熱*,*,BmBAmAVnVnV稀溶液的定義 兩種揮發(fā)性物質(zhì)組成一溶液，在一定的溫度和壓力下，在一定的濃度范圍內(nèi)，溶劑遵守Raoult定律，溶質(zhì)遵守Henry定律，這種溶液稱為稀溶液稀溶液。值得注意的是，化學熱力學中的稀溶液并不僅僅是指濃度很稀的

7、溶液。 經(jīng)驗定律： Raoult定律：在一定溫度下，稀溶液中溶劑的蒸氣壓等于純?nèi)軇┑恼魵鈮撼艘匀芤褐腥軇┑哪柗致省?Henry定律：在一定溫度和平衡狀態(tài)下，氣體在液體里的溶解度（用物質(zhì)的量分數(shù)xB表示）與該氣體的平衡分壓pB 成正比。稀溶液的依數(shù)性 依數(shù)性質(zhì)：指定溶劑的類型和數(shù)量后，只取決于所含溶質(zhì)粒子的數(shù)目，而與溶質(zhì)的本性無關(guān)的性質(zhì)。 溶質(zhì)的粒子可以是分子、離子、大分子或膠粒。這里主要討論粒子是分子的情況。 稀溶液的依數(shù)性： 1.蒸氣壓下降：這是造成凝固點下降，沸點升高和滲透壓的根本原因。 2.凝固點降低 3.沸點升高 4.滲透壓 5.分配定律理想溶液 定義： 任一組分在全部范圍內(nèi)都符合拉

8、烏爾定律的溶液。 理想溶液表現(xiàn)出特殊的物理性質(zhì)，其主要特征表現(xiàn)在： 微觀上： 分子結(jié)構(gòu)相似，分子體積基本一樣； 同種分子和異種分子間的相互作用力相同； 宏觀觀上： 混合時沒有熱效應； 混合時沒有體積變化。理想溶液的性質(zhì)mii_VV mii_HH mii_UU imii_lnxRSSmimmii_lnxTRGG由于沒有體積效應由于沒有體積效應由于沒有熱效應由于沒有熱效應 由于相互作用力相同由于相互作用力相同 0Sid逸度和逸度系數(shù) 逸度 f 是由美國物理化學家Gibbs Nenton Lews 提出的，用其代替壓力，以修正非理想氣體與理想氣體的偏差。 dG=-SdT+Vmdp 恒T：dG=Vmd

9、p 對理想氣體 對真實氣體 逸度系數(shù)反映了實際氣體對理想氣體的偏離程度。pTRppTRGmmdlnddpTRppTZRGmmdlnddfTRGmdlndfZdlndlnp 1Lim0ppfi活度和活度系數(shù) 活度的定義：溶液中組分i的逸度與在溶液T,P下組分i的標準態(tài)逸度的比值，稱為組分i在溶液中的活度。 實質(zhì)：相對逸度 物理意義：有效濃度，用活度修正濃度來表示非理想體系。 常用活度系數(shù)來衡量實際溶液對理想溶液的偏差，即：0iiiffaidiioiiiiiifffxfxa相平衡 物質(zhì)從一個相遷移到另一個相的過程，稱為該物質(zhì)的相變過程。當在宏觀上物質(zhì)的遷移停止的時候，稱為相平衡。 在指定的條件下，

10、相平衡體系中各相的性質(zhì)和組成不隨時間而變化。 例如：氣液相平衡。 注意：相平衡時并非沒有溶質(zhì)分子繼續(xù)進入液相，只是任何瞬間進入液相的溶質(zhì)分子數(shù)與從液相逸出的溶質(zhì)分子數(shù)恰好相等，在宏觀上過程就象是停止了。這種狀態(tài)稱為相際動平衡，簡稱相平衡?；瘜W勢定義及化學勢判據(jù)i)(j,BijdefnPTnGiiiddddnpVTSGdG = -SdT+VdpB*, B*, T,p應用于多組分系統(tǒng)相平衡應用于純物質(zhì)相平衡相平衡條件*,*,*,*,mmGG或相平衡條件ii單組分體系兩相平衡克勞修斯克勞修斯克拉貝龍方程克拉貝龍方程假定：假定： 1：壓力不高，溫度不高：壓力不高，溫度不高 2：飽和蒸汽壓不大，氣相：飽

11、和蒸汽壓不大，氣相 2：溫度變化不大時，：溫度變化不大時，)0(LV)(RTPVGconstH )(LGVVTHdTdP表示兩相平衡時P與T之間的關(guān)系TBAPlg安托因方程安托因方程適用范圍：在10-1500mmHg 范圍內(nèi)誤差很小克拉貝龍方程 在一定溫度和壓力下，任何純物質(zhì)達到兩相平衡時，蒸氣壓隨溫度的變化率可用下式表示： 為相變時的焓的變化值， 為相應的體積變化值。這就是克拉貝龍方程式（Clapeyron equation）。 變化值就是單組分相圖上兩相平衡線的斜率。HVTpddVTHTpvapvapdd對于氣-液兩相平衡VTHTpfusfusdd對于液-固兩相平衡mmVTHTpddCla

12、usius-Clapeyron方程假定 的值與溫度無關(guān)，積分得： mvapH 對于氣-液、氣-固兩相平衡，并假設氣體為1mol理想氣體，將液體、固體體積忽略不計，則)/(g)(ddmvapmmvappRTTHTVHTpvapm2dlndHpTRT這就是Clausius-Clapeyron 方程， 是摩爾氣化熱。mvapHvapm211211ln()HppRTT這公式可用來計算不同溫度下的蒸氣壓或摩爾蒸發(fā)熱。適用于氣液或氣固平衡適用于氣液或氣固平衡二元氣液相平衡 三種平衡類型熱平衡TT機械平衡PP 化學位平衡iidGdG0dG平衡時焓變?yōu)榱鉯iiidndndGiiiidndndGii相平衡判據(jù)

13、熵 自由焓 化學位 逸度iiiiff0,TpdG0dS二組分理想溶液汽液平衡相圖這類相圖是汽液平衡相圖中最有規(guī)律、最重要的相圖。常用相圖主要包括：1.壓力-組成圖 p-x-y：在一定的溫度下，氣液平衡的壓力與組成的關(guān)系圖。2.溫度-組成圖 T-x-y：在一定的壓力下，氣液平衡的溫度與組成的關(guān)系圖。3.汽-液組成圖 y-x要求能看懂、會計算。平衡常數(shù) 為便于計算，汽液相平衡關(guān)系可用解析式來表達。 平衡常數(shù)：當系統(tǒng)的氣液兩相在定溫定壓下達到平衡時，液相中的某組分i的摩爾分數(shù)與該組分i在氣相中的摩爾分數(shù)的比值。iiixyK 相對揮發(fā)度 相對揮發(fā)度： 在溫度變化的系統(tǒng)中，平衡常數(shù)是變量，但相對揮發(fā)度隨

14、溫度的變化較小，采用相對揮發(fā)度表示平衡關(guān)系可使問題得到簡化。 一般定義易揮發(fā)組分揮發(fā)度與難揮發(fā)組分揮發(fā)度之比為相對揮發(fā)度。 1，yx，可以用蒸餾方法進行分離； 越大越容易分離； =1，y=x（稱為恒沸物），不能用普通蒸餾方法進行分離。jijijijiyxxyKK,niijiijiixxy1,nijiijiiiyyx1,汽液平衡方程理想體系：1.氣相理想氣體混合物：2.液相理想溶液：非理想體系1：1.氣相理想氣體混合物：2.液相非理想溶液： 用活度修正濃度非理想體系2：1.氣相非理想氣體： 用逸度修正壓力2.液相理想溶液：非理想體系3：1.氣相非理想氣體： 2.液相非理想溶液： ppKsiipp

15、yiisjsijipp,siiippx ppKsiiippyiisjjsiijipp,isiiixpp0isiiffK 0iiiffy 00,isjjsijiffffisiixff 0iiiffy isiiixff0isiiiffK00,isjjjsiijiffff氣液平衡計算內(nèi)容平衡溫度、平衡壓力與氣液相組成之間的關(guān)系。設系統(tǒng)組分為N，總的變量數(shù)為2N。常見計算類型：1. p x T(泡點) y2. p y T(露點) x3. T x p(泡點) y4. T y p(露點) x1 掌握反應熱效應的基本概念。2 掌握蓋斯定律和基爾霍夫定律，會計算反應熱。3 了解絕熱燃燒時理論燃燒溫度的計算。4

16、 掌握化學平衡的基本概念。5 掌握化學平衡常數(shù)，會計算化學反應的平衡組成。6 能熟練應用平衡移動原理,會判斷化學反應進行的方向。7 掌握熱力學第三定律。8 掌握化學反應的最大非體積功的計算。9 了解離解現(xiàn)象。反應熱效應 化學反應熱效應： 不做非容積功時，化學反應的等溫反應過程熱。 恒容反應熱 Qv ：將熱力學第一定律用于恒容反應，恒容反應熱在數(shù)值上等于體系內(nèi)能的改變量。即 Qv = UP-UR。 恒壓反應熱 Qp ：將熱力學第一定律用于恒壓反應，恒壓反應熱在數(shù)值上等于體系的焓變。即 Qp = HP-HR。 化學反應熱效應的意義在于將過程函數(shù)與體系容量性質(zhì)（狀態(tài)函數(shù)變化量）聯(lián)系在一起。 標準反應

17、熱效應可以通過標準生成焓或標準燃燒焓計算而得。 壓力對反應熱效應的影響較小，可以忽略不計！PRfifiphnhnQ000PRciiciiphnhnQ000基爾霍夫（Kirchhoff）定律 溫度對反應熱效應的影響可通過基爾霍夫定律進行計算。 由熱化學數(shù)據(jù)可以計算某溫度下的化學反應焓變, 手冊中所收錄的熱化學數(shù)據(jù)，一般是298.15K下的數(shù)據(jù).TCnCnQQTTPRpmiipmiippd2112TCnCnQQTPRpmiipmiippd229802aA+bB (T2)aA+bB (T1)cC+dD (T2)cC+dD (T1) H4 H3 H2,T2 H1,T1 1840年, 蓋斯從大量實驗數(shù)據(jù)

18、中總結(jié)出著名的蓋斯定律。 蓋斯定律：化學反應的熱效應只與反應的始態(tài)和末態(tài)有關(guān), 與反應的具體途徑無關(guān)。也稱熱效應總值一定定律。 蓋斯定律的使用不是無條件的，只有滿足一定條件才能使用。其條件為：需規(guī)定反應進行的環(huán)境條件。 上式將本來是過程量的熱效應與體系的狀態(tài)函數(shù)內(nèi)能和焓聯(lián)系起來，而后者是與途徑無關(guān)的，故在規(guī)定了反應的進行條件(等容或等壓)時，反應的過程量Q也可能具有某種狀態(tài)函數(shù)的性質(zhì). 注意: 應用蓋斯定律時, 反應不能有有用功, 如電功等。蓋斯定律蓋斯定律的意義 蓋斯定律把不同的反應過程通過熱效應關(guān)聯(lián)起來，從而可由某些已知或易知反應的熱效應計算某些未知或難知反應的熱效應。 根據(jù)蓋斯定律，化學

19、反應不管是一步完成還是分幾步完成，反應的熱效應總是相同的?？蓪峄瘜W方程式像一般代數(shù)方程式一樣進行運算，對應的反應熱也進行相應的運算，即可求出反應的熱效應。 蓋斯定律是能量守恒定律的必然推論，也是熱力學第一定律在化學反應中的具體應用?？梢哉f：蓋斯定律奠定了整個熱化學的基礎。絕熱燃燒和理論燃燒溫度 如果燃燒反應所放出的熱量未傳到外界，而全部用來加熱燃燒產(chǎn)物，使其溫度升高，則這種燃燒稱為絕熱燃燒。 在不計離解作用的條件下，絕熱燃燒所能達到的溫度最高，該溫度稱理論燃燒溫度。 如果絕熱燃燒是在定壓條件下進行的，則燃燒火焰溫度稱定壓理論燃燒溫度。 計算： 如果絕熱燃燒是在定容條件下進行的，則燃燒火焰溫度

20、稱定容理論燃燒溫度。 計算：0d22980TCnCnQQTPRpmiipmiipp0PRiiiiVununQ化學平衡狀態(tài) 化學平衡狀態(tài)，就是指在一定條件下的可逆反應里，正反應速率和逆反應速率相等，反應混合物中各組分的濃度保持不變的狀態(tài)。 前提條件：可逆反應 可逆反應總是不能進行到底，得到的總是反應物與生成物的混合物。 化學平衡的特點:1. 動動態(tài)平衡（正逆反應仍在進行） 實質(zhì)2. 等正反應速率=逆反應速率3. 定各組分的濃度保持不變，各組分的含量一定。 標志4. 變條件改變原平衡被破壞，在新條件下建立新平衡。（1）反應物取負號；（2）生成物取正號?；瘜W平衡條件公式使用：0iii（1）等溫、等壓

21、、不作非膨脹功條件下的化學反應；（2）反應過程中，各物質(zhì)的化學位保持不變。公式適用條件：化學反應的平衡條件：生成物的化學位之和等于反應物的化學位之和。 理想氣體反應的化學平衡常數(shù)Kp 對理想氣體 化學反應自由焓差 化學反應標準自由焓差 （p0=1atm） 化學平衡時 化學平衡常數(shù)00ln)(),(ppTRTpTimiiBAEDbaedG00000BAEDTbaedG0G TfTRGpppppmTbBaAeEdD00ln baed0pppppKbBaAeEdDppmTKTRGln0當 時， 的單位為1。0BvpK化學平衡常數(shù)Kp的理解 1.化學平衡常數(shù)Kp是溫度的函數(shù)，僅隨溫度的變化而變化;2.

22、化學平衡常數(shù)Kp與系統(tǒng)的總壓力無關(guān)。因為標準自由焓差是1atm條件下的值。3.化學平衡常數(shù)Kp與反應物濃度無關(guān)。4.化學平衡常數(shù)的數(shù)值大小與計量方程式的寫法有關(guān)(表現(xiàn)為次方關(guān)系)，對于方程式若為加減關(guān)系，自由焓差為相加減關(guān)系，化學平衡常數(shù)為相乘除關(guān)系；5.純液體、純固體參加反應時，其分壓可認為是常數(shù)，均不寫進平衡常數(shù)表達式中。 6.化學平衡常數(shù)表示反應能達到的最大限度，化學平衡常數(shù)越大則反應進行的程度越大。經(jīng)驗平衡常數(shù) 經(jīng)驗平衡常數(shù)：反應達平衡時，用反應物和生成物的實際壓力、摩爾分數(shù)或濃度代入計算，得到的平衡常數(shù)稱為經(jīng)驗平衡常數(shù)，一般有單位。 以濃度表示的平衡常數(shù) 以相對摩爾數(shù)表示的平衡常數(shù)K

23、p 、KC和Ky的關(guān)系nnyiiVnCiibBaAeEdDCCCCCKbBaAeEdDyyyyyK nVKppKKCpy0化學反應等溫方程式 平衡常數(shù)表明了系統(tǒng)達到平衡時各物質(zhì)之間的關(guān)系，只適用于系統(tǒng)達到平衡時的情況。 當系統(tǒng)處于不平衡狀態(tài)時，對定穩(wěn)定壓條件下的理想氣體BAEDbaedG00ln)(),(ppTRTpTimii0pppppJbBaAeEdDppmTKTRGln000000lnpppppTRbaedGbBaAeEdDmBAEDpmpmJTRKTRGlnlnLe chatelier原理（化學平衡移動原理） 原理：改變平衡體系的外界條件時，平衡向著削弱這一改變的方向移動。 濃度：增加

24、反應物濃度，平衡向生成物方向移動； 壓力：增加壓力，平衡向氣體計量系數(shù)減小方向移動； 惰性氣體：在總壓不變的條件下相當于起到了稀釋的作用，與減少反應系統(tǒng)的總壓的效應是一致的。 溫度：升高溫度，平衡向吸熱方向移動。熱力學第三定律 能斯特熱定理：凝聚體系在恒溫過程中的熵變隨著溫度趨于0K而趨于零。 1911年普朗克對熱力學第三定律的表述：與任何等溫可逆過程相聯(lián)系的熵變，隨著溫度的趨近于零而趨近于零。 1912年，能斯特提出絕對零度不可達到原理：不可能用有限的手續(xù)使一個物體冷卻到0K。 熱力學第三定律可表述為：在0K時一切完整晶體的熵值為零。 熱力學第三定律為任意狀態(tài)下物質(zhì)的熵值提供了相對標準，以熱

25、力學第三定律為基準計算任一狀態(tài)下的熵值曾稱為絕對熵，現(xiàn)稱規(guī)定熵：ST (0K，完美晶體) = 0利用規(guī)定熵求解化學平衡常數(shù) 規(guī)定熵： 化學反應的熵變： 化學反應熱效應： 化學反應標準自由焓差： 化學平衡常數(shù)：TRGKmTp0lnTpmTpmTTCTTCs000lndd000TTTSTHGRTiPTiTssS000RfiPfiThhH000自由焓差G 的用途1 熱力學過程進行方向的判據(jù)；2 判斷化學平衡；3 計算最大功；4 作為化學親和力的量度。離解 離解是指化合物（或反應生成物）分解成為一些較為簡單的物質(zhì)與元素。 根據(jù)化學反應平衡原理，任何反應都不可能單方向全部完成。 離解是燃料不能完全燃燒的

26、化學熱力學上的原因。 離解度是指達到化學平衡后，1kmol物質(zhì)離解了幾分之幾。 符號：選擇題 1 反應反應A（氣）（氣）+B（氣）（氣）= C（氣）的反應速率，當溫度每（氣）的反應速率，當溫度每升高升高10時，速率增加為原來的時，速率增加為原來的3倍。當溫度升高倍。當溫度升高50時，時，速率應為原速率的（速率應為原速率的（ D ）倍。）倍。 A. 15 B. 27 C. 81 D. 243 2 保持溫度、壓強（或體積）不變，合成氨反應達平衡狀態(tài)保持溫度、壓強（或體積）不變，合成氨反應達平衡狀態(tài)時，如下操作平衡不發(fā)生移動的是（時，如下操作平衡不發(fā)生移動的是（ D ） A. 恒恒T、P時，充入時，

27、充入NH3 B. 恒恒T、V時，充入時，充入N2 C. 恒恒T、P時，充入時，充入He D. 恒恒T、V時，充入時，充入He選擇題3 將將1摩摩N2和和3摩摩H2充入一密閉容器，使其在一定條件下充入一密閉容器，使其在一定條件下達到平衡達到平衡N2（氣）（氣）+3H2（氣）（氣）= 2NH3（氣）（氣）+熱。下列熱。下列哪些狀態(tài)一定是平衡狀態(tài)？哪些狀態(tài)一定是平衡狀態(tài)？（A）混和氣體的體積等于最初體積一半的狀態(tài)；）混和氣體的體積等于最初體積一半的狀態(tài)；（B）N2、H2、NH3總物質(zhì)的量不隨時間延長而改變的總物質(zhì)的量不隨時間延長而改變的狀態(tài)；狀態(tài)；（C）單位時間內(nèi)有）單位時間內(nèi)有1摩摩NH3分解的同

28、時，有分解的同時，有0.5摩摩N2生成生成的狀態(tài)；的狀態(tài)；（D）N2、H2和和NH3三者濃度相等的狀態(tài)；三者濃度相等的狀態(tài)；選擇題4 在一定溫度下,可逆反應A(g)+3B(g)=2C(g)達到平衡的標志是（ AC ） A. C的生成速率與C分解的速率相等 B. 單位時間內(nèi)生成n molA,同時生成3n molB C. A、B、C的濃度不再變化 D. A、B、C的分子數(shù)比為1:3:25 下列說法中可以充分說明反應: P(g)+Q(g)=R(g)+S(g) , 在恒溫下已達平衡狀態(tài)的是（B） A. 反應容器內(nèi)壓強不隨時間變化 B. P和S的生成速率相等 C.反應容器內(nèi)P、Q、R、S四者共存 D.反

29、應容器內(nèi)總物質(zhì)的量不隨時間而變化選擇題 6 在一定溫度下的恒容容器中,當下列物理量不再發(fā)生變化時,表明反應: A(固)+3B(氣) =2C(氣)+D(氣)已達平衡狀態(tài)的是 (BC ) A.混合氣體的壓強 B.混合氣體的密度 C.B的物質(zhì)的量濃度 D.氣體的總物質(zhì)的量 7 在， 兩相中含有A、B兩種物質(zhì)，當體系達到平衡時，下列選項正確的是(A) (B) (C) (D) BAAABABA選擇題 8 在一定溫度下,下列敘述不是可逆反應A(氣)+3B(氣) =2C(氣)+2D(固)達到平衡的標志的是 ( A ) C的生成速率與C的分解速率相等 單位時間內(nèi)生成a molA,同時生成3a molB A、B

30、、C的濃度不再變化 A、B、C的分壓強不再變化 混合氣體的總壓強不再變化 混合氣體的物質(zhì)的量不再變化 單位時間內(nèi)消耗a molA,同時生成 3a molB A、B、C、D的分子數(shù)之比為1:3:2:2 A. B. C. D.選擇題 9 在一定溫度下，把1molCO和2molH2O通入一個密閉容器中，發(fā)生如下反應：CO(g)+H2O (g)=CO2(g)+H2(g)，一定時間后達到平衡，此時，CO的含量為p%，若維持溫度不變，改變起始加入物質(zhì)的物質(zhì)的量，平衡時CO的含量仍為p%的是（BD） A. 1molCO 、2molH B. 0.2molCO 、0.2molH 、0.8molCO、 1.8mo

31、lH2O C.1molCO、1molH2O D.1molCO、1molH、1molH2O填空題 在一定溫度下,把2摩SO2和1摩O2通入一個一定容積的密閉的容器里,發(fā)生如下反應:2SO2+O2 =2SO3 當此反應進行到一定程度時,反應混和物就處于化學平衡狀態(tài).現(xiàn)在該容器中,維持溫度不變,令a、b、c分別代表初始加入的SO2、O2和SO3的物質(zhì)的量(摩).如果a、b、c取不同的數(shù)值,它們必須滿足一定的相互關(guān)系,才能保證達到平衡時,反應混合物中三種氣體的百分含量仍跟上述平衡時的完全相同.請?zhí)顚懴铝锌瞻?(1)若a=0,b=0,則c= .(2)若a=0.5,則b= c=(3)a、b、c取值必須滿足

32、的一般條件是(請用兩個方程式表示,其中一個只含a和c,另一個只含b和c): a+c=2，b+c/2=10.251.52計算題1 25 、101325Pa時，HAc（B）溶于1kgH2O(A)中，所成溶液的體積V與物質(zhì)的量nB的(nB =0.162.5mol時)關(guān)系如下： V=1002.935+51.832(nB /mol)+0.1394(nB /mol)2cm3 試將HAc和H2O的偏摩爾體積表示為nB的函數(shù)，并求nB =1mol時HAc和H2O的偏摩爾體積。計算題2600K時，CH3Cl(g)與H2O(g)發(fā)生反應生成CH3OH(g)，繼而又生成(CH3)2O，同時存在兩個平衡：已知在該溫度下， 。今以等量的 和 開始，求 的平衡轉(zhuǎn)化率。O(g)HO(g)CH(OH(g)(2)2CHHCl(g)OH(g)CHO(g)HCl(g)CH) 1 (22333233CH Cl2H O3CH Cl6 .10,00154. 02,1 ,ppKK計算題2 x2y - xy x-1 x -1 HCl(g)OH(