無機及分析化學課件

無機及分析化學無機及分析化學

第一章緒論第一章緒論化學是什么?研究物質(zhì)的形成、性質(zhì)和變化的科學核心與特征：合成新物質(zhì)物質(zhì)的組成與結(jié)構(gòu)

物質(zhì)的性質(zhì)與變化為什么是這種結(jié)構(gòu)，為何發(fā)生這種變化化學是什么?研究物質(zhì)的形成、性質(zhì)和變化的科學從化學的發(fā)展看化學？200年前，化學的中心問題：在元素水平上分析物質(zhì)的組成

1901至今，化學的主要問題：從宏觀尺度理解物質(zhì)的變化現(xiàn)代化學與100年以前的區(qū)別合成：更加的突出，可控性更強分析：更加的深入和細致化學反應機理：轉(zhuǎn)化的原子路徑，飛秒時間尺度理論：不僅限于解釋和理解，預言性可與實驗競爭

與物理、材料和生命科學的交叉與融合！從化學的發(fā)展看化學？200年前，化學的中心問題：在元素水研究無機物的組成、結(jié)構(gòu)、性質(zhì)和無機化學反應與過程測量和表征物質(zhì)的組成和結(jié)構(gòu)研究有機物的制備、結(jié)構(gòu)、性質(zhì)、應用及有關理論從化學現(xiàn)象與物理現(xiàn)象的聯(lián)系去尋找化學變化的規(guī)律1.1無機化學與分析化學用化學的原理和方法，研究生命現(xiàn)象的學科。研究無機物的組成、結(jié)構(gòu)、性質(zhì)和無機化學反應與過程測量和表征物《無機化學》的主要內(nèi)容《無機化學》的主要內(nèi)容《分析化學》的主要內(nèi)容分析化學定量分析定性分析化學分析儀器分析重量分析滴定分析沉淀滴定配位滴定氧化還原滴定酸堿滴定第十一章第四章第三章第四章第七章第八章

分析化學是表征和量測的科學第九、十章《分析化學》的主要內(nèi)容分析化學定量分析定性分析化學分析儀器分1.2實驗誤差與數(shù)據(jù)處理誤差客觀上難以避免。在一定條件下，測量結(jié)果只能接近于真實值，而不能達到真實值。誤差(error)：測量值與真實值的差值根據(jù)誤差產(chǎn)生的原因及性質(zhì)，可以將誤差分為系統(tǒng)誤差和隨機誤差。1.2.1誤差的產(chǎn)生及減免1.2實驗誤差與數(shù)據(jù)處理誤差客觀上難以避免。誤差(erro1、系統(tǒng)誤差1）定義：系統(tǒng)誤差(systematicerror)又稱可測誤差，由某種確定原因造成的。2）產(chǎn)生的原因方法誤差儀器誤差主觀誤差試劑誤差系統(tǒng)誤差1、系統(tǒng)誤差1）定義：系統(tǒng)誤差(systematicer(1)方法誤差：是由于不適當?shù)膶嶒炘O計或所選的分析方法不恰當造成的。如重量分析中，沉淀的溶解，會使分析結(jié)果偏低，而沉淀吸附雜質(zhì)，又使結(jié)果偏高。(2)儀器誤差：是由于儀器本身不夠準確或未經(jīng)校準等原因造成的。如稱重時，天平砝碼不夠準確；配標液時，容量瓶刻度不準確。(3)試劑誤差：是由于試劑不純或蒸餾水中含有微量雜質(zhì)等原因造成的。(4)主觀誤差：是由于操作人員的主觀原因引起的，例如滴定時對終點顏色的敏感程度不同。(1)方法誤差：是由于不適當?shù)膶嶒炘O計或所選的分析方法不恰當3）系統(tǒng)誤差特點

(1)重現(xiàn)性

(2)可測性

(3)單向性或周期性4）減小或消除系統(tǒng)誤差的方法：加校正值

(1)方法誤差——方法校正

(2)儀器誤差——校準儀器

(3)試劑誤差——空白實驗

(4)主觀誤差——對照實驗（外檢）對照實驗：已知含量的試樣與未知試樣對照空白試驗：不加試樣，按試樣相同的程序分析3）系統(tǒng)誤差特點對照實驗：已知含量的試樣與未知試樣對照空白試2、隨機誤差1）概念：隨機誤差也稱為偶然誤差。它是由不確定的原因或某些難以控制原因造成的。2）產(chǎn)生原因：隨機變化因素（環(huán)境溫度、濕度和氣壓的微小波動）3）特點(1)雙向性(2)不可測性4）減免方法：增加平行測定次數(shù)（不存在系統(tǒng)誤差的情況下，測定次數(shù)越多其平均值越接近真值。一般平行測定4~6次）2、隨機誤差1）概念：隨機誤差也稱為偶然誤差。它是由不確定的系統(tǒng)誤差與隨機誤差的比較系統(tǒng)誤差與隨機誤差的比較3、過失誤差(mistake)

由粗心大意引起，可以避免的重做!3、過失誤差(mistake)重做!1.2.2誤差的表示方法1、準確度和誤差準確度：測定結(jié)果與“真值”接近的程度。用誤差表示。相對誤差Er

=絕對誤差E

=–

Tx1.2.2誤差的表示方法1、準確度和誤差相對誤差Er例:滴定的體積誤差例:滴定的體積誤差例：測定含鐵樣品中w(Fe),比較結(jié)果的準確度。A.鐵礦中,T=62.38%,=62.32%=–

0.06/62.38=–0.1%=0.002/0.042=5%E=－T=0.002%B.

Li2CO3試樣中,T=0.042%,=0.044%E=－T=–

0.06%例：測定含鐵樣品中w(Fe),比較結(jié)果的準確度。A.鐵礦中2、精密度與偏差精密度：平行測定的結(jié)果互相靠近的程度。用偏差表示。

偏差：即各次測定值與平均值之差?？煞譃椋?/p>

①絕對偏差和相對偏差

②平均偏差和相對平均偏差③標準偏差和變異系數(shù)2、精密度與偏差精密度：平行測定的結(jié)果互相靠近的程度。用偏差絕對偏差（d）：相對偏差（dr）為絕對偏差與平均值之比，常用百分率表示：①絕對偏差和相對偏差這一組偏差表示個別測量值xi偏離平均值的程度絕對偏差（d）：①絕對偏差和相對偏差這一組偏差表示個別測②平均偏差和相對平均偏差

由于各測量值的絕對偏差有正有負，取平均值時會相互抵消。只有取偏差的絕對值的平均值才能正確反映一組重復測定值間的符合程度。相對平均偏差：為平均偏差與平均值之比。平均偏差

：各次測定值偏差的絕對值的平均值n：測量次數(shù)②平均偏差和相對平均偏差由于各測量值的絕對偏差有標準偏差S

的使用是為了突出較大偏差的影響。③標準偏差和變異系數(shù)變異系數(shù)CV，又稱相對標準偏差，標準偏差在平均值中占的百分數(shù)。

實際工作中常用CV表示分析結(jié)果的精密度

表示誤差或偏差時，計算結(jié)果取一位即可，最多兩位。標準偏差S的使用是為了突出較大偏差的影響。③標準偏差和變異例如，一組重復測定值為15.67,15.69,16.03,15.89。求15.67這次測量值的絕對偏差和相對偏差，這組測量值的平均偏差、相對平均偏差、標準偏差及相對標準偏差。解：例如，一組重復測定值為15.67,15.69,16.03無機及分析化學課件3、準確度與精密度的關系例：A、B、C、D四個分析工作者對同一鐵標樣（WFe=37.40%)中的鐵含量進行測量，得結(jié)果如圖示，比較其準確度與精密度。36.0036.5037.0037.5038.00測量點平均值真值DCBA表觀準確度高，精密度低準確度高，精密度高準確度低，精密度高準確度低，精密度低（不可靠）3、準確度與精密度的關系例：A、B、C、D四個分析工作者對準確度反應的是測定值與真實值的符合程度。精密度反應的則是測定值與平均值的偏離程度。結(jié)論：精密度高是準確度高的前提準確度高，精密度一定高；但精密度高，準確度不一定高。準確度反應的是測定值與真實值的符合程度。1.2.4可疑數(shù)據(jù)的取舍

在一組測定值中，常出現(xiàn)個別與其它數(shù)據(jù)相差很大的可疑值。如果確定知道此數(shù)據(jù)由實驗差錯引起，可以舍去，否則，應根據(jù)一定的統(tǒng)計學方法決定其取舍。統(tǒng)計學處理取舍的方法有多種，下面介紹一種常用的方法——Q檢驗法。1.2.4可疑數(shù)據(jù)的取舍在一組測定值中，常出現(xiàn)Q檢驗法（Dixon’sQ-test）步驟如下:(1)將測定值按大小順序排列;(2)由可疑值與其相鄰值之差的絕對值除以極差，求得Q值：

Q值愈大，表明可疑值離群愈遠，當Q值超過一定界限時應舍去。

(3)

查表得Q表值，比較Q表與Q判斷，當Q≥Q表，該可疑值應舍去，否則應保留。Q檢驗法（Dixon’sQ-test）步驟如下:Q

值表置信度:把握性,可信程度,統(tǒng)計概率Q值表置信度:把握性,可信程度,統(tǒng)計概率例題：測定堿灰總堿量（%Na2O)得到6個數(shù)據(jù)，按其大小順序排列為40.01，40.12，40.16，40.18，40.18，40.20。判斷是否有數(shù)據(jù)應舍棄？（置信度為90%）。解：決定取舍時，首先檢驗最大值和最小值。查表：n=6時,Q表

=0.56，所以40.01應舍棄。檢驗40.01：查表：n=5時,Q表

=0.64，所以40.20應保留。檢驗40.20：例題：測定堿灰總堿量（%Na2O)得到6個數(shù)據(jù)，按其大小順序例題：測定堿灰總堿量（%Na2O)得到6個數(shù)據(jù)，按其大小順序排列為40.01，40.12，40.16，40.18，40.18，40.20。判斷是否有數(shù)據(jù)應舍棄？（置信度為90%）。解：繼續(xù)檢驗最小值。Q=0.50<Q表

=0.64，所以40.12應保留。檢驗40.12：檢驗結(jié)束，舍去40.01。例題：測定堿灰總堿量（%Na2O)得到6個數(shù)據(jù)，按其大小順序關于Q

檢驗法說明：1.

如果測定次數(shù)比較少，如n=3，用Q檢驗時，Q值恰好與表值相近，棄去較為勉強，最好再補測一、二次。2.

在三個以上數(shù)據(jù)中，需對一個以上的可疑數(shù)據(jù)用Q檢驗法。3.決定取舍時，首先檢驗相差較大的值。關于Q檢驗法說明：1.2.5有效數(shù)字1、概念為了得到準確的分析結(jié)果，不僅要準確地進行測量，而且還要正確地記錄數(shù)字的位數(shù)。因為數(shù)據(jù)的位數(shù)不僅表示數(shù)量的大小，也反映測量的精確程度。所謂有效數(shù)字，就是實際能測到的數(shù)字。有效數(shù)字保留的位數(shù)，應當根據(jù)分析方法和儀器準確度來決定，應使數(shù)值中只有最后一位是可疑的。1.2.5有效數(shù)字1、概念用臺秤稱取試樣應寫作0.5g，表示最后一位是可疑數(shù)字。用分析天平稱取試樣時應寫作0.5000g。量筒量取溶液的體積記作24mL，就表示是用量筒量取的。而從滴定管中放出的體積則應寫作24.00mL有效數(shù)字：一個數(shù)據(jù)中所有確定的數(shù)字再加上一位不定數(shù)字?；蛘哒f：分析工作中實際能測量的數(shù)字準確數(shù)字，比有效數(shù)字少1位。用臺秤稱取試樣應寫作0.5g，表示最后一位是可疑數(shù)字。有效數(shù)1.0008431620.100010.98%0.03821.98×104

540.00400.052×1055位4位3位2位1位1）有效數(shù)字的位數(shù)2）0的作用：具有雙重意義

若作為普通數(shù)字使用，它就是有效數(shù)字；若作為定位用，則不是有效數(shù)字①0.0758g定位②21.30mL有效③0.1710g雙重1.000843162

科學記數(shù)法：2.5×1042.50×104

2.500×104

pH=7.20，有效數(shù)字的位數(shù)為2位

3）對于pH、pM、lgc、lgK等對數(shù)，其有效數(shù)字的位數(shù)應與真數(shù)的有效位數(shù)相等。lg339=2.530

真數(shù)首數(shù)尾數(shù)

科學記數(shù)法：2.5×104m◆分析天平(稱至0.1mg):12.8218g(6),0.2338g(4),0.0500g(3)

千分之一天平(稱至0.001g):0.234g(3)

1%天平(稱至0.01g):4.03g(3),0.23g(2)

臺秤(稱至0.1g):4.0g(2),0.2g(1)V★滴定管(量至0.01mL):26.32mL(4),3.97mL(3)★容量瓶:100.0mL(4),250.0mL(4)★移液管:25.00mL(4);☆量筒(量至1mL或0.1mL):25mL(2),4.0mL(2)常用儀器的測量數(shù)據(jù)m◆分析天平(稱至0.1mg):12.8218g(6),2、數(shù)的修約

當觀測值的實際正確度超過所需要的準確度時，或當計算涉及幾個觀測值，而它們的有效數(shù)字的位數(shù)不相同時，便要舍去多余的數(shù)字，這就是數(shù)的修約。修約規(guī)則：過去一般采取“四舍五入”現(xiàn)在采用"四舍六入五留雙"2、數(shù)的修約當觀測值的實際正確度超過所需舍去

進位

進位后，末位為偶數(shù)，則進位進位后，末位為奇數(shù)，則舍去

例：保留兩位有效數(shù)字：

舍去進位進位后，末位為偶數(shù)，則進位進位后，末位為奇數(shù)，則修約規(guī)則：2）如果被修約的數(shù)為5，如果5的后面還有數(shù)字，由于這些數(shù)字均系測量所得，故可以看出，該數(shù)字總是比5大，此時應進位。例：保留兩位有效數(shù)字：

修約規(guī)則：2）如果被修約的數(shù)為5，如果5的后面還有數(shù)字，由于修約規(guī)則：3、修約數(shù)字時，只允許對原測量值一次修約到所需位數(shù)，不能分次修約，否則可能會產(chǎn)生誤差。例：2.5491保留兩位有效數(shù)字：一次修約：2.5491→2.5兩次修約：2.5491→2.55→2.6修約規(guī)則：3、修約數(shù)字時，只允許對原測量值一次修約到所需位數(shù)3、運算規(guī)則1）幾個數(shù)據(jù)相加減，和或差只保留一位可疑數(shù)字。例.0.0121+25.64+1.05782=26.70992保留這么多可疑數(shù)字，完全沒有必要。結(jié)果應為26.71

加減法：結(jié)果的絕對誤差應不小于各項中絕對誤差最大的數(shù)。加減法：計算結(jié)果與小數(shù)點后位數(shù)最少的數(shù)一致3、運算規(guī)則1）幾個數(shù)據(jù)相加減，和或差只保留一位可疑數(shù)字。加1.25+2.4375+3.27502=？顯然，第三種修約方法既簡單，準確度也高。因此，為減少舍入誤差的積累，在修約各個加數(shù)時，應比小數(shù)位數(shù)最少的數(shù)多保留一位有效位數(shù)。1.25+2.4375+3.27502=？顯然，第三種修約方

和或差的有效數(shù)字可能超過或低于原始數(shù)據(jù)。3、運算規(guī)則和或差的有效數(shù)字可能超過或低于原始數(shù)據(jù)。3、運2）幾個數(shù)據(jù)的乘除運算，積或商有效數(shù)字位數(shù)按照原始數(shù)據(jù)中有效數(shù)字位數(shù)最少（即相對誤差最大）的數(shù)確定。

3、運算規(guī)則乘除法：計算結(jié)果與有效數(shù)字位數(shù)最少者相同。2）幾個數(shù)據(jù)的乘除運算，積或商有效數(shù)字位數(shù)按照原始數(shù)據(jù)中有效10的方次不影響有效數(shù)字。上述計算結(jié)果若表示成5.80458×10-5，是不恰當?shù)?，因其相對誤差遠遠低于兩個乘數(shù)的相對誤差；若表示成5.8×10-5，則降低了計算結(jié)果的準確度，因其相對誤差為2%，高于任何一個乘數(shù)的相對誤差；正確的結(jié)果應表示成5.80×10-5。因此，在乘除法中，結(jié)果的相對誤差應與原始數(shù)據(jù)中相對誤差最大的數(shù)量級相同。10的方次不影響有效數(shù)字。3、運算規(guī)則乘除法運算時，遇到第一位數(shù)字≥8的大數(shù)，有效數(shù)字可多算一位。

(0.0842×24.43×305.84)/28.70=？結(jié)果為四位有效數(shù)字3、運算規(guī)則乘除法運算時，遇到第一位數(shù)字≥8的大數(shù)，有效數(shù)字

在計算過程中，為避免修約造成誤差的積累，可多保留一位有效數(shù)字進行計算，最后將計算結(jié)果按修約規(guī)則進行修約。例：4.3179×1012×3.6×10-19=4.32×1012×3.6×10-19

=1.5552×10-6→1.6×10-6若修約成

4.3×1012×3.6×10-19=1.5×10-6

顯然是不妥當?shù)?。在計算過程中，為避免修約造成誤差的積累，可多保留一位有3）乘方或開方時，結(jié)果有效數(shù)字位數(shù)不變?nèi)纾?.542=42.84）對數(shù)運算時，對數(shù)尾數(shù)的位數(shù)應與真數(shù)有效數(shù)字位數(shù)相同；即pH值的小數(shù)部分才為有效數(shù)字，通常只取兩位即可;

[H+]=6.3×10-12mol/L，pH=11.20

尾數(shù)0.20與真數(shù)都為二位有效數(shù)字,而不是四位有效數(shù)字。3、運算規(guī)則3）乘方或開方時，結(jié)果有效數(shù)字位數(shù)不變3、運算規(guī)則3、運算規(guī)則5）計算過程中遇到倍數(shù)、分數(shù)關系，因其不是測量所得，可視為無限多位有效數(shù)字；

常數(shù)亦可看成具有無限多位數(shù)，如π、e。6）計算過程中可多保留一位，最后取舍（四舍五入）；7）誤差和偏差一般只需保留1～2位。3、運算規(guī)則5）計算過程中遇到倍數(shù)、分數(shù)關系，因其不是測量所0.0192倍數(shù)

說明：用計算器計算時，特別要注意最后結(jié)果中的有效數(shù)字的位數(shù)，決不可照抄。應該知道那些有效數(shù)字后面的一長串數(shù)字非但不能使你的結(jié)果更精確，反而降低了結(jié)果的可信程度，是一堆“數(shù)字垃圾”。例：0.0192倍數(shù)說明：用計算器計算時，特別要注意最后結(jié)果中

無機及分析化學—第二章化學反應的基本原理無機及分析化學—第二章化學反應的2.1化學熱力學基礎熱力學和化學熱力學熱力學是專門研究能量相互轉(zhuǎn)變過程中所遵循的法則的一門科學。熱力學的基礎是熱力學第一定律和熱力學第二定律化學熱力學把熱力學的定律、原理、方法用來研究化學過程以及伴隨這些化學過程而發(fā)生的物理變化，就形成了化學熱力學。研究化學熱力學的目的(1)研究化學反應的可能性；(2)研究化學反應的能量變化；(3)研究化學反應的最大限度。2.1化學熱力學基礎熱力學和化學熱力學熱力學是專門研究能量系統(tǒng)：研究對象。環(huán)境：系統(tǒng)以外與其密切相關的部分。1、系統(tǒng)和環(huán)境2.1.1熱力學基本概念與術語能量交換物質(zhì)交換敞開系統(tǒng)

有有封閉系統(tǒng)

有無

隔離系統(tǒng)

無無

研究化學反應，通常是在封閉系統(tǒng)中進行系統(tǒng)：研究對象。環(huán)境：系統(tǒng)以外與其密切相關的部分。1、系統(tǒng)2、狀態(tài)函數(shù):狀態(tài)：由一系列表征系統(tǒng)性質(zhì)的物理量所確定下來的系統(tǒng)的一種存在形式，稱為系統(tǒng)的狀態(tài)。狀態(tài)函數(shù)：確定系統(tǒng)狀態(tài)的物理量，稱為狀態(tài)函數(shù)。

例如某氣體系統(tǒng)，n=2mol，V=44.8dm3

p=1.013105Pa，T=273K

這就是一種狀態(tài)。是由n、p、V、T

所確定下來的系統(tǒng)的一種存在形式。因而n、p、V、T

都是系統(tǒng)的狀態(tài)函數(shù)。2、狀態(tài)函數(shù):狀態(tài)：由一系列表征系統(tǒng)性質(zhì)的物理量所確定下來的

初態(tài)和末態(tài):

系統(tǒng)變化前的狀態(tài)稱為初態(tài)（始態(tài)），變化后的狀態(tài)稱為末態(tài)（終態(tài)）。

狀態(tài)變化的始態(tài)和終態(tài)一經(jīng)確定，則狀態(tài)函數(shù)的改變量是一定的。例如，溫度的改變量用T

表示，則T=T終－

T始

同樣理解

n、p、

V等的意義。2、狀態(tài)函數(shù)狀態(tài)函數(shù)變化值終態(tài)值始態(tài)值初態(tài)和末態(tài):系統(tǒng)變化前的狀態(tài)稱為初態(tài)（始態(tài)）2、狀態(tài)函數(shù)：過程和途徑系統(tǒng)的狀態(tài)隨時間而發(fā)生變化，這種變化的前后之間稱為過程系統(tǒng)發(fā)生變化過程所經(jīng)歷的具體步驟稱途徑。始態(tài):p1=101.3kPaV1=2LT1=298Kp=1013kPaV=0.2LT=T1終態(tài):p2=202.6kPaV2=1LT2=T1加壓減壓加壓相同的終態(tài)和始態(tài)，可以經(jīng)歷不同的途徑來完成，而狀態(tài)函數(shù)的改變量，只取決于始態(tài)和終態(tài)，不管途徑如何不同。如上述過程的兩種途徑中，狀態(tài)函數(shù)的改變量一致。2、狀態(tài)函數(shù)：過程和途徑系統(tǒng)的狀態(tài)隨時間而發(fā)生變化，這種變化3、熱與功熱(Q)：系統(tǒng)與環(huán)境之間由于存在溫差而傳遞的能量。規(guī)定：系統(tǒng)吸熱：Q>0；系統(tǒng)放熱：Q<0。熱和功不是狀態(tài)函數(shù)。功(W)：系統(tǒng)與環(huán)境之間除熱之外以其它形式傳遞的能量。規(guī)定：系統(tǒng)對環(huán)境做功，W<

0

環(huán)境對系統(tǒng)做功，W>

03、熱與功熱(Q)：系統(tǒng)與環(huán)境之間由于存在溫差而傳遞的能量熱的物體比冷的物體含有更多的熱量，這種說法對嗎？思考題：答：熱是過程量，如升溫過程或降溫過程中系統(tǒng)和環(huán)境之間傳遞的熱量，對于靜止的物體，不存在熱量這個概念。熱的物體比冷的物體含有更多的熱量，這種說法對嗎？思考題：答：4、熱力學能熱力學能(U)

：系統(tǒng)內(nèi)所有微觀粒子的全部能量之和，也稱內(nèi)能。U

=U終

–U始U是狀態(tài)函數(shù)位能、振動能、轉(zhuǎn)動能、平動能、電子的動能、核能熱力學能變化只與始態(tài)、終態(tài)有關，與變化途徑無關4、熱力學能熱力學能(U)：系統(tǒng)內(nèi)所有微觀粒子的全部能2.1.2熱力學第一定律——能量守恒與轉(zhuǎn)化定律

自然界一切物質(zhì)都具有能量，能量有各種不同的形式，能夠從一種形式轉(zhuǎn)化為另一種形式，從一個物體傳遞給另一個物體，而在轉(zhuǎn)化和傳遞中能量的總數(shù)量不變。狀態(tài)1U1狀態(tài)2U2環(huán)境溫度升高使系統(tǒng)的能量增加Q

環(huán)境對系統(tǒng)做功使系統(tǒng)的能量增加w

U2=U1+Q+WΔU＝U2–U1＝Q+W(封閉系統(tǒng))熱力學第一定律的數(shù)學表達式2.1.2熱力學第一定律——能量守恒與轉(zhuǎn)化定律例：某過程中，系統(tǒng)從環(huán)境吸收熱量100J、對環(huán)境做體積功20J。求過程中系統(tǒng)熱力學能的改變量和環(huán)境熱力學能的改變量。解：故系統(tǒng)熱力學能的改變量由題意可知Q=100J,W=-20J根據(jù)熱力學第一定律ΔU=Q+WΔU=100+(–20)=80J若將環(huán)境當作系統(tǒng)來考慮，則Q/=–100J,W/=20J故環(huán)境熱力學能改變量

ΔU/=Q/–W/=–100+20=–80J例：某過程中，系統(tǒng)從環(huán)境吸收熱量100J、對環(huán)境做體積功20例：判斷下列各過程中，哪個的ΔU最大？系統(tǒng)放出60kJ的熱，并對環(huán)境做了40kJ功系統(tǒng)吸了60kJ的熱，環(huán)境對系統(tǒng)做了40kJ功系統(tǒng)吸了40kJ的熱，并對環(huán)境做了60kJ功系統(tǒng)放了40kJ的熱，環(huán)境對系統(tǒng)做了60kJ功例：判斷下列各過程中，哪個的ΔU最大？2.1.3焓與等壓反應熱p1、V1、U1等壓膨脹假如某理想氣體在等壓下膨脹，則它對環(huán)境做膨脹功W=-p(V2-V1)ΔU＝Q+W＝Qp–p(V2–V1)整理：Qp＝(U2-U1)+p(V2-V1)＝(U2+pV2)-(U1+pV1)焓(H)的定義熱力學中，把(U+pV)用H表示，稱為系統(tǒng)的焓H≡U+pV所以Qp＝H2–H1=ΔH封閉系統(tǒng)在不做其它功的條件下，焓變等于系統(tǒng)的恒壓熱效應(QP)U、p、V是狀態(tài)函數(shù)，它們的組合焓(H)也必定是狀態(tài)函數(shù)。p2=p1、V2

、U2氣體A：2.1.3焓與等壓反應熱p1、V1、U1等壓膨脹假如某理想氣焓（enthalpy）焓的定義式：H=U+pV焓不是能量：雖然具有能量的單位，但不遵守能量守恒定律。

焓是狀態(tài)函數(shù)：定義式中焓由狀態(tài)函數(shù)組成為什么要定義焓？為了使用方便，因為在等壓、不作非體積功的條件下，焓變ΔH等于等壓熱效應Qp。Qp容易測定，從而可求其它熱力學函數(shù)的變化值。焓的絕對值與熱力學能一樣，也是無法確定的。焓（enthalpy）焓的定義式：H=U+pV焓不1、化學計量數(shù)B：物質(zhì)的化學計量數(shù)(量綱為一），表示反應過程中每種物質(zhì)物質(zhì)的量轉(zhuǎn)化的比例關系?；?/p>

可表示為：0=gG+hH?cC?dD化學反應方程式：cC+dD=gG+hH2.1.4熱化學方程式化學反應計量方程式思考：反應式的系數(shù)與化學計量數(shù)有何異同？1、化學計量數(shù)B：物質(zhì)的化學計量數(shù)(量綱為一），表示反應過同一化學反應，方程式寫法不同，B不同反應物的B為負，產(chǎn)物的B為正。同一化學反應，方程式寫法不同，B不同反應物的B為負，2、反應進度

和

分別代表任一組分B在起始和t時刻的物質(zhì)的量。

是任一組分B的化學計量數(shù)，

單位：mol反應進度：表示反應進行的程度引入反應進度的優(yōu)點：在反應進行到任意時刻，可以用任一反應物或生成物來表示反應進行的程度，所得的值都是相同的，即：cC+dD=gG+hH2、反應進度和分別代表任一組分B

N2+3H2

2NH3(1)N2+H2

NH3(2)

對于同一化學反應，若反應方程式的化學計量數(shù)不同，如同樣

=1mol時，(1)表示生成了2mol的NH3；

(2)表示生成了1mol的NH3

?？傊孩偻环磻姆磻M度

與物種無關；②當反應進度一樣時，同一反應的實際反應量與計量方程的寫法有關。N2+3H22NH33、標準摩爾反應焓反應焓△rH摩爾反應焓△rHm一定溫度和壓力下，化學反應中產(chǎn)物的焓與反應物的焓之差。

對化學反應：若=1mol，該反應的反應熱為Q則相同條件下，=10mol時，反應熱為10Q3、標準摩爾反應焓反應焓△rH摩爾反應焓△rHm一定溫度和壓標準摩爾反應焓△rHm?物質(zhì)的標準態(tài)②液體、固體的標準態(tài)：在任一溫度T、標準壓力p?下的純液體或純固體狀態(tài)

①氣體的標準態(tài)：在任一溫度Ｔ、標準壓力p?

(=100kPa)下的純理想氣體狀態(tài)焓的變化反應物和生成物都處于標準態(tài)反應進度為1mol反應(reaction)反應溫度標準摩爾反應焓標準摩爾反應焓△rHm?物質(zhì)的標準態(tài)②液體、固體的標準態(tài)4、熱化學方程式熱化學方程式：表示化學反應與熱效應關系的方程式熱化學反應方程式是計算化學反應熱量的基本單元。由于大部分的化學反應是在等壓條件下進行的，因此我們主要討論等壓熱效應(等于焓變△rHm)。熱化學反應式的寫法：(1)標明物質(zhì)的狀態(tài)或濃度;(2)熱效應中標明反應的條件;(3)反應的系數(shù)可以是分數(shù)。H2(g)+1/2O2(g)=H2O(g)

ΔrHm?=-241.8kJ·mol-1

(1)H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l)

ΔrHm?=-285.8kJ·mol-1

(2)

下面是兩個實例。4、熱化學方程式熱化學方程式：表示化學反應與熱效應關系的方程H2(g)+1/2O2(g)=H2O(g)

ΔrHm?=-241.8kJ·mol-1

(1)H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l)

ΔrHm?=-285.8kJ·mol-1

(2)

(1)標明物質(zhì)的狀態(tài)或濃度物質(zhì)的能量與物質(zhì)的狀態(tài)或濃度有關，所以方程式中必須標明各物質(zhì)的物態(tài)或濃度，s—表示固體(solid)，l—表示液體(liquid),g—表示氣體(gas)。(2)在熱效應中標明反應的條件主要指溫度和壓力，對于標準態(tài)，在焓變的右上標用“?”表示，非標態(tài)時要寫上壓力，溫度為298K時，通?？墒÷?。如ΔrHm(100kPa,298K)可寫為ΔrHm?(3)化學計量數(shù)方程式是熱量計算的基本單元，化學計量數(shù)表示摩爾反應中各化學式物質(zhì)的量的比例，可以是整數(shù)，也可以是分數(shù)。H2(g)+1/2O2(g)=H2O(g)ΔrHm?2.1.5蓋斯定律（Hess’slaw）蓋斯定律：1840年，根據(jù)大量的實驗事實，蓋斯提出了一個定律：反應的熱效應只與起始和終了狀態(tài)有關，與變化途徑無關。在反應條件(如溫度、壓力等)不變的情況下，不管反應是一步完成的，還是分幾步完成的，其熱效應相同。蓋斯定律的應用：對于進行得太慢的或反應程度不易控制而無法直接測定反應熱的化學反應，可以利用容易測定的反應熱來計算不容易測定的反應熱。2.1.5蓋斯定律（Hess’slaw）蓋斯定律：1840蓋斯定律的應用從一些已知反應熱數(shù)據(jù)求出另外的熱反應數(shù)據(jù)。③=①?1/2

②蓋斯定律的應用從一些已知反應熱數(shù)據(jù)求出另外的熱反應數(shù)據(jù)。③蓋斯定律的應用③=①?1/2

②

反應③是很難由實驗測得,而反應①、②都可從實驗測得，因此，用蓋斯定律可以求出一些難以從實驗中得到的數(shù)據(jù)。ΔrH3=ΔrH1?1/2

ΔrH2蓋斯定律的應用③=①?1/2②反應③是很已知下列熱化學方程式：(1)Fe2O3(s)+3CO(g)=2Fe(s)+3CO2(g)

ΔrHm1?=-25kJ·mol-1

(2)3Fe2O3(s)+CO(g)=2Fe3O4(s)+CO2(g)

ΔrHm2?=-47kJ·mol-1(3)Fe3O4(s)+CO(g)=3FeO(s)+CO2(g)

ΔrHm3?=19kJ·mol-1

不用查表,計算下列反應的ΔrH?：

(4)FeO(s)+CO(g)=Fe(s)+CO2(g)解：反應(4)=(1)/2－(2)/6－(3)/3:ΔrHm?=ΔrHm1?/2

–ΔrHm2?/6-ΔrHm3?/3=-25/2+47/6–19/3=-11(kJ·mol-1)已知下列熱化學方程式：(1)Fe2O3(s)+3CO(g沒有規(guī)定溫度，一般298.15K時的數(shù)據(jù)有表可查；生成焓僅是個相對值。2.1.6標準摩爾生成焓在標準壓力和指定溫度下，由最穩(wěn)定單質(zhì)生成一摩爾物質(zhì)時的焓變，稱為該物質(zhì)的標準摩爾生成焓。：下標f：formation穩(wěn)定單質(zhì)的標準生成焓為零。ΔrHm?=–241.8kJ·mol–1H2(g)+1/2O2(g)H2O(g)ΔfHm?

(H2O,g)=ΔrHm?=–241.8kJ·mol–1沒有規(guī)定溫度，一般298.15K時的數(shù)據(jù)有表可查；2.1.ΔrHm?=–285.8kJ·mol–12H2(g)+O2(g)2H2O(l)ΔrHm?=–571.6kJ·mol–1H2(g)+1/2O2(g)H2O(l)ΔfHm?

(H2O,l)=ΔrHm?

=–285.8kJ·mol–1穩(wěn)定單質(zhì)反應物生成物ΔrH1?

ΔrH2?

ΔrHm?ΔrH1?

=-(ΔfHi?)反應物ΔrH2?=(ΔfHi?)生成物

ΔrHm?

=(ΔfHi?)生成物

-(ΔfHi?)反應物

ΔrHm?=–285.8kJ·mol–12H2(g)+解：根據(jù)

例：求下列反應的摩爾反應焓ΔrHm2Na2O2(s)+2H2O(l)4NaOH(s)+O2(g)=[4ΔfHm?(NaOH,s)+ΔfHm?(O2,g)]–[2ΔfHm?(Na2O2,s)+2ΔfHm?(H2O,l)]O2是穩(wěn)定單質(zhì)，其ΔfHm?=0ΔrHm?=(ΔfHi?)生成物

-(ΔfHi?)反應物ΔrHm?=[4(–426.73)+0]–[2(–513.2)+2(–285.83)]=–108.9(kJ·mol–1)解：根據(jù)例：求下列反應的摩爾反應焓ΔrHm=[4ΔfH思考題：1、下列各說法是否正確？系統(tǒng)的焓等于等壓反應熱。系統(tǒng)的焓等于系統(tǒng)的熱量。系統(tǒng)的焓變等于等壓反應熱。最穩(wěn)定的單質(zhì)的焓等于零。最穩(wěn)定的純態(tài)單質(zhì)的標準生成焓等于零。由于CaCO3分解是吸熱的，所以它的標準生成焓為負值。由于反應焓變的單位為kJ·mol-1，所以熱化學方程式的系數(shù)不影響反應的焓變值。思考題：1、下列各說法是否正確？2、判斷下列各組反應在標準狀態(tài)下的摩爾反應焓是否相同，并說明理由。N2(g)+3H2(g)2NH3(g)1/2N2(g)+3/2H2(g)NH3(g)H2(g)+Br2(g)2HBr(g)H2(g)+Br2(l)2HBr(g)2、判斷下列各組反應在標準狀態(tài)下的摩爾反應焓是否相同，并說明則A+BD的3.

已知：A+BM+N；

ΔrHm=35kJ·mol-1

2M+2N2D；

ΔrHm=-80kJ·mol-1ΔrHm=？4.下列純態(tài)物質(zhì)中，哪些單質(zhì)的標準摩爾生成焓不等于零：（1）金剛石（2）O3

（3）Br2(l)（4）Fe(s)（5）Hg(g)（6）石墨???則A+BD的3.已知：A+BM+N；Δr5.

已知298.15K、100kPa下，反應：

N2(g)+2O2(g)2NO2(g)ΔrHm=66.36kJ·mol-1則NO2(g)的標準摩爾生成焓為多少？6.標準態(tài)下CO2的ΔfHm為下列哪個反應ΔrHm？C(金剛石)+O2(g)CO2(g)CO(g)+?O2(g)CO2(g)C(石墨)+O2(g)CO2(g)???5.已知298.15K、100kPa下，反應：6.標準態(tài)下2.1.7化學反應的方向1、自發(fā)過程

某種變化有自動發(fā)生的趨勢，一旦發(fā)生就無需借助外力，可以自動進行，這種變化稱為自發(fā)過程。①水由高處自動地向低處流動，直到水位相等

推動力：勢能差。達到平衡，勢能差為零。

②理想氣體的高壓向低壓膨脹，直至壓力相等

推動力：壓力差。達到平衡，壓力差為零。

③熱從高溫物體自動地傳至低溫物體，直到溫度相等

推動力：溫度差。達到平衡，溫度差為零。

④自發(fā)進行的化學反應

推動力：？2.1.7化學反應的方向1、自發(fā)過程①水由高處自動地向低處2、熵熵(S):描述系統(tǒng)混亂度的狀態(tài)函數(shù)從微觀的角度分析，隔離系統(tǒng)中，自發(fā)過程總是從有序到無序；自發(fā)過程朝著系統(tǒng)混亂程度增大的方向進行；當混亂程度達到最大時，系統(tǒng)就達到了平衡狀態(tài)，這是自發(fā)過程的限度。化學反應趨向于熵值的增加即ΔrS>02、熵熵(S):描述系統(tǒng)混亂度的狀態(tài)函數(shù)從微觀的角度分析熱力學第二定律——熵增定律隔離系統(tǒng)的任何自發(fā)過程，系統(tǒng)的熵總是增加的。熱力學第三定律：在熱力學溫度0K時，純凈的、完美的晶體的熵等于零。關于熵：①同一物質(zhì)所處的聚集狀態(tài)不同，熵值也不同：氣態(tài)＞＞液態(tài)＞固態(tài)熱力學第二定律——熵增定律隔離系統(tǒng)的任何自發(fā)過程，系統(tǒng)的熵總②物質(zhì)狀態(tài)相同時，分子越大，越復雜，熵值越大。③結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，相對分子質(zhì)量越大，其熵值越大。④同分異構(gòu)體，結(jié)構(gòu)對稱性越高，其熵值越小。②物質(zhì)狀態(tài)相同時，分子越大，越復雜，熵值越大。③結(jié)構(gòu)相似的物熵變及其計算：例：計算25℃及標準狀態(tài)下，下述反應的熵變。

CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g)解：

=39.7+213.6–92.9=160.4(J?mol-1?K-1)熵變及其計算：例：計算25℃及標準狀態(tài)下，下述反應的熵變。3、吉布斯自由能和化學反應方向化學熱力學中的重要課題之一：等溫等壓下的化學反應能否進行?熱效應：H混亂度（熵）：S綜合判斷參數(shù)：G=H-TSG：Gibbs自由能：

G

H–TS(是狀態(tài)函數(shù)）3、吉布斯自由能和化學反應方向化學熱力學中的重要課題之一：ΔrG與反應的自發(fā)性等溫等壓下ΔrG與反應的自發(fā)性等溫等壓下例：判斷反應的自發(fā)性：CO(g)→C(s)+1/2O2(g)rHm?=+111kJ·mol-1；rSm?=–0.090kJ·mol-1·K-1例：判斷反應的自發(fā)性：N2(g)+O2(g)→2NO(g)

rH?=18kJ·mol-1；rSm?=0.025kJ·mol-1·K-1rGm?(T)=rHm?–TrSm?=181–0.025T低溫，Gm?

(T)>0，高溫，Gm?<0

T轉(zhuǎn)

=

H?/S?=181/0.025=7200K

空氣中的氧氣在常壓常溫下，不能與氮氣反應。但在雷電時，瞬間局部高溫有可能使該反應發(fā)生?！坝晁侍铩眗Gm?

(T)=rHm?–TrSm?=111+0.090T

在任意溫度下，Gm?(T)>0，即在標態(tài)和任意溫度下，正向反應都不能自發(fā)進行。例：判斷反應的自發(fā)性：CO(g)→C(s)+1/2OΔrG的計算：2、用標準摩爾生成Gibbs自由能ΔfGm?計算標準摩爾生成Gibbs自由能：在標準狀態(tài)和指定溫度下，由穩(wěn)定態(tài)單質(zhì)生成1mol化合物時的Gibbs自由能變。1、rG=rH?TrSΔrG的計算：2、用標準摩爾生成Gibbs自由能ΔfGm?計2.2化學平衡

上節(jié)已經(jīng)討論了利用狀態(tài)函數(shù)判斷一個過程的方向與限度的方法，本節(jié)就是將此結(jié)論應用于具體的化學反應。2.2.1化學平衡的特征討論化學平衡時，經(jīng)常會遇到的氣相反應系統(tǒng)，為此，我們先來了解一下氣體的性質(zhì)。2.2化學平衡上節(jié)已經(jīng)討論了利用狀態(tài)函假定：①氣體分子不占有體積；

②氣體分子間作用力忽略不計；壓力體積溫度氣體常數(shù)物質(zhì)的量

實際氣體處于低壓、高溫下可以近似地看作理想氣體。

R=8.314J·mol-1·K-1壓力與壓強p

V

=

n

R

T1）理想氣體狀態(tài)方程1、氣體的性質(zhì)則為理想氣體假定：①氣體分子不占有體積；壓力體積溫度氣體常數(shù)物質(zhì)的量有關理想氣體狀態(tài)方程的化學計算例:為了行車的安全，可在汽車中裝備上空氣袋，防止碰撞時司機受到傷害。這種空氣袋是用氮氣充脹起來的，所用的氮氣是由疊氮化鈉與三氧化二鐵在火花的引發(fā)下反應生成的?？偡磻牵河嘘P理想氣體狀態(tài)方程的化學計算例:為了行車的安全，可在汽車中6NaN3+Fe2O3(s)3Na2O(s)+2Fe(s)+9N2(g)

在25℃、748mmHg下，要產(chǎn)生75.0L的N2，計算需要疊氮化鈉的質(zhì)量。解：6NaN3~9N2(g)6NaN3+Fe2O3(s)3Na2O(s)+2Fe(2）道爾頓（Dalton）分壓定律★分壓定律：混合氣體的總壓等于各組分氣體的分壓力之和。★分壓力：溫度為T時，組分i單獨占據(jù)混合氣體總體積V時所具有的壓力。

氣體AnAT、V氣體BnBT、V+→混合氣體(nA+nB)T、VpApBp總=pA+pB1801年，道爾頓在研究低壓下的混合氣體時，得到的一個經(jīng)驗定律。2）道爾頓（Dalton）分壓定律★分壓定律：混合氣體的總假設在一個容器中用若干個隔板隔開著若干種氣體n1

V1

T

pn2

V2

Tpn3

V3

Tpn總

V總

T

p總n總

=n1+n2+n3p總=——=—————n總RTV總(n1+n2+n3)

RTV總=——+——+——n1RTV總n2RTV總n3RTV總∴p總=p1+p2+p3抽開隔板分壓定律的另一形式：pi=yi

p總

yi：i組分的物質(zhì)的量分數(shù)(molefraction)：組份氣體物質(zhì)的量與混合氣體各組份物質(zhì)的量的總和之比。piV總=niRT假設在一個容器中用若干個隔板隔開著若干種氣體n1V1例：室溫下，將100kPa，10LH2與100kPa20LN2在40L容器中混合，求H2、N2的分壓及物質(zhì)的量之比。解：1)求分壓：T一定，混合前后n不變

p1V1=p2V2100×10=p(H2)×40；p(H2)=25(kPa)100×20=p(N2)×40；p(N2)=50(kPa)２)求摩爾比例：室溫下，將100kPa，10LH2與100kPa2例:在298K時，將壓力為3.33×104Pa的氮氣0.2L和壓力為4.67×104Pa的氧氣0.3L移入0.3L的真空容器，問混合氣體中各組分氣體的分壓力和總壓力各是多少？解:根據(jù)p1V1=p2V2求混合氣體得分壓：p=3.33×104Pa×——=2.22×104Pa0.20.3

N2p=4.67×104Pa×——=4.67×104Pa0.30.3

O2總壓:

p總=2.22×104+4.67×104=6.89×104Pa例:在298K時，將壓力為3.33×104Pa的氮氣0.2L一.可逆反應和不可逆反應在同一條件下，既能向正反應方向又能向逆反應方向進行的反應稱為可逆反應。如果反應只能向一個方向進行，則稱不可逆反應。反應物產(chǎn)物可逆反應不可逆反應有時用箭頭表示2、可逆反應可逆反應是化學反應的普遍現(xiàn)象，不可逆反應是相對的。例如：2KClO32KCl+3O2N2+3H22NH3N2O42NO2反應物產(chǎn)物不可逆反應一.可逆反應和不可逆反應在同一條件下，既能向正反應方向又能反應物生成物正反應速度V1逆反應速度V2V1>V2:反應正向進行V1<V2:反應逆向進行V1=V2:化學平衡狀態(tài)V1>>V2:不可逆反應

在可逆反應中，正逆反應的速度相等時，系統(tǒng)所處的狀態(tài)稱為化學平衡。

化學平衡是一種動態(tài)平衡，平衡條件包括系統(tǒng)各物質(zhì)的濃度、溫度，條件改變，平衡將發(fā)生移動。3、化學平衡反應物生成物正反應速度V1逆反應速度V2V1>V2:反應化學平衡最主要的特征是：V正=V逆；化學平衡是一種動態(tài)平衡。平衡時，系統(tǒng)內(nèi)各物質(zhì)的濃度不再隨時間而變化。這是建立平衡的標志。平衡狀態(tài)是可逆反應進行的最大限度化學平衡可以從正、逆兩個方向達到。平衡組成與達到平衡的途徑無關。化學平衡是有條件的平衡，外界條件改變，原有平衡將受到破壞，在新的條件下建立起新的平衡。4．化學平衡的特征化學平衡最主要的特征是：V正=V逆；4．化學平衡的特征2.2.2平衡常數(shù)可逆反應：dD+eE

fF+gG其中，pD

等為平衡分壓，[D]或cD等為平衡濃度Kp、Kc分別為壓力、濃度平衡常數(shù)，可由實驗測定，統(tǒng)稱為經(jīng)驗平衡常數(shù)若為氣相反應，則若為溶液中的反應，則1．經(jīng)驗平衡常數(shù)平衡常數(shù)僅是溫度的函數(shù)，與濃度、分壓無關2.2.2平衡常數(shù)可逆反應：dD+eEfFp?=100kPa可逆反應：dD+eE

fF+gG若為氣相反應，則若為溶液中的反應，則標準濃度c?=1.0mol?L-12、標準平衡常數(shù)(即熱力學平衡常數(shù))Kc與

K?數(shù)值相等，Kp

與K?的數(shù)值不一定相等p?=100kPa可逆反應：dD+eEfF對于多相反應

寫平衡常數(shù)表達式時，如果是氣體，就用分壓表示，如果是溶液中的物質(zhì)等，就用濃度表示。

CaCO3(s)+2H+(aq)Ca2+(aq)+CO2(g)+H2O

(l)對于多相反應寫平衡常數(shù)表達式時，如果是氣體平衡常數(shù)表達式中，各物質(zhì)的濃度或分壓力必須是平衡濃度或平衡分壓反應物的濃度或分壓要寫在分母上，產(chǎn)物的濃度或分壓則寫在分子上。反應中如果有固體或純液體參加，其濃度可視為是常數(shù)，稀溶液中進行的反應，水的濃度幾乎維持不變，這些都不必寫在平衡常數(shù)表達式中。例如：CaCO3(s)CaO(s)+CO2(g)3．書寫和應用平衡常數(shù)時應注意的幾點平衡常數(shù)表達式中，各物質(zhì)的濃度或分壓力必須是平衡濃度或平衡分④平衡常數(shù)表達式及其大小與方程式的寫法有關方程式的配平系數(shù)擴大n倍K

Kn；K正·K逆=1.顯然④平衡常數(shù)表達式及其大小與方程式的寫法有關方程式的配平系數(shù)擴課堂練習寫出下列反應的平衡常數(shù)K?的表達式：(1)CH4+2O2

CO2+2H2O(g)(2)Fe3O4(s)+4H2(g)3Fe(s)+4H2O(g)課堂練習寫出下列反應的平衡常數(shù)K?的表達式：判斷下列說法是否正確：2、在一定溫度下，任何可逆反應，不論參加反應的物質(zhì)濃度如何，達到平衡時，各物質(zhì)的平衡濃度相同。（）FF1、根據(jù)反應式2P+5Cl22PCl5可知，如果2mol的P和5mol的Cl2混合，必然生成2mol的PCl5。（）（因為可逆反應就不可能完全反應。）（各物質(zhì)的濃度不隨時間而變，并不等于各物質(zhì)的濃度相等。）判斷下列說法是否正確：2、在一定溫度下，任何可逆反應，不論參判斷下列說法是否正確：3、可逆反應達到平衡后，增加反應物濃度會引起K改變。（）4、一個反應系統(tǒng)達到平衡的條件是正逆反應速度相等。（）FT（反應常數(shù)與溫度有關，與濃度無關。）（這是化學平衡的條件。）判斷下列說法是否正確：3、可逆反應達到平衡后，增加反應物濃度2GeO(g)+W2O6(g)

2

GeWO4(g)開始pB/kPa100.0100.00平衡pB/kPa98.0

p(GeO)=2.0kPap(W2O6)=51.0kPa恒溫恒容下，2GeO(g)+W2O6(g)2

GeWO4(g)若開始只有反應物存在，且GeO和W2O6

的分壓均為100.0kPa，平衡時

GeWO4(g)的分壓為98.0kPa.求平衡時GeO和W2O6的分壓以及反應的標準平衡常數(shù)。100.0-49.0100.0-98.02GeO(g)反應物轉(zhuǎn)化率：已轉(zhuǎn)化為生成物的部分占該反應物起始總量的百分比.平衡轉(zhuǎn)化率α

=——————————————×100%平衡時已轉(zhuǎn)化了的某反應物的量轉(zhuǎn)化前該反應物的量有關平衡常數(shù)與轉(zhuǎn)化率的計算例:已知在325K與100kPa時，

N2O4(g)2NO2(g)

反應達平衡時，N2O4的摩爾分解率為50.2%。若保持溫度不變，壓力增加為1000kPa時，N2O4的平衡摩爾分解率為多少？此處的摩爾分解率即為轉(zhuǎn)化率反應物轉(zhuǎn)化率：已轉(zhuǎn)化為生成物的部分占該反應物起始總量的百分比例:已知在325K與100kPa時，

N2O4(g)2NO2(g)

反應達平衡時，N2O4的摩爾分解率為50.2%,若保持溫度不變，壓力增加為1000kPa時，N2O4的平衡摩爾分解率為多少？解：設有1molN2O4,它的分解率為，則

N2O4(g)=2NO2(g)起始n10平衡n

1-2平衡時n總=(1-)+2=1+

設平衡時總壓力為p，那么例:已知在325K與100kPa時，

當p=100kPa時，

=0.502K?

=1.35當p=1000kPa時，K?=1.35，

=0.181當p=100kPa時，=0.502

兩個反應方程式相加,則K?=K1?·K2?

兩個反應方程式相減,則K?=K1?/K2?2NO(g)+O2(g)2NO2(g)K1?K2?2NO2(g)N2O4(g)+)2NO(g)+O2(g)N2O4(g)K3?=K1?·

K2?K3?4、多重平衡規(guī)則兩個反應方程式相加,則K?=K1?·K2?2NO(g)已知：(1)CO2(g)+H2(g)=CO(g)+H2O(g)

K1?

=0.14(823K)(2)CoO(s)+H2(g)=Co(s)+H2O(g)

K2?=67(823K)

試求在823K，反應(3)的平衡常數(shù)K3?

。

(3)CoO(s)+CO(g)=Co(s)+CO2(g)解：反應（3）=反應（2）?反應（1）

K3?

=K2?/K1?=67/0.14=4.8×102K3?

>K2?

，用CO作還原劑反應更完全。已知：(1)CO2(g)+H2(g)=CO(g)思考：若方程式(1)×2+(2)–(3)×3=(4)思考：若方程式(1)×2+(2)–(3)×3=(4)標準態(tài)非標準態(tài)J：反應商一定溫度下的ΔrGm?固定，所以K?

也固定值；K?只與反應溫度有關，與平衡組成無關；使用K?，要注明反應溫度。5．平衡常數(shù)與反應的吉布斯自由能標準態(tài)非標準態(tài)J：反應商一定溫度下的ΔrGm?固定，所以K6．平衡常數(shù)與反應商反應商：化學反應任意時刻，產(chǎn)物濃度(分壓)系數(shù)次方的乘積與反應物濃度(分壓)

系數(shù)次方的乘積之比稱為反應商，用符號J

表示。反應商J：反應商6．平衡常數(shù)與反應商反應商：化學反應任意時刻，產(chǎn)物濃度(分壓J：反應商想一想:平衡狀態(tài)的反應商,就是反應的平衡常數(shù)。這種說法對嗎？對，反應商與平衡常數(shù)的表達式是相同的，平衡常數(shù)是反應商的一種特例。J：反應商想一想:平衡狀態(tài)的反應商,就是反應的平衡常在等溫等壓條件下：若J

＞K?，即ΔrGm＞0，則正反應不能自發(fā)進行，而逆反應可自發(fā)進行；若J=K?，即ΔrGm=0，則該反應已經(jīng)達到平衡狀態(tài)。若J

＜K?，即ΔrGm＜0，則該反應能夠自發(fā)向右進行。根據(jù)平衡常數(shù)與反應商判斷化學反應的方向在等溫等壓條件下：根據(jù)平衡常數(shù)與反應商判斷化學反應的方向例：Ag2CO3(s)受熱后可以分解成Ag2O(s)和CO2(g)，現(xiàn)有潮濕的Ag2CO3用110℃的空氣進行干燥，但要求干燥過程中Ag2CO3不能分解。試計算空氣中CO2的分壓為多少時才能避免Ag2CO3分解？已知反應的K?=0.01194。解：例：Ag2CO3(s)受熱后可以分解成Ag2O(s)和CO2例:某反應A(s)B(g)+C(s)

=40.0kJ·mol-1

(1)計算該反應在298K下的K?；

(2)當B的分壓降為1.00×10-3kPa時，正向反應能否自發(fā)進行？lnK?

=?(40.0×103)/(8.314

×298.15)解:(1)K?=9.81×10-8

例:某反應A(s)B(g)+C(s)

(2)當B的分壓降為1.00×10-3kPa時

K?只與溫度有關，故保持不變。解:(2)J=pB/p?=(1.00×10-3)/100=1.00×10-5該反應仍不能自發(fā)進行。J改變5個數(shù)量級，仍不能改變反應的方向

J>K?(2)當B的分壓降為1.00×10-3kPa時K?只一般認為，（1）K?

10+7

反應徹底（2）K?10-7

不能進行（3）10+7K?10-7一定程度進行平衡常數(shù)只受溫度影響。反應程度受溫度、濃度、壓力等條件的影響。平衡常數(shù)的意義1.判斷反應進行的程度，估計反應的可能性。

K值越大，反應越完全，K值越小，反應越不完全。2.判斷平衡移動的方向。一般認為，平衡常數(shù)的意義1.判斷反應進行的程度，估計反應的J<K?時，正向移動J>K?時，逆向移動J=K?時，處于平衡2.2.3化學平衡的移動因為外界條件改變，原有的化學平衡被破壞，系統(tǒng)中各物質(zhì)的含量也隨之改變，在新的條件下達到新的平衡狀態(tài)的過程叫做化學平衡移動。1化學平衡移動的概念J<K?時，正向移動2.2.3化學平衡的移動因為外界條件例：2000℃時，下列反應的K?=9.8×10-2

判斷在下列條件下平衡移動的方向：①82.182.11.00②5.15.11.6③2.0×1035.1×1034.1×103p(O2)p(N2)p(NO)(kPa)①J=1.5×10-4

J=9.8×10-2③J=1.6J<K?正向移動J=K?平衡J>K?逆向移動1J與K?的比值，決定反應進行的方向；2J

與K?的差距，預示了平衡移動的多少。例：2000℃時，下列反應的K?=9.8×10-2

2濃度對平衡的影響在其它條件不變的情況下，增加反應物濃度或減少生成物濃度

J<K?化學平衡向著正反應方向移動；減少反應物濃度或增加生成物濃度

J>K?化學平衡向著逆反應方向移動。2濃度對平衡的影響在其它條件不變的情況下，2濃度對平衡的影響應用：在可逆反應中，為了盡可能利用某一反應物，經(jīng)常用過量的另一物質(zhì)和它作用。如硫酸工業(yè)中的SO2的轉(zhuǎn)化反應：實際生產(chǎn)上是吹入過量的空氣提高SO2的轉(zhuǎn)化率2濃度對平衡的影響應用：在可逆反應中，為了盡可能利用某一反3壓力對平衡的影響可忽略有可忽略無3壓力對平衡的影響可忽略有可忽略無3壓力對平衡的影響對反應前后氣體分子數(shù)目有變化的反應:在恒溫下，增大系統(tǒng)的總壓力平衡向氣體分子數(shù)目減少的方向移動。在恒溫下，減少系統(tǒng)的總壓力平衡向氣體分子數(shù)目增加的方向移動。在恒溫下，增加或減少系統(tǒng)的體積在恒溫下，增加或減少某組分的分壓力平衡如何移動？3壓力對平衡的影響對反應前后氣體分子數(shù)目有變化的反應:4溫度對平衡的影響

當溫度升高時平衡向吸熱方向移動;降溫時平衡向放熱方向移動.（1）放熱反應，T，K?？（2）吸熱反應，T，K?？4溫度對平衡的影響當溫度升高時平衡向吸LeChatelier原理：(即化學平衡移動原理)

改變平衡系統(tǒng)的外界條件時，平衡向著削弱這一改變的方向移動。濃度：增加反應物濃