化學反應(yīng)的方向和吉布斯函數(shù)

化學反應(yīng)的方向和吉布斯函數(shù)第一頁，共三十六頁，編輯于2023年，星期五2.1化學反應(yīng)的方向和吉布斯函數(shù)變2.2化學反應(yīng)進行的程度和化學平衡2.3化學反應(yīng)速率2.4大氣污染及其控制第二頁，共三十六頁，編輯于2023年，星期五在給定條件下能自動進行的反應(yīng)或過程叫自發(fā)反應(yīng)或自發(fā)過程。自發(fā)過程的共同特征：具有不可逆性——單向性有一定的限度(3)可有一定物理量判斷變化的方向和限度——判據(jù)2.1.1影響反應(yīng)方向的因素2.1化學反應(yīng)的方向和吉布斯函數(shù)變氣體向真空膨脹；

Δp

例如：熱量從高溫物體傳入低溫物體

ΔT

濃度不等的溶液混合均勻

Δc

鋅片與硫酸銅的置換反應(yīng)等

ΔG

第三頁，共三十六頁，編輯于2023年，星期五它們的逆過程都不能自動進行。當借助外力，體系恢復原狀后，會給環(huán)境留下不可磨滅的影響。反應(yīng)能否自發(fā)進行，還與給定的條件有關(guān)。根據(jù)什么來判斷化學反應(yīng)的方向或者說反應(yīng)能否自發(fā)進行呢？4第四頁，共三十六頁，編輯于2023年，星期五自然界中一些自發(fā)進行的物理過程中，如物體下落等，都伴有能量的變化，系統(tǒng)的勢能降低或損失了。這表明一個系統(tǒng)的勢能有自發(fā)變小的傾向，或者說系統(tǒng)傾向于取得最低的勢能。在化學反應(yīng)中同樣也伴有能量的變化，但情況要復雜得多。為此要引進熱力學狀態(tài)函數(shù)熵S

和吉布斯函數(shù)G。這樣，只有通過熱力學函數(shù)的有關(guān)計算而不必依靠實驗，即可知反應(yīng)能否自發(fā)進行和反應(yīng)進行的限度。5第五頁，共三十六頁，編輯于2023年，星期五在25oC標準態(tài)條件下，上述二例都能自發(fā)進行。但它們的焓變卻不一樣，前者為放熱反應(yīng)，而后者則為吸熱過程。如果用焓變作為反應(yīng)能否自發(fā)進行的判據(jù)，則結(jié)論將彼此矛盾，因此，用焓變作為判據(jù)行不通。1.反應(yīng)的焓變與熵變2H2(g)

+O2(g)=2H2O(l)（氫氣燃燒）

rHm

=-571.66kJ.mol-1H2O

(s)=H2O

(l)（冰的融化）

rHm

=

44.012kJ.mol-16第六頁，共三十六頁，編輯于2023年，星期五熵的定義：熵是系統(tǒng)內(nèi)物質(zhì)微觀粒子的混亂度(或無序度)的量度。S=klnΩk為玻爾茲曼常數(shù)，Ω為系統(tǒng)的微觀狀態(tài)的數(shù)目(熱力學概率)。思考：兩種氣體混合過程的熵變?nèi)绾?？混合過程使系統(tǒng)的混亂度增加，因此熵增加。7第七頁，共三十六頁，編輯于2023年，星期五在隔離系統(tǒng)中發(fā)生的自發(fā)進行反應(yīng)必伴隨著熵的增加，或隔離系統(tǒng)的熵總是趨向于極大值。這就是自發(fā)過程的熱力學準則，稱為熵增加原理。ΔS隔離≥0這就是隔離系統(tǒng)的熵判據(jù)。熱力學第二定律的統(tǒng)計表達為：(2.2)8第八頁，共三十六頁，編輯于2023年，星期五克勞修斯(Clausius，1850)表述：不能把熱從低溫物體傳到高溫物體,而不產(chǎn)生其他影響。開爾文(Kelvin，1851)表述：不可能從單一熱源吸取熱量使之完全轉(zhuǎn)變?yōu)楣Γ灰鹌渌兓?。奧斯特瓦德(Ostward)表述：不可能制成第二類永動機。(第二類永動機：從單一熱源吸熱使之完全變?yōu)楣Χ涣粝氯魏斡绊憽?熱力學第二定律的另外表述方式9第九頁，共三十六頁，編輯于2023年，星期五

系統(tǒng)內(nèi)物質(zhì)微觀粒子的混亂度與物質(zhì)的聚集狀態(tài)和溫度等有關(guān)。在絕對零度時，理想晶體內(nèi)分子的各種運動都將停止，物質(zhì)微觀粒子處于完全整齊有序的狀態(tài)。人們根據(jù)一系列低溫實驗事實和推測，總結(jié)出一個經(jīng)驗定律——熱力學第三定律在絕對零度時，一切純物質(zhì)的完美晶體的熵值都等于零。(2.3)S(0K)=0熱力學第三定律也可以表述為“不能用有限的手段使一個物體冷卻到絕對零度”。10第十頁，共三十六頁，編輯于2023年，星期五熵變的計算熵值計算的參考點：

S(0K)=kln1=0思考：指定單質(zhì)的標準熵值是零嗎？Sm

(H+,aq,298.15K)=0又規(guī)定單位物質(zhì)的量的純物質(zhì)在標準狀態(tài)下的規(guī)定熵叫做該物質(zhì)的標準摩爾熵，以Sm(或簡寫為S

)表示。注意Sm

的SI單位為J.mol-1.

K-1。11第十一頁，共三十六頁，編輯于2023年，星期五

根據(jù)上述討論并比較物質(zhì)的標準熵值，可以得出下面一些規(guī)律：(1)對于同一種物質(zhì)：

Sg

>Sl>Ss(3)對于不同種物質(zhì)：S復雜分子

>S簡單分子(4)對于混合物和純凈物：

S混合物

>S純物質(zhì)(2)同一物質(zhì)在相同的聚集狀態(tài)時，其熵值隨溫度的升高而增大。

S高溫>S低溫熵的性質(zhì)熵是狀態(tài)函數(shù)，具有加和性12第十二頁，共三十六頁，編輯于2023年，星期五利用這些簡單規(guī)律，可得出一條定性判斷過程熵變的有用規(guī)律：對于物理或化學變化而論，幾乎沒有例外，一個導致氣體分子數(shù)增加的過程或反應(yīng)總伴隨著熵值增大。即：S>0；如果氣體分子數(shù)減少，S<0。13第十三頁，共三十六頁，編輯于2023年，星期五熵是狀態(tài)函數(shù)，反應(yīng)或過程的熵變

rS，只跟始態(tài)和終態(tài)有關(guān)，而與變化的途徑無關(guān)。反應(yīng)的標準摩爾熵變

rSm(或簡寫為S?)，其計算及注意點與

rHm

的相似，對應(yīng)于反應(yīng)式(1.1a)和(1.1b)分別為：

r=B

(B)

(2.4a)SmSm

r

=g

(G,s)+

d

(D,g)–

a

(A,l)–

b

(B,aq)(2.4b)SmSmSmSmSm

應(yīng)當指出，雖然物質(zhì)的標準熵隨溫度的升高而增大，但只要溫度升高沒有引起物質(zhì)聚集狀態(tài)的改變時，則可忽略溫度的影響，近似認為反應(yīng)的熵變基本不隨溫度而變。即

r(T)≈

r(298.15K

)SmSm14第十四頁，共三十六頁，編輯于2023年，星期五例2.1

試計算石灰石熱分解反應(yīng)的熵變和焓變，并初步分析該反應(yīng)的自發(fā)性

r(298.15K)=B

(B)

={(39.75+213.74)-92.959}J.mol-1.K-1=160.59J.mol-1SmSm解：

f

(298.15K)/(kJ.mol-1)

-1206.92-635.09-393.509

(298.15K)/(J.mol-1.K-1)

92.939.75213.74SmHm={(-635.09)+(-393.509)-(-1206.92)}kJ.mol-1=178.32kJ.mol-1

r

(298.15K)B

fHm,B

(298.15K)

=Hm15第十五頁，共三十六頁，編輯于2023年，星期五反應(yīng)的

r

(298.15K)為正值，表明此反應(yīng)為吸熱反應(yīng)。從系統(tǒng)傾向于取得最低的能量這一因素來看，吸熱不利于反應(yīng)自發(fā)進行。但

r

(298.15K)為正值,表明反應(yīng)過程中系統(tǒng)的熵值增大。從系統(tǒng)傾向于取得最大的混亂度這一因素來看，熵值增大，有利于反應(yīng)自發(fā)進行。因此，該反應(yīng)的自發(fā)性究竟如何還需要進一步探討。HmSm16第十六頁，共三十六頁，編輯于2023年，星期五可從熱力學推出，在恒溫可逆過程中系統(tǒng)所吸收或放出的熱量(以qr表示)除以溫度等于系統(tǒng)的熵變S：“熵”即由其定義“熱溫商”而得名。熵的變化可用可逆過程的熱(量)與溫(度)之商來計算。(2.5)熵的熱力學定義*17第十七頁，共三十六頁，編輯于2023年，星期五例2.2計算在101.325kPa和

273.15K下，冰融化過程的摩爾熵變。已知冰的融化熱

qfus(H2O)=6007J.mol-1解：

在101.325kPa大氣壓力下,273.15K(0oC)為冰的正常熔點,所以此條件下冰融化為水是恒溫、恒壓可逆相變過程，根據(jù)式(2.5)得式(2.5)表明，對于恒溫、恒壓的可逆過程，TΔS=qr=ΔH。所以TΔS是相應(yīng)于能量的一種轉(zhuǎn)化形式，可以與ΔH相比較。18第十八頁，共三十六頁，編輯于2023年，星期五1875年，美國化學家吉布斯(Gibbs)首先提出一個把焓和熵歸并在一起的熱力學函數(shù)—G

(現(xiàn)稱吉布斯自由能或吉布斯函數(shù))，并定義：G=H–TS對于等溫過程:吉布斯：美國物理學家、化學家(1839~1903)，1958年入選美國名人紀念館。3.反應(yīng)的吉布斯函數(shù)變ΔG=ΔH–TΔS式(2.6)稱為吉布斯等溫方程或?qū)懗桑害Gm

=ΔrHm–TΔrSm(2.6)19第十九頁，共三十六頁，編輯于2023年，星期五2.1.2

反應(yīng)自發(fā)性的判斷(ΔG)ΔG>0，非自發(fā)過程，過程能向逆方向進行ΔG=0，平衡狀態(tài)1.以ΔG為判斷標準—最小自由能原理ΔG<0，自發(fā)過程，過程能向正方向進行(2.7)20第二十頁，共三十六頁，編輯于2023年，星期五表2.1熵判據(jù)和吉布斯函數(shù)判據(jù)的比較熵判據(jù)吉布斯函數(shù)判據(jù)系統(tǒng)孤立系統(tǒng)封閉系統(tǒng)過程任何過程恒溫、恒壓、不做非體積功自發(fā)變化的方向熵值增大，ΔS>0吉布斯函數(shù)值減小，ΔG<0平衡條件熵值最大，ΔS=0吉布斯函數(shù)值最小，ΔG=0判據(jù)法名稱熵增加原理最小自由能原理21第二十一頁，共三十六頁，編輯于2023年，星期五應(yīng)當指出，如果化學反應(yīng)在恒溫恒壓條件下，除體積功外還做非體積功w'，則吉布斯函數(shù)判據(jù)就變?yōu)?熱力學可推導出）：此式的意義是在等溫、等壓下，一個封閉系統(tǒng)所能做的最大非體積功(-

w')等于其吉布斯自由能的減少(-

ΔG)。-ΔG>-w'自發(fā)過程-ΔG=-w'平衡狀態(tài)-ΔG<-w'非自發(fā)過程(2.8)-ΔG=-w'max

(2.9)式中，w'max表示最大電功（見第四章有關(guān)內(nèi)容）22第二十二頁，共三十六頁，編輯于2023年，星期五表2.2ΔH、ΔS

及T

對反應(yīng)自發(fā)性的影響反應(yīng)實例ΔHΔSΔG=Δ

H–TΔS正反應(yīng)的自發(fā)性①H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g)—+—自發(fā)(任何溫度)②2CO(g)=2C(s)+O2(g)+—+非自發(fā)(任何溫度)③CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(s)++升高至某溫度時由正值變負值升高溫度有利于反應(yīng)自發(fā)進行④N2(g)+3H2(g)=2NH3(g)——降低至某溫度時由正值變負值降低溫度有利于反應(yīng)自發(fā)進行23第二十三頁，共三十六頁，編輯于2023年，星期五

大多數(shù)反應(yīng)屬于ΔH與ΔS同號的上述③或④兩類反應(yīng)，此時溫度對反應(yīng)的自發(fā)性有決定影響，存在一個自發(fā)進行的最低或最高溫度，稱為轉(zhuǎn)變溫度Tc(ΔG=0)：(2.10)不同反應(yīng)的轉(zhuǎn)變溫度的高低是不同的，它決定于ΔH與ΔS的相對大小，即Tc決定于反應(yīng)的本性。應(yīng)當注意：24第二十四頁，共三十六頁，編輯于2023年，星期五2.

ΔG與G

的關(guān)系由于自發(fā)過程的判斷標準是ΔG(不是G)，而任意態(tài)時反應(yīng)或過程的吉布斯函數(shù)變ΔG

，會隨著系統(tǒng)中反應(yīng)物和生成物的分壓(對于氣體)或濃度(對于水合離子或分子)的改變而改變。ΔG與G

之間的關(guān)系可由化學熱力學推導得出，稱為熱力學等溫方程。對于一般反應(yīng)式(1.1a)，熱力學等溫方程可表示為(211a)ΔrGm(T)=ΔrGm25第二十五頁，共三十六頁，編輯于2023年，星期五對于一般化學反應(yīng)式熱力學等溫方程式可表示為R為摩爾氣體常數(shù)，pB為參與反應(yīng)的物質(zhì)B的分壓力，p

為標準壓力(p

=100kPa)，Π為連乘算符。習慣上將稱為壓力商Q，pB/p稱為相對分壓，所以式(2.11a)也可寫成：(2.11b)(2.11c)26第二十六頁，共三十六頁，編輯于2023年，星期五分壓定律為了確定混合氣體中某組分氣體i的分壓力，可用道爾頓分壓定律。理想氣體的分壓定律有兩個關(guān)系式。第一，混合氣體的總壓力p等于各組分氣體分壓力pi之和。即第二，混合氣體中某組分氣體i的分壓力等于混合氣體的總壓力p與該組分氣體的摩爾分數(shù)xi

之乘積。即27第二十七頁，共三十六頁，編輯于2023年，星期五工業(yè)和分析化學中常用各組分氣體的體積分數(shù)來表示混合氣體的組成。某組分氣體的體積分數(shù)等于其分體積與總體積之比即某組分氣體的分體