化學(xué)反應(yīng)等溫式？對(duì)任意化學(xué)反應(yīng)dD+eE+…→gG+hH+…,吉布斯自由能的變化為 地球化學(xué) 這就是化學(xué)反應(yīng)等溫方程式。式中:Qf 稱(chēng)為“逸度商”,可以通過(guò)各物質(zhì)的逸度求算;(T)值也可以通過(guò)多種方法計(jì)算,從而可得ΔrGm的值。那么，化學(xué)反應(yīng)等溫式？一起來(lái)了解一下吧。
根據(jù)Gibbs-Helmhol+2公式，可推出恒壓下，溫度對(duì)自發(fā)性的影響，有四種情況：
類(lèi)型ΔrHΔrSΔrG討論例
Ⅰ-+永遠(yuǎn)為“－”任何溫度下都自發(fā)進(jìn)行2H2O2（g）→2H2O(g)+O2(g)
Ⅱ+-永為“+”任何溫度下都非自發(fā)CO(g)→C(S)+O2(g)
Ⅲ--低溫為“－”低溫下自發(fā)變化HCL(g)+NH3(g)→NH4CL(s)
高溫為“+”
Ⅳ++低溫為“+”高溫下自發(fā)變化CaCO3(S)→CaO(s)+CO2(g)
高溫為“－”
1、從表中可看出：四種類(lèi)型各分為兩大類(lèi)，其中類(lèi)型Ⅱ是類(lèi)型Ⅰ的逆過(guò)程，二者的共同點(diǎn)是ΔrH和ΔrS的數(shù)值的符號(hào)相反。而類(lèi)型Ⅳ是類(lèi)型Ⅲ的逆過(guò)程，它們的ΔrH和ΔrS的數(shù)值的符號(hào)相同。
第一大類(lèi)：ΔrH、ΔrS符號(hào)相反，但ΔrH與－ΔrS符號(hào)相同。∴對(duì)ΔrG影響相同，換言之，ΔrG在任何溫度都具有與ΔrH相同的符號(hào)，單獨(dú)改變溫度是不能調(diào)轉(zhuǎn)反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行的方向的。例汽車(chē)尾氣CO不會(huì)由于熱分解而生成C（s）及O2。
第二大類(lèi)：ΔrH、ΔrS符號(hào)相同，但對(duì)ΔrG影響相反，反應(yīng)取決于兩者相對(duì)大小，ΔrH數(shù)值大時(shí)，下影響不了ΔrG的符號(hào)，ΔrH數(shù)值較小時(shí)，T就很關(guān)鍵，例KCL溶解，CuCO3(3)分解等。
1.化學(xué)反應(yīng)等溫方程式
對(duì)任意化學(xué)反應(yīng)dD+eE+…→gG+hH+…,吉布斯自由能的變化為
地球化學(xué)
這就是化學(xué)反應(yīng)等溫方程式。式中:Qf稱(chēng)為“逸度商”,可以通過(guò)各物質(zhì)的逸度求算;
(T)值也可以通過(guò)多種方法計(jì)算,從而可得ΔrGm的值。
當(dāng)體系達(dá)到平衡,ΔrGm=0 ,則:
地球化學(xué)
稱(chēng)為熱力學(xué)平衡常數(shù),它僅是溫度的函數(shù)。在數(shù)值上等于平衡時(shí)的“逸度商”,是量綱為1的量。因?yàn)樗c標(biāo)準(zhǔn)化學(xué)勢(shì)有關(guān),所以又稱(chēng)為標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)。對(duì)于理想氣體,化學(xué)反應(yīng)等溫式也可表示為
地球化學(xué)
即:
>QP,ΔrGm<0,反應(yīng)向右自發(fā)進(jìn)行;
=QP,ΔrGm=0,反應(yīng)達(dá)到平衡。
在實(shí)際應(yīng)用中,會(huì)碰到一些經(jīng)驗(yàn)平衡常數(shù),如Kp、Kx、Kc、Ka等,其定義分別為
地球化學(xué)
地球化學(xué)
地球化學(xué)
地球化學(xué)
上面四式中:p、x、c、a分別表示壓力、摩爾分?jǐn)?shù)、體積摩爾濃度、活度。
例1 以黃鐵礦和磁鐵礦的平衡反應(yīng)說(shuō)明平衡常數(shù)的計(jì)算方法及其意義。列出化學(xué)反應(yīng)方程式,配平方程,加入流體相。由參考文獻(xiàn)查得25℃(298K)和 223℃(500K)時(shí)各相的
如下(趙倫山等,1988):
地球化學(xué)
(1)計(jì)算298K時(shí)的平衡常數(shù)
地球化學(xué)
為一高的正值,說(shuō)明在25℃(
)時(shí)反應(yīng)強(qiáng)烈地向左進(jìn)行,黃鐵礦被氧化為磁鐵礦。
化學(xué)反應(yīng)等溫式通常是指在等溫條件下進(jìn)行的化學(xué)反應(yīng)，其中考慮了反應(yīng)物和生成物的反應(yīng)熱（或焓）變化。這種等溫條件下的化畢差學(xué)反應(yīng)通常是在恒溫下進(jìn)行的，因此不涉及混合Gibbs自由能。
混合Gibbs自由能是指混合兩種或多種物質(zhì)時(shí)的自手好皮由能變化，它涉及到混合熵的變化。混合Gibbs自由能通常在非等溫條件下進(jìn)行考慮，例如在混合物的制備、溶液中物質(zhì)的溶解、合金的形成等過(guò)程中都需要考慮混合Gibbs自由能。
因此，在化學(xué)反應(yīng)等溫式中，一般不需要考慮混合Gibbs自由能的影響。但是，在涉襪衫及到混合物的反應(yīng)、反應(yīng)溶液的制備等情況下，需要考慮混合Gibbs自由能的影響。
或
（Qf表示反應(yīng)的逸度商，Kθf(wàn)為的熱力學(xué)平衡常數(shù)）。通過(guò)比較Qf和Kθf(wàn)數(shù)值的相對(duì)大小，即可獲得ΔrGm< 0、ΔrGm= 0或ΔrGm> 0的結(jié)果，并可以此判斷化學(xué)變化的方向。
在理想氣體混合物中，由于Qf= Qp，Kθf(wàn)= Kθp，化學(xué)反應(yīng)等溫式可表示為：
若Kθp> Qp，則ΔrGm< 0，表示正向反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行；
擴(kuò)展資料：
按照國(guó)際純粹與應(yīng)用化學(xué)聯(lián)合會(huì)( IUPAC)的定義，吉布斯自由能或吉布斯函數(shù)是焓(H)減去熱力學(xué)溫度(T)和熵(S)的乘積，即禪尺G=H-TS，常稱(chēng)為自由能或自由焓。其 SI 單位為焦耳(J)。與其他熱力學(xué)函數(shù)一樣，G也具有狀態(tài)函數(shù)的屬性。
由于H絕對(duì)值未知故G的絕對(duì)值也是不可知的，但其變化量即ΔG只決定于的始態(tài)和終態(tài)，而與變化的具體途徑無(wú)關(guān)。吉布斯自由能具有廣泛的功能特性，如在等溫、等壓條件下可作為反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行方向的判據(jù)，還具有狹義化學(xué)勢(shì)、最大非膨脹功洞沖和狹義表面自由能等功能。這些功能特性往往都是以其改變量ΔG來(lái)體賀顫高現(xiàn)的。
吉布斯自由能變——
化學(xué)反應(yīng)等碰升橘溫式（英文chemical reaction isotherm）笑圓亦即范特霍夫等溫式，用來(lái)表達(dá)非標(biāo)準(zhǔn)笑團(tuán)狀態(tài)下自由能變化之間關(guān)系的等式。
以上就是化學(xué)反應(yīng)等溫式的全部?jī)?nèi)容，即可獲得ΔrGm< 0、ΔrGm= 0或ΔrGm> 0的結(jié)果，并可以此判斷化學(xué)變化的方向。在理想氣體混合物中，由于Qf= Qp，Kθf(wàn)= Kθp，化學(xué)反應(yīng)等溫式可表示為：若Kθp> Qp，則ΔrGm< 0。
