化學反應等溫式，化學反應等溫方程式推導過程

化學反應等溫式？對任意化學反應dD+eE+…→gG+hH+…,吉布斯自由能的變化為 地球化學 這就是化學反應等溫方程式。式中:Qf 稱為“逸度商”,可以通過各物質的逸度求算;(T)值也可以通過多種方法計算,從而可得ΔrGm的值。那么，化學反應等溫式？一起來了解一下吧。

化學平衡等溫式

根據Gibbs-Helmhol+2公式，可推出恒壓下，溫度對自發性的影響，有四種情況：

類型ΔrHΔrSΔrG討論例

Ⅰ-+永遠為“－”任何溫度下都自發進行2H2O2（g）→2H2O(g)+O2(g)

Ⅱ+-永為“+”任何溫度下都非自發CO(g)→C(S)+O2(g)

Ⅲ--低溫為“－”低溫下自發變化HCL(g)+NH3(g)→NH4CL(s)

高溫為“+”

Ⅳ++低溫為“+”高溫下自發變化CaCO3(S)→CaO(s)+CO2(g)

高溫為“－”

1、從表中可看出：四種類型各分為兩大類，其中類型Ⅱ是類型Ⅰ的逆過程，二者的共同點是ΔrH和ΔrS的數值的符號相反。而類型Ⅳ是類型Ⅲ的逆過程，它們的ΔrH和ΔrS的數值的符號相同。

第一大類：ΔrH、ΔrS符號相反，但ΔrH與－ΔrS符號相同。∴對ΔrG影響相同，換言之，ΔrG在任何溫度都具有與ΔrH相同的符號，單獨改變溫度是不能調轉反應自發進行的方向的。例汽車尾氣CO不會由于熱分解而生成C（s）及O2。

第二大類：ΔrH、ΔrS符號相同，但對ΔrG影響相反，反應取決于兩者相對大小，ΔrH數值大時，下影響不了ΔrG的符號，ΔrH數值較小時，T就很關鍵，例KCL溶解，CuCO3(3)分解等。

化學等溫方程式

1.化學反應等溫方程式

對任意化學反應dD+eE+…→gG+hH+…,吉布斯自由能的變化為

地球化學

這就是化學反應等溫方程式。式中:Qf稱為“逸度商”,可以通過各物質的逸度求算;

(T)值也可以通過多種方法計算,從而可得ΔrGm的值。

當體系達到平衡,ΔrGm=0 ,則:

地球化學

稱為熱力學平衡常數,它僅是溫度的函數。在數值上等于平衡時的“逸度商”,是量綱為1的量。因為它與標準化學勢有關,所以又稱為標準平衡常數。對于理想氣體,化學反應等溫式也可表示為

地球化學

即:

>QP,ΔrGm<0,反應向右自發進行;

0,反應向左自發進行;

=QP,ΔrGm=0,反應達到平衡。

在實際應用中,會碰到一些經驗平衡常數,如Kp、Kx、Kc、Ka等,其定義分別為

地球化學

地球化學

地球化學

地球化學

上面四式中:p、x、c、a分別表示壓力、摩爾分數、體積摩爾濃度、活度。

例1 以黃鐵礦和磁鐵礦的平衡反應說明平衡常數的計算方法及其意義。列出化學反應方程式,配平方程,加入流體相。由參考文獻查得25℃(298K)和 223℃(500K)時各相的

如下(趙倫山等,1988):

地球化學

(1)計算298K時的平衡常數

地球化學

為一高的正值,說明在25℃(

)時反應強烈地向左進行,黃鐵礦被氧化為磁鐵礦。

化學反應等溫方程式推導過程

化學反應等溫式通常是指在等溫條件下進行的化學反應，其中考慮了反應物和生成物的反應熱（或焓）變化。這種等溫條件下的化畢差學反應通常是在恒溫下進行的，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時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行考慮，例如在混合物的制備、溶液中物質的溶解、合金的形成等過程中都需要考慮混合Gibbs自由能。

因此，在化學反應等溫式中，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、反應溶液的制備等情況下，需要考慮混合Gibbs自由能的影響。

化學反應等溫式的推導

或

（Qf表示反應的逸度商，Kθf為的熱力學平衡常數）。通過比較Qf和Kθf數值的相對大小，即可獲得ΔrGm< 0、ΔrGm= 0或ΔrGm> 0的結果，并可以此判斷化學變化的方向。

在理想氣體混合物中，由于Qf= Qp，Kθf= Kθp，化學反應等溫式可表示為：

若Kθp> Qp，則ΔrGm< 0，表示正向反應自發進行；

擴展資料：

按照國際純粹與應用化學聯合會( IUPAC)的定義，吉布斯自由能或吉布斯函數是焓(H)減去熱力學溫度(T)和熵(S)的乘積，即禪尺G=H-TS，常稱為自由能或自由焓。其 SI 單位為焦耳(J)。與其他熱力學函數一樣，G也具有狀態函數的屬性。

由于H絕對值未知故G的絕對值也是不可知的，但其變化量即ΔG只決定于的始態和終態，而與變化的具體途徑無關。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自發進行方向的判據，還具有狹義化學勢、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來體賀顫高現的。

吉布斯自由能變——

熱力學第一定律△U=Q+W只適用于

化學反應等碰升橘溫式（英文chemical reaction isotherm）笑圓亦即范特霍夫等溫式，用來表達非標準笑團狀態下自由能變化之間關系的等式。

以上就是化學反應等溫式的全部內容，即可獲得ΔrGm< 0、ΔrGm= 0或ΔrGm> 0的結果，并可以此判斷化學變化的方向。在理想氣體混合物中，由于Qf= Qp，Kθf= Kθp，化學反應等溫式可表示為：若Kθp> Qp，則ΔrGm< 0。