山东第一医科大学（泰山医学院）：《无机化学》课程教学资源（授课教案）第四章 化学平衡、熵和Gibbs函数

教 案 姓名崔建坐2009-2010学年第1学期 时间9.24,9.25节次1-35113.5-1 课程名称 无机化学 授课专业及层次高分子本环境本化工本传， 授课内容 Chap4化学平衡、熵和Gbbs函数 学时数 教学目的 了解自发变化方向与H,S,G的关系， 2.初步会用△Gm(①判断反应的方向和限度 重点 △G9(T及与Ke关系 占 G,△Gm0①及与K9关系 自学内容 使用教具 多媒体 相关学科知识 教学法 讲授 讲授内容纲要、要求及时间分配 Chap4化学平衡、熵和Gibbs函数-反应的方向和限度 4.4自发变化和临 25min 下面从热力学函数来推测反应方向，计算平衡常数，认识影响反应方向和限度的因素 4.4.1自发变化 举例说明自发变化的特征： 4.4.2自发变化和培（只介超餐念的基本含义和相互间联系，不做深入讨论） 1.自发的化学反应趋向于使系统放出最多的热，即格减少（△HS)>S(S 2.经验和实验总结：系统有趋向于最大混乱度的倾向， 熵增加（△S>0)有利于反应自发进行 熵判据 4.5 Gibbs函数与反应的方向和限度 45.1 Gibbs函数（自由能）判据 25min 1.Gibs公式：综合考虑焓变和熵变对化学反应自发性的影响（直接引入，不做推导 AG=AH-TAS Gibbs公式 2.Gibbs函数（自由能）判据： (从热力学直按引入结论，不做推导 ().内容：对于化学反应（封闭体系），定温，定压，V非=0：（一定条件下）

教 案 姓名崔建华 2009-2010 学年 第 1 学期 时间 9.24，9.25 节次 1-3,5-7, 1-3,5-7, 课程名称 无机化学 授课专业及层次 高分子本.环境本,化工本/专, 授课内容 Chap4 化学平衡、熵和 Gibbs 函数 学时数 3 教学目的 1.了解自发变化方向与 H,S,G 的关系， 2.初步会用 rGm(T) 判断反应的方向和限度 重 点  rGm Ө (T)及与 K Ө 关系 难 点 G， rGm Ө (T)及与 K Ө 关系 自学内容 使用教具 多媒体 相关学科知识 教 学 法 讲授 讲授内容纲要、要求及时间分配 Chap4 化学平衡、熵和 Gibbs 函数－反应的方向和限度 4.4 自发变化和熵 下面从热力学函数来推测反应方向，计算平衡常数，认识影响反应方向和限度的因素。 4.4.1 自发变化 举例说明自发变化的特征： 4.4.2 自发变化和焓（只介绍概念的基本含义和相互间联系，不做深入讨论） 1.自发的化学反应趋向于使系统放出最多的热，即焓减少（H S (l) > S(s) 2.经验和实验总结：系统有趋向于最大混乱度的倾向， 熵增加（S > 0）有利于反应自发进行 熵判据 4.5 Gibbs 函数与反应的方向和限度 4.5.1 Gibbs 函数（自由能）判据 1.Gibbs 公式：综合考虑焓变和熵变对化学反应自发性的影响（直接引入，不做推导） G ＝ H － TS Gibbs 公式 2. Gibbs 函数（自由能）判据： （从热力学直接引入结论，不做推导） (1).内容：对于化学反应（封闭体系），定温，定压，W 非 ＝ 0：（一定条件下） 25min 25min

讲授内容纲要、要求及时间分配（附页） △G0:反应正向非自发的，逆向自发进行 △G=0:反应处于平衡状态 引入G~:关系图，直观说明G一等温等压位（选讲） 15min （(2)定性讨论：△G受△H,△S,T的影响 1)△H0,放热、培增加，任何T时，△G0,△S0,正向不能自发进行 3)△H0,△S0,吸热、熵增加，升高T,有利于△GK,△G>0,反应正向不能自发进行，逆向自发进行 J=K,△G=0,反应处于平衡状态 15min 例4-9n.98 (重点分新解题思路) 小结答聚：进行方向：反应嫡判据或Gibbs函数判据 化学反应 进行限度：K，△Gnm(D,a(A)

讲授内容纲要、要求及时间分配（附页） G 0: 反应正向非自发的，逆向自发进行 G = 0: 反应处于平衡状态 引入 G ~  关系图，直观说明 G－等温等压位（选讲） （2）定性讨论: 1) △H0, 放热、熵增加,任何 T 时,△G0, △S0, △S>0, 吸热、熵增加, 升高 T，有利于△G＜0, 3.化学反应 rGm(T)的计算： （1）。 G (T) H (T) T S (T) r m r m r m     =  −  H (298K) T S (298K) r m r m     −  （2）。等温方程：（直接引入，简要说明式中符号含义而不做过多展开）  rGm(T) =  rGm  (T) ＋ RTlnJ  r G m  (T ): 反应的标准摩尔 Gibbs 函数变 4.5.2 Gibbs 函数与化学平衡： （重点） 平衡时  rGm(T) = 0，J = K  rGm  (T) = －RTln K  rGm= －RTln K + RTlnJ J K ，G > 0, 反应正向不能自发进行，逆向自发进行 J = K ，G = 0， 反应处于平衡状态 例 4－9 p.98 （重点分析解题思路） 小结答疑： 进行方向：反应熵判据 或 Gibbs 函数判据 化学反应 进行限度：K ，  rGm  (T) ， （A） 15min 25min 25min 15min 10min    G受 H, S,T的影响

课下练习：P.104习愿21 教 案 姓名崔建华20092010学年第L学期 时间928,929 节次5-67-81234

课下练习: P.104 习题 21 教 案 姓名崔建华 2009-2010 学年 第 1 学期 时间 9.28，9.29 节次 5-6.7-8.1-2.3-4

课程名称 无机化学 授课专业及层次高分子本环境本化工本传■ 授课内容 Chap4化学平衡、熵和Gbbs函数 学时数 2 教学目的 掌握化学平衡的特征，K阳和平衡组成的计算 2.熟悉反应商判据：掌握化学平衡移动的影响因素及相关简单计算 重点 K0和平衡组成的计算： 难点 平衡组成的计算 白学内容 使用教具 多媒体 相关学科知识 教学法 讲授 讲授内容纲要、要求及时间分配 热化学复习（简要讲】 10min Chap4化学平衡、熵和Gbbs函数-反应的方向和限度 §4.1标准平衡常数K0 4.1.1反应的可逆性与化学平衡：密闭容器 (复习回顾一前要讲) 5min 1.反应的可逆性：2.化学平衡特征：a.动一动态平衡b.定-组成一定 c.同一组成与平衡始轻无关（解释人d.变一条件改变，平衡移动 4.1.2标准平衡常数表达式 10min aA(g)+bB(aq)+cC(s)台xX(g)+yY(aa)+zZ①) 1.实验（经验）平衡常数 2.标准平衡常数 (引入新极念) xo=p(x)/p)c(Y)/c0)/(p(A)/p)c(B)/c a.标准态：（解拜清楚 b.是量纲一的量， c.需与化学反应计量式相对应：多重平衡原理 d.0仅受温度的影响：范.霍夫方程：1nKK0=△HmR(1/T1-l/T)(直接引入) 4.1.4标准平衡常数的实验测定-一求K的最基本方法：例题4一3p79(自学) 5min 亦可根据多重平衡原理，或公式计算：△G=一RTIn Ko(后面讲) §4.2标准平衡常数的应用 4.2.1判断反应程度 5min 1.由Ke判断： 2.由平衡转化率来判断： mA)=(n0-neg）/no 4.2.2计算平衡组成 (熏点) 15min p.81例题4一4解题提示：计算反应系统的平衡组成(10步法)

课程名称 无机化学 授课专业及层次 高分子本,环境本,化工本/专 授课内容 Chap4 化学平衡、熵和 Gibbs 函数 学时数 2 教学目的 1. 掌握化学平衡的特征，K Ө 和平衡组成的计算 2. 熟悉反应商判据；掌握化学平衡移动的影响因素及相关简单计算 重 点 K Ө 和平衡组成的计算； 难 点 平衡组成的计算 自学内容 使用教具 多媒体 相关学科知识 教 学 法 讲授 讲授内容纲要、要求及时间分配 热化学复习 （简要讲） Chap4 化学平衡、熵和 Gibbs 函数－反应的方向和限度 §4.1 标准平衡常数 K Ө 4.1.1 反应的可逆性与化学平衡：密闭容器 （复习回顾－简要讲） 1.反应的可逆性： 2.化学平衡特征:a.动－动态平衡 b.定－组成一定, c.同－组成与平衡途径无关（解释）； d.变－条件改变，平衡移动 4.1.2 标准平衡常数表达式 aA(g)＋bB(aq)＋cC(s)  xX(g)＋yY(aq)＋zZ(l) 1.实验（经验）平衡常数 2.标准平衡常数 （引入新概念） K Ө＝{p(X)/pӨ} x {c(Y)/cӨ} y /{p(A)/pӨ} a {c(B)/cӨ} b a.标准态：（解释清楚） b. K Ө 是量纲一的量， c. K Ө 需与化学反应计量式相对应：多重平衡原理 d. K Ө 仅受温度的影响：范.霍夫方程：lnK2 Ө /K1 Ө = rHm  /R(1/T1-1/T2)（直接引入） 4.1.4 标准平衡常数的实验测定-－求 K Ө 的最基本方法 ：例题 4－3 p79 (自学) 亦可根据多重平衡原理，或公式计算： rGm = －RTln K （后面讲） §4.2 标准平衡常数的应用 4.2.1 判断反应程度 1.由 K Ө 判断: 2.由平衡转化率来判断: α(A) = ( n0- neq ) / n0 4.2.2 计算平衡组成 (重点讲) p.81 例题 4－4 解题提示：计算反应系统的平衡组成（10 步法） 10min 5min 10min 5min 5min 15min

讲授内容纲要、要求及时间分配（附页） 4.2.3预测反应方向 10min 1.反应商： 2.反应商判据：（重点） ①JK9 反应逆向进行 ③J=9 反应处于平衡状态 54.3化学平衡的移动： 原平衡：J=；条件变，J平衡移动（核心内容，以此展开作） 4.3.1浓度对化学平衡的影响：按J与K关系的反应商判据进行判断（简要讲）。 5min 4.3.2压力对化学平衡的影响：（省重分 15min 对有气体参加的反应：aA(g)+bB(g)一yY(g)十zZ(g) l.部分气体物种分压的变化(piV=niRT ci=ni/Npi=ciRT) 反应在定温、定容下进行，其判断情况与浓度变化对化学平衡移动的影响一致。 2.体积改变引起的压力的变化（引入分压定律） 定温下压缩至1/X〔x>1)时，系统的总压及各组份分压都增到x倍 J=[xP((Z)/POP/IxP(A)P0][xP(B)/P0p=xK 3.惰性气体影响 (引导学生分析) )若某一反应在有惰性气体存在下已达平衡，在定温下压缩时，情况同2 (2反应在定温、定容下进行，且反应已达平衡，引入惰性气体时， (3)如果反应在在定温、定压下进行，且反应己达平衡 4.3.3温度对化学平衡的影响： 10min 1.影响原因：范霍夫方程：1nKK0=△，HR(1T-l/T) 2.影响规律：吸热-升温，阳增大：放热一升温，K阳减小 4.3.4 Le Chatelier原理及其适用条件（稍作说明） 适用条件：仅适用于平衡态系统，不适用于非平衡态系统： 对相平衡系统和物理平衡也适用 4.3.5两个需要说明的问题 (葡略判 1.催化剂与化学平衡： 2.化学平衡与反应速率原理的综合应用：哈伯法合成氨 N2(g)+3H(g)=2NH(g)△H°=-92.22KJ/moL 综合考虑：中压32pa500C左右(460-550C),p(N,)=25.8% 小结答疑： 10min 课下练习：p.103思考题2(2,3,5)，3,5,9：P.104习思题4,7,13

讲授内容纲要、要求及时间分配（附页） 4.2.3 预测反应方向 1.反应商 J: 2．反应商判据：（重点） ①J＜K Ө 反应正向进行 ②J＞K Ө 反应逆向进行 ③J＝K Ө 反应处于平衡状态 §4.3 化学平衡的移动: 原平衡：J＝K Ө ；条件变，JK Ө 平衡移动 (核心内容，以此展开、作结) 4.3.1 浓度对化学平衡的影响：按 J 与 K Ө 关系的反应商判据进行判断（简要讲） 。 4.3.2 压力对化学平衡的影响: (着重分析) 对有气体参加的反应: aA(g)＋bB(g)  yY(g)＋zZ(g) ⒈部分气体物种分压的变化(piV = niRT ci = ni/V pi = ciRT ) 反应在定温、定容下进行 , 其判断情况与浓度变化对化学平衡移动的影响一致。 ⒉体积改变引起的压力的变化（引入分压定律） 定温下压缩至 1／x〔x＞1〕时,系统的总压及各组份分压都增到 x 倍。 J＝[xP(X)/PӨ ] y [xP(Z)/PӨ ] z /[ xP(A)/ PӨ ] a [xP(B)/PӨ ] b ＝x ΣυB(g)·KӨ ⒊惰性气体影响 （引导学生分析） ⑴若某一反应在有惰性气体存在下已达平衡,在定温下压缩时，情况同 2 ⑵反应在定温、定容下进行,且反应已达平衡 ，引入惰性气体时, ⑶如果反应在在定温、定压下进行,且反应已达平衡 4.3.3 温度对化学平衡的影响： 1.影响原因:范.霍夫方程：lnK2 Ө /K1 Ө = rHm  /R(1/T1-1/T2) 2.影响规律：吸热-升温，K Ө 增大；放热—升温，K Ө 减小 4.3.4 Le Chatelier 原理及其适用条件（稍作说明） 适用条件：仅适用于平衡态系统,不适用于非平衡态系统； 对相平衡系统和物理平衡也适用 4.3.5 两个需要说明的问题 (简略讲) ⒈催化剂与化学平衡: ⒉化学平衡与反应速率原理的综合应用：哈伯法合成氨 N2(g) + 3H2(g) ＝ 2NH3(g)  rHm  ＝ − 92.22 KJ/moL 综合考虑：中压 32 Mpa 500C 左右(460－550C),(NH3)= 25.8% 小结答疑： 课下练习: p.103 思考题 2（2，3，5），3，5，9； P.104 习题 4，7，13 10min 5min 15min 10min 10min