如何用化學勢判斷相平衡和自發反應的方向

Ⅰ 在無機化學中恆溫恆壓下,標准狀態下的反應方向判斷依據是什麼

你好，

影響化學反應方向的三個外界條件是濃度、壓力和溫度，按照題目所給的條件，溫度和壓力都是恆定的，那麼可改變的因素就還剩下濃度了。

判斷反應反應方向用濃度商J或分壓商J與標准平衡常數K之間的大小來判斷。

判斷公式為：

J<K 反應正向進行

J=K 反應處於平衡狀態

J>K 反應逆向進行

K值的定義：在一定溫度下，可逆反應達到平衡時，反應物和生成物的相對平衡分壓或平衡濃度以化學計量數為指數的冪的乘積是一個常數，用K來表示

J值的定義：反應物和生成物的任意時刻分壓或濃度以化學計量數為指數的冪的乘積。

J的計算公式與K值基本相同，唯一區別是K值計算用平衡分壓或平衡濃度，而J值用的是任意時刻的分壓或濃度。

通過計算J值和K值並比較兩者大小關系，就可以判斷化學平衡移動的方向。

不過，有一些常用的結論也可以用來進行快速的判斷。

比如，如果是均相氣相反應：在恆溫、恆壓條件下，如果加入惰性氣體，會使反應體系的壓力增大，造成各組分氣體分壓的減小，化學平衡向氣體分子總數升高的方向移動；

如果均相的液相反應來：增加了某物質的濃度，反應就朝著減少這個物質的濃度方向移動。

化學平衡移動方向口訣

Ⅱ 吉布斯自由能判斷自發反應方向的依據是什麼

(2)如何用化學勢判斷相平衡和自發反應的方向擴展閱讀：

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。

由於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只決定於系統的始態和終態，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數ΔG來體現的。

吉布斯自由能變——網路

Ⅲ △g判斷自發反應是什麼

判斷反應能否自發要根據此公式：△G=△H－T△S，△G——吉布斯自由能變，△H——焓變，△S——熵變T——開氏溫度。判斷反應能否自發進行用吉布斯自由能判據。

如果△G<0 反應可以自發進行；反之則不可以自發進行。恆溫恆壓下:

當△H<0，△S>0時，反應自發進行；

當△H>0，△S<0時，反應不自發進行；

當△H>0，△S>0時，需要在較高溫度的條件下，才能自發進行。

當△H<0，△S<0時，需要在較低溫度的條件下，才能自發進行。

(3)如何用化學勢判斷相平衡和自發反應的方向擴展閱讀：

1、判斷反應是否自發進行最基本的判據是勢判據，即自發反應永遠是朝著勢降低的方向進行。

2、等溫等壓，且不作非體積功的反應只有化學勢這一項，化學勢就是偏摩爾吉布斯函數，所以有通常說的吉布斯變小於0，反應就能自發。

3、如果一個系統中有非體積功，比如有電功，這就涉及了兩種勢，一種化學勢，一種電勢，如果反應自發必須是化學勢與電勢的總和是降低的。這就會出現一種情況，比如化學勢升高，電勢減小，而且電勢減小的多過化學勢升高的，這樣化學勢與電勢的總和還是降低的，這個反應還是自發進行，但光用吉布斯函數變判斷就會出現錯誤。

Ⅳ 一道關於物理化學中 化學勢的比較的題目

把前後兩種狀態放在一起，想想它會怎麼自發轉化就行了。
自發反應總是從化學勢高的向化學勢低的進行，這樣就可以了。
還有有些等價的化學勢，相變時的液相和氣相。

Ⅳ 如何理解化學勢的物理意義

從定義上看，「化學勢」和粒子數有關，具體來說，是粒子數目的變化導致的Gibbs自由能的變化。但這還是不能更直觀的理解它到底是什麼。在具體的例子中，特別是涉及到粒子數目變化的例子中理解「化學勢」，會很直觀。

兩個子系統間存在能量交換，那麼可以定義一個量溫度，溫度相等時兩邊平衡。如果兩個子系統之間除了能量交換還能進行體積交換（比如兩部分氣體中間連一個活塞），那麼就算溫度相同也不一定平衡。我們可以再定義一個量叫壓強，壓強相同時兩邊就平衡了。如果兩個子系統還可以交換粒子數，那麼相應的可以再定義一個東西。這東西就叫化學勢。

(5)如何用化學勢判斷相平衡和自發反應的方向擴展閱讀：

化學勢在處理相變和化學變化的問題時具有重要意義。

在相變過程中，由於物質在不同組元間的轉移是在恆溫和恆壓下進行的，故可以通過比較兩相中物質化學勢的大小來判斷物質在各組元間轉移的方向和限度，即物質總是從化學勢較高的相轉移到化學勢較低的相。當物質在兩相中的化學勢相等時，則相變過程停止，系統達到平衡態（見相和相變）。

化學勢就是吉布斯自由能對成分的偏微分，化學勢又稱為偏摩爾勢能。偏摩爾量都是系統的強度性質，強度性質在物理化學中也常可以寫成偏微商的形式，比如溫度T=dE/dS。

若在恆壓下將分子依次加入系統，為驅動其中每一個分子，需要完全相同的努力，此過程體積變大而系統的密度和壓強保持不變，這樣單個分子的熱力學狀態可以用吉布斯自由能G除以分子數N來恰當描述。

Ⅵ 化學勢是什麼，如何比較大小

化學勢就是吉布斯自由能對成分的偏微分.
能夠進行粒子和能量交換兩個宏觀系統，分子總是從化學勢高的相進入化學勢低的相，從而降低系統的總自由能，並使系統達到平衡態，達到平衡時將滿足溫度相等TA=TB和化學勢相等μA=μB。在判斷化學反應方向的時候，我們常用吉布斯自由能來判斷，相比之下化學勢判斷更為基本。其實在化學、熱力學和統計物理中都可以有不同的理解，用純粹的物理化學角度來理解會很抽象。我們可以把化學勢看作一種類似溫度的強度物理量，溫度是能量關於熵的微分，化學勢是自由能關於物質量的微分。化學勢表示成分變化對能量變化的影響，描述了系統發生交換時的「粒子的可獲得性」，如果化學勢在兩個系統中相等，系統就不存在交換。
化學勢對解決多相平衡非常有利，對於純組分系統，化學勢就等於純態時摩爾吉布斯自由能；混合系統就是其偏摩爾量。也就是說同樣狀態下，純組分系統比混合系統的化學勢高，通過這我們就可以進一步理解為什麼滲透壓使純溶劑進入半透膜中的濃溶液，因為兩邊化學勢不相等。化學勢也可以理解為物質逃逸趨勢的度量，物的變化總朝向化學勢低的方向變化。通過化學勢我們也能理解化學平衡中，分子具有很大的濃度或很高的內能，則能高效的參與化學反應，從而解釋勒沙特列原理

Ⅶ 化學勢大小的判斷

化學勢就是吉布斯自由能對成分的偏微分.
能夠進行粒子和能量交換兩個宏觀系統，分子總是從化學勢高的相進入化學勢低的相，從而降低系統的總自由能，並使系統達到平衡態，達到平衡時將滿足溫度相等TA=TB和化學勢相等μA=μB。在判斷化學反應方向的時候，我們常用吉布斯自由能來判斷，相比之下化學勢判斷更為基本。其實在化學、熱力學和統計物理中都可以有不同的理解，用純粹的物理化學角度來理解會很抽象。我們可以把化學勢看作一種類似溫度的強度物理量，溫度是能量關於熵的微分，化學勢是自由能關於物質量的微分。化學勢表示成分變化對能量變化的影響，描述了系統發生交換時的「粒子的可獲得性」，如果化學勢在兩個系統中相等，系統就不存在交換。
化學勢對解決多相平衡非常有利，對於純組分系統，化學勢就等於純態時摩爾吉布斯自由能；混合系統就是其偏摩爾量。也就是說同樣狀態下，純組分系統比混合系統的化學勢高，通過這我們就可以進一步理解為什麼滲透壓使純溶劑進入半透膜中的濃溶液，因為兩邊化學勢不相等。化學勢也可以理解為物質逃逸趨勢的度量，物的變化總朝向化學勢低的方向變化。通過化學勢我們也能理解化學平衡中，分子具有很大的濃度或很高的內能，則能高效的參與化學反應，從而解釋勒沙特列原理。在熱力學和統計力學中，化學勢（chemical potential ）代表在一個體系內加入一個額外粒子所需要的能量。它等於體系的總吉布斯自由能（gibbs free energy ）除以體系粒子總數。
dg＝dh－tds
同溫同壓下液態內能低，於是化學勢低。

Ⅷ 求化學勢通俗解勢

首先明確其應用范圍，在熱化學中，化學勢是強度性質，狀態函數。化學勢的定義是從恆溫、恆壓、恆內能、恆體積條件下得到的，因此實際固溶體中，系統自由能變化還會包括化學勢以外的能量變化。
例 試比較和論證下列四種狀態純水的化學勢大小順序
（1）373.15K，101325Pa液態水的化學勢
（2）373.15K，101325Pa水蒸氣的化學勢
（3）373.15K，202650Pa液態水的化學勢
（4）373.15K，202650Pa水蒸氣的化學勢
4＞3＞ 1=2
[導引]：化學勢作為判據應用於相變化過程，若兩相平衡，則兩相的化學勢必然相等，若兩相未建立平衡，則物質必由化學勢高的一相自發地向化學勢低的一相轉移，由此可推斷四種狀態的純水，其化學勢的相對大小。
通俗的說，在相轉變的過程中，質量總是從化學勢高的相轉變到化學勢低的相，這就是化學勢的物理意義，也就是說化學勢是推動相變中質量轉移的一種勢，它總是使質量從具有較高的化學勢的相轉移到具有較低化學勢的相，就象溫度是推動熱量轉移的一種勢，它總是使熱量從具有較高溫度的物體轉移到具有較低溫度的物體。化學勢推動下進行相轉變的結果總是使系統的功勢函數減少，作功能力降低。
系統的平衡有三個方面,即"熱平衡","力平衡",'質量作用平衡",其中"力平衡"就是系統的每一個部分所受到的廣義力都要能在統計平均效果上相互抵消.如果系統內有壓強差,那麼就會引起機械運動."熱平衡"是指溫度的平衡,如果系統有溫度差,就會有"熱傳導"."質量作用平衡"可被分為"化學平衡"和"相平衡"."化學平衡"指正反應和逆反應的效果完全抵消,在這種平衡中,與"壓強","溫度"相當的量叫"化學勢",相變以及其他的質量作用方式在"改變粒子數"方面都與化學反應極為相似,所以任何一種"質量相互作用"中所涉及的強度量都被稱為"化學勢".
為什麼在看的文章里那些能量都帶著化學勢？形成分子的過程就引起了分子和原子兩種不同系統的質量變化,自然會有"化學勢",不過更深的理解應該通過統計力學來看。

Ⅸ 化學勢的簡介

1摩爾化學純物質的吉布斯函數,通常用符號μ表示。如以G表示熱力學系統的吉布斯函數，n表示系統中物質的摩爾數，則 ；對於多元系，以ni表示第i組元的摩爾數，則第i組元的化學勢μi表示在溫度T、壓強E及其他組元的摩爾數nj不變的條件下，每增加1摩爾i組元時，系統的吉布斯函數的增量： 。
化學勢在處理相變和化學變化的問題時具有重要意義。
在相變過程中，由於物質在不同組元間的轉移是在恆溫和恆壓下進行的，故可以通過比較兩相中物質化學勢的大小來判斷物質在各組元間轉移的方向和限度，即物質總是從化學勢較高的相轉移到化學勢較低的相。當物質在兩相中的化學勢相等時，則相變過程停止，系統達到平衡態（見相和相變）。
以μ和μ分別代表第i組元在α相和β相中的化學勢，則當 時，第i組元物質即由α相進入β相。當 時，兩相中第i組元物質達到平衡。可見，物質在兩相中的化學勢不同，是發生相變的條件。
對處在恆溫和恆壓條件下的化學反應，可用化學勢來標志化學反應自發進行的方向。如果多元單相系的化學反應在溫度和壓強不變的情形下進行，系統的總吉布斯函數的改變是 ，式中Δni為反應中各組元摩爾數的改變數。平衡態的吉布斯函數最小，則有ΔG=0，即 。
一般情況，化學反應可以寫成 ，式中Ai代表反應物類型（即組元），vi代表反應方程中反應物的系數。正系數指生成物，負系數指反應物。此時Δni，滿足下面關系 ，式中ε為任意無窮小量。於是平衡條件可以寫成 。
如果條件(4)不滿足，則平衡不成立，於是發生反應。反應進行的方向必使吉布斯函數減少，即 。由此可知，如果 ，則反應正向進行(ε>0)；如果，則反應逆向進行(ε﹤0)。由於μi在決定化學反應進行方向上的作用，故稱它為化學勢。
為什麼生物系統中化學勢可以用亥姆霍茲自由能？化學勢就是吉布斯自由能對成分的偏微分，化學勢又稱為偏摩爾勢能。偏摩爾量都是系統的強度性質，強度性質在物理化學中也常可以寫成偏微商的形式，比如溫度T=dE/dS。若在恆壓下將分子依次加入系統，為驅動其中每一個分子，需要完全相同的努力，此過程體積變大而系統的密度和壓強保持不變，這樣單個分子的熱力學狀態可以用吉布斯自由能G除以分子數N來恰當描述：μ=G/N，式中μ為化學勢，N為分子的摩爾數。在低壓下，液體或固體中或生物系統中，亥姆霍茲自由能F≈G，故μ≈F/N。

Ⅹ 化學勢在解決相平衡及化學平衡有什麼用處如何解決的

利用平衡時的化學勢相等推導結論。我們在相律的推導時也要用到化學勢相等；在下冊書的電化學部分，推導平均活度的表示時，要用到化學勢的表達式；在下冊的膠體部分，在推導唐南平衡的式子結論時，要用到化學勢相等的式子。

因此，可以見在我們學習了化學勢之後，我們的物理化學中很多的部分他的邏輯性更加的嚴密了，更加類似於物理或數學的推導過程了。

化學勢的應用非常的廣，需要大家很好的理解化學勢概念並應用化學勢。當然，最差的你也得知道這些結論實際上是通過化學勢相等推導出來的。

化學勢：

當多組分系統中，例如溶液，的組成發生變化時，必然會引起熱力學性質的變化，例如吉布斯函數的變化。例如不同的濃度的溶液，放在一起是，必然會發生由濃度大的向濃度小的方向自發的擴散。很顯然，這個是一個自發的過程，因此，提出了化學勢的概念。

化學勢就像我們說的水勢，電勢一樣。可以作為一種新型的判據，來判斷恆溫恆壓下的過程是否是自發的，特別是關於相平衡和化學反應的方向和限度即平衡。

其實，化學勢就是偏摩爾吉布斯函數，只是在實際中發現用的多，為了方便期間，重新給他起了一個名字，就叫做化學勢。