如何用rg判斷化學反應方向移動

㈠ ΔG和ΔrG有什麼區別

ΔG:吉布斯自由能

△rGmθ:吉布斯函數
從符號上看,ΔG表示一個過程的吉布斯函數變化,當用於化學反應時變為ΔrG,表示單位反應進度時變為ΔrGm,ΔrGm稱為反應的摩爾吉布斯函數。從符號表示法的演變過程來看,容易產生一個誤解,似乎ΔG和ΔrGm作為過程方向判據的適用條件均為等溫等壓。

㈡ 如何通過化學反應速率相對大小判斷化學平衡移動的方向

首先，要注意比較速率大小，用同一種物質的正逆反應速率，如果不同物質要注意化學反應計量數的影響。
其次，弄清楚什麼是正反應速率、逆反應速率，正反應速率向正反應方向進行的速率：反應物消耗速率、產物的生成速率（即左消耗，右生成）
逆反應速率向逆反應方向進行的速率：反應物生成速率、產物的消耗速率（即左生成，右消耗）
最後，判斷方法如下
v正＞v逆，反應大趨勢向正反應方向進行，說明平衡向正反應方向移動。
v正＜v逆，反應大趨勢向逆反應方向進行，說明平衡向逆反應方向移動。
v正＝v逆≠0，達到化學平衡狀態。

例如：一密閉容器（即體積不變）
a + 3B = 2c,
某一時間生成速率 1.2 3.6 3
mol\L.min

根據計量數可知，如果a的生成速率（v逆）為1.2mol\L.min，c的消耗速率（v逆）為2.4mol\L.min，該時間c的生成速率（v正）為3mol\L.min，即v正＞v逆，平衡向正反應（右）方向移動。

㈢ 怎樣判定化學反應平衡圖像的移動方向

先看圖像是反應物還是生成物的，然後看影響因素的變化情況。
1溫度：升溫，向吸熱方向移動；降溫，向放熱方向移動。圖像漸變，曲線狀最終變平。
2濃度：反應物濃度增加，向正反應方向移動，反之向逆移動
3壓強：氣體系數前後相等，壓強改變平衡不移動，但速度改變
前後不等，增壓時，向氣體系數減小方向移動，反之向增大反方向移動
等容充入惰性氣體不移動

㈣ 怎麼判斷化學反應移動方向

1.在其他條件不變時，增大反應物濃度或減小生成物濃度， 平衡向正反應方向移動； 2在有氣體參加、有氣體生成而且反應前後氣體分子數變化的反應中，在其他條件不變時，增大壓強，平衡向氣體體積減小方向移動；等等參考資料：http://ke..com/view/525508.htm

㈤ 化學反應等溫式的相關知識

用ΔrGm只能判斷反應體系中各物質都處於標准態，亦即各物質的活度恰好為1時，反應自發進行的方向。當反應體系中各種物質的活度是任意的人為選定值時，必需用ΔrGm與標准狀態下ΔrGm的關系為：
ΔrGm=標准狀態下ΔrGm+RtlnJaR：氣體常數8.314J·K－1·mol-1T：溫度Ja是體系在等溫處於任狀態時，指定的產物的活度系數次方的乘積與反應物活度系數次方乘積的比值，對於反應bB+dD=gG+hH可表示為Ja=Ja代表了化學平衡一章中的分壓商及濃度商。對於氣體反應，理想混合氣體中各組分氣體的活度為aB=PB/PB代表物質B，PB為組分氣體的分壓P為標准壓力105pa。對於溶液中反應，在本課中，稀溶液各物質的活度可用濃度代替。利用等溫方程式可以求算在等溫（即指定TK）下體系處於任意活度配比情況下的ΔrGm並用於判斷該條件下反應自發進行的方向。
化學反應處於平衡狀態時ΔrGm=0Ja=Ka
化學等溫方程式就變成了ΔrGm=－RtlnKa
∴ΔrGm=－RTlnKn+RtlnJa是等溫方程式的另一種表達形式它表明了非平衡時化學反應的Gibbj自由能變化與平衡常數的關系。由此計算出的平衡常數Ka稱為熱力學平衡常數，是無量綱量，數值與實驗測得平衡常數Kc、Kp一樣。由此，我們可以根據濃度商及自由能變兩種判別反應方向的方法：
若Ja=Ka則ΔrGm=0表明反應達到平衡
若Ja>Ka則ΔrGm>0反應不能自發進行
若Ja<Ka則ΔrGm<0反應自發進行
實際上，可根據，ΔrGm判斷大致情況，如果ΔrGm<0,說明已含有處於標準的產物時反應能正向進行，如改為只有反應物，則Ja部分只有分母，所以ΔrG值含更小（遠小於零）反應更易進行，反之相反。例P155例4注意例4中的〔F-〕是零，但按10－7mol·l-1計算，同時J換算為，KJ應錄1/1000。當ΔrGm值不大時，要注意反應物或產物的活度對化學反應自發進行方向的影響。

㈥ 冶金原理:如何應用等溫方程的熱力學原理來分析化學反應的方向

不就是求個吉布斯自由能變化么，小於0正向，大於0反向，等於0平衡，不過有個具體范圍問題

㈦ 非體積功為0哪個不能發生

恆溫恆壓非體積功為零時，△rGΘm>0的反應在*標准狀態*下不能自發進行。

定溫、定壓且不涉及非體積功的條件下，一切放熱且熵 增大的反應均可自由發生。△rGΘm只能用於標准狀態下化學反應方向的判定，如果體系處於非標准狀態，不能直接用△rGΘm。此時必須根據△rGΘm和體系當前狀態算出△rGm，再根據△rGm的符號判定化學反應進行的方向。

測定

量熱學的發展，已經由測量燃燒焓（氧彈：待測有機物在充滿氧氣的鋼彈中在電火花作用下引燃，通過測量氧彈外保溫杯中的水的溫度變化，用公式ΔH=C*ΔT，其中C為比熱），而至測量反應焓（反應量熱計）、混合焓（微量熱計）。

測量的熱量由上千焦耳數量級而至幾十焦爾數量級；測量的反應，由燃燒反應而至絡合反應、中和反應、甚至細胞的生化過程；可測溫度差由0。001度到0。0001度。

以上內容參考：網路-反應焓

㈧ 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

㈨ △rG表示什麼

ΔG為吉布斯自由能
△rG那個是標准吉布斯自由能，即在298.15K，101.3kPa的條件下的吉布斯自由能
ΔG=ΔH－TΔS （Kj/mol)
G叫做吉布斯自由能。因為H、T、S均為狀態函數，所以G為狀態函數。
ΔG叫做吉布斯自由能變
吉布斯自由能的變化可作為恆溫、恆壓過程自發與平衡的判據。
吉布斯自由能改變數。表明狀態函數G是體系所具有的在等溫等壓下做非體積功的能力。反應過程中G的減少量是體系做非體積功的最大限度。這個最大限度在可逆途徑得到實現。反應進行方向和方式判據。
>W非 反應以不可逆方式自發進行
＝W非 反應以可逆方式進行
<W非 不能進行
若反應在等溫等壓下進行不做非體積功，即W非＝0則
<0 反應以不可逆方式自發進行
=0 反應以可逆方式進行
>0 不能進行
等溫等壓下體系的吉布斯自由能減小的方向是不做非體積功的化學反應進行的方向。
任何等溫等壓下不做非體積功的自發過程的吉布斯自由能都將減少。