贡献者: ACertainUser
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1. 化学反应平衡判据
什么是化学反应?唯象地说,化学反应前后系统中各物质的含量改变,系统状态也随之改变。
我们假定一个始终保持等温等压的系统(这要求化学反应全程,系统能与环境交互)。系统反应前的 Gibbs 能是
$$G_0 = \sum_i n_i \mu_i~,$$
现在,我们想象系统中发生了一点化学反应、系统物质的组成轻微变化2:
$$G_1 = \sum_i (n_i + \,\mathrm{d}{n} _i) \mu_i~,$$
这个微小过程前后,Gibbs 能变化自然是:
\begin{equation}
\,\mathrm{d}{G} = G_1 - G_0 = \sum_i \mu_i \,\mathrm{d}{n} _i~,
\end{equation}
根据我们对
Gibbs 判据 的理解,
\begin{equation}
\begin{aligned}
\text{反应能继续发生} &\Longleftrightarrow \,\mathrm{d}{G} < 0~,\\
\text{反应达到平衡} &\Longleftrightarrow \,\mathrm{d}{G} = 0~.\\
\end{aligned}
\end{equation}
至此,我们已经原则上解决了化学平衡问题。复读一遍高中课本:化学反应达到平衡,不是反应物被完全消耗,而是反应物与生成物按特定比例共处一室。
2. 化学反应的物质守恒;化学反应进度
我们上文中直接描述了每个物质的变化量 $ \,\mathrm{d}{n} _i$。然而故事没那么简单,或者说故事其实更简单:根据物质守恒,每个物质的物质的量变动不是独立的。比如说,对于一个最简单的分解反应 $A\to2B$,我们都知道消耗 $1 \,\mathrm{mol} A$ 后,总会生成 $2 \,\mathrm{mol} B$,而不能生成 $3 \,\mathrm{mol} B$,或者只生成 $1 \,\mathrm{mol} B$。
因此,化学反应中各个物质的物质的量变化是高度关联的,一个化学反应只有一个自由度,我们称之为化学反应进度 $ \,\mathrm{d}{\xi} $。系统中各个物质的物质的量变化 $ \,\mathrm{d}{n} _i$ 都可由 $ \,\mathrm{d}{\xi} $ 确定:
\begin{equation}
\,\mathrm{d}{n} _i = \nu_i \,\mathrm{d}{\xi} ~,
\end{equation}
其中 $\nu_i$ 是化学计量数,即化学方程式中物质前的数字,生成物记为正、反应物记为负。
例如,在 $A\to2B$ 中,若 $ \,\mathrm{d}{\xi} =1 \,\mathrm{mol} $(读作 “发生 $1 \,\mathrm{mol} $ 反应后”),意味着 $ \,\mathrm{d}{n} _A = \nu_A \,\mathrm{d}{\xi} = - 1 \,\mathrm{mol} $ 以及 $ \,\mathrm{d}{n} _B = \nu_i \,\mathrm{d}{\xi} = 2 \,\mathrm{mol} $。
化用化学反应进度的语言 式 3 ,我们惊奇地发现 Gibbs 变 式 1 变得非常简单:
\begin{equation}
\,\mathrm{d}{G} = \sum_i \mu_i \,\mathrm{d}{n} _i = \sum_i \mu_i \nu_i \,\mathrm{d}{\xi} = \,\mathrm{d}{\xi} \sum_i \mu_i \nu_i~,
\end{equation}
在化学学科,可将
式 4 的 $ \,\mathrm{d}{\xi} $ "除"到左边、令其变为偏微分形式,从而定义反应的摩尔 Gibbs 变 $\Delta_r G_M$:
\begin{equation}
\Delta_r G_M = \left( \frac{\partial G}{\partial \xi} \right)_{p,T} = \sum_i \mu_i \nu_i~.
\end{equation}
根据定义,$\Delta_r G_M$ 与物质组成、
物质浓度、系统的温度压力等有关。$\Delta_r G_M \,\mathrm{d}{\xi} $ 的含义可以不严谨地理解为,发生少量反应 $ \,\mathrm{d}{\xi} $ 后,系统 Gibbs 能的变化。
由于 $\Delta_r G_M$ 只是化学反应进度版的 $\Delta G$,因此 Gibbs 判据式 2 对 $\Delta_r G_M$ 依旧成立:
\begin{equation}
\begin{aligned}
\text{反应能继续发生} &\Longleftrightarrow \Delta_r G_M < 0~,\\
\text{反应达到平衡} &\Longleftrightarrow \Delta_r G_M = 0~.\\
\end{aligned}
\end{equation}
3. 化学平衡常数
如果你对理想混合物稍有理解,你就知道
\begin{equation}
\mu_i = \mu_i^* + RT \ln x_i~,
\end{equation}
其中 $\mu_i^*$ 是纯物质的化学势,$x_i$ 是物质的物质的量浓度。
将式 7 代入 式 5 ,
\begin{equation}
\begin{aligned}
\Delta_r G_M &= \sum_i \mu_i \nu_i = \sum_i (\mu_i^* + RT \ln x_i) \nu_i\\
&= \sum_i \mu_i^* \nu_i + RT \sum_i \nu_i \ln x_i
\end{aligned}~.
\end{equation}
$\Delta_r G_M$ 神奇地分为了相对独立的两项:
- $\sum_i \mu_i^* \nu_i$ 项与物质的浓度无关,与物质种类(以及温度、压力、化学方程式的书写)有关,称为标准摩尔 Gibbs 变:$\Delta_r G_M^* = \sum_i \mu_i^* \nu_i$
- $RT \sum_i \nu_i \ln x_i$ 项与物质的浓度有关。按化学学科惯例,一般将 $\ln$ 提到最前,使累加变累乘:$RT \ln \Pi_i x_i^{\nu_i}$。$\Pi_i x_i^{\nu_i}$ 称为活度积 $J=\Pi_i x_i^{\nu_i}$。
因此,
\begin{equation}
\Delta_r G_M = \Delta_r G_M^* + RT \ln J~.
\end{equation}
标准平衡常数
对式 9 运用 Gibbs 判据 式 6 :
\begin{equation}
\begin{aligned}
\text{反应达到平衡} &\Rightarrow \Delta_r G_M = 0\\
&\Rightarrow \Delta_r G_M^* + RT \ln J_{eq} = 0\\
&\Rightarrow \Delta_r G_M^* = - RT \ln J_{eq}\\
&\Rightarrow J_{eq} = e^{-\frac{\Delta_r G_M^*}{RT}}\\
\end{aligned}~.
\end{equation}
$J_{eq}$ 也称标准平衡常数 $K^*$,是不少化学书的标准术语。
活度积判据
在化学中,相比于 Gibbs 判据,更直观、易用的是活度积判据,这也是我们在高中时就做烂的题。根据 式 9 ,式 10 与 Gibbs 判据 式 6 ,
$$
\begin{aligned}
\Delta_r G_M & = \Delta_r G_M^* + RT \ln J_{eq}\\
& = - RT \ln K^* + RT \ln J_{eq}\\
& = - RT \ln \frac{K^*}{J} \\
\end{aligned}~.
$$
即 $- RT \ln \frac{K^*}{J}<0 \Rightarrow \ln \frac{K^*}{J} >0 \Rightarrow \frac{K^*}{J} >1 \Rightarrow K^*>J, J< K^*$ 时,反应正向进行;$J=K^*$ 时,反应达到平衡。此为活度积判据。
例 1 电池、电池、还是电池
我们知道,Gibbs 变还体现了系统做非体积功的能力 。系统发生 $1 \,\mathrm{mol} $ 反应后3,能做的最多非体积功是:
$$w = - \Delta_r G_M~,$$
如果系统是一个电池,那么非体积功用来驱动电荷:
$$w = NqE~,$$
其中 $N$ 代表 $1 \,\mathrm{mol} $ 反应中转移的电子数量,$q$ 代表电子电荷,$E$ 是电池电动势。因此,
$$E = -\frac{\Delta_r G_M}{Nq} = -\frac{\Delta_r G_M^*}{Nq} - \frac{RT}{Nq} \ln J ~,$$
有时定义标准电势
$$E^* = -\frac{\Delta_r G_M^*}{Nq}~,$$
那么,
$$E = E^* - \frac{RT}{Nq} \ln J ~.$$
可见,电池电动势与物质种类、活度积等有关,史称能斯特 Nernst 方程。能斯特方程部分解释了不少电池现象:电压与电极材料的关联、电压与电池剩余电量的联系、温度对电压的影响...
至此,我们基于经典热力学理论,论证了为什么化学反应往往不会完全进行:因为 Gibbs 判据,或者更基本的,热力学第二定律。
必须注意的是,化学反应平衡仅仅表明反应的热力学倾向,而并不代表这个反应能真正发生。你可能查阅各种数据手册后发现,从单质生成某些蛋白质的反应有 $\Delta_r G_M <0$,然而这并不意味着你把单质元素堆在一块就能 “合成” 出蛋白质!你还得考虑更为复杂的动力学因素。更老生常谈的例子是钻石与石墨:常温下钻石到石墨的反应其实是 $\Delta G<0$ 的,然而由于动力学因素(钻石结构十分紧凑,同时常温下原子活性低,原子没有动力克服能垒以形成热力学上更稳定的石墨结构),几乎不可能观察到钻石转变为石墨。
1. ^ 参考书目:朱文涛等人的《简明物理化学》
2. ^ 或许我们应该使用代表虚变动的 $\delta$ 而不是 $\mathrm{d}$。
3. ^ 这么表述是不严谨的,因为 $1 \,\mathrm{mol} $ 反应期间,系统的 $J$ 也在变化。我们这里假定系统很大,在 $1 \,\mathrm{mol} $ 反应期间系统的 $J$ 几乎不变。当然如果你高兴,也可以取为 $ \,\mathrm{d}{\xi} $,对于下述的分析没有本质影响,但是会让书写麻烦不少。