zeustiny 发表于 2014-12-29 21:27:26

一贴看懂材料热力学

化学平衡常数的原理是什么?
概括讲:体系的自由能是各组分物质的量(浓度)的函数;平衡态为自由能最低的状态。故自然有一个“平衡常数”与平衡态下各组分物质的量(浓度)相对应。
===== 经典热力学推导(宏观角度) =====
-------------- 第一话:热力学势 --------------
我们要问:
热力学上如何定义系统的势?
曰:热力学的势常见的有四种形式的定义,U(内能), H(焓), G(吉布斯自由能), A(亥姆霍兹自由能)。这四个热力学势是自由变量——体积(V),压强(p),温度(T)和熵(S)的函数。而且,这是在封闭体系、只有体积功的条件下。如果有物质交换,要加入化学势(μ);如果有非体积功,要加入相应的功(比如电化学中的电功)
这四个热力学势是这么定义的:
dU=TdS-pdV(这一条是热力学第一-第二定律的联合形式)
H = U + pV
G = H - TS
A = U - TS
对H, G和A也做个微分,可以得到
dH =dU + pdV + Vdp = TdS + Vdp
dG =dH - TdS - SdT = Vdp - SdT
dA =dU - TdS -SdT = -SdT-pdV
为什么说这些热力学量是势呢?因为他们都满足
∮dF = 0(统一用F表示)只要态相同,势一定相同
为什么要这么定义这些热力学势呢?从他们的微分形式里可以看出,他们分别代表了不同条件下的体系势能。内能U的微分形式里有dS和dp,而没有dT和dp——说明U是熵和体积的函数。同理,焓变是熵和压强的函数,吉布斯自由能是压强和温度的函数,而亥姆霍兹自由能是温度和体积的函数。

可是,化学反应必然包含物质的变化嘛。反应物减少了,产物增加了,这些能量变化怎么表示呢?这就用到化学势μ。化学势其实是用微分定义的,对于给定的体系,选择何种热力学势F,就有对应的化学势:
μi = dF/dni,下标i表示第i种物质。
所以如果考察G,化学势就是G对n的偏微分;如果考察A,就是A对n的偏微分。
体系总化学势的变化,自然就是dF =∑μidni

-------------- 第二话:平衡态为极值 --------------
定义了热力学势和化学势以后,我们来考察一个实际反应:
aA + bB -> cC + dD
封闭系统物质永远是守恒的,该有多少原子,它们总在那里,不增不减
【为了简化式子,我用ki指代第i个分子前的化学反应系数,反应物系数为负数,产物系数为正数(即k1=-a,k3=c等,类推);那么有dni =kidxi ,这样写起来方便一点,并且表示正向反应。】

对于平衡态,任何一个热力学势的微分都应该是0——处在极值点上嘛,导数为零是极值的必要条件。但是,这么多自由变量,选取哪一个热力学势来考察是要根据实际反应体系来决定的。比如常见的就是恒温恒压(实验上很好实现嘛);恒温恒容也容易实现。对应的,就可以选择吉布斯自由能或者亥姆霍兹自由能。
比如,恒温恒压,选吉布斯自由能。
dG = Vdp - SdT +∑μidni = 0
选择合适的热力学变量,道理在于——上面这个式子就摇身一变,
∑μi^rdni=∑μi^rkidxi=0 ->∑μi^rki = 0 (上表r表示平衡态时的值)
没了。因为条件是恒温恒压,dp和dT都是0!撒花~
这个其实就是平衡条件了【不能高亮公式啊摔!】。其他条件选取合适的热力学势结果是一样的,主要是注意不同条件下化学势\mu的定义是跟着对应的热力学势走的就好了。

-------------- 第三话:理想气体必须乱入 --------------
单从第二话的结果来看,怎么看也没有什么平衡常数出来啊?!这么坑,是因为化学势虽是说定义了,它的具体形式却还不知道。
理想气体说:我要乱入我要乱入!
嗯,还是恒温恒压的情况为例。我们要引入一下叫做麦克斯韦关系式的东西。你看dG那个式子啊,给出了G函数的自由变量。V就是G对p的一阶导,μ就是G对n的一阶导。哎,话说化学家呢,其实是不太在乎数学上的严密性的。就当G是二阶连续可微的嘛!没钱也是要任性的。
那么,G的二阶偏导,是不在乎求导顺序的(回忆你的高数书)。所以自然就出来一个关系
dμi/dp=dV/ni
这就是麦克斯韦关系式中的一个。自由变量随便挑,可以写出很多对这样的关系的,不过上面这个在本讨论中有用,我们就拿出来用。
理想气体pV=nkBT,再熟悉不过的公式了。于是
dμi/dp=dV/ni=kBT/p
这感情好,化学势的具体形式就有了,只要给定一个参照点,
Δμi = μi^r - μi^☉ =kTlnpi^r/p☉
有一种状态,叫标况,就是这么定出来的——让p^☉=1嘛多方便!
好啦,这么一来,把第二话最后的平衡条件搬出来代进去,
∑μi^rki =kBTlnK+ΔG^☉
平衡常数就出来了哟
ln K = -ΔG^☉/kBT
这个
ΔG^☉=∑kiμi^☉我们假定是已知的。
然后平衡常数与温度的关系也一目了然了。

-------------- 小结 --------------
经典热力学推导最早是由范得霍夫等大神(废话,第一届炸药化学奖得主镇楼!)在大约一百年前搞出来的。实际气体偏离理想气体,在压强前乘个“逸度系数”,但方程形式大体不变。溶液则通过饱和蒸汽压和气体方程联系起来,最终也得到类似上面的形式。

这一系列推导怎么看着都不舒服啊。从宏观热力学势出发,搞来搞去,其实并没有解释出化学反应平衡态的本质。而且这个理想气体方程窜来窜去的,才得到 lnK 这个形式,让人不禁疑惑:凭啥就 lnK 了呢?敢情气体方程变一下的话,是不是就不是 lnK 了呢?

===== 动力学平衡(微观角度)=====
-------------- 第一话:正逆反应的平衡 --------------
化学平衡必然是动态平衡。从微观角度来看的话,平衡态不过就是正向反应速率等于逆向反应速率。
对于基元反应来说,反应速率正比于反应物number density的乘积(暂且按下不表)。那么举个例子,常见的双分子反应 A + B -> C
k1nAnB=k-1nC
变个形马上就有
K = k1/k-1 = nC/nAnB
而如果对于一个复杂反应,由m个基元反应构成,涉及i个分子,那自然而然的
K=∏km/k-m =∏ni^ki
这不就是平衡常数么!好简单啊!
等等……这儿冒出来两个问题:1. K和温度的关系如何?2.为什么反应速率正比于反应物number density的乘积?
问题2比较好回答——有个蛮经典的“碰撞理论”,两个分子就像两个小球,要先相遇、碰撞,然后才有一定概率发生反应。那这个相遇的概率必然正比于两个小球的number density
问题1,见下

-------------- 第二话:反应速率随温度变化的经验公式 ——阿累尼乌斯公式 --------------
有个经验公式,是另一个大神阿累尼乌斯(可是没有范得霍夫帅,哼!)提出来的,想必大家都很熟悉:k=Aexp(-Ea/kBT)
假设正逆反应指前因子一样的话,
lnK=-ΔE/kBT
正逆反应的活化能分别是过渡态能量减去反应物/产物能量嘛。注意这里没有指明反应状态。参见宏观部分的讨论,如果恒温恒压,能量就是吉布斯自由能;如果恒温恒容,能量就是亥姆霍兹自由能。真是——好简单就得到了啊!看来从反应动力学角度来看待平衡问题,是一个不错的路子。

不过问题来了:为什么阿累尼乌斯公式可以长这样?

-------------- 第三话:微观态 --------------
既然我们讲微观,统计热力学就来了嘛,并且要运用一下量子力学“态”的概念。呐,分子能级是量子化的,而且平衡态下服从玻尔兹曼统计分布。
配分函数Q=∑gie^-εi/kT,是所有能级上的粒子分布的总和。
pi = gie^-εi/kT/Q 这是玻尔兹曼分布,在εi能级(简并度gi)上的密度。
如果每一个态εi可以发生反应的概率(或者说速率)是ki,那反应的总速率应该是所有态的和:
kT=∑kipi
对取对数,然后对温度 T 求导
ln kT=1/kBT^2(ε^*-ε)
哈!敢情整个求和其实是做了一个所有态能量的加权平均——可以发生反应的态的平均能量减去所有态的平均能量。
这就是活化能的统计意义:
Ea =ε^*-ε
也同时说明了阿累尼乌斯公式的形式是有道理的

-------------- 小结 --------------
我们从反应动力学角度导出了平衡常数与反应速率常数的关系,又通过微观态的概念找到了反应速率常数与温度和活化能的关系。平衡态的细节图景就清晰起来了。

不过……等等!问题又来了!上面第三话提到的每个态发生反应的概率k_i,到底是个什么鬼!把一个未知量就那样摆在公式里了不是耍流氓嘛!!!这个量其实是可以测出来的,如果设计实验的人够牛逼的话——这就是态-态反应动力学,只测特定态到特定态的反应速率。但是实验难度很高
不过,我们也可以绕过这个麻烦,从纯统计热力学的角度来看。

===== “暴力计算”反应速率常数(统计热力学)=====
既然我们统计热力学搬出来了,那就用到底啊。因为,配分函数中包含了所有热力学信息!
比如,体系平均能量(也就是内能)
E=kBT^2dlnQ/dT____S=E/T+kBlnQ
于是,这个恐怕是统热里用得最多的关系(之一)了:
A =E-TS = -kBTln Q
亥姆霍兹自由能和配分函数的关系,又是超级简洁!
你说为啥不用吉布斯自由能呢?因为没有A那么方便。反正一个恒容,一个恒压,中间也可以相互转换的嘛。
我们回想一下化学势的定义哈
μ =dAdn=-kBTdln Q(n,V,T)/dn∑
nice!只要写出 Q(n,V,T) 的形式,化学势就知道了。知道了化学势,回到平衡条件∑kiμi=0就有平衡常数了。

既然配分函数中的能量是在e指数上的,如果总能量可以拆成几个能量的和,那配分函数对应的就可以拆成乘积。而一个分子的平衡态的能量,取决于量子哈密顿量
通过质心坐标变换,可以把分子平动能和分子内运动能拆开来。分子内运动能包括电子能级能量、振动能量、转动能量、自旋能量等等……不过就不细展开讨论啦。
而平动波函数就是一个3维势箱中的波函数。
(公式太长了,自己想象一下吧)
(这里用到高斯积分)
呐,n个粒子是全同的,把配分函数乘起来再除以重复计算的次数:
我们来算对数
........

所以——化学势出来了!
μ∝lnρ
与number density(n/V)的对数是线性关系(之前写成正比了,不是正比抱歉)!
看看平衡条件∑kiμi=0,把对数扔进去就有啦!
而且,如果我们能计算出分子内运动的配分函数,结合分子质量等等,就可以把平衡常数算出来。而配分函数,也就是粒子的所有能级信息,可以通过量子化学计算或者分子光谱等方法精确的算/测量出来。

-------------- 小心玻尔兹曼的坑 --------------
不过,上面的推导有一个大坑,需要注意!
Q =1/n!q^n这个式子,用了玻尔兹曼近似
这个近似的意思是,粒子可处的态的数目远远多于粒子数,比如有1k个粒子,却有1M个态。这样,从概率上讲,每个粒子倾向于单独处于一个态中。这时候才可以把 n! 当做重复数的次数。
如果温度非常低,粒子可处的态很少,粒子又是玻色子,那么很多粒子是可以挤在一个态中的,并不违反泡利不相容原理。这样 n! 次重复就数多了(overcounting)这就是玻色-爱因斯坦凝聚。
好在,宏观、常温体系,显然满足玻尔兹曼近似条件呐

-------------- 小心理想气体的坑 --------------
上面的推导还有一个坑——上面的式子其实隐含了理想气体假设!
为什么呢?因为我们只把分子能量拆成了平动能和内部能量,却忽略了分子间作用力!没有分子间作用力的气体,正是理想气体。
如果加上分子间作用能(比如范德华力),这部分配分函数的对数自然也会包含(n/V),但不一定是线性关系。好在分子间作用力通常比较弱,那就近似一下吧!

===== 最后 =====
配分函数是统计热力学的核心。正是通过它,统计热力学将分子的微观过程和宏观态函数联系了起来。而现在学界对分子状态和动力学的研究,借助先进的光谱学和理论计算方法,已经可以精确的去测量/计算特定态到特定态之间的变化过程。从单个分子的光谱学性质,就可以推导出各种宏观量,真是见微知著啊。
不过,所有的推导都是基于理想气体模型的。真空中的球形鸡,没办法啊。不过,我们至少知道了哪里存在近似;所以如果需要做校正,可以有的放矢。平衡常数还是存在的,但可能会偏离
∏ni^ki的形式。

至于说,为什么配分函数有着e^-E/kBT的形式呢?
因为最概然分布——一个封闭系统最有可能处在的状态,是给定边界条件下的极值,然后用拉格朗日乘数法算出来的!
可以看这本书第一章的精彩论述 Terrel L. Hill: An Introduction to Statistical Thermodynamics, 1986, Dover, New Yopsrk
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陌生的城市 发表于 2015-1-2 21:06:35

{:4_107:}{:4_107:}{:4_107:}

yxqazxl 发表于 2015-1-3 23:37:57

材料热力学,我的痛啊

weld 发表于 2015-1-25 19:56:03

{:4_108:} 这门课应好好学呀

zengyunpeng 发表于 2015-3-14 17:57:48

路过看看, 参考一下

Alant22 发表于 2015-3-28 10:23:10

{:soso_e179:}

梅墨卿 发表于 2015-3-30 08:39:36

路过

材料人ss 发表于 2015-4-6 14:52:13

{:4_107:}{:4_107:}{:4_107:}

cyy201218 发表于 2015-4-6 17:33:19

有点乱

xnyxywcz 发表于 2016-6-12 17:31:45


路过看看, 参考一下
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