1、第 5 章 Chapter 5 Principle of Chemical Equilibrium化學(xué)平衡原理 本章教學(xué)內(nèi)容5.1 化學(xué)平衡與標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)5.2 標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)的應(yīng)用 5.3 化學(xué)平衡的移動 5.1.1 化學(xué)平衡的基本特征5.1.2 吉布斯自由能與化學(xué)平衡 化學(xué)反應(yīng)等溫方程式 5.1.3 標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù) 5.1.4 多重平衡 5.1 化學(xué)平衡與標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)5.1.1 化學(xué)平衡的基本特征 通常，化學(xué)反應(yīng)都具有可逆性。當(dāng)然，有些化學(xué)反應(yīng)幾乎能進(jìn)行到底，如氯酸鉀的分解、放射性元素的蛻變、氧與氫的爆炸式反應(yīng)等，這些反應(yīng)稱為不可逆反應(yīng)。 絕大多數(shù)化學(xué)反應(yīng)都是不能進(jìn)行到底的反應(yīng)，也就是可逆反應(yīng)

2、。只是不同的反應(yīng)，其可逆程度不同而已。 在一定條件下，一個反應(yīng)一般既可按反應(yīng)方程式從左向右進(jìn)行，又可以從右向左進(jìn)行，這便叫做化學(xué)反應(yīng)的可逆性。H2(g) + I2(g) 2HI(g) 正逆 在同一條件下，既可以正向進(jìn)行又能逆向進(jìn)行的反應(yīng)，被稱為可逆反應(yīng)。 可逆反應(yīng) (reversible reaction) 反應(yīng)的可逆性是化學(xué)反應(yīng)的普遍特征，只是不同的 反應(yīng)，其可逆程度不同而已。 可逆反應(yīng)的進(jìn)行，必然導(dǎo)致化學(xué)平衡狀態(tài)的出現(xiàn)。 化學(xué)平衡 (chemical equilibrium) 在一定條件 (T、p、c) 下，當(dāng)正反兩個方向的反應(yīng)速率相等時，反應(yīng)物和產(chǎn)物的濃度不再隨時間而變的狀態(tài)，被稱為化學(xué)

3、平衡 。 一定條件下，平衡狀態(tài)將體現(xiàn)該反應(yīng)條件下化學(xué)反 應(yīng)所能達(dá)到的最大限度。 處于熱力學(xué)平衡態(tài)的物質(zhì)之濃度或分壓稱為平衡濃 度或平衡分壓。 化學(xué)平衡是相對的、有條件的。一旦維持平衡 的條件發(fā)生了變化，體系的宏觀性質(zhì)和物質(zhì)的 組成都將發(fā)生變化。原有的平衡將被破壞，平 衡發(fā)生移動，直至建立新的平衡。 只要外界條件不變，這個狀態(tài)就不再隨時間而 變，但外界條件一旦改變，平衡狀態(tài)就將變化。 平衡狀態(tài)從宏觀上看似乎是靜止的，但實際上 是一種微觀動態(tài)平衡：r正= r逆 5.1.2 吉布斯自由能與化學(xué)平衡 化學(xué)反應(yīng)等溫方程式 rGm (T) 只可以判斷標(biāo)準(zhǔn)態(tài)下化學(xué)反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行的方向。實際應(yīng)用中反應(yīng)混合物很少

4、處于相應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)。 化學(xué)反應(yīng)的真正推動力是任意狀態(tài)的摩爾吉布斯自由能變rGm(T)，即 rGm(T) 判據(jù)。 那么某一反應(yīng)在溫度 T 時，任意狀態(tài)的rGm(T)與標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)的rGm (T) 之間的關(guān)系如何呢？我們用化學(xué)反應(yīng)等溫式 （即范特霍夫等溫式）來描述。 化學(xué)反應(yīng)等溫式 (reaction isotherm ) mA(g) + nB(g) = pC(g) + qD(g) 以理想氣體的反應(yīng)為例，對于反應(yīng)：或記作： 其中 pB / p 為任意狀態(tài)的相對壓力，即相對于標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)（p = 100 kPa）的壓力。 則化學(xué)反應(yīng)等溫式為：1(1) 式可簡寫為： 其中分壓項 p 已是隱含著除以 p 的相對

5、壓力了，今后如不特別說明，均寫作相對壓力，在計算時需注意。2則(2)式可化為： (3)式也稱范特霍夫 (vant Hoff) 等溫式。3定義反應(yīng)商 J 為： J =pCp pDqpAm pBnJ 當(dāng)反應(yīng)達(dá)到平衡時，反應(yīng)的吉布斯自由能變rGT,P= 0，此時反應(yīng)物和產(chǎn)物的濃度或分壓為平衡濃度或平衡分壓，不再隨時間變化，這也就是化學(xué)反應(yīng)的限度。 對任意一可逆的化學(xué)反應(yīng) aA + dD eE + fF，其非標(biāo)準(zhǔn)態(tài)下吉布斯自由能變rGm可用化學(xué)反應(yīng)等溫方程式計算： rGT,P =rG T + RT lnJ 此時的反應(yīng)商 J，即為標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)，也稱熱力學(xué)平衡常數(shù)，用符號 K 表示。5.1.3 標(biāo)準(zhǔn)平衡常

6、數(shù) (standard equilibrium constant) 在同一化學(xué)反應(yīng)中，K 的表達(dá)式與反應(yīng)商 J 的表達(dá)式相同，只是 K 的表達(dá)式中 cA、cD 或 pA、pD 和 cE、cF 或 pE、pF 分別表示反應(yīng)物和產(chǎn)物的平衡濃度或平衡分壓；而反應(yīng)商 J 的表達(dá)式中則分別表示瞬時濃度或瞬時分壓。 若體系處于平衡狀態(tài)，則rGm(T)0，將反應(yīng)達(dá)到平衡時的反應(yīng)商 J，即 K 代入反應(yīng)等溫式，得： 0 =rGT + RT lnK故： rGT = RT lnK 此式是由 rGm 計算化學(xué)反應(yīng)標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù) K 的公式。 如: 多相反應(yīng) Zn(s) + 2H(aq) = Zn2(aq) + H2(

7、g)，其標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù) K 的表達(dá)式為：K =c平(Zn2+)cp平(H2)pc平(H+)c2 標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù) K 與溫度有關(guān)，與濃度或分壓無關(guān)。 對參加反應(yīng)的純固體、純液體或稀溶液中的溶劑，其濃度可認(rèn)為在反應(yīng)過程中不發(fā)生變化，可看作常數(shù)，通常不出現(xiàn)在平衡常數(shù)表達(dá)式中。 標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)的數(shù)值及標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)的表達(dá)式與化學(xué)反應(yīng)方程式的寫法有關(guān)。 在溫度相同時，K1 和 K2 的數(shù)值不一樣，兩者之間的關(guān)系為 K1 = (K2 )2。 如合成氨的反應(yīng)式為： N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)則平衡常數(shù)為：K1 =p平(NH3)p2p平(N2)pp平(H2)p3若反應(yīng)式寫成：1/2 N2(g) +

8、3/2 H2(g) NH3(g)則平衡常數(shù)為：K2 =p平(NH3)pp平(N2)pp平(H2)p3/21/25.1.4 多重平衡 在指定條件下，一個反應(yīng)體系中的某一種（或幾種）物質(zhì)同時參與兩個（或兩個以上）的化學(xué)反應(yīng)并共同達(dá)到化學(xué)平衡，稱為同時平衡 (simultaneous equilibrium)，也稱多重平衡 (multiple equilibrium)。 實際的化學(xué)過程往往有若干種平衡狀態(tài)同時存在。如：298 K，氣態(tài)的 SO2、SO3、NO、NO2 及 O2 在一個反應(yīng)器里共存時，至少會有： SO2(g) + O2 (g) SO3 (g) K 1 NO(g) + O2 (g) NO

9、2 (g) K 2 SO2(g) + NO2 (g) SO3 (g) + NO(g) K 3 三種平衡關(guān)系共存： = 各個平衡的平衡常數(shù)間存在如下聯(lián)系： K3 K1 / K2 其中 SO2 既參與平衡，又參與平衡，且其分壓是唯一值，即平衡體系中相同物種的狀態(tài)是確定的，只能有一個濃度（或分壓）數(shù)值。 在多重平衡的體系中，只有幾個反應(yīng)都達(dá)到平衡后，體系才處于化學(xué)平衡狀態(tài)。 即使有部分反應(yīng)先期達(dá)到“平衡”，此“平衡”也必定受尚未平衡反應(yīng)的影響，于是未平衡的反應(yīng)就會帶動“已達(dá)平衡”的反應(yīng)繼續(xù)進(jìn)行，使其反應(yīng)更加完全，甚至使本來不能自發(fā)進(jìn)行的反應(yīng)變得可以自發(fā)進(jìn)行。 通過一個反應(yīng)帶動另一個反應(yīng)，稱為反應(yīng)的偶

10、合，此類反應(yīng)稱為偶合反應(yīng)(coupling reaction)。5.2 標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)的應(yīng)用5.2.1 判斷反應(yīng)程度 5.2.2 預(yù)測反應(yīng)方向5.2.3 計算平衡組成5.2.1 判斷反應(yīng)程度 在一定條件下達(dá)到化學(xué)平衡時，平衡組成不再隨時間而變。這表明反應(yīng)物向產(chǎn)物轉(zhuǎn)變達(dá)到了最大限度。 K 值越大，正向反應(yīng)可能進(jìn)行的程度越大； K 值越小，正向反應(yīng)進(jìn)行得越不完全。K 的數(shù)值反映了化學(xué)反應(yīng)的本性： 因此，標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù) K 是一定溫度下、化學(xué)反應(yīng)可能進(jìn)行的最大限度的量度。幾個反應(yīng)實例：（1）H+ (aq) + OH- (aq) = H2O (l) K (298 K) = 1.0 1014 該反應(yīng)的平衡常

11、數(shù)很大，反應(yīng)進(jìn)行得很完全。這類反應(yīng)在宏觀上難以觀察到反應(yīng)的可逆性。（2）HgS 溶解： HgS (s) = Hg2+(aq) + S2-(aq) K (298 K) = 6.4410-53 CO 分解： CO (g) = C(s) + O2(g) K (298 K) = 6.910-25 以上反應(yīng)的平衡常數(shù)很小，反應(yīng)基本不能發(fā)生。反應(yīng)進(jìn)行的程度也常用平衡轉(zhuǎn)化率來表示。B 物質(zhì)的平衡轉(zhuǎn)化率 (B) 被定義為：式中： n0(B) 反應(yīng)開始時 B 的物質(zhì)的量； neq(B) 為平衡時 B 的物質(zhì)的量。 (B) =n0(B) neq(B)n0(B) 平衡轉(zhuǎn)化率K 越大，往往 (B) 也越大。 若反應(yīng)開

12、始時，GeO 和 W2O6 的分壓均為 100.0kPa，平衡時 GeWO4 (g) 的分壓為98.0 kPa。求平衡時 GeO 和 W2O6 的分壓和平衡轉(zhuǎn)化率以及反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)。2GeO (g) + W2O6 (g) 2 GeWO4 (g)例1、恒溫恒容下 GeO(g) 與 W2O6 (g) 反應(yīng)生成GeWO4(g)：解： 2GeO (g) + W2O6 (g) 2GeWO4 (g)開始時 pB/kPa 100.0 100.0 0平衡時 pB/kPa 98.0 y = 100.0 kPa 49.0 kPa = 51.0 kPax = 100.0 kPa 98.0 kPa = 2.0 k

13、Pa故平衡分壓： x y平衡轉(zhuǎn)化率：(GeO) =(100.0 2.0) kPa100.0 kPa100% = 98%(W2O6) =(100.0 51.0) kPa100.0 kPa100% = 49%標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)：K =p(GeWO4) / p 2p(GeO) / p 2p(W2O6) / p =(98.0 / 100)2(2.0 / 100)2 (51.0 / 100)= 4.7 1035.2.2 預(yù)測反應(yīng)方向 將 rGT = RT lnK 代入 rGT,P = rGT + RT lnJ 中，可得： rGT,P = RT lnK + RT ln J 此式是化學(xué)反應(yīng)等溫方程式的另一表達(dá)形式

14、。 從上式可知，比較標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù) K 與反應(yīng)商 J 的相對大小，可以判斷恒壓等溫、不做非體積功時，化學(xué)反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行的方向。 預(yù)測反應(yīng)方向的判據(jù) 當(dāng) J K 時，則rGT,P0，正向反應(yīng)自發(fā) 當(dāng) J = K 時，則rGT,P = 0，化學(xué)反應(yīng)達(dá)到平衡 當(dāng) J K 時，則rGT,P0，逆向反應(yīng)自發(fā) rGT,P = RT lnK + RT lnJ 由 可得：例2、 某反應(yīng) A(s) B(s) + C(g)，已知rGm (298K) = 40.0 kJmol-1 。試問：（1） 該反應(yīng)在 298 K 時的平衡常數(shù)；（2） 當(dāng) pC = 1.0 Pa 時，該反應(yīng)是否能正方向自發(fā)進(jìn)行？ 40.0103ln

15、K = = 16.18.314298K = 1.010-7rGT = RT lnK 解： (1) (2) 當(dāng) pC1.0 Pa 時： J = = = 1.010-5 pCp 1.010-3100則rGm(T) = rGm (T) + RT lnJ = 40 + 8.31410-3298 ln(1.010-5)= 12 KJmol-1 0故反應(yīng)不能向正方向自發(fā)進(jìn)行。lnK =rGTRT例3、已知298K和100 kPa下，水的飽和蒸氣壓為 3.12kPa，CuSO45H2O(s)、CuSO4(s)、H2O(g)的fGm (kJmol-1) 分別為：-1880.06、-661.91、-228.50

16、。試求：(1) 下述反應(yīng)的rGm 、K 各是多少？ CuSO45H2O(s) CuSO4 (s) + 5H2O (g)(2) 若空氣中水蒸氣的相對濕度為 5.0%，上述反應(yīng)的 rGm是多少？CuSO45H2O(s) 是否會風(fēng)化？CuSO4(s) 是否會潮解？解： (1) rGm = fGmB= (661.91) + 5(228.50) (1880.06)= 75.65 kJmol-1rGT = RT lnK lnK =rGTRTlnK = = 30.5375.651038.314298K = 5.2510-14(2) 相對濕度 (RH) 定義為： RH = 100該溫度下水的飽和蒸氣壓空氣中水

17、蒸氣分壓即: p(H2O) = pH2O, 飽和 RH = 3.125.0% = 0.16 kPa J = p(H2O)/ p 5 = 0.16/100 5 = 1.010-14 則rGm(T) = rGm (T) + RT lnJ = 75.65 + 8.31410-3298 ln(1.010-14)= 4.22 KJmol-1 0 故反應(yīng)正向自發(fā)進(jìn)行，CuSO45H2O(s)會風(fēng)化，CuSO4(s)不會潮解。5.2.3 計算平衡組成 若已知反應(yīng)體系的起始組成，利用 K 可計算平衡時反應(yīng)體系的組成。 例4：反應(yīng) CO(g) + Cl2(g) = COCl2(g) 在恒容等溫條件下進(jìn)行，已知

18、373 K 時 K =1.5108。反應(yīng)開始時c0(CO) = 0.0350 molL-1，c0(Cl2) = 0.0270 molL-1，c0(COCl2) = 0。計算 373 K 反應(yīng)達(dá)到平衡時各物種的分壓和 CO 的平衡轉(zhuǎn)化率。解： pV = nRT p = RT = cRTnVp0(Cl2) = 0.02708.314373 = 83.7 kPap0(CO) = 0.03508.314373 = 109 kPa故：平衡時 pB / kPa x設(shè)平衡時 Cl2 的分壓為 x ，則：CO(g) + Cl2(g) = COCl2(g)開始時 pB / kPa 109 83.7 0109 (

19、83.7 x)83.7 x=(83.7 x) / 100(25.3+x) / 100 x / 100= 1.5 108K = p(COCl2) / pp(CO) / p p(Cl2) / p故： 因為 K 很大，故而 x 很小，可近似認(rèn)為上式中：83.7 x 83.7，25.3 + x 25.3從而解得： x = 2.210-6 kPa 平衡時各物種的分壓為： p(Cl2) = x = 2.2 10-6 kPa p(CO) = 25.3 + x 25.3kPa ， p(COCl2) = 83.7 x 83.7 kPaCO 的轉(zhuǎn)化率為：(CO) =p0(CO) peq(CO)p0(CO)100%

20、= 109 25.3109100%= 77%5.3.1 濃度對化學(xué)平衡的影響 5.3.2 壓力對化學(xué)平衡的影響 5.3.3 溫度對化學(xué)平衡的影響 5.3.4 勒沙特列原理 5.3 化學(xué)平衡的移動 化學(xué)平衡都是相對的、暫時的。當(dāng)外界條件改變時，平衡就會被破壞，各種物質(zhì)的濃度（或分壓）也會改變，反應(yīng)將繼續(xù)進(jìn)行，直到在新的條件下建立新的平衡。這種由于條件變化導(dǎo)致化學(xué)平衡移動的過程，稱為化學(xué)平衡的移動（shift of chemical equilibrium）。5.3.1 濃度對化學(xué)平衡的影響 對于任一化學(xué)反應(yīng) aA + bB cC + dD，其恒壓等溫下的吉布斯自由能變?yōu)椋?（2）當(dāng)增加反應(yīng)物或減

21、少產(chǎn)物濃度時，將使 J K ，則 rGT,P K ，則 rGT,P 0，逆向反應(yīng)將自發(fā)進(jìn)行，直至新的平衡。 若反應(yīng)商（J） 與標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)（K ） 的關(guān)系為：（1）J = K ，則 rGT,P= 0，反應(yīng)達(dá)到平衡。 rGT,P = RT lnK + RT lnJ 5.3.2 壓力對化學(xué)平衡的影響 壓力對液相和固相反應(yīng)的平衡幾乎沒有影響，但對于氣體參與的任意一化學(xué)反應(yīng)： a A + d D e E + f F 增加反應(yīng)物或減少產(chǎn)物的分壓，都將使 J K ， rGT,P K ， rGT,P 0，平衡向左移動。 對于一個已達(dá)平衡的氣相反應(yīng) aA + dD eE + fF，若增加或減小體系的總壓，分兩

22、種情況對化學(xué)平衡產(chǎn)生影響：（2）如果反應(yīng)物與產(chǎn)物氣體分子總數(shù)不相等，即 a + d e + f，改變總壓將改變 J 值，使 J K ，平衡 將發(fā)生移動。增加總壓，平衡將向氣體分子總數(shù)即 體積減小的方向移動；減小總壓，平衡將向氣體分 子總數(shù)即體積增大的方向移動。 如： PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g)（1）當(dāng)a + d = e + f 時，即反應(yīng)物與產(chǎn)物氣體分子總數(shù) 相等，則增加總壓與降低總壓都將不會改變 J 值， 仍然維持 J = K ，化學(xué)平衡將不發(fā)生移動。 如： CO(g) + H2O(g) H2(g) + CO2(g)5.3.3 溫度對化學(xué)平衡的影響 濃度或壓力對化學(xué)平衡

23、的影響只改變 J 值，而不改變 K 。而溫度對化學(xué)平衡的影響卻完全不同，由rGm 與 K 關(guān)系式可知，溫度改變，K 值也將發(fā)生改變。即： rGm = RT lnK 又因為: rGm = rHm TrSm故將兩式合并，可得： lnK = +rHmRTrSmR 設(shè)在溫度為 T1 和 T2 時反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)分別為K1 和 K2 ，并假定溫度對rHm 和rSm 的影響可以忽略，則：lnK1 = +rHmRT1rSmRlnK2 = +rHmRT2rSmR（1）（2）（2）（1）得：lnK2K1=rHmR1T11T2 上式表示了標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)（K ）與溫度（T）的關(guān)系，稱為范特霍夫方程式。升溫有利于吸熱

24、反應(yīng)降溫有利于放熱反應(yīng) (2)吸熱反應(yīng)r Hm 0對于 rHm 0的吸熱反應(yīng)，隨著溫度的升高，橫坐標(biāo) ( 1/T ) 值減小，平衡常數(shù) K 增大，平衡向吸熱的正反應(yīng)方向移動。(1)放熱反應(yīng)rHm 01/Tln K 不同熱效應(yīng)時 ln K 與 1/T 關(guān)系圖 結(jié)論：對于 rHm 0 的放熱反應(yīng)，隨著溫度的升高，橫坐標(biāo) ( 1/T ) 值減小，平衡常數(shù) K 減小，則不利于反應(yīng)的正方向進(jìn)行；lnK = +rHm RrSmRT1.例5、已知反應(yīng)N2 + 3H2 = 2NH3 的 r Hm = -92.22 kJ. mol-1。若室溫 298 K 時的 K1 = 6.0105，求 700 K 時平衡常數(shù)

25、 解：根據(jù)范特霍夫等壓方程式得：平衡常數(shù)計算實例則：可見，對此放熱反應(yīng), T 從298 K升高到700 K，K 下降了20億倍。因此為了提高合成氨的產(chǎn)率，就要盡可能低的溫度。K2。4.5.4 勒沙特列原理 濃度、壓力、溫度等因素對化學(xué)平衡的影響，可以用 1884 年法國化學(xué)家勒沙特列（Le Chatelier）總結(jié)出的一條普遍規(guī)律來判斷： 平衡總是向著消除外來影響，恢復(fù)原有狀態(tài)的方向移動。 這就是著名的勒沙特列平衡移動原理。 該原理適用于任何已達(dá)成平衡的體系，物理平衡的體系亦不例外。沒有達(dá)成平衡的體系，不能應(yīng)用勒沙特列原理。 從前面討論的濃度、壓力、溫度對化學(xué)平衡的影響可知: 體系處于平衡態(tài)時

26、，若增加反應(yīng)物的濃度或分壓， 平衡向減少反應(yīng)物濃度或分壓的方向移動； 若壓縮體積增大平衡體系的總壓，平衡向氣體分 子數(shù)減小的方向移動，即向減小壓力方向移動； 若升高溫度，平衡向吸熱方向，即降溫方向移動。1）催化劑不能使化學(xué)平衡發(fā)生移動。 催化劑使正、逆反應(yīng)的活化能減小相同的量，同等倍數(shù)增大正、逆反應(yīng)速率系數(shù)，但不能改變標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)，也不改變反應(yīng)商。 催化劑只能縮短反應(yīng)達(dá)到平衡的時間，不能改變平衡組成。 兩個需要說明的問題2） 化學(xué)反應(yīng)速率與化學(xué)平衡的綜合應(yīng)用 低溫、加壓有利于平衡正向移動。但從反應(yīng)動力學(xué)來說，溫度低反應(yīng)速率小。因此為了提高反應(yīng)速度，要適當(dāng)?shù)靥岣叻磻?yīng)溫度，并加入催化劑。 在實際生

27、產(chǎn)中，T = (460 550)，P = 32 MPa，使用鐵系催化劑。N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g); 以合成氨為例：rHm = 92.22 kJmol-1本章總結(jié) 化學(xué)平衡及其基本特征（1）化學(xué)平衡：在一定條件 (T、p、c) 下，當(dāng)正反兩個方向 的反應(yīng)速率相等時，反應(yīng)物和產(chǎn)物的濃度不再隨時間而 變的狀態(tài)，被稱為化學(xué)平衡。 - 體系的組成不再隨時間而變。 - 化學(xué)平衡是動態(tài)平衡。 - 平衡組成與達(dá)到平衡的途徑無關(guān)。（2）基本特征： 范特霍夫等溫式mA(g) + nB(g) = pC(g) + qD(g) 以理想氣體的反應(yīng)為例，對于反應(yīng)：范特霍夫等溫式為： 定義反應(yīng)商J 為：

28、J = =pCp pDqpAm pBnBpBB 其中分壓項 p 已是隱含著除以 p 的相對壓力了，今后如不特別說明，均寫作相對壓力，在計算時需注意。 標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù) 若體系處于平衡狀態(tài)，則rGm(T)0，此時反應(yīng)達(dá)到平衡時的反應(yīng)商 J 即為該反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù) K ，代入范特霍夫等溫式，得： 0 =rGT + RT lnK rGT = RT lnK 標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù) K 與溫度有關(guān)，與濃度或分壓無關(guān)。標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)的數(shù)值和標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)的表達(dá)式與化學(xué)反應(yīng)方程式的寫法有關(guān)。注：1）2）rGm = RT lnK rGm = rHm TrSm兩個計算rGm 的公式 標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)的應(yīng)用 K 值越大，正向反應(yīng)可能進(jìn)行的程度越大； K 值越小，正向反應(yīng)進(jìn)行得越不完全。（1）判斷反應(yīng)進(jìn)行的程度：標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù) K 是一定溫度下、 化學(xué)反應(yīng)可能進(jìn)行的最大限度的量度。（2）預(yù)測反應(yīng)方向的判據(jù) 當(dāng) J K 時，則rGT,P0，正向反應(yīng)自發(fā) 當(dāng) J = K 時，則rGT,P = 0，化學(xué)反應(yīng)達(dá)到平衡 當(dāng) J K 時，則rGT,P0，逆向反應(yīng)自發(fā) rGT,P = RT lnK + RT lnJ 由 可得：（