各位同學(xué)，上午好！1875年，美國化學(xué)家吉布斯(Gibbs)首先提出一個(gè)把焓和熵歸并在一起的熱力學(xué)函數(shù)—G(現(xiàn)稱吉布斯自由能或吉布斯函數(shù)，是狀態(tài)函數(shù))，并定義：G=H–TS對于等溫過程:回顧ΔG=ΔH–TΔS上式稱為吉布斯等溫方程或?qū)懗桑害Gm

=ΔrHm–TΔrSm以?G為判斷標(biāo)準(zhǔn)

最小自由能原理：對于恒溫、恒壓、不做非體積功的一般反應(yīng)，其自發(fā)性的判斷標(biāo)準(zhǔn):?

G<0自發(fā)過程，反應(yīng)能向正方向進(jìn)行?

G=0平衡狀態(tài) ?

G>0非自發(fā)過程，反應(yīng)能向逆方向進(jìn)行式中,r指反應(yīng),m意為摩爾,T指任意溫度,R為摩爾氣體常數(shù),pB為參與反應(yīng)的物質(zhì)B的分壓力,ln為以e為底的對數(shù),p為標(biāo)準(zhǔn)壓力(p=100kPa),為連乘算符.習(xí)慣上將(pB/p

)vB稱為反應(yīng)熵Q,pB/p稱為相對分壓,上式也可寫成:ΔG與G的關(guān)系如,對于氣體反應(yīng)：aA(g)+bB(g)=gG(g)+dD(g)

G與G的關(guān)系:(1)反應(yīng)物與產(chǎn)物均為氣體若所有的氣體分壓均處于標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài),即所有分壓pB=p,即Q=(pB/p

)vB=1,lnQ=0,此時(shí),任意態(tài)變成了標(biāo)準(zhǔn)態(tài).就可以用反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾吉布斯函數(shù)變r(jià)Gm(T){或簡寫為G}判斷反應(yīng)的自發(fā)性.一般情況,只有根據(jù)熱力學(xué)等溫方程求出指定態(tài)之rGm(T){或簡寫為G(T)

}是否小于零,方可判斷該條件下反應(yīng)的自發(fā)性.如,對于氣體反應(yīng)：aA(g)+bB(g)=gG(g)+dD(g)道爾頓分壓定律混合氣體的總壓力p等于各組分氣體分壓力之和。p=pi

混合氣體中某組分氣體i的分壓力等于混合氣體的總壓力p與該組分氣體的摩爾分?jǐn)?shù)xi之乘積。 pi=pxi

式中,xi=ni/n,即某組分氣體i的摩爾分?jǐn)?shù)等于該氣體的物質(zhì)的量ni與混合氣體總的物質(zhì)的量n之比.確定混合氣體中某組分i的分壓力,可用道爾頓(J·Dalton)分壓定律.道爾頓分壓定律工業(yè)和分析化學(xué)中常用各組分氣體的體積分?jǐn)?shù)來表示混合氣體的組成。某組分氣體的體積分?jǐn)?shù)等于其分體積與總體積之比即某組分氣體的分體積Vi

是在恒溫下將其壓縮到具有混合氣體總壓力時(shí)所占有的體積。利用理想氣體狀態(tài)方程和兩式相除即可得注意：=ni/n=xi

G與G的關(guān)系:(2)反應(yīng)物與產(chǎn)物均為溶液對于水溶液中的離子反應(yīng),或有水合離子(或分子)參與的多相反應(yīng),變化的不是分壓p,而是相應(yīng)的水合離子(或分子)的濃度c,此時(shí),以相對濃度c/c來表達(dá),標(biāo)準(zhǔn)濃度c=1mol·dm-3如溶液反應(yīng):aA(aq)+bB(aq)=gG(aq)+dD(aq)(濃度商)如反應(yīng):aA(l)+bB(aq)=gG(s)+dD(g)

G與G的關(guān)系:(3)一般反應(yīng)若參與反應(yīng)的物質(zhì)為固態(tài)或液態(tài)的純物質(zhì),不必列入反應(yīng)的商式中,對于一般的化學(xué)反應(yīng)式純態(tài)物一般指固態(tài)和純的液態(tài)物質(zhì)(即非溶液)。

因?yàn)樗鼈儏⒓臃磻?yīng)時(shí)不像氣體和溶液那樣有濃度的概念,所以可以視為濃度為1，即可以不寫。(1)298.15K時(shí)反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾吉布斯函數(shù)變G的計(jì)算①利用物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成吉布斯函數(shù)fGm(298.15K)的數(shù)據(jù)求算對任一化學(xué)反應(yīng)反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾吉布斯函數(shù)變的計(jì)算式②利用物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓fHm(298.15K)和標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵Sm(298.15K)的數(shù)據(jù)求算(1)298.15K時(shí)反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾吉布斯函數(shù)變G的計(jì)算(2)其他溫度時(shí)反應(yīng)標(biāo)準(zhǔn)摩爾吉布斯函數(shù)變r(jià)Gm(T)計(jì)算因反應(yīng)的rG(T)隨溫度而改變,有時(shí)受溫度的影響很大,可利用吉布斯等溫方程來計(jì)算∵(3)任意態(tài)時(shí)反應(yīng)的吉布斯函數(shù)變r(jià)Gm(T)的計(jì)算前面幾個(gè)計(jì)算公式適用于標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài),而實(shí)際上不一定是標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài),反應(yīng)的rG可根據(jù)實(shí)際條件用熱力學(xué)等溫方程進(jìn)行計(jì)算,即(4)反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾吉布斯函數(shù)變r(jià)Gm(T)和摩爾吉布斯函數(shù)變r(jià)Gm(T)的應(yīng)用G和G的應(yīng)用很廣，除用于估計(jì)判斷任一反應(yīng)的自發(fā)性,估算反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行的溫度外，還可計(jì)算標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)K,原電池的最大電功和電動勢，判斷高溫時(shí)單質(zhì)與氧氣結(jié)合的能力等。例2.3

試計(jì)算石灰石(CaCO3)熱分解反應(yīng)的rGmq(298.15K)和rGmq(1273K)及轉(zhuǎn)變溫度Tc，并分析該反應(yīng)在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)時(shí)的自發(fā)性。解：

CaCO3(s)=CaO(s)＋CO2(g)fGmq(298.15K)

-1128.79 -604.03 -394.359(1)rGmq(298.15K)的計(jì)算方法(I)：利用fGmq(298.15K)的數(shù)據(jù): ={(-604.03)+(-394.359)-(-1128.79)} =130.17kJmol-1方法(II)：利用DfHmq(298.15K)和Smq(298.15K)的數(shù)據(jù)，先求得反應(yīng)的DrHmq(298.15K)和DrSmq(298.15K)： =(178.32－298.15160.5910-3) =130.44kJmol-1(2)DrGmq(1273K)的計(jì)算可利用DrHmq(298.15K)和DrSmq(298.15K)的數(shù)值： ≈(178.32-1273160.5910-3)) =-26.11kJmol-1(3)反應(yīng)自發(fā)性的分析和Tc的估算 在298.15K時(shí)，由于DrGmq(298.15K)>0，所以石灰石熱分解反應(yīng)非自發(fā)。 在1273K時(shí)，DrGmq(1273K)<0，故此熱分解反應(yīng)能自發(fā)進(jìn)行。 在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)時(shí)自發(fā)分解的最低溫度即轉(zhuǎn)變溫度可按式(2.10b)求得：

Tc≈DrHmq(298.15K)/DrSmq(298.15K) =178.32103/160.59=1110.4K例2.4

已知空氣壓力p=101.325kPa，其中所含CO2的體積分?jǐn)?shù)j(CO2)=0.030%。試計(jì)算此條件下將潮濕Ag2CO3固體在110℃的烘箱中烘干時(shí)熱分解反應(yīng)的摩爾吉布斯函數(shù)變。問此條件下

Ag2CO3(s)=Ag2O(s)+CO2(g)

的熱分解反應(yīng)能否自發(fā)進(jìn)行？有何辦法阻止Ag2CO3的熱分解？解：

Ag2CO3(s)=Ag2O(s)+CO2(g)DfHmq(298.15K)-505.8 -30.05-393.509Smq

(298.15K) 167.4 121.3213.74可求得：

DrHmq

(298.15K)=84.24kJmol-1

DrSmq

(298.15K)=167.6Jmol-1K-1

根據(jù)pi=pxi

可求空氣中CO2的分壓：

p(CO2)=p(CO2)=101.3250.030%30Pa根據(jù)式(2.11)，在110℃即383K時(shí)，DrGm(383K)=DrGm(383K)+RTln{p(CO2)/p} [88.24-383167.610-3]+8.31410-3383ln{30/105}=24.05–25.83=-1.8kJmol-1

由于DrGm(383K)<0，所以在110℃烘箱中烘干潮濕的Ag2CO3固體時(shí)會自發(fā)產(chǎn)生分解反應(yīng)。為了避免Ag2CO3的熱分解，應(yīng)通入分壓較大的CO2氣流進(jìn)行干燥，使此時(shí)的DrGm(383K)>0。=ni/n=xi今天的學(xué)習(xí)內(nèi)容2.2化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的程度和化學(xué)平衡2.2.1反應(yīng)限度的判據(jù)與化學(xué)平衡2.2.2平衡常數(shù)和多重平衡規(guī)則2.2.3化學(xué)平衡的有關(guān)計(jì)算2.2.1反應(yīng)限度的判據(jù)與化學(xué)平衡自發(fā)反應(yīng)具有明顯的方向性,總是單向地趨向平衡狀態(tài).大多數(shù)的化學(xué)反應(yīng)都具有可逆性,即可逆反應(yīng)在密閉容器內(nèi)不能進(jìn)行到底,反應(yīng)進(jìn)行一定限度,表觀上好像停頓了,實(shí)際上達(dá)到了一種動態(tài)平衡狀態(tài).宏觀上的平衡是由于微觀上仍持續(xù)進(jìn)行著的正逆反應(yīng)相互抵消的效果所致.化學(xué)平衡是一種動態(tài)平衡.對于恒溫恒壓下不做非體積功的化學(xué)反應(yīng)，當(dāng)ΔrG<0時(shí)，系統(tǒng)在ΔrG的推動下，使反應(yīng)沿著確定的方向自發(fā)進(jìn)行。隨著反應(yīng)的不斷進(jìn)行，ΔrG

值越來越大，當(dāng)ΔrG

=0時(shí)，反應(yīng)因失去推動力而在宏觀上不再進(jìn)行了，即反應(yīng)達(dá)到了平衡狀態(tài)。ΔrG=0就是化學(xué)平衡的熱力學(xué)標(biāo)志或稱反應(yīng)限度的判據(jù)。平衡系統(tǒng)的性質(zhì)不隨時(shí)間而變化。例如，達(dá)到化學(xué)平衡時(shí)，系統(tǒng)中每種物質(zhì)的分壓力或濃度均保持不變。2.2.2平衡常數(shù)和多重平衡規(guī)則1.標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)K與標(biāo)準(zhǔn)吉布斯函數(shù)變r(jià)Gm的關(guān)系實(shí)驗(yàn)表明,在一定溫度下,當(dāng)化學(xué)反應(yīng)處于平衡狀態(tài)時(shí),以其化學(xué)反應(yīng)的計(jì)量數(shù)(絕對值)為指數(shù)的各產(chǎn)物與各反應(yīng)物分壓或濃度的乘積之比為一個(gè)常數(shù).Kp與Kc分別稱為壓力平衡常數(shù)與濃度平衡常數(shù),是從實(shí)驗(yàn)中得來,所以稱為實(shí)驗(yàn)平衡常數(shù).“eq”表示“平衡”.例如，對于合成氨反應(yīng)對于(石墨)Kp與Kc都是有量綱的量，且隨反應(yīng)的不同，量綱也不同，給平衡計(jì)算帶來很多麻煩，也不便于研究與平衡有重要價(jià)值的熱力學(xué)函數(shù)相聯(lián)系，為此本書一律使用標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)K

(簡稱平衡常數(shù))。對于理想氣體反應(yīng)系統(tǒng)。(2.21)標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)K與標(biāo)準(zhǔn)吉布斯函數(shù)變r(jià)Gm的關(guān)系依K與rGm的重要關(guān)系,不必實(shí)驗(yàn),理論計(jì)算可得標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù).由前可知:ΔrGm(T)=0時(shí),反應(yīng)處于平衡態(tài),即(僅是T的函數(shù))(也僅是T的函數(shù))利用平衡常數(shù)可計(jì)算反應(yīng)的平衡轉(zhuǎn)化率.3.平衡轉(zhuǎn)化率:2.多重平衡:反應(yīng)(3)=(1)+(2)K

3=K

1·K

2ΔrG

m,3=ΔrG

m,1+ΔrG

m,24.標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)K可依化學(xué)方程式寫出,與方程式的寫法有關(guān).對標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)K的說明:標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)K,

又稱熱力學(xué)平衡常數(shù),或平衡常數(shù).K的數(shù)值決定反應(yīng)的本性,溫度以及標(biāo)準(zhǔn)態(tài)的選擇,而與壓力和組分無關(guān).K反映了變化的程度,K值越大,反應(yīng)進(jìn)行得越徹底,反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率越高.與ΔrG

m不同.K也僅是溫度的函數(shù).即定溫下,對于確定的反應(yīng)K為常數(shù),與反應(yīng)的起始狀態(tài)無關(guān).ΔrG

m也僅是溫度的函數(shù).K為量綱為1的量.K與反應(yīng)方程的化學(xué)計(jì)量數(shù)有關(guān),即與化學(xué)方程式的寫法有關(guān).(1)K

表達(dá)式可直接根據(jù)化學(xué)計(jì)量方程式寫出(2)K

的數(shù)值與化學(xué)計(jì)量方程式的寫法有關(guān)顯然，若已知500℃，則(3)K

不隨壓力和組成而變，但K

與rGm

一樣都是溫度T的函數(shù)，所以應(yīng)用式(2.24)時(shí)rGm

必須與K

的溫度一致，且應(yīng)注明溫度。若未注明，一般是指T=298.15K。多重平衡2.2.3化學(xué)平衡的有關(guān)計(jì)算重點(diǎn)：從標(biāo)準(zhǔn)熱力學(xué)函數(shù)或?qū)嶒?yàn)數(shù)據(jù)求平衡常數(shù)；利用平衡常數(shù)求各物質(zhì)的平衡組分（分壓、濃度、最大產(chǎn)率）；條件變化如何影響反應(yīng)的方向和限度。(2)當(dāng)涉及各物質(zhì)的初始量、變化量、平衡量時(shí)，關(guān)鍵是搞清楚各物質(zhì)的變化量之比即為反應(yīng)式中各物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)之比。有關(guān)平衡計(jì)算中，應(yīng)特別注意：(1)寫出配平的化學(xué)反應(yīng)方程式，并注明物質(zhì)的聚集狀態(tài)(如果物質(zhì)有多種晶型，還應(yīng)注明是哪一種)。例2.5C(s)+CO2(s)=2CO(g)是高溫加工處理鋼鐵零件時(shí)涉及脫碳氧化或滲碳的一個(gè)重要化學(xué)平衡式。試分別計(jì)算或估算該反應(yīng)在298.15K和1173K時(shí)的標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)K值，并簡單說明其意義。解：

C(s)+CO2(g)=2CO(g)DfHmq 0 -393.509-110.525Smq 5.740 213.74 197.674(1)298.15K時(shí)=2(-110.525)-0-(-393.509)=172.459kJmol-1=2197.674-5.740-213.74=175.87Jmol-1K-1=172.5-298.15175.8710-3=120.1kJmol-1 =-(120.1103)/(8.314298.15) =-48.45

K=9.110-22(2)1173K時(shí) =172.5-1173175.8710-3 =-33.83kJmol-1 =-(-33.83103)/(8.3141173) =3.469 K

32結(jié)果討論T(K)

rGm/

kJ.mol-1KC+CO2=2CO298.15120.19.1×10-22逆向自發(fā)鋼鐵滲碳1173-33.8332正向自發(fā)鋼鐵脫碳計(jì)算結(jié)果分析：溫度從室溫(25℃)增至高溫(900℃)時(shí)，反應(yīng)從非自發(fā)轉(zhuǎn)變?yōu)樽园l(fā)進(jìn)行，即在25℃時(shí)脫碳反應(yīng)實(shí)際上沒有進(jìn)行，但在900℃時(shí)，鋼鐵中的碳被氧化脫碳，但仍具有可逆性。例2.6

將1.20molSO2和2.00molO2的混合氣體，在800K和101.325kPa的總壓力下，緩慢通過V2O5催化劑使生成SO3，在恒溫恒壓下達(dá)到平衡后，測得混合物中生成的SO3為1.10mol。試?yán)蒙鲜鰧?shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)求該溫度下反應(yīng)2SO2(g)+O2(g)=2SO3(g)的Kq，DrGmq及SO2的轉(zhuǎn)化率，并討論溫度、總壓力的高低對SO2轉(zhuǎn)化率的影響。解：

2SO2(g)+O2(g)=2SO3(g)起始時(shí)物質(zhì)的量/mol 1.20 2.00 0物質(zhì)的量的變化/mol -1.10 -1.10/2+1.10平衡時(shí)物質(zhì)的量/mol 0.10 1.45 1.10平衡時(shí)的摩爾分?jǐn)?shù)x0.10/2.651.45/2.651.10/2.65根據(jù)式(2.13)求得各物質(zhì)的平衡分壓：

peq(SO2) =px(SO2)=101.325(0.10/2.65)=3.82kPapeq(O2) =px(O2)=101.325(1.45/2.65)=55.4kPapeq(SO3) =px(SO3)=101.325(1.10/2.65)=42.1kPa根據(jù)式(2.24)得：

DrGmq(800K) =-RTlnK =-8.314800ln222 =-3.59104Jmol-1計(jì)算結(jié)果討論：此反應(yīng)為氣體分子數(shù)減小的反應(yīng)，可判斷，rS<0，從上面計(jì)算已得rGmq<0，則根據(jù)吉布斯等溫方程式G=H-TS可判斷必為rHm<0的放熱反應(yīng)，根據(jù)平衡移動原理，高壓低溫有利于提高SO2的轉(zhuǎn)化率。（在接觸法制硫酸的生產(chǎn)實(shí)踐中，為了充分利用SO2

，采用比本題更為過量的氧氣，在常壓下SO2

的轉(zhuǎn)化率可高達(dá)96%~98%，所以實(shí)際上無需采取高壓；對于溫度，重要的是兼顧反應(yīng)速率，采用能使V2O5催化劑具有高活性的適當(dāng)溫度，如475oC）2.2.4化學(xué)平衡的移動及溫度對平衡常數(shù)的影響1.因條件的改變使化學(xué)反應(yīng)從原來的平衡狀態(tài)轉(zhuǎn)變到新的平衡狀態(tài)的過程.2.呂·查德里(A.L.LeChatelier)原理:假如改變平衡體系的條件之一,如濃度,壓力或溫度,平衡就向能減弱這一改變的方向移動.應(yīng)用這一規(guī)律,可以通過改變反應(yīng)條件,使需要的反應(yīng)進(jìn)行得更完全.化學(xué)平衡的移動:3.化學(xué)熱力學(xué)分析自發(fā)平衡由熱力學(xué)等溫方程式又有可得Q<K時(shí)，ΔrGm(T)<0正向反應(yīng)自發(fā)；

Q>K

時(shí)，ΔrGm(T)>0逆向反應(yīng)自發(fā)；

Q=K

時(shí)，ΔrGm(T)=0反應(yīng)處于平衡態(tài)；定溫下,K為常數(shù),而Q則可通過調(diào)節(jié)反應(yīng)物或產(chǎn)物的量(濃度或分壓)加以改變.若希望反應(yīng)正向進(jìn)行,可通過移去產(chǎn)物或增加反應(yīng)物使Q<K,ΔrG<0,從而達(dá)到預(yù)期的目的.如,合成氨的生產(chǎn)中,將生成的NH3用冷凍方法從系統(tǒng)中分離出去,降低Q值,使正向反應(yīng)能持續(xù)進(jìn)行.而原料氣N2和H2能循環(huán)使用.N2(g)+3H2(g)=2NH3(g)4.化學(xué)平衡的移動當(dāng)T定,Q=Kθ(T)時(shí),反應(yīng)達(dá)平衡,若希望平衡向正反應(yīng)的方向移動,只要改變條件使Q<Kθ(T)即可.因Kθ(T)是溫度的函數(shù),可通過改變溫度增大Kθ(T),亦可通過改變反應(yīng)物或生成物的濃度(分壓)減小Q達(dá)到Q<Kθ(T)目的.(1)溫度對平衡移動的影響范特霍夫(J.H.van’tHoff)等壓方程式由吉布斯等溫方程:可得ΔrH

m

>0(定壓吸熱),若T↗則K

↗,正向(右移);ΔrH

m

<0(定壓放熱),若T↗

則K

↘,反向(左移).

顯然,溫度的改變使平衡位置發(fā)生了變化,導(dǎo)致平衡的移動.(見教材圖2.2不同熱效應(yīng)時(shí)lnK與1/T關(guān)系)結(jié)論:在恒壓下,溫度升高使化學(xué)平衡總是向吸熱反應(yīng)方向移動.不同熱效應(yīng)時(shí)lnK

與1/T關(guān)系圖范特霍夫(J.H.van’tHoff)等壓方程式表明了ΔrHm,T與K之間的相互關(guān)系,溝通了量熱數(shù)據(jù)與平衡數(shù)據(jù),是說明溫度T對平衡常數(shù)K影響的十分有用的公式.反應(yīng)在溫度T1與T2時(shí)的平衡常數(shù)分別為K1和K2,則若已知量熱數(shù)據(jù)(ΔrHm),溫度T1時(shí)的K1,就可以推算出任何溫度T2時(shí)的K2;若已知兩個(gè)溫度下的K,則不但可以判斷反應(yīng)是吸熱還是放熱,還可以求出ΔrHm的數(shù)值.綜上所述,可以看出,化學(xué)平衡的移動或化學(xué)反應(yīng)的方向是考慮反應(yīng)的自發(fā)性,決定于ΔrGm是否小于零;而化學(xué)平衡則是考慮反應(yīng)的限度,即平衡常數(shù),它取決于ΔrGm(不是ΔrGm!)數(shù)值的大小.例.已知合成氨反應(yīng)N2(g)+3H2(g)=2NH3(g),ΔrHm,298K＝－92.22kJ·mol-1；若室溫T1=298k時(shí)的K1=6.0×105,試計(jì)算溫度T2=700k時(shí)的平衡常數(shù)K2.解:根據(jù)范特霍夫等壓方程計(jì)算得:系統(tǒng)從室溫25℃升高到427℃,它的平衡常數(shù)下降了K1/K2=2×109倍,由此可以推斷,為了獲得合成氨的高產(chǎn)率,從化學(xué)熱力學(xué)的角度,就需要盡可能低的溫度.例.已知下列反應(yīng)⑴2SO2(g)+O2(g)=2SO3(g),ΔrHθm,298K

＝－197.36kJ·mol-1；⑵2H2(g)+O2(g)=2H2O(g),ΔrHθm,298K

＝－483.64kJ·mol-1；反應(yīng)為放熱熵減反應(yīng),降溫應(yīng)有利于提高正反應(yīng)程度.如⑴645℃時(shí)SO3含量為60％,而434℃時(shí)可達(dá)90％.而⑵,根據(jù)常識知道,常溫時(shí)反應(yīng)幾乎不能覺察,高于600℃時(shí)卻可能產(chǎn)生爆炸.

高溫時(shí)反應(yīng)劇烈是由于反應(yīng)速率增大,而不是平衡移動的結(jié)果.

熱力學(xué)研究的反應(yīng)方向及限度,與反應(yīng)速率無必然聯(lián)系.即可能性大,自發(fā)趨勢大的反應(yīng)不等于速率也快.反應(yīng)速率大小的規(guī)律是由化學(xué)動力學(xué)解決的.課后要求復(fù)習(xí)今天所學(xué)內(nèi)容

預(yù)習(xí)p67-p82內(nèi)容熱力學(xué)是研究熱、和其它形式能量之間的轉(zhuǎn)換關(guān)系，它包含當(dāng)體系變化時(shí)所引起的這些物理量的變化。廣義地說，熱力學(xué)是研究體系宏觀性質(zhì)變化之間的關(guān)系。