第三章化學(xué)熱力學(xué)初步 第一節(jié)熱力學(xué)第一定律 第二節(jié)化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng) 第三節(jié)吉布斯能和化學(xué)反應(yīng)的方向 第四節(jié)化學(xué)平衡

熱力學(xué)是研究熱與其他形式的能量之間轉(zhuǎn)化規(guī)律的一門(mén)科學(xué)。熱力學(xué)的基礎(chǔ)是熱力學(xué)第一定律和熱力學(xué)第二定律。這兩個(gè)定律都是人類(lèi)的大量經(jīng)驗(yàn)的總結(jié)，有著廣泛的、牢固的實(shí)驗(yàn)基礎(chǔ)。利用熱力學(xué)定律、原理和方法研究化學(xué)反應(yīng)以及伴隨這些化學(xué)反應(yīng)而發(fā)生的物理變化過(guò)程就形成了化學(xué)熱力學(xué)?；瘜W(xué)熱力學(xué)主要研究和解決的問(wèn)題有：（1）化學(xué)反應(yīng)及與化學(xué)反應(yīng)密切相關(guān)的物理過(guò)程中的能量變化；（2）判斷化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的方向和限度。第一節(jié)熱力學(xué)第一定律

一、熱力學(xué)的一些基本概念二、熱力學(xué)第一定律

一、熱力學(xué)的一些基本概念

（一）體系(system)和環(huán)境(surrounding)

當(dāng)人們以觀察、實(shí)驗(yàn)等方法進(jìn)行科學(xué)研究時(shí)，往往將某一部分的物質(zhì)或空間與其余部分分開(kāi)，作為研究的對(duì)象，這部分作為研究對(duì)象的物質(zhì)或空間稱(chēng)為體系。

在體系以外，與體系有互相影響的其他部分稱(chēng)為環(huán)境。

根據(jù)體系與環(huán)境之間的關(guān)系，把體系分為三類(lèi)：

（1）敞開(kāi)體系：體系與環(huán)境之間既有能量交換，又有物質(zhì)交換。

（2）封閉體系：體系與環(huán)境之間只有能量交換，沒(méi)有物質(zhì)交換。

（3）孤立體系：體系與環(huán)境之間既沒(méi)有能量交換，也沒(méi)有物質(zhì)交換。

通常把只含有一個(gè)相的體系稱(chēng)為均相體系；含兩個(gè)或兩個(gè)以上相的體系稱(chēng)為多相體系。

體系中物理性質(zhì)和化學(xué)性質(zhì)完全相同的均勻部分稱(chēng)為相，相與相之間存在明顯的界面。（二）狀態(tài)和狀態(tài)函數(shù)

綜合表現(xiàn)。在熱力學(xué)中，把用于確定體系狀態(tài)的物理量（性質(zhì)）稱(chēng)為狀態(tài)函數(shù)(statefunction)。

狀態(tài)函數(shù)的特點(diǎn)是：其量值只取決體系所處的狀態(tài)；其變化值僅取決于體系的始態(tài)和終態(tài)，而與變化的途徑無(wú)關(guān)。體系的狀態(tài)函數(shù)分為廣度性質(zhì)和強(qiáng)度性質(zhì)兩類(lèi)：（1）廣度性質(zhì)：廣度性質(zhì)的量值與體系中物質(zhì)的量成正比，在體系內(nèi)具有加和性。v,m,n

（2）強(qiáng)度性質(zhì)：強(qiáng)度性質(zhì)的量值與體系中物質(zhì)的量無(wú)關(guān)，不具有加和性。

T,p,ρ體系狀態(tài)是體系的各種物理性質(zhì)和化學(xué)性質(zhì)的（三）過(guò)程和途徑

體系狀態(tài)所發(fā)生的任何變化稱(chēng)為過(guò)程(process)。

體系經(jīng)歷一個(gè)過(guò)程，由始態(tài)變化到終態(tài)，可以采用多種不同的方式，通常把完成某一過(guò)程的具體方式稱(chēng)為途徑(path)。根據(jù)過(guò)程發(fā)生時(shí)的條件不同，可分為以下幾類(lèi)：

（1）等溫過(guò)程：體系的始態(tài)溫度與終態(tài)溫度相同，并等于環(huán)境溫度的過(guò)程稱(chēng)為等溫過(guò)程。

（2）等壓過(guò)程：體系始態(tài)的壓力與終態(tài)的壓力相同，并等于環(huán)境壓力的過(guò)程稱(chēng)為等壓過(guò)程。

（3）等容過(guò)程：體系的體積不發(fā)生變化的過(guò)程稱(chēng)為等容過(guò)程。（4）絕熱過(guò)程：體系和環(huán)境間沒(méi)有熱量交換的過(guò)程稱(chēng)為絕熱過(guò)程。（5）循環(huán)過(guò)程：如果體系由某一狀態(tài)出發(fā)，經(jīng)過(guò)一系列變化又回到原來(lái)的狀態(tài)，這種過(guò)程就稱(chēng)為循環(huán)過(guò)程。（四）熱和功

1．熱由于體系與環(huán)境的溫度不同，而在體系與環(huán)境間所傳遞的能量稱(chēng)為熱(heat)；用符號(hào)Q表示。體系吸熱，Q＞0；體系向環(huán)境放熱，Q＜0。

2．功除熱以外，在體系與環(huán)境之間傳遞的其他能量都稱(chēng)為功(work)，用符號(hào)W表示。環(huán)境對(duì)體系做功，W＞0；體系對(duì)環(huán)境做功，W＜0。功可以分為體積功和非體積功。體積功是體系發(fā)生體積變化時(shí)與環(huán)境傳遞的功；非體積功是除體積功以外的所有其他功，用符號(hào)W'表示。功也與實(shí)現(xiàn)過(guò)程的途徑有關(guān)，它也不是狀態(tài)函數(shù)。

體積功的計(jì)算：W＝－F??L＝－P?A??L＝－P??V例如：某溫度下，一定量的理想氣體，從壓力P1＝16×105Pa，體積V1＝1.0L，在恒外壓P外＝1.0×105Pa下，一次等溫膨脹至壓強(qiáng)P2＝1.0×105Pa，體積V2＝16.0L，體系對(duì)環(huán)境所作的功為（kPaL=J）

W＝－1.0×105×（16.0－1.0）＝－15×102（J）如果膨脹是分兩步進(jìn)行，第一步P外＝2.0×105Pa，氣體的體積膨脹到8.0L，第二步P外＝1.0×105Pa，氣體的體積膨脹到16.0L，兩步膨脹所作的功為：W＝－2.0×105×（8.0－1.0）－1.0×105×（16.0－8.0）＝－22×102J分兩次膨脹比一次膨脹作的功多，可以計(jì)算膨脹的次數(shù)越多，作的功越多。如果采取無(wú)限多次膨脹，體系將作最大功，P＝nRT/V,代入上式，得，W＝－44.36×102J體系采取無(wú)限多次膨脹所作的功為最大功，但是，完成它所需要的時(shí)間是無(wú)限長(zhǎng)，因此，它是據(jù)有理論意義的，可以據(jù)此知道效率的高低。由以上計(jì)算可以知道功是與具體途徑有關(guān)的，不是狀態(tài)函數(shù)。熱也不是狀態(tài)函數(shù)。

二、熱力學(xué)第一定律

（firstlawofthermodynamics）

人類(lèi)經(jīng)驗(yàn)的總結(jié)，已為大量的實(shí)驗(yàn)所證實(shí)。

熱力學(xué)第一定律可表述為：能量具有各種不同的形式，它能從一種形式轉(zhuǎn)化為另一種形式，從一個(gè)物體傳遞給另一個(gè)物體，但在轉(zhuǎn)化和傳遞的過(guò)程中能量的總值不變。

熱力學(xué)第一定律就是能量守恒定律，它是（一）內(nèi)能

內(nèi)能(internalenergy)，用符號(hào)U表示，它是體系內(nèi)部能量的總和，包括體系內(nèi)分子運(yùn)動(dòng)的動(dòng)能、分子間相互作用的勢(shì)能和分子內(nèi)各種粒子（原子、原子核、電子等）及其相互作用的能量等。熱力學(xué)能是狀態(tài)函數(shù)，其量值取決于體系的狀態(tài)。在確定狀態(tài)下，熱力學(xué)能的量值一定，它的改變量由體系的始態(tài)和終態(tài)決定，與變化所經(jīng)歷的途徑無(wú)關(guān)。由于體系內(nèi)部粒子的運(yùn)動(dòng)方式及其相互作用非常復(fù)雜，熱力學(xué)能的絕對(duì)值無(wú)法測(cè)量，但能測(cè)量出其變化值。

當(dāng)體系由狀態(tài)A變化到狀態(tài)B時(shí)：（二）熱力學(xué)第一定律的數(shù)學(xué)表達(dá)式

體系的熱力學(xué)能改變是由于體系與環(huán)境之間進(jìn)行熱和功傳遞的結(jié)果。由于能量既不能憑空產(chǎn)生，也不能自行消失，體系所增加的能量一定等于環(huán)境所失去的能量。在任何過(guò)程中，體系熱力學(xué)能的增加等于體系從環(huán)境吸收的熱與環(huán)境對(duì)體系所做的功之和?！鱑＝Q＋W

第二節(jié)化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)一、等容反應(yīng)熱和等壓反應(yīng)熱二、反應(yīng)進(jìn)度概念三、熱化學(xué)方程式反應(yīng)熱的計(jì)算一、等容反應(yīng)熱和等壓反應(yīng)熱化學(xué)反應(yīng)總是伴隨著能量的變化，而化學(xué)反應(yīng)的能量變化通常情況下是以熱的形式表現(xiàn)出來(lái)的，有些反應(yīng)吸收熱量，另外一些反應(yīng)放出熱量。

化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)，簡(jiǎn)稱(chēng)反應(yīng)熱（heatofreaction）

，化學(xué)反應(yīng)在等壓或等容條件下，且只做體積功時(shí)的反應(yīng)熱定義為：當(dāng)反應(yīng)物和生成物的溫度相同時(shí)，化學(xué)反應(yīng)中吸收或放出的熱量。

反應(yīng)熱可分為等壓反應(yīng)熱和等容反應(yīng)熱。反應(yīng)在等容條件下進(jìn)行的反應(yīng)熱為等容反應(yīng)熱，用Qv表示。反應(yīng)在等壓條件下進(jìn)行的反應(yīng)熱為等壓反應(yīng)熱，用Qp表示。等容條件下，不做非體積功，由熱力學(xué)第一定律得：Qv＝?U在此條件下，等容反應(yīng)熱等于體系內(nèi)能的變化值。

大多數(shù)化學(xué)反應(yīng)是在等壓條件下進(jìn)行的，此時(shí)，w＝－P?V,代入熱力學(xué)第一定律，得?U＝QP－P?V

QP＝?U＋P?V＝U2－U1＋P（V2－V1）＝（U2＋PV2）－（U1＋PV1）

P＝P1＝P2

QP＝（U2＋P2V2）－（U1＋P1V1）

U，P，V都是狀態(tài)函數(shù)，它們的組合必然也是體系的狀態(tài)函數(shù)。我們定義（U＋PV）為新的狀態(tài)函數(shù)，叫做焓,符號(hào)為H，即，H＝U＋PV

QP＝H2－H1＝?H?H稱(chēng)焓變。由上式可知，封閉體系，不做非體積功的條件下，等壓反應(yīng)熱在數(shù)值上等于體系的焓變。注意：我們不能把焓誤認(rèn)為體系中所含有的熱量，只有當(dāng)體系不做非體積功時(shí)，我們可以從體系和環(huán)境間熱量的傳遞來(lái)衡量體系內(nèi)部焓的變化。?H＞0，為吸熱，?H＜0，為放熱。熱不是狀態(tài)函數(shù)，但在等容或等壓條件下，反應(yīng)熱分別等于?U和?H，而U和H為狀態(tài)函數(shù)，其變化值只與始終態(tài)有關(guān)，與變化的途徑無(wú)關(guān)，這樣，我們就可以很容易地計(jì)算出反應(yīng)的熱效應(yīng)。由以上討論我們知道，等容反應(yīng)熱與等壓反應(yīng)熱是不相等的，它們之間的關(guān)系為：QP＝QV＋P?

V

如果化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)物和生成物全是固體或液體時(shí)，在反應(yīng)過(guò)程中體積變化是很小的，我們可以認(rèn)為：QP＝QV。

如果反應(yīng)體系中有氣體參加，假定所有氣體均為理想氣體，則QP＝QV＋?

nRT?n是反應(yīng)前后氣態(tài)物質(zhì)的物質(zhì)的量之差。通常?nRT值與Q相比較小，所以，QV與QP相差不大。綜上所述，對(duì)于反應(yīng)熱歸納如下：1.焓是一個(gè)狀態(tài)函數(shù)。H＝U＋PV2.在等容條件下，不做非體系功時(shí)，反應(yīng)熱等于反應(yīng)的內(nèi)能變化值，QV＝?U3.在等壓條件下，不做非體積功時(shí)，反應(yīng)熱等于反應(yīng)的焓變，QP＝?H4.對(duì)于理想氣體反應(yīng)，P?V＝?nRT，QP＝QV＋?(

PV)=Qv+?nRT5.計(jì)算時(shí)要注意R的單位和數(shù)值。二、反應(yīng)進(jìn)度概念化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)以及內(nèi)能，焓變的數(shù)值都與反應(yīng)進(jìn)行的程度有關(guān)。為描述反應(yīng)進(jìn)行的程度，引入反應(yīng)進(jìn)度（advancementofreaction）的概念,符號(hào)為，ξ，單位為mol。1.

化學(xué)計(jì)量數(shù)任意化學(xué)反應(yīng)：

aA＋dD＝gG＋hH移項(xiàng)得：

0＝－aA－dD＋gG＋hH令：－a＝νA－d＝νDg=νGh=νH代入上式：

0＝νAA＋νDD＋νGG＋νHH

0＝∑νBBB表示反應(yīng)體系中的任意物質(zhì)。B表示反應(yīng)中的任一物質(zhì)，νB稱(chēng)為物質(zhì)B的計(jì)量數(shù)。反應(yīng)物的化學(xué)計(jì)量數(shù)為負(fù)，產(chǎn)物的化學(xué)計(jì)量數(shù)為正。如，N2+3H2=2NH3可寫(xiě)為，0＝－N2－3H2＋2NH3ν(N2)=－1，ν(H2)=－3，ν(NH3)=2表明反應(yīng)中每消耗1molN2和3molH2必生成2molNH3

。2.

反應(yīng)進(jìn)度當(dāng)反應(yīng)未發(fā)生，即t＝0時(shí)，各物質(zhì)的量分別為：nA(0),nD(0),nG(0),nH(0),反應(yīng)進(jìn)行到t時(shí)刻時(shí)，各物質(zhì)的量分別為：

nA,nD,nG,nH,t時(shí)刻的反應(yīng)進(jìn)度定義為：可見(jiàn)，隨著反應(yīng)的進(jìn)行，任一化學(xué)反應(yīng)各反應(yīng)物及產(chǎn)物的改變量（ΔnB）均與反應(yīng)進(jìn)度（ξ）及各自的計(jì)量數(shù)（νB）有關(guān)。對(duì)產(chǎn)物B而言，若ξ0=0,nB(ξ0)=0,則更有nB=νB

ξ例如，對(duì)于合成氨反應(yīng)：N2+3H2=2NH3

ν(N2)=-1,ν(H2)=-3,ν(NH3)=2,當(dāng)ξ0＝0時(shí)，若有足夠量的N2和H2，而n(NH3)＝0，根據(jù)ΔnB=νB

ξ,ξ＝ΔnB/νB，ΔnB與ξ

的對(duì)應(yīng)關(guān)系如下：Δn(N2)/molΔn(H2)/molΔn(NH3)/molξ/mol 0 0 0 0 -1/2 -3/2 1 1/2 -1 -3 2 1 -2 -6 4 2可見(jiàn)對(duì)于同一化學(xué)反應(yīng)來(lái)說(shuō)，反應(yīng)進(jìn)度的值與選用反應(yīng)式中何種物質(zhì)的量的變化進(jìn)行計(jì)算無(wú)關(guān)。但是，同一化學(xué)反應(yīng)如果化學(xué)反應(yīng)方程式的寫(xiě)法不同（亦即νB不同），相同反應(yīng)進(jìn)度時(shí)對(duì)應(yīng)各物質(zhì)的量的變化會(huì)有區(qū)別。例如當(dāng)反應(yīng)進(jìn)度為1mol時(shí)：化學(xué)反應(yīng)方程式

Δn(N2)/molΔn(H2)/molΔn(NH3)/mol1/2N2+3/2H2=NH3-1/2-3/21N2+3H2=2NH3-1-32對(duì)于同一反應(yīng),物質(zhì)的量變化相等，反應(yīng)式的寫(xiě)法不同，反應(yīng)進(jìn)度的數(shù)值會(huì)不同。

三、熱化學(xué)方程式（一）標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)（1）氣態(tài)物質(zhì)B的標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)，是指不論是純氣體還是在氣體混合物中，均為標(biāo)準(zhǔn)壓力P

(100kPa)，且表現(xiàn)理想氣體特性時(shí)，氣態(tài)純B的（假想）狀態(tài)。（2）液態(tài)和固態(tài)純物質(zhì)B的標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)，分別是在標(biāo)準(zhǔn)壓力P

下純液態(tài)和純固態(tài)物質(zhì)B的狀態(tài)。（3）溶液中的溶劑A的標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)，為標(biāo)準(zhǔn)壓力P

下，液態(tài)（或固態(tài)）的純物質(zhì)A的狀態(tài)。溶液中的溶質(zhì)B的標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)，為標(biāo)準(zhǔn)壓力P

下、質(zhì)量摩爾濃度bB=(1mol·kg-1)或濃度cB=(1mol·L-1)，并表現(xiàn)無(wú)限稀釋溶液時(shí)溶質(zhì)B（假想）狀態(tài)。（二）熱化學(xué)方程式表示化學(xué)反應(yīng)與熱效應(yīng)關(guān)系的方程式叫熱化學(xué)方程式。如：H2（g）＋1/2O2(g)＝H2O(l)ΔrHθm

（298）=－285.8kJ?mol－1ΔrH

θ

m稱(chēng)之為標(biāo)準(zhǔn)摩爾焓變，‘r’表示反應(yīng)，‘m’表示反應(yīng)進(jìn)度為1mol;‘θ’表示標(biāo)準(zhǔn)態(tài)；括號(hào)內(nèi)的數(shù)字表示溫度；ΔrHθ

m常略去下標(biāo)m,簡(jiǎn)寫(xiě)成ΔrHθ

。

書(shū)寫(xiě)熱化學(xué)方程式注意以下幾點(diǎn)：（1）注明反應(yīng)的溫度和壓力。298K,100kPa不必注明。（2）注明反應(yīng)物和產(chǎn)物的聚集狀態(tài)，分別用s,l和g表示固態(tài)、液態(tài)和氣態(tài)，用aq表示水溶液，如果固態(tài)物質(zhì)存在不同的晶型，也要注明晶型。CO(g)＋1/2O2(g)＝CO2(ｇ)ΔrH

θm＝－283.0ｋJ?ｍol－1C(石墨)＋O2(g)＝CO2(ｇ)ΔrH

θm

＝－393.5ｋJ?ｍol－1

（3）同一化學(xué)反應(yīng)，當(dāng)化學(xué)計(jì)量數(shù)不同時(shí)，反應(yīng)的焓變也不同。H2(g)＋Cl2(g)=2HCl(g)

ΔrHθm

＝－184.6ｋJ?ｍol－11/2H2(g)＋1/2Cl2(g)=HCl(g)ΔrH

θm

＝－92.3ｋJ?ｍol－1

（4）在相同條件下，正反應(yīng)和逆反應(yīng)的反應(yīng)熱數(shù)值相等，符號(hào)相反。CO(g)＋1/2O2(g)＝CO2(ｇ)

ΔrHθm

＝－283.0ｋJ?ｍol－1CO2(ｇ)

＝CO(g)＋1/2O2(g)ΔrHθm

＝283.0ｋJ?ｍol－1四、反應(yīng)熱的計(jì)算

（一）蓋斯定律

1840年，瑞士籍俄國(guó)化學(xué)家G.H.Hess指出：化學(xué)反應(yīng)不管是一步完成或分成幾步完成，反應(yīng)熱總是相等的。例葡萄糖（C6H12O6）和丙酮酸（C3H4O3）燃燒反應(yīng)的熱化學(xué)方程式分別為：試計(jì)算葡萄糖轉(zhuǎn)化為丙酮酸的反應(yīng)：在298.15K時(shí)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾焓變。解：利用Hess定律計(jì)算。(1)-2×(2)：298.15K時(shí)，葡萄糖轉(zhuǎn)化為丙酮酸的標(biāo)準(zhǔn)焓變?yōu)椋?/p>

（二）標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓

在標(biāo)準(zhǔn)態(tài)下，由最穩(wěn)定的純態(tài)單質(zhì)生成1摩爾的某物質(zhì)的焓變，稱(chēng)為該物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓。符號(hào)為：ΔfHθm

單位kJ·mol－1

C的穩(wěn)定單質(zhì)是石墨，磷的穩(wěn)定單質(zhì)是白磷，S的穩(wěn)定單質(zhì)是斜方硫（單斜硫不穩(wěn)定），氧的穩(wěn)定單質(zhì)是O2，O3不穩(wěn)定。標(biāo)準(zhǔn)摩爾反應(yīng)焓變的計(jì)算公式:△rHθm

=∑νB△fHθm

=∑

νi△fHθm

（產(chǎn)）－∑

νj△fHθm(反)

↑反應(yīng)物生成物→↑穩(wěn)定單質(zhì)?rH

θ－Σ

νＢ?ｆH

θΣνＢ

?ｆH

θ△rHθm

＝∑νB

△fHθ

m（產(chǎn)）＋∑νB

△fHθm(反）

=∑

νi△fHθm

（產(chǎn)）－∑

νj△fHθm(反）

由標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓求反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾焓變=?(NO,g)4(H2O,g)6(NH3,g)4(O2,g)5(NO,g)+4(H2O,g)6(NH3,g)+-[4(O2,g)]5==[4×90.25+6×(-241.82)

-4×(-46.11)-0]kJ·mol-1=905.48kJ·mol-1例葡萄糖氧化能供給生命能量：已知試計(jì)算該反應(yīng)的。解：查表得：，。

298.15K時(shí)反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)焓變?yōu)椋?三)燃燒焓在標(biāo)準(zhǔn)壓力下，1mol物質(zhì)完全燃燒時(shí)的熱效應(yīng)稱(chēng)為該物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾燃燒焓，用ΔcHθm

表示，單位為kJ?mol-1。?rHθ＝－ΣνB?cHθm↓反應(yīng)物生成物→↓燃燒產(chǎn)物?rH

θ－Σ

νB?cH

θΣνB?cH

θ－Σ

νB?cHθ（反）＝ΣνB

?cHθ（產(chǎn)）＋?rHθ?rHθ＝－Σ

νB?cHθ（反）－ΣνB

?cHθ（產(chǎn)）＝－ΣνB

?cHθ△rHθm

＝∑νB

△cHθ

m（產(chǎn)）＋∑νB

△cHθm(反）

=∑

νj△cHθm(反）－∑

νi△cHθm

（產(chǎn)）第三節(jié)化學(xué)反應(yīng)的方向

一、自發(fā)過(guò)程二、熵和熵變?nèi)?、吉布斯自由能與自發(fā)過(guò)程

一、自發(fā)過(guò)程

不需要環(huán)境做功就能發(fā)生的過(guò)程稱(chēng)為自發(fā)過(guò)程。水總是自發(fā)地從高處流向低處，直到水位相等為止。水位的高低是判斷水流方向的判據(jù)。當(dāng)兩個(gè)溫度不同的物體接觸時(shí)，熱總是自發(fā)地從高溫物體傳向低溫物體，直到兩個(gè)物體的溫度相等為止。溫度的高低是判斷熱傳遞方向的判據(jù)。氣體總是自發(fā)地從高壓處流向低壓處流動(dòng)，直到壓力相同時(shí)為止。壓力的高低是判斷氣體流動(dòng)方向的判據(jù)。

自發(fā)過(guò)程的特點(diǎn)：（1）自發(fā)過(guò)程都是單向的，有明顯的方向性。自發(fā)過(guò)程的逆過(guò)程是不能自動(dòng)進(jìn)行的。（2）自發(fā)過(guò)程都是可以用來(lái)做功的。（3）自發(fā)過(guò)程的進(jìn)行有一定的限度。自發(fā)過(guò)程都有一個(gè)物理量做為判斷自發(fā)過(guò)程進(jìn)行方向和限度的依據(jù)。如，溫度，壓力，液面差等?；瘜W(xué)反應(yīng)在一定條件下也是自發(fā)地朝著某一方向進(jìn)行，那么也一定存在一個(gè)類(lèi)似的判據(jù)，利用它就可以判斷化學(xué)反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行的方向和限度。

反應(yīng)熱與化學(xué)反應(yīng)方向

早在19世紀(jì)70年代，法國(guó)化學(xué)家Berthelot和丹麥化學(xué)家Thomson曾提出，反應(yīng)熱是判斷化學(xué)反應(yīng)方向的判據(jù)。并認(rèn)為在沒(méi)有外來(lái)能量干預(yù)的條件下，一切化學(xué)反應(yīng)都朝著放出能量最多的方向進(jìn)行。

許多放熱反應(yīng)確實(shí)在常溫、常壓下能自發(fā)進(jìn)行，但少數(shù)吸熱反應(yīng)在常溫、常壓下也能自發(fā)進(jìn)行。這說(shuō)明反應(yīng)熱是影響化學(xué)反應(yīng)方向的重要因素，但不是決定反應(yīng)方向的唯一因素。二、熵和熵變

（一）混亂度

混亂度是指體系的不規(guī)則或無(wú)序的程度，體系越?jīng)]有秩序，其混亂度就越大。室溫下自發(fā)進(jìn)行的吸熱反應(yīng)的共同特點(diǎn)，是反應(yīng)發(fā)生后體系的混亂度增大了。因此，體系混亂度的增大是吸熱反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行的推動(dòng)力。（二）熵和熵變

熵是體系混亂度的量度，用符號(hào)S表示。熵是狀態(tài)函數(shù)。體系的熵越大，體系的混亂度就越大；反之，體系的熵越小，其混亂度就越小。

影響熵的因素主要有：（1）物質(zhì)的聚集狀態(tài)：同種物質(zhì)的氣、液、固三態(tài)相比較，氣態(tài)的混亂度最大，而固態(tài)的混亂度最小。因此，對(duì)于同種物質(zhì)，氣態(tài)的摩爾熵最大，而固態(tài)的摩爾熵最小。（2）分子的組成：聚集狀態(tài)相同的物質(zhì)，分子中的原子數(shù)目越多，混亂度就越大，其熵也就越大；若分子中的原子數(shù)目相同，則分子的相對(duì)分子質(zhì)量越大，混亂度就越大，其熵也就越大。

（3）溫度：溫度升高，物質(zhì)的混亂度增大，因此物質(zhì)的熵也增大。（4）壓力：壓力增大時(shí)，將物質(zhì)限制在較小的體積之中，物質(zhì)的混亂度減小，因此物質(zhì)的熵也減小。壓力對(duì)固體或液體物質(zhì)的熵影響很小，但對(duì)氣體物質(zhì)的熵影響較大。

熱力學(xué)規(guī)定：在0K時(shí)，任何純物質(zhì)的完整晶體（原子或分子只有一種排列形式的晶體）的熵為零。這就是熱力學(xué)第三定律。

將某純物質(zhì)從0K

升高到溫度T，此過(guò)程的熵變就是溫度T時(shí)該純物質(zhì)的規(guī)定熵。

純物質(zhì)在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下的摩爾規(guī)定熵稱(chēng)為該物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵，用符號(hào)表示。

化學(xué)反應(yīng)熵變的計(jì)算

任一化學(xué)反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵變均可利用下式求算：例利用298.15K時(shí)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵，計(jì)算反應(yīng)：在298.15K時(shí)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵變。解：

298.15K時(shí)反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵變?yōu)椋?/p>

大多數(shù)熵增加的吸熱反應(yīng)在室溫下不能自發(fā)進(jìn)行，但在高溫下可以自發(fā)進(jìn)行；而大多數(shù)熵減小的放熱反應(yīng)在室溫下能自發(fā)進(jìn)行，但在高溫下不能自發(fā)進(jìn)行。上述事實(shí)表明，反應(yīng)方向除了與反應(yīng)熱和熵變有關(guān)外，還受溫度的影響。三、吉布斯能與自發(fā)過(guò)程

（一）吉布斯能

1875年吉布斯提出：在等溫等壓下如果在理論上或?qū)嵺`上一個(gè)反應(yīng)能被用來(lái)完成有用功，這個(gè)反應(yīng)是自發(fā)的，如果由環(huán)境提供有用功去使反應(yīng)發(fā)生，這個(gè)反應(yīng)是非自發(fā)的。熱力學(xué)中，用吉布斯能來(lái)表示在等溫等壓下體系做功的本領(lǐng)，符號(hào)為G，定義為：G＝H－TS吉布斯能G為狀態(tài)函數(shù)?！鱃＝△H－T△S此式稱(chēng)吉布斯－赫姆霍茲方程式。

在熱力學(xué)中已經(jīng)證明，封閉體系在等溫等壓條件下，體系的吉布斯能的減少等于體系對(duì)外所做的最大有用功，即，－△G＝－（G2－G1）＝－W’max

△G＝W’max由上式可知：△G＜0，W‘＜0，說(shuō)明體系對(duì)環(huán)境做功，這個(gè)反應(yīng)就是自發(fā)的?！鱃＞0，W‘＞0，說(shuō)明環(huán)境對(duì)體系做功，這個(gè)反應(yīng)就不是自發(fā)的。若△G＝0，則體系處于平衡狀態(tài)。因此，根據(jù)△G的值可以判斷反應(yīng)是否自發(fā)，即：由吉布斯能的定義式可以看出，

△G綜合了△

H和T△

S兩項(xiàng)，即吉布斯能變既考慮了過(guò)程的焓變，又考慮了溫度和熵變，它綜合了影響反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行的各種因素，因此它可以作為判斷過(guò)程或反應(yīng)在等溫等壓下能否自發(fā)進(jìn)行的普遍標(biāo)準(zhǔn)。

根據(jù)吉布斯－赫姆霍茲方程式，我們知道決定△G正負(fù)的是反應(yīng)的△

H和△

S，以及溫度。據(jù)此，我們把反應(yīng)分成下列四種情況：

(1)低溫時(shí)，，則，反應(yīng)不能自發(fā)進(jìn)行；高溫時(shí)，，則，反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行。

(2)任何溫度下，，反應(yīng)不能自發(fā)進(jìn)行。(3)

任何溫度下，，反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行。

(4)低溫時(shí)，，則，反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行；高溫時(shí)，，則，反應(yīng)不能自發(fā)進(jìn)行。（二）標(biāo)準(zhǔn)生成吉布斯能

吉布斯能的絕對(duì)值是無(wú)法確定的，這并不影響我們應(yīng)用，我們所要用的是△

G。

標(biāo)準(zhǔn)生成吉布斯能

標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下由元素的最穩(wěn)定單質(zhì)生成1mol某化合物的吉布斯能變，叫做該化合物的標(biāo)準(zhǔn)生成吉布斯能（standardGibbsenergyformation）。符號(hào)為，△fGθm,單位為，kJ?mol－1。通常所用的溫度是298K。由此，可知，標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下，元素的最穩(wěn)定單質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)生成吉布斯能等于零。

化學(xué)反應(yīng)的吉布斯能變的計(jì)算：

由狀態(tài)函數(shù)的性質(zhì)可得，?rG

θ

＝∑ν

j

?fG

θ(產(chǎn)物)－∑ν

i

?fG

θ

(反應(yīng)物)?rGθ＝－ΣνB?fGθ↑反應(yīng)物生成物→↑穩(wěn)定單質(zhì)?rG

θ－Σ

νＢ?ｆG

θΣνＢ

?ｆG

θ例氨基酸是蛋白質(zhì)的構(gòu)造磚塊，已知氨基乙酸的試?yán)糜嘘P(guān)物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)生成吉布斯能，計(jì)算下列反應(yīng)：

在

298.15K

時(shí)的標(biāo)準(zhǔn)吉布斯能變，并預(yù)測(cè)反應(yīng)在

298.15K、標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下進(jìn)行的可能性。解查表得：298.15K時(shí)反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)吉布斯能變?yōu)?/p>

該反應(yīng)在298.15K、標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下可以自發(fā)進(jìn)行。其它溫度時(shí)反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)吉布斯能變的計(jì)算根據(jù)吉布斯－赫姆霍茲方程式，得：△rGθ＝△rHθ－T△rSθ在通常情況下，溫度對(duì)△rHθ和△rSθ的影響不大，我們可以用298K的△rHθ和△rSθ計(jì)算某溫度時(shí)的△rGθ，即，△rGθT＝△rHθT－T△rSθT＝△rHθ298－T△rSθ298例利用298.15K時(shí)的標(biāo)準(zhǔn)生成焓和標(biāo)準(zhǔn)爾熵，估算CaCO3

分解反應(yīng)：在等溫、標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下自發(fā)進(jìn)行的最低溫度。解：查表得：298.15K時(shí)，反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾焓變和標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵變分別為：溫度T時(shí)反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾吉布斯函數(shù)變?yōu)椋涸跍囟萒、標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下，時(shí)，反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行，故反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行的溫度為：在等溫、標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下，CaCO3分解的最低溫度為1108K(835℃)△U=Q+WW=W’－P△VW‘＝△U＋P△V－Q

熱力學(xué)第二定律：可逆過(guò)程，

Q＝T△SW’=△U+P△V-T△SW’=U2

–U1+PV2

–PV1

–TS2+TS1W’=(H2

–TS2)-(H1

–TS1)=△G第四節(jié)化學(xué)平衡一平衡常數(shù)二化學(xué)平衡的移動(dòng)一平衡常數(shù)（一）可逆反應(yīng)和化學(xué)平衡（二）標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)Kθ（三）標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)Kθ與反應(yīng)?rGθ(T)關(guān)系（四）多重平衡（一）可逆反應(yīng)和化學(xué)平衡1.可逆反應(yīng)(reversiblereaction)

有些化學(xué)反應(yīng)幾乎能進(jìn)行到底，反應(yīng)物基本上能全部轉(zhuǎn)變?yōu)楫a(chǎn)物。這些幾乎進(jìn)行到底的反應(yīng)稱(chēng)為不可逆反應(yīng)。

實(shí)際上，大多數(shù)反應(yīng)不能進(jìn)行到底，只有一部分反應(yīng)物能轉(zhuǎn)變?yōu)楫a(chǎn)物。這種在同一條件下能同時(shí)向兩個(gè)相反方向進(jìn)行的化學(xué)反應(yīng)稱(chēng)為可逆反應(yīng)。為了表示反應(yīng)的可逆性，在化學(xué)方程式中用“

”代替“＝”或“

→

”。在可逆反應(yīng)中，把從左向右進(jìn)行的反應(yīng)稱(chēng)為正反應(yīng)，從右向左進(jìn)行的反應(yīng)稱(chēng)為逆反應(yīng)。2.化學(xué)平衡(chemicalequilibrium)

在可逆反應(yīng)中，正反應(yīng)的反應(yīng)速率等于逆反應(yīng)的反應(yīng)速率時(shí)系統(tǒng)所處的狀態(tài)稱(chēng)為化學(xué)平衡?；瘜W(xué)平衡具有以下幾個(gè)重要特點(diǎn)：（1）正反應(yīng)的反應(yīng)速率和逆反應(yīng)的反應(yīng)速率相等是建立化學(xué)平衡的條件。（2）化學(xué)平衡是可逆反應(yīng)進(jìn)行的最大限度反應(yīng)物和產(chǎn)物的濃度都不再隨時(shí)間變化，這是建立化學(xué)平衡的標(biāo)志。（3）化學(xué)平衡是相對(duì)的和有條件的動(dòng)態(tài)平衡，當(dāng)外界條件改變時(shí)，原來(lái)的化學(xué)平衡被破壞，直至在新條件下又建立起新的化學(xué)平衡。。（二）標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)(standardequilibriumconstant)1.濃度標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)(Kc)通過(guò)大量實(shí)驗(yàn)總結(jié)，得到了一個(gè)規(guī)律，稱(chēng)為化學(xué)平衡定律：在一定溫度下，某可逆反應(yīng)達(dá)到平衡時(shí)，產(chǎn)物濃度系數(shù)方次的乘積與反應(yīng)物濃度系數(shù)方次的乘積之比是一個(gè)常數(shù)。此常數(shù)為化學(xué)平衡常數(shù)。由實(shí)驗(yàn)測(cè)定值代入平衡常數(shù)表示式所計(jì)算出的平衡常數(shù)稱(chēng)實(shí)驗(yàn)平衡常數(shù)。其量綱通常不為1。對(duì)于任意理想溶液中的可逆化學(xué)反應(yīng)，aA＋bB＝dD＋eE實(shí)驗(yàn)平衡常數(shù)表示式為：根據(jù)熱力學(xué)數(shù)據(jù)計(jì)算獲得的平衡常數(shù)稱(chēng)為標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)用Kθ表示。上述反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)表示式為：c

為標(biāo)準(zhǔn)濃度等于1mol?L－1，因此，標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)是無(wú)量綱的，或量綱為1。平衡常數(shù)的意義①平衡常數(shù)是反應(yīng)的特殊常數(shù)，每一個(gè)可逆反應(yīng)，在一定溫度下，都有自己的特征平衡常數(shù)。②平衡常數(shù)的大小是反應(yīng)進(jìn)行程度的標(biāo)志。平衡常數(shù)值越大，說(shuō)明正反應(yīng)進(jìn)行的程度越大，反方向越不易進(jìn)行。粗略標(biāo)準(zhǔn)K>10+7時(shí)，反應(yīng)正向進(jìn)行到底K<10-7時(shí)，反應(yīng)逆向進(jìn)行到底10-7<K<10+7

時(shí)，典型的可逆反應(yīng)③平衡常數(shù)表達(dá)式表明在一定溫度下體系達(dá)到平衡的條件2.壓力標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)(Kθc)對(duì)一理想氣體可逆反應(yīng)：aA＋bB＝dD＋eE在一定溫度下達(dá)到化學(xué)平衡時(shí)，反應(yīng)物和產(chǎn)物的分壓都不再隨時(shí)間變化，它們的平衡分壓之間存在如下定量關(guān)系：

此式為用壓力表示的實(shí)驗(yàn)平衡常數(shù)式。上述反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)表示式為：K和Kθ從來(lái)源和量綱看是有區(qū)別的，但其物理意義是一致的，所以實(shí)際工作中并不嚴(yán)格區(qū)分。

書(shū)寫(xiě)標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)表達(dá)式應(yīng)注意以下幾點(diǎn)：（1）若B為固體、純液體或稀溶液中的溶劑則；若B為氣體,則；若B為稀溶液中的溶質(zhì)，則。（2）標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)表達(dá)式和數(shù)值與化學(xué)反應(yīng)方程式有關(guān)，同一可逆反應(yīng)，如果用不同的化學(xué)方程式來(lái)表示，則標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)表達(dá)式和數(shù)值不同。（3）正逆反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)數(shù)值互為倒數(shù)。例寫(xiě)出下列反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)表達(dá)式：（1）N2(g)+3H2(g)

2NH3(g)（2）Sn2+(aq)+2Fe3+(aq)Sn4+(aq)+2Fe2+(aq)（3）ZnS(s)+2H3O+(aq)

Zn2+(aq)+H2S(g)+2H2O(l)解：上述反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)表達(dá)式分別為：

標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)可以通過(guò)實(shí)驗(yàn)測(cè)定。只要知道某溫度下平衡時(shí)反應(yīng)物和產(chǎn)物的濃度或分壓力，就能計(jì)算出反應(yīng)的平衡常數(shù)。通常是測(cè)定反應(yīng)物的起始濃度或分壓力及平衡時(shí)任一反應(yīng)物或產(chǎn)物的濃度或分壓力，根據(jù)化學(xué)反應(yīng)方程式推算出其他反應(yīng)物和產(chǎn)物的平衡濃度或平衡分壓力，計(jì)算出反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)。例3-21133K時(shí)，將CO和H2充入一密閉容器中，發(fā)生下列反應(yīng)：

CO(g)+3H2(g)

CH4(g)+H2O(g)已知CO和H2的初始分壓力分別為101.0kPa和203.0kPa，平衡時(shí)CH4的分壓力為13.2kPa。假定沒(méi)有其他化學(xué)反應(yīng)發(fā)生，計(jì)算該反應(yīng)在1133K時(shí)的標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)。解：在等溫等容下，由理想氣體狀態(tài)方程：

pV=nRT可知各種氣體的分壓力正比于各自的物質(zhì)的量，因此各種氣體的分壓力變化關(guān)系也是由化學(xué)反應(yīng)方程式中的化學(xué)計(jì)量數(shù)決定的。由化學(xué)反應(yīng)方程式，反應(yīng)物和產(chǎn)物的平衡分壓力分別為：

peq(H2O)=peq(CH4)=13.2kPapeq(CO)=p0(CO)－peq(CH4)=101.0kPa－13.2kPa=87.8kPapeq(H2)=p0(H2)－3peq(CH4)=203.0kPa－3×13.2kPa=163.4kPa1133K時(shí)，該反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)為：（三）標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)與吉布斯能變的關(guān)系

上一章我們介紹了標(biāo)準(zhǔn)吉布斯能變(?rGθ)的計(jì)算以及標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下反應(yīng)方向的判斷。但是，實(shí)際發(fā)生的化學(xué)反應(yīng)大多數(shù)都是非標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)的。非標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下的化學(xué)反應(yīng)方向的判斷要用反應(yīng)的非標(biāo)準(zhǔn)吉布斯能變（?rG）。＜0正向自發(fā)進(jìn)行

?rGθ

＝0

平衡狀態(tài)＞0逆向自發(fā)進(jìn)行?rG與?rGθ和反應(yīng)物、生成物的濃度有關(guān)。對(duì)于任意化學(xué)反應(yīng)0＝∑νBB

，溫度T時(shí)：此式稱(chēng)等溫方程式，J為反應(yīng)商（也有用Q表示的），表示式與平衡常數(shù)表示的寫(xiě)法一致，即，生成物濃度冪的乘積與反應(yīng)物濃度冪的乘積的比。當(dāng)反應(yīng)達(dá)平衡狀態(tài)時(shí),?rGm(T)＝0,J=K

，則：由以上兩式，得：對(duì)于液態(tài)反應(yīng)：?rGθ

＝－RTlnKc

對(duì)于氣態(tài)反應(yīng)：?rGθ

＝－RTlnKp

例298.15K時(shí)，SO2(g)，SO3(g)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成吉布斯能分別為-300.19kJ·mol-1和-371.06kJ·mol－1。計(jì)算該溫度下下列反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)。解：298.15K時(shí),反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)吉布斯能變?yōu)?

298.15K時(shí)，反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)為：根據(jù)等溫方程式，可以用J與K的比值判斷化學(xué)反應(yīng)的方向和限度。等溫方程式可以寫(xiě)成：?rG＝－RTlnK

＋RTlnJ

＝RTlnJ/K

由此可得：J＜K,?rG＜0,正向自發(fā)進(jìn)行J＝K，?rG＝0,平衡狀態(tài)J＞K，?rG＞0，逆向自發(fā)進(jìn)行（四）多重平衡(multipleequilibrium)多重平衡規(guī)則：如果一個(gè)反應(yīng)由另外兩個(gè)或多個(gè)反應(yīng)相加或相減而來(lái)，則該反應(yīng)的平衡常數(shù)等于這兩個(gè)或多個(gè)反應(yīng)的平衡常數(shù)的積或商。例如：（1）SO2

(g)+1/2O2

(g)=SO3

(g)?rG1

=－RTlnK

p1(2)NO2(g)=NO(g)+1/2O2(g)?rG2

=－RTlnK

p2(3)NO2(g)+SO2

(g)=NO(g)+SO3

(g)?rG3

=－RTlnK

p3反應(yīng)（3）＝（2）＋（1），因此，?rG3

＝?rG1

＋?rG2

－RTlnK3

＝－RTlnK1

－RTlnK2

lnK3

＝lnK1

＋lnK2

K3

＝K1

K2

此式可以由下列過(guò)程說(shuō)明：二化學(xué)平衡的移動(dòng)

（一）濃度對(duì)化學(xué)平衡的影響（二）壓力對(duì)化學(xué)平衡的影響（三）溫度對(duì)化學(xué)平衡的影響（一）濃度對(duì)化學(xué)平衡的影響

對(duì)于稀溶液中進(jìn)行的可逆反應(yīng)，在等溫等壓下達(dá)到平衡時(shí)：

當(dāng)增大反應(yīng)物濃度或減小產(chǎn)物濃度時(shí)，反應(yīng)商減小，則，可逆反應(yīng)正向進(jìn)行，反應(yīng)商逐漸增大，當(dāng)反應(yīng)商增大到等于標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)時(shí)，系統(tǒng)又建立了新的平衡狀態(tài)。顯然達(dá)到新的平衡狀態(tài)時(shí)，產(chǎn)物的濃度與原平衡狀態(tài)時(shí)的濃度相比發(fā)生了變化，化學(xué)平衡正向移動(dòng)。

同理，當(dāng)減小反應(yīng)物的濃度或增大產(chǎn)物濃度時(shí)，反應(yīng)商增大，使，化學(xué)平衡逆向移動(dòng)，反應(yīng)商逐漸減小，直至反應(yīng)商重新等于標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)時(shí)，又建立起新的化學(xué)平衡。

濃度對(duì)化學(xué)平衡的影響可歸納如下：在其他條件不變的情況下，增大反應(yīng)物濃度或減小產(chǎn)物濃度，化學(xué)平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)；增大產(chǎn)物濃度或減小反應(yīng)物濃度，化學(xué)平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)。（二）壓力對(duì)化學(xué)平衡的影響

壓力對(duì)固體和液體體積的影響極小，所以壓力改變對(duì)固體和液體反應(yīng)的平衡體系幾乎沒(méi)有影響。對(duì)于氣體參加的反應(yīng)，壓力的改變可使平衡發(fā)生移動(dòng)。壓力的改變對(duì)平衡的影響分兩種情況，一種是改變平衡中某物質(zhì)的分壓，另一種是改變體系的總