1、2020/8/5,第 一 章 化學(xué)反應(yīng)基本規(guī)律,二,2020/8/5,第二節(jié) 化學(xué)反應(yīng)中的能量關(guān)系一.化學(xué)熱力學(xué)的基本概念,1.化學(xué)熱力學(xué)的研究內(nèi)容及方法特點(diǎn) 熱力學(xué)是研究熱和其它形式能量間的轉(zhuǎn)換規(guī)律的學(xué)科. 化學(xué)熱力學(xué)是運(yùn)用熱力學(xué)的基本原理來研究化學(xué)現(xiàn)象以及與化學(xué)變化有關(guān)的物理現(xiàn)象,探索化學(xué)變化與能量傳遞,能量交換間的關(guān)系及其變化規(guī)律,并用以判斷化學(xué)變化的發(fā)生與方向.,2020/8/5,作為研究對象的那 一部分物質(zhì)；,體系之外的部分。,2. 體系和環(huán)境： 體系:,環(huán)境：,2020/8/5,封閉體系,三種熱力學(xué)體系：,孤立體系,孤立體系是一種科學(xué)的抽象,對于科 學(xué)研究有重要意義.,敞開體系,2

2、020/8/5,3. 狀態(tài)與狀態(tài)函數(shù),體系的狀態(tài)是指描述該體系的性質(zhì)的 綜合。,(1) 對一體系，各種性質(zhì)都有確定數(shù)值， 該體系的狀態(tài)便被確定；反之，當(dāng)體系 狀態(tài)已確定時(shí)，該體系的各種性質(zhì)也必 都有確定的值。,表示體系性質(zhì)的物理量X 稱狀態(tài)函數(shù)。,2020/8/5,(2) 在體系狀態(tài)變化時(shí)，狀態(tài)函數(shù)的 改變量只與體系的始、末態(tài)有關(guān)而與 過程無關(guān)。,途 徑 1,途 徑 2,即： X =X2-X1,2020/8/5,4.過程與途徑,過程:當(dāng)體系的狀態(tài)發(fā)生變化時(shí),從始態(tài)到終態(tài)的變化經(jīng)過. 途徑:完成這樣一個(gè)變化所經(jīng)歷的具體步驟,或完成變化的路線. 熱力學(xué)的基本過程有:恒溫過程,恒壓過程,恒容過程,絕

3、熱過程等.,2020/8/5,二.熱力學(xué)能與熱力學(xué)第一定律,即能量守恒定律：,“在任何過程中，能量既不能創(chuàng)造， 也不能消滅， 只能從一種形式轉(zhuǎn)化 為另一種形式?！?須進(jìn)一步了解幾個(gè)概念： 熱和功、熱力學(xué)能、熱力學(xué)第一定律,2020/8/5,1 熱與功,符號：Q ， 單位：J 或kJ； Q 不是狀態(tài)函數(shù)； 體系吸熱：Q 0 ；體系放熱：Q 0,熱力學(xué)中將能量交換形式分為熱和功。,熱是體系與環(huán)境因溫度不同而傳遞的 能量。,2020/8/5,體系與環(huán)境交換能量的另一種形式功,功分為：體積功 W (W=PV)； 非體積功 W。 單位：J或kJ。 W 不是狀態(tài)函數(shù)； 體系對環(huán)境作功: W 0 ； 環(huán)境對

4、體系作功: W 0 。,2020/8/5,2 熱力學(xué)能,符號：U ， 單位：kJmol-1。 U 是狀態(tài)函數(shù)； 無絕對數(shù)值； 其值與n 成正比。,包括分子平動(dòng)能、 分子振動(dòng)能、分子 轉(zhuǎn)動(dòng)能、電子運(yùn) 動(dòng)能、核能等,即內(nèi)能系統(tǒng)內(nèi)部能量的總和。,2020/8/5,變到狀態(tài)2,熱力 學(xué)能U2，,Q 0,W 0,U = Q - W,3 熱力學(xué)第一定律,一封閉系統(tǒng)，熱力學(xué)能U1，,對環(huán)境做功W，,從環(huán)境吸 收熱Q，,則有：,2020/8/5,三 化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)與焓,化學(xué)反應(yīng)體系與環(huán)境進(jìn)行能量交換的主 要形式是熱稱反應(yīng)熱或熱效應(yīng)。,通常把只做體積功，且始態(tài)和終態(tài)具有 相同溫度時(shí)，體系吸收或放出的熱量叫 做

5、反應(yīng)熱。,根據(jù)反應(yīng)條件的不同，反應(yīng)熱又可分為：,2020/8/5,V2 =V1 V =0 U =Q +W U =Q -PV =QV,2 恒壓過程反應(yīng)熱 QP P2 =P1 =P U =Q -PV QP =U +PV,1 恒容過程反應(yīng)熱 QV,2020/8/5,上式可化為： QP=（U2-U1）+ P（V2-V1） 即： QP=（U2+P2V2）-（U1+P1V1） 令： H = U +PV 稱：焓 則：QP =H2-H1=H H 0 QP 0 恒壓反應(yīng)系統(tǒng)吸熱。,2020/8/5,四 焓變的計(jì)算,化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱（在 恒壓或恒容條件下）只與物質(zhì)的始態(tài)或 終態(tài)有關(guān)而與變化的途徑無關(guān)。,如： C+

6、O2= CO2 rH1,C+,O2= CO rH2,CO+,O2= CO2 rH3,有： rH1=rH2+rH3,1. 蓋斯定律,2020/8/5,例題： 已知：C（s）+O2（g）CO2（g）,=-393.5kJ.mol-1,CO(g)+,O2(g)CO2(g),=-283.0kJ.mol-1,問: C(s)+,O2(g)CO(g),=?,解:按蓋斯定律,=(-393.5)-(-283.0)kJ.mol-1 = -110.5kJ.mol-1,Hm1,Hm2,Hm3,Hm3,2020/8/5,將上式寫成通式：,根據(jù)蓋斯定律，若化學(xué)反應(yīng)可以加和， 則其反應(yīng)熱也可以加和。,推理：任一化學(xué)反應(yīng)可以分

7、解為若干最 基本的反應(yīng) ，這些 反 應(yīng)的反應(yīng)熱之和就是該反應(yīng)的反應(yīng)熱。,rH=irHi,（生成反應(yīng)）,生成,2020/8/5,如： AB + CD = AC + BD H A+B = AB H1 ; C+D = CD H2 ; A+C = AC H3 ; B+D = BD H4 。 則： H =H4+H3-H1-H2,即: rH=irHi,2020/8/5,2 化學(xué)反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾焓變,因?yàn)镼P=H,所以恒溫恒壓條件下的 反應(yīng)熱可 表示為反應(yīng)的焓變:rH(T);,反應(yīng)系統(tǒng)的nB確定為1mol時(shí),反應(yīng)熱 稱為反應(yīng)的摩爾焓變:rHm(T)；,在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下的摩爾焓變稱反應(yīng)的標(biāo) 準(zhǔn)摩爾焓變:rHm,(T

8、),2020/8/5,熱力學(xué)關(guān)于標(biāo)準(zhǔn)態(tài)的規(guī)定,（1）氣體物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)態(tài)是在標(biāo)準(zhǔn)壓力(P = 100.00kPa)時(shí)的(假想的)理想氣體狀態(tài);,（2）溶液中溶質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)態(tài)是:在標(biāo)準(zhǔn)壓力p 時(shí)的標(biāo)準(zhǔn)濃度c =1.0mol.dm-3.,（3）液體或固體的標(biāo)準(zhǔn)態(tài)是:在標(biāo)準(zhǔn)壓力p 時(shí)的純液體或純固體。,2020/8/5,3 物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)生成焓,指定溫度T時(shí)(通常用298.15K時(shí)可省略) 由穩(wěn)定單質(zhì)生成單位量(1mol)某物時(shí)的 標(biāo)準(zhǔn)焓變稱標(biāo)準(zhǔn)生成焓。,例如: C(石)+O2(g)CO2(g) rHm,其中,C(石)為碳的穩(wěn)定單質(zhì),O2(g)為氧 的穩(wěn)定單質(zhì),此反應(yīng)是生成反應(yīng)。所以 此反應(yīng)的焓變即是CO2（g

9、）標(biāo)準(zhǔn)生成焓：,rHm,(T),(T)=fHm,(CO2,g,T),2020/8/5,*穩(wěn)定單質(zhì)通常指在所討論的溫度和壓力 下最穩(wěn)定狀態(tài)的單質(zhì)。,4.焓變的計(jì)算舉例,以乙炔的完全燃燒反應(yīng)為例:,C2H2（g）+O2（g）2CO2（g）+ H2O（l） 可將此反應(yīng)分解為四個(gè)生成反應(yīng)：,也有例外.如:石墨(C),白磷(P)。,2020/8/5,2C+H2（g）C2H2（g) rHm1(T)=fHm(C2H2,T),O2(g)O2（g） rHm2(T)=fHm(O2,T),C(S)+O2（g）CO2（g) 2rHm3(T)=2fHm(CO2,T),H2(g)+O2(g)H2O(l) rHm4(T)=

10、fHm(H2O,l,T),根據(jù)蓋斯定律：rHm(T)=ifHmi(T),有: rHm=2fHm3+fHm4-fHm1-fHm2,通式：,rHm(T)= BBfHmB,(T),2020/8/5,注 意,1 fHmB(298.15K)是熱力學(xué)基本數(shù) 據(jù)，可查表。單位：kJ.mol-1,2 rHm(T)rHm(298.15K)；,3 C（石）、H2（g）、O2（g）皆為參考態(tài)元 素。參考態(tài)元素的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓 為零。 如：fHm(O2,g)=0,4 由于fHmB與nB成正比，在進(jìn)行計(jì) 算時(shí)B的化學(xué)計(jì)量數(shù)B 不可忽略。,2020/8/5,第三節(jié) 化學(xué)反應(yīng)的方向,能否向右進(jìn)行？,這就是反應(yīng)的方向問題。它

11、有重要的 實(shí)際意義。,已知：Fe2O3+,C2Fe+,CO2,可以向右進(jìn)行；,而 Al2O3+,C2Al+,CO2,卻不能發(fā)生。,那么： CO+NOCO2+,N2,2020/8/5,一.自發(fā)過程與化學(xué)反應(yīng)的方向性性,自發(fā)過程：在一定條件下不需任何外力 便可自動(dòng)進(jìn)行的過程。,自發(fā)過程的特點(diǎn)(一),(1)水往低處流； (2)熱向低溫物體傳遞； (3)電流向低電位點(diǎn)流動(dòng) ； (4)氣體向低壓處擴(kuò)散。 這些過程的特點(diǎn)是什么？,2020/8/5,這些過程的特點(diǎn)可歸納為：能量下降。 即過程自發(fā)地趨向能量最低狀態(tài)。,自 發(fā) 過 程限 度 判 據(jù),水 流 h =0h 0（h2h1）,熱 的 傳 導(dǎo) T =0T

12、 0（T2T1）,電 流 E =0E 0（E2E1）,氣 體 擴(kuò) 散 P =0P 0（P2P1）,2020/8/5,對于化學(xué)反應(yīng)，判據(jù)是什么？,是“H 0 自發(fā)”嗎?,例1 Zn+CuSO4Cu+ZnSO4 rHm= -111.44kJ.mol-10 例3 CaCO3（s）CO2（g）+CaO（s） rHm= +178kJ.mol-1 0,2020/8/5,影響化學(xué)反應(yīng)自發(fā)性的因素還有 混亂度和溫度。,二 熵與熵變,混亂度組成物質(zhì)的質(zhì)點(diǎn)在一個(gè)指定 空間區(qū)域內(nèi)排列和運(yùn)動(dòng)的無序程度。,例1 密閉容器中氣體的擴(kuò)散:,2020/8/5,例2 KMnO4溶液的擴(kuò)散:,此二例表明： 自發(fā)過程，體系的混亂度

13、增大了。,自發(fā)過程的特點(diǎn)(二),不均勻,均勻,2020/8/5,熱力學(xué)中，有兩條重要的自然規(guī)律控 制著所有物質(zhì)系統(tǒng)的變化方向：,1 從過程的能量變化來看，物質(zhì)系統(tǒng) 傾向于取得最低能量狀態(tài)；,2 從系統(tǒng)中質(zhì)點(diǎn)分布和運(yùn)動(dòng)狀態(tài)來分 析，物質(zhì)系統(tǒng)傾向于取得最大混亂度。,2020/8/5,1.體系的混亂度與熵,單位:J.K-1.mol-1。 熵是狀態(tài)函數(shù)； 熵有絕對熵 （第三定律）。,熱力學(xué)中，系統(tǒng)的混亂度是用熵來量 度的。符號:S ,298.15K時(shí)，參考態(tài)元素的標(biāo)準(zhǔn)摩爾 熵不等于零；,熵值與nB成正比。,2020/8/5,2熱力學(xué)第三定律與物質(zhì)的規(guī)定熵,絕對零度時(shí)任何純物質(zhì)的完整晶體的熵等于零. 在

14、標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下,1mol純物質(zhì)的規(guī)定熵即為該物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾規(guī)定熵,簡稱物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)熵. 穩(wěn)定單質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)熵都不為零.,2020/8/5,注意: rSm(T)rSm(298.15K),3 化學(xué)反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵變 化學(xué)反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵變可按下式計(jì)算：,rSm(298.15K)=BBSm,B(298.15K),例題： 計(jì)算合成氨反應(yīng)在298.15K時(shí)的熵變。,2020/8/5,解: N2(g) + 3H2(g),2NH3(g),Sm/J.mol-1.K-1 191.61 130.684 192.45,按上式： rSm(298.15K)=BBSm,B(298.15K) 得: rSm(298.15K)= (21

15、92.45-191.61-3130.684)J.mol-1.K-1 = -198.462J.mol-1.K-1,2020/8/5,計(jì)算甲烷完全燃燒的標(biāo)準(zhǔn)熵變,CH4(g)+2O2 (g) =CO2(g)+2H2O(l) 查 Sm 188.0 205.14 213.7 69.91 ,2020/8/5,4.熵變和反應(yīng)方向,用熵變判斷反應(yīng)自發(fā)性的標(biāo)準(zhǔn)是,對 于孤立系統(tǒng):,大多數(shù)化學(xué)反應(yīng)是非孤立系統(tǒng)，熵判據(jù)并不 普遍適用。如：2SO2+O22SO3 是一個(gè)自發(fā)過 程, 但 rSm(T)= -188.00J.K-1.mol-1 0,S(孤) 0 自發(fā)過程 S(孤) =0 平衡狀態(tài) S(孤)0 非自發(fā)過程

16、,2020/8/5,自發(fā)過程還有什么特征？,自發(fā)過程的特點(diǎn)（三）,吉布斯提出：判斷反應(yīng)自發(fā)性的標(biāo)準(zhǔn)是： 在恒 溫恒壓下，如果某一反應(yīng)無論在理論 上或?qū)嵺`上可被利用來做有用功(W)， 則該反應(yīng)是 自發(fā)的；如果必須從外界吸收 功才能使一個(gè)反應(yīng)進(jìn)行，則該反應(yīng)是非自 發(fā)的。,2020/8/5,三.吉布斯自由能,焓(H),熵(S)都是與化學(xué)反應(yīng)方向有關(guān)的熱力學(xué)函數(shù).焓變不能單獨(dú)用作判別自發(fā)反應(yīng)方向的判據(jù).熵變雖然可以單獨(dú)用作判別自發(fā)反應(yīng)方向的判據(jù),但只限于孤立體系.,2020/8/5,G = H - TS 稱吉布斯自由能 單位：kJ.mol-1,1.吉布斯自由能變與化學(xué)反應(yīng)的方向,恒溫恒壓下體系狀態(tài)變化

17、時(shí),吉布斯 自由能變?yōu)椋?G =H- TS,吉布斯定義了一個(gè)體現(xiàn)這種性質(zhì)的函 數(shù)G,其定義為:,2020/8/5,熱力學(xué)告訴我們：在等溫等壓不做非膨脹功條件下,自發(fā)的化學(xué)反應(yīng)總是向體系吉布斯自由能變減少的方向進(jìn)行(熱力學(xué)第二定律),吉布斯自由能變判斷反應(yīng)方向的判據(jù)是：,G 0 非自發(fā)過程 G = 0 平衡狀態(tài),2020/8/5,2.反應(yīng)溫度對吉布斯自由能變及反應(yīng)方向的影響,類 型,H,S,G = H-TS,反 應(yīng),情 況,舉 例,1 - + -,下皆自發(fā),任何溫度,2O3(g)3O2(g),2 + - +,任何溫度,下非自發(fā),CO(g) C(s),+,O2(g),3 - -,高溫為+,低溫為-

18、,高溫非自發(fā) 低溫自發(fā),HCl(g)+NH3(g) NH4Cl(s),4 + +,高溫為- 低溫為+,高溫自發(fā) 低溫非自發(fā),CaCO3（g） CaO(s)+CO2(g),2020/8/5,3.反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾吉布斯自由能變,規(guī)定:在指定溫度T時(shí)，由穩(wěn)定單質(zhì)生成單位量(1mol)純物質(zhì)的反應(yīng)標(biāo)準(zhǔn)吉布斯自由能變?yōu)樵撐镔|(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)生成吉布斯自由能。,符號:fGm(T) 單位：kJ.mol-1,2020/8/5,某一溫度下，各物質(zhì)處于標(biāo)準(zhǔn)態(tài)時(shí)化 學(xué)反應(yīng)的摩爾吉布斯自由能的變化。,通式：,rGm(T)= BBfGm,B(T),符號：rGm(T) 單位：kJ.mol-1,反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾吉布斯自由能變:,2020

19、/8/5,吉布斯函數(shù)判據(jù)的應(yīng)用,反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行的判據(jù)是rGm(T)， 不是rGm(T)。若反應(yīng)是在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài) 下進(jìn)行的，此時(shí):,rGm(T)=rGm(T),因此可用rGm(T)0 代替rGm(T)0 判斷反應(yīng)的自發(fā)性。,2020/8/5,rGm= 2(-371.1)-2(-300.19)kJ.mol-1 =-141.82 kJ.mol-1,例如：對于： 2SO2（g）+O2（g）=2SO3（g） 在25，標(biāo)準(zhǔn)條件下向什么方向進(jìn)行？,解: fGm,B/kJ.mol-1 -300.19 0 -371.1,答: rGm 0 所以，反應(yīng)向正方向自發(fā) 進(jìn)行。,2020/8/5,若反應(yīng)是在任意狀態(tài)下進(jìn)行的;

20、rGm(T)又無法計(jì)算; 此時(shí)可用rGm(T)作近似判斷：,rGm(T) 40kJ.mol-1 反應(yīng)非自發(fā) -40kJ.mol-1rGm(T) 40kJ.mol-1 需具體分析,2020/8/5,例如：制備甲烷的反應(yīng) CH3OH（l）CH4（g）+,O2,在25下能否自發(fā)進(jìn)行？,解： fGm,B/kJ.mol-1-166.3 -50.72 0,rGm=(-50.72+166.3)kJ.mol-1 =115.58kJ.mol-1,答:因?yàn)閞Gm40 kJ.mol-1所以不能自 發(fā)進(jìn)行。,2020/8/5,上例可進(jìn)一步計(jì)算：在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下可以 自發(fā)進(jìn)行的最低溫度。,O2,fHm,/kJ.mol-1

21、-238.7 -74.81 0,Sm,/J.mol-1.K-1 127 188 205.14,rHm(298.15K)=163.89kJ.mol-1 rSm(298.15K)=163.57J.mol-1.K-1,解： CH3OH（l）CH4(g)+,2020/8/5,平衡溫度即轉(zhuǎn)化溫度,此時(shí)rGm=0 按吉-亥方程 rGm(T) rHm(298.15K)-TrSm(298.15K) 所以 TrHm(298.15K)/rSm(298.15K) =1001.96K(729),2020/8/5,第四節(jié) 化 學(xué) 平 衡,一 .可逆反應(yīng)與化學(xué)平衡,化學(xué)平衡狀態(tài)：可逆反應(yīng)進(jìn)行到一定 程度時(shí)，體系中反應(yīng)物與

22、生成物的濃度 不再隨時(shí)間而改變，反應(yīng)似乎已“停止”。體系的這種表面上靜止的狀態(tài)叫做化學(xué)平衡狀態(tài)。,化學(xué)平衡特征(1)一種動(dòng)態(tài)平衡。 (2)平衡時(shí)，正、逆反應(yīng)速率相等。,2020/8/5,(3)暫時(shí)的,相對的,有條件的. (4)平衡可以從兩個(gè)方向達(dá)到. (5)用rGm(T)反應(yīng)方向.,2020/8/5,二.平衡常數(shù),實(shí)驗(yàn)表明，在一定溫度下，化學(xué)反應(yīng) 處于平衡狀態(tài)時(shí)，各有關(guān)物質(zhì)濃度（分 壓)之積的比值是一個(gè)確定的值。,如：對于平衡： aA + bB,gG + dD,KC =,稱濃度平衡常數(shù),KP =,稱分壓平衡常數(shù),2020/8/5,1 標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù),gG(g)+dD(g),在平衡狀態(tài)下有：,K是

23、量綱為1的量。,例如，對于反應(yīng): aA(g)+bB(g),2020/8/5,關(guān)于平衡常數(shù)的討論,（1）平衡常數(shù)的物理意義：,K值越大，反應(yīng)向正方（右）進(jìn)行 得越徹底；,（2）平衡常數(shù)的性質(zhì)：,K值不隨濃度(分壓)而變化，但受 溫度影響；,（3）關(guān)于平衡常數(shù)表達(dá)式: a. 與反應(yīng)方程式寫法有關(guān)；,2020/8/5,b. sl.不表示在方程式中； c. 適用于一切平衡系統(tǒng)。,（4）多重平衡規(guī)則： 若: 反應(yīng)1=反應(yīng)2+反應(yīng)3 則： K1=K2.K3,這是一個(gè)重要的規(guī)則，適用于各種多 重平衡系統(tǒng)。,2020/8/5,已知:SO2(g)+,O2(g),SO3(g) K1=20,NO2(g),NO(g)

24、+,O2(g)K2=0.012,+),則: SO2(g)+NO2(g),SO3(g)+NO(g),K= K1. K2 =200.012=0.24,如,2020/8/5,(5)壓力商 Jp,濃度商Jc Jc(Jp)K 逆向進(jìn)行 Jc(Jp)K 正向進(jìn)行 Jc(Jp)=K 平衡,2020/8/5,2 吉布斯函數(shù)變與平衡常數(shù),根據(jù)化學(xué)反應(yīng)等溫方程： rGm(T)=rGm(T)+2.303RTlgJc(Jp) 當(dāng)反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)時(shí)rGm(T)=0， Jc(Jp)=K 于是有：0=rGm(T)+2.303RTlgK 則 rGm(T)= -2.303RTlgK,2020/8/5,3 平衡常數(shù)與溫度的關(guān)系,

25、將式 : rGm(T) rHm(298.15K) - TrSm(298.15K) 代入(另行板書) 4 氣相反應(yīng)的平衡常數(shù),2020/8/5,分壓定律,*在氣體混合物中，各組分氣體各自對 容器壁 產(chǎn)生的壓力稱為組分氣體的分 壓力（pB）。,P =BpB,*氣體混合物的總壓力（P）等于各組 分氣體分壓力之和,稱為分壓定律。,2020/8/5,*組分氣體分壓力的計(jì)算： （1）pB =P,=P.xB,=P.VB%,其中:xB 稱物質(zhì)的量分?jǐn)?shù).若氣體混合物由A（g）、B（g）組成，則：xB+xA=1,其中：VB 稱分體積; VB% 稱體積百分?jǐn)?shù)。,（2）pB =P,2020/8/5,三.非平衡條件下,

26、反應(yīng)體系的Jc(Jp)對反應(yīng)方向的影響,1.標(biāo)準(zhǔn)態(tài)時(shí): rGm(T)=rGm(T)+2.303RTlgJc(Jp) 中Jc(Jp)=1 所以 rGm(T)=rGm(T),2020/8/5,2.非標(biāo)準(zhǔn)態(tài)時(shí): rGm(T)又無法計(jì)算; 此時(shí)可用rGm(T)作近似判斷：,rGm(T) 40kJ.mol-1 反應(yīng)非自發(fā) -40kJ.mol-1rGm(T) 40kJ.mol-1 需具體分析,2020/8/5,四 化學(xué)平衡的移動(dòng),一切平衡都是相對的、有條件的。 當(dāng)原來建立平衡的條件發(fā)生變化時(shí)，原 平衡狀態(tài)被破壞，經(jīng)過一段時(shí)間之后， 便會(huì)建立起適合于新條件的新的平衡。,由于外界條件的改變而使可逆反應(yīng)從 一種

27、平衡狀態(tài)向另一種平衡狀態(tài)轉(zhuǎn)化的 過程叫做化學(xué)平衡的移動(dòng)。,2020/8/5,1 壓力對平衡常數(shù)的影響,（此時(shí)溫度不變，因而K為定值）,在反應(yīng)系統(tǒng)中提高某反應(yīng)物的分壓 (濃度)，則：,Jc(Jp) K 平衡向左移動(dòng)(逆方向自發(fā)),(1) 分壓力（濃度）的影響：,2020/8/5,總壓的改變將同等程度地改變各組分 氣體的分壓力，因此平衡移動(dòng)的方向?qū)?決定于各組份氣體計(jì)量數(shù)的代數(shù)和。,即，總壓力增加時(shí): BB0 的反應(yīng)，平衡左移(逆方向) BB=0 的反應(yīng)，平衡不受的影響。,(2) 總壓力的影響：,2020/8/5,例如：,N2(g)+3H2(g),2NH3(g) BB0,C(s)+O2(g),2CO(g) BB0,CO(g)+H2O(g),CO2(g)+H2(g) BB=0,增加總壓力，使反應(yīng)1正向移動(dòng)； 使反應(yīng)2逆向移動(dòng)； 不能使反應(yīng)3移動(dòng)。,2020/8/5,2 溫度對化學(xué)平衡的影響,溫度的改變會(huì)改變K，其實(shí)質(zhì)是通過 反應(yīng)熱（即能量的變化）來影響平衡的 移動(dòng)方向。,和 rGm(T)=rHm(T)-TrSm(T),可得：,根據(jù) lnK=,2020/8/5,按上式可知