1、第四章化學平衡核心內容： 恒T、p、W =0下，化學反應自發GT,p,W =0<平衡反向自發主要內容：化學反應 G K的計算及過程方向的判斷。入、內容提要1、化學反應自發進行和達到平衡的條件自發平衡T,p,W =0反向自發其中，V 8為B的化學計量數，對于產物"B取 正值，對于反應物"B取負值。2、理想氣體化學反應的等溫方程（分壓的影響）和反應方向的具體判據ee0 :0 RT ln Qp0: RTln K RTlnQppQp二 RTln K <0 自發（Qp< Ke ）Ch=0 平衡 （Qp=K ）>0反向自發（Qp> Ke）式中： rGm =

2、'¥ b" B為標準摩爾反應吉布斯 函數變化，K為標準平衡常數，K 1 exp(-rGRT/JBeqpB x B)p=f(T)3、理想氣體化學反應平衡常數的其他表示法及其相互關系 除了標準平衡常數外，實際應用中常用經驗平衡 常數 Kp、Kc、K、KyeqB二(PB q) B(P ) BBeq(-pB ) B(1) Kp： K = b( / ) p0- 2 V RK = Kp(p) BK僅是溫度的函數，Kp也只與溫度有關。(2)Kc：理想氣體nBPBV=nBRT p b= vRT 二 cBRTeq i(RBCbRT B )PcB(RT) BCB ( u ) P; Kc

3、(RT)pKc也只與溫度有關eqB (小(3) Ky： pB=pyB,、口 p ''' ByBB(-p)BpK，Ky與溫度和總壓有關nBPb = p(4) Kn：£ nBBeqK7(女)B'()")BKn(A) B= p nKn與溫度、總壓和惰性氣體有關。綜合以上各式得：K 二 RRT RKp(P ) B=KcL) BPp Bp B二 Ky(衛)B . Kn() B pp n» k 一 一八， ，6當乙 B 一 0時，K =Kp=Kc=Ky=Kn4、有純凝聚態物質參加的理想氣體反應的標準平衡常數 若理想氣體化學反應中有純固態或純液態

4、參加 時，由于常壓下純凝聚態物質的化學勢可近似為標準態化學勢，即"B（cd）= "B（cd） （cd表示凝聚態）0因此；Gm=rGmRTlnQpA d S其中 & rGm -工"b" B即對參加反應的所有物質包括凝聚態物質求和。B(g)(eqpB(g)0P)B(g)0即K只考慮氣相組分的平衡分壓5、真實氣體化學反應的標準平衡常數真實氣體的化學勢表達式為- z pB、b = b RTln（與 p ,代入 rGm =工y b b可得：eqeqk：（工）士b（ eq）B : （粵）BBp BB pB為組分B在指定條件下的逸度，fB ="B P

5、B "黑為B的逸度因子，它是溫度eq b和總壓的函數，B（ B ）也是溫度和壓力的函eq b對于理想氣體 B （ B ）=1eq（嗎）B p6、液態混合物或溶液的化學平衡常數對于液態混合物（或溶液）中的化學反應，由于任一組分的化學勢為得:b RTlnaB代入 r G m £B" B可(aBq) bobeq eq bB B B ( B B )口 (寶戶口 (BBeq bB )若反應系統為理想液態混合物或理想稀溶液，則B =1 )從 Y7、標準摩爾吉布斯函數變“ rGm的計算方法000由于A rGm二一 RT In K ,因此由A rGm可求e得K。A 4 .rGm的

6、計算主要有以下三種方法：由"fGm 計算 " rGm : " r Gm =乙"B“ f Gmr GmrHrSr r H mTA r Sm 計算HB f H mfS_A 1由相關反應計算rGm8、化學反應的等壓方程（溫度的影響）, lnK rHm（）P 1TRT2上式是范特霍夫方程的微分式，由此式可進行以 下討論：ln K"、若3Hm > °,即吸熱反應，（1> 0,說明 標準平衡常數隨溫度升高而增大，平衡右移，有 利于反應正向進行。若4 rHm父0 ,即放熱反應，（ln K 八一，說明標準平衡常數隨溫度升高而減小，平衡左

7、移，不利于反應正向進行。對范特霍夫方程的微分式進行積分，可進行有關 計算: 若溫度變化范圍不大，或小BCP,m=°,e4rHm可看作常數時不定積分式lnK二lnC定積分式 K； 1rGm（T2）rGm（Tl） .T2TirH.erHm(1RT2H 1 /-rHm(T2 T1)與前兩式皆為等價式k .8, r若溫度變化范圍不大，或 工BCP,m ' 0 ,H：不能看作常數時ln理 KiT2Ti/g)dTRT29、平衡移動原理(1)升高溫度，反應向吸熱的方向進行；降低 溫度，反應向放熱的方向進行；(2)升高壓力，反應向分子數減少的方向進行；降低壓力，反應向分子數增多的方向進行；(3)