1、第一節第一節 熱力學系統和狀態函數熱力學系統和狀態函數第二節第二節 能量守恒和化學反應熱能量守恒和化學反應熱第三節第三節 熵和熵和Gibbs自由能自由能第四節第四節 化學反應的限度和平衡常數化學反應的限度和平衡常數1.1.了解熱力學常用術語，熟悉內能、焓、熵、了解熱力學常用術語，熟悉內能、焓、熵、自由能等狀態函數的特征。自由能等狀態函數的特征。2.熟悉熟悉Hess定律定律，掌握用標準生成熱計算焓，掌握用標準生成熱計算焓變的方法。變的方法。3.3.掌握化學反應自發進行的判據，熟悉熱力掌握化學反應自發進行的判據，熟悉熱力學標準態，掌握標態下自由能的計算；學標準態，掌握標態下自由能的計算； 了解等溫

2、方程式。了解等溫方程式。4.4.了解標準平衡常數及表示方法，熟悉了解標準平衡常數及表示方法，熟悉 濃度、濃度、壓力和溫度對化學平衡的影響。壓力和溫度對化學平衡的影響。第一節第一節 熱力學系統和狀態函數熱力學系統和狀態函數*第二節第二節 能量守恒和化學反應熱能量守恒和化學反應熱*第三節第三節 熵和熵和Gibbs自由自由能能*第四節第四節 化學反應的限度和平衡常數化學反應的限度和平衡常數*本章小結本章小結*參考文獻參考文獻*一、系統和環境一、系統和環境 1.系統系統(system)：作為研究對象的一定量物質作為研究對象的一定量物質 2.環境環境(surrounding)：系統以外并且與系統密系統以

3、外并且與系統密 切相關的部分。切相關的部分。System3.熱力學系統可分為三類熱力學系統可分為三類 ： （根據是否有物質或能量交換。）根據是否有物質或能量交換。） 開放系統開放系統(open system) 封閉系統封閉系統(closed system) 孤立系統孤立系統(isolated system) corkinsulation系統系統物質交換物質交換能量交換能量交換Open systemClosed systemIsolated system孤立系統是一種科學的抽象，以方便問題研究，孤立系統是一種科學的抽象，以方便問題研究，實際上，絕對孤立的系統是不存在的。實際上，絕對孤立的系統是不

4、存在的。二、二、 狀態與狀態函數狀態與狀態函數1. 狀態狀態(State)： 系統的全部性質（物理性系統的全部性質（物理性 質和質和化學性質）的綜合體現，這些性質都是宏觀化學性質）的綜合體現，這些性質都是宏觀的物理量。的物理量。PV=nRT 2.狀態函數狀態函數(State Function) ：描述系統狀態的描述系統狀態的物理量物理量 。系統的全部性質都是系統的狀態函。系統的全部性質都是系統的狀態函數。數。如：氣體體系如：氣體體系: p ,V , n , T3.狀態函數分類：狀態函數分類： 廣度性質廣度性質( Extensive Property )：這這 類性質類性質 具有加合性，如具有加

5、合性，如V，物質的量物質的量 n 等。等。 強度性質強度性質( Intensive Property ) ：這些性質這些性質 沒有加合性，如溫度、壓力等。沒有加合性，如溫度、壓力等。 例如例如50的水與的水與50的水相混合水的溫度的水相混合水的溫度 仍為仍為50。4.狀態函數的特性：狀態函數的特性： 系統的狀態一定，狀系統的狀態一定，狀態函數的值就一定。態函數的值就一定。 系統的狀態改變，狀系統的狀態改變，狀態函數的值可能改變，態函數的值可能改變，但狀態函數的變化值只但狀態函數的變化值只取決于始態和終態，而取決于始態和終態，而與中間變化過程無關。與中間變化過程無關。 AA2 A1 循環過程中狀

6、態函數循環過程中狀態函數的變化值為的變化值為0。A0P1, V1, T1P2, V2, T2path 2path 1path 3 systemq0w0 systemq0w0in out 對于等容的化學反應對于等容的化學反應 V 0， We =0對于固體或溶液反應對于固體或溶液反應 V 0， We 0 1. 反應進度反應進度 ：表示反應進行的程度。單位：表示反應進行的程度。單位：mol 化學反應：化學反應：eE + f F = gG + hH nB(0)反應開始，反應開始， =0時時B的物質的量，的物質的量， nB( )反應反應t時刻，反應進度為時刻，反應進度為 時時B的物質的量；的物質的量；

7、B反應式中物質反應式中物質B的化學計量數，的化學計量數，對于反應物對于反應物， B為負值（如為負值（如E = -e ）；）；對于產物，對于產物，B為正值。為正值。BBB)0()(nn如果選擇的始態其反應進度不為零， 則應表示為反應進度的變化。BBnBB)()(Bnn1.0mol20mol-2.0mol)NH()NH(33n1.0mol15.0mol-4.0mol)N()N(22n1.0mol310mol-7.0mol)H()H(22n2.0mol10mol-2.0mol)NH()(NH33n2.0mol2/1-5.0mol-4.0mol)(N)(N22n2.0mol2/3-10mol-7.0m

8、ol)H()H(22n結論：結論：對于同一反對于同一反 應方程式，應方程式， 的值與選擇何種物的值與選擇何種物質來求算無關。質來求算無關。反應式寫法不同，或者說化學反應的基本單反應式寫法不同，或者說化學反應的基本單元定義不同，反應進度也不同。元定義不同，反應進度也不同。注意：注意： 求算求算 時必須寫出具體的反應方程式。時必須寫出具體的反應方程式。 (1) H2(g)+ 1/2 O2(g) =H2O(l) = -285.8kJ mol-1(2)2H2(g)+O2(g)=2H2O(l) = -571.6kJ mol-1(3)C(石墨石墨)+O2(g)=CO2(g) = -393.5kJ mol-

9、1m,298.15rHm,298.15rHm,298.15rH4. 的意義的意義 H：等壓反應熱等壓反應熱(或焓變或焓變)， H為負值：放熱為負值：放熱 反應，反應，H為正值：吸熱反應；為正值：吸熱反應； r： 表示反應表示反應(reaction)； m：表示反應進度為表示反應進度為1mol的反應熱；的反應熱； 298.15：反應溫度；：反應溫度；溫度為溫度為298.15K時可省略；時可省略； ：表示標準態，即此反應熱是在標準狀態下的數值表示標準態，即此反應熱是在標準狀態下的數值, 物質所處的狀態不同，反應熱效應的大小也不同。物質所處的狀態不同，反應熱效應的大小也不同。m,298.15rH標準

10、態的含義：標準態的含義：在溫度在溫度T和標準壓力和標準壓力p ( (100kPa) )下物質的狀態。下物質的狀態。氣體：壓力（分壓）為標準壓力的理想氣體；氣體：壓力（分壓）為標準壓力的理想氣體；純液體純液體(或純固體或純固體)： 標準壓力下的純液體標準壓力下的純液體(或純固體或純固體)。溶液：標準壓力下，溶質濃度為溶液：標準壓力下，溶質濃度為1molL-1 或或 質量摩質量摩爾濃度為爾濃度為1molkg-1的理想稀溶液。的理想稀溶液。標準態未指定溫度。標準態未指定溫度。IUPAC推薦推薦298.15K為參考溫度。為參考溫度。熱化學方程式的正確書寫：熱化學方程式的正確書寫：必須寫出完整的化學反應

11、計量方程式，必須寫出完整的化學反應計量方程式， 原因：反應熱與方程式的寫法有關。原因：反應熱與方程式的寫法有關。要標明參與反應的各種物質的狀態，要標明參與反應的各種物質的狀態， 用用g，l和和s分別表示氣態、液態和固態，分別表示氣態、液態和固態， 用用aq表示水溶液表示水溶液(aqueous solution)。 如固體有不同晶型，還要指明是什么晶型。如固體有不同晶型，還要指明是什么晶型。要標明溫度和壓力。標態下進行的反應要標要標明溫度和壓力。標態下進行的反應要標 “ ”。 298.15K下進行的反應可不標明溫度下進行的反應可不標明溫度要標明相應的反應熱。要標明相應的反應熱。 化學反應一般都在

12、等壓或等容條件下進行， 等壓反應熱 Qp=H ，等容反應熱 QV=U， 而 H和和 U與中間過程無關。與中間過程無關。所以， 等壓反應熱和等容反應熱與中間過程無關。由已知的熱化學方程式計算反應熱由已知的熱化學方程式計算反應熱例例6-2 已知在已知在298.15K下，下列反應的標準摩爾焓變下，下列反應的標準摩爾焓變(1) C(gra) + O2(g) = CO2(g) = -393.5kJmol-1(2) CO(g) + O2(g) = CO2(g) = -282.99kJmol-1求：求：(3)C(gra) + O2(g) = CO (g) 的的 ？m,1rHm,2rHm,3rH2121 C(

13、gra) + O2(g) CO2(g)CO(g) + O2(g)21m,2rHm,3rHm,1rH（3 3）（2 2）m,1rHm,3rHm,2rH=+由由Hess定律定律:m,1rHm,3rHm,2rH=-(1) Hess定律可以看成是定律可以看成是“熱化學方程式的代數加減熱化學方程式的代數加減法法”: 反應方程式相加減，則反應熱相加減。反應方程式相加減，則反應熱相加減。m,1rHm,3rHm,2rH=-2121 “同類項同類項”(即物質和它的狀態均相同即物質和它的狀態均相同)可可以以 合并、消去，合并、消去， 移項后要改變相應物質的化學計量系數的移項后要改變相應物質的化學計量系數的 符號符

14、號。 若反應式乘以系數，則反應熱也要乘以相若反應式乘以系數，則反應熱也要乘以相 應的系數。應的系數。由標準摩爾生成焓計算反應熱由標準摩爾生成焓計算反應熱n物質物質B的標準摩爾生成焓：標準狀態下由穩定單質生的標準摩爾生成焓：標準狀態下由穩定單質生成成1mol物質物質B時的焓變。時的焓變。n符號：符號：f Hm ( “ f ”表示表示formation)n單位：單位：kJ mol-1n規定：穩定單質的規定：穩定單質的f Hm為零。為零。 n注意：碳的穩定單質指定是石墨而不是金剛石。注意：碳的穩定單質指定是石墨而不是金剛石。nAg(s)+1/2Cl2(g) AgCl(s) rHm= -127 kJm

15、ol-1nf HmAgCl(s)= rHm= -127 kJmol-1最穩定單質mfH(產物)產物mfH(反應物)反應物mrH根據Hess定律可得：- (反應物反應物)mrHmfHmfH(產物產物)=mfHmrHmfH(產物)(反應物)+例：葡萄糖在體內供給能量的反應是最重要的生物化學例：葡萄糖在體內供給能量的反應是最重要的生物化學氧化反應之一。試用標準摩爾生成焓計算其標準摩氧化反應之一。試用標準摩爾生成焓計算其標準摩爾反應熱爾反應熱 C6H12O6(s)+6O2(g) 6CO2(g)+6H2O(l) 解：查表得解：查表得:f HmC6H12O6(s)= -1274.5 kJmol-1n f

16、HmCO2(g)= -393.51kJmol-1n f HmH2O(l)= -285.83 kJmol-1n rHm= 6 f HmCO2(g) + 6f HmH2O(l)n -f HmC6H12O6(s) - 6f HmO2(g)n = -2801.6 KJmol-1 根據根據298.15K時的時的f Hm數據可求得反應的數據可求得反應的rHm 溫溫度對產物和反應物的度對產物和反應物的f Hm 影響相近，故影響相近，故Tm,rHm,298.15KrH (反應物反應物)mrHmfHmfH(產物產物)=n 自然界中的一切過程都符合能量守恒定律即熱力自然界中的一切過程都符合能量守恒定律即熱力學第一

17、定律。例如：下列實驗事實。學第一定律。例如：下列實驗事實。n1）熱能自動由高溫物體向低溫物體傳遞，）熱能自動由高溫物體向低溫物體傳遞，n 且吸熱放熱，直到等溫。且吸熱放熱，直到等溫。 n2）水從高處自動向低處流。）水從高處自動向低處流。 3）氫氣與氧氣點燃后，自動燃燒生成水。）氫氣與氧氣點燃后，自動燃燒生成水。.n 是不是所有符合熱力學第一定律的過程在自然界是不是所有符合熱力學第一定律的過程在自然界都能自動發生？都能自動發生？n 這些過程的逆過程在自然界中都不能自動發生，這些過程的逆過程在自然界中都不能自動發生，因此符合熱力學第一定律的過程不一定能自動發生。因此符合熱力學第一定律的過程不一定能

18、自動發生。1. 自發過程自發過程(spontaneous process)：在一定條件下不需要任何在一定條件下不需要任何外力推動就能自動進行的過程。外力推動就能自動進行的過程。 Waterice2. 基本特征：基本特征： 單向性自動地向一個方向進行，單向性自動地向一個方向進行，不會自動地逆向進行。不會自動地逆向進行。 具有作功的能力作功能力實際上具有作功的能力作功能力實際上是過程自發性大小的一種量度。是過程自發性大小的一種量度。 具有一定的限度進行到平衡狀態具有一定的限度進行到平衡狀態時宏觀上就不再繼續進行。時宏觀上就不再繼續進行。n自發的化學反應的推動力自發的化學反應的推動力n許多放熱反應許

19、多放熱反應(即即H0)都是自發反應。都是自發反應。n放出熱量放出熱量(或或H0) 是推動化學反應自發進行的唯一是推動化學反應自發進行的唯一推動力？推動力？n 發現很多例外。固體發現很多例外。固體KNO3的溶解過程是一個典的溶解過程是一個典型的吸熱過程。型的吸熱過程。n 顯然，自發過程的推動力除了焓變因素外，一定顯然，自發過程的推動力除了焓變因素外，一定還有其它推動力。這個推動力是什么？還有其它推動力。這個推動力是什么？ 3. 規定熵規定熵(conventional entropy)： 熵值以熵值以T=0K時，時，S=0為比較標準而求算出的。為比較標準而求算出的。標準摩爾熵標準摩爾熵(stand

20、ard molar entropy)：n 在標準狀態下在標準狀態下1mol物質的規定熵。物質的規定熵。n 符號：符號： Sm，單位：單位：JK-1mol-1。注意：注意：n穩定單質的穩定單質的f Hm為零為零 , 穩定單質的穩定單質的Sm不為零。水溶不為零。水溶液中離子的液中離子的Sm ，是在水合是在水合H+離子的標準摩爾熵值為離子的標準摩爾熵值為零的規定基礎上求得的相對值。零的規定基礎上求得的相對值。4. Sm的變化規律：的變化規律：同一物質的不同聚集態，同一物質的不同聚集態，n (氣態氣態) (液態液態) (固態固態)n對于同一種聚集態的同類型分子，復雜分子對于同一種聚集態的同類型分子，復

21、雜分子n 比簡單分子的比簡單分子的 值大，如值大，如 (CH4, g) (C2H6, g) (C3H8, g)n對同一種物質，溫度升高，熵值加大。對同一種物質，溫度升高，熵值加大。mSmSmSmSmSmSmS5. 熵變（熵變（S）的計算的計算 運用運用Hess law進行計算進行計算 ; 由由Sm計算計算r Sm 由于熵是廣度性質，因此計算時要注意乘以反應由于熵是廣度性質，因此計算時要注意乘以反應式中相應物質的化學計量系數。式中相應物質的化學計量系數。 由于溫度改變時，由于溫度改變時， (產物產物)和和 (反應物反應物)的改的改變相近，可以近似認為：變相近，可以近似認為： (產物)mrSmSm

22、S = (反應物)mSmSmrSmrS(T) (298.15K)6. 熵增加原理熵增加原理n 推動化學反應自發進行的因素有兩個：推動化學反應自發進行的因素有兩個：n 能量降低；能量降低； 系統的混亂度增大即熵增加。系統的混亂度增大即熵增加。 孤立系統：系統和環境之間既無物質的交換，孤立系統：系統和環境之間既無物質的交換， 也無能量的交換。也無能量的交換。n 推動化學反應自發進行的因素只有一個：熵增加。推動化學反應自發進行的因素只有一個：熵增加。 熵增加原理（熱力學第二定律）熵增加原理（熱力學第二定律） :在孤立系統的在孤立系統的 任何自發過程中，系統的熵總是增加的。任何自發過程中，系統的熵總是

23、增加的。 數學表達式為：數學表達式為： S 孤立孤立 0 如果把與系統有物質或能量交換的那一部分如果把與系統有物質或能量交換的那一部分環境環境 和系統一起構成一個新的系統，這個新和系統一起構成一個新的系統，這個新系統可以看成孤立系統，其熵變為系統可以看成孤立系統，其熵變為S總總。 則：則：S總總= S 系統系統 +S 環境環境 0Why does a room get untidy; why does it not just get more tidy?n化學反應自發性熵判據：化學反應自發性熵判據： n S總總 0 自發過程；自發過程；n S總總 0 非自發過程，其逆過程自發；非自發過程，其逆

24、過程自發；n S總總 = 0 平衡。平衡。 化學反應一般在等溫等壓下進行的，化學反應一般在等溫等壓下進行的， 所以：所以：Qr系統系統 = H系統系統Qr環境環境 ：可逆過程：可逆過程環境從系統吸收的熱環境從系統吸收的熱TQ環境rS 環境環境 =TQ系統rTH系統S 環境環境 = -熵增加原理熵增加原理S總總= S 系統系統 +S 環境環境 0TH系統S 系統系統 - 0 n G越負，此化學反應自發的趨勢就越大。越負，此化學反應自發的趨勢就越大。自由能自由能(free energy) 定義式：定義式：G = H - TS特點：特點： G是狀態函數是狀態函數G無法測絕對值無法測絕對值G是廣度性質

25、是廣度性質G反映了做非體積功的能力等溫等壓條件下：反映了做非體積功的能力等溫等壓條件下：n G = Wf，最大最大 。 Wf，最大最大 ：可逆過程中對外作的最大非體積功。：可逆過程中對外作的最大非體積功。 在等溫等壓條件下，在等溫等壓條件下， (TS) = TS G = H - TS 此式是著名的此式是著名的Gibbs方程。方程。 它把影響化學反應自發性的兩個因素：能它把影響化學反應自發性的兩個因素：能量量(H)及混亂度及混亂度(S)完美地統一起來了。完美地統一起來了。G = H - TSG = H (TS)J. Willard Gibbs1838 1903n轉向溫度：轉向溫度：G = 0時的

26、溫度，即化學反應已時的溫度，即化學反應已到達平衡的溫度。到達平衡的溫度。 通過改變溫度，來改變反應自發進行的自發通過改變溫度，來改變反應自發進行的自發方向方向SHT轉向 = rG = (產物產物) (反應物反應物) 自由能自由能G的絕對值無法測定。要計算反應的的絕對值無法測定。要計算反應的rG ,就得用類似由標準摩爾生成熱計算反應就得用類似由標準摩爾生成熱計算反應熱的方法解決，由標準摩爾生成自由能計算熱的方法解決，由標準摩爾生成自由能計算反應自由能變。反應自由能變。 （產物）（產物） （反應物）（反應物）GGmrGmfGmfG方法方法1： 用標準摩爾生成自由能計算用標準摩爾生成自由能計算298

27、.15K下的下的rGm 標準摩爾生成自由能：標準摩爾生成自由能： 在標準狀態下由最穩定單質生成在標準狀態下由最穩定單質生成1mol物質物質B時的自時的自由能。符號：由能。符號： fGm ，單位：單位：kJmol-1。穩定單質的標準摩爾生成自由能為零。穩定單質的標準摩爾生成自由能為零。n rGm fGm (產物產物) - fGm (反應物反應物) rG m,298.15 =r Hm,298.15 298.15r Sm,298.15 r G m,T =r Hm,T - Tr Sm,T r Hm,298.15 - Tr Sm,298.15注意：注意：r Hm,T r Hm,298.15 r Sm,T

28、 r Sm,298.15 rG m,T rG m,298.15 n例例1：在：在1000下用下用H2能否將能否將CdS還原為還原為Cd？n已知已知 H2(g) + S(g) H2S(g) n rGm,1 = -49.10 kJmol-1n Cd(g) + S(g) Cd S(g)n rGm,2 = -122.7 kJmol-1 n例例2： CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)nf Hm (kJmol-1) -1207 -635 -394nf Gm (kJmol-1) -1129 -604 -395n求：（求：（1）1000時反應能否自發進行時反應能否自發進行n （2）反應自發進行的

29、最低溫度）反應自發進行的最低溫度四、非標準態下自由能變的計算四、非標準態下自由能變的計算n對于任意的等溫反應對于任意的等溫反應 aA + bB = dD + eEn rGm= r G m + RT lnQ 等溫方程式等溫方程式n Q（反應商）：產物濃度（壓力）的冪乘積與反反應商）：產物濃度（壓力）的冪乘積與反應物濃度（壓力）的冪乘積之比。應物濃度（壓力）的冪乘積之比。 Q無單位。無單位。n 溶液反應溶液反應: Q = (cD/c)d (cE/c)e /(cA/c)a (cB/c)bn 氣體反應氣體反應: Q = (pD/p)d (pE/p)e /(pA/p)a (pB/p)bn 其中其中 c

30、=1mol.L-1 ; p =100kPa n注意：純固體，純液體不寫入注意：純固體，純液體不寫入Q的表達式中的表達式中第四節 化學反應的限度和平衡常數第四節 化學反應的限度和平衡常數 對于任意溶液 反應：aA+bB=dD+eE 當反應達到平衡時， K稱為標準平衡常數。稱為標準平衡常數。 當反應物、產物中有氣體物質（平衡分壓 為 p )，則氣體物質用 p / p 代替濃度項。baed)B()A)E()D(ccccK 第四節 化學反應的限度和平衡常數說明 K是單位為一的量。 K越大，化學反應向右進行得越徹底。n因此標準平衡常數是一定溫度下，化學反應可能進行的最大限度的量度。 K只與反應的本性和溫

31、度有關， 與濃度或分壓無關。第四節 化學反應的限度和平衡常數在稀溶液中，若溶劑參與反應，其濃度可以看成常數，在稀溶液中，若溶劑參與反應，其濃度可以看成常數，也不寫入表達式中；也不寫入表達式中；CaCO3(s)CaO(s) CO2(g)+CO2ppK=H A c + H2OH3O+A c-)HAc ()Ac)(OH (3cccK第四節 化學反應的限度和平衡常數正、逆反應的正、逆反應的K互為倒數。互為倒數。 即即K 正正 K逆逆1第四節 化學反應的限度和平衡常數 對于溶液中的反應：對于溶液中的反應：aA+bB=dD+eE Kc :濃度平衡常數。濃度平衡常數。 對于氣體反應：對于氣體反應： KP :

32、壓力平衡常數。壓力平衡常數。 當當a+b=d+e時，時，Kc和和Kp 無單位，與無單位，與K在數值上相等，在數值上相等， 當當a+bd+e時，時，Kc和和Kp有單位，有單位， Kc與與K在數值上相在數值上相等。等。Kc和和Kp均稱為實驗平衡常數。均稱為實驗平衡常數。baedCBAEDKbBaAeEdDpppppK第四節 化學反應的限度和平衡常數第四節 化學反應的限度和平衡常數三三 、用標準平衡常數判斷自發反應方向、用標準平衡常數判斷自發反應方向n 任意反應的摩爾自由能變可以用化學反應的任意反應的摩爾自由能變可以用化學反應的n等溫式等溫式 計算：計算：nrGm= r G m + RT lnQn當

33、反應達到平衡時，當反應達到平衡時， rGm = 0，反應商反應商Q = K 0 = r G m + RT ln K r G m = - RT ln Kn此式也稱為化學反應的等溫方程式。此式也稱為化學反應的等溫方程式。第四節 化學反應的限度和平衡常數第四節 化學反應的限度和平衡常數四、四、 多重平衡多重平衡(multiple equilibrium)定義：定義： 在一定條件下，在一個反應系統中一個或在一定條件下，在一個反應系統中一個或 多個物種多個物種同時參與兩個或兩個以上的化學反應，并共同達到同時參與兩個或兩個以上的化學反應，并共同達到化學平衡。化學平衡。基本特征：基本特征： 參與多個反應的物

34、種的濃度或分壓必須同時滿足這些參與多個反應的物種的濃度或分壓必須同時滿足這些平衡。平衡。 規律：反應相加減，則規律：反應相加減，則rG m相加減；相加減；K相乘除。相乘除。標準平衡常數和實驗平衡常數均適用。標準平衡常數和實驗平衡常數均適用。第四節 化學反應的限度和平衡常數第四節 化學反應的限度和平衡常數1. 濃度對化學平衡的影響對于任意一化學反應，在等溫下其自由能變為：對于任意一化學反應，在等溫下其自由能變為： rGm RT ln (Q / K)如果反應商如果反應商Q = K ，rGm = 0，反應達到平衡。反應達到平衡。如果增加反應物的濃度或減少生成物的濃度，將使如果增加反應物的濃度或減少生

35、成物的濃度，將使 Q K ，則則 rGm 0 ，原有平衡被破壞，反應自原有平衡被破壞，反應自 發正向進行，直到發正向進行，直到Q=K，反應建立反應建立 新的平衡為止。新的平衡為止。反之，平衡逆向移動。反之，平衡逆向移動。第四節 化學反應的限度和平衡常數對于氣體參與的任意一反應：對于氣體參與的任意一反應：aA+bB=dD+eE 增加反應物的分壓或減小產物的分壓，將使增加反應物的分壓或減小產物的分壓，將使Q K，則則 rGm 0， 平衡向右移動。反之，平衡逆向移動平衡向右移動。反之，平衡逆向移動. 其影響與濃度對化學平衡的影響完全相同。其影響與濃度對化學平衡的影響完全相同。第四節 化學反應的限度和

36、平衡常數 對一個已達平衡的氣體化學反應，改變系統對一個已達平衡的氣體化學反應，改變系統的總壓，對化學平衡的影響將分兩種情況：的總壓，對化學平衡的影響將分兩種情況： 當當a+b=d+e，改變總壓都不會改變改變總壓都不會改變Q值，仍值，仍然有然有Q = K，平衡不發生移動；平衡不發生移動； 當當a+bd+e，改變總壓將改變改變總壓將改變Q值，使值，使Q K ， 平衡將發生移動。平衡將發生移動。 增加總壓力，平衡將向氣體分子總數減增加總壓力，平衡將向氣體分子總數減少的方向移動。減小總壓力，平衡將向氣體少的方向移動。減小總壓力，平衡將向氣體分子總數增加的方向移動。分子總數增加的方向移動。第四節 化學反

37、應的限度和平衡常數3. 溫度對化學平衡的影響溫度對化學平衡的影響 溫度對化學平衡的影響與濃度或壓力對溫度對化學平衡的影響與濃度或壓力對化學平衡的影響完全不同，因為濃度或壓力化學平衡的影響完全不同，因為濃度或壓力只改變只改變Q值，值， K不改變。不改變。 但是溫度改變，但是溫度改變， K值也將改變。值也將改變。mrmrmrSTHGmrln KRTG第四節 化學反應的限度和平衡常數 兩式合并得：兩式合并得： KlnRSRTHKmrmrln第四節 化學反應的限度和平衡常數 設在溫度為設在溫度為T1和和T2時反應的標準平衡常數分時反應的標準平衡常數分別為別為K1 和和 K2 RSRTHKmrmrlnR

38、SRTHKmr2mr2lnRSRTHKmr1mr1ln第四節 化學反應的限度和平衡常數 兩式相減得：兩式相減得： 如果知道如果知道T1 、T2 、 K1 、K2 和和 中的四中的四個數，就能求出第五個數的數值個數，就能求出第五個數的數值 討論：對于正向吸熱反應，討論：對于正向吸熱反應， rHm 0，當升當升高溫度時，即高溫度時，即T2T1，必然有必然有K2 K2 ，平平衡將向吸熱反應方向移動；衡將向吸熱反應方向移動；)(ln2112mr12TTTTRHKKmrH第四節 化學反應的限度和平衡常數 對于正向放熱反應，當升高溫度，平衡向逆對于正向放熱反應，當升高溫度，平衡向逆 反應方向移動反應方向移動(逆反應為吸熱反應逆反應為吸熱反應)。 結論：結論： 升高溫度，平衡向吸熱反應方向移動。升高溫度，平衡向吸熱反應方向移動。 rHm絕對值越大，溫度改變對平衡的影響越絕對值越大，溫度改變對平衡的影響越大。大。)(ln2112mr12TTTTRHKK第四節 化學反應的限度和平衡常數4. Le Chatelier原理原理定義定義 ：平衡向著消除外來影響，恢復原有狀態的方向：平衡向著消除外來影響，恢復原有狀態的方向移動。移動。 例如，在上述平衡體系中，增大例如，在上述平衡體系中，增大HAc的濃度，