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1、化学化工学院,基础化学,南华大学化学化工学院,基础化学教学课件,课件制作 王晓娟,供临床医学、护理学、麻醉医学、医学影像学、预防医学等专业用,第六章化学热力学基础,第一节 基本概念,第三节 化学反应的方向*,第二节 化学反应中的能量变化*,第四节化学反应的限度和化学平衡*,第五节化学平衡的移动*,第一节基 本 概 念,1.体系和环境,体系(system):人为划定的研究对象,环境(environment):体系以外的与体系相联系的物质世界。,体系的类型,敞开体系：,封闭体系：与环境无物质交换但有能量交换。,隔离体系：与环境既无物质交换也无能量交换。,与环境既有物质交换又有能量交换。,敞开体系,
2、散热（有能量交换）,水蒸发（有物质交换）,未加盖,封闭体系,加盖（无物质交换）,散热（有能量交换）,隔离体系,置于绝热密闭容器中,状态、状态函数,状态(state),是系统各种宏观性质的综合表现,宏观性质：如P、V、T、n、等。,性质定，状态定；性质变，状态变。,状态函数（state function）,定义：,系统状态定，状态函数定；状态函数定，系统状态也定。如果状态函数中一个或几个发生改变，系统状态也会变。,确定系统所处状态的宏观物理量,各状态函数之间有确定的关系，某些状态函数确定了，其他的也就定了,状态函数的分类,强度性质：数值与物质的数量无关，没有加合性。例如：温度、组成等。,广度性质
3、：数值与物质的数量成正比，具有加合性。例如：体积、质量、物质的量等。,过程和途径,体系发生变化的经过,等温过程:,等压过程；,等容过程：,(5)循环过程：系统经一系列变化后又恢复到起始状态,过程(process),绝热过程：系统和环境间没有热交换的过程,3.过程和途径,途径(path),完成变化过程的具体路线,3.过程和途径,始态(1)298K，100kPa,终态(2)373K，50kPa,373K，100kPa,298K，50kPa,等压,等压,等温,等温,途径1,途径1,途径2,途径2,T=T2T1=75 K p=p2p 1=50 kPa,状态函数的变化值只与体系的始态和终态有关，与变化经
4、历的途径无关,热和功,热(heat,Q）体系和环境间因温度差而传递的能量 功(work,W)除热以外其它各种形式传递的能量,Q和W都具有一定的方向性：,环境做功为正（W0），体系做功为负（W0）,体系吸热为正（Q0），体系放热为负（Q0）,热和功的SI单位都为J,功（W）的分类,W We(体积功)+W(非体积功),体积功：系统体积变化而交换的功，如气体的膨胀或压缩。,非体积功：除体积功以外所有其它形式的功，如电功、表面功等。,在恒定外压下，体积功的计算公式,We psur V,式中p外是环境压力，V=V 2 V 1 是体系的体积变化。,当体系被压缩时（V0）体积功为正值，即环境对体系作体积功。
5、,当体系膨胀时（V0）体积功为负值，即体系对环境作体积功。,在等压过程中体系始终态压力p与p外相等,在恒定外压下，体积功的计算公式,We p外 V,等压过程体积功的计算公式,We p V,注意,能量传递是与过程联系在一起的，没有过程就没有能量传递，亦即没有热和功。,热和功是传递中的能量,热和功不是状态函数,热和功的值与过程进行的具体方式有关，,不能仅由始终态加以确定。,V1,气体向真空膨胀过程,向真空膨胀,真空,V2,体积功 We p外 V 0,热力学能(U),体系内的物质含有的一切形式的能量的总和称为体系的热力学能(thermodynamic energy)，又称为内能(internal e
6、nergy)。,热力学能是体系的一个状态函数，是广度性质。,热力学能的绝对值目前尚无法求得,体系从状态1变化到状态2的热力学能的变化值（U=U 2 U 1）很容易通过系统和环境之间传递的热和功的总合求得,焓(enthalpy)-H,定义 H=U+pV,H单位J、kJ。,焓H是一个状态函数.,焓的绝对值尚无法求得。,等压过程H=U+pV,2.热力学第一定律(能量守恒与转化定律),“自然界的一切物质都具有能量，能量有各种不同的形式，并可以从一种形式转化为另一种形式，在转化过程中，能量的总值是恒定不变的。”,U Q+W,热力学第一定律的数学表达式,根据热力学第一定律，应有,注意：热力学第一定律只适用
7、于封闭体系，不适用于敞开体系,例在101.3kPa及100，1.00mol水完全汽化时吸热44.0kJ，计算1.00mol水汽化时热力学能的改变量。,解：,定压过程Qp=44.0kJ，汽化过程体积增大，系统向环境做体积功,W=-pV,设始态水的体积为Vl，终态水蒸气的体积为Vg,V=Vg Vl Vg,U=Qp+W=Qp ngRT=44.0-1.008.31410-3373=40.9kJ,过程的热,等容热（QV）：体系在变化过程中保持体积恒定时的热。,即V=0，W=0,U=QV,对于没有非体积功的等容过程，指定始终态的QV是定值，即QV与途径无关。,过程的热,等压热（Qp）：若体系在变化过程中保
8、持作用于体系的外压力不变时的热。,W=pV,Q=Qp,由热力学第一定律,U=QP+W H=U+pV,H=Qp,H=Qp,过程的热,注意：,上式适用条件是无非体积功 等压,若有非体积功：,H=Qp+W,第二节化学反应中的能量变化,化学反应进度,化学反应式 d D+e E=g G+h H,B为化学计量数，反应物为负，产物取正，SI单位为1；可以是整数，也可是分数。,反应过程中，各物质的变化量nB 之间的关系为,令=,化学反应式 d D+e E=g G+h H,称为化学反应进度，单位 mol简称反应进度,注意：在使用时，要指明具体的反应方程式,化学反应热,在T始 T终，无非体积功的条件下，伴随反应吸
9、收或放出的热量。简称反应热（heat of reaction)。,等温等压、无非体积功：等压反应热 Qp=rH 化学反应在等压(p1p2p外)条件下的反应热,等压反应热与等容反应热,化学反应热,等温等容、无非体积功：等容反应热Qv=rU；,r H=Q p,反应焓,因一般化学反应都是在等温等压条件下进行的，故常将等压反应热直接称为反应热。,反应的摩尔焓变(rHm）,rHm是按照所给的反应式完全反应，即=1mol时的焓变,r是反应（reaction）的缩写，m表示=1mol,rHm SI单位 Jmol-1，常用kJmol-1,反应的摩尔焓变(rHm）,2C(gra)+O2(g)=2CO(g)rHm
10、=221kJmol-1,该式的具体含义是：在没有非体积功、各物质指定温度和压力下，2mol石墨态的碳与1mol氧气反应生成2mol一氧化碳时当反应进度为1mol时体系向环境放热221kJ。,注意：计算一个化学反应的焓变时必须指明反应方程式要注明物质所处的状态,C(gra)+1/2O2(g)=CO(g)rHm=110.5kJmol-1,热化学反应方程式,热化学方程式：是表示化学反应和相关反应热关系的式子,标准状态：指温度T和标准压力p（100kPa）下该物质的状态。,注意：标准态只规定了压力而未指定温度，我国通常选298K。,不同的体系或同一体系的不同状态，状态函数不同，即物质的一些热性质与物质
11、所处的状态有关为了使热力学数值有可比性，需找出基线：,热力学标准态,气体：,溶液：,固体和纯液体：,T,p p=100 kPa,符合理想稀溶液定律溶质B,bB=b=1 molkg-1或 cB=c=1 molL-1,T,p下，纯物质,2C(gra)+O2(g)=2CO(g)rHm，298=221kJmol-1,“r”表示化学反应“m”表示反应进度为1 摩尔,“”表示热力学标准态,“298”表示反应在298K下进行,rHm,称为标准摩尔反应焓（标准摩尔反应热）,热化学反应方程式,书写热化学方程式须注意：,2C(gra)+O2(g)=2CO(g)rHm，298=221kJmol-1,“g”代表气体，
12、“l”代表液体，“s”代表固体(如有不同晶形须注明)，“aq”代表水溶液,各物质要注明状态,书写热化学方程式须注意：,2C(gra)+O2(g)=2CO(g)rHm，298=221kJmol-1,要标明反应温度。,(若反应温度为298K,可不标),反应热与反应式要相对应,C(gra)+1/2 O2(g)=CO(g)rHm=110.5kJmol-1,正、逆反应的反应热数值相等，符号相反。,CO(g)=C(gra)+1/2 O2(g)rHm=110.5kJmol-1,热化学定律（Hesss Law）,不管化学反应是一步完成的，还是分几步完成的，其总的反应热相同。,化学反应热只取决于系统的始终态，与
13、反应过程是一步完成还是分几步完成无关。,rHm(3)=-110.50kJmol-1,(3)Fe3O4(s)+4C(石墨)=3Fe(s)+4CO(g)求在298K时反应的r Hm。,解：,2C(石墨)+O2(g)=2CO(g)3Fe(s)+2O2(g)=Fe3O4(s)Fe3O4(s)+4C(石墨)=3Fe(s)+4CO(g),2：4C(石墨)+2O2(g)=4CO(g)2=,注意,在计算时，相同的物质（聚集状态、晶形也要相同）才可合并、消去在相同条件下，正、逆反应的rHm绝对值相等，符号相反。所选取的有关反应,数量越少越好,避免误差累积,若热化学反应方程式之间存在代数关系,反应热有对应关系,6
14、.标准摩尔生成焓(fHm,T),标准摩尔生成焓:在指定温度下由最稳定的单质生成1mol 某物质时的标准摩尔焓变,按定义，最稳定单质的标准摩尔生成焓等于零。,如：C（石墨）、P（白磷）、S（斜方）I2（s）、H2（g）、O2（g）等。,C(gra)+1/2O2(g)=CO(g),rHm=fHm=110.5kJmol-1,H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l)2H2(g)+O2(g)=2H2O(l),rHm=fHm=-285.85KJmol-1,rHm=2fHm=-571.70KJmol-1,rHm=BfHm(B),反应物取负值，生成物取正值,例:利用标准摩尔生成焓计算下列反应的反应热。,=(
15、-635.1)+(-393.5)-(-1206.9)kJmol-1=178.3 kJmol-1,在指定温度下1 mol某物质完全燃烧时生成标准态的产物的标准反应热称为该物质的标准摩尔燃烧焓(标准摩尔燃烧热）,完全燃烧（或完全氧化）是指该物质中的C、H、S及N等元素氧化后分别生成稳定的CO2(g)、H2O(l)、SO2(g)、N2(g)。,rHm=(-B)cHm(B),反应物取负值，生成物取正值,rHm=(-B)cHm(B),rHm=BfHm(B),例:分别用标准摩尔生成焓和标准摩尔燃烧热计算反应CO(g)2 H2(g)CH3OH(l)在298.15K和100 kPa下的反应热。,rm=B fm
16、（B）=fmCH3OH(l)fmCO(g)2fmH2(g)=238.6(110.5)20 kJmol-1=128.1 kJmol-1,=cmCO(g)2cm H2(g)cmCH3OH(l)=283.02(285.8)(726.1)kJmol-1=128.5 kJmol-1,（2）rm=(-B)cm（B）,例:分别用标准摩尔生成焓和标准摩尔燃烧热计算反应CO(g)2 H2(g)CH3OH(l)在298.15K和100 kPa下的反应热。,课堂练习：,应用盖斯定律进行反应热计算时，必须满足什么条件？定压或定容，不做非体积功。已经定义了f Hm,为什么还要定义c Hm?绝大部分有机化合物不能由单质直
17、接合成。金刚石和O3都是单质，它们的f Hm 都为零。它们均不是最稳定单质,第三节化学反应的方向,自发过程与非自发过程,不需要环境向体系做非体积功就能发生的过程,必须靠环境对体系作非体积功才能进行的过程,自发过程,非自发过程,自发过程共同的基本特性：,(1)自发过程具有单向性。,状态2,状态1,自发过程,非自发过程,高处水,低处水,高温物体,低温物体,高压气体,低压气体,Zn+CuSO4,Cu+ZnSO4,自发流动,抽水机,自发传热,致热机,自发流动,抽气机,自发反应,电解,(2)自发过程具有作功的能力。,高处水,低处水,高温物体,低温物体,高压气体,低压气体,Zn+CuSO4,Cu+ZnSO
18、4,自发流动,推动水轮机做功,自发传热,推动热机做功,自发流动,推动风车做功,自发反应,设计电池做功,(3)自发过程有一定限度。,决定过程方向的因素,1.反应方向与反应热,贝赛洛经验规则:,在没有外界能量参与下,化学反应总是朝着放热更多的方向进行.放热越多，能量降的越低,化学反应越彻底。,如：,C(s)+O2(g)=CO2(g)rHm=-393.51kJmol-1,H2(g)+1/2O2(g)=H2O(g)rHm=-241.84kJ mol-1,热是决定过程方向的重要因素。,但是在现实中有不少吸热过程也是自发过程。,例如,NH4Cl(s)=NH3(g)+HCl(g)rHm=176.91kJmo
19、l-1,热不是决定过程方向的唯一因素。,H2O(s)=H2O(l)rHm=6.01kJmol-1,在不同的状态下，组成系统的微观粒子运动的混乱程度不一样,如冰的融化、氯化铵的分解，系统的混乱度都增加了,2.反应的方向与系统的混乱度,大量的事实表明：,混乱度的增大是除热以外决定过程方向的另一因素。,熵概念初步,熵（S）,熵是用于度量混乱度的物理量,熵是状态函数,是广度性质.,单位 JK-1,热力学第三定律,在0K时，任何纯物质理想晶体的熵值等于零。S0=0,以0 K的纯物质完整晶体为始态,可以通过实验求得物质在其它状态的熵值,规定熵：按照热力学第三定律的规定，通过实验求得的物质在一定状态的熵值,
20、(1)物质含微粒越多，熵值越大。,(2)混合物比相应的纯净物熵值大。,(3)同一物质，温度越高，熵值越大。,标准摩尔熵值大小的一般规律：,(4)同一物质体积越大，熵值越大。,(5)同一物质的不同聚集态中，气态液态固态,(6)系统所含微粒结构越复杂（摩尔质量越大），熵值越大。,熵值相对大小的一般规律：,标准摩尔熵值大小的一般规律：,课堂练习：,Br2(l)、Br2(g)Ar(0.1kPa)、Ar(0.01kPa)HF(g)、HCl(g)CH4(g)、C2H6(g)NH4Cl(s)、NH4I(s)HCl(g,298K)、HCl(g,1000K),试判断下列过程的S是正还是负。冰融化成水 炸药爆炸
21、丙烷燃烧 C3H8(g)+5O2(g)=3CO2(g)+4H2O(g)合成氨反应 N2(g)+3H2(g)=2NH3(g)从溶液中析出结晶,(+),(+),(+),(),(),从以下各对物质中选出有较大混乱度的物质（均为1mol）。除 已注明条件外，每对物质都具有相同的温度和压力。,rSm=BSm(B),标准摩尔反应熵的计算,化学反应的熵变,Sm 213.6 69.94 228.0 205.0,rSm=B Sm（B）,=(6)213.6+(6)69.94+228.0+6205.0 JK1mol1,=243.24 JK1mol1,6CO2(g)+6H2O(1)=C6H12O6(s)+6O2(g)
22、,例 计算下面反应在298.14K的标准摩尔反应熵,NH4Cl(s)=NH3(g)+HCl(g)rSm=284.94Jmol-1K-1 rHm=176.91kJmol-1熵增自发,CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g)rSm=160.59Jmol-1K-1 rHm=177.9kJmol-1熵增非自发,高温变为自发,Fe(s)+3/2O2(g)=Fe2O3(s)rSm=-271.9Jmol-1K-1熵减自发,例 试计算下列反应在298K时的rHm rSm，并说明能否由计算结果判断反应方向。,N2(g)+3H2(g)=2NH3(g)N2(g)+O2(g)=2NO(g),fHm(kJmol-1
23、)0 0-46.11 0 0 90.25Sm(JKmol-1)191.5 130.57 192.3 191.5 205.03 210.65,Gibbs（Qosiah Willard Gibbs,1839-1903年）美国物理化学家,G是由几个状态函数组合而成的，,G=H TS,定义式,因此G是一个状态函数，是一个广度性质。,单位：J、kJ,3.吉布斯自由能(G),G=G2 G1,对于指定的始终态，Gibbs自由能的变化G 是定值，与途径无关。,（因为焓的绝对值目前尚无法求得）,Gibbs自由能G的绝对值尚无法求得,但G是可以通过实验求得的,自发过程的Gibbs自由能判据,等温等压且系统不做非体
24、积功的过程,G 0 自发过程G 0 非自发过程G 0 系统处于平衡,可见，等温等压的自发过程，系统总是朝着Gibbs自由能减少的方向进行,化学反应是否自发的判据,rG m0 化学反应正向自发进行rG m 0 化学反应正向非自发rG m 0 系统处于平衡,单位：J/mol，kJ/mol,rG m 摩尔吉布斯自由能变rG m 标准摩尔吉布斯自由能变,标准摩尔生成吉布斯自由能(fG m),在指定温度T 和100 kPa下,由最稳定单质生成1摩尔指定化合物时的自由能变。,定义：,例如,298K时,rGm=fGm(CH3OH(l)=-116.4kJ/mol,d D+e E,g G+h H,rGm,rGm
25、=BfGm(B),6CO2(g)+6H2O(g)=,C6H12O6(s)+6O2(g),由反应的fGm计算这个反应在298.15K和标准态下能否发生？,解：,该反应正向不能发生,例 下面反应,注意,由吉布斯自由能判断反应能发生,但实际由于反应速度太慢等因素,以致很长时间观察不到反应的进行,如:,fGm(NO2(g)=+51.99kJ/mol,fGm(NO(g)=+86.69kJ/mol,注意,温度对rHm基本无影响,但对rGm的影响很大,还改变了正负,吉布斯方程,定义式:G=H TS,G=H-TS,吉布斯方程:,rG m=rH m-TrS m,rG m=rH m-TrS m,吉布斯自由能是系统
26、提供非体积功的本领.,例 已知反应 CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g)的,求反应在298K时的rGm及反应方向。,解：,r Gm 0，反应逆向自发,定压下反应自发性的类型,类型,任何温度下均为自发过程,任何温度下均为非自发过程,非自发过程自发过程,自发过程非自发过程,rHm rSm rGm 反应情况,低温：高温：,低温：高温：,温度对化学反应方向的影响,r Gm=r Hm Tr Sm,当r Hm与r Sm同号时，有反应方向转化温度,T 转=r Hm/r Sm,例 已知反应 CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g)的,求反应正向自发进行的最低温度。,注意,等温等压下，反应能否自发的
27、判据：,标准状态下，反应能否自发的判据：,化学反应等温方程式,反应式 d D+e E=g G+h H,Q=,当各物质是溶液中的溶质时,Q称为指定反应式的反应商,c(D),c(E),c(G),c(H)浓度 molL-1,相对浓度c/c,c 标准态浓度 1molL-1,Q=,反应商表达式书写要点,1、纯固体、纯液体、溶剂不写入表达式,2、指明反应式,-化学反应等温方程式,上式表明,一定温度压力下,rGm与r Gm和Q之间的关系根据上式可以判断任意状态下的反应自发进行方向 rG m、r Gm的温度必须一致,r Gm=r Gm+RT lnQ,例 欲用MnO2和HCl反应制备Cl2(g)，已知该反应的方
28、程式为MnO2(s)+4H+(aq)+2Cl-(aq)Mn2+(aq)+Cl2(g)+2H2O(l)试问在298K标准态时,反应能否自发发生?,解：,MnO2(s)+4H+(aq)+2Cl-(aq)Mn2+(aq)+Cl2(g)+2H2O(l),-464.8 0-131.17-228 0-237.19,故在298K标准态下，该反应不能自发进行。,例 欲用MnO2和HCl反应制备Cl2(g)，已知该反应的方程式为MnO2(s)+4H+(aq)+2Cl-(aq)Mn2+(aq)+Cl2(g)+2H2O(2)若用12.0molL-1HCl，其它物质仍为标准态,298.15K反应能否自发发生?,（2）
29、用12.0 molL-1HCl时,=24.8103+8.314298.15ln(3.3010-7)=-12.2kJmol-10,反应正向自发,r Gm=r Gm+RT lnQ,课堂练习:,既然水结冰是熵减小过程，那么为何在 低温下水却能自发结冰？,H2O(l)H2O(s),rHm0 rSm0rG m0 时反应自发进行 rGm=rHmT rSm,判断:,放热反应是自发的。对于S0 的反应，高温下非自发。反应的产物分子数比反应物多，则反应的rS必是正值。必须指明是同一物态C3H8(g)+5O2(g)=3CO2(g)+4H2O(l),最稳定单质的fHm、fGm、Sm 皆为零。,最稳定单质的 Sm 0
30、,只是标态时不能自发进行。凡是自发反应都是快速反应。热力学未包括时间因素。,反应的rGm 0,该反应永远不能自发进行。,第四节化学反应的限度和化学平衡,化学平衡,v（速率）,t(时间),v正=v逆 0,动态平衡,标准平衡常数（K）,平衡时 rG m=0,上式表明了一定温度下，一个化学反应的标准平衡常数和标准摩尔吉布斯自由能之间的关系；rG m决定K，即一个反应进行的限度由rG m决定，而与rG m无关。,标准平衡常数的计算,（1）根据r Gm=RT ln K,例 在723K时下面反应 r Gm=61.8 kJmol-1 2SO2(g)+O2(g)=2SO3(g),K=exp(r Gm/RT),
31、=exp(61.8 103/(8.314 723),=2.9 104,（2）利用已知反应的K进行计算,标准平衡常数的计算,若反应式之间的关系为 a(1)+b(2)=c(3),ar Gm,1+br Gm,2=cr Gm,3,(K1)a(K2)b=(K3)c,例 已知下列反应在1123K的标准平衡常数：(1)C(gra)+CO2(g)=2CO(g)K1=1.31014(2)CO(g)+Cl2(g)=COCl2(g)K 2=6.0103试计算下面反应在1123K时的K 3(3)2 COCl2(g)=C(gra)+CO2(g)+2Cl2(g),解（3）=（1）2（2）,例 将NH4HS固体放入一真空密
32、闭容器中在某温度下按下式进行分解反应：NH4HS（s）=NH3（g）+H2S（g）平衡时测得容器内的总压力p为70.0kPa。计算反应在该温度下的标准平衡常数。,解 由反应式知，容器中NH3（g）的分压和H2S（g）的分压相等，总压力等于分压之和，因此有,K=Qep=（35.0/100）（35.0/100）=0.122,(3)根据关系式K=Qeq求得,p(NH3)=p(H2S)=1/2p=35.0kPa,标准平衡常数的计算,计算反应的平衡和初始组成及平衡转化率,例：含有0.100molL-1的AgNO3、0.100molL-1的Fe（NO3）2、和0.0100molL-1的Fe（NO3）3的溶
33、液在298.15K下发生如下反应Fe 2+Ag+=Fe 3+Ag已知298.15K下该反应的 K=2.98。求开始时反应的自发方向；计算平衡时Fe 2+、Ag+和 Fe 3+的浓度及Ag+的转化率。,=1.00K=2.98 反应正向自发,Fe 2+Ag+=Fe 3+Ag,起始浓度/(molL-1)0.100 0.100 0.0100,解,(1)Q=,Fe 2+Ag+=Fe 3+Ag,起始浓度/（molL-1）0.100 0.100 0.0100,解,平衡浓度/（molL-1）0.100-x 0.100-x 0.0100+x,x=0.0130,c(Fe 2+)=c(Ag+)=(0.1000.01
34、30)molL-1=0.087 molL-1,(2)K=,c(Fe 3+)=(0.0100+0.0130)molL-1=0.0230 molL-1,Ag+的转化率=0.0130/0.100=0.13,=2.98,第五节化学平衡的移动,化学平衡的移动,化学平衡是动态平衡，在平衡时Q K。,如果改变条件使Q不等于K，平衡就被破坏，反应继续进行，,直至在新的条件下使Q重新等于K从而达到新的平衡为止。,这种过程称为化学平衡的移动。,r Gm=r Gm+RT lnQ,可以根据Q/K判断反应自发方向,rG m 0 正反应自发进行,rG m 0 逆反应自发进行,rG m 0 平衡状态,浓度对化学平衡的影响,
35、Q=,反应式 d D+e E=g G+h H,平衡时Q K。,此时若增大反应物浓度或减小产物浓度，将使 Q K，r Gm 0，平衡向正反应方向移动,此时若减小反应物浓度或增大产物浓度，将使 Q K，r Gm 0，平衡向逆反应方向移动,气体分压力对化学平衡的影响,Q=,气体反应式 d D+e E=g G+h H,气体总压力等于各气体物质分压力之和，,总压力对化学平衡的影响,Q=,气体反应式 d D+e E=g G+h H,当总压改变 x 倍时，各物质分压也改变 x 倍,总压力对化学平衡的影响,Q=,气体反应式 d D+e E=g G+h H,总压力增加 x 倍后的反应商Q后与原反应商Q的关系,Q
36、后=xg+h d-e Q,如果g+h d-e小于零,即正向反应是气体分子数减少的反应,则增大总压力将使反应商变小,平衡向正方向移动.,总压力对化学平衡的影响,Q=,气体反应式 d D+e E=g G+h H,增大总压力将使平衡向气体分子数减少的反应方向移动，,减小总压力将使平衡向气体分子数增多的反应方向移动。,如反应前后气体分子数不变或无气体参与反应，则改变总压力对平衡无影响。,恒温恒容，通入惰性气体，总压力增大，分压力不变，不论反应前后计量数之和是否相等，平衡不移动。恒温恒压，通入惰性气体，为了维系恒压，必须增加体积，各分压下降，平衡向计量系数增加的方向移动。,若向反应体系中加入不参加反应的
37、惰性气体，有如下情况,温度对化学平衡的影响,r Gm=RT ln K,r Gm=r Hm Tr Sm,RT ln K=r Hm Tr Sm,ln K=r Sm/R r Hm/T R,ln K1=r Sm/R r Hm/T1 R,ln K2=r Sm/R r Hm/T2 R,ln(K2/K1)=,r Hm(T2 T1),R T1 T2,范特霍夫公式,利用Vant Hoff 方程式：(1)已知 rHm 时，从 T1、K1 求T2 时的K2(2)求 rHm（当已知不同温度下的K 值时）,ln(K2/K1)=,r Hm(T2 T1),R T1 T2,正向反应是吸热反应即r Hm 0,正向反应是放热反应即r Hm 0,Le Chatelier 原理（平衡移动原理）,当体系达到平衡后，若改变平衡状态的任一条件，平衡就向着能减弱其改变的方向移动。,
