無機(jī)化學(xué)課件：第六章 化學(xué)熱力學(xué)基礎(chǔ)

1、第六章 化學(xué)熱力學(xué)基礎(chǔ)6-1 熱力學(xué)基本概念 一、系統(tǒng)和環(huán)境系統(tǒng)：把一部分物質(zhì)從其余物質(zhì)之中劃分開來作為研究的對象，稱為系統(tǒng)。環(huán)境：系統(tǒng)以外又與系統(tǒng)密切相關(guān)的其余部分。系統(tǒng)系統(tǒng)環(huán)境封閉系統(tǒng)：系統(tǒng)和環(huán)境之間無物質(zhì)交換，有能量交換密閉容器裝水系統(tǒng)：水+水蒸氣系統(tǒng) 環(huán)境能量常將系統(tǒng)分為三類：開放系統(tǒng)，封閉系統(tǒng)，隔離系統(tǒng)隔離系統(tǒng)：體系與環(huán)境之間既無物質(zhì)交換，又無能量交換絕熱裝置盛水系統(tǒng)：水+水蒸氣 +絕熱裝置開放系統(tǒng)：系統(tǒng)與環(huán)境之間既有能量交換，又有物質(zhì)交換。 敞口燒杯裝水系統(tǒng)：水系統(tǒng) 環(huán)境能量物質(zhì)二、 狀態(tài)及狀態(tài)函數(shù):1. 由壓力、溫度、體積和物質(zhì)的量等物理量所確定下來的系統(tǒng)存在形式稱為系統(tǒng)的狀態(tài)，

2、如P、V、T。2. 確定系統(tǒng)狀態(tài)的物理量稱為狀態(tài)函數(shù)。例如某理想氣體體系n = 2 mol， p = 1.013 10 5 Pa， V = 44.8 dm 3 ，T = 273 K這就是一種狀態(tài)。是由 n、p、V、T 所確定下來的體系的一種存在形式 。因而 n、p、V、T 都是體系的狀態(tài)函數(shù)。P3=303.9kPaT3=473KV3=0.845m3P1=101.3kPaT1=373KV1=2m3P1=202.6kPaT1=373KV1=1m3 （I）加 壓（II）加壓、升溫減壓、降溫始 態(tài)終 態(tài)3. 狀態(tài)函數(shù)的特點(diǎn)：狀態(tài)函數(shù)的變化值只與體系的始態(tài)和終態(tài)有關(guān)，而與變化的途徑無關(guān)。三、過程1. 系

3、統(tǒng)從一個始態(tài)變到一個終態(tài)稱為發(fā)生了一個過程 2. 等溫過程：反應(yīng)前后溫度不變 （ T = 0） 等壓過程：反應(yīng)前后壓力不變 （ P = 0） 等容過程：反應(yīng)前后體積不變 （ V = 0） 絕熱過程：反應(yīng)中體系與環(huán)境無熱交換 （ Q = 0）298.15K ，101.3 kPa298.15K，506.5 kPa375 K，101.3 kPa375 K，506.5 kPa等溫過程等壓過程等溫過程等壓過程實(shí)際過程四、狀態(tài)函數(shù)的分類廣度性質(zhì)及強(qiáng)度性質(zhì)廣度性質(zhì)的狀態(tài)函數(shù)： 與體系中物質(zhì)的量成正比的狀態(tài)函數(shù)(體積、質(zhì)量等)，具有加和性。2. 強(qiáng)度性質(zhì)的狀態(tài)函數(shù)： 數(shù)值上不隨體系中物質(zhì)的量的變化而變化的狀態(tài)

4、函數(shù)（溫度、密度、熱容、壓力），不具加和性。 五、 熱和功 1. 熱： 體系與環(huán)境之間因溫度不同而傳遞的能 量稱為熱； 表示為Q。 規(guī)定：體系從環(huán)境吸熱時， Q為正值； 體系向環(huán)境放熱時，Q為負(fù)值。 2. 功： 除了熱之外，其它被傳遞的能量叫做功 表示為W。 規(guī)定：環(huán)境對體系做功時，W為正值； 體系對環(huán)境做功時，W為負(fù)值。 要點(diǎn)：從系統(tǒng)角度使系統(tǒng)能量升高為正，反之為負(fù)。熱力學(xué)中功的分類 體積功：在熱力學(xué)中，把因系統(tǒng)體積變化（膨脹或壓縮）而對環(huán)境做功或環(huán)境對系統(tǒng)作功稱為體積功。 W = - p外V 非體積功：除體積功外的所有功，如電功、機(jī)械 功、表面功等。（本書不討論） 熱與功的計(jì)量單位和能量一

5、樣，都是J或kJ。 熱和功都不是系統(tǒng)自身的性質(zhì)，不是狀態(tài)函數(shù)。 其數(shù)值的大小與變化采取的途徑有關(guān)。兩點(diǎn)說明 途徑 A 外壓 p = 1 10 5 Pa， 一次膨脹 WA = -p V = -1 10 5 Pa ( 4 1 ) 10 3 m3 = -300 J 4 10 5 Pa1 dm 3 T = 01 10 5 Pa4 dm 34 10 5 Pa1 dm31 10 5 Pa4 dm3知識補(bǔ)充：功和熱為什么不是狀態(tài)函數(shù)？這是因?yàn)楣蜔崤c途徑有關(guān)，我們可通過理想氣體等溫膨脹來說明這個問題。 W1 = -p外 V = -2 10 5 Pa ( 2 1 ) 103 m3 = -200 J 途徑 B，

6、分兩步膨脹 1 ) 外壓 p1 = 2 10 5 Pa 膨脹到 2 dm3 2 10 5 Pa 2 dm3 WB = W1 + W2 = -200 - 200 = -400 ( J ) W2 = -p外 V = -1 10 5 ( 4 2 ) 103 = -200 （J）1 10 5 Pa 4 dm34 10 5 Pa1 dm3 2 ) 外壓 p2 = 1 10 5 Pa 膨脹到 4 dm3 16可逆膨脹（無限多次膨脹） WC = -560 (J)17一次膨脹，W= -300J兩次膨脹，W = -400J可逆膨脹（無限多次膨脹） W = -560J結(jié)論：以上結(jié)果說明功不是狀態(tài)函數(shù)，它的數(shù)值與所

7、經(jīng)歷的過程有關(guān)。等溫可逆過程系統(tǒng)對外作功最大。6-2 化學(xué)熱力學(xué)的四個重要狀態(tài)函數(shù) 1. 第一個狀態(tài)函數(shù)熱力學(xué)能(內(nèi)能(U)體系內(nèi)部一切形式能量的總和稱為體系的熱力學(xué)能。包括分子運(yùn)動的動能，分子間的位能以及分子、原子內(nèi)部所蘊(yùn)藏的能量，以及一些尚未研究的能量。 內(nèi)能的絕對值無法確定。 內(nèi)能的變化值可測。 內(nèi)能是狀態(tài)函數(shù)，其變化值 U只決定于系統(tǒng)的始態(tài)和終態(tài)，與變化途徑無關(guān)。內(nèi)能是具有廣度性質(zhì)的狀態(tài)函數(shù)，具有加和性，與物質(zhì)的量 成正比。幾點(diǎn)說明熱力學(xué)第一定律：能量具有不同的形式，它們之間可以相互轉(zhuǎn)化（以功和熱的形式轉(zhuǎn)換），而且在轉(zhuǎn)化過程中，能量的總值（體系環(huán)境）不變。 熱力學(xué)第一定律數(shù)學(xué)表達(dá)式：

8、U = U2 U1 = Q + W 例1: 某封閉體系在某一過程中從環(huán)境中吸收了50kJ 的熱量，對環(huán)境做了30kJ的功，則體系在過程中內(nèi)能變化值為：U體系 = （+50kJ）+（-30kJ） = 20kJ體系內(nèi)能凈增為20kJ。2. 第二個狀態(tài)函數(shù)焓（H ） 由熱力學(xué)第一定律： U = Q + W等壓，體系只做體積功，（此時放出的熱稱為等壓熱效應(yīng)） W = - pV = - p（V2 V1） U = QP + W = QP p（V2 V1） U2 U1 = QP p（V2 V1） QP = （U2 + pV2）-（U1 + pV1） 23令 H U pV （H稱為焓） 則 Qp H2 H1

9、H （H稱為焓變）定義H = U + pV為系統(tǒng)的焓（1）U，p和V都是狀態(tài)函數(shù)，所以它們的組合H也是狀態(tài)函數(shù)。（2）U的絕對值無法確定，因此H的絕對值無法確定，但可以確定它的變化值。25定義H = U + pV為系統(tǒng)的焓（3）在等壓只做體積功的條件下，系統(tǒng)的焓變H =QP 。 意義：只做體積功的條件下，等壓反應(yīng)熱在數(shù)值上等于系統(tǒng)的焓變。即焓的變化值可通過測定等壓反應(yīng)熱間接測得。26 等容反應(yīng)熱： 若體系在變化過程中，體積始終保持不變（V = 0），則體系不做體積功，即W = 0；這個過程放出的熱量為QV 。 根據(jù)熱力學(xué)第一定律，U = Q + W= QV 說明：在等容過程中，體系吸收的熱量Q

10、V全部用來增加體系的熱力學(xué)能。知識補(bǔ)充3. 反應(yīng)進(jìn)度對于反應(yīng) aA + bB= dD + eE 化學(xué)計(jì)量系數(shù)，對反應(yīng)物取負(fù)值，對產(chǎn)物則取正值例 10.0molH2和5.0molN2在合成塔中混合后經(jīng)過一定時間，反應(yīng)生成2.0molNH3，反應(yīng)式可寫成如下兩種形式： (1) N2 + 3H2 = 2NH3 (2) 1/2 N2 + 3/2 H2 = NH3 分別按(1)和(2)兩種方程式求算此反應(yīng)的 。解： 反應(yīng)在不同時刻各物質(zhì)的量（mol）為： n(N2) n(H2) n(NH3) t=0 = 0 時 5.0 10.0 0 t=t = 時 4.0 7.0 2.0 按方程式(1)求：(1) N2

11、 + 3H2 = 2NH3 按方程式(2)求： (2) 1/2 N2 + 3/2 H2 = NH3結(jié)論：對于同一反 應(yīng)方程式， 的值與選擇何種物質(zhì)來求算無關(guān)。反應(yīng)式寫法不同，或者說化學(xué)反應(yīng)的基本單元定義不同，反應(yīng)進(jìn)度也不同。注意： 求算 時必須寫出具體的反應(yīng)方程式。324. 熱化學(xué)方程式：表示化學(xué)反應(yīng)與其熱效應(yīng)（用焓變來表示）的關(guān)系的化學(xué)方程式2H2（g)+O2（g）=2H2O（g） = - 483.6 kJmol-1 表示反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾焓變r: reaction m：表示反應(yīng)進(jìn)度變化為1mol ：熱力學(xué)標(biāo)準(zhǔn)態(tài)。33熱力學(xué)標(biāo)準(zhǔn)態(tài)：(1)氣態(tài)物質(zhì)分壓為100000 Pa；(2)溶液中各溶質(zhì)的濃度

12、為1molkg-1（近似1moldm-3）；(3)固體和液體的標(biāo)準(zhǔn)態(tài)則指處于標(biāo)準(zhǔn)壓力下的純物質(zhì)。 書寫熱化學(xué)方程式的注意事項(xiàng)：注明反應(yīng)的溫度和壓強(qiáng)條件（不注明溫度及壓強(qiáng)即表示是298.15 K及一個標(biāo)準(zhǔn)大氣壓下的熱效應(yīng)）。注明反應(yīng)物與生成物的聚集狀態(tài)，固態(tài)要注明晶型 g氣態(tài)； l液態(tài) ；s固態(tài)；aq水溶液35書寫熱化學(xué)方程式的注意事項(xiàng)：不同計(jì)量系數(shù)的同一反應(yīng)，其標(biāo)準(zhǔn)摩爾焓變不同。正逆反應(yīng)的焓變數(shù)值相等，符號相反。C (石墨) + O2 (g) CO2 (g) = 393.5 kJmol1 (1)C (金剛石) + O2 (g) CO2 (g) = 395.4 kJmol1 (2)H2 (g)

13、+ 1/2 O2 (g) H2O (g) = 241.8 kJmol1 (3)H2 (g) + 1/2 O2 (g) H2O (l) = 285.8 kJmol1 (4)2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O (l) = 571.6 kJmol1 (5)H2O (g) H2 (g) + 1/2 O2 (g) = + 241.8 kJmol1 (6)對比( 1 ) 和 ( 2 ) ，可以看出注明晶型的必要性。對比( 3 ) 和 ( 4 ) ，可知寫出物質(zhì)存在狀態(tài)的必要性。對比( 4 ) 和 ( 5 ) ，可知計(jì)量數(shù)不同對熱效應(yīng)的影響。對比( 3 ) 和 ( 6 ) ，可知互逆的兩個反應(yīng)之

14、間熱效應(yīng)的關(guān)系。4. 蓋斯定律G.H.Hess(瑞士科學(xué)家）不管化學(xué)反應(yīng)是一步完成或分幾步完成，這個過程的熱效應(yīng)（焓變）是相同的，即總反應(yīng)的熱效應(yīng)（焓變）等于各步反應(yīng)的熱效應(yīng)（焓變）之和。. Hess定律的意義 預(yù)言尚不能實(shí)現(xiàn)的化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱。 計(jì)算實(shí)驗(yàn)測量有困難的化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱。例 ：求反應(yīng) C(石墨)1/2 O2(g) CO(g) 的焓變C(石墨)O2(g) CO2(g) rHm1 = -393.5 kJmol-1CO(g)1/2O2(g) CO2(g) rHm 2 = - 283.0 kJmol-1則(1) (2)得C(石墨)1/2 O2(g) CO(g) 的rHm3為rHm3 rH

15、m 1 - rHm 2 -110.5 kJmol-1 CO(g)+ 1/2 O2(g) C(石墨) + O2(g) （始態(tài)） CO2(g)（終態(tài)）39Hess定律可以看成是“熱化學(xué)方程式的代數(shù)加減法”：反應(yīng)方程式相加減，則反應(yīng)熱相加減。C(gra) + O2(g) = CO2(g) CO(g) + O2(g) = CO2(g) C(gra) + O2(g) = CO (g) 反應(yīng)(1) - 反應(yīng)(2) 反應(yīng)(3) 反應(yīng)式（1）-反應(yīng)式（2）=反應(yīng)式（3）則： 5. 標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓熱力學(xué)規(guī)定：反應(yīng)溫度為T時，處于標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)的各種元素的最穩(wěn)定單質(zhì)生成標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下1mol某純物質(zhì)B的熱效應(yīng)，叫做該溫度下

16、物質(zhì)B的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓。簡稱標(biāo)準(zhǔn)生成焓。 符號： 單位：kJmol-1 42如： H2(g), Hg(l), Na(s) 是 H2(l), Hg(g), Na(g) 否 C (石墨）是 C (金剛石）否 白磷 是 紅磷 否按上述定義，最穩(wěn)定單質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)生成焓都等于零。由標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓可計(jì)算反應(yīng)的焓變。對任意應(yīng)，如果反應(yīng)中各物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓已知，則可按下式求出反應(yīng)在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下的焓變。 因?yàn)闇囟葘Ξa(chǎn)物及反應(yīng)物標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓的影響相近，因此焓變受溫度影響較小， （T）= (298K) 。 B （產(chǎn)物）- B （反應(yīng)物）44由標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓計(jì)算反應(yīng)熱熵可以看作是體系混亂度(或無序度)的量度，用S表示

17、，單位：JK-1mol-1。熵是狀態(tài)函數(shù)，系統(tǒng)混亂度越大，熵值越大，熵的絕對值可測。只能振動 能相對移動 自由運(yùn)動H2O(s)H2O(l) H2O(g) 混亂度增大6. 第三個狀態(tài)函數(shù) 熵（1）熵的規(guī)律：在絕對零度時,任何純凈完整晶體的熵等于零熱力學(xué)第三定律0K稍大于0K標(biāo)準(zhǔn)熵：從熵值為零的狀態(tài)出發(fā)，使體系變化到一個標(biāo)準(zhǔn)大氣壓和某溫度T時熵的改變量稱為該物質(zhì)在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下的摩爾絕對熵值，簡稱為標(biāo)準(zhǔn)熵，用ST 表示。幾點(diǎn)說明物質(zhì)的混亂度越大，其對應(yīng)的熵值也越大。對于同一種物質(zhì)S氣 S液 S固。對于同一種聚集態(tài)的同類型分子，復(fù)雜分子比簡單分子的 熵值大。對同一種物質(zhì)，溫度升高，熵值增大。（2）化學(xué)反

18、應(yīng)熵變的計(jì)算 應(yīng)用標(biāo)準(zhǔn)熵的數(shù)值可以計(jì)算化學(xué)反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)熵變。rSm= B Sm（產(chǎn)物） BSm （反應(yīng)物）一些物質(zhì)在298.15K時的標(biāo)準(zhǔn)熵列于附錄，因?yàn)闇囟葘Ξa(chǎn)物熵及反應(yīng)物熵的影響相近，因此熵變受溫度影響較小， rSm（T）=rSm (298K) 。例：試估算反應(yīng)3H2(g) + 2N2(g) 2NH3(g)的rSm 的正負(fù)，并用計(jì)算加以驗(yàn)證解：由于反應(yīng)3H2(g) + N2(g) 2NH3(g)是氣體分子數(shù)目減少的反應(yīng)，rSm應(yīng)是負(fù)值： 3H2(g) + N2(g) 2NH3(g)S/JK-1mol-1 130.5 191.5 192.5 rSm= 192.5 2 （130.5 3 + 19

19、1.5） = 198.0 JK-1mol-1 7. 第四個狀態(tài)函數(shù)吉布斯自由能H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l) rHm0NH4NO3(S)=NH4+(aq)+NO3-(aq) rHm02Fe(s)+3/2O2(g)=Fe2O3 rHm0回答化學(xué)反應(yīng)：A+BC能否自發(fā)地按所寫的方向進(jìn)行需要依靠吉布斯自由能521878年，吉布斯提出一個綜合了體系焓變、熵變和溫度三者關(guān)系的新的狀態(tài)函數(shù)變量，稱為吉布斯自由能。定義：GHTSG是一個廣度性質(zhì)的狀態(tài)函數(shù)。具有能量的量綱，單位J，KJ。與U，H一樣不能知道絕對值，但可求改變量G，G與變化途徑無關(guān)。吉布斯赫姆霍茲方程(GibbsHelmnoltz

20、Equation)rGm rHm（298）T rSm（298）簡寫：G HT S在等溫等壓，不做非體積功的條件下, G可作為反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行的判據(jù)：G 0，逆向反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行。由G = H - T SHSG= H-T S低溫 高溫正向反應(yīng)自發(fā)性隨溫度的變化+ 任何溫度下均自發(fā)+ +任何溫度下 均非自發(fā) +低溫時 自發(fā)高溫時 非自發(fā)+ 低溫時 非自發(fā)高溫時 自發(fā)當(dāng) G = 0 時, H = T轉(zhuǎn)S ， T轉(zhuǎn)= H /S 自發(fā)反應(yīng) 非自發(fā)反應(yīng) 標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成自由能在熱力學(xué)標(biāo)準(zhǔn)態(tài)下，由處于穩(wěn)定狀態(tài)的單質(zhì)生成1mol純物質(zhì)時，反應(yīng)的自由能變化為該物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成自由能，用fGm表示，單位：kJmol-1 規(guī)

21、定在標(biāo)準(zhǔn)態(tài)下：穩(wěn)定單質(zhì)的生成自由能 fG m= 0；反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)吉布斯自由能變化值可由標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成自由能來求。附錄或其它手冊中查到的, 一般是指298K的值，如要計(jì)算其它溫度下化學(xué)反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾自由能變，可利用吉布斯赫姆霍茲方程方程。 rGm rHm（298）T rSm（298）例：甲醇的分解反應(yīng)為：CH3OH(l)CH4(g)+1/2O2(g)(1)在298.15K的標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下此反應(yīng)能否自發(fā)進(jìn)行？(2)在標(biāo)準(zhǔn)態(tài)下此反應(yīng)的溫度應(yīng)高于多少才能自發(fā)進(jìn)行？（298.15K及100 Kpa時的相關(guān)熱力學(xué)數(shù)據(jù)如下所示）59兩點(diǎn)說明1、吉布斯自由能變判斷反應(yīng)自發(fā)性只表明熱力學(xué)傾向，不表示實(shí)際反應(yīng)速率。2、反

22、應(yīng)自發(fā)性與反應(yīng)可能性不是同一概念，非自發(fā)不等于不可能。616.4 化學(xué)反應(yīng)的限度與標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)可逆反應(yīng)：幾乎所有的化學(xué)反應(yīng)都是可逆反應(yīng)，但各個化學(xué)反應(yīng)的可逆程度有很大差別。 CO(g) + H2O(g) CO2(g) + H2(g) Ag+(aq) + Cl-(aq) AgCl(s) 化學(xué)反應(yīng)可能進(jìn)行的最大限度可用標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)來量度。62將濃度或分壓分別除以各自的標(biāo)準(zhǔn)態(tài)，即得相對濃度或相對分壓。 例： 濃度 A = 5 mol dm 3 相對濃度為 故相對濃度和相對分壓都是沒有單位的量。 分壓pA = 10 1.013 10 5 Pa 相對分壓為 63溶液反應(yīng) a A ( aq ) + b D

23、 ( aq ) g G ( aq ) + h H ( aq ) 平衡時 氣相反應(yīng) a A ( g ) + b D ( g ) g G ( g ) + h H ( g ) 平衡時 K 稱為標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)64復(fù)相反應(yīng) a A ( aq ) + b D ( aq ) g G ( g ) + h H ( aq ) K 稱為標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)書寫和應(yīng)用平衡常數(shù)表達(dá)式的注意事項(xiàng)純液、固體參加反應(yīng)時，其濃度（或分壓）可認(rèn)為是常數(shù)，均不寫進(jìn)平衡常數(shù)表達(dá)式中Fe3O4(s) + 4 H2(g) = 3 Fe(s) + 4 H2O(g)在稀水溶液中進(jìn)行的反應(yīng)，水的濃度視為常數(shù)，不寫入平衡常數(shù)表達(dá)式。NH4+ + H2O

24、= NH3H2O + H+66例：反應(yīng) A ( g ) 2 B ( g ) 在某溫度達(dá)到平衡時，各組分的分壓均為 1.013 10 5 Pa，求標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù) K 。 67幾點(diǎn)說明每一個可逆反應(yīng)在一定溫度下都有自己的特征平衡常數(shù)。同一反應(yīng)，只要溫度一定，平衡常數(shù)不隨濃度的改變而改變。溫度不同，平衡常數(shù)不同，平衡常數(shù)是溫度的函數(shù)。平衡常數(shù)越大，表示正反應(yīng)進(jìn)行的程度越大，平衡混合物體系中生成物的相對平衡濃度越大。68標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)亦可由化學(xué)反應(yīng)等溫式導(dǎo)出： rGm = -2.303 R T lgK 69例：分別計(jì)算在 298K 和 673K 時反應(yīng) N2(g) + 3 H2(g) = 2 NH3(g)

25、的標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)。解： 298K時，70解： 673 K時，= 2 192.51-191.49-3130.6= - 198.3 (Jmol-1 K-1)用標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)判斷自發(fā)反應(yīng)方向 不平衡時， A， B 當(dāng)然也有具體的濃度數(shù)值。 某化學(xué)反應(yīng)達(dá)平衡時 a A b BQ 稱為反應(yīng)商.72注意二者的區(qū)別：Q：任意狀態(tài)下，以計(jì)量系數(shù)為冪的各組分濃度（分壓）與標(biāo)準(zhǔn)濃度（壓力）比值的連乘積。K：標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下，以計(jì)量系數(shù)為冪的各組分濃度（分壓）與標(biāo)準(zhǔn)濃度（壓力）比值的連乘積。 Q K時， 逆反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行73例：2273 K 時，下列反應(yīng)的 K = 9.8 10-2 N2(g) + O2(g) = 2NO(g)

26、 判斷在下列條件下反應(yīng)進(jìn)行的方向： 82.1 82.1 1.00 5.1 5.1 1.6 2.0103 5.1103 4.1103q解 ：= （0.0100)2/(0.821)(0.821) = 1.48 10-4正向自發(fā) Qp = 9.8 10-2 平衡 正向非自發(fā)75多重平衡規(guī)則在多重平衡體系中，如果一個反應(yīng)由另外兩個或多個反應(yīng)相加減而來，則該反應(yīng)的平衡常數(shù)等于這兩個或多個反應(yīng)平衡常數(shù)的乘積或商。這個規(guī)則叫多重平衡規(guī)則。76例1: 2NO (g) + O2 (g) 2NO2 K1 2NO2 (g) N2O4 K2 2NO (g) +O2(g) N2O4 (g) K = K1 K2 77 例

27、2: C (s) + CO2(g) 2CO(g) K C (s) + H2O (g) CO (g) + H2 (g) K1 CO (g) +H2O (g) CO2 (g) + H2 (g) K2 K = K1/K278轉(zhuǎn)化率的計(jì)算79例：在含有0.100mol/L的AgNO3、0.100mol/L的Fe(NO3)2、0.0100mol/L的Fe(NO3)3的溶液中發(fā)生如下反應(yīng)： Ag+ Fe 2+ Fe 3+ Ag，25時，K=3.5。（1）反應(yīng)向哪個方向進(jìn)行；（2）平衡時離子濃度各為多大；（3）求Ag+的轉(zhuǎn)化率；（4）保持Ag+ 及Fe 3+的濃度不變，使Fe 2+的濃度變?yōu)?.300mol/L ，求新條件下Ag+的轉(zhuǎn)化率。80818283七、 化學(xué)平衡的移動化學(xué)平衡是相對的，有條件的。當(dāng)條件改變時，化學(xué)平衡就會被破壞，各種物質(zhì)的濃度（或分壓）就會改變，反應(yīng)繼續(xù)進(jìn)行，直到建立新的平衡。這種由于條件變化導(dǎo)致化學(xué)平衡移動的過程，稱為化學(xué)平衡的移動。841、濃度對化學(xué)平衡的影響 (a)若增大