普通化學(xué)課件ppt 614P

普通化學(xué)

GeneralChemistry

主教材：大學(xué)化學(xué)基礎(chǔ)教程輔助教材：無機化學(xué)基礎(chǔ)教程學(xué)習(xí)指導(dǎo)

幾點教學(xué)要求

1、課前預(yù)習(xí)，認真聽課，記好筆記，及時復(fù)習(xí)。

２、按時、認真、獨立完成作業(yè)（16開紙），解題規(guī)范，字跡工整，注意有效數(shù)字。

３、有問題及時答疑。

４、認真做好實驗，培養(yǎng)實驗技能和創(chuàng)新能力。

教學(xué)參考書

1、浙江大學(xué)普通化學(xué)教研室普通化學(xué)（第五版）高等教育出版社2002

２、曲保中朱炳林周偉紅新大學(xué)化學(xué)（第二版）科學(xué)出版社2007３、曾政權(quán)甘孟瑜等大學(xué)化學(xué)（第二、三版）重慶大學(xué)出版社2001、2007

化學(xué)——實用的、創(chuàng)造性的中心科學(xué)。

化學(xué)與人們的衣食住行、人類社會的發(fā)展密切相關(guān)，與許多其他學(xué)科相互交叉，產(chǎn)生許多邊緣學(xué)科。

普通化學(xué)課程——化學(xué)導(dǎo)論（概論）課。高等學(xué)校非化學(xué)化工類專業(yè)一門化學(xué)基礎(chǔ)課，對于實施素質(zhì)教育、培養(yǎng)創(chuàng)新人才具有重要作用。教學(xué)內(nèi)容:1.化學(xué)反應(yīng)基本原理(第1~5章);2.物質(zhì)結(jié)構(gòu)基礎(chǔ)理論(第6~8章)；

3.元素化學(xué)基本知識(第9~11章)

§1.1

氣體定律第一章氣體和溶液

§1.2

稀溶液的依數(shù)性

1.1.1理想氣體狀態(tài)方程1.1.2氣體的分壓定律§1.1

氣體定律1.1.1理想氣體狀態(tài)方程

人們將符合理想氣體狀態(tài)方程的氣體，稱為理想氣體。

理想氣體分子之間沒有相互吸引和排斥，分子本身的體積相對于氣體所占有體積完全可以忽略。

理想氣體實際上并不存在，通常把低壓高溫下的真實氣體當(dāng)做理想氣體處理。pV

=nRT

R——摩爾氣體常數(shù)在STP下，p=101.325kPa,T=273.15Kn=1.0mol時,Vm=22.414L=22.414×10-3m3R=8.314kPaLK-1mol-1理想氣體狀態(tài)方程

例1-1：某氧氣鋼瓶的容積為40.0L，27℃時氧氣的壓力為10.1MPa。計算鋼瓶內(nèi)氧氣的物質(zhì)的量。

解：V=40.0L=4.0×10-2m3，

T=(27+273.15)K=300.15K

p=10.1MPa=1.01×107Pa由pV

=nRT

得：1.

計算p，V，T，n中的任意物理量2.確定氣體的摩爾質(zhì)量M=Mrgmol-1

理想氣體狀態(tài)方程的應(yīng)用：pV

=nRT==m/V3.確定氣體的密度組分氣體：理想氣體混合物中每一種氣體叫做組分氣體。分壓：組分氣體B在相同溫度下占有與混合氣體相同體積時所產(chǎn)生的壓力，叫做組分氣體B的分壓。

1.1.2氣體的分壓定律分壓定律：

混合氣體的總壓等于混合氣體中各組分氣體分壓之和。

p=p1+p2+

或p=

pB

n=n1+n2+

分壓的求解：xBB的摩爾分數(shù)

例1-2：某容器中含有NH3、O2

、N2等氣體。其中n(NH3)=0.320mol，n(O2)=0.180mol，n(N2)=0.700mol。混合氣體的總壓為133kPa。試計算各組分氣體的分壓。解：n=n(NH3)+n(O2)+n(N2)=1.200mol=0.320mol+0.180mol+0.700molp(N2)=p－p(NH3)－p(O2)

=(133.0－35.5－20.0)kPa=77.5kPa分體積：

混合氣體中某一組分B的分體積VB是該組分單獨存在并具有與混合氣體相同溫度和壓力時所占有的體積。—稱為B的體積分數(shù)ppBBj=VVxppBBBBj===,

例1-3：某一煤氣罐在27℃時氣體的壓力為600kPa

，經(jīng)實驗測得其中CO和H2的體積分數(shù)分別為0.60和0.10。計算CO和H2的分壓。解：根據(jù)，p(CO)=0.60×600kPa=3.6×102

kPap(H2)=0.10×600kPa=60kPappBBj=1.2.2稀溶液的依數(shù)性§1.2

稀溶液的依數(shù)性1.2.1

溶液的濃度1.2.1

溶液的濃度物質(zhì)的量濃度2.質(zhì)量摩爾濃度3.質(zhì)量分數(shù)4.摩爾分數(shù)5.質(zhì)量濃度1.

溶液的蒸氣壓下降1.2.2稀溶液的依數(shù)性(1)液體的蒸氣壓在一定溫度下，將純液體引入真空、密閉容器中，當(dāng)液體的蒸發(fā)與凝聚速率相等時，液面上方的蒸汽所產(chǎn)生的壓力稱為該液體的飽和蒸氣壓，簡稱蒸氣壓。記作：p*，單位：Pa或kPa。t/℃p*/kPat/℃p*/kPat/℃p*/kPa00.610650.8719101.2279202.3385304.2423407.37545012.33366019.91837031.16428047.37989070.1365100101.3247表1-1不同溫度下水的蒸氣壓*同一種液體，溫度升高，蒸氣壓增大。

*相同溫度下，不同液體蒸氣壓不同；1.乙醚2.正己烷3.乙醇4.苯5.水

物質(zhì)的蒸氣壓——溫度關(guān)系圖

當(dāng)液體的蒸氣壓等于外界大氣壓時，液體沸騰，此時的溫度稱為該液體的沸點。通常所說的沸點是指大氣壓為101.325kPa時液體的正常沸點。p*——純?nèi)軇┑恼魵鈮簆——稀溶液的蒸氣壓。實驗表明p<p*（2）稀溶液的蒸氣壓下降

1887年，法國化學(xué)家拉烏爾(F.M.Raoult)研究得出經(jīng)驗公式：*

p

=pA

xA

*式中：p/Pa—難揮發(fā)非電解質(zhì)稀溶液的蒸氣壓；pA

/Pa—純?nèi)軇〢的蒸氣壓。

xA

—溶液中溶劑A的摩爾分數(shù)。

若溶液僅由溶劑A和溶質(zhì)B組成，則：xA

+xB

=1，*

p

=pA

(1-xB)

溶液的蒸氣壓下降：?p

=pA

–p*

xB—溶液中溶質(zhì)B的摩爾分數(shù)。

拉烏爾定律：在一定溫度下，難揮發(fā)非電解質(zhì)稀溶液的蒸氣壓下降與溶質(zhì)的摩爾分數(shù)成正比。?

p

=pA

–pA

(1-xB)=pA

xB

**則：**

p

=pA

(1-xB)

代入上式將在稀溶液中：nA遠大于nB，nA+nB≈

nA

?p

=pA

xB

=pAMAbB

=kbB**

在一定溫度下，難揮發(fā)非電解質(zhì)稀溶液的蒸氣壓下降與溶質(zhì)的質(zhì)量摩爾濃度成正比。拉烏爾定律的另一種表達形式。沸點：

當(dāng)液體的蒸氣壓等于外界壓力時，液體會沸騰。此時的溫度稱為液體的沸點。2.稀溶液的沸點升高101325溫度T/KTbp

溶液的沸點上升圖273.15373.15Tb蒸氣壓p/Pa

沸點升高：溶液的沸點高于純?nèi)軇┑姆悬c的性質(zhì)，稱為溶液沸點升高。

實驗表明，難揮發(fā)非電解質(zhì)稀溶液的沸點升高與溶質(zhì)B的質(zhì)量摩爾濃度成正比：

Tb=kbbB

式中：kb—溶劑的沸點升高系數(shù),K·kg·mol-1

bB

—溶質(zhì)B的質(zhì)量摩爾濃度,mol·kg-1

Tb—難揮發(fā)非電解質(zhì)稀溶液的沸點升高。

溶劑的沸點升高系數(shù)kb只與溶劑的性質(zhì)有關(guān)。表1-3常見溶劑的沸點和沸點升高系數(shù)溶劑Tb/Kkb/(K·kg·mol-1)

溶劑Tb/Kkb/(K·kg·mol-1)

水373.150.512苯353.252.53乙醇315.551.22四氯化碳349.874.95乙酸391.053.07三氯甲烷334.353.85乙醚307.852.02丙酮329.651.71**

例1-4：將68.4g蔗糖C12H22O11溶于1.00kg水中，求該溶液的沸點。解：M(C12H22O11)=342gmol-1Tb=kbb(C12H22O11)=0.512Kkgmol-1×0.200mol

kg-1=0.102KTb=Tb+Tb(H2O

)=0.102K+373.15K=373.25K根據(jù)：Tb=kbbB稀溶液沸點升高應(yīng)用：計算溶質(zhì)B的摩爾質(zhì)量。代入上式，整理得：A

凝固點降低：溶液凝固點低于純?nèi)軇┠厅c的性質(zhì)，稱為溶液凝固點下降。

液體的凝固點：在一定外壓下，純物質(zhì)的液相與該物質(zhì)的固相平衡共存時的溫度稱為該液體的凝固點。常壓下水的凝固點為273.15K，此時水和冰的蒸汽壓均為0.6106kPa。3.

稀溶液的凝固點降低

溶液的凝固點：固態(tài)純?nèi)軇┡c溶液中溶劑平衡共存時的溫度稱為該溶液的凝固點。101325溫度T/Kp

水溶液的凝固點下降圖Tf273.15Tf

610.6蒸氣壓p/Pa

實驗表明，非電解質(zhì)稀溶液的凝固點降低與溶質(zhì)B的質(zhì)量摩爾濃度成正比：

Tf=kfbB

式中：kf—溶劑的凝固點凝固降低系數(shù),

K·kg·mol-1

bB

—溶質(zhì)B的質(zhì)量摩爾濃度,mol·kg-1

Tf—非電解質(zhì)稀溶液的凝固點降低。

表1-4幾種溶劑的凝固點和凝固點降低系數(shù)溶劑Tf/Kkf/(K·kg·mol-1)

溶劑Tf/Kkf/(K·kg·mol-1)

水273.151.86四氯化碳305.1532乙酸289.853.90乙醚156.951.8苯278.655.12萘353.56.9溶劑的凝固點降低系數(shù)kf只與溶劑的性質(zhì)有關(guān)。**

通過測量非電解質(zhì)溶液的凝固點降低，可計算出溶質(zhì)B的摩爾質(zhì)量。

例1-5：將0.749g某氨基酸溶于50.0ｇ水中，測得其凝固點為272.96K。試計算該氨基酸的摩爾質(zhì)量。解：代入：Tf

=kf·bBΔTf

=273.15K-272.96K=0.19K整理得：

滲透：用一半透膜將溶劑與溶液(或不同濃度的溶液)分置兩側(cè)，溶劑分子通過半透膜向?qū)Ψ竭\動，凈結(jié)果使溶劑進入溶液的現(xiàn)象稱為滲透。

半透膜：只允許溶劑分子通過，不允許溶質(zhì)分子通過的薄膜。4.

溶液的滲透壓

為使?jié)B透現(xiàn)象不發(fā)生，必須在液面上施加一個額外壓力（示意圖）。為維持只允許溶劑分子通過的膜所隔開的兩種溶液之間的滲透平衡而需要的額外壓力，定義為滲透壓（差）

滲透壓

只與溶液中溶質(zhì)的質(zhì)點數(shù)有關(guān)，而與溶質(zhì)本性無關(guān)。

=cBRT

——稱為van’tHoff方程式中：

—非電解質(zhì)稀溶液的滲透壓力，kPa

cB—B的物質(zhì)的量濃度，mol·L-1

R—摩爾氣體常數(shù)，8.314J·mol-1·K-1

T—熱力學(xué)溫度，K

若水溶液的濃度很小，則cB≈bB

，=bBRT

范托夫方程說明：在一定溫度下，非電解質(zhì)稀溶液的滲透壓力僅取決于單位體積溶液中所含溶質(zhì)的質(zhì)點數(shù)目，而與溶質(zhì)的性質(zhì)無關(guān)。通過測量非電解質(zhì)稀溶液的滲透壓力，可計算溶質(zhì)(小分子除外)的摩爾質(zhì)量。

反滲透：如果在溶液上方施加的壓力大于滲透壓，則溶液中的溶劑分子會通過半透膜進入純?nèi)軇┲?，這個過程叫反滲透。反滲透的原理多用于海水淡化、污水處理及溶液濃縮等方面。

稀溶液定律（稀溶液的依數(shù)性）

難揮發(fā)、非電解質(zhì)稀溶液的蒸氣壓下降、沸點升高、凝固點降低以及滲透壓只與一定量溶劑中所含溶質(zhì)的量(或溶液的濃度)成正比，而與溶質(zhì)的本性無關(guān)。

說明：對電解質(zhì)溶液或濃溶液，溶液的蒸氣壓下降、沸點上升、凝固點下降和滲透壓等性質(zhì)也取決于所含溶質(zhì)粒子的數(shù)目，而與溶質(zhì)本身性質(zhì)無關(guān)。但不能用拉烏爾定律和范托夫公式進行定量計算，可作定性比較。

例題：

將下列相同濃度(0.01mol·kg-1)的水溶液，按著蒸氣壓、沸點、凝固點由低到高順序排列之：

(1)NaCl(2)CaCl2

(3)

葡萄糖(4)HCN

粒子數(shù)目由多到少順序為(2)>(1)>(4)>(3)。解：蒸氣壓由低到高的順序為(2)<(1)<(4)<(3)

。沸點由低到高的順序為(3)<(4)<(1)<(2)。凝固點由低到高順序為(2)<(1)<(4)<(3)。第二章化學(xué)反應(yīng)的能量與方向§2.1

化學(xué)反應(yīng)中的質(zhì)量關(guān)系§2.2化學(xué)反應(yīng)中的能量關(guān)系§2.3熵與熵變§2.4Gibbs函數(shù)與反應(yīng)的方向§2.1

化學(xué)反應(yīng)中的質(zhì)量關(guān)系2.1.1化學(xué)反應(yīng)計量式2.1.2反應(yīng)進度

2.1.1化學(xué)反應(yīng)計量式—物質(zhì)B的化學(xué)計量數(shù)，是量綱一的量。νA=–a，νB=–b，νY=y，νZ=z

。ν(N2)=–1，

ν

(H2)=–3，

ν(NH3)=2例如：—化學(xué)反應(yīng)計量式2.1.2反應(yīng)進度

式中：nB—B的物質(zhì)的量；

—反應(yīng)進度，單位：mol。t0時nB/mol

5.012.000

t1時nB/mol

4.09.02.0

t2時nB/mol

3.06.04.0反應(yīng)進度必須對應(yīng)具體的反應(yīng)方程式。4.09.02.0(mol)5.012.00(mol)§2.2

化學(xué)反應(yīng)中的能量關(guān)系2.2.1熱力學(xué)常用術(shù)語和基本概念2.2.2熱力學(xué)第一定律

2.2.3化學(xué)反應(yīng)熱

2.2.5化學(xué)反應(yīng)的焓變2.2.4熱化學(xué)方程式1.系統(tǒng)和環(huán)境2.2.1熱力學(xué)常用術(shù)語和基本概念系統(tǒng)：被研究對象。環(huán)境：系統(tǒng)外與其密切相關(guān)的部分。隔離系統(tǒng)：與環(huán)境無物質(zhì)、能量交換。敞開系統(tǒng)：與環(huán)境有物質(zhì)交換也有能量交換。封閉系統(tǒng)：與環(huán)境無物質(zhì)交換有能量交換。2.狀態(tài)和狀態(tài)函數(shù)狀態(tài)：系統(tǒng)的宏觀性質(zhì)的綜合表現(xiàn)。狀態(tài)函數(shù)：描述系統(tǒng)狀態(tài)的物理量(p,V,T)。特點：①狀態(tài)一定,狀態(tài)函數(shù)一定。

②當(dāng)系統(tǒng)狀態(tài)發(fā)生變化時，狀態(tài)函數(shù)的變化值只與始態(tài)、終態(tài)有關(guān)，而與變化途徑無關(guān)。3.過程和途徑

過程：當(dāng)系統(tǒng)的某些性質(zhì)發(fā)生改變時，這種改變稱為過程。途徑：系統(tǒng)由始態(tài)到終態(tài)所經(jīng)歷的過程總和稱為途徑。101325Pa373.15K

水101325Pa373.15K

水蒸氣101325Pa298.15K

水30398Pa298.15K

水30398Pa298.15K

水蒸氣30398Pa373.15K

水蒸氣加熱蒸發(fā)減壓蒸發(fā)加熱加壓恒溫過程：始態(tài)、終態(tài)溫度相等，并且過程中始終保持這個溫度。T1=T2恒壓過程：始態(tài)、終態(tài)壓力相等，并且過程中始終保持這個壓力。p1=p2恒容過程：始態(tài)、終態(tài)容積相等，并且過程中始終保持這個容積。V1=V21.熱和功

系統(tǒng)與環(huán)境之間由于存在溫差而傳遞的能量。單位：J。(1)熱(Q)熱不是狀態(tài)函數(shù)。規(guī)定：系統(tǒng)吸熱：Q>0；

系統(tǒng)放熱：Q<0。2.2.2熱力學(xué)第一定律

系統(tǒng)與環(huán)境之間除熱之外以其他形式傳遞的能量。分類：體積功，非體積功系統(tǒng)對環(huán)境做功，W<0（失功）環(huán)境對系統(tǒng)做功，W>0（得功）(2)功(W)規(guī)定：功不是狀態(tài)函數(shù)pexV1恒壓過程體積功的計算：2.熱力學(xué)能熱力學(xué)能(U)：系統(tǒng)內(nèi)所有微觀粒子的全部能量之和，也稱內(nèi)能。

U是狀態(tài)函數(shù)。

熱力學(xué)能變化只與始態(tài)、終態(tài)有關(guān)，與變化途徑無關(guān)。3.熱力學(xué)第一定律

對于封閉系統(tǒng)熱力學(xué)第一定律的數(shù)學(xué)表達式為：

熱力學(xué)第一定律的實質(zhì)是能量守恒與轉(zhuǎn)化定律。U1

U2QWU2=U1+Q+WU2-U1=Q+W1.恒容反應(yīng)熱

封閉系統(tǒng)，在恒容過程中，系統(tǒng)和環(huán)境之間交換的熱量為恒容反應(yīng)熱。用QV表示。

因為：V=0，所以：體積功W=0；若系統(tǒng)不做非體積功，則：

QV=

U即，在恒容且非體積功為零的過程中，封閉系統(tǒng)從環(huán)境吸收的熱等于系統(tǒng)熱力學(xué)能的增加。2.2.3化學(xué)反應(yīng)熱2.恒壓反應(yīng)熱與焓變

封閉系統(tǒng)，在恒壓過程中，系統(tǒng)和環(huán)境之間交換的熱量為恒壓反應(yīng)熱。用Qp表示。若系統(tǒng)不做非體積功，則：令：U+pV

=H

——焓，狀態(tài)函數(shù)

H=H2–

H1——焓變則：Qp

=H

即，在恒壓且非體積功為零的過程中，封閉系統(tǒng)從環(huán)境吸收的熱等于系統(tǒng)焓的增加。標(biāo)準狀態(tài)：

表示化學(xué)反應(yīng)及其反應(yīng)熱(標(biāo)準摩爾焓變)關(guān)系的化學(xué)反應(yīng)方程式。2H2(g)+O2(g)2H2O(g)氣體：T，p=p=100kPa液、固體：T，p下，純物質(zhì)溶液：溶質(zhì)B，bB=b=1mol·kg-1cB=c=1mol·L-12.2.4熱化學(xué)方程式(298.15K)=–483.64kJ·mol-1稱為反應(yīng)的標(biāo)準摩爾焓變。2H2(g)+O2(g)2H2O(g)2H2(g)+O2(g)2H2O(l)H2(g)+O2(g)H2O(g)(298.15K)=–483.64kJ·mol-1

聚集狀態(tài)不同時，不同。(298.15K)=–571.66kJ·mol-1

化學(xué)計量式不同時，不同。(298.15K)=–241.82kJ·mol-1

化學(xué)反應(yīng)不管是一步完成還是分幾步完成，其反應(yīng)熱總是相同的。+=1Hess定律始態(tài)終態(tài)中間態(tài)2.2.5化學(xué)反應(yīng)的焓變

例2-1：已知298.15K時

(1)C(s)+O2(g)CO2(g)計算反應(yīng)(1)=–393.5kJ·mol-1(2)=–282.98kJ·mol-1(2)CO(g)+1/2O2(g)CO2(g)(3)。(3)C(s)+1/2O2(g)CO(g)的解：解法一：利用Hess定律途徑1途徑2解法二：(g)CO(g)OC(s)22+222)(gCO(g)OCO(g))1+-1CO(g)(g)OC(s)22+,3,1,2,3,1,2=–=–110.53kJmol-1,1,2,3

在溫度T下,由參考狀態(tài)單質(zhì)生成物質(zhì)B(νB=+1)反應(yīng)的標(biāo)準摩爾焓變，稱為物質(zhì)B的標(biāo)準摩爾生成焓。H2(g)+O2(g)H2O(g)2標(biāo)準摩爾生成焓及其應(yīng)用(B,相態(tài),T)，單位是kJ·mol-1(H2O,g,298.15K)=–241.82kJ·mol-1(參考態(tài)單質(zhì),T)=01.標(biāo)準摩爾生成焓

2.用標(biāo)準摩爾生成焓計算反應(yīng)的標(biāo)準摩爾焓變

例2-2：氨的催化氧化反應(yīng)方程式為

4NH3(g)+5O2(g)4NO(g)+6H2O(g)用反應(yīng)物和生成物的標(biāo)準摩爾生成焓計算298.18K時該反應(yīng)的標(biāo)準摩爾焓變。

解：由附錄1查得298.18K時，各反應(yīng)物和生成物的標(biāo)準摩爾生成焓，=[4×90.25+6×(-241.82)

-4×(-46.11)-0]kJ·mol-1=–905.48kJ·mol-1=?(NO,g)4(H2O,g)6(NO,g)+4(H2O,g)6(NH3,g)+-[4(O2,g)]5=(NH3,g)4(O2,g)5結(jié)論：

aA+bB→yY+zZ(B,相態(tài),T)∑νB(T)=§2.3

熵與熵變2.3.1化學(xué)反應(yīng)的自發(fā)變化2.3.2混亂度與熵

水從高處流向低處；熱從高溫物體傳向低溫物體；鐵在潮濕的空氣中銹蝕；鋅置換硫酸銅溶液反應(yīng)：

在沒有外界作用下，系統(tǒng)自身發(fā)生變化的過程稱為自發(fā)變化。Zn(s)+Cu2+(aq)Zn2+(aq)+Cu(s)2.3.1化學(xué)反應(yīng)的自發(fā)變化1.自發(fā)變化許多放熱反應(yīng)能夠自發(fā)進行。例如：最低能量原理（焓變判據(jù)）：

1878年，法國化學(xué)家M.Berthelot和丹麥化學(xué)家J.Thomsen提出：自發(fā)的化學(xué)反應(yīng)趨向于使系統(tǒng)放出最多的能量。H2(g)+O2(g)H2O(l)H+(aq)+OH-(aq)H2O(l)(298K)=–285.83kJ·mol-1(298K)=–55.84kJ·mol-12.焓變與自發(fā)變化

焓變只是影響反應(yīng)自發(fā)性的因素之一，但不是唯一的影響因素。有些吸熱反應(yīng)也能自發(fā)進行。例如：H2O(l)H2O(g)CaCO3(s)CaO(s)+CO2(g)NH4Cl(s)→NH4+(aq)+Cl-(aq)=9.76kJ·mol-1=178.32kJ·mol-1=44.0kJ·mol-1

1.混亂度

冰的融化建筑物的倒塌

系統(tǒng)有趨向于最大混亂度的傾向，系統(tǒng)混亂度增大有利于反應(yīng)自發(fā)地進行。許多自發(fā)過程有混亂度增加的趨勢。2.3.2混亂度與熵

熵是表示系統(tǒng)中微觀粒子混亂度的一個熱力學(xué)函數(shù)，其符號為S。

系統(tǒng)的混亂度愈大，熵愈大。熵是狀態(tài)函數(shù)。熵的變化只與始態(tài)、終態(tài)有關(guān)，而與途徑無關(guān)。2.熵

熱力學(xué)第三定律指出：純物質(zhì)完整有序晶體在0K時的熵值為零。

S0（完整晶體，0K）=0

△S=ST

–S0=STST

——物質(zhì)的規(guī)定熵（絕對熵）

在某溫度T和標(biāo)準壓力下，單位物質(zhì)的量的某純物質(zhì)B的規(guī)定熵稱為B的標(biāo)準摩爾熵。其符號為：純物質(zhì)完整有序晶體溫度變化0KT(B,相態(tài),T)，單位是J·mol-1·K-1(單質(zhì),相態(tài),298.15K)＞0標(biāo)準摩爾熵的一些規(guī)律：同一物質(zhì)，298.15K時結(jié)構(gòu)相似，相對分子質(zhì)量不同的物質(zhì)，隨相對分子質(zhì)量增大而增大。(s)＜(l)＜(g)(HF)＜(HCl)＜(HBr)＜(HI)(CH3OCH3,g)＜(CH3CH2OH,g)相對分子質(zhì)量相近，分子結(jié)構(gòu)復(fù)雜的，其大。

根據(jù)狀態(tài)函數(shù)的特征，利用標(biāo)準摩爾熵，可以計算298.15K時的反應(yīng)的標(biāo)準摩爾熵變。B對于化學(xué)反應(yīng)：

0=ΣνBB(T)(B,相態(tài),298.15K)(298.15K)=∑νB＞0,有利于反應(yīng)正向自發(fā)進行。3.反應(yīng)的標(biāo)準摩爾熵變

例2-4

試計算298.15K時反應(yīng)CaCO3(s)CaO(s)+CO2(g)的標(biāo)準摩爾熵變。解：CaCO3(s)CaO(s)+CO2(g)Sm/(Jmol-1K-1)92.939.75213.74(298.15K)=Sm(

CaO,s)+Sm(CO2,g)-Sm(CaCO3,s)=(39.75+213.74–92.9)Jmol-1K-1

=160.59Jmol-1K-1>0有利于反應(yīng)自發(fā)進行。但常溫下CaCO3穩(wěn)定，說明；熵變是影響反應(yīng)自發(fā)性的又一重要因素，但也不是唯一的影響因素?！?.4

Gibbs函數(shù)與反應(yīng)的方向2.4.1Gibbs函數(shù)2.4.2標(biāo)準摩爾生成Gibbs函數(shù)2.4.3Gibbs函數(shù)變與反應(yīng)的方向G——Gibbs函數(shù)（Gibbs自由能）G是狀態(tài)函數(shù)，單位：

J或kJ。

定義：G=H–TS1Gibbs函數(shù)與Gibbs函數(shù)變恒

——Gibbs-Helmholts方程ΔG——Gibbs函數(shù)變2.4.1Gibbs函數(shù)

化學(xué)反應(yīng)在恒溫、恒壓和標(biāo)準狀態(tài)下進行了1mol反應(yīng)進度時，反應(yīng)的摩爾Gibbs函數(shù)變——反應(yīng)的標(biāo)準摩爾Gibbs函數(shù)變=-T單位：kJ.mol-1

(T)≈(298.15K)-T(298.15K)T

隨溫度變化很小，因此在溫度變化范圍不大時，常用298.15K時的相應(yīng)數(shù)據(jù)代替，即：，

在溫度T下，由參考狀態(tài)的單質(zhì)生成物質(zhì)B(且νB=+1時)的標(biāo)準摩爾Gibbs函數(shù)變，稱為物質(zhì)B的標(biāo)準摩爾生成Gibbs函數(shù)。(B,相態(tài),T)，單位是kJ·mol-1(參考態(tài)單質(zhì),T)=02標(biāo)準摩爾生成Gibbs函數(shù)B對于化學(xué)反應(yīng)：0=ΣνBB(B,相態(tài),298.15K)(298.15K)=∑νB如果T≠298.15K(T)≈(298.15K)-T(298.15K)T2.4.2Gibbs函數(shù)變與反應(yīng)的方向Gibbs函數(shù)變判據(jù)：

在恒溫恒壓不做非體積功的條件下，任何自發(fā)變化總是系統(tǒng)的Gibbs函數(shù)減小。用只能判斷標(biāo)準狀態(tài)下反應(yīng)的方向。對于一般的化學(xué)反應(yīng)：任意狀態(tài)下：aA(g)+bB(aq)+cC(s)xX(g)+yY(aq)+zZ(l)def其中，J——反應(yīng)商。熱力學(xué)推導(dǎo)給出：化學(xué)反應(yīng)等溫方程式JRT（T）ln+=（T）

例2-6

已知723K時，p(SO2)=10.0kPa，p(O2)=10.0kPa，p(SO3)=1.0×105kPa。試計算此溫度下反應(yīng)：2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)的摩爾Gibbs函數(shù)變，并判斷該反應(yīng)進行的方向。解：查附錄1，298.15K下的相關(guān)數(shù)據(jù)如下，

2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)ΔfHm/(kJmol-1)-296.830-395.72Sm/(Jmol-1K-1)248.22205.14256.76(298.15K)=2Sm(SO3,g)–2Sm(SO2,g)-Sm(O2,g)=(2×256.76-2×248.22-205.14)Jmol-1K-1

=-188.06Jmol-1K-1

2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)ΔfHm/(kJmol-1)-296.830-395.72Sm/(Jmol-1K-1)248.22205.14256.76(298.15K)=2ΔfHm(SO3,g)-2ΔfHm(SO2,g)-ΔfHm(O2,g)=[2×(-395.72)-2×(-296.83)-0]kJmol-1

=-197.78kJmol-1

(T)≈(298.15K)-T(298.15K)T(723K)≈-197.78kJmol-1-723K×(-188.06Jmol-1K-1)=-61.81kJmol-1

JRT（T）ln+=（T）2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)ΔrGm(723K)=(723K)+RTlnJ=-61.81kJmol-1

+8.314Jmol-1K-1×723K×ln(1.00×109)=62.76kJmol-1>0

在此條件下，該反應(yīng)正向不能自發(fā)進行，逆向能自發(fā)進行。反應(yīng)類型HSG=H-TS反應(yīng)情況實例

1

–+

永遠為負任何溫度下都自發(fā)1/2H2(g)+1/2Cl2(g)=HCl(g)

2

+–永遠為正任何溫度下都非自發(fā)CO(g)

=C(s)

+1/2O2(g)

3––低溫為負高溫為正低溫下自發(fā)，高溫下非自發(fā)HCl(g)+NH3(g)=NH4Cl(g)

4++

低溫為正高溫為負低溫下非自發(fā)，高溫下自發(fā)CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g)S，H

的正負號及溫度T對反應(yīng)方向的影響反應(yīng)方向轉(zhuǎn)變溫度的估算：△(T)≈(298.15K)-T(298.15K)T在標(biāo)準狀態(tài)下，§3.1化學(xué)反應(yīng)速率的概念第三章化學(xué)反應(yīng)速率與化學(xué)平衡§3.5化學(xué)平衡的移動§3.4化學(xué)平衡與標(biāo)準平衡常數(shù)§3.3反應(yīng)速率理論簡介§3.2影響反應(yīng)速率的因素§3.1化學(xué)反應(yīng)速率的概念3.1.1

平均速率和瞬時速率3.1.2

用反應(yīng)進度定義的反應(yīng)速率3.1.1

平均速率和瞬時速率1.平均速率某一有限時間間隔內(nèi)濃度的變化量。2NO2(CCl4)+O2(g)例：

N2O5(CCl4)表3-140℃5.00mLCCl4中N2O5的分解速率實驗數(shù)據(jù)t/s

VSTP(O2)/mLc(N2O5)/(molL-1)r/(molL-1s-1)0 0.000 0.2007.29×10-5300 1.15 0.180 6.67×10-5600 2.18 0.161 5.80×10-5900 3.11 0.144 5.21×10-51200 3.95 0.130 4.69×10-51800 5.36 0.104 3.79×10-52400 6.5 0.084 3.04×10-53000 7.42 0.068 2.44×10-54200 8.75 0.044 1.59×10-55400 9.62 0.028 1.03×10-5t1=0sc1(N2O5)=0.200mol·L-1

t2=300sc2(N2O5)=0.180mol·L-1

時間間隔Δt趨于無限小時的平均速率的極限值。2.瞬時速率

通常畫出c-t

曲線，用作圖法求得瞬時速率。

例3-2：在40℃下，N2O5在CCl4中的分解反應(yīng)速率的實驗數(shù)據(jù)見表3-1。用作圖法計算出t=2700s的瞬時速率。

解：根據(jù)表3-1的實驗數(shù)據(jù)，以c為縱坐標(biāo)，以t為橫坐標(biāo)，畫出c-t

曲線。經(jīng)過A點(t=2700s)做切線，求該切線的斜率。t1=0sc1(N2O5)=0.144mol·L-1t2=5580sc2(N2O5)=0mol·L-1A點切線的斜率=t1=0sc1(N2O5)=0.144mol·L-1t2=5580sc2(N2O5)=0mol·L-1r——定容條件下的反應(yīng)速率(mol·L-1·s-1)對于一般的化學(xué)反應(yīng)：3.1.2

用反應(yīng)進度定義的反應(yīng)速率aA(aq)+bB(aq)yY(aq)+zZ(aq)溶液中的化學(xué)反應(yīng)：§3.2影響反應(yīng)速率的因素3.2.1

濃度對反應(yīng)速率的影響3.2.2

溫度對反應(yīng)速率的影響3.2.3

催化劑對反應(yīng)速率的影響3.2.1濃度對反應(yīng)速率的影響1.元反應(yīng)和復(fù)合反應(yīng)

元反應(yīng)：由反應(yīng)物一步生成生成物的反應(yīng)，沒有可用宏觀實驗方法檢測到的中間產(chǎn)物。例如：

復(fù)合反應(yīng)：由兩個或兩個以上的元反應(yīng)組合而成的總反應(yīng)。在復(fù)合反應(yīng)中,可用實驗檢測到中間產(chǎn)物的存在，但它被后面的一步或幾步反應(yīng)消耗掉，因而不出現(xiàn)在總反應(yīng)方程式中。如：

由下列兩步組成的復(fù)合反應(yīng)(慢)(快)

中間產(chǎn)物NO3可被光譜檢測到，但是沒有從混合物中分離出來。反應(yīng)最慢的一步——反應(yīng)的控制步驟。

復(fù)合反應(yīng)過程中所經(jīng)歷的真實步驟的集合——反應(yīng)歷程或反應(yīng)機理。對于一般的化學(xué)反應(yīng)：

α,β—反應(yīng)級數(shù)：若α=1，A為一級反應(yīng)；β=2，B為二級反應(yīng)，則α+β=3，總反應(yīng)級數(shù)為3。α和β是量綱一的量，必須通過實驗確定其值。通常α≠a,β≠b。

k—反應(yīng)速率系數(shù)：零級反應(yīng)mol·L-1·s-1；一級反應(yīng)s-1；二級反應(yīng)(mol·L-1)-1·s-1。k

不隨濃度而變，但受溫度的影響，通常溫度升高，k增大。3.反應(yīng)速率方程

元反應(yīng)的反應(yīng)速率與反應(yīng)物濃度冪的乘積成正比，其中冪指數(shù)為反應(yīng)方程式中該反應(yīng)物的系數(shù)。例如：則：2.質(zhì)量作用定律4

用初始速率法確定反應(yīng)速率方程

由反應(yīng)物初始濃度的變化確定反應(yīng)速率方程的方法——初始速率法。例3-2：295K時，測得反應(yīng)2NO(g)+Cl2(g)2NOCl(g)在不同反應(yīng)物濃度時的初始反應(yīng)速率數(shù)據(jù)如下：編號c(NO)/(molL-1)c(Cl2)/(molL-1)r/(molL-1s-1)1 0.100 0.1008.0×10-32 0.500 0.100 2.0×10-13 0.100 0.500 4.0×10-2確定該反應(yīng)的速率方程，并計算反應(yīng)的速率系數(shù)。

解：設(shè)反應(yīng)的速率方程為：比較三組數(shù)據(jù)，得：α=2，β=1

該反應(yīng)的速率方程為：

該反應(yīng)對NO是二級反應(yīng)，對Cl2是一級反應(yīng)，總反應(yīng)級數(shù)為3。1884年，van’tHoff經(jīng)驗規(guī)則：1889年，Arrhenius方程：（指數(shù)形式）k0—指前參量，頻率因子；

Ea—實驗活化能，單位為kJ·mol-1。當(dāng)溫度變化范圍不大時，可視為與溫度無關(guān)。顯然ln{k}—{1/T}為直線關(guān)系，直線的截距為ln{k0}

。直線的斜率為，3.2.2溫度對反應(yīng)速率的影響

例3-3：實驗測得反應(yīng)2N2O5(CCl4)2N2O4(CCl4)+O2(g)的反應(yīng)速率系數(shù)如下：試根據(jù)實驗數(shù)據(jù)求反應(yīng)的活化能Ea。

解：做ln{k}-{103/T}圖直線的斜率為：-1.24×104K則：-1.24×104K=-Ea/REa=1.24×104K×8.314Jmol-1K-1

=103kJmol-1若已知T1—k1，T2—k2，也可求得Ea。兩式相減，整理得到：例3-4：丙酮二羧酸在水中的分解反應(yīng)為：CO(CH2COOH)2CH3COCH3+2CO2已知：T1=283K,k1=1.08×10-4s-1T2=333K,k2=5.48×10-2s-1求：Ea及303K時的k3。

小結(jié)：對同一反應(yīng)，升高一定溫度，在高溫區(qū)k值增加較少，

因此對于原本反應(yīng)溫度不高的反應(yīng)，可采用升溫的方法提高反應(yīng)速率；1催化劑及其特點§3.2.3催化劑對反應(yīng)速率的影響2催化反應(yīng)與催化作用

催化劑：存在少量就能加快反應(yīng)速率，而本身的化學(xué)性質(zhì)和數(shù)量在反應(yīng)前后基本不變的物質(zhì)。1催化劑及其特點催化劑的特點：①只能對熱力學(xué)上可能發(fā)生的反應(yīng)起作用。②通過改變反應(yīng)途徑以縮短達到平衡的時間。④只有在特定的條件下催化劑才能表現(xiàn)活性。③催化劑有選擇性，選擇不同的催化劑會有利于不同種產(chǎn)物的生成。

催化劑與反應(yīng)物種在同一相中的催化反應(yīng)——均相催化。。2催化反應(yīng)與催化作用

催化劑與反應(yīng)物種不屬于同一物相的催化反應(yīng)——多相催化。汽車尾氣(NO和CO)的催化轉(zhuǎn)化：3.3.1分子碰撞理論§3.3反應(yīng)速率理論簡介3.3.3活化分子、活化能與反應(yīng)速率的關(guān)系3.3.2過渡狀態(tài)理論

以氣體分子運動論為基礎(chǔ)，主要用于氣相雙分子反應(yīng)。例如：反應(yīng)發(fā)生反應(yīng)的兩個基本前提：

發(fā)生碰撞的分子應(yīng)有足夠高的能量

碰撞的幾何方位要適當(dāng)3.3.1分子碰撞理論能夠發(fā)生反應(yīng)的碰撞為有效碰撞。能夠發(fā)生有效碰撞的分子為活化分子。氣體分子的能量分布和活化能

以量子力學(xué)對反應(yīng)過程中的能量變化的研究為依據(jù)，認為從反應(yīng)物到生成物之間形成了勢能較高的活化絡(luò)合物，活化絡(luò)合物所處的狀態(tài)叫過渡狀態(tài)。例如反應(yīng)：其活化絡(luò)合物為，具有較高的勢能Eac

。它很不穩(wěn)定，很快分解為產(chǎn)物分子NO2和O2。NOOOO3.4.2過渡狀態(tài)理論化學(xué)反應(yīng)過程中能量變化曲線E(Ⅰ)E(Ⅱ)E(Ⅰ)E(Ⅱ)EacE(Ⅰ)－反應(yīng)物(始態(tài))勢能E(Ⅱ)－生成物(終態(tài))勢能正反應(yīng)的活化能

Ea(正)=Eac

-

E(Ⅰ)逆反應(yīng)的活化能Ea(逆)=Eac

-

E(Ⅱ)ΔrHm=E(Ⅱ)-

E(Ⅰ)=[Eac

-

Ea(逆)]-[Eac

-

Ea(正)]ΔrHm=Ea(正)-

Ea(逆)

Ea(正)＜Ea(逆)，ΔrHm

＜0，為放熱反應(yīng)；Ea(正)＞Ea(逆)，ΔrHm

＞0，為吸熱反應(yīng)。

溫度影響：當(dāng)濃度一定，溫度升高，活化分子分數(shù)增多,反應(yīng)速率增大。

濃度影響：當(dāng)溫度一定，某反應(yīng)的活化能也一定時,濃度增大,分子總數(shù)增加，活化分子數(shù)隨之增多,反應(yīng)速率增大。3.3.3活化分子、活化能

與反應(yīng)速率的關(guān)系反應(yīng)坐標(biāo)有催化無催化

實驗結(jié)果表明，催化劑參與化學(xué)反應(yīng)后，改變了反應(yīng)途徑，降低了反應(yīng)活化能，增大了活化分子分數(shù)，反應(yīng)速率顯著增大。催化作用前后活化分子分數(shù)的變化催化改變反應(yīng)途徑§

3.4

化學(xué)平衡與標(biāo)準平衡常數(shù)

§3.4.2標(biāo)準平衡常數(shù)§3.4.1可逆反應(yīng)與化學(xué)平衡§3.4.1可逆反應(yīng)與化學(xué)平衡2

化學(xué)平衡狀態(tài)1

可逆反應(yīng)——不可逆反應(yīng)大多數(shù)化學(xué)反應(yīng)都是可逆的。例如：在一定溫度下，密閉容器中氫氣和碘蒸氣

可逆反應(yīng)

有些反應(yīng)反應(yīng)物轉(zhuǎn)化為產(chǎn)物非常徹底，同樣條件下，密閉容器中充入碘化氫可逆反應(yīng)，記作：00.01000.0100076.0

020000.003970.003970.012112.0

2.04

48500.002130.002130.01573.453.43反應(yīng)開始：c(H2),c(I2)較大,c(HI)=0,r正較大,r逆為0；反應(yīng)進行：c(H2),c(I2)減小,r正減小,c(HI)增大,r逆增大；某一時刻：r正=r逆，系統(tǒng)組成不變，達到平衡狀態(tài)。大多數(shù)化學(xué)反應(yīng)都是可逆的。例如：

可逆反應(yīng)t/sr正×107r逆×107

r正r逆r/(mol·L-1·s-1)化學(xué)平衡：特征：（1）系統(tǒng)的組成不再隨時間而變。（2）化學(xué)平衡是動態(tài)平衡。（3）平衡組成與達到平衡的途徑無關(guān)。

在一定條件下，可逆反應(yīng)處于化學(xué)平衡狀態(tài)：r正=r逆≠0§3.4.2標(biāo)準平衡常數(shù)2標(biāo)準平衡常數(shù)的計算1

標(biāo)準平衡常數(shù)表達式3平衡組成的計算

實驗證明，可逆反應(yīng)達平衡后，參加反應(yīng)的各物種的濃度或分壓之間存在著一定的數(shù)量關(guān)系。例如：在425℃，反應(yīng)：1

標(biāo)準平衡常數(shù)表達式達平衡時，盡管氫氣和碘蒸氣的初始分壓不同，平衡時各物種分壓也不同，但，見表4-1?！獙嶒炂胶獬?shù)表4-1425.4℃系統(tǒng)的組成

開始時各組分分壓p/kPa

平衡時各組分分壓p/kPa

p(H2)p(I2)p(HI)p(H2)p(I2)p(HI)164.7457.78016.889.9295.7254.72265.9552.53020.687.2690.5454.60362.0262.51013.0813.5797.8853.98461.9669.49010.6418.17102.6454.4950062.106.6276.62748.8554.3460026.982.8772.87721.2354.45

熱力學(xué)中的平衡常數(shù)為標(biāo)準平衡常數(shù)，用表示。

熱力學(xué)中規(guī)定，平衡時各物種均以各自的標(biāo)準狀態(tài)為參考態(tài)。對于一般的化學(xué)反應(yīng)：

是溫度的函數(shù)，與濃度、分壓無關(guān)。*

標(biāo)準平衡常數(shù)表達式必須與化學(xué)反應(yīng)計量式相對應(yīng)。

是量綱一的量。*

在標(biāo)準平衡常數(shù)表達式中，各物種的濃度或分壓必須是平衡時的濃度或分壓。22HI(g)

(g)I21(g)H21+()1/22HI(g)(g)I(g)H22+=()-1]

/)I(][

/)H([]

/)HI([222pppppp=

判斷反應(yīng)程度K

愈小，反應(yīng)進行得愈不完全；K

愈大，反應(yīng)進行得愈完全；K

不太大也不太小(如10-3<K

<103),

反應(yīng)物部分地轉(zhuǎn)化為生成物。

若某一個(總)化學(xué)反應(yīng)計量式是由多個化學(xué)反應(yīng)的計量式經(jīng)線性組合所得，則這個(總)化學(xué)反應(yīng)的標(biāo)準平衡常數(shù)等于組合前的各化學(xué)反應(yīng)的標(biāo)準平衡常數(shù)的積(或商)。1).

多重平衡規(guī)則2標(biāo)準平衡常數(shù)的計算可由

(2)C(s)+CO2(g)2CO(g)和(3)CO(g)+Cl2(g)COCl2(g)線性組合

例如：化學(xué)反應(yīng)計量式

(1)C(s)+CO2(g)+2Cl2(g)2COCl2(g)即：

(1)=(2)+2×(3)=·()2則：例題：已知25℃時反應(yīng)解：反應(yīng)①+②得：=·=0.45×0.051=0.023③2BrCl(g)+I2(g)2IBr(g)+Cl2(g)的。②I2(g)+Br2(g)2IBr(g)的=0.051計算反應(yīng)①2BrCl(g)Cl2(g)+Br2(g)的=0.452BrCl(g)+I2(g)2IBr(g)+Cl2(g)等溫方程式：反應(yīng)達到平衡時，2).Gibbs函數(shù)與化學(xué)平衡JRT（T）ln+=（T）(T)=0，J=RTln=-（T）(T)將此式代入前式得：JRT（T）ln+=-RTlnJ（T）=-RTlnJ=RTlnJ<K

反應(yīng)正向進行；J=K

系統(tǒng)處于平衡狀態(tài)；J>K

反應(yīng)逆向進行。

預(yù)測反應(yīng)方向(反應(yīng)商判據(jù))：在溫度變化范圍不大時：呈直線關(guān)系與T(T)K/1ln=-T(T)(T)(T)由RTln=-（T）(T)和得：RTln-(T)=-TRRTKln+-=(T)(T)(T)RRTKln+-=(T)(298K)(298K)當(dāng)溫度為T1時：當(dāng)溫度為T2時：兩式相減得：

由此式可見,對于吸熱反應(yīng),溫度升高,增大；對于放熱反應(yīng),溫度升高,

減小。RRT1Kln+-=(T1)(298K)(298K)RRT2Kln+-=(T2)(298K)(298K)-=2111lnTTRKK(T2)(T1)(298K)

例

根據(jù)附錄1的數(shù)據(jù)計算合成氨反應(yīng)的和。(673K)(673K)N2(g)+3H2(g)2NH3(g)解：查附錄1，298.15K下的相關(guān)數(shù)據(jù)如下，ΔfHm/(kJmol-1)00-46.11Sm/(Jmol-1K-1)191.61130.684192.45N2(g)+3H2(g)2NH3(g)(298.15K)=2ΔfHm(NH3,g)-ΔfHm(N2,g)-3ΔfHm(H2,g)=[2×(-46.11)-0]kJmol-1

=-92.22kJmol-1

Sm/(Jmol-1K-1)191.61130.684192.45N2(g)+3H2(g)2NH3(g)(298.15K)=2Sm(NH3,g)–Sm(N2,g)–3Sm(H2,g)=(2×192.45–191.61–3×130.684)Jmol-1K-1

=-198.76Jmol-1K-1

(673K)≈-92.22kJmol-1-673K×(-198.76Jmol-1K-1)=41.55kJmol-1

RTln=-（T）(T)ln(T)RT=-（T）=-41.55kJmol-1

8.314Jmol-1K-1×673K)=-7.426(673K)=5.96×10-4

例3-5：將1.00molSO2和1.00molO2

充入容積為5.00L的密閉容器中，1000K時反應(yīng)3).標(biāo)準平衡常數(shù)的實驗測定達到平衡時，生成0.85molSO3。計算1000K時該反應(yīng)的標(biāo)準平衡常數(shù)。2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)解：

2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)開始nB/mol1.001.000變化nB/mol-0.85-0.85/20.85平衡nB/mol1.00-0.851.00-0.85/20.85

n(SO2)=0.15mol，n(O2)=0.575mol=1413kPa=249kPa=956kPa平衡轉(zhuǎn)化率：解：pV

=nRT

因為T、V不變，p∝nBp0(CO)=(0.30×8.314×1073)kPa=2676kPap0(H2O)=(0.30×8.314×1073)kPa=2676kPa3平衡組成的計算若開始時c0(CO)=c0(H2O)=0.30mol·L-1，計算1073K時恒容條件下反應(yīng)達到平衡時各組分的分壓及CO的平衡轉(zhuǎn)化率。

例3-6：已知1073K時，反應(yīng)CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)的K

=1.0。開始cB/(mol·L-1)0.300.3000開始時pB/kPa2676267600變化的pB/kPa-x

-x

x

x平衡時pB/kPa2676-x

2676-xx

x

CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)x=1338平衡時：p(CO2)=p(H2)=1338kPa