無機及分析化學的基本定理

無機及分析化學的基本定理4.4.2壓力對化學平衡的影響

4.4.3溫度對化學平衡的影響

4.4.4催化劑對化學平衡的影響

無機及分析化學的基本定理4.1.1可逆反應

在各種化學反應中，就計量而言反應的完全程度各不相同。有的反應進行得相當“徹底”，反應物幾乎能全部轉(zhuǎn)化為產(chǎn)物，在同樣條件下，它的逆反應幾乎不能進行。有的反應則不能全部轉(zhuǎn)化為產(chǎn)物，同樣條件下，它的逆反應也能進行到一定程度。例如氯酸鉀的熱分解反應無機及分析化學的基本定理在反應條件下進行得相當完全，在相同條件下KCl和O2幾乎不能反應生成KClO3。這類反應叫做不可逆反應。但是，大多數(shù)化學反應都是可逆的，例如四氧化二氮分解為二氧化氮的反應N2O4(g)2NO2(g)

在相同條件下，正反應和逆反應都能進行。若將N2O4(g)和NO2(g)分別置于密閉容器中，等反應在宏觀上不再進行時，取樣分析，兩個容器中的氣體都是N2O4和NO2的混合物，也就是說在密閉容器中，N2O4分解為NO2的正、逆反應都不能進行到底。這類反應叫做可逆反應。無機及分析化學的基本定理4.1.2化學平衡

例如將N2O4氣體置于一密閉容器中，開始時，因為容器中無產(chǎn)物NO2存在，容器中只有N2O4的分解反應。但隨著N2O4的分解，N2O4的濃度不斷降低，其反應速率也不斷減小。同時，隨著反應的進行，容器中NO2的濃度不斷增大，逆反應的反應速率也隨之不斷增大。當發(fā)展到正反應速率和逆反應速率相等時(設時間為t1)，在單位時間內(nèi)容器中正反應所消耗的N2O4和逆反應生成的N2O4達到相等，容器中N2O4和NO2的濃度不再發(fā)生變化(見圖4－1)，圖4.1N2O4分解反應中反應速率隨時間變化的示意圖

t/st1反應速率正反應逆反應無機及分析化學的基本定理

因此在宏觀上就看不到正反應和逆反應的進行。但是在微觀上正反應和逆反應還是不斷地進行著，只不過在宏觀上看不到而已。此時，我們說化學反應即達到了化學平衡。但是這種平衡是一種動態(tài)平衡，當改變了反應條件使正、逆反應的反應速率不再相等時，平衡即被破壞使化學反應在宏觀上又繼續(xù)進行，但隨著反應再次進行，正、逆反應速率又逐漸趨于一致，最后，化學反應又在新的平衡點上建立平衡。無機及分析化學的基本定理4.熱力學平衡態(tài)：（1）相平衡（2）沉淀溶解平衡（3）化學平衡化學平衡是一個熱力學概念，是指系統(tǒng)內(nèi)的化學反應既無正向進行的自發(fā)性（推動力）又無逆向進行的自發(fā)性（推動力）時的一種狀態(tài)，即定態(tài)。平衡時：rG=0

什么是平衡狀態(tài)？就是ΔG=0或者v正

=v負無機及分析化學的基本定理綜上所述，化學反應達到平衡時有以下兩個重要特征：(1)濃度的不變性

化學反應達到平衡時，反應物和產(chǎn)物的濃度不再隨時間的變化而變化。達到平衡時的濃度稱為平衡濃度。(2)平衡的相對性

化學反應達到平衡時，宏觀上反應不再進行，但在微觀上正逆反應并未停止，只不過是υ正

=υ逆而已，但正反應速率和逆反應速率并不等于零，因此若改變與反應速率相關的一些反應條件(溫度、濃度等)使υ正≠υ逆，則平衡即被破壞。化學中，在表示反應的可逆性時，化學反應方程式中的等號“＝”用雙箭號“”代替。例如四氧化二氮的分解反應是可逆反應，其化學反應方程式可寫成N2O4(g)2NO2(g)無機及分析化學的基本定理4.2.1經(jīng)驗平衡常數(shù)和標準平衡常數(shù)1.理想氣體氣相反應的經(jīng)驗平衡常數(shù)(1)濃度經(jīng)驗平衡常數(shù)

在一定溫度下，對某可逆的基元反應

bB(g)+dD(g)yY(g)+zZ(g)當反應達到平衡時，正反應速率和逆反應速率相等(υ正=υ逆)，根據(jù)質(zhì)量作用定律可知平衡時，υ正=υ逆，因此移項可得(4.1)無機及分析化學的基本定理

因為在一定溫度下，k正、k逆為常數(shù)，所以Kc是常數(shù)。(4.1)式稱為平衡常數(shù)表達式，Kc稱為濃度經(jīng)驗平衡常數(shù)(簡稱濃度平衡常數(shù))。(4.1)式表明化學反應達到平衡時，產(chǎn)物濃度冪的乘積與反應物濃度冪的乘積之比值是一常數(shù)，其中各濃度項的冪次是反應式中相應物質(zhì)的配平系數(shù)。由此可見，反應的平衡常數(shù)越大，表明反應在達到平衡時產(chǎn)物的濃度越大、反應物的濃度越小，即反應越完全。無機及分析化學的基本定理(2)壓力經(jīng)驗平衡常數(shù)

若將氣體的濃度換算為壓力，根據(jù)即，，由(4.1)式可得無機及分析化學的基本定理因為反應達平衡時，產(chǎn)物和反應物的分壓亦不隨時間而變化，因此是一常數(shù)并令其等于Kp，即Kp稱為壓力經(jīng)驗平衡常數(shù)(簡稱壓力平衡常數(shù))。若令Δn＝y(tǒng)＋z－b－d顯然有

Kp＝Kc(RT)Δn(4.3)無機及分析化學的基本定理

以上是對基元反應得到的結(jié)果。對復雜反應，理論和實驗可以證明，在一定溫度下復雜反應在達平衡時產(chǎn)物濃度冪的乘積與反應物濃度冪的乘積之比值亦為常數(shù)。以下仍從反應速率的角度進行說明，例如H2(g)+I2(g)2HI(g)不是基元反應，它是由兩個反應步驟構(gòu)成，即第①步I2(g)2I(g)第②步2I(g)＋H22HI兩步反應相加即為總反應。無機及分析化學的基本定理在反應達到平衡時，反應體系中各步反應也應都各自達到平衡，即第①步反應ν1,正

=ν1,逆

因此有第②步反應ν2,正

=ν2,逆

因此有無機及分析化學的基本定理將Kc,1和Kc,2相乘，可得Kc＝Kc,1·Kc,2

此例說明，對復雜反應當反應達平衡時，其平衡常數(shù)表達式的形式只與總反應反應方程式的書寫形式有關而與反應歷程無關。同理，該反應的壓力平衡常數(shù)表達式為無機及分析化學的基本定理

注意：①經(jīng)驗平衡常數(shù)是有量綱的常數(shù)。②平衡常數(shù)表達式中物質(zhì)的分壓和濃度均指平衡時的分壓和濃度。

注：為了書寫的簡便，化學中有時用[B]表示物質(zhì)B的平衡濃度．因此上例中的濃度平衡常數(shù)表達式可寫成無機及分析化學的基本定理2.理想氣體氣相反應的標準平衡常數(shù)

對理想氣體的氣相反應

bB+dDyY+zZ化學熱力學定義它的標準平衡常數(shù)是(4.4)(4.4)式中p是氣體的標準態(tài)壓力，p，實用中為方便起見，定義p=100kPa，因此p/p的量綱是“1”(或說無量綱)。所以的量綱也是“1”。p/p可叫做相對壓力。無機及分析化學的基本定理3.非理想氣體氣相反應的標準平衡常數(shù)(不講）

在非理想氣體的化學反應中，非理想氣體分子間存在著明顯的分子間力，分子自身占有一定的體積。由于這樣的原因，使氣體壓力(或濃度)不能等效地對反應速率產(chǎn)生影響。在壓力較低的范圍內(nèi)，由于分子間距離較遠氣體分子間力對氣體性質(zhì)的影響起了主導的作用。由于分子間力的影響，使分子的運動受到牽制，這勢必使反應物分子間的碰撞動能減小，使反應速率減小。從總的效果看，由于分子間力的存在使氣體壓力(或濃度)對反應速率的影響打了折扣，也就是說對反應速率產(chǎn)生影響的是氣體的“有效壓力”，化學中把“有效壓力”叫做氣體的逸度(f)。逸度與壓力之間用逸度系數(shù)聯(lián)系起來，即

f=γ·p(4.5)無機及分析化學的基本定理

逸度系數(shù)可以通過實驗求得。在壓力較低范圍內(nèi)γ＜l。在p→0時，γ→l，即低壓氣體接近理想氣體的行為。在壓力較高的范圍內(nèi)γ>1，這是由于在較高壓力時，分子間的距離較近，分子自身體積對氣體性質(zhì)的影響起了主導作用，在此不作評述。但不管怎樣，在非理想氣體的化學反應中，在討論壓力對反應的影響時，用逸度代替壓力才更接近實際。無機及分析化學的基本定理

前面已討論化學反應達到平衡時，正反應速率等于逆反應速率，也就是說化學平衡與反應速率有著內(nèi)在的聯(lián)系：因此對非理想氣體的平衡常數(shù)表達式，式中的壓力項應替換為逸度才能反映化學反應在平衡時的情況，即(4.6)

是熱力學常數(shù)，只與溫度有關。無機及分析化學的基本定理4.理想溶液中反應的經(jīng)驗平衡常數(shù)

某化學反應

bB(aq)+dD(aq)yY(aq)+zZ(aq)

若反應是在理想溶液今進行，當反應達平衡時溶液中反應物和產(chǎn)物的濃度都不再隨時間的變化而變化，理論和實驗都可證明，反應達平衡時產(chǎn)物濃度冪的乘積與反應物濃度冪的乘積之比值是一常數(shù)，即Kc是濃度經(jīng)驗平衡常數(shù)，簡稱濃度平衡常數(shù)。(4.7)無機及分析化學的基本定理5.理想溶液中反應的標準平衡常數(shù)

定義標準平衡常數(shù)()是(4.8)式中c＝lmol/L是標準態(tài)濃度。的量綱是“1”。無機及分析化學的基本定理6.非理想溶液中反應的標準平衡常數(shù)

在非理想溶液中，由于分子間存在明顯的分子間力，若反應物或產(chǎn)物是離子則這種力更顯著，反應物和產(chǎn)物在反應中的“有效濃度”偏離實際濃度，因此在非理想溶液中進行的反應，其標準平衡常數(shù)表達式中的濃度項應為活度，即

是熱力學常數(shù)，只與溫度有關。(4.9)無機及分析化學的基本定理7．復相反應的標準平衡常數(shù)

例如反應Zn(s)+2H＋(aq)Zn2＋(aq)+H2(g)在反應體系中存在固相、溶液相和氣相，是一多相體系。其標準平衡常數(shù)表達式為因為在化學熱力學中，定義純固態(tài)物質(zhì)和純液態(tài)物質(zhì)的活度等于“1”，所以上式可寫成無機及分析化學的基本定理K是復相反應的標準平衡常數(shù)，在平衡常數(shù)表達式中因物質(zhì)所取的標準態(tài)不同(溶液中的離子取c做標準態(tài)，氣體取p做標準態(tài))，所以在此情況下得到的標準平衡常數(shù)又稱為雜平衡常數(shù)。若反應是在理想狀態(tài)下進行，活度系數(shù)和逸度系數(shù)均為1，所以(4.1)式可寫成無機及分析化學的基本定理

注意，因為已定義c=1mol/L，所以c/c在數(shù)值上與c相同，在實際工作中為了書寫簡便，有時把上式寫成但在使用這樣的公式時，在概念上不能模糊，這只是為了書寫簡便而已．標準平衡常數(shù)表達式中的壓力項p/p不能簡化為p，因為p=100kPa并不等于1KPa。無機及分析化學的基本定理5、標準平衡常數(shù)與經(jīng)驗平衡常數(shù)的關系（1）相同點：都反映了在到達平衡是反應進行的程度無機及分析化學的基本定理（2）不同點：A：標準平衡常數(shù)是量綱為一的量，經(jīng)驗平衡常數(shù)只有在只有=0時才是量綱為一的量。B：大小一般不等，對氣相反應，在=0時才相等（），否則不相等，溶液反應的數(shù)值相同，。C：標準平衡常數(shù)與熱力學函數(shù)之間有一定關系，故在化學平衡的有關計算時，多用標準平衡常數(shù)。無機及分析化學的基本定理與平衡常數(shù)有關的計算的解題一般思路：（1）寫出化學反應方程式；（2）寫出起始濃度、物質(zhì)的量、分壓等；（3）寫出各物質(zhì)平衡時的濃度、物質(zhì)的量等（4）寫出平衡常數(shù)表達式；（5）將各物質(zhì)的平衡濃度，物質(zhì)的量分別代 入到平衡常數(shù)表達式中；（6）解方程，求未知數(shù)。6、標準平衡常數(shù)的應用無機及分析化學的基本定理例3-2：已知反應CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)在1123K時K，現(xiàn)將2.0molCO和3.0molH2O(g)混合，并在該溫度下達平衡，試計算CO的轉(zhuǎn)化百分率。解：設平衡時有xmolCO反應。CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)始/mol2.03.000平/mol2.0-x3.0-xxx(1)(2)(3)Question無機及分析化學的基本定理(4)(5)、(6)QuestionCO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)無機及分析化學的基本定理4.2.2多重平衡

若反應體系中同時存在幾個化學反應并且某一物質(zhì)同時參加幾個反應，使得幾個反應之間存在一定的聯(lián)系。當整個反應體系達到平衡時，各個反應也同時分別達到了平衡，由于某物質(zhì)要同時滿足幾個平衡的要求，就使得互相關聯(lián)的幾個平衡相互制約，這種情況叫做多重平衡或稱同時平衡。在多重平衡體系中，幾個互相關聯(lián)的化學反應的平衡常數(shù)之間存在著一定的關系。例如反應體系中存在以下幾個反應

無機及分析化學的基本定理①C(s)＋O2(g)CO2(g)

②C(s)＋1/2O2(g)CO(g)③CO(s)＋1/2O2(g)CO2(g)化學反應平衡常數(shù)無機及分析化學的基本定理由以上三個反應不難看出，反應式②加③等于反應式①，即C(s)+1/2O2(g)CO(g)

+CO(s)+1/2O2(g)CO2(g)C(s)+O2(g)CO2(g)同時還可以看到無機及分析化學的基本定理

同理，若對某反應方程式乘上一個系數(shù)x，則所得反應的平衡常數(shù)是原反應平衡常數(shù)的x次方．例如C(s)+1/2O2(g)CO(g)

在反應方程式兩邊分別乘以2，可得2C(s)+O2(g)2CO(g)

顯然，K’＝K2?？梢娖胶獬?shù)表達式一定要與反應方程式相對應。

因此可以得到這樣一個結(jié)論：若某反應的反應式是由兩個反應的反應式相加而成．則該反應的平衡常數(shù)等于相加反應平衡常數(shù)之乘積，這稱之為多重平衡規(guī)則。無機及分析化學的基本定理4.3化學反應的方向和限度

在生產(chǎn)實踐和科學研究中，人們對化學反應關心三個問題。第一，化學反應能不能發(fā)生的問題即化學反應能不能按我們指定的反應方向自發(fā)進行的問題。第二，化學反應速率的問題。第三，化學反應的限度問題即化學反應在宏觀上進行到什么程度即停止反應。化學反應速率的研究在化學中屬于化學動力學范疇，化學反應方向和限度的研究在化學中屬于化學熱力學范疇。無機及分析化學的基本定理

對某可逆化學反應

bB+dDyY+zZ定義化學反應處于非平衡態(tài)時，產(chǎn)物濃度冪的乘積與反應物濃度冪的乘積之比值叫反應商Q．即在非平衡態(tài)時(4.11)

反應商的表達式與平衡常數(shù)表達式的數(shù)學形式相同，但式中濃度所表示的含義不同，Qc

表達式中的濃度是指非平衡態(tài)濃度，平衡常數(shù)表達式中的濃度是指平衡濃度。范特霍夫等溫方程式無機及分析化學的基本定理我們已知道，化學反應只有在達到平衡時才存在

當化學反應尚未到達平衡時，反應要自發(fā)地進行。隨著反應的進行反應物和產(chǎn)物的濃度逐漸向平衡濃度變化，因此反應自發(fā)進行的方向是使反應物和產(chǎn)物的濃度趨向等于平衡濃度的方向，反應物和產(chǎn)物的濃度趨于平衡濃度就使得Q→K。因此反應自發(fā)進行的方向是Q→K的方向，反應的哪個方向能使Q→K，反應就朝哪個方向自發(fā)進行。Q＜K時反應正向自發(fā)Q=K時反應達到平衡Q＞K時反應逆向自發(fā)無機及分析化學的基本定理范特霍夫等溫方程式如果反應出于平衡狀態(tài)，rG=0無機及分析化學的基本定理Gibbs函數(shù)變判據(jù)與反應商判據(jù)是一致的:反應達平衡時，反應在宏觀上不再進行，因此Q＝K是反應限度的標志與熱力學ΔG=0的判據(jù)是一致的。無機及分析化學的基本定理3、在一定溫度下，反應的rGm為一固定數(shù)值。所以，

K也應為一不變的數(shù)值。標準平衡常數(shù)：在一定溫度下，反應處于平衡狀態(tài)時，生成物的活度以方程式中化學計量數(shù)為乘冪的乘積，除以反應物的活度以方程式中化學計量數(shù)的絕對值為乘冪的乘積為一常數(shù)，稱為標準平衡常數(shù)。4、活度，即有效濃度活度=熱力學標準態(tài)物質(zhì)所處狀態(tài)熱力學標準態(tài)是單位活度：=1無機及分析化學的基本定理

例

已知反應H2(g)＋I2(g)2HI(g)在713K時Kp＝Kc＝。①判斷713K下反應體系中H2(g)、I2(g)、HI(g)初始濃度均為時的反應方向。②若初始濃度c(H2、c(I2)＝、c(HI)＝，在713K時反應的方向又如何?并求平衡時各自的濃度。解:①

因為Q＜K，所以反應正向自發(fā)。②因為Q＞K，所以反應逆向自發(fā)。無機及分析化學的基本定理反應到達平衡時，根據(jù)反應方程式有以下計量關系H2(g)+I2(g)HI(g)初始濃度/mol·L－1平衡濃度/mol·L－1＋＋－2x將Kc代入上式，解一元二次方程可得x=0.155mol/L因此反應到達平衡時－2×0.155=2.69mol/L[H2＋0.155=0.355mol/L[I2＋0.155=0.405mol/L無機及分析化學的基本定理4.4化學平衡的移動

當反應達到平衡時，其正反應速率等于逆反應速率，若對復雜反應，復雜反應的各步反應也分別達到正反應速率與逆反應速率相等。因此任何影響正反應速率和逆反應速率不再相等的反應條件都能破壞平衡，使平衡發(fā)生移動。4.4.1濃度對化學平衡的影響

在一定溫度下，當化學反應達到平衡時，反應商Q等于平衡常數(shù)K，即

Q=K

無機及分析化學的基本定理此時若增加反應物濃度或減小產(chǎn)物濃度都會使Q值減小，又因為平衡常數(shù)K是溫度的函數(shù)．在一定溫度下平衡常數(shù)不會發(fā)生變化，因此Q＜K。顯然平衡這時要發(fā)生正向移動即反應按反應式從左向右進行，隨著反應進行，反應物濃度逐漸降低，產(chǎn)物濃度逐漸增大，反應商Q逐漸增大，最后當Q=K時反應在新的平衡點達到新的平衡。無機及分析化學的基本定理

例

在673K時，升容器內(nèi)合成氨反應達到平衡，此時N2、H2、NH3三種氣體的平衡濃度分別為：c(N2，c(H2，c(NH3。欲使N2的平衡濃度增加，需從容器中取走多少摩爾H2才能使反應體系重新達到平衡。解：在673K時N2(g)+3H2(g)2NH3(g)平衡濃度所以(mol·L－1)－2設從升容器中取走xmolH2(相應H2的濃度減小xmol/L)。取走xmolH2后，反應要向左進行。無機及分析化學的基本定理N2(g)+3H2(g)2NH3(g)取走H2后的初始濃度－新的平衡濃度－－(0.20×2)－x=0.10將平衡濃度代入平衡常數(shù)表達式

無機及分析化學的基本定理解一元二次方程x=0.94(mol/L)即應從升容器中取走0.94mol氫氣才能使體系重新達到平衡。

在此請思考這樣一個問題，該反應在原平衡中氫氣的濃度為0.50mol/L，即在一升容器中平衡時有0.50molH2?，F(xiàn)需取0.94molH2，不足的H2從何而來?無機及分析化學的基本定理4.4.2壓力對化學平衡的影響

壓力對固相和液相反應的平衡幾乎不產(chǎn)生影響，一般情況下近似認為無影響。壓力對氣相反應的平衡可能產(chǎn)生影響，這要看反應過程中氣體分子數(shù)有無變化。對反應過程中氣體分子數(shù)無變化的反應，壓力改變時對反應的平衡不產(chǎn)生影響，若反應過程中氣體分子數(shù)有變化，則改變壓力時化學平衡會發(fā)生移動。1.摩爾分數(shù)平衡常數(shù)與壓力平衡常數(shù)的關系

一定溫度下，氣相反應

bB(g)+dD(g)yY(g)+zZ(g)達平衡時，體系中反應物和產(chǎn)物的分壓、濃度、摩爾分數(shù)均不再隨時間的變化而變化．其壓力平衡常數(shù)表達式是無機及分析化學的基本定理(4.12)在反應達平衡時，反應物和產(chǎn)物的摩爾分數(shù)x不再隨時間的變化而變化，因此，

是一常數(shù)，并稱為摩爾分數(shù)平衡常數(shù)Kx，即(4.13)無機及分析化學的基本定理

若令Δn=y+z－b－d，Kp與Kx之間的關系為(4.14)或可見對Δn≠0的反應，摩爾分數(shù)平衡常數(shù)Kx不僅是溫度的函數(shù)而且還與壓力有關。在一定溫度下，對Δn＞0的反應即氣體分子數(shù)增加的反應，當壓力增大時減小,又因為Kp不隨壓力變化而變化，所以Kx變小。對Δn＜0的反應，在一定溫度下增大壓力時Kx增大。注意，此處的Δn是指氣體分子數(shù)的變化量。無機及分析化學的基本定理2.壓力對化學平衡的影響

例如對Δn＞0的反應，在一定溫度下達到平衡時，此時反應商Qx=Kx(非平衡態(tài)時=Qx)。此時若增大體系的壓力，Kx變小，在增大壓力的瞬間密閉體系中Qx并沒發(fā)生變化，因此使得Qx＞Kx，破壞了化學平衡，平衡要向Qx趨于Kx的反應方向移動，即反應按反應式向左進行，只有向左進行才能使產(chǎn)物的x減小，生成物的c增大，使Qx減小。

總之，在一定溫度下，增大體系的壓力，平衡向氣體分子數(shù)減少的反應方向移動。對氣體分子數(shù)無變化的反應，改變壓力不會對平衡產(chǎn)生影響。無機及分析化學的基本定理例

已知在335K時反應N2O4(g)2NO2(g)的。求該反應分別在100kPa和1000kPa下N2O4的摩爾分解率α。解：設體系中N2O4分解前的物質(zhì)的量n=lmol。N2O4(g)2NO2(g)初始量/mol10平衡量/mol1(1－α)2α平衡時，n總=n(N2O4)+n(NO2)=(1－α)+2α=1+α，，設反應在理想狀態(tài)下進行，不考慮逸度系數(shù)的影響無機及分析化學的基本定理即(4.15)無機及分析化學的基本定理①在335K,100kPa下

將=1.86,p總=100kPa，p＝100kPa代入(4.15)式中，解此一元二次方程可得α1＝＝56％②在335K,1000kPa下

將=1.86,p總=1000kPa，p=100kPa代入(4.15)式中，解方程可得α2=0.21=21％無機及分析化學的基本定理4.4.3溫度對化學平衡的影響

1.溫度對平衡常數(shù)的影響

對基元可逆反應

bB(g)+dD(g)yY(g)+zZ(g)正反應速率常數(shù)逆反應速率常數(shù)(4.16)無機及分析化學的基本定理(4.16)式中A和A‘分別是正反應和逆反應的頻率因子，是一常數(shù)C。Ea和E’a分別是正反應和逆反應的活化能．(Ea－E’a)是正反應的反應熱，在一定壓力下進行的反應，反應熱用ΔH表示并定義體系吸熱時ΔH為正，放熱時ΔH為負。當反應達到平衡時因此當反應達到平衡時，(4.16)式可寫成(4.17)或(4.18)無機及分析化學的基本定理由此可見，Kp與溫度有關，lgKp與1/T成直線的函數(shù)關系。對吸熱反應ΔH為正值，直線斜率為負值(見圖)，當溫度升高時

T↗,1/T↘,lgKp↗

對放熱反應，ΔH為負值，直線斜率為正值(見圖)，當溫度升高時

T↗,1/T↘,lgKp↘設溫度為T1