無機及分析化學 教學課件 ppt 作者 劉玉林 劉宜樹 王傳虎 主編第5章化學熱力學基礎

1、1,無機及分析化學第5章 化學熱力學基礎,?B可為整數，也可為分數。,5.1 基本概念,5.1.1. 化學計量數和化學反應進度,對任一反應: aA＋bB = dD＋eE,,,1. 化學計量數,d?= dnB/ ?B 或： dnB = ?B d?,2. 反應進度 ? (單位：mol),5.1.1. 化學計量數和化學反應進度,或 ??= ?nB/ ?B

2、 或： ?nB = ?B ??,當??= 1mol時， ?nB = ?B 。,例如： 3H2(g)+N2(g)= 2NH3 (g) ??= 1mol?n(H2)= -3mol， ?n(N2)= -1mol，?n(NH3)= +2 mol 。 即當3mol H2與 1mol N2完全反應，生成 2mol NH3 時，??= 1mol,,?當??= 1mol時，可以理解為反應按照所給定的反應式的計量系數進行了1mol反

3、應。,5.1.1. 化學計量數和化學反應進度,(2)熱力學概念中的每摩爾反應是指按反應方程式?? =1mol的反應；其對應的熱、功、熱力學能等，單位為J·mol-1或kJ·mol-1，并在熱力學能等符號的右下角標注“m”。,注意：(1)使用反應進度?與選取組分無關，但與方程式的寫法有關。,(3)用單位時間內的反應進度表達反應速率時，參與反應各物質的反應速率均相等。,,熱力學——定量的研究能量相互轉化過程中所遵循規(guī)律的

4、學科。 化學熱力學—應用熱力學基本原理研究化學 現象以及與化學有關的物理現象、研究化學反應的方向及限度的學科。,,5.1 基本概念,系統(tǒng)：作為研究對象的那部分物資或空間。 環(huán)境：系統(tǒng)以外與系統(tǒng)相關的其它物資或空間。,5.1.2 系統(tǒng)和環(huán)境,敞開系統(tǒng)：系統(tǒng)和環(huán)境間既有能量傳遞，又有物質傳遞。封閉系統(tǒng)：系統(tǒng)和環(huán)境間有能量傳遞，但無物質傳遞。隔離(孤立)系統(tǒng)：系統(tǒng)和環(huán)境間既無能量傳遞，又無物質傳遞。,

5、,系統(tǒng) 環(huán)境,,,,,,Matter (H2O),Heat flow,系統(tǒng)和環(huán)境,Heat flow,敞開系統(tǒng),封閉系統(tǒng),孤立系統(tǒng),熱力學中，我們主要研究封閉系統(tǒng)。,5.1.3 狀態(tài)和狀態(tài)函數,氣體的狀態(tài)可由溫度(T)、壓力(p)、體積(V)及各組分的物質的量(n)等宏觀性質確定.,1、狀態(tài): 系統(tǒng)中物理性質和化學性質的總和,2、狀態(tài)函數：熱力學中用以說明系統(tǒng)狀態(tài)的宏觀物理量，稱為狀態(tài)函數。,,狀態(tài)函數特點:,

6、狀態(tài)函數只要有一個變化，系統(tǒng)的狀態(tài)也發(fā)生變化,概括為：異途同歸，值變相等，周而復始，數值還原。,其大小只取決于狀態(tài)本身。狀態(tài)一定,狀態(tài)函數確定。,狀態(tài)函數變量只與系統(tǒng)的始態(tài)和終態(tài)有關,與變化的途徑無關。即 。,,5.1.3 狀態(tài)和狀態(tài)函數,1、過程：系統(tǒng)狀態(tài)發(fā)生變化的經過稱為過程。 過程分類 (1)定溫過程(T1=T2=T環(huán) 或 ?T=0 )(2)定壓過程(p1=p2=p

7、環(huán) 或 ?p=0 )(3)定容過程( V1=V2 或?V=0) (4)絕熱過程(Q=0，系統(tǒng)與環(huán)境之間沒有熱交換) (5) 循環(huán)過程。特點：一切狀函的改變值均為零,5.1.4 過程和途徑,,,2、途徑：完成某過程的具體路線和方式，稱為途徑。 常用?表示途徑，由始態(tài)指向終態(tài)。如： t=20?C_ 等壓，升溫 t=30?C 可說，系統(tǒng)由t=20?C的始態(tài)變化到t=30?C 終

8、態(tài)的“過程”，是由等壓、升溫“途徑”完成的。,,5.1.3 過程和途徑,結論：只要系統(tǒng)的始終態(tài)一定，無論系統(tǒng)變化的途徑如何，其狀態(tài)函數的變化值是相同的 。,,,2、功W：除熱以外的其他的能量傳遞形式稱為功。單位：J 。 熱力學規(guī)定： 系統(tǒng)從環(huán)境得功為正W ? 0、對環(huán)境作功為負W ? 0 。 體積功：是系統(tǒng)體積變化所對外作的功。W體= - p外? ?V

9、 非體積功W非：電功、機械功、表面功等。,,1、熱 Q：是系統(tǒng)與環(huán)境間存在溫度差而引起的能量傳遞。單位：J。 熱力學規(guī)定：系統(tǒng)從環(huán)境吸熱為正Q? 0、向環(huán)境放熱為負Q? 0 。,5.2.1 熱和功,5.2 熱力學第一定律,不能說系統(tǒng)含有多少熱和功，只能說系統(tǒng)在變化過程中作了功或吸收了熱。 溫度高的物體可說具有較高能量，但不能說系統(tǒng)具有較高熱量。 熱和功都不是系統(tǒng)的狀態(tài)函數，所以，若途經不同，即使始

10、、終態(tài)相同，熱和功的值也不會相同(與狀函的區(qū)別)；故不能設計途經計算熱和功。,注意：,5.2.1 熱和功,3、熱和功都不是系統(tǒng)的狀態(tài)函數(途徑函數)！,1. 熱力學能U (內能)—— 系統(tǒng)內部一切能量的總和。包括分子平動能、轉動能、振動能、 位能、核能、鍵能等。單位：J或kJ。 2. 特點： 熱力學能U(內能)是系統(tǒng)的狀態(tài)函數。狀態(tài)一定時，熱力學能U有確定值(U不能測)；熱力學能的改變值? U只與始、終態(tài)有關( ? U

11、可計算)。,5.2 熱力學第一定律,5.2.2 熱力學能U(內能),,,,,熱力學第一定律：即能量守恒與轉化定律。數學表達式： ? U= Q +W 對封閉系統(tǒng)，若 U1 吸熱Q、從環(huán)境得功W U2 則：U2 = U1 + Q +W 即： ? U= U2 - U1 = Q +W,,注：因? U= Q +W ，故熱和功的總和與途經無關。

12、 對敞開系統(tǒng)，上式不成立；對孤立系統(tǒng)， ? U=0,5.2.3 熱力學第一定律,1. 定容熱QV： 封閉系統(tǒng)、W非=0、定容W體=0 ： 由 ?U=Q +W 有 ?U = QV,5.3 熱化學,5.3.1 反應熱和反應焓變,化學反應熱效應——指系統(tǒng)在不做非體積功的定溫（始態(tài)與終態(tài)反應溫度相同）反應過程中所放出或 吸收的熱量。,物理意義：恒

13、容反應熱等于化學反應的熱力學能變。,(此條件下，定容熱QV與?U 數值相當，但性質不同),?U=Q +W =Qp - p? V QP = ?U + p?V =U2 - U1+ p2V2 - p1V1 QP = (U+ pV)2 - (U+ pV)1 即： QP = ?(U+ pV) 定義：H= U+ pV ( H叫做系統(tǒng)的焓) 則： ?H= QP (此條件下，定壓熱QP與?H

14、 數值相當，但性質不同),2. 定壓熱QP封閉系統(tǒng)、W非=0、定壓(p1=p2= p外)：,5.3.1 反應熱和反應焓變,3. 焓H：焓定義為 H= U+ pV ，是狀態(tài)函數的組合，故焓H是狀態(tài)函數。單位：J或kJ,(2)雖然?H= QP 是在封閉系統(tǒng)、W非=0、定壓過程得出的，但焓是狀態(tài)函數，在任何過程中都可能有焓的變化，只是?H? QP ，需另行計算,注意：(1)焓定義為 H= U+ pV ，不能從?H= QP 理解為“焓是系統(tǒng)

15、的熱量”、也不能理解為“QP是狀態(tài)函數” (此條件下， QP與?H數值相當，但性質不同)。,焓的物理意義：在此條件下，系統(tǒng)吸收的熱量完全用于增加系統(tǒng)的焓。,5.3.1 反應熱和反應焓變,,4. 摩爾反應焓(變)： ?rHm= ?rH / ?? 單位：J·mol-1或 kJ·mol-1注意：反應 的摩爾焓變?rHm也與反應式書寫有關。,5. 摩爾反應熱

16、力學能(變)： ?rUm= ?rU / ??,6. ?rHm和?rUm 關系,5.3.1 反應熱和反應焓變,P85【例5.1】 2mol氫氣和1mol氧氣在373K和100kPa下反應生成水蒸氣，放出483.6kJ的熱量。求生成1mol水蒸氣時的ΔrHm和ΔrUm。,,,,解： ①2H2(g)+O2(g)=2H2O(g) Q1= -483.6kJ·mol-1 ②H2(g)+ 1/2O2(g)

17、= H2O(g) Q2= -241.8kJ·mol-1,,書寫熱化學方程式應注意的問題：P86,5.3.2 熱化學方程式,注明物質的物態(tài)(g、l、s)或濃度，如果固態(tài)物質有幾種晶型，應注明晶型(P有白磷、紅磷，C有金剛石、石墨等).,反應熱的數值與反應方程式的寫法有關。,熱力學的標準狀態(tài)——溫度T及標準壓力 (100 kPa)下的狀態(tài)。,5.3.3 反應焓的計算,注意：標準態(tài)只規(guī)定了壓力p?，而沒有指定溫度！IUPA

18、C推薦選擇298.15K作為參考溫度。298.15K，可略寫；其它溫度，應注明。,氣體：溫度T、標準壓力p?( p?=100kPa)下的純氣體。 混合氣體：該氣體的分壓為p?的狀態(tài)。純液體和純固體：溫度T、標準壓力p?的純物質。溶液中溶質：溫度T、標準壓力p?下，b=b?( b?=1 mol ·kg-1)，稀的水溶液可為c?=1 mol ·L-1 的溶液。,熱力學第一定律：定壓時， ?H= QP ；定容時

19、，?U = QV；而H、 U 都是狀態(tài)函數，故Qp和QV只與反應的始、終態(tài)有關，而與途徑無關。,,“定壓或定容條件下的任意化學反應，在不做其它功時，不論是一步完成的還是幾步完成的，其反應熱的總值相等?！?是俄國化學家蓋斯經大量實驗總結出的規(guī)律。,2. 蓋斯定律,5.3.3 反應焓的計算,,,注意：條件：定壓或定容、 W非=0、設計途徑的始、終態(tài)與原反應相同。相同聚集態(tài)、相同晶型、相同條件的反應式才能相加減?？稍诜磻絻蓚韧?

20、除)某數，但?rHm? 也應同乘(除)某數。,意義：對于難以測定的反應的熱效應，可設計始、終態(tài)相同的其它可測、可查的途徑代替計算。,2. 蓋斯定律,3. 標準摩爾生成焓 ——在溫度T(通常為298K)、標準態(tài)下，由元素指定的參考單質生成1mol化合物或 其它形式單質的反應熱。單位： kJ·mol-1,5.3.3 反應焓的計算,,C(石墨)+ O2(g)= CO2 (g) ? r Hm? =

21、? f H m? (CO2，g）,元素指定的參考單質通常為常溫常壓下最穩(wěn)定單質：如 H2(g), O2(g), Br2(l), Na(s), C(石墨)… 例外：P(白)。 元素指定的參考單質的 ? f H m? = 0。1mol:該物質化學計量數為1。水合離子的? f H m? ，? f H m? (H+ ，aq)= 0 。,4. 標準摩爾燃燒焓(?CHm? )——在溫度T(通常為298K)、標準態(tài)下，1mol物質完全燃燒

22、生成相同溫度下 指定產物的反應熱。 單位： kJ·mol-1,5.3.3 反應焓的計算,完全燃燒的指定產物：元素： C ; H; S; N; X; 指定產物：CO2(g); H2O(l); SO2(g); N2(g); HX(aq);指定的燃燒產物的? CHm? = 0 。1mol物質：燃燒物的系

23、數應為1，例如：,? f H m? 有正、負，計算時注意。 溫度對H有影響，但對? r Hm? 影響可忽略。,【例5.2】寫出下列反應的熱化學方程式： 生成反應： 的燃燒反應： 的生成反應：,5.3.3 反應焓的計算,,,(2)由? c H m? 計算? r Hm?,(3)由蓋斯定律計算? r Hm?,5.3.3 反應焓的計算,5. 標準摩爾焓變的計算

24、(1)由? f H m? 計算? r Hm? aA+bB=dD+eE,5.3.3 反應焓的計算,【例5.3】實驗測得B4C(s)的燃燒熱, 利用已知化合物的標準摩爾生成焓，計算 。,,解 燃燒反應 ？ 0 -1272.8 -393.51,5.3.3 反應焓的計算,【例5.4】已知①

25、 ②計算,,,,,,,解 先寫出CuO的生成反應： ③,1/2① +②=③ 故：,,自發(fā)過程——在一定條件下，無需外界作功就能自動進行的過程。,自發(fā)過程的特點：自發(fā)過程不需要環(huán)境對系統(tǒng)做功就能自動進行，并可以用來對環(huán)境做有用功。自發(fā)過程的逆過程是非自發(fā)的。 具有限度——達平衡狀態(tài)與條件有關——條件改變或外界做功，自發(fā)過程的方向可能改變。能自發(fā)進行的反應，其反應速率

26、并不一定很大。,5. 4 化學反應的方向,5.4.1 化學反應的自發(fā)性,熵S——是系統(tǒng)混亂度的量度。系統(tǒng)的混亂度越大，熵值也就越大。熵是狀態(tài)函數。熱力學規(guī)定： （任何純凈的完美晶體物質在0K時的熵值等于0）規(guī)定熵（絕對熵）——某物質純晶體從0K升高T時的熵變。標準摩爾（規(guī)定）熵 ——1摩爾純物質在標準狀態(tài)下的規(guī)定熵。單位：標準摩爾反應熵變計算：,5.4.2 化學反應的熵變(簡介),,,,,

27、注意： 1. 熵是體系的狀態(tài)函數。,2. 熵與溫度成正比，氣體的熵與壓力成反比。,3. 同一物質， S(g)＞S(l)＞S(s) 。,4. 同類型物質，分子結構越復雜熵值越大。如：S(C3H8)> S(C2H6)> S(CH4).,5. 化學反應，若反應后氣體分子數增加了，則該反應是熵增加的反應，反之則反。,5.4.2 化學反應的熵變,5.4.2 化學反應的熵變,【例5.5】定性判斷下列反應的熵變的符號

28、：（1）（2） （3）食鹽溶于水 （4）活性炭吸附CO（g）,如前所述，研究自發(fā)過程，有如下規(guī)律：系統(tǒng)自發(fā)趨向于取得最低能量狀態(tài)( ?H? 0，焓減)自發(fā)過程趨向于取得最大混亂度( ? S ?0，熵增)-10?C水結冰是自發(fā)過程，是焓減熵減(例外) ； KNO3自動溶于水，是焓增熵增(例外) ；另外，CaCO 3常溫、常壓不能分解，但高溫能

29、分解，說明溫度對自發(fā)過程的方向也有影響；,在等溫過程中： ?G = ?H - T ?S 吉布斯—赫姆霍茲方程 ? r Gm = ? r Hm ? T ? r Sm ? r Gm? = ? r Hm? ? T ? r Sm?,G = H - TS,所以，H、S、T 都是與自發(fā)過程的方向有關的因素，但都不能單獨作為自發(fā)過程方向的判據，只有將焓減、熵增及溫度綜

30、合考慮，才能得出正確結論。因此，吉布斯(美)引入新的狀態(tài)函數——吉布斯函數(吉布斯自由能)G。,5.4.3 化學反應方向的判斷,1. 吉布斯函數 G,2. 吉布斯公式,3. 吉布斯自由能判據： 等溫、定壓、只作體積功(W非= 0)的封閉體系： ? G ? 0，過程自發(fā)進行； ? G = 0，系統(tǒng)處于平衡

31、狀態(tài)； ? G ? 0，過程不能自發(fā)進行。,5.4.3 化學反應方向的判斷,,,,即 等溫、定壓、只作體積功條件下的自發(fā)過程，總是向系統(tǒng)自由能減小的方向進行(或凡是自發(fā)過程，其系統(tǒng)的自由能都是減小的),——最小自由能原理,3. 吉布斯自由能判據,5.4.3 化學反應方向的判斷,——隨溫度變化較??； ——隨溫度變化較小； ——隨溫度

32、變化大。,,,,等溫等壓下反應自發(fā)性判斷,1. 標準狀態(tài)下的反應方向的判斷由反應在標準狀態(tài)下吉布斯函數變（ ）判斷。,,（1）25℃時： 可由 計算。,——在一定溫度及標準狀態(tài)下，由元素指定的參考單質生成1mol某物質時的吉布斯函數,,（2）任意溫度時： 可由吉布斯公式計算。,,（3）由蓋斯定律計算。,5.4.3 化學反應

33、方向的判斷,P92【例5.4 】查表計算下列反應的ΔrGθm,并判斷反應的自發(fā)性。,ΔfGθm / kJ·mol-1-4.6 - 51.59 -78.6 0,,在298.15K及標準態(tài)下反應正向自發(fā),P93【例5.5 】已知C2H5OH(l)＝C2H5OH(g)，查表計算(1)在298K和標準態(tài)下，C2H5OH(l)能否自發(fā)地變成C2H5OH(g)？

34、(2)在373K和標準態(tài)下，C2H5OH(l)能否自發(fā)地變成C2H5OH(g)？(3)估算乙醇的沸點？,解 查表得： C2H5OH(l)＝C2H5OH(g) (298.15K)/kJ·mol-1 －277.69 －235.10 (298.15K)/J·K-1·mol-1 160

35、.7 282.70,,,(298.15K)＝(–1)×(–277.69)＋(–235.10)＝42.59 kJ·mol-1,,(298.15K)＝(–1)×160.7＋282.70＝122J·mol-1·K-1,(1) ＝42.59–298×122×10-3＝6.23kJ·mol-1,

36、續(xù)【例5.5 】,,,,(1) (298K) > 0，反應在標準態(tài)及298K時不能自發(fā)進行。,(2) (373K)＝42.59–373 ×122 × 10-3＝ –2.92 kJ·mol-1,(373K)< 0，反應在標準態(tài)及373K時能自發(fā)進行。,(3),則乙醇的沸點約為349K(實驗值為351K)。,例5.5

37、已知298.15K時，（1）C(石墨)+O2(g)= CO2 (g) (1)= –394.4kJ·mol-1（2）2CO(g)+ O2(g)=2CO2 (g) (2)= –257.2kJ·mol-1,解：（1）–（2）= （3）,= –394.4kJ·mol-1–(–257.2kJ.mol-1),(3)= (1) –

38、 (2),= – 137.2kJ·mol-1＜0,求反應（3）C(石墨) + CO2 (g) = 2CO(g) 的 (3)：,該反應在標準態(tài)298K時自發(fā)進行。,2. 非標準狀態(tài)下的反應方向的判斷——由 判斷。,,,,5.4.3 化學反應方向的判斷,化學反應的等溫方程式：,,反應商J： 式中,,,,,,分壓力pB：相同溫

39、度下組分氣體單獨占有與混合氣體相同體積時所產生的壓力。,,,,分壓定律與分體積定律：,P94【例5.6】 計算723K、非標準態(tài)下，下列反應的ΔrGm，并判斷反應自發(fā)進行的方向。 2SO2(g) + O2(g) →2SO3(g) 分壓/Pa 1.0×104 1.0×104 1.0×108,ΔrGm>

40、0，反應自發(fā)向左進行,P95【例5.7 】1000K，C(s)+2H2(g) = CH4(g) ,現有與C混合的混合氣體,其組成為（1）1000K，100kPa時反應的，CH4 能否合成？（2）1000K下，壓力需增加至多少時，CH4才能合成？,解 （1）,,,,故此條件下反應不能正向進行，即CH4不能合成。,,,續(xù)【例5.7 】,（2）設總壓力需增大至p。,,,,即在1000K下，總壓力增至161.1kPa以上，CH4不才能合成

41、。,,反應要正向進行，需 ，則,解得,1. 可逆反應：在一定條件下，既可向正反應方向進行，又可向逆反應方向進行的反應。 eg：CO(g)+H2O(g) H2(g)+CO2(g) 不可逆反應： 絕大多數反應都可逆，極少數反應在已知條件下的逆反應進行的速率極其微小，以至于可忽略，稱為不可逆反應。 eg:2KClO3=2KCl+3O2↑(加熱，MnO2

42、催化),,5.5 化學反應的限度——化學平衡,5.5.1 可逆反應和化學平衡,,2. 化學平衡及特征化學平衡狀態(tài)：在一定條件下，可逆反應的正、逆反應速率相等的狀態(tài)?；瘜W平衡特征：a、動態(tài)平衡 反應還在進行，只是正、逆反應速率相等、濃度不在變化，稱為平衡濃度；b、有條件的平衡：c、T、p有確定值，只要有一個被破壞，舊平衡就會打破，產生新平衡，稱為化學平衡移動；C、化學平衡是可逆反應的最終狀態(tài)，是反應進行的最大限度。,5.

43、5.2 平衡常數及相關計算,1. 標準平衡常數K?： 在一定溫度下，任何可逆反應達平衡時各生成物相對濃度(相對分壓)以其計量系數為指數的乘積與各反應物相對濃度(相對分壓)以其計量系數為指數的乘積的比值為一常數，稱標準平衡常數K? 。,標準平衡常數K?的表達式與J相同，不同之處在于式中各組分的濃度或分壓均為平衡時的濃度或分壓。,1. 標準平衡常數K ?,ΔrGm = ΔrG ? m+ RT lnJ,化學反應等溫方

44、程式:,ΔrGm＝0，則 J=K ?,體系處于平衡狀態(tài)，,注意：,單位為,,K ? 平衡常數的意義,（1）K ? 是化學反應的一個特征常數，標志反應進行程度或趨勢，K ? 越大，反應進行的程度越大 ，但不能說明反應速率大。 K ? =1，不管從正反應還是從逆反應開始，都不能進行到底。,（2）K ?表達式中各物質的濃度是達到平衡時濃度，而不是起始濃度。,（3） K ? 與反應的本性有關，與濃度無關。,（4） K ?與溫度有關，T一定，是

45、個定值， T 升高， K ?發(fā)生變化。,（5）活化能不影響K ?值，K ?不受催化劑的影響。,,,P97【例5.8】已知反應CO(g)＋H2O(g) CO2(g)＋H2(g)，在1123K時， 為1.0，現將2.0mol CO和3.0mol H2O混合，并在該溫度下達平衡，試計算CO的轉化率。,平衡轉化率（又稱理論轉化率或最高轉化率）,,解 設平衡時系統(tǒng)內CO2物質的量為x，則：,CO2(g)＋ H2(g)

46、 CO(g)＋ H2O(g) 起始ｎ/mol 2.0 3.0 0 0平衡ｎ/mol 2.0－x 3.0－x x x利用公式 ，將平衡分壓代入：,,,解方程：x = 0.02,CO的轉化率,,5.5.3 多重平衡規(guī)則 如果某反應可以由幾個反應相加(或相

47、減)得到，則該反應的平衡常數等于幾個反應平衡常數之積(或商)。 方程式運算 平衡常數運算 + × － ÷

48、×a ( )a

49、 根據多重平衡規(guī)則，人們可用若干個已知反應的平衡常數，按上述規(guī)則求得某些其他反應的平衡常數，而無須一一通過實驗求得。,,【例5.7】(1) 已知 ，求①②③ (2)已知 ，求 。①②③②×2－①得③，故,,,,【例5.9】已知下列反應在1123K時的標準平衡常數：(1)C(石墨) + CO2 (g) = 2CO(g) = 1.3×

50、;1014(2)CO(g)+ Cl2(g)=COCl2 (g) = 6.0×10-3計算反應(3)C(石墨) + CO2 (g) +2Cl2(g) = 2 COCl2 (g) 在1123K時的 。,,,,,解 反應式(3)=反應式(1)+ 2×反應式(2) =1.3×1014×(6.0×10-3) 2 = 4.7

51、5;109,,5.5.4 影響化學平衡的因素 因條件改變從舊的平衡狀態(tài)轉變?yōu)樾碌钠胶鉅顟B(tài)的過程稱為化學平衡的移動。 平衡移動的總規(guī)律：(1887 法 呂查德里) 假如改變平衡體系的條件之一( c、 p、T)，平衡就向減弱這種改變的方向移動.(定性) 本節(jié)講化學平衡移動的方向定量計算方法（ ） 。,,,用 判斷反應方向（或平衡移動方向）。

52、 的正負號決定于J 和 的相對大小。 對等溫等壓下的化學反應： 正向移動； ，平衡狀態(tài)；

53、 正向非自發(fā)，逆向自發(fā)。,,5.5.4 影響化學平衡的因素,,1. 濃度對化學平衡的影響(K?不變，J改變) 增加反應物濃度（或氣體分壓）或減少生成物濃度（或氣體分壓），使JKθ，平衡將向逆反應方向移動。,,5.5.4 影響化學平衡的因素,【例】利用熱力學數據計算下述反應：C(石墨)+CO2 (g) =2CO(g) (1)在標準態(tài)及溫度分別為298K和1000K時的標準平衡常數和反應方向；(2)1000K時,

54、當p(CO)=200kPa, p(CO2)=800kPa時, 該反應方向。 解 (1),,,,,,在標準態(tài)及298K下，反應逆向進行。,,,,,,在標準態(tài)及1000K下，反應能正向進行。,(2),該狀態(tài)下，反應正向進行。,或解,例5.9反應 Fe2+ (aq)+Ag+ (aq)= Fe3+ (aq)+Ag(s) 開始前濃度 是：0.10 0.10 0.010 mol&

55、#183;L-1。已知: K ? (298.15K) = 2.98，求（1）反應開始后向何方進行？ （2）平衡時Ag+、Fe2+、Fe3+的濃度各為多少？ （3）如果保持平衡時的Ag+、Fe3+的濃度不變，而加入Fe2+使其濃度變?yōu)閏(Fe2+)=0.30mol·L-1，此時反應會不會移動？向何方移動？,解 (1) 開始時,J＜K?，反應向正方向進行。,（2）Fe2+ (aq)+Ag+ (aq)

56、 Fe3+ (aq)+Ag(s),濃度變化 –x –x +x mol·L-1,平衡濃度 0.10–x 0.10–x 0.01+x mol·L-1,開始時 0.10 0.10 0.010

57、mol·L-1,c(Fe3+) = (0.010+0.013)=0.023mol·L-1，c(Fe2+) = c(Ag+)= (0.10–0.013)=0.087mol·L-1,x=0.013 mol·L-1,（3）濃度對平衡移動的影響,J< K?，反應正向移動。,c(Fe 2+)=0.30mol·L-1,反應物濃度增加 ↑,,2. 壓力對化學平衡的影響(K?不變，J 改變)

58、 本質同濃度，不同在于改變系統(tǒng)總壓時，所有氣體組分的濃度或分壓同時改變且變化倍數相同。 氣相反應 aA(g)+bB(g)=dD(g)+eE(g) 反應前后氣體分子數的變化為 ，反應前后氣體分子數增加； ，反應前后氣體分子數減少；

59、 ，反應前后氣體分子數不變。,,,,2. 壓力對化學平衡的影響(K?不變，J改變) 等溫下： 增加壓力使系統(tǒng)總體積減小，平衡向氣體分子總數減小的方向移動； 減小壓力使系統(tǒng)總體積增大，平衡向氣體分子總數增加的方向移動； 若反應前后氣體分子總數不變，則改變壓力平衡不發(fā)生移動。,,,,若引入“惰性”氣體(不參與反應的氣體)：等溫等容下，對平衡無

60、影響；等溫等壓下，“惰性”氣體的引入使系統(tǒng)體積增大，平衡向氣體分子總數增加的方向移動。 因壓力對固體和液體狀態(tài)的影響很小，因此在研究多相反應的化學平衡系統(tǒng)時，只須考慮氣態(tài)物質反應前后分子數的變化即可。,,3. 溫度對化學平衡的影響(K?改變，J 改變) (1)范特霍夫公式：,,,,,(2)溫度對化學平衡的影響由此公式可得： 升高溫度，吸熱反應方向的K?增大，化學平衡向吸熱反應方向移動；