吉布斯自由能和化學(xué)平衡課件

5.1.1化學(xué)反應(yīng)的自發(fā)性§5.1化學(xué)反應(yīng)的自發(fā)性和熵5.1.5化學(xué)反應(yīng)熵變和熱力學(xué)第二定律5.1.4熱力學(xué)第三定律和標(biāo)準(zhǔn)熵5.1.3混亂度和熵5.1.2焓和自發(fā)變化5.1.1化學(xué)反應(yīng)的自發(fā)性§5.1化學(xué)反應(yīng)的自15.1.1化學(xué)反應(yīng)的自發(fā)性水從高處流向低處；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)：不需要外部做功，體系自身發(fā)生變化的過程稱為自發(fā)變化。有方向性和限度。Zn(s)+Cu2+(aq)Zn2+(aq)+Cu(s)5.1.1化學(xué)反應(yīng)的自發(fā)性水從高處流向低處；2吉布斯自由能和化學(xué)平衡課件3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。5.1.2焓和自發(fā)變化(298K)=-285.83kJ·mol-1H2(g)+O2(g)H2O(l)(298K)=-55.84kJ·mol-1H+(aq)+OH-(aq)H2O(l)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)）：54

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焓變只是影響反應(yīng)自發(fā)性的因素之一，但不是唯一5

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。5.1.3混亂度和熵許多自發(fā)過程有混亂度增加的趨勢。1.混亂度冰的融化系統(tǒng)有趨向于最大混6

熵是表示體系中微觀粒子混亂度的一個熱力學(xué)函數(shù)，其符號為S。是體系混亂度的量度。系統(tǒng)的混亂度愈大，熵愈大。熵是狀態(tài)函數(shù)。有絕對值。熵的變化只與始態(tài)、終態(tài)有關(guān)，而與途徑無關(guān)。2.熵熵是表示體系中微觀粒子混亂度的一個熱力學(xué)函數(shù)，7熵與微觀狀態(tài)數(shù)：1878年，L.Boltzman提出了熵與微觀狀態(tài)數(shù)的關(guān)系。

S=klnΩ

S---熵Ω---微觀狀態(tài)數(shù)k---Boltzman常量玻爾茲曼

(LudwigBoltzmann,1844-1906，奧地利)現(xiàn)代物理學(xué)奠基人。提出“各態(tài)遍歷”原理(1871)，給出熵的微觀狀態(tài)方程(玻爾茲曼方程)(1877)

熵與微觀狀態(tài)數(shù)：1878年，L.Boltzman提出了熵與微85.1.4熱力學(xué)第三定律和標(biāo)準(zhǔn)熵1906年，［德］W.H.Nernst提出，經(jīng)［德］MaxPlanck和［美］G.N.Lewis等改進。能斯特(WaltherNernst,1864-1941，德國)提出熱力學(xué)第三定律(1906)，于1920年獲Nobel物理獎。

路易斯(GilbertNewtonLewis,1875-1946，美國)首次把熱力學(xué)引入化學(xué)(1923)。

5.1.4熱力學(xué)第三定律和標(biāo)準(zhǔn)熵1906年，［德］W.91.熱力學(xué)第三定律

在0K時，任何純物質(zhì)完美晶體的熵為零。

S（完整晶體，0K）=0吉布斯自由能和化學(xué)平衡課件102.標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵△S=ST-S0=STST---規(guī)定熵（絕對熵）在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)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(zhǔn)摩爾熵。其符號為：純物質(zhì)完美晶體溫度變化0KTK(B,相態(tài),T)，單位是J·mol-1·K-1(單質(zhì),相態(tài),298.15K)＞02.標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵△S=11影響標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵的因素：同一物質(zhì)，298.15K時物態(tài)相同，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。同態(tài)物質(zhì)種類增多，分子數(shù)增多，熵增大。N2O5(g)=2NO2(g)+1/2O2(g)熵增大影響標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵的因素：同一物質(zhì)，298.15K時物態(tài)相同，結(jié)121.化學(xué)反應(yīng)熵變的計算5.1.5化學(xué)反應(yīng)熵變和

熱力學(xué)第二定律(B,相態(tài),298.15K)(298.15K)=∑νB＞0,有利于反應(yīng)正向自發(fā)進行。根據(jù)狀態(tài)函數(shù)的特征，利用標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵,可以計算298.15K時的反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵變。B對于化學(xué)反應(yīng)：0=ΣνBB(T,K)1.化學(xué)反應(yīng)熵變的計算5.1.5化學(xué)反應(yīng)熵變和

13在孤立體系中發(fā)生的任何變化或化學(xué)反應(yīng)，總是向熵增大的方向進行，即

ΔS孤立>0自發(fā)2.熱力學(xué)第二定律受溫度的影響，但熵變、焓變受溫度影響不大。在孤立體系中發(fā)生的任何變化或化學(xué)反應(yīng)，總是向熵增大的方向進行14*2.熱力學(xué)第二定律在任何自發(fā)過程中，體系和環(huán)境的熵變化的總和是增加的。*2.熱力學(xué)第二定律在任何自發(fā)過程中，體系和15§5.2Gibbs自由能5.2.3吉布斯——赫姆霍茲方程的應(yīng)用5.2.2標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成Gibbs函數(shù)5.2.1Gibbs函數(shù)判據(jù).5.2.4轉(zhuǎn)換溫度§5.2Gibbs自由能5.2.3吉布斯——赫姆16吉布斯(JosiahWillardGibbs,1839-1903，美國)合并能和熵，引入(Gibbs)自由能概念(1876)赫姆霍茲(HermannLudwigFerdinandvonHelmholtz,1821-1894，德國)創(chuàng)立能量守恒的數(shù)學(xué)定律(1847)。

吉布斯(JosiahWillardGibbs,赫姆霍17G----Gibbs函數(shù)（Gibbs自由能）G是狀態(tài)函數(shù)，單位：kJ.mol-1

def5.2.1Gibbs函數(shù)判據(jù)Gibbs函數(shù)(變)判據(jù)：

在等溫、等壓、不做非體積功條件下，自發(fā)的化學(xué)反應(yīng)總是向體系的Gibbs降低的方向進行。G----Gibbs函數(shù)（Gibbs自由能）def5.2.118化學(xué)反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾吉布斯自由能變1.標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成吉布斯自由能

在溫度TK下，由標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)的最穩(wěn)定單質(zhì)生成1mol物質(zhì)B的標(biāo)準(zhǔn)摩爾吉布斯自由能變，稱為物質(zhì)B的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成吉布斯自由能。5.2.2標(biāo)準(zhǔn)摩爾吉布斯

自由能變的計算=-T(B,相態(tài),T)，單位是kJ·mol-1(標(biāo)態(tài)最穩(wěn)定單質(zhì),T)=0化學(xué)反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾吉布斯自由能變1.標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成吉布斯自由能192.用計算(B,相態(tài),T)B對于化學(xué)反應(yīng)：0=ΣνBB(B,相態(tài),298.15K)(298.15K)=∑νB(T)≈(298.15K)-T(298.15K)如果T≠298.15K用只能判斷標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下反應(yīng)的方向。2.用20等溫時：稱吉布斯——赫姆霍茲方程5.2.3吉布斯——赫姆霍茲方程

的應(yīng)用標(biāo)態(tài)時也成立。等溫時：稱吉布斯——赫姆霍茲方程5.2.3吉布斯——赫姆霍茲21①②③④①②③④225.2.4轉(zhuǎn)換溫度化學(xué)反應(yīng)轉(zhuǎn)換溫度的估算：5.2.4轉(zhuǎn)換溫度化學(xué)反應(yīng)轉(zhuǎn)換溫度的估算：23ΔfHm/kJ·mol-1-1206.9-635.5-393.5

/J·mol-1·k-1

92.239.8213.6=（-635.5-393.5）-（-1206.9）=177.9kJ·mol-1

=213.6+39.8-92.2=160.5J·mol-1·k-1

ΔfHm/kJ·mol-1-1206.924§5.3化學(xué)平衡5.3.3

化學(xué)反應(yīng)的等溫方程式5.3.2

標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)5.3.1化學(xué)平衡的基本特征§5.3化學(xué)平衡5.3.3化學(xué)反應(yīng)的等溫方程式5255.3.1

化學(xué)平衡的基本特征00.01000.010007.60

020000.003970.003970.01211.20

2.04

48500.002130.002130.01570.3453.43反應(yīng)開始：c(H2),c(I2)較大,c(HI)=0,υ正較大,υ逆為0；反應(yīng)進行：c(H2),c(I2)減小,υ正減小,c(HI)增大,υ逆增大；某一時刻：υ正=υ逆，系統(tǒng)組成不變，達(dá)到平衡狀態(tài) 。大多數(shù)化學(xué)反應(yīng)都是可逆的。例如：t/s5.3.1化學(xué)平衡的基本特征00.0100260.020.010.020.0127化學(xué)平衡：特征：（1）化學(xué)平衡是動態(tài)平衡。（2）平衡時的組成不再隨時間而變。（3）反應(yīng)達(dá)到平衡時轉(zhuǎn)化率最大。（4）化學(xué)平衡是有條件的。在一定條件下，可逆反應(yīng)處于化學(xué)平衡狀態(tài)：化學(xué)平衡：特征：在一定條件下，可逆反應(yīng)處于化學(xué)平衡285.3.2

標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)表達(dá)式對于溶液中的反應(yīng)：對于氣相反應(yīng)：Sn2+(aq)+2Fe3+(aq)Sn4+(aq)+2Fe2+(aq)5.3.2標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)表達(dá)式對于溶液中的反應(yīng)：對于氣相反29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(zhǔn)平衡常數(shù)表達(dá)式必須與化學(xué)反應(yīng)計量式相對應(yīng)。對于一般的化學(xué)反應(yīng)：是溫度的函數(shù)，與濃度、分壓無3022HI(g)

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

/)I(][

/)H([]

/)HI([222pppppp=22HI(g)(g)I21(g)H21+()131例題：已知25℃時反應(yīng)

多重平衡原理解：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)例題：已知25℃時反應(yīng)多重平衡原理解：反應(yīng)①+②得：=32等溫方程式：將此式代入前式得：反應(yīng)達(dá)到平衡時，5.3.3化學(xué)反應(yīng)的等溫方程式QRT（T）ln+=（T）(T)=0，Q=RTln=-（T）(T)QRT（T）ln+=-RTlnQ（T）=RTln等溫方程式：將此式代入前式得：反應(yīng)達(dá)到平衡時，5.3.333Gibbs函數(shù)變判據(jù)與反應(yīng)商判據(jù)：判斷反應(yīng)方向。必須用mrGD

經(jīng)驗判據(jù)：反應(yīng)多半正向進行

＜-40kJ·mol-1反應(yīng)多半逆向進行

＞40kJ·mol-1-40kJ·mol-1＜＜40kJ·mol-1反應(yīng)正向進行

0

<<KQ反應(yīng)處于平衡

0

==KQ反應(yīng)逆向進行

0

>>KQGibbs函數(shù)變判據(jù)與反應(yīng)商判據(jù)：判斷反應(yīng)方向。必須用mrG345.4.1濃度對化學(xué)平衡的影響§5.4化學(xué)平衡的移動5.4.5兩個需要說明的問題5.4.4LeChatelier原理5.4.3溫度對化學(xué)平衡的影響5.4.2壓力對化學(xué)平衡的影響5.4.1濃度對化學(xué)平衡的影響§5.4化學(xué)平衡的35化學(xué)平衡的移動：當(dāng)外界條件改變時，化學(xué)反應(yīng)從一種平衡狀態(tài)轉(zhuǎn)變到另一種平衡狀態(tài)的過程。5.4.1濃度對化學(xué)平衡的影響對于溶液中的化學(xué)反應(yīng)，平衡時，Q=K

當(dāng)c(反應(yīng)物)增大或c(生成物)減小時,當(dāng)c(反應(yīng)物)減小或c(生成物)增大時,Q<K

平衡向正向移動。Q>K

平衡向逆向移動?；瘜W(xué)平衡的移動：當(dāng)外界條件改變時，化學(xué)反應(yīng)從36(1)當(dāng)c(Ag+)=1.00×10-2mol·L-1,c(Fe2+)=0.100mol·L-1,c(Fe3+)=1.00×10-3mol·L-1時反應(yīng)向哪一方向進行?(2)平衡時,Ag+,Fe2+,Fe3+的濃度各為多少?(3)Ag+的轉(zhuǎn)化率為多少?(4)如果保持Ag+,Fe3+的初始濃度不變,使c(Fe2+)增大至0.300mol·L-1,求Ag+的轉(zhuǎn)化率。例題：25oC時，反應(yīng)Fe2+(aq)+Ag+(aq)

Fe3+(aq)+Ag(s)的K

=3.2。(1)當(dāng)c(Ag+)=1.00×10-2mol·L-1,37解：(1)計算反應(yīng)商，判斷反應(yīng)方向

Q<K

,反應(yīng)正向進行。開始cB/(mol·L-1)

0.1001.00×10-21.00×10-3

變化cB/(mol·L-1)

-x-x

x平衡cB/(mol·L-1)

0.100-x1.00×10-2-x1.00×10-3+x(2)Fe2+(aq)+Ag+(aq)Fe3+(aq)+Ag(s)解：(1)計算反應(yīng)商，判斷反應(yīng)方向Q<K,反38c(Ag+)=8.4×10-3mol·L-1c(Fe2+)=9.84×10-2

mol·L-1c(Fe3+)=2.6×10-3mol·L-13.2x2－1.352x＋2.2×10-3=0

x=1.6×10-3c(Ag+)=8.4×10-3mol·L-13.2x2－39(3)求Ag+的轉(zhuǎn)化率

(3)求Ag+的轉(zhuǎn)化率40平衡Ⅱ

0.300-1.00×10-2×1.00×10-3+

cB/(mol·L-1)1.00×10-2α2(1-α2)1.00×10-2α2

(4)設(shè)達(dá)到新的平衡時Ag+的轉(zhuǎn)化率為α2Fe2+(aq)+Ag+(aq)

Fe3+(aq)+Ag(s)平衡Ⅱ0.300-1.00×1415.4.2壓力對化學(xué)平衡的影響如果保持溫度、體積不變，增大反應(yīng)物的分壓或減小生成物的分壓，使Q減小，導(dǎo)致Q<K

，平衡向正向移動。反之，減小反應(yīng)物的分壓或增大生成物的分壓，使Q增大,導(dǎo)致Q>K

，平衡向逆向移動。1.部分物種分壓的變化5.4.2壓力對化學(xué)平衡的影響如果保持422.體積改變引起壓力的變化對于有氣體參與的化學(xué)反應(yīng)

aA(g)+bB(g)yY(g)+zZ(g)xQBnS=2.體積改變引起壓力的變化對于有氣體參與的化學(xué)反應(yīng)aA(43

對于氣體分子數(shù)增加的反應(yīng)，ΣB>0，x

ΣB

>1，Q>K

，平衡向逆向移動，即向氣體分子數(shù)減小的方向移動。對于氣體分子數(shù)減小的反應(yīng)，ΣB<0，x

ΣB

<1，Q<K

，平衡向正向移動，即向氣體分子數(shù)減小的方向移動。對于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)不變的反應(yīng)，ΣB=0，x

ΣB

=1，Q=K

，平衡不移動。對于氣體分子數(shù)增加的反應(yīng)，ΣB>44①在惰性氣體存在下達(dá)到平衡后，再恒溫壓縮,ΣB≠0，平衡向氣體分子數(shù)減小的方向移動,Σ

B=0，平衡不移動。③對恒溫恒壓下已達(dá)到平衡的反應(yīng)，引入惰性氣體，總壓不變，體積增大，反應(yīng)物和生成物分壓減小，如果Σ

B≠0，平衡向氣體分子數(shù)增大的方向移動。②對恒溫恒容下已達(dá)到平衡的反應(yīng)，引入惰性氣體，反應(yīng)物和生成物pB不變，Q=K，平衡不移動。3.惰性氣體的影響①在惰性氣體存在下達(dá)到平衡后，再恒溫壓縮,Σ45

例題：某容器中充有N2O4(g)和NO2(g)混合物，n(N2O4):n(NO2)=10.0:1.0。在308K，0.100MPa條件下，發(fā)生反應(yīng)：(1)計算平衡時各物質(zhì)的分壓；(2)使該反應(yīng)系統(tǒng)體積減小到原來的1/2，反應(yīng)在308K，0.200MPa條件下進行，平衡向何方移動？在新的平衡條件下，系統(tǒng)內(nèi)各組分的分壓改變了多少？N2O4(g)NO2(g)；K

(308)=0.315例題：某容器中充有N2O4(g)和NO246解：(1)反應(yīng)在恒溫恒壓條件下進行。平衡時pB/kPa平衡時nB/mol1.00-x0.10+2x開始時nB/mol1.000.100N2O4(g)2NO2(g)以1molN2O4為計算基準(zhǔn)。n總=1.10+x解：(1)反應(yīng)在恒溫恒壓條件下進行。平衡時pB/kPa平衡時47吉布斯自由能和化學(xué)平衡課件48吉布斯自由能和化學(xué)平衡課件49開始時nB/mol1.000.100平衡(Ⅱ)時pB/kPaN2O4(g)2NO2(g)平衡(Ⅱ)時nB/mol1.00-y0.10+2開始時nB/mol1.0050平衡逆向移動。平衡逆向移動。515.4.3溫度對化學(xué)平衡的影響

K

(T)是溫度的函數(shù)。溫度變化引起K

(T)的變化，導(dǎo)致化學(xué)平衡的移動。對于放熱反應(yīng)，<0，溫度升高，K減小，Q>K

，平衡向逆向移動。對于吸熱反應(yīng)，>0，溫度升高，K

增大，Q<K

。，平衡向正向移動。-D=21mr1211lnTTRHKK5.4.3溫度對化學(xué)平衡的影響K52范特霍夫(JacobusHenricusvan’tHoff,1852-1911,荷蘭物理化學(xué)家。提出碳原子價鍵的空間結(jié)構(gòu)學(xué)說；提出稀溶液理論。)的《化學(xué)動力學(xué)研究》（“StudiesofChemicalDynamics”，“étudesdedynamiquechimique”）出版。在這本書中，van’tHoff推廣和繼續(xù)發(fā)展了Wilhelmy,Harcourt和Esson的工作。特別是，他引入了微分解析方法。他也分析了平衡常數(shù)以及正向、反向反應(yīng)速度與溫度的依賴關(guān)系（平衡常數(shù)與溫度的關(guān)系現(xiàn)在稱為van’tHoff方程）。

范特霍夫(JacobusHenricus53Van’tHoff方程式：在溫度變化范圍不大時：=-T(T)(T)(T)由RTln=-（T）(T)和得：RTln-(T)=-T呈直線關(guān)系與T(T)K/1lnRRTKln+-=(T)(298K)(298K)RRTKln+-=(T)(T)(T)Van’tHoff方程式：在溫度變化范圍不大時：=-T54當(dāng)溫度為T1時：當(dāng)溫度為T2時：兩式相減得：RRT1Kln+-=(T1)(298K)(298K)RRT2Kln+-=(T2)(298K)(298K)-=2111lnTTRKK(T2)(T1)(298K)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。當(dāng)溫度為T1時：當(dāng)溫度為T2時：兩式相減得：RRT1Kln+55Van’tHoff方程式：或-D=21mr1211303.2lgTTRHKK-D=21mr1211lnTTRHKKVan’tHoff方程式：或-D=21mr121156如果改變平衡系統(tǒng)的條件之一（濃度、壓力和溫度），平衡就向能減弱這種改變的方向移動。LeChatelier原理只適用于處于平衡狀態(tài)的系統(tǒng)，也適用于相平衡系統(tǒng)。1848年，法國科學(xué)家LeChatelier

提出：5.4.4LeChatelier原理如果改變平衡系統(tǒng)的條件之一（濃度、壓力和溫571.催化劑不能使化學(xué)平衡發(fā)生移動。催化劑使正、逆反應(yīng)的活化能減小相同的量，同等倍數(shù)增大正、逆反應(yīng)速率系數(shù)，但不能改變標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)，也不改變反應(yīng)商。催化劑只能縮短反應(yīng)達(dá)到平衡的時間，不能改變平衡組成。5.4.5兩個需要說明的問題1.催化劑不能使化學(xué)平衡發(fā)生移動。5.4.5兩個需要說582.化學(xué)反應(yīng)速率與化學(xué)平衡的綜合應(yīng)用低溫、加壓有利于平衡正向移動。但低溫反應(yīng)速率小。在實際生產(chǎn)中，T=（460~550）℃，32MPa，使用鐵系催化劑。N2(g)+3H2(g)

2NH3(g)以合成氨為例：1molkJ22.92--=2.化學(xué)反應(yīng)速率與化學(xué)平衡的綜合應(yīng)用低溫、595.5.1判斷反應(yīng)的程度*§5.5標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)的應(yīng)用5.5.3計算平衡的組成5.5.2預(yù)測反應(yīng)的方向5.5.1判斷反應(yīng)的程度*§5.5標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)的應(yīng)605.5.1判斷反應(yīng)的程度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。5.5.1判斷反應(yīng)的程度K愈小，反應(yīng)進行得愈不完61對于一般的化學(xué)反應(yīng)：5.5.2預(yù)測反應(yīng)的方向任意狀態(tài)下：aA(g)+bB(aq)+cC(s)xX(g)+yY(aq)+zZ(l)def反應(yīng)商：對于一般的化學(xué)反應(yīng)：5.5.2預(yù)測反應(yīng)的方向任意狀態(tài)下：62反應(yīng)商判據(jù)：Q<K

反應(yīng)正向進行；Q=K

系統(tǒng)處于平衡狀態(tài)；Q>K

反應(yīng)逆向進行。反應(yīng)商判據(jù)：Q<K反應(yīng)正向進行；Q=63解：pV=nRT因為T、V不變，p∝nBp0(CO)=(0.0350×8.314×373)kPa=108.5kPap0(Cl2)=(0.0270×8.314×373)kPa=83.7kPa5.5.3計算平衡的組成反應(yīng)開始時c0(CO)=0.0350mol·L-1，c0(Cl2)=0.0270mol·L-1，

c0(COCl2)=0。計算373K反應(yīng)達(dá)到平衡時各物種的分壓和CO的平衡轉(zhuǎn)化率。

例題：已知反應(yīng)CO(g)+Cl2(g)COCl2(g)在恒溫恒容條件下進行,373K時K

=1.5108。解：pV=nRT因為T、V不變，p∝nBp64開始cB/(mol·L-1)0.03500.02700開始pB/kPa108.583.70假設(shè)Cl2全部轉(zhuǎn)化108.5-83.7083.7又設(shè)COCl2轉(zhuǎn)化x

x

x-x平衡pB/kPa24.8+x

x83.7-x解：CO(g)+Cl2(g)COCl2(g)開始cB/(mol·L-1)0.035065平衡時:p(CO)=24.8kPa，p(Cl2)=2.310-6kPa

p(COCl2)=83.7kPa假設(shè)83.7-x≈83.7，24.8+x≈24.8。因為K

很大，x很小，平衡時:p(CO)=24.8kPa，p(Cl2)=2.3665.5.4*平衡常數(shù)與

反應(yīng)速率系數(shù)的關(guān)系5.5.4*平衡常數(shù)與

反應(yīng)速率系數(shù)的關(guān)67例題：恒溫恒容下，GeO(g)與W2O6(g)反應(yīng)生成GeWO4(g)：5.5.5*標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)

的實驗測定若反應(yīng)開始時，GeO和W2O6的分壓均為100.0kPa，平衡時

GeWO4(g)的分壓為98.0kPa。求平衡時GeO和W2O6的分壓以及反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)。2GeO(g)+W2O6(g)2

GeWO4(g)例題：恒溫恒容下，GeO(g)與W2O6(g)反應(yīng)生成G68

p(W2O6)=100.0kPa-kPa=51.0kPap(GeO)=100.0kPa-98.0kPa=2.0kPa解：2GeO(g)+W2O6(g)2

GeWO4(g)平衡pB/kPa100.0-98.0100.0-98.0開始pB/kPa100.0100.00變化pB/kPa-98.0-98.0p(W2O6)=100.0kPa-69吉布斯自由能和化學(xué)平衡課件70平衡轉(zhuǎn)化率：平衡轉(zhuǎn)化率：715.1.1化學(xué)反應(yīng)的自發(fā)性§5.1化學(xué)反應(yīng)的自發(fā)性和熵5.1.5化學(xué)反應(yīng)熵變和熱力學(xué)第二定律5.1.4熱力學(xué)第三定律和標(biāo)準(zhǔn)熵5.1.3混亂度和熵5.1.2焓和自發(fā)變化5.1.1化學(xué)反應(yīng)的自發(fā)性§5.1化學(xué)反應(yīng)的自725.1.1化學(xué)反應(yīng)的自發(fā)性水從高處流向低處；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)：不需要外部做功，體系自身發(fā)生變化的過程稱為自發(fā)變化。有方向性和限度。Zn(s)+Cu2+(aq)Zn2+(aq)+Cu(s)5.1.1化學(xué)反應(yīng)的自發(fā)性水從高處流向低處；73吉布斯自由能和化學(xué)平衡課件74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。5.1.2焓和自發(fā)變化(298K)=-285.83kJ·mol-1H2(g)+O2(g)H2O(l)(298K)=-55.84kJ·mol-1H+(aq)+OH-(aq)H2O(l)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)）：575

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焓變只是影響反應(yīng)自發(fā)性的因素之一，但不是唯一76

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。5.1.3混亂度和熵許多自發(fā)過程有混亂度增加的趨勢。1.混亂度冰的融化系統(tǒng)有趨向于最大混77

熵是表示體系中微觀粒子混亂度的一個熱力學(xué)函數(shù)，其符號為S。是體系混亂度的量度。系統(tǒng)的混亂度愈大，熵愈大。熵是狀態(tài)函數(shù)。有絕對值。熵的變化只與始態(tài)、終態(tài)有關(guān)，而與途徑無關(guān)。2.熵熵是表示體系中微觀粒子混亂度的一個熱力學(xué)函數(shù)，78熵與微觀狀態(tài)數(shù)：1878年，L.Boltzman提出了熵與微觀狀態(tài)數(shù)的關(guān)系。

S=klnΩ

S---熵Ω---微觀狀態(tài)數(shù)k---Boltzman常量玻爾茲曼

(LudwigBoltzmann,1844-1906，奧地利)現(xiàn)代物理學(xué)奠基人。提出“各態(tài)遍歷”原理(1871)，給出熵的微觀狀態(tài)方程(玻爾茲曼方程)(1877)

熵與微觀狀態(tài)數(shù)：1878年，L.Boltzman提出了熵與微795.1.4熱力學(xué)第三定律和標(biāo)準(zhǔn)熵1906年，［德］W.H.Nernst提出，經(jīng)［德］MaxPlanck和［美］G.N.Lewis等改進。能斯特(WaltherNernst,1864-1941，德國)提出熱力學(xué)第三定律(1906)，于1920年獲Nobel物理獎。

路易斯(GilbertNewtonLewis,1875-1946，美國)首次把熱力學(xué)引入化學(xué)(1923)。

5.1.4熱力學(xué)第三定律和標(biāo)準(zhǔn)熵1906年，［德］W.801.熱力學(xué)第三定律

在0K時，任何純物質(zhì)完美晶體的熵為零。

S（完整晶體，0K）=0吉布斯自由能和化學(xué)平衡課件812.標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵△S=ST-S0=STST---規(guī)定熵（絕對熵）在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)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(zhǔn)摩爾熵。其符號為：純物質(zhì)完美晶體溫度變化0KTK(B,相態(tài),T)，單位是J·mol-1·K-1(單質(zhì),相態(tài),298.15K)＞02.標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵△S=82影響標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵的因素：同一物質(zhì)，298.15K時物態(tài)相同，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。同態(tài)物質(zhì)種類增多，分子數(shù)增多，熵增大。N2O5(g)=2NO2(g)+1/2O2(g)熵增大影響標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵的因素：同一物質(zhì)，298.15K時物態(tài)相同，結(jié)831.化學(xué)反應(yīng)熵變的計算5.1.5化學(xué)反應(yīng)熵變和

熱力學(xué)第二定律(B,相態(tài),298.15K)(298.15K)=∑νB＞0,有利于反應(yīng)正向自發(fā)進行。根據(jù)狀態(tài)函數(shù)的特征，利用標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵,可以計算298.15K時的反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵變。B對于化學(xué)反應(yīng)：0=ΣνBB(T,K)1.化學(xué)反應(yīng)熵變的計算5.1.5化學(xué)反應(yīng)熵變和

84在孤立體系中發(fā)生的任何變化或化學(xué)反應(yīng)，總是向熵增大的方向進行，即

ΔS孤立>0自發(fā)2.熱力學(xué)第二定律受溫度的影響，但熵變、焓變受溫度影響不大。在孤立體系中發(fā)生的任何變化或化學(xué)反應(yīng)，總是向熵增大的方向進行85*2.熱力學(xué)第二定律在任何自發(fā)過程中，體系和環(huán)境的熵變化的總和是增加的。*2.熱力學(xué)第二定律在任何自發(fā)過程中，體系和86§5.2Gibbs自由能5.2.3吉布斯——赫姆霍茲方程的應(yīng)用5.2.2標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成Gibbs函數(shù)5.2.1Gibbs函數(shù)判據(jù).5.2.4轉(zhuǎn)換溫度§5.2Gibbs自由能5.2.3吉布斯——赫姆87吉布斯(JosiahWillardGibbs,1839-1903，美國)合并能和熵，引入(Gibbs)自由能概念(1876)赫姆霍茲(HermannLudwigFerdinandvonHelmholtz,1821-1894，德國)創(chuàng)立能量守恒的數(shù)學(xué)定律(1847)。

吉布斯(JosiahWillardGibbs,赫姆霍88G----Gibbs函數(shù)（Gibbs自由能）G是狀態(tài)函數(shù)，單位：kJ.mol-1

def5.2.1Gibbs函數(shù)判據(jù)Gibbs函數(shù)(變)判據(jù)：

在等溫、等壓、不做非體積功條件下，自發(fā)的化學(xué)反應(yīng)總是向體系的Gibbs降低的方向進行。G----Gibbs函數(shù)（Gibbs自由能）def5.2.189化學(xué)反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾吉布斯自由能變1.標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成吉布斯自由能

在溫度TK下，由標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)的最穩(wěn)定單質(zhì)生成1mol物質(zhì)B的標(biāo)準(zhǔn)摩爾吉布斯自由能變，稱為物質(zhì)B的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成吉布斯自由能。5.2.2標(biāo)準(zhǔn)摩爾吉布斯

自由能變的計算=-T(B,相態(tài),T)，單位是kJ·mol-1(標(biāo)態(tài)最穩(wěn)定單質(zhì),T)=0化學(xué)反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾吉布斯自由能變1.標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成吉布斯自由能902.用計算(B,相態(tài),T)B對于化學(xué)反應(yīng)：0=ΣνBB(B,相態(tài),298.15K)(298.15K)=∑νB(T)≈(298.15K)-T(298.15K)如果T≠298.15K用只能判斷標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下反應(yīng)的方向。2.用91等溫時：稱吉布斯——赫姆霍茲方程5.2.3吉布斯——赫姆霍茲方程

的應(yīng)用標(biāo)態(tài)時也成立。等溫時：稱吉布斯——赫姆霍茲方程5.2.3吉布斯——赫姆霍茲92①②③④①②③④935.2.4轉(zhuǎn)換溫度化學(xué)反應(yīng)轉(zhuǎn)換溫度的估算：5.2.4轉(zhuǎn)換溫度化學(xué)反應(yīng)轉(zhuǎn)換溫度的估算：94ΔfHm/kJ·mol-1-1206.9-635.5-393.5

/J·mol-1·k-1

92.239.8213.6=（-635.5-393.5）-（-1206.9）=177.9kJ·mol-1

=213.6+39.8-92.2=160.5J·mol-1·k-1

ΔfHm/kJ·mol-1-1206.995§5.3化學(xué)平衡5.3.3

化學(xué)反應(yīng)的等溫方程式5.3.2

標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)5.3.1化學(xué)平衡的基本特征§5.3化學(xué)平衡5.3.3化學(xué)反應(yīng)的等溫方程式5965.3.1

化學(xué)平衡的基本特征00.01000.010007.60

020000.003970.003970.01211.20

2.04

48500.002130.002130.01570.3453.43反應(yīng)開始：c(H2),c(I2)較大,c(HI)=0,υ正較大,υ逆為0；反應(yīng)進行：c(H2),c(I2)減小,υ正減小,c(HI)增大,υ逆增大；某一時刻：υ正=υ逆，系統(tǒng)組成不變，達(dá)到平衡狀態(tài) 。大多數(shù)化學(xué)反應(yīng)都是可逆的。例如：t/s5.3.1化學(xué)平衡的基本特征00.0100970.020.010.020.0198化學(xué)平衡：特征：（1）化學(xué)平衡是動態(tài)平衡。（2）平衡時的組成不再隨時間而變。（3）反應(yīng)達(dá)到平衡時轉(zhuǎn)化率最大。（4）化學(xué)平衡是有條件的。在一定條件下，可逆反應(yīng)處于化學(xué)平衡狀態(tài)：化學(xué)平衡：特征：在一定條件下，可逆反應(yīng)處于化學(xué)平衡995.3.2

標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)表達(dá)式對于溶液中的反應(yīng)：對于氣相反應(yīng)：Sn2+(aq)+2Fe3+(aq)Sn4+(aq)+2Fe2+(aq)5.3.2標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)表達(dá)式對于溶液中的反應(yīng)：對于氣相反100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(zhǔn)平衡常數(shù)表達(dá)式必須與化學(xué)反應(yīng)計量式相對應(yīng)。對于一般的化學(xué)反應(yīng)：是溫度的函數(shù)，與濃度、分壓無10122HI(g)

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

/)I(][

/)H([]

/)HI([222pppppp=22HI(g)(g)I21(g)H21+()1102例題：已知25℃時反應(yīng)

多重平衡原理解：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)例題：已知25℃時反應(yīng)多重平衡原理解：反應(yīng)①+②得：=103等溫方程式：將此式代入前式得：反應(yīng)達(dá)到平衡時，5.3.3化學(xué)反應(yīng)的等溫方程式QRT（T）ln+=（T）(T)=0，Q=RTln=-（T）(T)QRT（T）ln+=-RTlnQ（T）=RTln等溫方程式：將此式代入前式得：反應(yīng)達(dá)到平衡時，5.3.3104Gibbs函數(shù)變判據(jù)與反應(yīng)商判據(jù)：判斷反應(yīng)方向。必須用mrGD

經(jīng)驗判據(jù)：反應(yīng)多半正向進行

＜-40kJ·mol-1反應(yīng)多半逆向進行

＞40kJ·mol-1-40kJ·mol-1＜＜40kJ·mol-1反應(yīng)正向進行

0

<<KQ反應(yīng)處于平衡

0

==KQ反應(yīng)逆向進行

0

>>KQGibbs函數(shù)變判據(jù)與反應(yīng)商判據(jù)：判斷反應(yīng)方向。必須用mrG1055.4.1濃度對化學(xué)平衡的影響§5.4化學(xué)平衡的移動5.4.5兩個需要說明的問題5.4.4LeChatelier原理5.4.3溫度對化學(xué)平衡的影響5.4.2壓力對化學(xué)平衡的影響5.4.1濃度對化學(xué)平衡的影響§5.4化學(xué)平衡的106化學(xué)平衡的移動：當(dāng)外界條件改變時，化學(xué)反應(yīng)從一種平衡狀態(tài)轉(zhuǎn)變到另一種平衡狀態(tài)的過程。5.4.1濃度對化學(xué)平衡的影響對于溶液中的化學(xué)反應(yīng)，平衡時，Q=K

當(dāng)c(反應(yīng)物)增大或c(生成物)減小時,當(dāng)c(反應(yīng)物)減小或c(生成物)增大時,Q<K

平衡向正向移動。Q>K

平衡向逆向移動?；瘜W(xué)平衡的移動：當(dāng)外界條件改變時，化學(xué)反應(yīng)從107(1)當(dāng)c(Ag+)=1.00×10-2mol·L-1,c(Fe2+)=0.100mol·L-1,c(Fe3+)=1.00×10-3mol·L-1時反應(yīng)向哪一方向進行?(2)平衡時,Ag+,Fe2+,Fe3+的濃度各為多少?(3)Ag+的轉(zhuǎn)化率為多少?(4)如果保持Ag+,Fe3+的初始濃度不變,使c(Fe2+)增大至0.300mol·L-1,求Ag+的轉(zhuǎn)化率。例題：25oC時，反應(yīng)Fe2+(aq)+Ag+(aq)

Fe3+(aq)+Ag(s)的K

=3.2。(1)當(dāng)c(Ag+)=1.00×10-2mol·L-1,108解：(1)計算反應(yīng)商，判斷反應(yīng)方向

Q<K

,反應(yīng)正向進行。開始cB/(mol·L-1)

0.1001.00×10-21.00×10-3

變化cB/(mol·L-1)

-x-x

x平衡cB/(mol·L-1)

0.100-x1.00×10-2-x1.00×10-3+x(2)Fe2+(aq)+Ag+(aq)Fe3+(aq)+Ag(s)解：(1)計算反應(yīng)商，判斷反應(yīng)方向Q<K,反109c(Ag+)=8.4×10-3mol·L-1c(Fe2+)=9.84×10-2

mol·L-1c(Fe3+)=2.6×10-3mol·L-13.2x2－1.352x＋2.2×10-3=0

x=1.6×10-3c(Ag+)=8.4×10-3mol·L-13.2x2－110(3)求Ag+的轉(zhuǎn)化率

(3)求Ag+的轉(zhuǎn)化率111平衡Ⅱ

0.300-1.00×10-2×1.00×10-3+

cB/(mol·L-1)1.00×10-2α2(1-α2)1.00×10-2α2

(4)設(shè)達(dá)到新的平衡時Ag+的轉(zhuǎn)化率為α2Fe2+(aq)+Ag+(aq)

Fe3+(aq)+Ag(s)平衡Ⅱ0.300-1.00×11125.4.2壓力對化學(xué)平衡的影響如果保持溫度、體積不變，增大反應(yīng)物的分壓或減小生成物的分壓，使Q減小，導(dǎo)致Q<K

，平衡向正向移動。反之，減小反應(yīng)物的分壓或增大生成物的分壓，使Q增大,導(dǎo)致Q>K

，平衡向逆向移動。1.部分物種分壓的變化5.4.2壓力對化學(xué)平衡的影響如果保持1132.體積改變引起壓力的變化對于有氣體參與的化學(xué)反應(yīng)

aA(g)+bB(g)yY(g)+zZ(g)xQBnS=2.體積改變引起壓力的變化對于有氣體參與的化學(xué)反應(yīng)aA(114

對于氣體分子數(shù)增加的反應(yīng)，ΣB>0，x

ΣB

>1，Q>K

，平衡向逆向移動，即向氣體分子數(shù)減小的方向移動。對于氣體分子數(shù)減小的反應(yīng)，ΣB<0，x

ΣB

<1，Q<K

，平衡向正向移動，即向氣體分子數(shù)減小的方向移動。對于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)不變的反應(yīng)，ΣB=0，x

ΣB

=1，Q=K

，平衡不移動。對于氣體分子數(shù)增加的反應(yīng)，ΣB>115①在惰性氣體存在下達(dá)到平衡后，再恒溫壓縮,ΣB≠0，平衡向氣體分子數(shù)減小的方向移動,Σ

B=0，平衡不移動。③對恒溫恒壓下已達(dá)到平衡的反應(yīng)，引入惰性氣體，總壓不變，體積增大，反應(yīng)物和生成物分壓減小，如果Σ

B≠0，平衡向氣體分子數(shù)增大的方向移動。②對恒溫恒容下已達(dá)到平衡的反應(yīng)，引入惰性氣體，反應(yīng)物和生成物pB不變，Q=K，平衡不移動。3.惰性氣體的影響①在惰性氣體存在下達(dá)到平衡后，再恒溫壓縮,Σ116

例題：某容器中充有N2O4(g)和NO2(g)混合物，n(N2O4):n(NO2)=10.0:1.0。在308K，0.100MPa條件下，發(fā)生反應(yīng)：(1)計算平衡時各物質(zhì)的分壓；(2)使該反應(yīng)系統(tǒng)體積減小到原來的1/2，反應(yīng)在308K，0.200MPa條件下進行，平衡向何方移動？在新的平衡條件下，系統(tǒng)內(nèi)各組分的分壓改變了多少？N2O4(g)NO2(g)；K

(308)=0.315例題：某容器中充有N2O4(g)和NO2117解：(1)反應(yīng)在恒溫恒壓條件下進行。平衡時pB/kPa平衡時nB/mol1.00-x0.10+2x開始時nB/mol1.000.100N2O4(g)2NO2(g)以1molN2O4為計算基準(zhǔn)。n總=1.10+x解：(1)反應(yīng)在恒溫恒壓條件下進行。平衡時pB/kPa平衡時118吉布斯自由能和化學(xué)平衡課件119吉布斯自由能和化學(xué)平衡課件120開始時nB/mol1.000.100平衡(Ⅱ)時pB/kPaN2O4(g)2NO2(g)平衡(Ⅱ)時nB/mol1.00-y0.10+2開始時nB/mol1.00121平衡逆向移動。平衡逆向移動。1225.4.3溫度對化學(xué)平衡的影響

K

(T)是溫度的函數(shù)。溫度變化引起K

(T)的變化，導(dǎo)致化學(xué)平衡的移動。對于放熱反應(yīng)，<0，溫度升高，K減小，Q>K

，平衡向逆向移動。對于吸熱反應(yīng)，>0，溫度升高，K

增大，Q<K

。，平衡向正向移動。-D=21mr1211lnTTRHKK5.4.3溫度對化學(xué)平衡的影響K123范特霍夫(JacobusHenricusvan’tHoff,1852-1911,荷蘭物理化學(xué)家。提出碳原子價鍵的空間結(jié)構(gòu)學(xué)說；提出稀溶液理論。)的《化學(xué)動力學(xué)研究》（“StudiesofChemicalDynamics”，“étudesdedynamiquechimique”）出版。在這本書中，van’tHoff推廣和繼續(xù)發(fā)展了Wilhelmy,Harcourt和Esson的工作。特別是，他引入了微分解析方法。他也分析了平衡常數(shù)以及正向、反向反應(yīng)速度與溫度的依賴關(guān)系（平衡常數(shù)與溫度的關(guān)系現(xiàn)在稱為van’tHoff方程）。

范特霍夫(JacobusHenricus124Van’tHoff方程式：在溫度變化范圍不大時：=-T(T)(T)(T)由RTln=-（T）(T)和得：RTln-(T)=-T呈直線關(guān)系與T(T)K/1lnRRTKln+-=(T)(298K)(298K)RRTKln+-=(T)(T)(T)Van’tHoff方程式：在溫度變化范圍不大時：=-T125當(dāng)溫度為T1時：當(dāng)溫度為T2時：兩式相減得：RRT1Kln+-=(T1)(298K)(298K)RRT2Kln+-=(T2)(298K)(298K)-=2111lnTTRKK(T2)(T1)(298K)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。當(dāng)溫度為T1時：當(dāng)溫度為T2時：兩式相減得：RRT1Kln+126Van’tHoff方程式：或-D=21mr1211303.2lgTTRHKK-D=21mr1211lnTTRHKKVan’tHoff方程式：或-D=21mr1211127如果改變平衡系統(tǒng)的條件之一（濃度、壓力和溫度），平衡就向能減弱這種改變的方向移動。LeChatelier原理只適用于處于平衡狀態(tài)的系統(tǒng)，也適用于相平衡系統(tǒng)。1848年，法國科學(xué)家LeCh