1普化學GeneralChemistry通2ChemicalEquilibrium化學平衡前提:化學平衡的建立是以可逆反應為前提的.1.可逆反應:在同一條件下既能正向進行又能逆向進行的反應.（注意與可逆過程的不同）從微觀本質上說，每個反應都具有可逆性。31.4.1可逆反應4（1）不同化學反應可逆程度不同
CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)可逆程度大；Ag++Cl-AgCl(s)↓可逆程度?。?）同一反應在不同條件下可逆性也不同2H2(g)+O2(g)
2H2O(g)873K-1273K正反應占絕對優(yōu)勢；4273K-5273K逆反應占絕對優(yōu)勢1.4.1可逆反應5（3）從微觀本質上說，每個反應都具有可逆性。但在通常指定條件下，由于正、逆反應速率不等，使得在宏觀表現(xiàn)出的實際效果（即觀察到的體系變化的總的凈結果）是反應不可逆地向某一個方向進行。Ag++Cl-
AgCl(s)↓（4）正、逆反應都在進行.用rGm判斷反應進行的凈結果。rGm（T）＜0，正反應在T時自發(fā)進行。隨著反應進行，rGm（T）↑，直至rGm（T）=0，達到平衡，即達到該反應所能達到的限度。1.4.2化學平衡6（5）***可逆反應在密閉容器中不能進行到底。（若在非密閉容器中，不斷分離掉產物，則可達到完全轉化）（6）在不受外界條件影響下，經(jīng)過足夠長時間后系統(tǒng)必將達到一個宏觀上看來不隨時間變化的狀態(tài)——平衡態(tài)。
動態(tài)平衡：正=逆反應物和產物的量或濃度都不再隨時間變化。只要外界條件不變，這種狀態(tài)就一直不變。1.4.2化學平衡7(1)反應開始時，c反大，c產小，v正﹥v逆(2)隨著反應的進行，c反逐漸降低，正反應速率v正不斷減小，逆反應速率v逆不斷增大。(3)當正、逆反應速率相等時，系統(tǒng)中各物質的濃度（或壓力）不再發(fā)生變化，反應達到了平衡。體系達到化學平衡后特征----平衡常數(shù)例：CO(g)+H2O(g)
CO2(g)+H2(g)IUPAC規(guī)定采用標準平衡常數(shù)，
也稱熱力學平衡常數(shù)
Forachemicalequilibriumasfollows,溶液反應
mA(aq)+nB(aq)pC(aq)+qD(aq)有如下的關系式:相對平衡濃度c=1mol·L-11.4.3標準平衡常數(shù)KForagaseouschemicalequilibriumasfollows,氣相反應mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)有如下的關系式:相對平衡分壓p=100kPa
1.4.3標準平衡常數(shù)K10若溶液反應系統(tǒng)中有氣體物質E生成，則：相對分壓相對濃度c=1mol·L-1，p=100kPa
標準平衡常數(shù)K無量綱
aA（aq)
+bB（aq)
dD（aq)+eE(g)11*1.是反應的特征常數(shù)，表示了反應在一定條件下進行的限度。*2.同類反應，K
反應程度。K值越大，反應向正方(右)進行得越徹底；*3.K與反應濃度無關，隨溫度變化而變化。*適用于一切平衡體系。例如:酸堿平衡、氧化還原平衡、配合平衡、沉淀平衡。1.4.4標準平衡常數(shù)K的意義121.平衡常數(shù)表達式中各物質的濃度(或分壓)均為平衡濃度（注意與反應商J的區(qū)別）;方次數(shù)為化學平衡的計量系數(shù);生成物在分子上。2.對于有固體或純液體參與的化學平衡，濃度不寫入平衡常數(shù)的表達式中。3.有水參加的反應，水的濃度視具體情況。稀溶液中反應，水的濃度視為不變；生成少量的水，應寫入。4.平衡方程式寫法不同，K值也不同。1.4.5應用標準平衡常數(shù)表達式時的注意事項C2H5OH(l)+CH3COOH(l)CH3COOC2H5(l)+H2O(l)Cr2O72-(aq)+H2O(l)2CrO42-(aq)+2H+(aq)＝
但在非水溶液中的反應，若有水參加，因水的量少，水的濃度不可視為常數(shù)，必須寫在平衡常數(shù)表達式中，如＝例：14
2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)K1IfitisrewrittenasK2K1=(K2)2151.4.6多重平衡規(guī)則
若某反應是由幾個反應相加而成，則該反應的標準平衡常數(shù)等于各分反應的標準平衡常數(shù)之積系統(tǒng)內存在多個反應平衡為多重平衡
若某反應是由幾個反應相減而成，則該反應的標準平衡常數(shù)等于各分反應的標準平衡常數(shù)相除，這種關系稱為多重平衡規(guī)則.
反應(1)K1;反應(2)K2;反應(3)K3反應(1)+(2)=(3)K3=K1×K2反應(2)-(1)=(3)K3=K2/K1熟練掌握161.4.6多重平衡規(guī)則反應(1)K1;反應(2)K2;反應(3)K3(1)×2+(2)=(3)K3=(K1)2×K2(1)+(2)-(3)=(4)K4=K1×K2/K3(1)×2-(2)=(3)K3=(K1)2/K2注意:K為相同溫度下的值17
例1已知:(1)SnO2(s)+2H2(g)=Sn(s)+2H2O(g)和(2)CO(g)+H2O(g)=CO2(g)+H2(g)的平衡常數(shù)分別為K1
和K2
，則反應(3)2CO(g)+SnO2(s)=2CO2(g)+Sn(s)的K3則K3
=K1
×
(K2)2解:與蓋斯定律相一致,(3)式由上面進行代數(shù)運算而得(1)+2(2)=(3)
可逆反應除了用平衡常數(shù)表示反應進行的程度外，生產中還常用平衡轉化率α來表示反應進行的程度。α=
在定容條件下，可以用濃度代替物質的量，則α=***均表示化學反應進行的程度。K越大,反應進行的程度越大,轉化率越大.當溫度一定時，轉化率隨濃度的變化而變化，而此溫度下的K卻是唯一的。1.4.7平衡常數(shù)Ko與平衡轉化率α191.4.8化學反應等溫方程式1.化學反應等溫方程式rGmθ可用于判斷標準態(tài)時反應的方向。但大多數(shù)化學反應是在非標準狀態(tài)下進行的P≠100kPa，c
≠1mol·L-1，rGm
與ΔrGm(T)有如下關系：ΔrGm(T)=rGm(T)+RTlnJ任意反應的反應商rGm
＞0標準態(tài)時反應不能自發(fā)進行。rGm
=0標準態(tài)時反應處于平衡狀態(tài)；rGm
＜0標準態(tài)時反應能自發(fā)進行；20未達到平衡時任意態(tài)的濃度和分壓
判斷3mol·L-1HCl與MnO2反應方向，不能用rGm
，用rGm判斷ΔrGm(T)=rGm(T)+2.303RTlgJ***化學反應等溫方程式
aA(aq)+bB(g)
dD(aq)+eE(g)熟練掌握這里，J稱反應商。顯然，未達到平衡時J與K不等。21
rGm(T)=–2.303RTlgKΔrGm(T)=–2.303RTlgK+2.303RTlgJ=2.303RTlg(J/K)
非標態(tài)反應達平衡時，
rGm(T)=0,系統(tǒng)處于平衡態(tài)時,反應商J→K
ΔrGm(T)=rGm(T)+2.303RTlgK=0把rGm(T)=–2.303RTlgK代入等溫方程式中熟練掌握222、化學反應等溫方程式說明（1）ΔrGm不僅與溫度有關，而且與濃度或分壓有關。（2）rGm(T)在一等溫度條件下為定值。K為常數(shù)，只與溫度有關而與濃度或分壓無關。（3）標準平衡常數(shù)K也可作為表達反應限度的判據(jù)，即J=K時，ΔrGm(T)=0，反應達最大限度。（4）K值可由rGm(T)計算得到：
掌握ΔrGm(T)=–2.303RTlgK+2.303RTlgJ=2.303RTlg(J/K)
233.應用化學反應等溫方程式時的注意事項（1）J表達式與K表達式形式上相同，內容不同J為反應商。系統(tǒng)在非平衡狀態(tài)時生成物的相對濃度（相對分壓）的冪次方乘積與反應物的相對濃度（相對分壓）的冪次方乘積之比，K是平衡常數(shù)。（2）注意溫度統(tǒng)一。化學反應等溫方程式中ΔrGm、和K的溫度T要相同，而且均為熱力學溫度K下的值，必須注意，不能用攝氏溫度℃下的值。ΔrGm(T)=rGm(T)+2.303RTlgJ24(3)注意單位統(tǒng)一R=8.314J.mol-1.K-1ΔrGm(T)
、rGm(T)kJ.mol-1
(4)無論反應是否處于標準態(tài)，都要用rGm計算K
K由反應本性決定，與反應T有關，與c無關
25rGm(T)=RTlnK
(1)可求某一反應在任一溫度時的標準平衡常數(shù)(2)解釋多重平衡原則1.4.9平衡常數(shù)與標準摩爾吉布斯自由能變的關系26若某化學平衡可由多個化學平衡而成。例如，
SO2(g)+NO2(g)SO3(g)+NO(g)K該平衡反應分兩步平衡實現(xiàn)。rGm,1=RTlnK1rGm,2=RTlnK2兩式相減，得:SO2(g)+NO2(g)SO3(g)+NO(g)所以，rGm=rGm,1rGm,2RTlnK=RT(lnK1lnK2)27由平衡常數(shù)與吉布斯自由能的關系式和焓變、熵變、自由能變的關系式，RTlnK=rHmTrSm兩邊同除RT，得rGm=RTlnK
rGm=rHmTrSm所以，平衡常數(shù)與溫度的關系式，增加溫度，有利于吸熱反應。1.4.10平衡常數(shù)與溫度的關系28可判斷反應進行的方向或是否達到化學平衡rGm=RTlnK
+RTlnJ
因rGm是判斷可逆反應是否達到平衡的判據(jù)，所以，①
當J<K時，反應將向正方向進行②
當J=K時，反應處于平衡狀態(tài)③
當J>K時，反應將向逆方向進行1.4.11化學反應的反應商判據(jù)29ΔrGm(T)=2.303RTlg(J/K)
根據(jù)J、K大小,判斷ΔrGm(T),從而判斷反應方向J/K＜1
J＜
KΔrGm＜0→＝1
J＝
KΔrGm=0平衡＞1J＞
KΔrGm＞0
←根據(jù)J/K判斷自發(fā)反應進行的方向熟練掌握30根據(jù)J/K判斷自發(fā)反應進行的方向在有些情況下，也可用rGm
（T）粗略判斷反應的自發(fā)方向，因為ΔrGm(T)值受J的影響較小，主要由rGm
（T）決定。對等溫定壓下的任意反應，一般認為：rGm
（T）＜
–40kJ·mol-1
K＞107反應能自發(fā)進行＞40kJ·mol-1時K＜10-7反應不能自發(fā)進行–40kJ.mol-1＜rGm
（T）＜40kJ·mol-110-7＜K＜107根據(jù)反應條件進行具體分析判斷。31
例2、已知反應C(石墨)+CO2(g)＝2CO(g)的rGmθ(298K)=120kJ·mol-1,rGmθ(1000K)=–3.4kJ·mol-1，計算（1）計算溫度分別為298K和1000K時的標準平衡常數(shù)；（2）當1000K時，p(CO)=200kPa,p(CO2)=800kPa時，該反應方向。解:K1000=1.532
（2）
C(石墨)+CO2(g)＝2CO(g)=-9.2kJ·mol-1
rGm(1000K)=-3.4kJ·mol-1+2.303×8.314×10-3kJ·mol-1·K-1×1000Klg——————
(200kPa/100kPa)2800kPa/100kPa＜0
該反應自發(fā)進行。
例2、已知反應C(石墨)+CO2(g)＝2CO(g)的rGmθ(298K)=120kJ·mol-1,rGmθ(1000K)=–3.4kJ·mol-1，計算（2）當1000K時，p(CO)=200kPa,CO2)=800kPa時，該反應方向。33
例2、已知反應C(石墨)+CO2(g)＝2CO(g)的rGmθ(298K)=120kJ·mol-1,rGmθ(1000K)=–3.4kJ·mol-1，計算（1）在標準態(tài)及溫度分別為298K和1000K時的標準平衡常數(shù)；（2）當1000K時，p(CO)=200kPa,p(CO2)=800kPa時，該反應方向?；虮容^1000KJ~K1000J＜
KK1000=1.5反應正向自發(fā)進行34計算(1)標準狀態(tài)，298K時的rGmθ
(2)若用12mol·L-1HCl,而其它為標準狀態(tài)，298K時反應的方向。=[－228+2×(237.2)－(－131.3)×2－(－465.3)]=25.5kJ.mol-1例3、MnO2(s)+4H+(aq)+2Cl-(aq)=Mn2+(aq)+Cl2(g)+2H2O(l)MnO2(s)+4H+(aq)+2Cl-)=Mn2+(aq)+Cl2(g)+2H2O(l)(2)ΔrGm(T)=rGm(T)+2.303RTlgJfGmθ
-465.30-131.3-2280-237.2(kJ.mol-1)rGmθ=fGmθ(Mn2+)+2fGmθ(H2O,l)-fGmθ(MnO2)
-4fGmθ(H+)-2fGmθ
(Cl-)351mol.L-11Pθ=25.5+2.303×8.314×10-3×298lg=-11.6kJ.mol-1ΔrGm(T)=rGm(T)+2.303RTlgJ反應正向進行12mol.L-136例4、反應N2(g)+O2(g)2NO(g)的rGm(2273K)
=43.52kJ·mol-1，判斷下列條件下反應進行的方向：（1）p(N2)=90.0kPa，p(O2)=90.0kPa，p(NO)=5.0kPa（2）p(N2)=30.0kPa，p(O2)=30.0kPa，p(NO)=9.5kPa（3）p(N2)=15.0kPa,p(O2)=15.0kPa,p(NO)=15.0kPa，
K=0.1037（2）J2=K，系統(tǒng)處于平衡狀態(tài)。（3）J3＞K，反應逆向自發(fā)。J1
＜K，反應正向自發(fā)。J1=
K=0.1038例4、計算與判斷:2NH3(g)
N2(g)+3H2(g),(1)標態(tài)298K時反應方向及Kθ298K;(2)標態(tài)473K時反應方向及Kθ473K;(3)當T=473K,PN2=100kPa，PH2=300kPa,PNH3=200kPa時反應方向?解:(1)2NH3(g)
N2(g)+3H2(g),ΔfHmθ/kJ·mol-1-46.19Smθ/J·mol-1·K-1192.5191.5130.6
ΔrHmθ=-2ΔfHmθ(NH3)=-2×(-46.19)=92.38kJ·mol-1
ΔrSmθ=Smθ(N2)+3Smθ(H2)-2Smθ(NH3)=191.5+3×130.6-2×192.5=198.3J·mol-1·K-1ΔrGmθ298K=ΔrHmθ-TΔrSmθ
=98.38-298×0.198=33.38kJ·mol-1＞0,lgKθ298K=—————=————————=-5.85-
ΔrGmθ298K2.303RT-33.38×10002.303×8.314×298標態(tài)298K時←39Kθ298K=1.41×10-6例4、
計算與判斷:2NH3(g)
N2(g)+3H2(g),(1)標態(tài)298K時反應方向及Kθ298K;(2)標態(tài)473K時反應方向及Kθ473K;(3)當T=473K,PN2=100kPa，PH2=300kPa,PNH3=200kPa時反應方向?
已知:ΔrHmθ
=92.38kJ·mol-1
ΔrSmθ
=198.3J·mol-1·K-1lgKθ473K=—————=————————=0.157-
ΔrGmθ473K2.303RT-(-1.42)×10002.303×8.314×473Kθ473K=1.43Kθ298K≠Kθ473K(2)ΔrGmθ473K≈ΔrHmθ-TΔrSmθ≈98.38-473×0.198=-1.42kJ·mol-1＜0,標態(tài)473K40例4、
計算與判斷:2NH3(g)
N2(g)+3H2(g),(1)標態(tài)298K時反應方向及Kθ298K;(2)標態(tài)473K時反應方向及Kθ473K;(3)當T=473K,PN2=100kPa，PH2=300kPa,PNH3=200kPa時反應方向?已知Kθ298K=1.41×10-6Kθ473K=1.43(3)J
=———————=————=6.75(PN2/Pθ)(PH2/Pθ)3(PNH3/Pθ)21×3322J＞Kθ473K=1.43ΔrGm473K＞0,473K非標態(tài)或:ΔrGm473K=ΔrGmθ473K+2.303RTlgJ=-1.42+2.303×8.314×10-3×473lg6.75=6.09kJ·mol-1
＞0反應逆向進行41例5、化學平衡的計算①氣相化學平衡example:將1.00molSO2和1.00molO2的混合物在630℃和101.3kPa下，緩慢通過V2O5，使轉化為SO3，反應式為2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)。達到平衡時，冷卻所得的平衡混合物，加以分析，測知剩余的O2為0.615mol，試求K。Solution1:平衡時O2的消耗量=1.000.615=0.385mol422SO2(g)+O2(g)2SO3(g)起始時物質的量：(mol)1.001.000平衡時物質的量：(mol)10.770.6150.77平衡時總物質的總摩爾數(shù)=10.77+0.615+0.77=1.615mol根據(jù)分壓定律:代入標準平衡常數(shù)表達式，得:43Solution2:查表的各物質的fGm2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)fHm(kJmol1)296.83395.7Sm(Jmol1K1)248.2205.03256.7
rHm=2(395.7)2(296.83)=197.74kJmol1
rSm=2(256.7)2(248.2)205.03=188Jmol1K1
由下式
44rGm=rHmTrSmrGm=(197.74)(630+273)(188)103
=27.95kJmol1
rGm=RTlnK
27.951000=8.314903lnK
,lnK=3.72,
K(熱力學法)=41.26，K(化學平衡法)=29.4由平衡法、熱力學法所得的兩個標準平衡常數(shù)在同一數(shù)量級上。451.4.12化學平衡的移動條件改變
自發(fā)新平衡V”正=V”逆V正=V逆原平衡V’正≠V’逆原平衡被破壞濃度、溫度、壓力發(fā)生改變因外界條件改變可使化學反應從一種平衡狀態(tài)轉向另一種平衡狀態(tài)-------化學平衡的移動影響化學平衡的因素:
濃度,壓力,溫度,催化劑?46達平衡后J=K影響化學平衡的因素:
濃度,壓力,溫度,催化劑?1.4.12化學平衡的移動熟練掌握rGm=RTlnK
+RTlnJ是否對平衡產生影響，關鍵看是否使rGm發(fā)生改變（J?K?T?)471.濃度（或分壓）對化學平衡移動的影響若c反↑,或c產↓,J＜K,rGm＜
0
→若c反↓,或c產↑,J＞K,rGm
＞0←1.4.12化學平衡的移動熟練掌握濃度-----反應商J改變當減小C的濃度時,平衡將怎樣移動?討論:當增加D的量時,平衡將會如何?平衡不發(fā)生移動A(g)+3B(g)2C(g)+2D(s)A(g)+3B(g)2C(g)+2D(s)49例6、反應Fe2+(aq)+Ag+(aq)=Fe3+(aq)+Ag(s)開始前濃度是：0.100.100.010mol·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）Fe2+(aq)+Ag+(aq)Fe3++Ag(s)(aq)+Ag(s)
開始時0.100.100.010mol·L-1
J＜K，反應向正方向進行。50例6、(2)Fe2+(aq)+Ag+(aq)Fe3+(aq)+Ag(s)
濃度變化–x–x+xmol·L-1平衡濃度0.10–x0.10–x0.01+xmol·L-1開始時0.100.100.010mol·L-1
c(Fe3+)=(0.010+0.013)=0.023mol·L-1，c(Fe2+)=c(Ag+)=(0.10–0.013)=0.087mol·L-1x=0.013mol·L-151
例6、（3）濃度對平衡移動的影響J<K，反應正向移動。c(Fe2+)=0.30mol·L-1反應物濃度增加→實際應用時,通常采用加大廉價原料用量的方法來提高另一原料的利用率或轉化率
52對有氣態(tài)物質參與的反應而言,可能產生影響(關鍵看是否影響反應商J)增加總壓力，平衡向氣體分子數(shù)減小的方向移動。減小總壓力，平衡向氣體分子數(shù)增加的方向移動。引入惰性氣體，若保持體系體積不變，結果無影響。若保持體系總壓力不變，則對化學平衡的影響與總壓減小時相同，即向分子數(shù)增加的方向移動。3.4.4化學平衡的移動2.壓力對化學平衡移動的影響53（1）改變體系總壓氣體反應
aA（g）+bB（g）dD（g）+eE（g）n=(d+e)-(a+b)增加總壓（例通過壓縮體積）。pA'=xpA,pB'=xpB,pC
'=xpC,pD'=xpD代入反應商表達式，得
J=x(d+e)(a+b)K增加壓力即x>1。rGm=RTlnK
+RTlnJ54Δn＜0，則J＜K，rGm<0,平衡正向移動，即向氣體物質的量減小的方向移動。Δn＞0，則J＞K，rGm>0,平衡逆向移動，即向氣體物質的量減小的方向移動。Δn=0，則J=K，rGm=0,平衡不發(fā)生移動，即對反應前后氣體物質的量不變的反應，壓力的改變不會引起平衡移動。J=Xn
Kθ總壓減小時類似，請自行分析增加壓力即x>1。rGm=RTlnK
+RTlnJ55例：①4NH3(g)+3O2(g)2N2(g)+6H2O(g)
②
SO2(g)+NO2(g)SO3(g)+NO(g)
③N2(g)+3H2(g)2NH3(g)56
在等溫下增加總壓力，平衡向氣體物質的量減小的方向移動；減小總壓力，平衡向氣體物質的量增加的方向移動；若反應前后氣體物質的量不變，改變總壓力平衡不發(fā)生移動。
結論57定壓下加入惰性氣體，系統(tǒng)體積必然增大，各組分的分壓相應下降，平衡向氣體物質的量增加的方向移動（對化學平衡的影響與總壓減小時相同）。若向反應系統(tǒng)中加入不參與反應的惰性氣體,平衡移動的情況與是否改變各參與反應的物質分壓有關.在定容時加入惰性氣體，系統(tǒng)內各組分氣體分壓不變，平衡不移動.（2）加入惰性氣體58所以，對化學平衡的影響與總壓減小時相同。即向分子數(shù)增加的方向移動。*若保持體積不變，則反應物與產物的分壓均無改變,結果無影響。*引入惰性氣體，即增加了氣體分子的總數(shù)，此時若保持壓力不變。則根據(jù)分壓定律:這里1表示原來的摩爾分數(shù)。pA,pB,pC,pD均減小。惰性氣體的影響593.溫度對化學平衡移動的影響
溫度的改變會引起標準平衡常數(shù)K的改變，從而使化學平衡發(fā)生移動：
濃度,壓力改變是通過改變反應商J,使J≠K
平衡發(fā)生移動,K
未變.60對某一可逆反應,設溫度T1時的平衡常數(shù)為K1θ,
溫度T2時的平衡常數(shù)為K2θ
，如果忽略溫度對ΔrHθm及ΔrSθm的影響，則：用式（2）–式（1）可得：范特霍夫公式61范特霍夫公式不同溫度下平衡常數(shù)與焓的關系不同溫度下速率常數(shù)與活化能的關系區(qū)別62通過改變平衡常數(shù)使平衡移動，不是改變反應商增加溫度，有利于吸熱反應；降低溫度，向放熱反應方向移動.吸熱反應rHm>0,當T2>T1時,
K2o>K1o,平衡→移動放熱反應rHm<0,當T2>T1時,
K2o<K1o,平衡←移動溫度
熟練掌握結論63例7已知反應H2(g)+Cl2(g)2HCl(g)在298K時的K=4.9×1016,△rHmθ(298K)=–92.307kJ·mol-1，不查附錄數(shù)據(jù)，估算在500K時的K值。
△rHmθ＜
0,升高溫度,
K減小.解:lg————=——————————(——————)Kθ5004.91016-92.307103J·mol-12.3038.314J·mol-1·K-1500K-298K500K298KKθ500=1.4101064例8、高壓鍋水沸騰時蒸氣壓為150kPa，已知求水在沸騰時的溫度？水在標態(tài)下，沸騰溫度100℃，T=373KT2=384KK1θ=PθH2O/Pθ=165催化劑只是加快化學平衡實現(xiàn)，對平衡的移動沒有影響。（第五節(jié)講解）4.催化劑對化學平衡移動的影響
665.平衡移動原理影響因素條件改變化學平衡的變化K平衡移動方向濃度①加入反應物（或減少生成物）②加入生成物（或減少反應物）加入的反應物一部分被消耗加入的生成物一部分被消耗不變不變正向移動逆向移動氣體壓力③增大體積（減小壓力）④減小體積（增大壓力）壓力增加壓力降低不變不變移向氣體物質的量多的一方移向氣體物質的量少的一方67影響因素條件改變化學平衡的變化K平衡移動方向溫度⑤升高溫度⑥降低溫度消耗熱量釋放熱量rHm＞0,K變大rHm＜0，K變小
rHm
＞0,K變小
rHm
＜0,K變大向吸熱反應方向移動向放熱反應方向移動68如果改變平衡系統(tǒng)的條件之一（如濃度，壓力或溫度），平衡就向減弱這種改變的方向移動。這一規(guī)律稱為呂·查德里（LeChaTelier）原理，又稱為平衡移動原理。6、呂·查德里（LeChaTelier）原理691、2MnO4-+5C2O42-+16H+=Mn2++10CO2↑+8H2O此反應為吸熱反應,欲使MnO4-褪色加快,需采取下列那些措施()A加熱B降溫C減少CO2D增加C2O42-選擇題A,D2、反應CaO(s)+H2O(l)=Ca(OH)2(s),在25℃和100kPa時為自發(fā)反應,高溫時逆反應為自發(fā)反應,表明該反應屬于()類型反應ArHm
＞0,rSm＜0BrHm
＞0,rSm
＞0CrHm
＜0,rSm
＜0DrHm
＜0,rSm
＞0
據(jù)反應知rSm
＜0,高溫逆向自發(fā)CC703.下列過程的熵變可用=計算的是()。
(A)NaCl（s）Na（g）+1/2Cl2
（g）
(B)NaCl（s）NaCl（l）100kPa，25℃100kPa，25℃(C)NaCl（s）NaCl（l）
(D)NaCl（l）NaCl（g）100kPa，熔點100kPa，沸點C，D4.
298K下，H2O(l)=H2O(g)達到平衡時，系統(tǒng)中水的蒸汽壓為3.13kPa，則K為（
）。
(A)100(B)0.0313(C)313(D)1B71(A)5.已知反應A=B，平衡常數(shù)為K1θ，B＋C=D，平衡常數(shù)為K2θ
，則反應A＋C=D的K為（
）。6.反應CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(l)的標準平衡常數(shù)為Kθ1
，則反應0.5CO2(g)+H2O(l)=0.5CH4(g)+O2(g)的K為（
）。(A)1/(0.5Kθ1)(B)(Kθ1)1/2(C)(Kθ1)-1/2(D)0.5Kθ1Kθ2/Kθ1(B)Kθ1/Kθ2Kθ1·Kθ2(C)Kθ1·(Kθ2)2(D)CC7.下列氣相反應平衡不受壓力影響的是（
）。
(A)N2(g)+3H2(g)=2NH3(g)
(B)2NO2(g)=N2O4(g)
(C)2CO(g)+O2(g)=2CO2(g)
(D)2NO(g)=N2(g)+O2(g)D728.反應的標準平衡常數(shù)與溫度關系密切，它們的關系（
）。
(A)取決于反應的熱效應(B)隨溫度上升，Kθ增大(C)隨溫度上升,Kθ減小(D)Kθ與溫度呈直線關系9.若使反應達到平衡時，產物的產量增加，應采取的措施是（
）。(A)加入催化劑(B)升高溫度(C)增加壓力(D)增加反應物濃度AD10.1mol液態(tài)苯完全燃燒生成CO2(g)和H2O(l)，則該反應的Qp與QV
的差值為
kJ(298K)。
–3.72QV=Qp+W=Qp-nRT=Qp–(6-7?)RT=Qp+1?RTC6H6(l)+7?O2(g)=6CO2(g)+3H2O(l)Qp-QV=-1?RT=-(1.58.314298)=-3716J=-3.716kJ7311.苯的熔點為278.7K，判斷在100kPa下，下列過程中苯的的符號，并說明原因。(1)苯(l，278.7K)苯(s，278.7K)=_______；(2)苯(l，273.2K)苯(s，273.2K)=_______；(3)苯(l，283.2K)苯(s，283.2K)=________。0＜＞12.合成氨反應：N2(g)+3H2(g)=2NH3(g)，在673K時，Kθ=5.7×10-4;在473K時,Kθ=0.61。則873K時，Kθ=_____________。
1.3×10-5K2θ
lg——=———(———)K1θ△rHmθ2.303RT1T2T2-T1
lg————=——————(————)5.7×10-40.61△rHmθ673×4732.3038.314673-473△rHmθ=-92.324kJ·mol-1
lg————=——————(————)K3θ0.61-92.3241000873×4732.3038.314873-473K3θ=1.310-574填空題:1.已知反應N2(g)+3H2(g)=2NH3(g)的rHm(298K)=-92.22kJ·mol-1,若溫度升高,rGm將
,rHm將
,rSm將
,
K將
.rGm(T)rHm
T
rSmrHm
＜0,rSm
＜0增大基本不變基本不變變小75一、熱力學定律1、熱力學第一定律：即能量守恒與轉化定律。
U=Q+W
2、熱力學第二定律：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。G=W’max。3、熱力學第三定律：在熱力學零度，各物質理想晶體的熵值都為零，即S0=0總結：第一章熱力學二、四個狀態(tài)函數(shù)：U、H、S、G的定義及特點1、U：U=Q+W762、H：H=U+
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