普通化學化學熱力學化學反應(yīng)的方向和限度

教學要求：1.了解rSm?及rGm?的意義并掌握rGm?的近似計算，并能應(yīng)用及判斷反應(yīng)進行的方向；掌握各種反應(yīng)的K?的意義及其與rGm?的關(guān)系，理解濃度、壓力和溫度對化學平衡的影響；3.了解反應(yīng)動力學的基本概念，了解影響反應(yīng)速率的主要因素，理解質(zhì)量作用定律及阿侖尼烏斯公式的意義及應(yīng)用。第2章化學反應(yīng)的基本原理

與大氣污染控制1主要內(nèi)容涉及化學工作者最感興趣和最關(guān)心的兩個問題：①化學反應(yīng)的方向和限度---化學熱力學；②化學反應(yīng)的速率---化學動力學。應(yīng)用熱力學的基本原理研究化學反應(yīng)過程的能量變化問題主要解決化學反應(yīng)中的三個問題：

①化學反應(yīng)中能量的轉(zhuǎn)化；

②化學反應(yīng)的方向性；

③反應(yīng)進行的程度22.1化學反應(yīng)的方向和吉布斯函數(shù)2.1.1基本概念1.

自發(fā)變化（或自發(fā)過程(spontaneousprocess)：在沒有外界作用下,體系自身發(fā)生變化的過程稱為自發(fā)變化（過程），或者說在一定條件下，無需外力推動（無需對系統(tǒng)作非體積功），既可自動發(fā)生的過程。2H2+O2=2H2O

NaOH+HCl=NaCl+H2O化學過程：2Na+2H2O=2NaOH+H2電流從高電位處流向低電位處ΔEΔE<0ΔE=0熱從高溫物體傳向低溫物質(zhì)ΔTΔT<0ΔT=0水往低處流ΔhΔh<0Δh=0氣體向真空膨脹ΔpΔp<0Δp=03自發(fā)過程特點：①只能單向自發(fā)進行，即相同條件下自發(fā)過程的逆過程不能發(fā)生，即有方向性②都可以用來做功③都有一定的限度－－平衡自發(fā)反應(yīng)：在給定條件下能自動進行的反應(yīng)稱為自發(fā)反應(yīng).為什么某些化學過程能自發(fā)進行？其驅(qū)動力是什么？一個值得深思的問題4影響過程自發(fā)的因素是？CaCO3=CaO+CO2晾衣服硝酸銨溶解2H2+O2=2H2OC

+O2=CO22Na+2H2O=2NaOH+H2

NaOH+HCl=NaCl+H2O

DrH<0反應(yīng)往往能自發(fā)進行(能量越低越穩(wěn)定)

但某些DH>0也能自發(fā)進行

如碳酸鈣的分解，冰的融化；NH4Cl的溶解5●吸熱反應(yīng)，常溫下仍能進行Ba(OH)2·8H2O(s)+2NH4SCN(s)→Ba(SCN)2(s)+2NH3(g)+10H2O(l)●常溫下進行，但621K時逆轉(zhuǎn)向吸熱反應(yīng)方向進行●吸熱反應(yīng)，常溫不能進行，510K以上仍是吸熱,卻能進行●高溫，低溫下都不能進行HCl(g)+NH3(g)→NH4Cl(g)，rHm?=-176.91

kJ·mol-1CuSO4·5H2O(s)→CuSO4(s)+5H2O(l)，rHm?=78.96kJ·mol-1N2(g)+?O2(g)→N2O(g)，rHm?=81.17

kJ·mol-1

結(jié)論：焓和焓變是反應(yīng)自發(fā)過程的一種驅(qū)動力，但不是唯一的.必然存在著另一種驅(qū)動力！6(1)混亂度、熵和微觀狀態(tài)數(shù)▲

混亂度許多自發(fā)過程有混亂度增加的趨勢

●房屋的倒塌

結(jié)論：

體系有趨向于最大混亂度的傾向，體系混亂度增大有利于反應(yīng)自發(fā)地進行.2.熵和熵變●冰的融化●各種可溶鹽和糖的溶解●墨水擴散7表示體系中微觀粒子混亂度的一個熱力學函數(shù)，表示系統(tǒng)混亂程度高低的函數(shù)。符號:S.單位J·K-1.是狀態(tài)函數(shù)。體系的混亂度↗，S↗。

粒子的活動范圍愈大，體系的微觀狀態(tài)數(shù)愈多，體系的混亂度愈大.體系微觀粒子數(shù)位置數(shù)微觀狀態(tài)數(shù)(1)33

6(2)3424(3)24

12▲熵(S)8▲熵與微觀粒子狀態(tài)數(shù)關(guān)系S=klnΩS---熵Ω---微觀狀態(tài)數(shù)（熱力學概率或稱混亂度）k---

Boltzman常量玻耳茲曼(BoltzmannL,1844-1906)奧地利物理學家.微觀狀態(tài)總數(shù)宏觀性質(zhì)1878年，L.Boltzman提出9Ω越大，S就越大，表明熵是系統(tǒng)混亂度的量度在隔離系統(tǒng)中發(fā)生的自發(fā)進行反應(yīng)必伴隨著熵的增加，或隔離系統(tǒng)的熵總是趨向于極大值－自發(fā)過程的熱力學準則。熵增加原理（熱力學第二定律）：即：

ΔS隔離＞0，自發(fā)進行ΔS隔離＝0，平衡狀態(tài)隔離系統(tǒng)的熵判據(jù)結(jié)論：10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(2)熱力學第三定律和標準熵1906年，［德］W.H.Nernst提出，經(jīng)［德］MaxPlanch和［美］G.N.Lewis等改進，提出了熱力學第三定律：▲

熱力學第三定律:0K稍大于0K11▲標準摩爾熵(sm?)△S=ST-S0=ST（ST---絕對熵或規(guī)定熵）若純物質(zhì)完整有序晶體溫度發(fā)生變化，0KTK，則注意：在某溫度T和標準狀態(tài)下，1mol某純物質(zhì)B的絕對熵稱為B的標準摩爾熵.其符號為sm?（B，相態(tài)，T）單位為：J·mol-1·K-112化學反應(yīng)的基本原理和大氣污染133、化學反應(yīng)的標準摩爾熵變：ΔrSmΘ

指按所給反應(yīng)式，進行反應(yīng)進度ξ為1mol的反應(yīng)的熵變化學反應(yīng)的基本原理和大氣污染14▲

化學反應(yīng)標準摩爾熵變(rSm?)的計算:化學反應(yīng)熵變rS＝S2－S1例1求反應(yīng)aA(l)+bB(aq)=gG(s)+dD(g)的rSm?注意：Sm?隨溫度↗而↗，但只要溫度升高時，沒有引起物質(zhì)聚集態(tài)的改變，則rSm?(TK)≈rSm?(298K)298.15K時：服從Hess定律解：rSm?

=

gSm?

(G,s)+dSm?

(D,g)

-

aSm?(A,l)-bSm?(B,aq)15解：2CO(g)+O2(g)=2CO2(g)ΔrSmΘ=2SmΘ(CO2)–

2SmΘ(CO)–SmΘ(O2)

SmΘ

（J·K-1·mol-1）197.6205.0213.6ΔfHmΘ

（kJ·mol-1)-110.50-393.5ΔrHmΘ=2ΔfHmΘ(CO2)–2ΔfHmΘ(CO)-ΔfHmΘ(O2)

=2×213.6–[2×197.6+205.0]=–173.0J·K-1·mol-1=2(-393.5)–

2(-110.5)–

0=–566.0kJ·mol-1化學反應(yīng)的基本原理和大氣污染16●同一物質(zhì)、同一狀態(tài)，溫度越高，就越大?！裣鄬Ψ肿淤|(zhì)量相近，分子結(jié)構(gòu)復(fù)雜的，大●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●混合物或溶液的熵值往往比相應(yīng)的純物質(zhì)的熵值大?！穹磻?yīng)產(chǎn)物中氣體分子數(shù)多于反應(yīng)物分子數(shù)的反應(yīng)，通常熵值增大即:S混合物＞S純物質(zhì)標準摩爾熵的一些規(guī)律：●同一物質(zhì)，298.15K時17反應(yīng)熱混亂度自發(fā)性舉例放熱放熱吸熱吸熱增大減小增大減小任何溫度自發(fā)進行較低溫度自發(fā)進行高溫自發(fā)進行任何溫度都不自發(fā)進行2H2O2(l)=2H2O(l)+O2(g)2N2(g)+3H2(g)=4NH3(g)CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g)是否是混亂度增加,反應(yīng)就自發(fā)進行？反例：NH3(g)+HCl(g)=NH4Cl(s)反應(yīng)后氣體量減少，混亂度減小。但為放熱反應(yīng)總結(jié)：化學反應(yīng)的基本原理和大氣污染18

2.1.2反應(yīng)的吉布斯函數(shù)及其吉布斯函數(shù)變G優(yōu)點：綜合了兩種反應(yīng)自發(fā)性驅(qū)動力1.Gibbs函數(shù)定義：G—Gibbs函數(shù)(也稱吉布斯自由能)體系總焓中所具有的作最大有用功能力的那部分能量，這部分能量能自由地轉(zhuǎn)變?yōu)槠渌问降哪芰?，故稱“自由能”，它是推動反應(yīng)進行的推動力。G函數(shù)特征：狀態(tài)函數(shù)，單位:kJ.mol-1

吉布斯(GibbsJW,1839-1903)偉大的數(shù)學物理學教授.G=H-TSG含義：192.Gibbs等溫方程—化學上最有用、最重要的方程之一

等溫等壓條件下：△G=△H-T△S(Gibbs公式)任意狀態(tài)下：△rGm=△r

Hm-T△r

Sm(Gibbs公式)標態(tài)下：

△rGm?

=△rHm?

-T△r

Sm?

(Gibbs公式)△rGm-反應(yīng)的Gibbs摩爾函數(shù)變△rGm?-反應(yīng)的標準Gibbs摩爾函數(shù)變①△rGm和△rGm?均服從Hess定律②溫度對△rGm或

△rGm?

影響很大20ΔG服從蓋斯(Hess)定律，即：1)若某個總反應(yīng)由n個分反應(yīng)加和而成，則

ΔG總=ΔG1+ΔG2+······+ΔGn=ΔGi

2)ΔG與物質(zhì)的數(shù)量成正比，并具有加和性

如：反應(yīng)aA+bB=mC+nD的吉布斯函數(shù)變?yōu)棣1，

則反應(yīng)2aA+2bB=2mC+2nD的吉布斯函數(shù)變ΔG2=2ΔG1

3)正反應(yīng)的ΔG正與逆反應(yīng)的ΔG逆符號相反，即ΔG正=-ΔG逆注意：溫度對ΔG的影響較大(ΔG=ΔH–T·ΔS)

即：ΔG(TK)≈ΔG(298K)21

3.反應(yīng)自發(fā)性判據(jù)--Gibbs判據(jù)：在定溫定壓下，任何自發(fā)變化總是體系的Gibbs函數(shù)減小.△G<0

反應(yīng)是自發(fā)的，能正向進行△G>0反應(yīng)是非自發(fā)的，能逆向進行△G=0反應(yīng)處于平衡狀態(tài)●△G受溫度影響的幾種情況（見下頁圖表）△G=△H-T·△S22恒壓下溫度對G及反應(yīng)自發(fā)性的影響類別類型G正反應(yīng)自發(fā)性隨溫度變化情況HS低溫高溫Ⅰ-+--任意溫度均自發(fā)Ⅱ---+只有低溫下自發(fā)Ⅲ+++-只有高溫下自發(fā)Ⅳ+-++任意溫度均不自發(fā)T轉(zhuǎn)23例：某反應(yīng)在298K標準狀態(tài)下不能自發(fā)進行，但經(jīng)升溫至某一溫度，該反應(yīng)卻能自發(fā)進行。從定性角度分析，應(yīng)符合的條件是-----------------------------()A．?rHm?>0，?rSm?<0B．?rHm?<0，?rSm?>0C．?rHm?>0?rSm?>0D．?rHm?<0，?rSm?<0C24如果忽略溫度、壓力對DrHm，D

rSm

的影響，則

DrGm(TK)≈D

rHm

(298K)-T

·DrSm

(298K)DrGm=D

rHm-T

·DrSm4.反應(yīng)方向轉(zhuǎn)變溫度的估算：當DrGm

(TK)

=0時據(jù)Gibbs公式：若反應(yīng)在標態(tài)下進行，則當DrGm?(TK)

=0時25CaCO3(s)CaO(s)+CO2(g)D標準狀態(tài)時，下一反應(yīng)在何溫度下可自發(fā)進行？解所以上述反應(yīng)在T≥1110K時即可自發(fā)進行例2①根據(jù)Hess定律，由ΔfHm?求出ΔrHm?=

178.32kJ·mol-1由Sm?求出ΔrSm?

=160.6J·mol-1·K-1②265.

ΔrGm(簡寫ΔG)與ΔrGm?

(簡寫ΔG?

)的關(guān)系對于任意反應(yīng)：令反應(yīng)商Q為：對氣相物質(zhì)而言

稱為各物質(zhì)的相對分壓

對溶液相物質(zhì)而言

稱為各物質(zhì)的相對濃度

均指相對于標準狀態(tài)而言27由化學熱力學的推導可得---熱力學等溫方程：

ΔG(T)=ΔG?(T)+2.303RTlgΔrGm

(T)=ΔrGm?

(T)+RTlnQ

lnQ=2.303lgQ

=ΔrGm?

(T)+2.303RTlgQ或ΔG(T)=ΔG?(T)+RTlnQ

=ΔrGm?

(T)+2.303RTlgQΔG(T)=ΔG?(T)+2.303RTlgΔG(T)=ΔG?(T)+2.303RTlgΔG(T)=ΔG?(T)+2.303RTlgΔG(T)=ΔG?(T)+2.303RTlgΔG(T)=ΔG?(T)+2.303RTlg28注意：反應(yīng)商Q的表達式的書寫應(yīng)注意如下幾點：1)若反應(yīng)式中的物質(zhì)為(l)或(s)態(tài)，則該物質(zhì)不出現(xiàn)在表達式中；2)

同一個反應(yīng)式中既有氣相物質(zhì)，又有溶液態(tài)物質(zhì)，則Q的表達式中氣相物質(zhì)用相對分壓表示，溶液態(tài)物質(zhì)用相對濃度表示；3)混合氣體分壓的計算—道爾頓分壓定律:

p總=∑pipi—各組分氣體分壓力(各具有相同V總、T

)p總=p1+p2+p3p1p2p3V總V總V總V總29pi=

p總xi

V總=∑ViVi—各組分氣體分體積(各Vi具有相同p總、T

)由理想氣體狀態(tài)方程：pV=nRT可得：=V1+V2+V3V1V2V3P總P總P總

V總摩爾分數(shù)xi=ni/n總同理有：Vi=

V總xi306.標準摩爾生成Gibbs函數(shù)

在標態(tài)和溫度TK下，由參考狀態(tài)(或指定)的單質(zhì)生成1mol物質(zhì)B時反應(yīng)的標準摩爾Gibbs函數(shù)變，稱為物質(zhì)B的標準摩爾生成Gibbs函數(shù)，用

表示，單位：kJ·mol-1即：反應(yīng)“mA(單質(zhì))+nB(單質(zhì))=AmBn(化合物)”與ΔfHm?

定義很相似!

的ΔrGm?=ΔfGm?(AmBn,T,相態(tài))31請寫出對應(yīng)于如下化合物ΔfGm?(或ΔfHm?

)的反應(yīng)式：

H2O(l)P2O5(s)Fe2O3(s)C2H6(g)H2SO4(l)

KClO4(s)

H2(g)+1/2O2(g)=

2Fe(s)+3/2O2(g)=

2P(s)+5/2O2(g)=

2C(s)+3H2(g)=

S(s)+H2(g)+2O2(g)=

K(s)+1/2Cl2(g)+2O2(g)=32與標準摩爾生成焓相似：337.反應(yīng)的標準摩爾吉布斯函數(shù)變(ΔG?)的計算如果T≠298.15Ka.任意溫度下：b.298.15K時：由

用Hess定律計算例2P40-41例2.3、2.4342.2化學反應(yīng)進行的程度和化學平衡△G<0正向自發(fā)△G>0正向非自發(fā)△G=0平衡狀態(tài)反應(yīng)自發(fā)性判據(jù)--Gibbs判據(jù)

注意：不能用△Gθ判斷反應(yīng)的自發(fā)性352.2.1平衡狀態(tài)和標準平衡常數(shù)判據(jù):△G=0平衡狀態(tài)---熱力學標志1.反應(yīng)限度的判據(jù)與化學平衡平衡狀態(tài)特點：a：動---ν正=ν

逆即動態(tài)平衡(微觀)b：定---反應(yīng)物或生成物的濃度、壓力不隨時間而改變(宏觀)c：變---相對平衡e:平衡組成與達到平衡的途徑無關(guān)d:平衡是自發(fā)的36對任意可逆反應(yīng)：aA(g)+bB(g)?cC(g)+dD(g){peq(A)}–a{peq(B)}–b{peq(C)}c{peq(D)}d

{peq(C)}c{peq(D)}{peq(A)}a{peq(B)}b={ceq(A)}–a{ceq(B)}–b{ceq(C)}c{ceq(D)}d{ceq(C)}c{ceq(D)}d

{ceq(A)}a{ceq(B)}b==Π{peq(B)}B=Π{ceq(B)}=Kp=Kc∵一般情況下，a+b≠c+d,導致Kc或Kp有量綱dB=Π{peq(B)}B=Π{ceq(B)}B=Π{ceq(B)}B=Π{ceq(B)}B=Π{ceq(B)}B=Π{ceq(B)}B372.標準平衡常數(shù)(K?)對于任意反應(yīng)

定義：K?

=Π{ceq(B)/cθ}B或③當標準態(tài)選定后，K?只是溫度的函數(shù)。K?特點特點：①無量綱②數(shù)值取決于反應(yīng)的本性、溫度及標準態(tài)的選擇=Π{[B]/cθ}B=Π{peq(B)/pθ}BK?B=Π[pBeq/pθ]簡寫方式38K?

值越大，平衡混合物中生成物越多而反應(yīng)物越少，反之亦然.●對于氣相反應(yīng)●對于溶液中的反應(yīng)Sn2+(aq)+2Fe3+(aq)?Sn4+(aq)+2Fe2+(aq)39①直接根據(jù)配平的化學方程式寫出，但純液體、固態(tài)物質(zhì)或稀溶液的溶劑(如水)不在K?式中列出；書寫K?的表達式應(yīng)注意的事項：②K?的數(shù)值與化學計量式的寫法有關(guān)；K1?

K2?=(K1?)n③K?不隨p、c及組成而變，只與溫度T有關(guān)。40恒溫恒容下，2GeO(g)+W2O6(g)2

GeWO4(g)

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)的標準平衡常數(shù).標準平衡常數(shù)的實驗測定例3

2GeO(g)+W2O6(g)

2

GeWO4(g)開始pB/kPa100.0100.00變化pB/kPa-98.098.0平衡pB/kPa100.0-98.0100.098.0

p(GeO)=100.0kPa-98.0kPa=2.0kPa

p(W2O6)=100.0kPa

-

kPa=51.0kPa解41你能寫出如下幾個反應(yīng)的K?表達式嗎？1.CaCO3(s)?CaO(s)+CO2(g)2.MnO2(s)+4H+(aq)+2Cl-(aq)?Mn2+(aq)+Cl2(g)

+2H2O(l)3.3Fe(s)+4H2O(l)?Fe3O4(s)+4H2(g)4.AgBr(s)?Ag(s)+Br2(l)12問題142▲▲▲問題2你能弄清、、之間的關(guān)系嗎？43根據(jù)：ΔrGm

(T)=ΔrGm?

(T)+RTlnQ3.K?與ΔrGm?的關(guān)系：平衡時：ΔrGm

(T)=0，Q=K?于是：0=ΔrGm?

(T)+RTlnK?lnK?=-ΔrGm?

(T)RT意義：可直接從標準熱力學函數(shù)理論計算K?而不用從實驗測定K?444.多重平衡規(guī)則：①若反應(yīng)4=反應(yīng)1+反應(yīng)2+反應(yīng)3，則②若反應(yīng)4=反應(yīng)1+反應(yīng)2-反應(yīng)3，則③若反應(yīng)3=n反應(yīng)1-m反應(yīng)2，則K4

=K1?·K2?

·K3?

K4?

=(K1?

·K2?

)/K3?K3?

=(K1?)n/(K2?

)m

=(K1?)n·(K2?

)-m

45例4已知25℃時反應(yīng)（1）2BrCl(g)Cl2(g)+Br2(g)的

=0.45（2）I2(g)+Br2(g)2IBr(g)的

=0.051計算反應(yīng)（3）2ClBr(g)+I2(g)2IBr(g)+Cl2(g)的

解∵反應(yīng)（1）+反應(yīng)（2）=反應(yīng)(3)∴465.標準平衡常數(shù)的應(yīng)用a.判斷反應(yīng)的進行程度K?

愈大，反應(yīng)愈完全;K?

愈小，反應(yīng)愈不完全。若10-3

<K?

<103,反應(yīng)物部分地轉(zhuǎn)化為生成物b.預(yù)測反應(yīng)的進行方向aA(g)+bB(aq)+cC(s)?xX(g)+yY(aq)+zZ(l)判斷：Q

<K?

反應(yīng)正向進行;

Q>K?

反應(yīng)逆向進行

Q=K?

體系處于平衡狀態(tài)472.2.2化學平衡的有關(guān)計算1.從求K?

：或解題思路：①由Hess定律求出和；參見教材P45例2.548

反應(yīng)CO(g)+Cl2(g)COCl

2(g)在恒溫恒容條件下進行，已知373K時Kq=1.5108.反應(yīng)開始時，c0(CO)=0.0350mol·L-1,c0(Cl2)=0.0270mol·L-1,

c0(COCl2)=0.計算373K時反應(yīng)達到平衡時各物種的分壓和CO的平衡轉(zhuǎn)化率.2.計算平衡時各物種的組成

例5解1o設(shè)容器體積為1L，則根據(jù)PV=nRT可得:初始PCO=0.0350×8.314×373=108.5(kPa)初始PCl2=0.0270×8.314×373=83.7(kPa)49設(shè)平衡時Cl2的分壓為xkPa，依題意，有：

CO(g)+Cl2(g)COCl

2(g)開始cB/(mol·L-1)0.03500.02700開始pB/kPa108.583.70變化pB/kPa-(83.7-x)-(83.7-x)(83.7-x)平衡pB/kPa108.5-(83.7-x)x(83.7-x)=24.8+x50因為K?很大,x很小,所以83.7-x≈83.7,24.8+x≈24.8平衡時:

p(CO)=24.8kPa

p(Cl2)=2.310-6

kPa

p(COCl2)=83.7kPa2o某反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率α=513.反應(yīng)條件對反應(yīng)方向(ΔG)及限度K?的影響

對于反應(yīng)：aA+bB=cC+dD

可見，p、c、T等對ΔrGm是有影響的。

平衡時ΔrGm

=0，Q=Kθ，∴可見，T對Kθ也是有影響的。

522.2.3化學平衡的移動

化學平衡的移動:當外界條件改變時,化學反應(yīng)從一種平衡狀態(tài)轉(zhuǎn)變到另一種平衡狀態(tài)的過程。53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原理適用于處于平衡狀態(tài)的體系(含相平衡體系)。1848年，法國科學家LeChatelier

提出：化學平衡移動原理---LeChatelier

原理勒夏特列(LeChatelierH,1850-1936)法國無機化學家巴黎大學教授.541.濃度對化學平衡的影響當c(反應(yīng)物)增大或c(生成物)減小時,Q<K?，

平衡向正向移動；(ΔrGm(T)<0)

當c(反應(yīng)物)減小或c(生成物)增大時,Q>K?，

平衡向逆向移動。(ΔrGm(T)>0)

因ΔrGm(T)=ΔrGm?(T)+RTlnQ平衡時ΔrGm(T)=0，Q=K?于是ΔrGm?(T)=-

RTlnK?ΔrGm(T)=-

RTlnK?+RTlnQ

=RTln(Q/K?)552.壓強對化學平衡移動的影響如果保持T、V不變：p反應(yīng)物↗或p生應(yīng)物↘，則Q↘，Q<K?

，平衡正移.●部分物種分壓的變化p反應(yīng)物↘或p生應(yīng)物↗

，則Q↗，Q＞K?

，平衡逆移.56●體積改變引起壓力的變化恒溫下壓縮為原體積的1/x(x>1)時對于有氣體參與的化學反應(yīng)

aA(g)+bB(g)yY(g)+zZ(g)平衡時1、若：ΣB>0，則

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.573、若：ΣB=0，x

ΣB=1，Q=K?

，平衡不移動.▲在惰性氣體存在下達到平衡后,再恒溫壓縮,ΣB≠0，平衡向氣體分子數(shù)減小的方向移動,ΣB=0，平衡不移動.▲對恒溫恒容下已達到平衡的反應(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.▲對恒溫恒壓下已達到平衡的反應(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.●惰性氣體的影響2、若：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.583.溫度對化學平衡移動的影響稱為范特霍夫等壓方程59在溫度變化不大時，即溫度變化不引起物質(zhì)的相態(tài)變化ln

Kq(T)與1/T呈直線關(guān)系兩式相減得：結(jié)論：對于吸熱反應(yīng)，溫度升高，K?增大(正向移動)；對于放熱反應(yīng)，溫度升高，K?減小(逆向移動)。當溫度為T1時當溫度為T2時范特霍夫等壓方程60請?zhí)貏e注意！●催化劑不能使化學平衡發(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)，但不能改變標準平衡常數(shù)，也不改變反應(yīng)商.催化劑只能縮短反應(yīng)達到平衡的時間，不能改變平衡組成.61Example625℃時,反應(yīng)Fe2+(aq)+Ag+(aq)Fe3+(aq)+Ag(s)的K?=3.2.

●當c(Ag+)=1.00×10-2mol·L-1,c(Fe2+)=0.100mol·L-1,c(Fe3+)=1.00×10-3

mol·L-1時反應(yīng)向哪一方向進行?●平衡時,Ag+,Fe2+,Fe3+的濃度各為多少?●Ag+的轉(zhuǎn)化率為多少?●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.62●先計算反應(yīng)商，判斷反應(yīng)方向結(jié)果：Q

<Kq,反應(yīng)正向進行Solution

Fe2+(aq)+Ag+(aq)Fe3+(aq)+Ag(s)開始cB/(mol·L-1)0.1001.00×10-21.00×10-3變化cB/(mol·L-1)-x-xx平衡cB/(mol·L-1)0.100-x1.00×10-2-x1.00×10-3+x●計算平衡時各物種的組成63解之，x=0.0016

(mol·L-1)

平衡時：c(Ag+)=1.00×10-2-0.0016=0.0084(mol·L-1)

；

c(Fe2+)=0.100-0.0016=0.0984(mol·L-1)；c(Fe3+)=1.00×10-3

+0.0016=0.0026(mol·L-1)。64●求Ag+的轉(zhuǎn)化率

●設(shè)達到新的平衡時Ag+的轉(zhuǎn)化率為α2

Fe2+(aq)+Ag+(aq)

Fe3+(aq)+Ag(s)轉(zhuǎn)化的量-0.01α2-0.01α2

0.01α2ceqB/(mol·L-1)0.300