1、 1、 掌握標準摩爾吉布斯自由能變的計算；學掌握標準摩爾吉布斯自由能變的計算；學會用自由能變判斷化學反應自發性。會用自由能變判斷化學反應自發性。 2、了解化學反應速率的概念及表示方法。、了解化學反應速率的概念及表示方法。 3、掌握活化能概念、初步掌握反應速率理論、掌握活化能概念、初步掌握反應速率理論以及影響反應速率的因素。以及影響反應速率的因素。 4、掌握化學平衡常數、標準平衡常數，掌握、掌握化學平衡常數、標準平衡常數，掌握一般的化學平衡的計算。一般的化學平衡的計算。 5、掌握濃度、壓力、溫度對化學平衡移動的、掌握濃度、壓力、溫度對化學平衡移動的影響影響 。 基本要求基本要求2.1.1 化學反

2、應的自發性化學反應的自發性 自發反應（過程）：在一定條件下，自發反應（過程）：在一定條件下，不需要外界作功，一經引發就能自動不需要外界作功，一經引發就能自動進行的反應或過程。進行的反應或過程。1 化學反應的自發過程化學反應的自發過程2 影響化學反應方向的因素影響化學反應方向的因素3 化學反應方向的判斷化學反應方向的判斷注意注意 ：能自發進行的反應，并不意味著其能自發進行的反應，并不意味著其 反應速率一定很大。反應速率一定很大。 自發過程一般都朝著能量降低的方向自發過程一般都朝著能量降低的方向 進行。能量越低，體系的狀態就越穩定。進行。能量越低，體系的狀態就越穩定。2.1.2 影響化學反應方向的

3、因素影響化學反應方向的因素1. 化學反應的焓變和自發變化化學反應的焓變和自發變化SO3 (g) + H2O(l) H2SO4(l) H = -545.6 kJ mol-12Na(s) + 2H2O(l) 2NaOH(aq) + H2(g) H = -282.3 kJ mol-1對化學反應，很多放熱反應在對化學反應，很多放熱反應在298.15K, 標標準態下是自發的。準態下是自發的。 認為在等溫等壓條件下，當認為在等溫等壓條件下，當 rHm 0時時: 化學反應不能自發進行化學反應不能自發進行 但是有些吸熱反應能自發進行但是有些吸熱反應能自發進行 NH4HCO3(s) NH3 (g) + H2O(

4、l) + CO2(g) H = 125.8 kJ mol-1 吸熱反應，常溫下仍能進行吸熱反應，常溫下仍能進行 因此，我們說焓變是反應自發過因此，我們說焓變是反應自發過程的一種驅動力，但不是唯一的程的一種驅動力，但不是唯一的. .必然存在著另一種驅動力！必然存在著另一種驅動力！ 建筑物的倒塌建筑物的倒塌 冰的融化冰的融化 體系有趨向于最大混亂度的傾向，體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自發地進行。系混亂度增大有利于反應自發地進行。(1) 混亂度：在一定條件下，宏觀物質的混亂度：在一定條件下，宏觀物質的分子可能實現的微觀狀態數。分子可能實現的微觀狀態數。 (2) 熵和熱力學

5、第二定律熵和熱力學第二定律 熵：熵：體系內部質點混亂度的度量。體系內部質點混亂度的度量。 S的的單位單位：J.mol-1.K-1 體系體系熵越大熵越大，微觀，微觀狀態數越多狀態數越多，微觀，微觀粒子粒子混亂度越大混亂度越大。2. 化學反應的熵變化學反應的熵變 熵的特點熵的特點: : 狀態函數狀態函數 廣度性質廣度性質 絕對值可求絕對值可求. .但熵不是能量但熵不是能量。 熵增加原理熵增加原理(熱力學第二定律熱力學第二定律) 熵增加原理：孤立體系熵增加原理：孤立體系內內自發過程自發過程的方向總是趨于體系的方向總是趨于體系混亂度混亂度(熵熵)最大最大。 孤立體系過程自發進行的孤立體系過程自發進行的

6、判據判據：熵：熵增大增大 熱溫商熱溫商 熵的定義熵的定義：可逆過程熱效應與溫度的商。：可逆過程熱效應與溫度的商。 S=QR/T (reversible) QR：可逆過程可逆過程熱效應。熱效應。 (3) 熱力學第三定律和熱力學第三定律和標準標準熵熵: : 熱力學第三定律熱力學第三定律： 0 K稍大于稍大于0 K 在絕對零度在絕對零度( (0K) )時，任何純物質的時，任何純物質的完整晶體的熵等于零。完整晶體的熵等于零。 標準摩爾熵標準摩爾熵純物質完整有序晶體溫度變化純物質完整有序晶體溫度變化 0K T KS = ST - S 0 = ST ST 規定熵（絕對熵）規定熵（絕對熵） 標準熵標準熵:

7、在標準壓力下在標準壓力下,1mol純物質的熵值純物質的熵值. 單位：單位：Jmol-1 K-1SmSm 0, Sm （0K）= 0熵的熵的絕對值絕對值可求。可求。 決定決定熵值大小的因素熵值大小的因素 b.同一物質，同一物質，298.15K時：時：S氣態氣態S液態液態S固態固態 a.體系的溫度、壓力：高溫時的熵值大于低溫時體系的溫度、壓力：高溫時的熵值大于低溫時的熵值，氣體物質的熵值隨壓力的增大而減小。的熵值，氣體物質的熵值隨壓力的增大而減小。c.聚集狀態相同，結構復雜分子比簡單分子有聚集狀態相同，結構復雜分子比簡單分子有較大的熵值較大的熵值. 如如S(O3) S(O2) S(O)d.結構相似

8、的物質，相對分子質量大的熵值大結構相似的物質，相對分子質量大的熵值大. F2(g) Cl2(g) Br2(g) I2(g) 203 223 245 261e. 相對分子質量相同，分子構型復雜，熵值大，相對分子質量相同，分子構型復雜，熵值大， S(CH3CH2OH) S(CH3OCH3) f. S(混合物）混合物） S(純物質）純物質）rSm(T)的的求算求算： 對于化學反應：對于化學反應： aA+ bB = mC+ nD rSm(T)=BSm(B) 反應熵反應熵： rSm(T)例例2.1 P.26 吉布斯自由能吉布斯自由能 G = H TS (2)(2) G在數值上表示了過程在等在數值上表示了

9、過程在等溫等壓條件下對外所做的最大有用溫等壓條件下對外所做的最大有用功，即功，即 G = Wmax = - nFE.表示體系在等溫等壓下做有表示體系在等溫等壓下做有用功的能力。用功的能力。 (3) G的特點：的特點： 狀態函數狀態函數 廣度性質廣度性質 絕對值不可求絕對值不可求. .(4) 化學反應自發性的化學反應自發性的判據判據 吉布斯吉布斯- -赫姆霍茲公式赫姆霍茲公式 化學反應化學反應, , rG = rH - T rSrGm 0 反應是非自發的，能逆向進行反應是非自發的，能逆向進行rGm = 0 反應處于平衡狀態反應處于平衡狀態 等溫、等壓的封閉體系內等溫、等壓的封閉體系內, 不作非體

10、積功不作非體積功,熱化學反應自發過程的判據：熱化學反應自發過程的判據：(5)吉布斯吉布斯-亥姆霍茲亥姆霍茲方程對化學反應的分類方程對化學反應的分類 ： 例：例：FeOFeO(s)(s)+C+C(s)(s)=Fe=Fe(s)(s)+CO+CO(g)(g), , r rH Hm m 0,0,試判斷反應方向試判斷反應方向. . 補充：估計補充：估計 rSm的符號的符號. rSm 大小的大小的一般判斷一般判斷：氣體分子總數增：氣體分子總數增大的反應一定是熵增大。大的反應一定是熵增大。 1、 rGm的的計算計算和和反應方向反應方向的判斷的判斷 (1) 標準摩爾生成自由能標準摩爾生成自由能 在熱力學標準態

11、下，由指定單質生成在熱力學標準態下，由指定單質生成1mol純物質時反應的自由能變化。用純物質時反應的自由能變化。用 fG m 表示，單位：表示，單位：kJmol-1規定規定： fG m （指定單質）（指定單質）= 0； 水溶液水溶液中，中，規定規定： fG(H+,aq)=0 (2) 反應自由能反應自由能rGm的計算的計算 或或 rGm=BfGm(B)rmfmfmiGvGiG （P）（R）例：已知例：已知fGm（AgCl，S)= -110kJmol-1，求求 2AgCl(s)=2Ag(s)+Cl2(g)的的rGm=?rGm=2 fGm(Ag,s)+ fGm(Cl2,g)-2 fGm（AgCl，S

12、) 解解:= -2 fGm（AgCl，S) 利用吉布斯利用吉布斯-亥姆霍茲公式求亥姆霍茲公式求 rGm 例例2.22.2：試判斷下列反應進行的方向（：試判斷下列反應進行的方向（298.15K298.15K） CaCO3(s)CaO(s)+CO2(g) 解：解： =178.32 kJ.mol-1。 rHm=BfHm(B) . rSm(T)=BSm(B) =160.6 J.mol-1.K-1 rGm(T)=rHm(298)-TrSm(298)rGm =rHm -TrSm =178.32-（298.15160.6）/1000=130.4 kJ.mol-1 0故常溫下反應為非自發。故常溫下反應為非自發

13、。 通常通常rHm(298) rHm( T) rSm(298) rSm( T) 例：求例：求1200K1200K時，時，CaCOCaCO3 3分解反應的自由能變。分解反應的自由能變。解：解：rGm(1200)=rHm(298)-TrSm(298)178.32 -（1200160.6）/1000=-14.4kJ.mol-10高溫下反應自發進行。高溫下反應自發進行。 熱力學分解溫度熱力學分解溫度 在標準態下在標準態下: rG (T) rH ( 298K） T rS (298K） 0 例例 :試計算碳酸鈣在熱力學標態下分解的溫度試計算碳酸鈣在熱力學標態下分解的溫度. 解解: CaCO3(s)CaO(

14、s)+CO2(g) 查表求出：查表求出： rH(298.15) =178.32 kJ.mol-1。 rSm(298)=160.6 J.mol-1.K-1 熱力學分解溫度熱力學分解溫度： T=rH(298) / rS(298)=1110K 化學反應的化學反應的rG： a、標準狀態下標準狀態下： rGm(T)=rHm(T) -TrSm(T) b、非標準狀態下：非標準狀態下： 范特霍夫范特霍夫等溫方程：等溫方程： rGm(T)= rGm(T) +RTlnJ J ( (反應商反應商) )的定義的定義： 反應式各物質都是氣體時：反應式各物質都是氣體時： J=(pi/p)i 例：例：aA(g) + bB(

15、g) = dD(g) + eE(g) DEiiABdepppppabpppppJ 氣相反應氣相反應 反應式各物質都是溶液時：反應式各物質都是溶液時： J=(ci/c)i DEiiABdeCCCCCabCCCCCJ 反應式各物質有氣體、溶液時：反應式各物質有氣體、溶液時： J=(pi/p)i (ci/c)i 純固態或液態處于標準態，式中不出現純固態或液態處于標準態，式中不出現MnO2(s) + 4H+(aq) + 2Cl-(aq) Mn2+(aq) + Cl2(g) + 2H2O (l)非標態時：非標態時：rGm=rGm+RT lnJ c(Mn2+)/c p(Cl2)/p =rGm+RT ln

16、c(H+)/c 4 c(Cl-)/c 2 計算計算723K、非標準態下，下列反、非標準態下，下列反應的應的rGm，并判斷反應自發進行的方向。，并判斷反應自發進行的方向。2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g)分壓分壓/Pa 1.0104 1.0104 1.0108例例2.3解：解： 2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g)rHm=2fHm(SO3)-2fHm(SO2)+fHm(O2)=2(-395.72)-2(-296.83) kJmol-1=-197.78 kJmol-1 rSm=2Sm(SO3)-2Sm(SO2)+Sm(O2)=2(256.76)-2(248.22)+205.1

17、38 Jmol-1K-1=-188.06 Jmol-1K-12021-12-5rGm(723K)=rHm(723K) TrSm(723K) rHm(298K) TrSm(298 K)rGm(723K)=(-197.78103) 723(-188.06)Jmol-1 = -61813 Jmol-1rGm=rGm+RTlnJ=(-61813+ 124590.5) Jmol-1 =62.777 kJmol-1 p(SO3)/p 2 RTlnJ=8.314723lnJmol-1 p(SO2)/p 2 p(O2)/p (1.0108)2 (1.0105) =8.314723ln Jmol-1 (1.01

18、04)2 (1.0104)=124590.5 Jmol-1 rGm0，反應自發向左進行，反應自發向左進行反應體系必須是封閉體系，反應過程中體反應體系必須是封閉體系，反應過程中體系與環境之間不得有物質的交換，如不斷系與環境之間不得有物質的交換，如不斷加入反應物或取走生成物等。加入反應物或取走生成物等。反應體系必須不作非體積功反應體系必須不作非體積功(或者不受外界如或者不受外界如“場場”的影響的影響)，反之，判據將不適用。，反之，判據將不適用。例如：例如：2NaCl(s) 2Na(s) + Cl2(g) rGm 0反應不能自發進行反應不能自發進行,但如果采用電解的方法但如果采用電解的方法(環境環境

19、對體系作電功對體系作電功), 則可使其向右進行。則可使其向右進行。 rGm只給出了某溫度、壓力條件下只給出了某溫度、壓力條件下( 而且要求始態而且要求始態各物質溫度、壓力和終態相等各物質溫度、壓力和終態相等)反應的可能性反應的可能性, 未必未必能說明其它溫度、壓力條件下反應的可能性。能說明其它溫度、壓力條件下反應的可能性。例如：例如：2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g) 298.15K、標準態下、標準態下, rGm 0, 反應不能自發向右進行。反應不能自發向右進行。 rGm 0的反應與反應速率大小是兩回事的反應與反應速率大小是兩回事例如：例如： H2(g) +1/2O2(g) H2O

20、(l) rGm(298.15K) = -237.13 kJmol-1 Ea，反應吸熱；，反應吸熱； Ea107，正反應單向，正反應單向; ; K 10-7，逆反應單，逆反應單向向; ; K = 10-7 107，可逆反應。，可逆反應。 例：例：C C2 2H H5 5OH + CHOH + CH3 3COOH = CHCOOH = CH3 3COOCCOOC2 2H H5 5 + H + H2 2O O 若起若起始濃度始濃度c (C2H5OH) = 2.0 molL-1, c (CH3COOH ) = 1.0 molL-1，室溫測得經驗平衡常數室溫測得經驗平衡常數Kc =4.0, , 求平衡時

21、求平衡時C2H5OH的轉化率的轉化率。 解：反應物的平衡轉化率解：反應物的平衡轉化率 某反應物起始濃度某反應物起始濃度 某反應物平衡濃度某反應物平衡濃度 該反應物起始濃度該反應物起始濃度 100= 某反應物已轉化的量某反應物已轉化的量 該反應物起始的總量該反應物起始的總量 1002.3.3 化學平衡有關計算化學平衡有關計算 C C2 2H H5 5OH + CHOH + CH3 3COOH = CHCOOH = CH3 3COOCCOOC2 2H H5 5 + H + H2 2O O 起始濃度起始濃度/ 2.0 1.0 0 0/ 2.0 1.0 0 0 平衡濃度平衡濃度/ 2.0- / 2.0

22、- 1.0- 1.0- K Kc c = = 2 2 / (2.0- / (2.0- ) (1.0- ) (1.0- ) = 4.0) = 4.0 解方程，得解方程，得 = 0.845 molL-1 C2H5OH平衡轉化率平衡轉化率 = ( 0.845 / 2.0) = ( 0.845 / 2.0) 100 100 % % = 42 = 42 % % 若起始濃度改為：若起始濃度改為： c (C2H5OH) = 2.0 molL-1 ，c (CH3COOH ) = 2.0 molL-1， 求同一溫度下，求同一溫度下， C2H5OH的平衡轉化率。的平衡轉化率。 同法，同法， = 67 = 67 %

23、 % 計算可知計算可知：如果增加一反應（：如果增加一反應（CH3COOH）的濃度，將使平衡向生成物方向移動，的濃度，將使平衡向生成物方向移動，其結其結果：果：（1 1）生成物的濃度皆增大）生成物的濃度皆增大（2 2）增加濃度的那種反應物的濃度將比原）增加濃度的那種反應物的濃度將比原平衡濃度大，但比剛加入時濃度小，而另一平衡濃度大，但比剛加入時濃度小，而另一種反應物濃度將減小種反應物濃度將減小（3 3）增大一種反應物的濃度，這種反應物）增大一種反應物的濃度，這種反應物的轉化率降低，使另一種反應物（的轉化率降低，使另一種反應物（C C2 2H H5 5OHOH）的轉化率增大的轉化率增大注意：注意：

24、溫度不變，溫度不變，K Kc c值亦不變值亦不變。 在在5.00L容器中裝有等物質的量的容器中裝有等物質的量的PCl3(g)和和Cl2(g)。523K時時, ,反應反應PCl3(g)+Cl2(g)PCl5(g)達平衡時，達平衡時，p(PCl5)=p ，K =0.767，求求：(1)開始裝入的開始裝入的PCl3和和Cl2的物質的量；的物質的量；(2)PCl3的平衡轉化率。的平衡轉化率。例例:解解: (1) 設始態設始態 p(PCl3)=p(Cl2)=x Pa PCl3(g) + Cl2(g) PCl5(g)始態分壓始態分壓/Pa x x 0平衡分壓平衡分壓/Pa x - p x - p p p(

25、PCl3)/p(x-p)/p (x-p)/p K = 1(x-105Pa)/105Pa20.767=x=214155pV 2141555.0010-3RT 8.314523n(PCl3)=n(Cl2)= = mol =0.246 mol(2)(PCl3)= 100%= 100%=47.0%p 105Pax 214155Pa 化學平衡的移動化學平衡的移動 因外界條件改變而使可逆反應從一種平衡因外界條件改變而使可逆反應從一種平衡狀態轉變到另一種平衡狀態狀態轉變到另一種平衡狀態. 舊的平衡破壞了，又會建立起新的平衡舊的平衡破壞了，又會建立起新的平衡.可逆反應達平衡時可逆反應達平衡時 rGm0、J=K

26、 因此因此, 一切能導致一切能導致rGm或或 J 值發生變化值發生變化的外界條件的外界條件(濃度、壓力、溫度濃度、壓力、溫度)都會使平都會使平衡發生移動。衡發生移動。 JrGm RT ln K 封閉體系，等溫等壓封閉體系，等溫等壓條件的反應：條件的反應： rGm(T)= rGm(T) +RTlnJ 因：因： rGm(T)=-RTlnK 則：則：rGm(T)= -RTlnK+RTlnJ 得：得：rGm(T)= RTln(J/K) a、當當JK，rGm(T)K，rGm(T)0，逆反應自發進行。，逆反應自發進行。 c 、當當J=K，rGm(T)=0，化學平衡狀態。，化學平衡狀態。 2.4.1 濃度對

27、化學平衡的影響濃度對化學平衡的影響 可逆反應在可逆反應在封閉體系、等溫等壓封閉體系、等溫等壓條件下達到條件下達到平衡時：平衡時： J =K a、改變濃度使改變濃度使J K，平衡向逆反應方向移，平衡向逆反應方向移動。動。 具體方法具體方法：增加生成物的濃度或降低反應物：增加生成物的濃度或降低反應物的濃度。的濃度。 與與勒沙特列勒沙特列原理原理一致。一致。 已知已知：K K =6.72=6.7210102424，p p( (SO3)=1)=110105 5Pa , , p p( (SO2)=0.25)=0.2510105 5Pa, ,p p( (O2)=0.25)=0.2510105 5Pa， 反

28、應向什么方向進行？反應向什么方向進行？ / / / / J K K 反應正向進行反應正向進行 p p( (SO3)/p )/p 2 2 p p( (SO2)/p )/p 2 2 p p( (O2)/p)/p J=J=例：反應例：反應 2SO2+O2=2SO3 在在2525時向什么方向時向什么方向進行？進行？例例: 含含0.100molL-1Ag+、0.100molL-1Fe2+、0.010molL-1Fe3+溶液中發生反應：溶液中發生反應： Fe2+ + Ag+ Fe3+ + Ag，K =2.98(1)判斷反應進行的方向。判斷反應進行的方向。解解：(1) c(Fe3+)/c c(Fe2+)/c

29、 c(Ag+)/c J= = =1.00 0.0100.1000.100J K 反應向反應向右右進行進行 含含0.100molL-1Ag+、0.100molL-1Fe2+、0.010molL-1Fe3+溶液中發生反應：溶液中發生反應： Fe2+ + Ag+ Fe3+ + Ag，K =2.98(2)計算平衡時計算平衡時Ag+、Fe2+、Fe3+的濃度。的濃度。解解:(2) Fe2+ + Ag+ Fe3+ + Ag開始濃度開始濃度/(molL-1) 0.100 0.100 0.010平衡濃度平衡濃度/(molL-1) 0.100-x 0.100-x 0.010+x x=0.013K = = =2.

30、98 c(Fe3+)/c c(Fe2+)/c c(Ag+)/c 0.010+x(0.100-x)2c(Fe3+)=(0.010+0.013)molL-1=0.023 molL-1 c(Fe2+)=c(Ag+)=(0.100-0.013)molL-1=0.087 molL-1 含含0.100molL-1Ag+、0.100molL-1Fe2+、0.010molL-1Fe3+溶液中發生反應：溶液中發生反應： Fe2+ + Ag+ Fe3+ + Ag，K =2.98(3)Ag+的轉化率的轉化率解：解：(Ag+ )= = 100% =13% x 0.0130.100 0.100 含含0.100molL-

31、1Ag+、0.100molL-1Fe2+、0.010molL-1Fe3+溶液中發生反應：溶液中發生反應： Fe2+ + Ag+ Fe3+ + Ag，K =2.98(4)計算計算c(Ag+)、c(Fe3+)不變不變, c(Fe2+)=0.300molL-1 時時Ag+的轉化率的轉化率解：解： Fe2+ + Ag+ Fe3+ + Ag新平衡濃度新平衡濃度/(molL-1) 0.300- 0.100 0.100- 0.100 0.010+ 0.100 K = =2.98 0.010+0.100(0.300-0.100 )(0.100-0.100 )=38.2%增大反應物濃度，平衡向正方向移動增大反應

32、物濃度，平衡向正方向移動 2.4.2 壓力對化學平衡的影響壓力對化學平衡的影響 1、分壓對化學平衡的影響分壓對化學平衡的影響 由：由：pi=ciRT 在一定溫度下，在一定溫度下， pi與與ci成正比。成正比。 分壓分壓對化學平衡的影響對化學平衡的影響與濃度與濃度對化學平衡對化學平衡的影響的影響一致一致。 2、總壓對化學平衡的影響總壓對化學平衡的影響 可逆反應：可逆反應： N2 + 3H2 2NH3 32223/ )(/ )(/ )(pHppNppNHpK 如果將總壓力增加至如果將總壓力增加至2倍，各組分的分壓分倍，各組分的分壓分別為：別為： p(H2) = 2 p (H2) p(N2) = 2

33、 p (N2) p(NH3) = 2 p (NH3) 3222341/ )(2/ )(2/ )(2KpHppNppNHpJ J 0，氣體分子，氣體分子數增加的反應數增加的反應 n K ,平衡向平衡向逆反應方向移動逆反應方向移動JK ,平衡向平衡向正反應方向移動正反應方向移動均向氣體分子數減小的方向移動均向氣體分子數減小的方向移動增大體積增大體積降低總壓降低總壓JK ,平衡向平衡向逆反應方向移動逆反應方向移動均向氣體分子數增加的方向移動均向氣體分子數增加的方向移動可逆反應：可逆反應： c C + d D yY + z Z n(y+z)-(c+d)=0體系總壓力的改變，降低或增加同等倍數反體系總壓

34、力的改變，降低或增加同等倍數反應物和生成物的分壓應物和生成物的分壓，J 值不變值不變(仍等于仍等于K )，故對平衡故對平衡不發生影響。不發生影響。 稀有氣體的影響稀有氣體的影響 對對恒溫恒壓恒溫恒壓下已達到平衡的反應，引入惰性下已達到平衡的反應，引入惰性氣體，氣體，總壓不變，體積必定增大總壓不變，體積必定增大，反應物和生成，反應物和生成物分壓減小，如果物分壓減小，如果 n 0 0，平衡向氣體分子數增，平衡向氣體分子數增大的方向移動大的方向移動. (. ( n =0，平衡不移動，平衡不移動.) 對恒溫恒容下已達到平衡的反應，引入對恒溫恒容下已達到平衡的反應，引入惰性氣體，反應體系的總壓增大，但反

35、應惰性氣體，反應體系的總壓增大，但反應物和生成物物和生成物p pB B不變，即不變，即 J Jp p= K= Kp p ，因此平，因此平衡不移動衡不移動. .例例2.12一密閉容器中含一密閉容器中含1.0molN2O4，反應：，反應：N2O4(g)2NO2(g)在在25、100kPa下達到下達到平衡時平衡時N2O4的的=50%,計算計算:(1)反應的反應的K解：解： N2O4(g) 2NO2(g)始態物質的量始態物質的量/mol 1.0 0平衡物質的量平衡物質的量/mol 1.0(1-) 2.0 2.0 (1+)p(NO2)= p總總平衡分壓平衡分壓 1.0(1-) (1-) 1.0(1-)+

36、2.0 (1+) p(N2O4)= p總總= p總總K = =p(NO2)/p 2p(N2O4)/p p總總p (1-) (1+) 2.0 (1+)p總總p 2 4.02 (1-2)= p總總p=( )1.0=1.3 4.0(0.50)2 (1-0.502)一密閉容器中含一密閉容器中含1.0molN2O4，反應：，反應：N2O4(g)2NO2(g)在在25、100kPa下達到下達到平衡時平衡時N2O4的的=50%，計算：，計算：(2) 25、1000kPa下達到平衡時下達到平衡時N2O4的的, N2O4和和NO2的分壓的分壓解：解：T不變，不變，K 不變不變 4.02 (1-2)p總總p K

37、= 4.02 1000 (1-2) 100 1.3= =0.18=18% =18%=0.18 平衡分壓平衡分壓 (1-) (1-0.18) (1+) (1+0.18) p(N2O4)= p總總= 1000kPa p(NO2)= p總總 = 1000kPa 2.00.180.18 (1+0.18) 2.0 (1+) =305.1kPa =694.9kPa總壓由總壓由100kPa增至增至1000kPa，N2O4的的由由50%降至降至18%，說明平衡向左方向移動，說明平衡向左方向移動，即向氣體分子數少的方向移動即向氣體分子數少的方向移動 2.4.3 溫度對化學平衡的影響溫度對化學平衡的影響 由：由： rGm(T)=-RTlnK rGm(T)=rHm(298)-TrSm(298) 得：得：lnK=rSm(298)/R-rHm(298)/(RT) T1：lnK1=rSm(298)/R-rHm(298)/(RT1) T2：l