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文檔簡介

1、第四章 化學平衡核心內容： 恒T、p、W=0下，化學反應自發 平衡反向自發主要內容：化學反應G、K的計算及過程方向的判斷。一、內容提要1、化學反應自發進行和達到平衡的條件自發 平衡反向自發其中，為B的化學計量數，對于產物取正值，對于反應物取負值。2、理想氣體化學反應的等溫方程（分壓的影響）和反應方向的具體判據 <0 自發 （Qp）=0 平衡 （Qp=）>0 反向自發（Qp）式中：為標準摩爾反應吉布斯函數變化，為標準平衡常數，=f(T)3、理想氣體化學反應平衡常數的其他表示法及其相互關系除了標準平衡常數外，實際應用中常用經驗平衡常數KP 、KC 、Kn 、Ky（1）KP：=僅是溫度的

2、函數，KP也只與溫度有關。(2）KC：理想氣體PBV=nBRT pB= =KC也只與溫度有關（3）Ky：pB=pyB Ky與溫度和總壓有關（4）Kn: =Kn與溫度、總壓和惰性氣體有關。綜合以上各式得：=當時，=Kp=Kc=Ky=Kn4、有純凝聚態物質參加的理想氣體反應的標準平衡常數若理想氣體化學反應中有純固態或純液態參加時，由于常壓下純凝聚態物質的化學勢可近似為標準態化學勢，即（cd表示凝聚態）因此 其中 即對參加反應的所有物質包括凝聚態物質求和。 即只考慮氣相組分的平衡分壓。5、真實氣體化學反應的標準平衡常數真實氣體的化學勢表達式為 ，代入可得：為組分B在指定條件下的逸度，為B的逸度因子，

3、它是溫度和總壓的函數，也是溫度和壓力的函數，對于理想氣體=1 。6、液態混合物或溶液的化學平衡常數對于液態混合物（或溶液）中的化學反應，由于任一組分的化學勢為，代入可得：若反應系統為理想液態混合物或理想稀溶液，則=1， 7、標準摩爾吉布斯函數變的計算方法由于，因此由可求得。的計算主要有以下三種方法：由計算：計算由相關反應計算8、化學反應的等壓方程（溫度的影響）上式是范特霍夫方程的微分式，由此式可進行以下討論：若，即吸熱反應，說明標準平衡常數隨溫度升高而增大，平衡右移，有利于反應正向進行。若，即放熱反應，說明標準平衡常數隨溫度升高而減小，平衡左移，不利于反應正向進行。對范特霍夫方程的微分式進行積分，可進行有關計算：若溫度變化范圍不大，或，可看作常數時不定積分式 定積分式 與前兩式皆為等價式。若溫度變化范圍不大，或，不能看作常數時9、平衡移動原理（1）升高溫度，反應向吸熱的方向進行；降低溫度，反應向放熱的方向進行；（2）升高壓力，反應向分子數減少的方向進行；降低壓力，反應向分子數增多的方向進行；（3）引入惰性氣體（總壓不變），反應向分子數增多的方向進行；（

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