1基礎(jīchǔ)化學精品資料第六章化學反應熱及反應的方向(fāngxiàng)和限度ReactionHeat,DirectionsandLimitofChemicalReactions精品資料內容提要(nèirónɡtíyào)熱力學系統和狀態函數系統與環境狀態函數與過程(guòchéng)熱和功能量守恒和化學反應熱熱力學能和熱力學第一定律系統的焓變和反應熱效應反應進度、熱化學方程式與標準態Hess定律和反應熱的計算精品資料內容提要(nèirónɡtíyào)熵和Gibbs自由(zìyóu)能自發過程的特征及判據系統的熵系統的Gibbs自由(zìyóu)能化學平衡化學反應的限度與平衡常數化學平衡的移動精品資料教學(jiāoxué)基本要求掌握系統、環境、狀態函數、平衡態和過程(guòchéng)等熱力學基本概念；掌握熱力學能、焓、功、熱、恒壓（容）反應熱效應的定義和熱力學第一定律的基本內容；掌握標準摩爾生成焓、標準摩爾燃燒焓的定義；掌握熵的定義和熵增原理的基本內容掌握Gibbs自由能的概念、Gibbs公式和標準摩爾生成Gibbs自由能；精品資料教學基本(jīběn)要求掌握標準平衡常數的表達方式和意義，熟悉實驗平衡常數；掌握化學反應等溫方程式并能判斷反應的方向和限度；掌握濃度、壓力和溫度對化學平衡的影響以及相應的計算，了解LeChatelier規律；掌握計算化學反應的Gibbs自由(zìyóu)能變的方法；掌握蓋斯定律的基本內容并會計算反應的熱效應；精品資料教學(jiāoxué)基本要求熟悉(shúxī)反應進度、熱化學方程式和標準態等概念的規定；熟悉(shúxī)自發過程的基本特點；了解可逆過程的基本特點；了解Gibbs自由能變與非體積功的關系；了解熱力學第三定律和規定熵。精品資料第一節熱力學系統(xìtǒng)和狀態函數一、系統和環境1.系統劃作研究對象的一部分物質。2.環境系統以外與系統密切有關(yǒuguān)的部分。系統環境系統精品資料第一節熱力學系統(xìtǒng)和狀態函數3.熱力學系統分類系統與環境之間的物質交換與環境之間的能量交換開放系統√√封閉系統×√隔離系統××精品資料第一節熱力學系統(xìtǒng)和狀態函數二、狀態函數與過程1.狀態(State)系統的所有的物理性質和化學性質的綜合體現，這些性質都是宏觀的物理量。如溫度、壓力、體積、物質(wùzhì)的量等都具有確定的數值且不隨時間變化，系統就處在一定的狀態。2.狀態函數(StateFunction)描述系統狀態的物理量。如：氣體系統:p,V,n,T…描述狀態函數聯系的函數表達式稱為狀態方程。如：理想氣體狀態方程：pV=nRT精品資料第一節熱力學系統(xìtǒng)和狀態函數3.狀態函數分類廣度性質(ExtensiveProperty)：這類性質具有加和性，如體積，物質的量等。強度性質(IntensiveProperty)：這些性質沒有加和性，如溫度、壓力等。例如(lìrú)50℃的水與50℃的水相混合水的溫度仍為50℃。精品資料第一節熱力學系統和狀態(zhuàngtài)函數4.狀態函數的特性系統的狀態一定，狀態函數的值就一定。系統的狀態改變，狀態函數的值可能改變，但狀態函數的變化值只取決于始態和終態，而與變化過程(guòchéng)無關。△U＝U2－U1循環過程(guòchéng)狀態函數的變化值為0。△U＝0平衡態是指系統所有的性質都不隨時間改變的狀態。精品資料第一節熱力學系統和狀態(zhuàngtài)函數5.熱力學常見的過程(guòchéng)(process)等溫過程(guòchéng)(isothermalprocess)：△T=0等壓過程(guòchéng)(isobaricprocess)：△p=0等容過程(guòchéng)(isovolumicprocess)：△V=0循環過程(guòchéng)(cyclicprocess)：體系中任何狀態函數的改變值均=0絕熱過程(guòchéng)(adiabaticprocess)：Q=0精品資料第一節熱力學系統和狀態(zhuàngtài)函數三、熱與功(heatandwork)1.熱(Q)系統(xìtǒng)和環境之間由于溫度不同而交換的能量形式。2.功(W)系統(xìtǒng)和環境之間除了熱以外的其它能量交換形式，如膨脹功，電功等。3.特點Q,W均不是狀態函數，與過程有關。精品資料第一節熱力學系統和狀態(zhuàngtài)函數例如(lìrú)：辛烷的完全燃燒C8H18(辛烷)+25/2O28CO2+9H2O精品資料第一節熱力學系統(xìtǒng)和狀態函數4.熱力學規定系統向環境放熱，Q<0；系統從環境吸熱，Q>0；系統對環境作功，W<0；系統從環境得功，W>0(環境對系統作功)要點：從系統角度使系統能量(néngliàng)升高為正，反之為負。精品資料第一節熱力學系統(xìtǒng)和狀態函數5.體積功和非體積功W=We+WfWe：體積功或膨脹功，Wf：非體積功化學反應體系中一般(yībān)只涉及體積功We。體積功計算:W=-F×l=-p外×A×l=-p外ΔV精品資料第一節熱力學系統和狀態(zhuàngtài)函數6.可逆過程(reversibleprocess)與最大功★可逆過程是經過無限多次的微小變化和無限長的時間(shíjiān)完成的，可逆過程中的每一步都無限接近于平衡態。★經過可逆循環，系統復原，環境也同時復原。★等溫可逆過程系統對外作功最大。精品資料第一節熱力學系統和狀態(zhuàngtài)函數6.可逆過程(reversibleprocess)與最大功設理想氣體(lǐxiǎnɡqìtǐ)經過三種途徑膨脹，其體積功分別為：400kPa,1L,273K100kPa,4L,273K精品資料第一節熱力學系統和狀態(zhuàngtài)函數精品資料第一節熱力學系統和狀態(zhuàngtài)函數一次膨脹，p外＝100kPa，We=-p外ΔV=-300J兩次膨脹，p外為200、100kPa，We=-400J可逆膨脹（無限多次膨脹）We=-560J結論：以上結果說明功不是狀態函數，它的數值與所經歷的過程有關(yǒuguān)。等溫可逆過程系統對外作功最大。精品資料第二節能量守恒和化學反應(huàxuéfǎnyìng)熱一、熱力學能和熱力學第一定律(dìnglǜ)1.熱力學能（internalenergy,U），又稱內能。系統內部能量的總和。包括：動能；勢能；核能等，不包括系統整體的動能和勢能。2.說明熱力學能是狀態函數：狀態一定，U一定。熱力學能屬廣度性質：能量都具有加和性。熱力學能的絕對值無法確定：微觀粒子運動的復雜性。精品資料第二節能量守恒和化學反應(huàxuéfǎnyìng)熱3.熱力學第一定律△U=U2-U1=Q+W★U是狀態函數，Q、W不是狀態函數★只要始態和終態一定，不同過程的Q或W的數值可以(kěyǐ)不同，但Q＋W，即△U一樣。精品資料第二節能量守恒和化學反應(huàxuéfǎnyìng)熱4.系統的熱力學能變化與等容熱效應ΔU=Qv+W=Qv-pV式中，Qv表示等容反應熱。由于(yóuyú)等容過程ΔV=0，所以Qv=ΔU即等容反應熱等于系統的內能變化。系統熱力學能的絕對值無法確定，但它的改變量可以用等容反應熱來量度。精品資料第二節能量守恒和化學反應(huàxuéfǎnyìng)熱二、系統(xìtǒng)的焓變和反應熱效應等壓、不做非體積功條件下ΔU=U2–U1=Qp+W=Qp－p外ΔV式中，Qp表示等壓反應熱。U2–U1=Qp－p外(V2-V1)=Qp–p2V2+p1V1(U2+p2V2)－(U1+p1V1)=Qp令H=U+pV則有H2–H1=Qp即H=Qp精品資料第二節能量守恒和化學反應(huàxuéfǎnyìng)熱1.焓(enthalpy)H=U+pV★H是狀態函數，廣度性質，沒有直觀(zhíguān)物理意義；★H的絕對值無法確定，但可確定：H=Qp★常用H來表示等壓反應熱△H>0表示反應是吸熱反應△H<0表示反應是放熱反應精品資料第二節能量守恒和化學反應(huàxuéfǎnyìng)熱2.反應熱效應等壓反應中△H=△U+p△V又QP=QV+p△V★涉及(shèjí)氣體反應，p△V=△n(RT)△H=△U+△n(RT)；★僅涉及(shèjí)液體和固體的反應，△V≈0，△H=△U，QP=QV精品資料第二節能量守恒和化學反應(huàxuéfǎnyìng)熱三、反應進度、熱化學方程式與標準態1.反應進度(，單位mol)：反應進行的程度(chéngdù)化學反應aA+bB=dD+eE定義：★nJ(0)：反應開始，=0時J的物質的量，★nJ()：反應t時刻，反應進度為時J的物質的量；★υJ：物質J的化學計量數，反應物υJ為負值（如υE=-e）；對于產物υJ為正值。精品資料第二節能量守恒和化學反應(huàxuéfǎnyìng)熱例10.0molH2和5.0molN2在合成塔中混合(hùnhé)后經過一定時間，反應生成2.0molNH3，反應式可寫成如下兩種形式：(1)N2+3H2=2NH3(2)1/2N2+3/2H2=NH3分別按(1)和(2)兩種方程式求算此反應的。精品資料第二節能量守恒和化學反應(huàxuéfǎnyìng)熱解：反應(fǎnyìng)在不同時刻各物質的量（mol）為：n(N2)n(H2)n(NH3)t=0ξ=0時5.010.00t=tξ=ξ時4.07.0 2.0按方程式(1)求ξ：精品資料第二節能量守恒和化學反應(huàxuéfǎnyìng)熱

按方程式(2)求ξ：精品資料第二節能量守恒和化學反應(huàxuéfǎnyìng)熱結論：★對于同一反應方程式，的值與選擇何種物質(wùzhì)來求算無關。★反應式寫法不同，或者說化學反應的基本單元定義不同，反應進度也不同。注意：求算時必須寫出具體的反應方程式。精品資料第二節能量守恒和化學反應(huàxuéfǎnyìng)熱2.熱化學方程式(thermodynamicalequation)標明了物質狀態、反應條件和熱效應的化學方程式稱為熱化學方程式。3.化學反應熱效應當產物與反應物溫度相同時，化學反應過程中吸收或放出的熱量(rèliàng)變化。

精品資料第二節能量守恒和化學反應(huàxuéfǎnyìng)熱

精品資料第二節能量守恒和化學反應(huàxuéfǎnyìng)熱4.的意義★ΔH：等壓反應熱(或焓變)；★r：表示反應(reaction)；★m：表示反應進度為1mol的反應熱；★T：反應溫度；溫度為298.15K時可省略；★：表示標準態，即此反應熱是在標準狀態下的數值(shùzí),物質所處的狀態不同，反應熱效應的大小也不同。精品資料第二節能量守恒和化學反應(huàxuéfǎnyìng)熱5.熱力學標準態在溫度T和標準壓力p(100kPa)下物質的狀態。★氣體：壓力（分壓）為標準壓力的純理想氣體；★純液體(yètǐ)(或純固體)：標準壓力下的純液體(yètǐ)(或純固體)。★溶液：標準壓力下，溶質濃度為1mol·L-1或質量摩爾濃度為1mol·kg-1的理想稀溶液。★標準態未指定溫度。IUPAC推薦298.15K為參考溫度。精品資料第二節能量守恒和化學反應(huàxuéfǎnyìng)熱6.熱化學方程式的正確書寫★必須寫出完整的化學反應計量方程式，★要標明參與反應的各種物質的狀態，用g，l和s分別表示氣態(qìtài)、液態和固態，用aq表示水溶液(aqueoussolution)。如固體有不同晶型，還要指明是什么晶型。★要標明溫度和壓力。標態下進行的反應要標“”。298.15K下進行的反應可不標明溫度。★要標明相應的反應熱。精品資料第二節能量守恒和化學反應(huàxuéfǎnyìng)熱四、Hess定律和反應熱的計算1.Hess定律在封閉系統內無非體積功的條件下發生(fāshēng)的化學反應，不管此反應是一步完成還是分幾步完成，其等容（或等壓）熱效應都相同。2.Hess定律的意義★預言尚不能實現的化學反應的反應熱。★計算實驗測量有困難的化學反應的反應熱。精品資料第二節能量守恒和化學反應(huàxuéfǎnyìng)熱由已知的熱化學方程式計算反應(fǎnyìng)熱例已知在298.15K下，下列反應(fǎnyìng)的標準摩爾焓變C(gra)+O2(g)=CO2(g)CO(g)+O2(g)=CO2(g)

求：(3)C(gra)+O2(g)=CO(g)的。精品資料第二節能量守恒和化學反應(huàxuéfǎnyìng)熱解：

C(gra)+O2(g)CO2(g)

=（-393.5)-(-282.99)=-110.51kJ﹒mol-1CO(g)+O2(g)（3）（2）=+由Hess定律(dìnglǜ):=-(1)精品資料第二節能量守恒和化學反應(huàxuéfǎnyìng)熱Hess定律可以看成(kànchénɡ)是“熱化學方程式的代數加減法”：反應方程式相加減，則反應熱相加減。C(gra)+O2(g)=CO2(g)CO(g)+O2(g)=CO2(g)C(gra)+O2(g)=CO(g)反應(3)＝反應(1)-反應(2)=-精品資料第二節能量守恒和化學反應(huàxuéfǎnyìng)熱由已知的熱化學方程式計算(jìsuàn)反應熱IIIIII精品資料第二節能量守恒和化學反應(huàxuéfǎnyìng)熱★“同類項”(即物質(wùzhì)和它的狀態均相同)可以合并、消去；★移項后要改變相應物質(wùzhì)的化學計量系數的符號。★若反應式乘以系數，則反應熱也要乘以相應的系數。精品資料第二節能量守恒和化學反應(huàxuéfǎnyìng)熱由標準摩爾生成焓計算反應熱標準摩爾生成焓：在標準壓力和指定的溫度T下由穩定單質生成1mol該物質(wùzhì)的焓變。符號：ΔfHm單位：kJ·mol-1規定：穩定單質的ΔfHm為零。如碳的穩定單質指定是石墨而不是金剛石。例：Ag(s)+1/2Cl2(g)→AgCl(s),ΔrHm=-127kJ·mol-1ΔfHm[AgCl(s)]=ΔrHm=-127kJ·mol-1精品資料第二節能量守恒和化學反應(huàxuéfǎnyìng)熱由標準摩爾(móěr)生成焓計算反應熱最穩定單質(產物)產物(反應物)反應物精品資料第二節能量守恒和化學反應(huàxuéfǎnyìng)熱例：試用標準(biāozhǔn)摩爾生成焓計算其標準(biāozhǔn)摩爾反應熱C6H12O6(s)+6O2(g)→6CO2(g)+6H2O(l)解：查表得:ΔfHm[C6H12O6(s)]=-1274.5kJ·mol-1ΔfHm[CO2(g)]=-393.51kJ·mol-1ΔfHm[H2O(l)]=-285.83kJ·mol-1ΔrHm=6ΔfHm[CO2(g)]+6ΔfHm[H2O(l)]-ΔfHm[C6H12O6(s)]-6ΔfHm[O2(g)]=-2801.6KJ·mol-1精品資料第二節能量守恒和化學反應(huàxuéfǎnyìng)熱由標準摩爾燃燒焓計算反應熱在標準壓力和指定(zhǐdìng)的溫度T下由1mol物質完全燃燒(或完全氧化)生成標準態的穩定產物時的反應熱稱為該物質的標準摩爾燃燒焓。“完全燃燒”或“完全氧化”是指化合物中的C元素氧化為CO2(g)、H元素氧化為H2O(l)、S元素氧化為SO2(g)、N元素變為N2(g)及鹵族元素X變為HX(aq)。精品資料第二節能量守恒和化學反應(huàxuéfǎnyìng)熱由標準摩爾燃燒熱計算反應(fǎnyìng)熱公式為：

例：已知在298.l5K，標準狀態下乙醛加氫形成乙醇的反應(fǎnyìng)為：CH3CHO(l)+H2(g)=CH3CH2OH(l)此反應(fǎnyìng)的反應(fǎnyìng)熱較難測定，試利用標準摩爾燃燒熱計算其反應(fǎnyìng)熱。精品資料第三節熵和Gibbs自由(zìyóu)能一、自發過程的特征自發過程(spontaneousprocess)不需要任何外力推動就能自動進行(jìnxíng)的過程。Ep=mghC+O2=CO2

精品資料第三節熵和Gibbs自由(zìyóu)能2.基本特征★過程單向性：自動地向一個方向進行，不會自動地逆向進行。★具有作功的能力：作功能力實際上是過程自發性大小(dàxiǎo)的一種量度。★有一定的限度：進行到平衡狀態時宏觀上就不再繼續進行。精品資料第三節熵和Gibbs自由(zìyóu)能二、自發過程的判據(pànjù)自發過程的判據有能量因素和熵，系統能量降低(即ΔH＜0）是自發過程的一個判據，系統混亂度增大是自發過程的另一種判據。

發生在孤立系統內的過程，由于沒有物質和能量的交換，混亂度將是唯一的判斷根據。

精品資料第三節熵和Gibbs自由(zìyóu)能二、系統的熵1.熵(entropy)系統混亂(hùnluàn)度的量度。符號：S。

★系統的混亂(hùnluàn)度越大，熵值越大。★熵是狀態函數。★熵是廣度性質。精品資料第三節熵和Gibbs自由(zìyóu)能2.熱力學第三定律熱力學規定純凈物質的完整晶體(無任何缺陷(quēxiàn)和雜質)，在絕對零度（K）質點的排列和取向都一致時熵值為零。“熱力學溫度0K時，任何純物質的完整晶體的熵值為零”。精品資料第三節熵和Gibbs自由(zìyóu)能3.規定熵(conventionalentropy)熵值以T=0K時，S=0為比較標準而求算出的。★標準摩爾熵(standardmolarentropy)：在標準狀態下1mol物質的規定熵。符號：Sm，單位：J·K-1·mol-1。★注意：穩定單質的ΔfHm為零,穩定單質的Sm不為零。水合(shuǐhé)離子的Sm，是以水合(shuǐhé)H+離子的標準摩爾熵值為零的規定基礎上求得的相對值。精品資料第三節熵和Gibbs自由(zìyóu)能4.Sm的變化規律

★同一物質的不同聚集態，Sm(氣態)＞Sm(液態)＞Sm(固態)★氣體物質有Sm(低壓)＞Sm(高壓)，壓力(yālì)對固態和液態物質的熵影響不大。★對同一種物質，溫度升高，熵值加大。★不同物質的混合過程總有ΔSmix＞0。精品資料第三節熵和Gibbs自由(zìyóu)能5.熵變（△S）的計算運用“熱化學方程式的代數(dàishù)加減法”進行計算；IIIIII精品資料第三節熵和Gibbs自由(zìyóu)能5.熵變（△S）的計算(jìsuàn)由Sm計算(jìsuàn)△rSm由于熵是廣度性質，因此計算(jìsuàn)時要注意乘以反應式中相應物質的化學計量系數。精品資料第三節熵和Gibbs自由(zìyóu)能6.熵增加原理(yuánlǐ)孤立系統的任何自發過程中，系統的熵總是增加的（熱力學第二定律）直至平衡態時熵值最大。ΔS孤立≥0ΔS孤立＞0自發過程，ΔS孤立＝0系統達到平衡。精品資料第三節熵和Gibbs自由(zìyóu)能6.熵增加原理(yuánlǐ)請觀看“Entropy”動畫精品資料第三節熵和Gibbs自由(zìyóu)能6.熵增加原理如果環境和系統一起構成(gòuchéng)一個新系統，這個新系統可以看成孤立系統，則：ΔS總=ΔS系統+ΔS環境≥0化學反應自發性熵判據：ΔS總＞0自發過程；ΔS總<0非自發過程，其逆過程自發；ΔS總=0平衡。精品資料第三節熵和Gibbs自由(zìyóu)能三、系統的Gibbs自由(zìyóu)能用Gibbs自由(zìyóu)能判斷化學反應方向設可逆過程環境從系統吸熱Qr環境又，等溫等壓：Qr系統=ΔH系統∴而自發過程ΔS總=ΔS系統+ΔS環境>0即有精品資料第三節熵和Gibbs自由(zìyóu)能三、系統(xìtǒng)的Gibbs自由能用自由能判斷化學反應方向由于都是系統(xìtǒng)的變化，略去下標“系統(xìtǒng)”ΔH-TΔS<0令G=H–TS由于等溫，ΔH-TΔS=ΔH-Δ(TS)=ΔG則有ΔG<0此即等溫、等壓、Wf=0條件下化學反應自發進行的自由能判據。精品資料第三節熵和Gibbs自由(zìyóu)能Gibbs自由能定義式：G=H–TSG是狀態函數，廣度性質，無法測絕對值自由能的減少等于系統(xìtǒng)等溫等壓下作最大非體積功(可逆過程)，即ΔG=Wf,最大系統(xìtǒng)作功，Wf,最大<0；非可逆自發過程有ΔG=Wf,最大<Wf若系統(xìtǒng)不作非體積功，Wf=0，則ΔG<0精品資料第三節熵和Gibbs自由(zìyóu)能3.Gibbs方程ΔG=ΔH-TΔS此式是著名的Gibbs方程。化學反應(huàxuéfǎnyìng)自發性的兩個因素：能量(ΔH)及混亂度(ΔS)完美地統一起來。△H△S自發反應的條件-+任何溫度，△G<0--低溫，△G<0++高溫，△G<0++任何溫度非自發精品資料第三節熵和Gibbs自由(zìyóu)能4.自由(zìyóu)能變的計算由已知的化學方程式計算△rGm

IIIIII精品資料第三節熵和Gibbs自由(zìyóu)能用標準摩爾生成自由能計算298.15K下的△rGm標準摩爾生成自由能：在標準狀態下由最穩定(wěndìng)單質生成1mol物質B時的自由能。符號：△fGm，單位：kJ﹒mol-1。穩定(wěndìng)單質的標準摩爾生成自由能為零。計算反應的自由能變精品資料第三節熵和Gibbs自由(zìyóu)能運用Gibbs方程計算△rGm用標準摩爾生成自由能只能計算298.15K下的△rGm，非室溫可用Gibbs方程計算△rGm

注意到△rHm和△rSm是常溫的值，因為它們受溫度(wēndù)影響不大。精品資料第三節熵和Gibbs自由(zìyóu)能例1：在1000℃下用H2能否將CdS還原(huányuán)為Cd？已知H2(g)+S(g)→H2S(g)△rGm,1=-49.10kJ·mol-1Cd(g)+S(g)→CdS(g)△rGm,2=-122.7kJ·mol-1例2：CaCO3(s)→CaO(s)+CO2(g)△fHm(kJ·mol-1)-1207-635-394△fGm(kJ·mol-1)-1129-604-395求：（1）1000℃時反應能否自發進行（2）反應自發進行的最低溫度精品資料第三節熵和Gibbs自由(zìyóu)能四、非標準態下自由能變的計算等溫方程式對任意等溫反應aA+bB=dD+eE△rGm=△rGm+RTlnQ溶液反應：Q=[(cD/c)d(cE/c)e]/[(cA/c)a(cB/c)b]氣體反應：Q=[(pD/p)d(pE/p)e]/[(pA/p)a(pB/p)b]其中(qízhōng)c=1mol.L-1;p=100kPa反應商Q無單位。純固體，純液體不寫入Q的表達式中精品資料第三節熵和Gibbs自由(zìyóu)能例H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g)△rGm=-190kJ/mol試判斷(pànduàn)，常溫下：(1)標態下的自發反應方向(2)p(H2)=p(Cl2)=1kPa,p(HCl)=100kPa時反應自發的方向(3)p(H2)=p(Cl2)=10-8kPa,p(HCl)=100kPa時反應自發的方向精品資料第四節化學反應(huàxuéfǎnyìng)的限度和平衡常數一、化學反應的限度與平衡常數1.化學平衡特點★各物質的濃度(nóngdù)或分壓不再發生變化，反應達到動態平衡；★物質濃度(nóngdù)或分壓的冪的乘積比值為常數。★平衡條件破壞后，平衡會發生移動。精品資料第四節化學反應(huàxuéfǎnyìng)的限度和平衡常數2.標準平衡常數(standardequilibriumconstant)對于任意溶液反應：aA+bB=dD+eE當反應達到平衡時，K稱為標準平衡常數。當反應物、產物(chǎnwù)中有氣體物質（平衡分壓為p)，則氣體物質用p/p代替濃度項。精品資料第四節化學反應(huàxuéfǎnyìng)的限度和平衡常數說明(shuōmíng)★K是單位為一的量。★K越大，化學反應向右進行得越徹底。因此標準平衡常數是一定溫度下，化學反應可能進行的最大限度的量度。★K只與反應的本性和溫度有關，與濃度或分壓無關。精品資料第四節化學反應(huàxuéfǎnyìng)的限度和平衡常數書寫標準平衡常數表達式時應注意：★固體或純液體不寫入平衡常數表達式；★在稀溶液中，若溶劑參與反應(fǎnyìng)，其濃度可以看成常數，也不寫入表達式中：精品資料第四節化學反應(huàxuéfǎnyìng)的限度和平衡常數3.實驗平衡常數Kc和Kp反應aA+bB=dD+eE對于(duìyú)溶液：Kc:濃度平衡常數

對于(duìyú)氣體反應：KP:壓力平衡常數當a+b=d+e時，Kc和Kp無單位，與K在數值上相等，當a+b≠d+e時，Kc和Kp有單位，Kc與K在數值上相等。精品資料第四節化學反應(huàxuéfǎnyìng)的限度和平衡常數標準平衡常數Kθ與實驗平衡常數Kc和Kp的區別和聯系：★Kc和Kp可能有單位(dānwèi)，而K單位(dānwèi)為1；★Kc只用于溶液中，與K數值相等；Kp只用于氣體中，與K數值常常不相等；K適用于任何反應；★K在熱力學中應用，Kc和Kp在實踐中應用。精品資料第四節化學反應(huàxuéfǎnyìng)的限度和平衡常數4.用標準平衡常數判斷自發反應(fǎnyìng)方向非標準狀態下化學反應(fǎnyìng)的摩爾自由能變可以用化學反應(fǎnyìng)等溫式計算：△rGm=△rGm+RTlnQ平衡時，△rGm=0，Q=K∴△rGm=-RTlnK此式代入化學反應(fǎnyìng)的等溫方程式，得△rGm=-RTlnK+RTlnQ