化學(xué)反應(yīng)的基本原理

化學(xué)反應(yīng)的基本原理§3.1化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的方向能否向右進(jìn)行？這就是反應(yīng)的方向問題。要由熱力學(xué)第二定律來解決。可以向右進(jìn)行；而Al2O3+C→2Al+CO2卻不能發(fā)生。那么：CO+NO→CO2+N2已知：Fe2O3+C→2Fe+CO2自發(fā)過程：在一定條件下不需任何外力便可自動(dòng)進(jìn)行的過程。例＊水往低處流；＊熱向低溫物體傳遞；＊電流向低電位點(diǎn)流動(dòng)；＊?dú)怏w向低壓處擴(kuò)散。3.1.1化學(xué)反應(yīng)的自發(fā)性自發(fā)過程的共同特點(diǎn)：

單向自發(fā)而不會(huì)自動(dòng)逆轉(zhuǎn)自發(fā)過程都有一定的限度自發(fā)過程都可用來做有用功自發(fā)過程進(jìn)行的趨勢(shì)：自發(fā)地趨向能量最低狀態(tài)自發(fā)地趨向混亂度最大狀態(tài)

混亂度——組成物質(zhì)的質(zhì)點(diǎn)在一個(gè)指定空間區(qū)域排列和運(yùn)動(dòng)的無序程度。3.1.2熵與熵變例1密閉容器中氣體的擴(kuò)散:例2

KMnO4溶液的擴(kuò)散:此二例表明：自發(fā)過程，系統(tǒng)的混亂度增大了。熵

熱力學(xué)中，系統(tǒng)的混亂度是用熵來量度的。

熵是狀態(tài)函數(shù)；熵有絕對(duì)熵(第三定律)。

標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵的單位J.K-1.mol-1

熵值與nB成正比。符號(hào):S

,熱力學(xué)第三定律：絕對(duì)零度時(shí)任何物質(zhì)完美晶體的熵值為0。標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵：單位J.K-1.mol-1

物質(zhì)熵值大小的比較⑴物質(zhì)的熵隨溫度升高而增大；

例：

CS2(l)

J.K-1.mol-1

J.K-1.mol-1⑵同一物質(zhì)在氣態(tài)時(shí)的熵大于液態(tài)，液態(tài)的熵大于固態(tài)；⑶氣態(tài)多原子分子的熵大于單原子分子的熵；N(g)NO(g)NO2(g)153210240⑷壓力對(duì)氣態(tài)物質(zhì)的熵影響較大，壓力越高熵值越?。籓2(g,298K)100kPaSm=205J.K-1.mol-1600kPaSm=190J.K-1.mol-1⑸摩爾質(zhì)量相同的物質(zhì)，結(jié)構(gòu)越復(fù)雜,熵越大；

CH3CH2OH

CH3OCH3（后者的對(duì)稱性好）⑹同系物中摩爾質(zhì)量越大，熵越大。

F2(g)Cl2(g)Br2(g)I2(g)203223245261

熵變的計(jì)算化學(xué)反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵變可按下式計(jì)算：ΔrSm

(298.15K)=ΣBνBSm,B(298.15K)

例題：

計(jì)算合成氨反應(yīng)在298.15K時(shí)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵變。

解:

N2(g)+3H2(g)2NH3(g)Sm

/J.K-1.mol-1191.61130.684192.45

按上式：ΔrSm(298.15K)=ΣBνBSm,B

(298.15K)

得:ΔrSm

(298.15K)=(2×192.45-191.61-3×130.684)J.K-1.mol-1=-198.462J.K-1.mol-1=-

0.198kJ.K-1mol-1.

注意:

ΔrSm

(T)≈ΔrSm(298.15K)

3.1.3吉布斯函數(shù)與反應(yīng)方向的判斷吉布斯提出：判斷反應(yīng)自發(fā)性的標(biāo)準(zhǔn)是：在定溫定壓下，如果某一反應(yīng)無論在理論上或?qū)嵺`上可被利用來做有用功(W′)，則該反應(yīng)是自發(fā)的；如果必須從外界吸收功才能使一個(gè)反應(yīng)進(jìn)行，則該反應(yīng)是非自發(fā)的。

吉布斯定義了一個(gè)體現(xiàn)這種性質(zhì)的函數(shù)G為:G=H-TS

稱吉布斯函數(shù)(自由能)G

是狀態(tài)函數(shù)；絕對(duì)數(shù)值不知；其值與n成正比。單位：J

或kJ

。

用吉布斯函數(shù)判斷反應(yīng)方向的判據(jù)(吉布斯函數(shù)判據(jù))是：ΔG<0

自發(fā)過程

ΔG>0

非自發(fā)過程

ΔG=0

平衡狀態(tài)條件:定溫、定壓、只做體積功

定溫定壓下系統(tǒng)狀態(tài)變化時(shí),吉布斯函數(shù)變?yōu)椋害=ΔH-TΔS

熱力學(xué)能夠證明：

ΔG=Wmax′

此式表明：

系統(tǒng)吉布斯函數(shù)的減少等于系統(tǒng)對(duì)環(huán)境做的最大有用功。所以:ΔG<0

時(shí)反應(yīng)可自發(fā).恒壓下ΔH、ΔS

和T對(duì)反應(yīng)自發(fā)性的影響類

型ΔHΔS

ΔG=ΔH-TΔS反應(yīng)

情況舉例1-+-下皆自發(fā)任何溫度2O3(g)→3O2(g)2+-+任何溫度下非自發(fā)3--高溫為+低溫為-高溫非自發(fā)低溫自發(fā)HCl(g)+NH3(g)→NH4Cl(s)4++高溫為-低溫為+

高溫自發(fā)低溫非自發(fā)CaCO3（g）→CaO(s)+CO2(g)CO(g)→C(s)+O2(g)吉布斯函數(shù)變的計(jì)算⑴標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成吉布斯函數(shù)在指定溫度T時(shí)，由穩(wěn)定單質(zhì)生成1mol物質(zhì)B的標(biāo)準(zhǔn)摩爾吉布斯函數(shù)變稱為物質(zhì)B的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成吉布斯函數(shù)。符號(hào):ΔfGm,B

(T)

單位：kJ.mol-1

某一溫度下，各物質(zhì)處于標(biāo)準(zhǔn)態(tài)時(shí)化學(xué)反應(yīng)的摩爾吉布斯函數(shù)的變化。通式：⑵反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾吉布斯函數(shù)變?chǔ)Gm

(T)=ΣBνBΔfGm,B(T)

單位：kJ.mol-1

符號(hào)：ΔrGm

(T)

例如：對(duì)于2SO2（g）+O2（g）=2SO3（g）在25℃，標(biāo)準(zhǔn)條件下向什么方向進(jìn)行？ΔrGm

={2×(-371.06)-2×(-300.194)}kJ.mol-1

=-141.732kJ.mol-1

答:ΔrGm

<0所以，反應(yīng)向正方向自發(fā)進(jìn)行。

解:ΔfGm,B/kJ.mol-1

-300.1940-371.06

(3)吉-亥方程

任意溫度下標(biāo)準(zhǔn)吉布斯函數(shù)變可按下式近似計(jì)算：ΔrGm

(T)≈ΔrHm(298.15K)-TΔrSm(298.15K)

(4)等溫方程

定溫定壓，任意狀態(tài)下的摩爾吉布斯函數(shù)變?chǔ)Gm(T)與標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下的摩爾吉布斯函數(shù)變?chǔ)Gm

(T)之間有如下關(guān)系:

ΔrGm(T)=ΔrGm

(T)+RTlnПB(pB/p

)νB

式中pB為物質(zhì)B在任意狀態(tài)下的分壓力

式中ПB

與平衡常數(shù)表達(dá)式相同，但pB不是pBeq。aA(g)+bB(g)gG(g)+dD(g)ПB(pB/p

)νB

=

pBeq為平衡狀態(tài)下的分壓力對(duì)于反應(yīng)：例:在25℃,反應(yīng)2SO2（g）+O2（g）=2SO3

(g）

向什么方向進(jìn)行？已知:p(SO3)=1×105Pa，

p(SO2)=0.25×105Pa,

p(O2)=0.25×105Pa。解：按ПB表達(dá)式計(jì)算得：ПB=64，查熱力學(xué)數(shù)據(jù)表算得因此，按等溫方程得：ΔrGm=(-141.73+8.314×10-3×298.15ln64)=-131.42(kJ.mol-1)答：∵ΔrGm

<0∴反應(yīng)正向自發(fā)進(jìn)行。

ΔrGm

=-141.73kJ.mol-1吉布斯函數(shù)判據(jù)的應(yīng)用

若反應(yīng)是在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下進(jìn)行的，此時(shí):

代替ΔrGm(T）<0判斷反應(yīng)的自發(fā)性。反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行的判據(jù)是ΔrGm(T），不

是ΔrGm

(T）。

因此可用ΔrGm

(T）<0ΔrGm(T）=ΔrGm

(T）

例如：制備甲烷的反應(yīng)

CH3OH（l）→CH4（g）+O2（g）在25℃標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下能否自發(fā)進(jìn)行？解：查表得:ΔfGm,B

-166.27-50.720

ΔrGm

=(-50.72+166.27)kJ.mol-1

=115.55kJ.mol-1

答:因?yàn)棣Gm

>0kJ.mol-1所以不能自發(fā)進(jìn)行。

上例可進(jìn)一步計(jì)算：在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下可以自發(fā)進(jìn)行的最低溫度。O2(g)解：

CH3OH（l）→CH4(g)+ΔfHm,B/kJ.mol-1

-238.66-74.810

Sm,B/J.K-1.mol-1126.8186.264205.138

ΔrHm

(298.15K)=163.85kJ.mol-1ΔrSm(298.15K)=162J.K-1.mol-1

計(jì)算可得：TΔrHm(298.15K)ΔrSm(298.15K)

≥T163.85kJ.mol-1162J.K-1.mol-1≥T1011K≥ΔrGm

(T)≈ΔrHm(298.15K)-TΔrSm(298.15K)

≤0

——化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的程度

可逆反應(yīng)進(jìn)行到一定程度時(shí)，系統(tǒng)中反應(yīng)物與生成物的濃度不再隨時(shí)間而改變，反應(yīng)似乎已“停止”。系統(tǒng)的這種表面上靜止的狀態(tài)叫做化學(xué)平衡狀態(tài)。

化學(xué)平衡是一種動(dòng)態(tài)平衡。平衡時(shí)，正、逆反應(yīng)速率相等?！?.2化學(xué)平衡3.2.1平衡常數(shù)1、平衡常數(shù)（K）

1）經(jīng)驗(yàn)平衡常數(shù)可逆反應(yīng)：aA+bB

?cC+dD若在溶液中，平衡時(shí)的濃度分別為[A]

,Kc

為濃度平衡常數(shù)若均為氣體，且在溫度為T(K)時(shí)達(dá)到平衡：

其中，[PA]等為平衡分壓，

Kp

為壓力平衡常數(shù)

Kp、Kc

可由實(shí)驗(yàn)測(cè)定，稱之為經(jīng)驗(yàn)平衡常數(shù)注：（）中的為起始濃度；[]中的為平衡濃度。

?

在一定溫度下，Kc

為常數(shù)

?

測(cè)定平衡時(shí)各組分的濃度（或分壓），通過平衡常數(shù)表達(dá)式，可求出K.例:

H2(g)+I2(g)?2HI(g)

2）標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)（K

)：例如：N2(g)+3H2(g)=2NH3(g)平衡壓力：4.1712.523.57(106kPa)

無量綱量，數(shù)值上與經(jīng)驗(yàn)平衡常數(shù)往往不同。

對(duì)于溶液中的反應(yīng)，標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)表示為：是無量綱量，與經(jīng)驗(yàn)平衡常數(shù)數(shù)值相同對(duì)于一個(gè)化學(xué)反應(yīng)：

0=ΣBνBB

K=ΠB(pBeq/p

)νB

標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)為：3）書寫平衡常數(shù)時(shí)應(yīng)注意的事項(xiàng)：（1）反應(yīng)式的書寫不同，平衡常數(shù)值不同。例如：273k時(shí)，

反應(yīng)N2O4(g)=2NO2(g)=0.36反應(yīng)2NO2(g)=N2O4(g)=1/0.36=2.78反應(yīng)NO2(g)=0.5N2O4(g)=(1/0.36)0.5=1.7（2）純液體、純固體參加反應(yīng)時(shí)，其濃度（或分壓）可認(rèn)為是常數(shù)，均不寫進(jìn)平衡常數(shù)表達(dá)式中。

Fe3O4(s)+4H2(g)=3Fe(s)+4H2O(g)Cr2O72-(aq)

+H2O(l)=2CrO42-(aq)

+2H+(aq)

（3）多相平衡的平衡常數(shù)MnO2(s)+4H+(aq)+2Cl－(aq)=Mn2+(aq)+Cl2(g)

+2H2O(l)

（4）多重平衡規(guī)則：

若:反應(yīng)1=反應(yīng)2+反應(yīng)3

則：K1=K2.K3

G是狀態(tài)函數(shù)，具加合性=+-RTln=-RTln–RTln

ln=ln+ln

若干反應(yīng)方程式相加（減）所得到的反應(yīng)的平衡常數(shù)為這些反應(yīng)的平衡常數(shù)之積（商）。已知:SO2(g)+O2(g)NO2(g)?NO(g)++)則:

SO2(g)+NO2(g)SO3(g)+NO(g)如,O2(g)K2=0.012

=20×0.012=0.24K

=K1.K2

SO3(g)

K1=20

??4)關(guān)于平衡常數(shù)的討論（1）平衡常數(shù)的物理意義：（2）平衡常數(shù)的性質(zhì)：

K值越大，反應(yīng)向正方（右）進(jìn)行得越徹底；

K

值不隨濃度(分壓)而變化，但受溫度影響；

根據(jù)化學(xué)反應(yīng)等溫方程：ΔrGm(T)=ΔrGm

(T)+RTlnQ

當(dāng)反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)時(shí)ΔrGm(T)=0，Q

=K

于是有：

0=ΔrGm

(T)+RTlnK

則

ΔrGm

(T)=-RTlnK

3.2.2平衡常數(shù)與Gibbs函數(shù)變

是溫度T(K)時(shí)，反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾Gibbs函數(shù)變?？刹楸碛?jì)算得到?？捎晒接?jì)算：化學(xué)反應(yīng)等溫式1.與例：分別計(jì)算在298K和673K時(shí)反應(yīng)

N2(g)+3H2(g)=2NH3(g)

的平衡常數(shù)。解：298K時(shí)，673K時(shí)，=2×192.51-191.49-3×130.6=-198.3(J·mol-1

·K-1)討論:合成氨是(-,-)型反應(yīng),

低溫自發(fā)，高溫非自發(fā)。298K時(shí)反應(yīng)很徹底；673K時(shí)反應(yīng)進(jìn)行的程度較小。2.非標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下化學(xué)反應(yīng)的方向：

化學(xué)反應(yīng)等溫式：

Q：反應(yīng)商

如：3H2(g)+N2(g)=2NH3(g)在非標(biāo)態(tài)、指定溫度下

Q/K

<1G<0正向自發(fā)

Q/K

>1

G>0正向非自發(fā)

Q/K

=1G=0

處于平衡=-2.303RTlg

K

+2.303RTlgQ當(dāng)=0時(shí)，體系處于平衡狀態(tài)，又：則：Q與K的關(guān)系及反應(yīng)的方向例12000°C時(shí)，下列反應(yīng)的=9.8×10-2

N2(g)+O2(g)=2NO(g)

判斷在下列條件下反應(yīng)進(jìn)行的方向：

(kPa)①82.182.11.00②5.15.11.6③2.0×1035.1×1034.1×103解：①=（0.0100)2/(0.821)(0.821)=1.48×10-4=(1.48×10-4)/9.8×10-2

<1

正向自發(fā)②Qp=9.8×10-2

=1

平衡③Qp=1.6=1.6/9.8×10-2

>1

正向非自發(fā)例2由MnO2(s)和HCl

制備Cl2(g)的反應(yīng)有關(guān)物質(zhì)的:

MnO2(s)+4H+(aq)+2Cl－(aq)=Mn2+(aq)+Cl2(g)

+2H2O(l)

-465.20-131.3-228.00-237.2解：①問：①標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下、298K時(shí)，反應(yīng)能否自發(fā)？

②若用12.0的HCl，其它物質(zhì)仍為標(biāo)態(tài)，298K時(shí)，反應(yīng)能否自發(fā)？=[-228.0+2×(-237.2)]-[(-465.2)+2×(-131.3)]=25.4(kJ·mol-1)>0標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下該反應(yīng)非自發(fā)②

=25.4+2.303×8.314×10-3×298×(-6.47)=-11.5(kJ·mol-1

)<0

反應(yīng)自發(fā)根據(jù)：一些反應(yīng)在標(biāo)準(zhǔn)態(tài)下不能進(jìn)行，但在非標(biāo)準(zhǔn)態(tài)下可以進(jìn)行

根據(jù)實(shí)踐經(jīng)驗(yàn)，一般認(rèn)為：①

≤

-40

kJ/molK≥10+7

反應(yīng)自發(fā)、完全②≥

+40kJ/molK≤10–7反應(yīng)不可能③

-40

≤≤+4010–7≤K≤10+7可通過改變條件來促進(jìn)反應(yīng)進(jìn)行

能否用標(biāo)準(zhǔn)態(tài)下的數(shù)據(jù)來判斷非標(biāo)態(tài)下的反應(yīng)？（即用來代替）例3

某反應(yīng)A(s)=B(g)+C(s)

的=40.0kJ/mol

(1)計(jì)算該反應(yīng)在298K下的

(2)當(dāng)B的分壓降為1.00×10-3kPa

時(shí)，正向反

應(yīng)能否自發(fā)進(jìn)行？=-40.0/2.303×8.314×10-3×298=-7.023=9.48×10-8

1.00×10-7解:(1)(2)當(dāng)B的分壓降為1.00×10-3kPa

時(shí),反應(yīng)

A(s)=B(g)+C(s)

=2.303×8.314×10-3×298×lg(1.00×10-5/9.48×10-8)=11.5kJ/mol>0非自發(fā)Qp=PB/P

=(1.00×10-3)/100=1.00×10-5

Q改變5個(gè)數(shù)量級(jí)，仍不能改變反應(yīng)的方向用標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下的數(shù)據(jù)來判斷非標(biāo)態(tài)下的反應(yīng)：當(dāng)-40kJ/mol≥≥+40kJ/mol時(shí)，主要由來決定。

一切平衡都是相對(duì)的、有條件的。當(dāng)原來建立平衡的條件發(fā)生變化時(shí)，原平衡狀態(tài)被破壞，經(jīng)過一段時(shí)間之后，便會(huì)建立起適合于新條件的新的平衡。

由于外界條件的改變而使可逆反應(yīng)從一種平衡狀態(tài)向另一種平衡狀態(tài)轉(zhuǎn)化的過程叫做化學(xué)平衡的移動(dòng)。3.2.3化學(xué)平衡的移動(dòng)3.2.3

化學(xué)平衡的移動(dòng)條件改變使平衡態(tài)變化：濃度、壓力、和溫度1.濃度對(duì)化學(xué)平衡的影響在一定溫度下，K

是定值，Q可變化

例如：H2(g)+I2(g)=2HI(g)

713K時(shí)，==50.3H2和I2

化合的反應(yīng)商Q和反應(yīng)的方向狀態(tài)起始濃度(mol/dm3)(H2)(I2)(HI)QQ與K自發(fā)反應(yīng)方向轉(zhuǎn)化率(%)*H2,I2（1）1.001.001.001.00Q<K正向6767（2）1.001.000.0011.0×10-6Q<K正向7878（3）0.220.221.5650.3Q=K平衡00（4）0.220.22

2.56135Q>K逆向（5）1.220.221.569.07Q<K正向1373

*轉(zhuǎn)化率()=（反應(yīng)掉的量/起始量）×100%結(jié)論：1Q/K的比值，決定反應(yīng)進(jìn)行的方向；

2Q與K的差距，預(yù)示了平衡移動(dòng)的多少；

3增加一種反應(yīng)物的濃度，可提高另一種反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率；2.壓力對(duì)平衡的影響（此時(shí)溫度不變，因而K

為定值）

在反應(yīng)系統(tǒng)中提高某反應(yīng)物的分壓(濃度)，則：(1)分壓力（濃度）的影響：

Q<K

平衡向右移動(dòng)(正方向自發(fā))

Q>K

平衡向左移動(dòng)(逆方向自發(fā))

總壓的改變將同等程度地改變各組分氣體的分壓力，因此平衡移動(dòng)的方向?qū)Q定于各組份氣體計(jì)量數(shù)的代數(shù)和。即，總壓力增加時(shí):

ΣBνB<0

的反應(yīng)，平衡右移；

ΣBνB>0

的反應(yīng)，平衡左移；

ΣBνB=0

的反應(yīng)，平衡不受的影響。(2)總壓力的影響：例如：N2(g)+3H2(g)

2NH3(g)

ΣBνB<0C(s)+O2(g)

2CO(g)

ΣBνB>0CO(g)+H2O(g)

CO2(g)+H2(g)

ΣBνB=0增加總壓力，使反應(yīng)1正向移動(dòng)；使反應(yīng)2逆向移動(dòng)；不能使反應(yīng)3移動(dòng)。壓力對(duì)化學(xué)平衡的影響

壓力對(duì)反應(yīng)H2(g)+I2(g)=2HI(g)無影響對(duì)于反應(yīng)如N2O4(g)=2NO2(g)增加壓力，平衡向氣體計(jì)量系數(shù)減小的方向移動(dòng)。物質(zhì)的狀態(tài)及其反應(yīng)前后量的變化壓力的影響固相可忽略液相可忽略氣相反應(yīng)前后計(jì)量系數(shù)相同無氣相反應(yīng)前后計(jì)量系數(shù)不相同有例已知在325K與100kPa時(shí)，N2O4(g)2NO2(g)反應(yīng)中，N2O4的摩爾分解率為50.2%。若保持溫度不變，壓力增加為1000kPa時(shí)，N2O4的摩爾分解率為多少？

解：設(shè)有1molN2O4,它的分解率為

，則

N2O4(g)2NO2(g)起始n1.00平衡n

1.0-2平衡時(shí)n總=(1.0-)+2=1+設(shè)平衡時(shí)總壓力為p，那么當(dāng)p=100kPa

時(shí)，p/p

=1.00,=0.502,=1.35p=1000kPa

時(shí)，p/p

=10.00,=1.35，

=0.181

<0.5023.溫度對(duì)化學(xué)平衡的影響濃度、壓力變化，平衡常數(shù)K不變；溫度變化，K改變。設(shè)T1時(shí)的平衡常數(shù)為

T2時(shí)的平衡常數(shù)為或Van'tHoff方程式對(duì)Van‘tHoff方程式的討論判斷：（1）當(dāng)

H<0（放熱反應(yīng)），T(T2T1),<（2）當(dāng)

H>0（吸熱反應(yīng)），T(T2T1),>即：升高溫度，平衡向吸熱方向移動(dòng)降低溫度，平衡向放熱方向移動(dòng)利用Van‘tHoff方程式：（1）已知

H

時(shí)，從

T1、求T2

時(shí)的（2）求

H

（當(dāng)已知不同溫度下的值時(shí)）勒·夏特里（LeChatelier)原理：

改變平衡體系的外界條件時(shí)，平衡向著削弱這一改變的方向移動(dòng)。（也稱為化學(xué)平衡移動(dòng)原理）。濃度：增加反應(yīng)物濃度，平衡向生成物方向移動(dòng)；壓力：增加壓力，平衡向氣體計(jì)量系數(shù)減小方向移動(dòng)；溫度：升高溫度，平衡向吸熱方向移動(dòng)。3呂.查德里原理

假如改變平衡系統(tǒng)的條件（如濃度、溫度、壓力）之一，平衡就將向減弱這個(gè)改變的方向移動(dòng)?；瘜W(xué)平衡（小結(jié)）

中心是平衡常數(shù)K1.表達(dá)式，K與Q的異同；

平衡狀態(tài)與起始狀態(tài)

2.K的計(jì)算:

①實(shí)驗(yàn)法；

②熱力學(xué)計(jì)算

③多重平衡中K的計(jì)算

3.K的應(yīng)用

①反應(yīng)限度的判斷；

②物質(zhì)濃度或分壓的計(jì)算

化學(xué)反應(yīng)的限度K反映了在給定溫度下，反應(yīng)的限度。K值大，反應(yīng)容易進(jìn)行。一般認(rèn)為，（1）K10+7

反應(yīng)徹底（2）K10-7

反應(yīng)不能進(jìn)行（3）10+7K10-7反應(yīng)一定程度進(jìn)行反應(yīng)程度受濃度、壓力、等條件的影響?？赏ㄟ^實(shí)驗(yàn)條件促進(jìn)平衡的移動(dòng)?；瘜W(xué)反應(yīng)方向的判據(jù)（非標(biāo)態(tài)任意指定溫度下）

G<0=0>0正向自發(fā)平衡正向非自發(fā)特例：(1)標(biāo)態(tài)、298K時(shí),查表

(2)標(biāo)態(tài)、任意指定溫度下,計(jì)算：Q/K

<1,Q<K

=1,Q=K

>1,Q>K

正向自發(fā)平衡正向非自發(fā)<

–40kJ/mol>

+40kJ/mol二者之間時(shí)，用

GT或Q/K

判斷正向自發(fā)正向非自發(fā)K

10+710–7二者之間時(shí)，用

GT或Q/K

判斷正向自發(fā)正向非自發(fā)例如:反應(yīng)2SO2+O2==2SO3

在25℃時(shí)

解：

ΠB=64<K,反應(yīng)正向進(jìn)行。

p(SO3)=1×105Pa,

p(SO2)=0.25×105Pa,

p(O2)=0.25×105Pa，反應(yīng)向什么方向進(jìn)行？已知:K=6.72×1024，

§3.3化學(xué)反應(yīng)速率3.3.1化學(xué)反應(yīng)速率的表示方法1.定容反應(yīng)的反應(yīng)速率如果體積不變對(duì)于化學(xué)反應(yīng):對(duì)于一般的化學(xué)反應(yīng)：

aA+bByY+zZ對(duì)于定容的氣相反應(yīng)2.平均速率與瞬時(shí)速率①平均速率某一有限時(shí)間間隔內(nèi)濃度的變化量。40℃5.00mlCCl4中N2O5的分解速率:例：2N2O5(CCl4)2N2O4(CCl4)+O2(g)t1=0sc1(N2O5)=0.200mol·L-1

t2=300sc2(N2O5)=0.180mol·L-1②瞬時(shí)速率時(shí)間間隔Δt趨于無限小時(shí)的平均速率的極限。為導(dǎo)數(shù)，它的幾何意義是c-t曲線上某點(diǎn)的斜率。例如2700s時(shí)的瞬時(shí)速率：A點(diǎn)的斜率=如，一個(gè)一般的化學(xué)反應(yīng)：

aA+bB=gG+dD

化學(xué)反應(yīng)速率為：其單位為：mol

dm-3

s-1。3.3.2反應(yīng)機(jī)理化學(xué)反應(yīng)所經(jīng)歷的途徑稱為反應(yīng)機(jī)理，或反應(yīng)歷程。基元反應(yīng)與非基元反應(yīng)

一