Reaction Heat, Directions and Limit of Chemical Reactions 第六章 化学反应热及反应的方向和限度 Reaction Heat, Directions and Limit of Chemical Reactions

内容提要 热力学系统和状态函数 系统与环境 状态函数与过程 热和功 能量守恒和化学反应热 热力学能和热力学第一定律 系统的焓变和反应热效应 反应进度、热化学方程式与标准态 Hess定律和反应热的计算

内容提要 熵和Gibbs自由能 自发过程的特征及判据 系统的熵 系统的Gibbs自由能 化学平衡 化学反应的限度与平衡常数 化学平衡的移动 反应耦合与生物体内的化学平衡

教学基本要求 掌握体系、环境、状态函数、平衡态和过程等热力学基本概念； 掌握热力学能、焓、功、热、恒压（容）反应热效应的定义和热力学第一定律的基本内容； 掌握标准摩尔生成焓、标准摩尔燃烧焓的定义； 掌握熵的定义和熵增原理的基本内容； 掌握Gibbs自由能的概念、Gibbs公式和标准摩尔生成Gibbs自由能；

教学基本要求 掌握标准平衡常数的表达方式和意义，熟悉实验平衡常数； 掌握化学反应等温方程式并能判断反应的方向和限度； 掌握浓度、压力和温度对化学平衡的影响以及相应的计算，了解Le Chatelier规律； 掌握计算化学反应的Gibbs自由能变的方法； 掌握盖斯定律的基本内容并会计算反应的热效应；

教学基本要求 熟悉反应进度、热化学方程式和标准态等概念的规定； 熟悉自发过程的基本特点； 了解可逆过程的基本特点； 了解Gibbs自由能变与非体积功的关系； 了解热力学第三定律和规定熵； 了解多重平衡、反应偶合和生物体内的化学平衡。

第一节 热力学系统和状态函数 一、系统和环境 系统：划作研究对象的一部分物质。 环境：系统以外与系统密切有关的部分。 系统 系统 环境

第一节 热力学系统和状态函数 3. 热力学系统分类： 系统 与环境之间的 物质交换 能量交换 开放系统 √ 封闭系统 × 隔离系统

第一节 热力学系统和状态函数 二、 状态函数与过程 二、 状态函数与过程 状态(State)： 系统的所有的 物理性质和化学性质的综合体现，这些性质都是宏观的物理量。如温度、压力、体积、物质的量等都具有确定的数值且不随时间变化，系统就处在一定的状态。 状态函数(State Function) ：描述系统状态的物理量 。如：气体系统: p ,V , n , T… 描述状态函数联系的函数表达式称为状态方程。 如： 理想气体状态方程：pV=nRT

第一节 热力学系统和状态函数 状态函数分类： 广度性质( Extensive Property )：这 类性质具有加和性，如体积，物质的量 等。 强度性质( Intensive Property ) ：这些性质 没有加和性，如温度、压力等。 例如50℃的水与50℃的水相混合水的温度 仍为50℃。

第一节 热力学系统和状态函数 状态函数的特性： 系统的状态一定，状态函数的值就一定。 系统的状态改变，状态函数的值可能改变，但状态函数的变化值只取决于始态和终态，而与变化过程无关。 △U＝U2 － U1 循环过程状态函数的变化值为0。△U＝0 平衡态是指系统所有的性质都不随时间改变的状态。

第一节 热力学系统和状态函数 5. 热力学常见的过程 (process) 等温过程(isothermal process) :△T = 0 等压过程(isobaric process) :△p = 0 等容过程(isovolumic process) :△V = 0 循环过程(cyclic process) :体系中任何状态函数的改变值均 = 0 绝热过程(adiabatic process): Q=0

第一节 热力学系统和状态函数 三、热与功(heat and work) 热(Q)：系统和环境之间由于温度不同而交换的能量形式。 特点: Q, W 均不是状态函数，与过程有关。

第一节 热力学系统和状态函数 例如：辛烷的完全燃烧 C8H18(辛烷) + 25/2 O2 8CO2 + 9 H2O

第一节 热力学系统和状态函数 4. 热力学规定： 系统向环境放热，Q < 0 ； 系统从环境吸热，Q > 0 ； 系统对环境作功，W < 0 ； 系统从环境得功，W > 0 (环境对系统作功) 要点：从系统角度使系统能量升高为正，反之为负。

第一节 热力学系统和状态函数 5. 体积功和非体积功 W = We + Wf We ：体积功或膨胀功，Wf ：非体积功 体积功计算: W = -F×l = -p外×A×l = -p外ΔV

第一节 热力学系统和状态函数 6. 可逆过程(reversible process)与最大功 ★可逆过程是经过无限多次的微小变化和无限长的时间完成的，可逆过程中的每一步都无限接近于平衡态。 ★经过可逆循环，系统复原，环境也同时复原。 ★等温可逆过程系统对外作功最大。

第一节 热力学系统和状态函数 6. 可逆过程(reversible process)与最大功 400kPa , 1L , 273K 设理想气体经过三种途径膨胀，其体积功分别为： 400kPa , 1L , 273K 100kPa , 4L , 273K

第一节 热力学系统和状态函数

第一节 热力学系统和状态函数 一次膨胀，p外＝100kPa ，We= -p外ΔV = -300J 两次膨胀，p外为200、100kPa, We = -400J 可逆膨胀（无限多次膨胀） We = -560J 结论：以上结果说明功不是状态函数，它的数值与所经历的过程有关。等温可逆过程系统对外作功最大。

第二节 能量守恒和化学反应热 一 、热力学能和热力学第一定律 1.热力学能（internal energy , U），又称内能 。 系统内部能量的总和。包括：动能；势能；核能等，不包括系统整体的动能和势能。 2. 说明： 热力学能是状态函数：状态一定， U一定。 热力学能属广度性质：能量都具有加和性。 热力学能的绝对值无法确定：微观粒子运动的复杂性。

第二节 能量守恒和化学反应热 3. 热力学第一定律 △U = U2 - U1 = Q + W ★ U是状态函数，Q、 W不是状态函数 3. 热力学第一定律 △U = U2 - U1 = Q + W ★ U是状态函数，Q、 W不是状态函数 ★只要始态和终态一定，不同过程的Q或 W的数值可以不同，但 Q＋W，即△U一样。

第二节 能量守恒和化学反应热 4.系统的热力学能变化与等容热效应 ΔU = Qv + W = Qv - pV 式中，Qv表示等容反应热。 Qv = ΔU 即等容反应热等于系统的内能变化。 系统热力学能的绝对值无法确定，但它的改变量可以用等容反应热来量度。

U2 – U1 = Qp － p外(V2-V1) = Qp – p2V2 + p1V1 第二节 能量守恒和化学反应热 二、系统的焓变和反应热效应 等压、不做非体积功条件下 ΔU = U2 – U1 = Qp + W = Qp － p外ΔV 式中， Qp 表示等压反应热。 U2 – U1 = Qp － p外(V2-V1) = Qp – p2V2 + p1V1 (U2+ p2 V2) － (U1+ p1V1) = Qp 令 H = U + pV 则有 H2 – H1 =Qp 即 H =Qp

第二节 能量守恒和化学反应热 1. 焓(enthalpy) H = U +pV ★ H是状态函数，广度性质，没有直观物理意义； ★ H的绝对值无法确定，但可确定：H =Qp ★常用H来表示等压反应热 △H > 0 表示反应是吸热反应 △H < 0 表示反应是放热反应

第二节 能量守恒和化学反应热 2. 反应热效应 等压反应中 △H = △U+ p△V 又 QP = QV + p△V ★ 涉及气体反应， p△V = △n(RT) △H = △U + △n(RT) ； ★ 仅涉及液体和固体的反应，△V≈0， △H = △U ，QP= QV

第二节 能量守恒和化学反应热 三 、反应进度、热化学方程式与标准态 1. 反应进度(，单位mol)：反应进行的程度 化学反应 aA + bB = dD + eE 定义： ★ nJ(0)：反应开始，=0时J的物质的量， ★ nJ()：反应t时刻，反应进度为时J的物质的量； ★ υJ：物质J的化学计量数，反应物υJ为负值（如υE = -e ）；对于产物υJ为正值。

第二节 能量守恒和化学反应热 例 10.0molH2和5.0molN2在合成塔中混合后经过一定时间，反应生成2.0molNH3，反应式可写成如下两种形式： (1) N2 + 3H2 = 2NH3 (2) 1/2 N2 + 3/2 H2 = NH3 分别按(1)和(2)两种方程式求算此反应的 。

第二节 能量守恒和化学反应热 解： 反应在不同时刻各物质的量（mol）为： n(N2) n(H2) n(NH3) t=0 ξ= 0 时 5.0 10.0 0 t=t ξ=ξ时 4.0 7.0 2.0 按方程式(1)求ξ：

第二节 能量守恒和化学反应热 按方程式(2)求ξ：

第二节 能量守恒和化学反应热 结论： 注意： 求算 时必须写出具体的反应方程式。 ★对于同一反 应方程式， 的值与选择何种物质来求算无关。 ★反应式写法不同，或者说化学反应的基本单元定义不同，反应进度也不同。 注意： 求算 时必须写出具体的反应方程式。

第二节 能量守恒和化学反应热 2. 热化学方程式(Thermodynamical Equation)： 3. 化学反应热效应： 标明了物质状态、反应条件和热效应的化学方程式称为热化学方程式。 3. 化学反应热效应： 当产物与反应物温度相同时，化学反应过程 中吸收或放出的热量变化。

第二节 能量守恒和化学反应热

第二节 能量守恒和化学反应热 4. 的意义 ★ ΔH：等压反应热(或焓变)； ★ r： 表示反应(reaction)； 4. 的意义 ★ ΔH：等压反应热(或焓变)； ★ r： 表示反应(reaction)； ★ m：表示反应进度为1mol的反应热； ★ T：反应温度；温度为298.15K时可省略； ★ O：表示标准态，即此反应热是在标准状态下的数值,物质所处的状态不同，反应热效应的大小也不同。

第二节 能量守恒和化学反应热 5. 热力学标准态 在温度T和标准压力po(100kPa)下物质的状态。 ★气体：压力（分压）为标准压力的纯理想气体； ★纯液体(或纯固体)： 标准压力下的纯液体(或纯固体)。 ★溶液：标准压力下，溶质浓度为1mol·L-1 或质量摩尔浓度为1mol·kg-1的理想稀溶液。生物系统标准态的规定为温度37℃，氢离子的浓度为10-7 mol·L-1 。 ★标准态未指定温度。IUPAC推荐298.15K为参考温度。

第二节 能量守恒和化学反应热 6. 热化学方程式的正确书写： ★必须写出完整的化学反应计量方程式， ★要标明参与反应的各种物质的状态， 用g，l和s分别表示气态、液态和固态， 用aq表示水溶液(aqueous solution)。 如固体有不同晶型，还要指明是什么晶型。 ★要标明温度和压力。标态下进行的反应要标 “O”。 298.15K下进行的反应可不标明温度 ★要标明相应的反应热。

第二节 能量守恒和化学反应热 四、 Hess定律和反应热的计算 2. Hess定律的意义 1. Hess定律： 在封闭系统内无非体积功的条件下发生的化学反应，不管此反应是一步完成还是分几步完成，其等容（或等压）热效应都相同。 2. Hess定律的意义 ★预言尚不能实现的化学反应的反应热。 ★计算实验测量有困难的化学反应的反应热。

第二节 能量守恒和化学反应热 由已知的热化学方程式计算反应热 例 已知在298.15K下，下列反应的标准摩尔焓变 C(gra) + O2(g) = CO2(g) CO(g) + O2(g) = CO2(g) 求：(3)C(gra) + O2(g) = CO (g) 的 。

第二节 能量守恒和化学反应热 解： C(gra) + O2(g) CO2(g) CO(g) + O2(g) 由Hess定律: + = = - (1) （3） （2） CO(g) + O2(g) 由Hess定律: + = = - =（-393.5) - (-282.99) = -110.51 kJ﹒mol-1

第二节 能量守恒和化学反应热 - = Hess定律可以看成是“热化学方程式的代数加减法”： 反应方程式相加减，则反应热相加减。 C(gra) + O2(g) = CO2(g) CO(g) + O2(g) = CO2(g) C(gra) + O2(g) = CO (g) 反应(3)＝反应(1) - 反应(2) = -

第二节 能量守恒和化学反应热 由已知的热化学方程式计算反应热 I III II

第二节 能量守恒和化学反应热 ★“同类项”(即物质和它的状态均相同)可以 合并、消去， ★移项后要改变相应物质的化学计量系数的 符号。 ★ 若反应式乘以系数，则反应热也要乘以相 应的系数。

第二节 能量守恒和化学反应热 由标准摩尔生成焓计算反应热 标准摩尔生成焓：在标准压力和指定的温度T下由稳定单质生成1mol该物质的焓变。 符号：Δf HmO 单位：kJ ·mol-1 规定：稳定单质的Δf HmO为零。如碳的稳定单质指定是石墨而不是金刚石。 例：Ag(s)+1/2Cl2(g)→AgCl(s), ΔrHmO= -127 kJ·mol-1 Δf HmO [AgCl(s)]= ΔrHmO= -127 kJ·mol-1

第二节 能量守恒和化学反应热 由标准摩尔生成焓计算反应热 最稳定单质 (产物) 产物 (反应物) 反应物

例：试用标准摩尔生成焓计算其标准摩尔反应热 C6H12O6(s)+6O2(g) →6CO2(g)+6H2O(l) 第二节 能量守恒和化学反应热 例：试用标准摩尔生成焓计算其标准摩尔反应热 C6H12O6(s)+6O2(g) →6CO2(g)+6H2O(l) 解：查表得:Δf Hmo[C6H12O6(s)]= -1274.5 kJ·mol-1 Δf Hmo[CO2(g)]= -393.51kJ·mol-1 Δf Hmo[H2O(l)]= -285.83 kJ·mol-1 ΔrHmo= 6 Δf Hmo[CO2(g)] + 6Δf Hmo[H2O(l)] -Δf Hmo[C6H12O6(s)] - 6Δf Hmo[O2(g)] = -2801.6 KJ·mol-1

第二节 能量守恒和化学反应热 由标准摩尔燃烧焓计算反应热 在标准压力和指定的温度T下由1mol物质完全燃烧(或完全氧化)生成标准态的稳定产物时的反应热称为该物质的标准摩尔燃烧焓。 “完全燃烧”或“完全氧化”是指化合物中的C元素氧化为CO2(g)、H元素氧化为H2O(l)、S元素氧化为SO2(g)、N元素变为N2(g)及卤族元素X变为HX(aq)。

CH3CHO(l)+H2(g)= CH3CH2OH (l) 第二节 能量守恒和化学反应热 由标准摩尔燃烧热计算反应热公式为： 例：已知在298.l5K，标准状态下乙醛加氢形成乙醇的反应为： CH3CHO(l)+H2(g)= CH3CH2OH (l) 此反应的反应热较难测定，试利用标准摩尔燃烧热计算其反应热 。

第三节 熵和Gibbs自由能 一、 自发过程的特征 自发过程(spontaneous process)：不需要任何外力推动就能自动进行的过程。 Ep=mgh C +O2=CO2

第三节 熵和Gibbs自由能 2. 基本特征： ★过程单向性：自动地向一个方向进行，不会自动地逆向进行。 ★具有作功的能力：作功能力实际上是过程自发性大小的一种量度。 ★有一定的限度：进行到平衡状态时宏观上就不再继续进行。

第三节 熵和Gibbs自由能 二、自发过程的判据 自发过程的判据有能量因素和熵，系统能量降低(即ΔH＜0）是自发过程的一个判据，系统混乱度增大是自发过程的另一种判据。 发生在孤立系统内的过程，由于没有物质和能量的交换，混乱度将是唯一的判断根据。

第三节 熵和Gibbs自由能 二、 系统的熵 1. 熵(entropy)：系统混乱度的量度。 符号：S。 ★ 系统的混乱度越大，熵值越大。 二、 系统的熵 1. 熵(entropy)：系统混乱度的量度。 符号：S。 ★ 系统的混乱度越大，熵值越大。 ★ 熵是状态函数。 ★ 熵是广度性质。

第三节 熵和Gibbs自由能 2. 热力学第三定律： 热力学规定纯净物质的完整晶体(无任何缺陷和杂质)，在绝对零度（K）质点的排列和取向都一致时熵值为零。 “热力学温度0K时，任何纯物质的完整晶体的熵值为零”。

第三节 熵和Gibbs自由能 3. 规定熵(conventional entropy)： 熵值以T=0K时，S=0为比较标准而求算出的。 ★标准摩尔熵(standard molar entropy)： 在标准状态下1mol物质的规定熵。 符号： Smo，单位：J·K-1·mol-1。 ★注意： 稳定单质的Δf Hmo为零 , 稳定单质的Smo不为零。 水合离子的Smo ，是以水合H+离子的标准摩尔熵值为零的规定基础上求得的相对值。

Smo(气态) ＞ Smo(液态)＞ Smo(固态) 第三节 熵和Gibbs自由能 4. Smo的变化规律： ★同一物质的不同聚集态， Smo(气态) ＞ Smo(液态)＞ Smo(固态) ★气体物质有Smo(低压) ＞ Smo(高压)，压力对固态和液态物质的熵影响不大 。 ★对同一种物质，温度升高，熵值加大。 ★不同物质的混合过程总有ΔSmix＞0

第三节 熵和Gibbs自由能 5. 熵变（△S）的计算 运用“热化学方程式的代数加减法”进行计算 ; I III II

第三节 熵和Gibbs自由能 5. 熵变（△S）的计算 由Smo计算△r Smo 由于熵是广度性质，因此计算时要注意乘以反应式中相应物质的化学计量系数。

第三节 熵和Gibbs自由能 6. 熵增加原理 孤立系统的任何自发过程中，系统的熵总是增加的（热力学第二定律）直至平衡态时熵值最大。 6. 熵增加原理 孤立系统的任何自发过程中，系统的熵总是增加的（热力学第二定律）直至平衡态时熵值最大。 ΔS 孤立 ≥ 0 ΔS 孤立 ＞ 0 自发过程， ΔS 孤立 ＝ 0 系统达到平衡。

第三节 熵和Gibbs自由能 6. 熵增加原理

6. 熵增加原理

第三节 熵和Gibbs自由能 6. 熵增加原理 如果环境和系统一起构成一个新系统，这个新系统可以看成孤立系统，则： 6. 熵增加原理 如果环境和系统一起构成一个新系统，这个新系统可以看成孤立系统，则： ΔS总= ΔS 系统 +ΔS 环境 ≥ 0 化学反应自发性熵判据： ΔS总 ＞ 0 自发过程； ΔS总 < 0 非自发过程，其逆过程自发； ΔS总 = 0 平衡。

第三节 熵和Gibbs自由能 ∴ 三 、系统的Gibbs自由能 用Gibbs自由能判断化学反应方向 设可逆过程环境从系统吸热Qr环境 又，等温等压： Qr系统 = ΔH系统 ∴ 而自发过程 ΔS总= ΔS 系统 +ΔS 环境 > 0 即有

第三节 熵和Gibbs自由能 三 、系统的Gibbs自由能 用自由能判断化学反应方向 由于都是系统的变化，略去下标“系统” ΔH - TΔS < 0 令 G = H – TS 由于等温， ΔH - TΔS =ΔH-Δ(TS) = ΔG 则有 ΔG < 0 此即等温、等压、Wf = 0条件下化学反应自发进行的自由能判据。

第三节 熵和Gibbs自由能 Gibbs自由能 定义式： G = H – TS G是状态函数， 广度性质，无法测绝对值 自由能的减少等于系统等温等压下作最大非体积功(可逆过程)，即 ΔG = Wf,最大 系统作功，Wf,最大< 0；非可逆自发过程有 ΔG = Wf,最大 < Wf 若系统不作非体积功，Wf = 0，则 ΔG < 0

第三节 熵和Gibbs自由能 3. Gibbs方程 ΔG = ΔH - TΔS 此式是著名的Gibbs方程。化学反应自发性的两个因素：能量(ΔH)及混乱度(ΔS)完美地统一起来。 △H △S 自发反应的条件 - + 任何温度， △G<0 低温， △G<0 高温， △G<0 任何温度非自发

第三节 熵和Gibbs自由能 4.自由能变的计算 由已知的化学方程式计算△rGmo I III II

第三节 熵和Gibbs自由能 用标准摩尔生成自由能计算298.15K下的△rGmo 标准摩尔生成自由能： 在标准状态下由最稳定单质生成1mol物质B时的自由能。符号： △fGmo ，单位：kJ﹒mol-1。 稳定单质的标准摩尔生成自由能为零。 计算反应的自由能变

第三节 熵和Gibbs自由能 运用Gibbs方程计算△rGmo 用标准摩尔生成自由能只能计算298.15K下的△rGmo，非室温可用Gibbs方程计算△rGmo 注意到△rHmo和 △rSmo是常温的值，因为它们受温度影响不大。

第三节 熵和Gibbs自由能 例1：在1000℃下用H2能否将CdS还原为Cd？ 已知 H2(g) + S(g) → H2S(g) △rGm,1 o = -49.10 kJ·mol-1 Cd(g) + S(g) → Cd S(g) △rGm,2 o = -122.7 kJ·mol-1 例2： CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) △f Hm o (kJ·mol-1) -1207 -635 -394 △f Gm o (kJ·mol-1) -1129 -604 -395 求：（1）1000℃时反应能否自发进行 （2）反应自发进行的最低温度

第三节 熵和Gibbs自由能 四、非标准态下自由能变的计算 等温方程式 对任意等温反应 aA + bB = dD + eE △rGm= △r G m o + RT lnQ 溶液反应: Q = [(cD/co)d (cE/co)e] /[(cA/co)a (cB/co)b] 气体反应: Q = [(pD/po)d (pE/po)e] /[(pA/po)a (pB/po)b] 其中 co =1mol.L-1 ; po =100kPa 反应商Q 无单位。纯固体，纯液体不写入Q的表达式中

第三节 熵和Gibbs自由能 例 H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g) △rGmo= -190kJ/mol 试判断，常温下： (1) 标态下的自发反应方向 (2) p(H2) = p(Cl2) = 1 kPa , p(HCl)=100kPa时反应自发的方向 (3) p(H2) = p( Cl2) =10-8 kPa , p( HCl) =100kPa 时反应自发的方向

第四节 化学反应的限度和平衡常数 一、化学反应的限度与平衡常数 1. 化学平衡特点： ★ 各物质的浓度或分压不再发生变化，反应 达到动态平衡； ★ 物质浓度或分压的幂的乘积比值为常数。 ★ 平衡条件破坏后，平衡会发生移动。

第四节 化学反应的限度和平衡常数 2. 标准平衡常数(standard equilibrium constant) 对于任意溶液 反应：aA+bB=dD+eE 当反应达到平衡时， Ko称为标准平衡常数。 当反应物、产物中有气体物质（平衡分压 为 p )，则气体物质用 p / po 代替浓度项。

第四节 化学反应的限度和平衡常数 说明 ★ Ko是单位为一的量。 ★ Ko越大，化学反应向右进行得越彻底。 因此标准平衡常数是一定温度下，化学反应可能进行的最大限度的量度。 ★ Ko只与反应的本性和温度有关， 与浓度或分压无关。

第四节 化学反应的限度和平衡常数 书写标准平衡常数表达式时应注意： ★固体或纯液体不写入平衡常数表达式； ★在稀溶液中，若溶剂参与反应，其浓度可以看成常数，也不写入表达式中：

第四节 化学反应的限度和平衡常数 3. 实验平衡常数Kc和Kp 反应 aA+bB=dD+eE 对于溶液： Kc :浓度平衡常数 当a+b=d+e时，Kc和Kp 无单位，与Ko在数值上相等， 当a+b≠d+e时，Kc和Kp有单位， Kc与Ko在数值上相等。

第四节 化学反应的限度和平衡常数 标准平衡常数Ko 与实验平衡常数Kc和Kp的区别和联系： ★ Kc和Kp可能有单位，而Ko无单位； ★ Kc只用于溶液中，与Ko 数值相等； Kp只用于气体中，与Ko 数值常常不相等； Ko适用于任何反应； ★ Ko在热力学中应用，Kc和Kp在实践中应用。

第四节 化学反应的限度和平衡常数 4. 用标准平衡常数判断自发反应方向 非标准状态下化学反应的摩尔自由能变可以用化学反应等温式 计算： △rGm= △r G m o + RT lnQ 平衡时， △rGm = 0，Q = Ko ∴ △r G m o = - RT ln Ko 此式代入化学反应的等温方程式，得 △rGm = - RT ln Ko+ RT lnQ 所以 △rGm = RT ln (Q / Ko)

第四节 化学反应的限度和平衡常数 Q ＜ Ko ，则△rGm ＜0，正向反应自发； Q ＞ Ko ，则△rGm ＞0，逆向反应自发； 5. 用标准平衡常数判断自发反应方向 非标准状态下化学反应自发性的判据： 根据 △rGm = RT ln (Q / Ko) Q ＜ Ko ，则△rGm ＜0，正向反应自发； Q ＞ Ko ，则△rGm ＞0，逆向反应自发； Q ＝ Ko ，则△rGm ＝0，化学反应达到平衡。 标准平衡常数也是化学反应自发进行方向的判据。Q值与Ko相差越大，从正向或逆向自发进行反应的趋势就越大。

第四节 化学反应的限度和平衡常数 5. 多重平衡 多重平衡定义： 在一定条件下，在一个反应系统中一个或 多个物种同时参与两个或两个以上的化学反应，并共同达到化学平衡。 基本特征： 参与多个反应的物种的浓度或分压必须同时满足这些平衡。 规律：反应相加减，则△rG m相加减；K相乘除。 标准平衡常数和实验平衡常数均适用。

第四节 化学反应的限度和平衡常数 二、化学平衡的移动 定义：由于化学平衡的条件变化导致化学平衡 移动的过程。 化学平衡移动直到建立新的平衡。 影响因素：浓度、压力和温度。

对于任意一化学反应，在等温下其自由能变为： 第四节 化学反应的限度和平衡常数 1. 浓度对化学平衡的影响 对于任意一化学反应，在等温下其自由能变为： △rGm ＝RT ln (Q / Ko) 如果反应商Q = Ko ，△rGm = 0，反应达到平衡； 如果增加反应物浓度或减少生成物浓度，将使Q＜ Ko， △rGm ＜0 ，原有平衡被破坏，正向移动； 如果减少反应物浓度或增加生成物浓度，将使Q > Ko， △rGm > 0 ，原有平衡被破坏，逆向移动。

第四节 化学反应的限度和平衡常数 2. 压力对化学平衡的影响 改变气体分压 2. 压力对化学平衡的影响 改变气体分压 对于气体参与的任意一反应，增加反应物的分压或减小产物的分压，将使Q＜ Ko， △rGm ＜0， 平衡向右移动。反之，平衡逆向移动. 压力的变化对液相和固相反应的平衡位置几乎没有影响。

第四节 化学反应的限度和平衡常数 改变系统的总压，对气体反应化学平衡的影响将分两种情况： 当a+b=d+e，改变总压都不会改变Q值，仍然有Q = Ko，平衡不发生移动； 当a+b≠d+e，改变总压将改变Q值，使Q≠ Ko ， 平衡将发生移动。 增加总压力，平衡将向气体分子总数减少的方向移动。减小总压力，平衡将向气体分子总数增加的方向移动。

第四节 化学反应的限度和平衡常数 3. 温度对化学平衡的影响 温度改变， Ko值也将改变： 由 和 得

第四节 化学反应的限度和平衡常数 设T1和T2时反应的标准平衡常数分别为K1o和 K2o，有 两式相减得：

第四节 化学反应的限度和平衡常数 讨论： 对于正向吸热反应， ΔrHmo ＞0，当T2＞T1，必然有K2o ＞ K2o ，平衡将向吸热反应方向移动； 对于正向放热反应， ΔrHmo < 0，当T2＞T1，必然有K2o < K2o ，平衡将向吸热反应方向移动。 结论： 升高温度，平衡向吸热反应方向移动。

第四节 化学反应的限度和平衡常数 4. Le Chatelier原理 平衡向着消除外来影响， 恢复原有状态的方向移动。