第二章 化学反应的基本原理

§ 2.2 化学反应进行的方向 一、反应自发进行的方向 自然界中发生的过程也都具有一定的方向性。 § 2.2 化学反应进行的方向 一、反应自发进行的方向 自然界中发生的过程也都具有一定的方向性。 　　在一定条件下不需外力作用就能自动进行的过程叫作自发过程，对化学反应来说就叫自发反应；反之叫非自发过程、非自发反应。 Zn + Cu 2+ = Zn 2+ + Cu 自发 Cu + Zn 2+ = Cu 2+ + Zn 非自发

自发过程的特点： (1)单向自发的。 (2)有一定的限度。 (3)有做非体积功的能力。 例如可将反应 Zn + Cu2+ = Zn2+ + Cu 装配成原电池，作电功。

二、反应自发性的判断 中学学习中曾涉及到。 1 焓变△H与反应自发进行的方向 Thomsen提出：在298 K，1 atm下，凡是放热反应都是自发的。 Bethelot等认为：只有放热反应才能自发进行。 焓判据：凡是△H < 0的反应都能自发进行，即正向进行；而△H > 0的反应，不能自发进行，即逆向进行。

上述判据不能用于所有反应，因为 很多自发反应是放热反应； 有不少自发反应是吸热反应； 有一些自发过程既不放热，也不吸热。 例如：H2 + F2 = 2HF △rHmθ(298 K) = -538 kJ.mol-1 < 0 H2 + Cl2 = 2HCl △rHmθ (298 K) = -184 kJ.mol-1 < 0 冰的熔化：△Hmθ(298 K) = 6.9 kJ.mol-1 > 0 CaCO3(s) = CaO(s) + CO2 (g) △rHmθ (298 K) = 177.60 kJ.mol-1 > 0 △rHmθ (1114 K) > 0

结论：用反应热或焓变来判断反应的自发性有局限性。 反应的自发性不仅与反应的能量状态有关，还有其他的影响因素。

自然界存在着两个基本自然定律： 定律一：体系倾向于取得最低的势能状态； 定律二：体系趋向于取得最大混乱度。

2 熵变△S与反应自发进行的方向 (1) 混乱度 体系混乱的程度，用符号表示。 大量事实表明，混乱度与状态有关。 例如： 始态 终态 洗牌 整齐 混乱 将红墨水滴入水中 有序 混合 黑球+白球摇动 有序 混合

体系的混乱度是一个难以计算的很大的数目，只有将它与宏观可测的量相联系才有实际意义。 将一些蓝球与红球整齐有序地放在一只烧杯内，摇动后，这些球就会变得混乱无序。 但是无论摇多少次，要想回复到开始的情形几乎不可能。 摇动 有序变为无序 体系的混乱度是一个难以计算的很大的数目，只有将它与宏观可测的量相联系才有实际意义。

熵是描述体系混乱度大小的物理量，用符号“S”来表示。熵值越大，体系的混乱度越大。 熵与U、H等一样，是体系的一种属性，是体系的状态函数。 (2) 熵 　　熵是描述体系混乱度大小的物理量，用符号“S”来表示。熵值越大，体系的混乱度越大。 熵与U、H等一样，是体系的一种属性，是体系的状态函数。 熵的量纲为 J·K-1 。

1. 熵是体系的状态函数。 2. 熵与温度成正比，气体的熵与压力成反比。 3. 同一物质， S(g)＞S(l)＞S(s) 。 4. 同类型物质，分子结构越复杂熵值越大，如：　　 　　S(C3H8)> S(C2H6)> S(CH4). 5. 化学反应，若反应后气体分子数增加了，则 　　该反应是熵增加的反应，反之则反。

例如 S水蒸气 > S水 > S冰 S氧气> S氢气 S氧气+氢气混合> S氧气 + S氢气

(3) △S与反应自发进行的方向 　　在孤立体系的任何自发过程中，体系的熵总是增加。 —— 热力学第二定律 S（孤立）> 0 　　自发过程。 S（孤立）< 0 　　不可能发生的过程。

熵判据 ΔS隔离>0 自发过程 ΔS隔离=0 平衡状态 ΔS隔离<0 不可能发生的过程 对封闭体系

熵判据的不实用性 熵判据的适用条件是隔离体系，而化学反应是在封闭体系中进行的，体系的熵变可以计算出来，但环境的熵变难以计算，这就限制了熵判据的实际应用。

T = 0 K时，纯净物质的完美晶体的熵值为零，表示为 S（0 K）= 0。 (4)标准摩尔熵 热力学第三定律： T = 0 K时，纯净物质的完美晶体的熵值为零，表示为 S（0 K）= 0。 温度T时物质的熵称为绝对熵。 标准摩尔熵: 在标准状态下，1 摩尔纯物质的熵称为该物质的标准摩尔熵。符号Smθ，单位： J·K-1 ·mol-1

= ∑ 化学反应的标准摩尔熵变 aA + dD = gG + hH =(∑  )产 – (∑  )反 △rSm Sm 即： △rSm =(∑  )产 – (∑  )反 △rSm Sm △rSm 即： Sm = ∑

热力学上把 H-TS 定义为体系的一个状态函数，叫做自由能（又叫吉布斯自由能）用符号“G”表示。 G ≡ H － TS 3 判断反应自发进行的吉布斯自由能判据 　　热力学上把 H-TS 定义为体系的一个状态函数，叫做自由能（又叫吉布斯自由能）用符号“G”表示。 　G ≡ H － TS 量纲为 J 或 kJ 。 在等温等压下有： ΔG = G2 - G1 = (H2 - TS1) - (H1 - TS1) ΔG = ΔH - TΔS 吉布斯-亥姆霍兹公式

自由能变与过程的自发性判据 封闭体系,等温等压,只作体积功的条件下: 自由焓最小原理 如果ΔG<0，过程是自发的； 以上为热力学第二定律的另一种表述。　

标准状态下，温度对反应自发方向的影响 - + 任何温度 自发 2H2O2=2H2O+O2 不自发 CO=C(s)+1/2O2 低温+ 高温- △rHmθ △rSmθ △rGmθ(T) 讨论 实例 - + 任何温度 自发 2H2O2=2H2O+O2 不自发 CO=C(s)+1/2O2 低温+ 高温- 高温自发 CaCO3(s)=CaO(s)+CO2 低温- 高温+ 低温自发 HCl+NH3=NH4Cl(s)

△G不易求而△Gθ易求，因而利用△Gθ，我们有一个经验的估计标准： 0 < △Gθ < 40 kJ·mol-1 反应的自发性不能确定，应进一步研究 △Gθ > 40 kJ·mol-1 反应不能自发进行

（a）利用物质的 △fGm(298.15 K) 的数据而求得 稳定单质 ΔfGmθ= 0 1 mol 物质 ΔfGmθ= ΔrGmθ ΔrGmθ = (ΔfGm(i)θ)生成物- (ΔfGm(i)θ)反应物

【例1】计算下列反应的△rGmθ (298.15 K)，并说明利用 NaCO3 和 SiO2 能否在室温下合成 Na2O·2SiO2。

解：若能合成，反应为： Na2CO3 + 2SiO2 = Na2O·2SiO2 + CO2 △fGmθ(298.15K)(kJ·mol-1) -1050.6 -805.0 -2262.2 -394.4 ∴△rGmθ（298.15K）= [-2262.2 + (-394.4)] - [-1050.6 + 2×(-805.0)] = -2256.6 + 2660.6 = 4.0 kJ·mol-1 > 0 ∴ 上述反应不能进行。

△rGmθ (298.15 K) = △rHmθ (298.15 K) － 298.15△rSmθ (298.15 K) （b）利用△Gθ = △Hθ－T△Sθ 进行计算 △rGmθ (298.15 K) = △rHmθ (298.15 K) － 298.15△rSmθ (298.15 K)

因此 △rGmθ (T) =△rHmθ (T)- T△rSmθ(T) 2 其它温度时反应的标准摩尔吉布斯自由焓变的计算 等温条件下：△G = △H - T△S 温度变化范围不很大时，可认为： △rHm(T) ≈ △rHm(298.15K) △rSm(T) ≈ △rSm(298.15K) 因此 △rGmθ (T) =△rHmθ (T)- T△rSmθ(T) ≈ △rHmθ(298.15K)- T△rSmθ(298.15K)

应用： 计算其他温度下的标准摩尔吉布斯自由焓变△rGmθ(T) ； 计算反应的转折温度； 讨论在标准状态下，温度对反应自发方向的影响。

【例2】计算下列反应的△rGmθ, 并说明反应在25℃时能否进行？如不能，则在什么温度下能进行？CO(g) → C(s) + 1/2 O2(g)。已知此反应的△rHmθ＝ 110.5 kJ·mol-1 , △rSmθ= -0.089 kJ·mol-1·K-1 (△S数值一般较小) 。

解： △rGmθ(298. 15K) = △rHmθ－T△rSmθ= 110. 5 - 298. 15×（－0. 089）= 110 解： △rGmθ(298.15K) = △rHmθ－T△rSmθ= 110.5 - 298.15×（－0.089）= 110.5 + 26.52 = 137.02 kJ·mol-1 > 0 ∴室温下反应不能自发进行。 要使反应自发进行，则△rGmθ (T) = △rHmθ－T△rSmθ = 110.15 + 0.089T < 0 从上式看出，不论温度多高，△rGm > 0，反应不能进行。因而有人企图利用CO分解的途径来消除汽车尾气中的CO将是徒劳无益的。

【例3】计算下列反应的△rSmθ，并说明温度多高时，此反应才不能自发进行？ CaO(s) + SO3(g) = CaSO4(s) 已知：△rHmθ = -402.0 kJ·mol-1 △rGmθ (298.15K) = -345.7 kJ·mol-1

解：∵△rGmθ(298.15K) = △rHm θ －298.15×△rSm θ ∴△rSmθ=[△rHm θ－△rGm θ(298.15K)]/298.15 = [-402.0 － (-345.7)]/298.15 = －0.189 kJ·mol-1·K-1 ∵△rGm θ(298.15K) < 0 ∴室温下自发进行。 要使反应不能自发进行，则△rGmθ(T) = △rHmθ－T△rSmθ> 0 ∴ -402.0 + 0.189T >0 ∴T > 2130K

化学反应等温式（可通过热力学推导而得到）： 3 非标准态下反应的摩尔吉布斯自由焓变的计算 化学反应等温式（可通过热力学推导而得到）： △rGm = △rGmθ + RTlnQ Q称为反应商 对于气相反应 aA(g）+ bB(g) gG(g) + dD(g) 则Q = (p (G)/ pθ)g(p (D)/ pθ)d /{ [(p (A)/ pθ) a(p (B)/ pθ)b]} （pθ= 1 atm = 1.01325×105 Pa）

对于溶液中的反应： aA(aq）+ bB(aq) gG(aq) + dD(aq) Q=(c (G)/ cθ)g(c (D)/ cθ)d /{[ (c (A)/ cθ) a (c (B)/ cθ)b]} （cθ = 1 mol·kg-1）

§ 2.3 化学反应的限度和化学平衡 一、可逆反应与化学平衡 § 2.3　化学反应的限度和化学平衡 一、可逆反应与化学平衡 一个化学反应在一定的条件下既可以自左向右进行，也可以自右向左进行，这样的反应称为可逆反应。几乎所有的反应都是可逆反应，只是可逆的程度不同而已。

化学反应中，逆反应比较显著时，整个反应不能正向进行到底，如373K时，将0 化学反应中，逆反应比较显著时，整个反应不能正向进行到底，如373K时，将0.100 mol无色N2O4气体放入1L抽真空的密闭容器中，立刻出现红棕色。颜色是由于部分N2O4分解成NO2而产生的。 N2O4（无色）→2NO2（红棕色）

正逆反应速度相等时，体系所处的状态称为化学平衡。 化学平衡：N2O4 2NO2

化学平衡的特征 ⒈ 只有在恒温下、封闭体系中进行的可逆反应才能建立化学平衡，这是建立平衡的前提； ⒉ 正、逆反应速度相等是平衡建立的条件； ⒊ 达到平衡时各物质的浓度都不再随时间改变，这是建立平衡的标志； ⒋ 化学平衡是有条件的平衡，当外界条件改变时，正、逆反应速度要发生变化，原平衡受到破坏，直到建立新的动态平衡； ⒌ 可逆反应可从左到右达到平衡状态，也可从右向左达到平衡状态。

二 、标准平衡常数 化学反应达到平衡时，体系中各物质的浓度不再随时变化，我们称这时的浓度为平衡浓度。 　 化学反应达到平衡时，体系中各物质的浓度不再随时变化，我们称这时的浓度为平衡浓度。 若把浓度除以标准状态浓度，即除以cθ，则得到的比值称为相对浓度。如果是气相反应，将气体分压除以标准压强pθ，则得到相对分压。相对浓度和相对分压都是无量纲的量。 在恒温下，可逆反应无论是从正反应开始，还是从逆反应开始，最后达到平衡时，尽管每种物质的浓度或分压在各个体系中并不一致，但生成物的相对平衡浓度或相对平衡分压的系数次方的乘积与反应物的相对平衡浓度或相对平衡分压的系数次方的乘积之比却是一个常数，该常数称为标准平衡常数，用 K 表示。

对溶液中的反应： aA(aq) + dD( aq ) gG(aq) + hH(aq) 平衡时 （标准浓度 cθ= 1.0 mol·L-1）

对气相反应： aA(g) + dD(g) gG(g) + hH(g) 平衡时 （标准压力 pθ = 1.013×105 Pa） 不论是溶液中的反应还是气相反应，其标准平衡常数Kθ均为无量纲的量。

书写标准平衡常数时应注意： 1、标准平衡常数中，生成物相对浓度（或相对分压）相应方次的乘积作分子，反应物相对浓度（或相对分压）相应方次的乘积作分母，每一反应物（或生成物）的相应方次为反应 方程式中各物质的计量系数。 2、标准平衡常数中，气态物质的量以相对分压表示，溶液中 的物质（溶质）的量用相对浓度表示，纯液体和纯固体不出 现在Kθ表达式中（视为1）。 3、平衡常数表达式必须与反应方程式相对应，同一化学反应，方程式的写法不同时，其平衡常数的数值也不相同。

Kθ= [p(NO2)/pθ]2/[p(NO2)/pθ] 如书写成：½N2O4 NO2 例如： CaCO3 ( s ) CaO ( s ) + CO2 ( g ) N2O4 2NO2 Kθ= [p(NO2)/pθ]2/[p(NO2)/pθ] 如书写成：½N2O4 NO2 则: Kθ' = [p(NO2)/pθ] /[p(NO2)/θ] ½ 可见： Kθ' = (Kθ) ½

p(A)、p(D)、p(G)和p(H)是各种气体的分压。 对于气体反应：a A + d D gG + h H 反应商Q为: p(A)、p(D)、p(G)和p(H)是各种气体的分压。 pθ是标准压力， pθ= 1.013×105 Pa。

对溶液中的反应 aA + dD gG + hH 反应商Q为:

化学反应等温式： 对反应 aA+dD gG+hH △rGmθ(T) —— 温度T时的标准自由能变 △rGm(T) —— 温度T时的非标准自由能变 R = 8.314 J·mol-1·K-1 Q —— 反应商

由上式可见，标准平衡常数Kθ与温度有关。 反应达平衡时， △G = 0，则： 0＝△Gθ + RTlnKθ △Gθ = -RTlnKθ, Kθ= e -△Gθ/RT, 由上式可见，标准平衡常数Kθ与温度有关。

【例4】在25℃时，△Gθ＝＋40 kJ·mol-1,求此反应的 Kθ值。

解：Kθ ＝ e-△Gθ/RT ＝ e(-40×1000/8.31×298) ＝e-16.15 = 9.66×10-8

化学反应等温式可写成： △G = - RT ln Kθ + RT ln Q = RTln(Q / Kθ)

四、多重平衡规则 　　　如果某个反应可以表示为两个或多个反应的总和，则总反应的平衡常数等于各分步反应平衡常数之积。这个关系称为多重平衡规则。

【例5】 SO2(g) + ½ O2(g)  SO3(g)　K1θ= 20， NO2(g)  NO(g) + ½ O2　　 K2θ = 0.012， 求反应： SO2(g)+NO2(g)  SO3(g)+NO(g) 的Kθ 。

解：由多重平衡规则： 　　 Kθ =K1θ·K2θ = 20×0.012 = 0.24 　　注：①所有平衡常数必须在同一温度下，因为K随温度而变化； 　　 ②如果反应3=反应2 - 反应1，则K3θ=K2θ/K1θ。

课后练习： 证明： 若 反应1+反应2 = 反应3 则 K1 K2 = K 3

五、Kθ的意义及其应用 Kθ的意义：标志着反应自发进行的程度。 已知室温下，N2 + O2  2NO (1) K1θ=1×10-30 N2 + 3H2  2NH3 (2) K2θ= 8.35×105

Kθ大，反应进行得完全，则反应物的平衡转化率也大。 ＝某反应物已转化的量/某反应物的起始量×100％ Kθ大，反应进行得完全，则反应物的平衡转化率也大。

利用Kθ还可以判断在给定条件下，反应进行的方向和限度。 判断的依据：（由Kθ及Q的定义可知） 如 Q<Kθ,反应正向进行，直到 Q=Kθ Q=Kθ，平衡态 Q>Kθ,反应逆向进行，直到 Q=Kθ

上述判据也可由等温方程式得出： △G＝ -RTlnKθ + RTlnQ ＝RTln(Q / Kθ)

【例6】汽油在汽车引擎中燃烧，可以生成污染大气的NO，2000℃时反应为：N2+O2=2NO。其中Kθ=0. 10,若在2 【例6】汽油在汽车引擎中燃烧，可以生成污染大气的NO，2000℃时反应为：N2+O2=2NO。其中Kθ=0.10,若在2.0升容器中加入 1.62 mol N2 与 1.62 mol O2,或在2.0升容器中加入4.0 mol N2,1.0 mol O2和0.8 mol NO，试判断在 2000℃时，上述两种情况下的反应向什么方向进行达到平衡？

解：先要计算每种情况下的Q，然后用它与Kθ比较，以得到判断的结论。 （1）p(N2)=1.62/(1.62+1.62)p =p(O2) p(NO)=0 　∴Q=0/(0.5p/pθ)( 0.5p/pθ)= 0< Kθ ∴反应向右自发进行，因为原来没有NO所以必定有一定量生成，一直到Q =Kθ为止。 (2) p(N2)=[4/(4.0+0.8)]p=[4/5.8]p p(O2)=[1/5.8]p p(NO)=[0.8/5.8]p Q=[p(NO)/pθ]2/[p(N2)/pθ][p(O2)/pθ] =[(0.8/5.8p)/pθ]2/[(4/5.8p)/pθ][(1/5.8p)/pθ] =0.82/4×1＝0.16>Kθ ∴反应逆向进行，一直到Q=Kθ。

【例7】 298K时，反应 Fe2+(aq) + Ag+(aq) = Fe3+(aq) + Ag(s) 的Kθ=3.2。 (1)当c(Ag+) = 1.0×10-2 mol·L-1, c(Fe2+) = 0.10 mol·L-1, c(Fe3+) = 1.0×10-3 mol·L-1时,反应向哪一方向进行? (2)平衡时, Ag+ ,Fe2+,Fe3+的浓度各为多少? (3) Ag+ 的转化率为多少?

Fe2+(aq) + Ag+(aq) = Fe3+(aq) +Ag(s) 解 (1)计算反应商,判断反应方向。 Q<Kθ, 反应正向进行。 (2)计算平衡组成 Fe2+(aq) + Ag+(aq) = Fe3+(aq) +Ag(s) 起始cB/(mol·L-1) 0.10 1.0×10-2 1.0×10-3 变化cB/(mol·L-1) -x -x x 平衡cB/(mol·L-1) 0.100-x 1.00×10-2-x 1.00×10-3+x

3.2x2 － 1.352x ＋ 2.2×10-3 = 0 x = 1.6×10-3 c(Ag+) = 8.4×10-3 mol·L-1 c(Fe2+) = 9.84×10-2 mol·L-1 c(Fe3+) = 2.6×10-3 mol·L-1

(3)求 Ag+ 的转化率

六、化学平衡的移动 化学平衡如同其他平衡一样，都是相对的和暂时的，它只能在一定的条件下才能保持。当外界条件变化时，化学反应从原来的平衡状态转变到新的平衡状态的过程叫化学平衡的移动。新平衡建立时，反应物和生成物的浓度和原来的平衡状态时的浓度已经不同了。

某化学反应处于平衡状态时， Q = Kθ 改变 Q 使 Q ≠ Kθ 改变 Kθ使 Q ≠ Kθ

浓度对化学平衡的影响 在恒温下增加反应物的浓度或减小生成物的浓度，平衡向正反应方向移动；相反，减小反应物浓度或增大生成物浓度，平衡向逆反应方向移动。

(1) [CO] = 0.02 moldm-3，[H2O] = 0.02 moldm-3， 【例8】反应 CO(g) + H2O(g) = H2(g) + CO2(g)在某温度下Kθ = 9，若反应开始时 (1) [CO] = 0.02 moldm-3，[H2O] = 0.02 moldm-3， (2) [CO] = 0.02 moldm-3，[H2O] = 1.00 moldm-3，求平衡时(1)和(2)的CO转化率。

解：(1) 设反应达平衡时[H2]和[CO]均为x moldm-3 CO(g) + H2O(g) == H2(g) + CO2(g) 起始时浓度/ moldm-3 0.02 0.02 0 平衡时浓度/ moldm-3 0.02-x 0.02-x x x Kθ= [H2][CO2]/([CO][H2O]) = x2/[(0.02 – x)(0.02 – x)] = 9 解得 x = 0.015 CO的平衡转化率为 0.015/0.02 100% = 75% (2) 同(1)解法一样，解得x = 0.01995 CO的平衡转化率为 0.01995/0.02 100% = 99.8%

压力对化学平衡的影响 压力变化只是对那些反应前后气体分子数目有变化的反应有影响：在恒温下，增大压力，平衡向气体分子数目减小的方向移动；减小压力，平衡向气体分子数目增加的方向移动。

【例9】已知在325K与101.3 kPa时， N2O4(g) = 2NO2(g) 反应中1摩尔N2O4的分解率为50.2%。若保持温度不变，压力增加到1013 kPa时N2O4的分解率是多少？

解：设有1mol N2O4，它的分解率为，则 N2O4(g) = 2NO2(g) 起始 1.0 0 平衡 1.0- 2 n总= (1.0-) + 2 = 1.0+ p(N2O4) = p总(1.0-)/(1.0 + ) p(NO2) = p总 2 /(1.0 + ) K = [p(NO2) /p ]2/ [p(N2O4) /p] = [p总/p ] 2[2/(1 + )]2/[p总(1-)/(1+) /p ] = [p总/p ] 42/[(1 + ) (1 -  )] = [p总/p ] 42/(1 - 2) 当p总= 101.3 kPa时, p总/p = 1.00,  = 0.502 K= 1.00 4(0.502)2/[1.0 – (0.502)2] = 1.35

当p总= 1013 kPa时, p总/p = 10.00 ∴10.00 42/(1 - 2) = 1.35  = 0.181 即 p = 101.3 kPa,  (N2O4) = 0.502 p = 1013 kPa, (N2O4) = 0.181

温度对化学平衡的影响 浓度、总压对平衡的影响是改变了平衡时各物质的浓度，不改变平衡常数Kθ 值。温度对平衡移动的影响和浓度及压力有着本质的区别。 由于平衡常数Kθ 是温度的函数，故温度变化时，Kθ值就随之发生变化。温度正是通过改变Kθ值来影响平衡的。

Kθ与T的关系 对于任一指定的平衡体系，认为△rHmθ 　　和△rSmθ均不受温度影响。 由此可知，lnKθ 与 1/T 呈直线关系。

Ⅱ,△rHmθ<0，放热反应， T↑, Kθ↓。 lnKθ Ⅰ, △rHmθ>0，吸热反应，T↑, Kθ↑ 。 1/T

∵ ∴

【例10】已知298K时 NO + ½O2 = NO2 反应的△Gθ = -34. 85 kJ·mol-1, △Hθ = -56 【例10】已知298K时 NO + ½O2 = NO2 反应的△Gθ = -34.85 kJ·mol-1, △Hθ = -56.47 kJ·mol-1 ，计算298K、598K时的标准平衡常数。

解：∵lnKθ = -△Gθ/RT = -(-34850/8.31×298) 根据 ln(K2θ/ K1θ) = [△Hθ/R](T2-T1 ) /T1T2 ∴ln(K2θ/K1θ) ＝（-56.47×1000/8.314）×（300/298×598） ＝ -11.44 ∴K2θ/ K1θ = 1.0758×10-5 ∴K2θ = 13.7 ∴298K时，Kθ=1.28×106,598K时，Kθ=13.7

当温度升高时平衡向吸热方向移动；温度降低时平衡向放热方向移动。

勒沙特里原理：假设改变平衡系统的条件之一，如温度，压强或浓度，平衡就向减弱这个改变的方向移动。

惰性气体对平衡的影响 若体系的温度和体积不变,则各组分的分压不变，仍为平衡时的分压，则 Q=K ，平衡不移动。 若体系的温度和总压力不变，则各组分的分压发生改变,结果与减少压力对平衡的影响相同。

作业：

△rGmθ 　　　　△Gθ △rGm　　　 　　　　　△G

同学们学习辛苦了！