Reaction Heat, Directions and Limit of Chemical Reactions

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1 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

2 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

3 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

4 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；

5 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；

6 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。

7 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

8 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

9 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

10 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℃。

11 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。

12 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

13 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。

14 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

15 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。

16 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

17 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。

18 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

19 第一节 热力学系统和状态函数

20 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。

21 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。

22 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。

23 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。

24 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

25 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

26 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

27 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。

28 第二节 能量守恒和化学反应热 例 molH2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 。

29 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 t=t ξ=ξ时 按方程式(1)求ξ：

30 第二节 能量守恒和化学反应热 按方程式(2)求ξ：

31 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。

32 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。

33 第二节 能量守恒和化学反应热

34 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)；
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。

35 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。

36 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”。 K下进行的反应可不标明温度 ★要标明相应的反应热。

37 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。

38 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 。

39 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) - ( ) = kJ﹒mol-1

40 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) = -

41 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

42 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。

43 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

44 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

45 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)]= kJ·mol-1 Δf Hmo[CO2(g)]= kJ·mol-1 Δf Hmo[H2O(l)]= kJ·mol-1 ΔrHmo= 6 Δf Hmo[CO2(g)] + 6Δf Hmo[H2O(l)] -Δf Hmo[C6H12O6(s)] - 6Δf Hmo[O2(g)] = KJ·mol-1

46 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)。

47 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 。

48 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

49 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。

50 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。

51 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。

52 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”。

53 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。

54 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

55 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

56 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。

57 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 ＞ 自发过程， ΔS 孤立 ＝ 系统达到平衡。

58 第三节 熵和Gibbs自由能 6. 熵增加原理

59 6. 熵增加原理

60 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。

61 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

62 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。

63 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

64 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

65 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

66 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

67 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。

68 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 = kJ·mol-1 Cd(g) + S(g) → Cd S(g) △rGm,2 o = kJ·mol-1 例2： CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) △f Hm o (kJ·mol-1) △f Gm o (kJ·mol-1) 求：（1）1000℃时反应能否自发进行 （2）反应自发进行的最低温度

69 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

70 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

71 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。

72 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。

73 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。

74 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：

75 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。

76 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。

77 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)

78 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。

79 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。

80 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。

81 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。

82 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。

83 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。

84 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

85 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：

86 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。

87 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。