第二章 化学反应的方向、速率和限度

化学研究的几个主要问题研究的物质或混合物是否发生化学反应?若有反应发生，能量变化如何?反应的速度大小?由原料转化为产物的转化率是多少?

第二章化学反应的方向、速率和限度基本要求能用活化分子、活化能概念解释c、T、催化剂对反应速率的影响。掌握化学平衡的概念，平衡移动的规律及多重平衡规则。能用平衡常数Kθ进行有关计算。掌握的ΔGθ、ΔHθ、ΔSθ计算，能用ΔG判断反应方向，ΔGθ估计反应的程度。了解化学反应速率方程的概念。了解影响多相反应速率的因素。

1.

化学反应的方向

影响反应方向的因素3Fe(s)+2O2(g)=Fe3O4(s)放热反应CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g)吸热反应扩散不吸热、不放热影响反应方向的因素能量（内能，反应热）有序程度（混乱程度）温度化学反应的焓变(ΔrH)许多自发的反应都是放热反应

在298.15KΔrHm0(kJ·mol-1)CO(g)+1/2O2(g)=CO2(g)-282.98

3Fe(s)+2O2(g)=Fe3O4(s)-1118.4化学反应的焓变(ΔrH)一些反应为吸热反应,但在一定条件下也可以自发

CaCO3=CaO+CO2

ΔrHm0=178.32kJ·mol-1

在298.15K时,不自发;在1123K时自发化学反应的熵变(ΔS)熵(S)物理意义：表示物质的混乱。熵愈大，表示其有序性越小，即混乱度越大.自然界的物理和化学的自发过程一般都朝着混乱度增大的方向进行(熵增过程).规定纯净完整晶态物质在OK时的熵为零。

S0=0任意温度T：

ST>0标准熵：在标准压力下1摩尔纯物质的熵（Sm0

）

绝对值单位：J·K-1·mol-1

aA+bB=dD+eE化学反应的熵变ΔrS0=d

S0（D）+

eS0（E）

-

{aS0（A）+

b

S0（B）}=∑[νiS0i]*S0（H+,aq）=0规律同一物质但不同凝聚态的熵：

S(g)>S(l)>S(s)同一物质相同凝聚态的熵，随温度增加而增大。复杂分子>简单分子吉布斯自由能变（ΔG）吉布斯自由能(G)G=H–TS

状态函数

反应方向的判定标准条件:等温等压,不做有用功ΔG<0，自发ΔG>0，非自发ΔG=0，处于平衡态吉布斯-亥姆霍兹公式条件:等温等压，不做有用功

G=H–TSG1=H1-T1S1G2=H2-T2S2G2-G1=(H2-TS2)-(H1-TS1)=(H2-H1)-T(S2-S1)

ΔG=ΔH-TΔS自发：ΔG=ΔH-TΔS<0ΔrHΔrSΔrG=ΔH-TΔS反应的自发性

-

+

-任何温度下自发+-+任何温度下非自发++

升高至某温度，由+变-升高温度，有利于自发

--

降低至某温度，由+变-减低温度，有利于自发举例

H2（g）+F2（g)=2HF(g)CO(g)=C(S)+1/2O2(g)CaCO3(s)=CaO+CO2

NH3(g)+HCl(g)=NH4Cl(s)反应的标准摩尔自由能变ΔrGm0

物质的标准摩尔生成自由能变ΔfGm0

cC+dD=yY+zZΔrGm0=yΔfGm0（Y）+

zΔfGm0（Z）-

{cΔfGm0（C）+

dΔfGm0（D）}=∑[νiΔfGm0（i）]2-1-3热化学反应方向的判断

热化学反应方向的判断标准态时，吉布斯公式为：

ΔrGm

＝ΔrHm-T

ΔrSm等温、等压下,反应在标准态时自发进行的判据ΔrGm<0标准摩尔吉布斯自由能变(ΔrGm)

的计算和反应方向的判断

1/11/2023标准摩尔生成吉布斯自由能ΔfGm标准态下，由最稳定的纯态单质生成单位物质的量的某物质时的吉布斯自由能变。如ΔfGm(石墨)=0、ΔfGm(H2)=0任何最稳定的纯态单质在任何温度下的标准摩尔生成吉布斯自由能均为零。1/11/2023ΔrGm只与反应的始态和终态有关，与反应的具体途径无关。ΔrGm=∑νiΔfGm(生成物)+∑νiΔfGm(反应物)ΔrGm(T)=ΔrHm(T)-TΔrSm(T)

≈ΔrHm(298.15K)-TΔrSm(298.15K)1/11/2023例试判断在298.15K、标准态下，反应CaCO3(s)→CaO(s)+CO2(g)能否自发进行？解：CaCO3(s)→CaO(s)+CO2(g)ΔfHm/(kJ·mol-1)-1206.92-635.09-393.509ΔfGm/(kJ·mol-1)-1128.79-604.03-394.359Sm/(J·mol-1·K-1)92.939.75213.74(1)解法ΔrGm={ΔfGm(CaO)+ΔfGm(CO2)}-ΔfGm(CaCO3)={(-604.03)+(-394.359)-(-1128.79)}kJ·mol-1=130.40kJ·mol-1>0在298.15K、标准态下,反应不能自发分解。1/11/2023解：CaCO3(s)→CaO(s)+CO2(g)ΔfHm/(kJ·mol-1)-1206.92-635.09-393.509Sm/(J·mol-1·K-1)92.939.75213.74(2)解法ΔrHm=[ΔfHm(CaO)+ΔfHm(CO2)]-ΔfHm(CaCO3)={[(-635.09)+(-393.509)]-(-1206.92)}kJ·mol-1=178.32kJ·mol-1在298.15K、标准态下，反应不能自发分解。ΔrSm=[Sm(CaO)+Sm(CO2)]-Sm(CaCO3)=[(39.75+213.74)-92.9]J·mol-1·K-1=106.6J·mol-1·K-1ΔrGm(298.15K)=ΔrHm(298.15K)-TΔrSm(298.15K)

ΔrGm=[178.32-298.15×106.6×10-3]kJ·mol-1=130.4kJ·mol-1>01/11/2023在其他温度下能自发?∵ΔG=ΔH-TΔS<0∴ΔH<TΔS∴T>ΔH/ΔS≈

ΔrHom(T)

/ΔrSom

(T)

≈ΔrH0m(298.15K)/ΔrS0m(298.15K)

=178.32kJ·mol-1/160.6J·mol-1·K-1

=1110K2-1-4使用ΔrGm判据的条件

使用ΔrGm判据的条件反应体系必须是封闭体系，反应过程中体系与环境之间不得有物质的交换；反应体系必须不做非体积功(或者不受外界如“场”的影响)。例如：2NaCl(s)→2Na(s)+Cl2(g),ΔrGm>01/11/2023ΔrGm只给出了某温度、压力条件下反应的可能性,不能说明其它温度、压力条件下反应的可能性。例如：2SO2(g)+O2(g)→2SO3(g)298.15K、标准态下,

ΔrGm<0,自发向右进行。

723K,

p(SO2)=p(O2)=1.0×104Pa、p(SO3)=1.0×108Pa的非标准态下,ΔrGm(723K)>0,非自发。1/11/2023*ΔrGm<0的反应与反应速率大小是两回事。例如：H2(g)+

O2(g)→H2O(l)rGm(298.15K)=-237.13kJ·mol-1<0反应能自发向右进行，但因反应速率极小，可认为不发生反应；若有催化剂或点火引发则可剧烈反应。１２1/11/2023

2.化学反应速率快:如爆炸反应,中和反应,离子反应。慢:如金属腐蚀,橡胶、塑料老化,

有机反应。化学反应有快有慢1/11/20232-2-1化学反应速率的定义化学反应速率的定义传统的定义反应速率:通常以单位时间内某一反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。

aA+bB

→

cC+dD∆t=t2-t1、∆c=c2-c1

t1时的浓度c(A)1c(B)1

c(C)1

c(D)1t2时的浓度c(A)2c(B)2

c(C)2

c(D)2则平均速率为单位:mol·L-1·S-1;mol·L-1·min-1;mol·L-1·h-1∆c(A)∆t(A)

=-∆c(B)∆t(B)

=-∆c(C)∆t(C)

=∆c(D)∆t(D)

=1/11/2023反应2N2O5

→4NO2+O2开始浓度/(mol·L-1)2.1000100秒浓度/(mol·L-1)

1.950.300.075

υ(N2O5)=-=-∆c(N2O5)(1.95-2.10)mol·L-1

∆t100s

=1.5×10-3mol·L-1·s-1υ(NO2)=

=

∆c(NO2)(0.30-0)mol·L-1

∆t100s

=3.0×10-3mol·L-1·s-1υ(O2)=

=

∆c(O2)(0.075-0)mol·L-1

∆t100s

=7.5×10-4mol·L-1·s-1不同物质表示的反应速率的数值是不同的例υ(N2O5):υ(NO2):υ(O2)=2:4:1即等于反应式相应物质分子式前的系数比1/11/2023反应2N2O5

→4NO2+O2开始浓度/(mol·L-1)2.1000100秒浓度/(mol·L-1)1.950.300.075300秒浓度/(mol·L-1)1.700.800.20700秒浓度/(mol·L-1)1.311.580.395

υ(N2O5)1=-=-∆c(N2O5)(1.95-2.10)mol·L-1

∆t100s

=1.5×10-3mol·L-1·s-1随着反应的进行,速率逐渐减小例υ(N2O5)2=-=-∆c(N2O5)(1.70-1.95)mol·L-1

∆t(300-100)s

=1.25×10-3mol·L-1·s-1υ(N2O5)3=-=-∆c(N2O5)(1.31-1.70)mol·L-1

∆t(700-300)s

=9.75×10-4mol·L-1·s-11/11/2023反应2N2O5

→4NO2+O2开始浓度/(mol·L-1)2.1000100秒浓度/(mol·L-1)1.950.300.075

例υ(N2O5)=-=-∆c(N2O5)(1.95-2.10)mol·L-1

∆t100s

=1.5×10-3mol·L-1·s-1平均速率瞬时速率υ(N2O5)=lim=∆t→0∆c(N2O5)dc(N2O5)∆tdt1/11/2023以不同物质表示的反应速率间的关系

N2+3H2=2NH3

rN2=-d[N2]/dt

；rH2=-d[H2]/dt

rNH3=d[NH3]/dtrN2

=(1/3)rH2

=(1/2)rNH3aA+bB=dD+eE

反应速率

化学反应的活化能碰撞理论和过渡态理论讨论基元反应---一步完成的反应碰撞理论基本观点：反应进行的必要条件

---反应物分子间相互碰撞。碰撞频率越高，反应速率越快。只有有效碰撞才会发生化学反应。有效碰撞的条件合适的碰撞取向互相碰撞的分子必须具有足够的能量合适的碰撞取向OON—OC—ON---O---C---ONO+CO2

合适的碰撞取向

OO—CN—OCO+NO2

不合适的碰撞取向足够的能量活化分子具有足够高的能量，能发生有效碰撞的分子。活化能（Ea）活化分子的平均能量（E*）与反应物的平均能量（E）之差。

Ea=E*-E结论不同反应具有不同的活化能---在不同化学反应中改组化学键所需的能量不同。活化能的大小是决定反应速率的重要因素。活化能越小，反应速率越大。过渡态理论在反应物到生成物的过程中，经过一个高能量的过渡态。处于过渡态的分子称活化分子过渡态理论影响化学反应速率的因素反应的本性（Ea）反应物的浓度反应的温度催化剂其他(溶剂等)1.浓度(或压力)对化学反应速率的影响

cC+dD=yY+zZ

速率方程：r=κ.Cm(C).Cn(D)

定量的反映速度与反应物浓度的关系。反应速率常数κ：

与体系的本性有关与物质的浓度无关与温度、催化剂有关一般随温度升高增大

反应级数(N=m+n)N的大小，表示浓度对反应速率的影响程度。N越大，浓度对反应速率的影响越大。N可以是整数、分数或小数，也可以是零。m，n的取值与反应的机理有关，由实验获得。基元反应一步完成的反应-简单反应例如：NO2+CO=NO+CO2

（T>500K）

速率方程：r=k.CNO2.CCO基元反应特点

由反应式可直接写出速率方程

即：cC+dD=yY+zZ

速率方程：ν=κ.Cm(C).Cn(D)m=c，n=d；N=c+d非基元反应

反应分几步完成-复杂反应NO2+CO=NO+CO2

（T<500K）机理:1.NO2+NO2=NO3+NO2.NO3+CO=NO2+CO2

速率方程：r=k.C2NO2非基元反应特点由反应式不能直接写出速率方程

速度方程：v=k.Cm(C).Cn(D)

m，n的数值应由实验确定2.温度对反应速率的影响阿仑尼乌斯公式：

κ=Ae（-Ea/RT）

或Inκ=-Ea/RT+InA

Logκ=-Ea/2.303RT+logA两个不同温度速度的关系：

Logκ1=-Ea/2.303RT1+logALogκ2=-Ea/2.303RT2+logA

讨论

因为Ea为活化能>0,

所以，当T2>T1：κ2>κ1即r2>r1温度越高，速度常数k越大，即反应速率越大。结论

κ=Ae（-Ea/RT）Ea值越大，速度常数k越小。温度越高，速度常数k越大，即反应速率越大。反应热与活化能的关系反应热与活化能的关系3.催化剂对化学反应速率的影响只对那些热力学可以自发的反应加催化剂有意义。只改变反应的速率，不改变反应的方向。催化剂加速的本质无催化剂K的历程：A+B→ABEa有催化剂K的历程：

A+K→AKE1AK+B→AB+KE2总反应：A+B→AB

E1,E2<<Ea

改变了反应历程从而降低了活化能催化剂催化剂加速的本质

改变了反应历程从而降低了活化能3.化学反应的限度υ正＝υ逆

可逆反应与化学平衡建立平衡的前提：恒温条件下，在封闭体系（没有物质交换，只有能量的交换）中的可逆反应。反应体系建立平衡的标志各物质的浓度随时间不变-达到反应进行的最大限度。平衡体系的特点动态平衡-正逆反应速度相等有条件的平衡-条件改变，正逆反应速度发生变化，原有平衡被破坏。2-3-2

化学平衡常数

化学平衡常数实验平衡常数如可逆反应：cC(g)+dD(g)

yY(g)+zZ(g){c(Y)}y{c(Z)}z

Kc=───────{c(C)}c{c(D)}d{p(Y)}y{p(Z)}z

Kp=───────{p(C)}c{p(D)}dKc

、Kp

数值和量纲随分压或浓度所用的单位不同而异(∆n=0除外)。∆n=(y+x)-(c+d)1/11/2023平衡常数的特点

K与反应的本性有关，与温度有关。与反应物和生成物的浓度或压力无关的常数。代入平衡表达式中的各组分的浓度（或压力）只能是平衡时的浓度（或压力）各物质浓度的指数与反应式中相应各物质分子式前的系数一致，即由反应式可直接给出平衡表达式。平衡常数的数值与化学反应方程式的书写形式有关。对有纯固体和纯液体参加的反应，它们的浓度为常数。即已并入平衡表达式中。平衡常数的意义平衡常数的大小反映反应进行的程度。

K越大，说明平衡时生成物的浓度越大即反应进行的程度越大。

标准平衡常数由化学反应等温方程式导出ΔrGm=ΔrGm+RTlnJ体系处于平衡状态ΔrGm＝0，则J=KΔrGm

=-RT

lnK

-ΔrGmlnK=───

RT

K——标准平衡常数1/11/2023

标准平衡常数如可逆反应：

S2-(aq)+2H2O(l)→H2S(g)+2OH-(aq)K:量纲为“1”。

{p(H2S)/p}{c(OH-)/c}2

K=───────────{c(S2-)/c}K与温度有关，与压力所选单位无关。实验平衡常数有量纲，并与压力所选单位有关。1/11/2023

例计算反应：C(s)+CO2(g)

2CO(g)温度为298.15K和1173K时的K。解：C(s)+CO2(g)

2CO(g)∆fHm/(kJ·mol-1)0-393.509-110.525Sm/(J·mol-1·K-1)5.740213.74197.674∆fGm/(kJ·mol-1)0-394.359-137.168∆rGm=2∆fGm(CO)-∆fGm(CO2)=[2(-137.168)-(394.359)]kJ·mol-1=120.023kJ·mol-1lnK=-=-∆rGm

120023

RT8.314×298.15K=9.5×10-221/11/2023

解：C(s)+CO2(g)

2CO(g)∆fHm/(kJ·mol-1)0-393.509-110.525Sm/(J·mol-1·K-1)5.740213.74197.674∆rHm=[2(-110.525)-(393.509)]kJ·mol-1=172.459kJ·mol-1∆rSm=[2(197.674)-(5.740+213.74)]J·mol-1·K-1=175.87J·mol-1·K-1∆rGm(1173K)=

∆rHm-T

∆rSm

=(172.459×103-1173×175.87)J·mol-1=33836.51J·mol-1lnK=-=-∆rGm

33836.51

RT8.314×1173K=32.14(1173K)1/11/2023

多重平衡规则相同温度下

(1)N2(g)+O2(g)→2NO(g)

(2)2NO(g)+O2(g)→2NO2(g)

(3)N2(g)+2O2(g)→2NO2(g)根据赫斯定律:反应(1)+反应(2)＝反应(3)rG1+rG2＝rG3根据

rGm=-RTlnK

RTlnK1

+RTlnK2

=RTlnK3则

K1·K2

＝K3多重平衡规则：当几个反应式相加得到另一个反应式时，其平衡常数等于几个反应平衡常数之积。1/11/2023标准平衡常数K与实验平衡常数K

的关系

Kp

={(pY/

p)y(pZ/

p)z}/(pC/

p)c(pD/

p)d}=(p)-∑ν

Kp如：N2+3H2=2NH3∑ν=-2∴Kp=K×(p)2=Kp×1002实验平衡常数Kc与Kp的关系Kc：浓度平衡常数—当体系为溶液时只能用KcKp：压力平衡常数—当体系为气体时Kc与Kp均可使用。

CO2（g）+C（s）=2CO（g）

Kp=P2co/Pco2Kc=[CO]2/[CO2]

又：PV=nRTP=（n/V）RT=CRT

Kp=（CcoRT)2/Cco2RT=Kc（RT）Kc与Kp的关系式

Kp

=∏piνi

=∏CiRTνi

=（RT）∑ν∏Ci

νi=Kc（RT）∑ν*∑ν只表示反应前后气体分子总数的变化值。

化学平衡的移动

浓度对平衡的影响压力对平衡的影响温度对平衡的影响2-4-1浓度对化学平衡的影响1.浓度对化学平衡的影响可逆反应：cC+dD

yY+zZ根据rGm=rGm+RT

ln

JrGm=-RTlnK化学反应等温方程式

JΔrGm＝RTln

KrGm<0，

J<K平衡向正反应方向移动rGm=0，J=K平衡状态rGm>0，J>K

平衡向逆反应方向移动平衡移动方向的判断1/11/2023例含0.100mol·L-1Ag+、0.100mol·L-1Fe2+、0.010mol·L-1Fe3+溶液中发生反应：

Fe2++Ag+Fe3++Ag，K=2.98。判断反应进行的方向；J

<

K反应向右进行[c(Fe3+)/c][c(Fe2+)/c][c(Ag+)/c]解：(1)J===1.000.0100.100×0.1001/11/2023例

含0.100mol·L-1Ag+、0.100mol·L-1Fe2+、0.010mol·L-1Fe3+溶液中发生反应：

Fe2++Ag+Fe3++Ag，K=2.98。(2)计算平衡时Ag+、Fe2+、Fe3+的浓度；解：Fe2++Ag+Fe3++Ag开始浓度/(mol·L-1)0.1000.1000.010浓度变化/(mol·L-1)

-x-x+x平衡浓度/(mol·L-1)0.100-x0.100-x0.010+x

K===2.980.010+x(0.100-x)2[c(Fe3+)/c][c(Fe2+)/c][c(Ag+)/c]x=0.013c(Fe3+)=(0.010+0.013)mol·L-1=0.023mol·L-1

c(Fe2+)=c(Ag+)=(0.100-0.013)mol·L-1=0.087mol·L-1

1/11/2023例含0.100mol·L-1Ag+、0.100mol·L-1Fe2+、0.010mol·L-1Fe3+溶液中发生反应：

Fe2++Ag+Fe3++Ag，K=2.98。(3)Ag+的转化率；解：α(Ag+)==×100%=13%x0.0130.1000.1001/11/2023例

(4)计算c(Ag+)、c(Fe3+)不变，c(Fe2+)=0.300mol·L-1

时Ag+的转化率。解：Fe2++Ag+Fe3++Ag新平衡浓度/(mol·L-1)0.300-0.100-0.010+0.1000.1000.100α′ααααK==2.980.010+0.100(0.100-0.100)2α=38.1%增大反应物浓度，平衡向正方向移动。′′′′′1/11/2023平衡移动的方向增加反应物的浓度或减少生成物的浓度，平衡向右移动减少反应物的浓度或增加生成物的浓度，平衡向左移动生产上常用的办法用过量的某一反应物，以使平衡向右。不断分离出生成物之一，以使平衡向右。2.压力对平衡的影响压力的变化对没有气体参加的固体或液体(包括溶液)反应几乎没有影响

-压力对固体或液体的体积影响极小.压力的变化对有气体参加的反应有影响.

压力的变化对有气体参加的反应的影响（等温）

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

Kp=P2NH3/（P3H2·PN2）任意时刻：当体系的总压增加为两倍，分压：为2PNH3

2PH22PN2

Jp=(2PNH3)2/{（2PH2)3·2PN2}=22/(23·2)·P2NH3/（P3H2·PN2）

=(1/4)Kp

<

Kp增大压力平衡向右，有利氨的合成。规律任一可逆反应：

cC(g)+dD(g)=yY(g)+zZ(g)

Kp=PYy

PZz/PCcPDd

当总压增加为X倍:XP=X(PC+PD+PY+PZ)

各分压为:XPCXPDXPYXPZJp={(XPY)y(XPZ)z}

/{(XPC)c(XPD)d}

=X(y+z)-(c+d)•Kp

=XΔν

•KpJp=XΔν•Kp(X>1)当Δν=0，Jp=Kp

压力对平衡没有影响。

Δν>0，Jp>Kp

平衡向左

Δν<0，Jp<Kp

平衡向右结论反应前后气体分子总数没有变化,其总压力的变化对平衡没有影响-只能改变平衡到达的时间。反应前后气体分子总数有变化,其总压力的变化对平衡有影响。增加总压力，反应向气体分子数减少的方向进行。减少总压力*，反应向气体分子数增加的方向进行。反应前后气体分子总数有变化,其总压力的变化*对平衡有影响。*此处总压力变化，指分压也相应发生变化（改变体积）的情况，对平衡有影响。当总压力变化，但相应分压不发生变化（加惰性气体）时对平衡无影响。

例一密闭容器中含1.0molN2O4，反应：N2O4(g)→2NO2(g)在25℃、100kPa下达到平衡时N2O4的α=50%,计算:(1)反应的K；解：N2O4(g)→2NO2(g)始态物质的量/mol1.00变化物质的量/mol－1.0α

+2(1.0α)

平衡物质的量/mol1.0-1.0α2.0α平衡分压

2.0α1.0(1+α)p(NO2)=p总p(N2O4)=p总

=p总

1.0(1-α)1.0(1-α)1.0-1.0α+2.0α1.0(1+α)1/11/2023

例一密闭容器中含1.0molN2O4，反应：N2O4(g)→2NO2(g)在25℃、100kPa下达到平衡时N2O4的α=50%,计算:(1)反应的K；解：N2O4(g)→2NO2(g)平衡分压

2.0α

1.0(1+α)p总

1.0(1-α)1.0(1+α)p总K==[p(NO2)/p]2[p(N2O4)/p]p总p1.0(1-α)1.0(1+α){[][]}p总p

2.0α1.0(1+α){[][]}2

4.0α21.0(1-α2)=[][]p总p4(0.50)21.0(1-0.52)=()×1.0=1.31/11/2023

例

4.0α210001.0(1-α2)100´1.3=[][]α=0.18=18%´´一密闭容器中含1.0molN2O4，反应：N2O4(g)→2NO2(g)在25℃、100kPa下达到平衡时N2O4的α=50%，计算：(2)25℃、1000kPa下达到平衡时N2O4的α,N2O4和NO2的分压。解：T不变，K

不变

4.0α21.0(1-α2)K=[][]p总p´´1/11/2023

例

一密闭容器中含1.0molN2O4，反应：N2O4(g)→2NO2(g)在25℃、100kPa下达到平衡时N2O4的α=50%，计算：(2)25℃、1000kPa下达到平衡时N2O4的α,N2O4和NO2的分压。解：α=0.18=18%´平衡分压

2.0α1.0(1+α)p(NO2)=p总

=×1000kPa=694.9kPa2.0×0.181.0(1+0.18)´´p(N2O4)=p总=

×1000kPa

1.0(1-α)1.0(1-0.18)1.0(1+α)1.0(1+0.18)´´=305.1kPa总压由100kPa增至1000kPa，N2O4的α由50%降至18%，说明平衡向左方向移动，即向气体分子数少的方向移动。1/11/20232-4-3

温度对化学平衡的影响3

温度对化学平衡的影响反应：rGm=-RTlnK

;

rGm=rHm-T

rSmlnK

(T)=-rSm(T)rHm(T)

RRTlnK

(T)≈

-rSm(298.15K)rHm(298.15K)

RRTlnK1

(T1)≈

-rSm(298.15K)rHm(298.15K)

RRT1lnK2

(T2)≈

-rSm(298.15K)rHm(298.15K)

RRT2K2rHm(298.15K)T2-T1

K1RT1T2ln=()降低温度K

值变小K值增大rHm>0

吸热反应K值增大K值变小rHm<0放热反应升高温度温度变化1/11/2023例反应：2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)在298.15K时,K=6.8×1024、rHm=-197.78kJ·mol-1,

试计算723K时的K,并判断平衡移动方向。K2

rHm(298.15K)T2-T1

K1RT1T2ln=()解：

K(723