化学反应热及化学反应的方向和限度

1基础(jīchǔ)化学精品资料第六章化学反应热及反应的方向(fāngxiàng)和限度ReactionHeat,DirectionsandLimitofChemicalReactions精品资料内容提要(nèirónɡtíyào)热力学系统和状态函数系统与环境状态函数与过程(guòchéng)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精品资料内容提要(nèirónɡtíyào)熵和Gibbs自由(zìyóu)能自发过程的特征及判据系统的熵系统的Gibbs自由(zìyóu)能化学平衡化学反应的限度与平衡常数化学平衡的移动精品资料教学(jiāoxué)基本要求掌握系统、环境、状态函数、平衡态和过程(guòchéng)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；精品资料教学基本(jīběn)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LeChatelier规律；掌握计算化学反应的Gibbs自由(zìyóu)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；精品资料教学(jiāoxué)基本要求熟悉(shúxī)反应进度、热化学方程式和标准态等概念的规定；熟悉(shúxī)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。精品资料第一节热力学系统(xìtǒng)和状态函数一、系统和环境1.系统划作研究对象的一部分物质。2.环境系统以外与系统密切有关(yǒuguān)的部分。系统环境系统精品资料第一节热力学系统(xìtǒng)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与环境之间的能量交换开放系统√√封闭系统×√隔离系统××精品资料第一节热力学系统(xìtǒng)和状态函数二、状态函数与过程1.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(wùzhì)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。2.状态函数(StateFunction)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精品资料第一节热力学系统(xìtǒng)和状态函数3.状态函数分类广度性质(ExtensiveProperty)：这类性质具有加和性，如体积，物质的量等。强度性质(IntensiveProperty)：这些性质没有加和性，如温度、压力等。例如(lìrú)50℃的水与50℃的水相混合水的温度仍为50℃。精品资料第一节热力学系统和状态(zhuàngtài)函数4.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(guòchéng)无关。△U＝U2－U1循环过程(guòchéng)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。精品资料第一节热力学系统和状态(zhuàngtài)函数5.热力学常见的过程(guòchéng)(process)等温过程(guòchéng)(isothermalprocess)：△T=0等压过程(guòchéng)(isobaricprocess)：△p=0等容过程(guòchéng)(isovolumicprocess)：△V=0循环过程(guòchéng)(cyclicprocess)：体系中任何状态函数的改变值均=0绝热过程(guòchéng)(adiabaticprocess)：Q=0精品资料第一节热力学系统和状态(zhuàngtài)函数三、热与功(heatandwork)1.热(Q)系统(xìtǒng)和环境之间由于温度不同而交换的能量形式。2.功(W)系统(xìtǒng)和环境之间除了热以外的其它能量交换形式，如膨胀功，电功等。3.特点Q,W均不是状态函数，与过程有关。精品资料第一节热力学系统和状态(zhuàngtài)函数例如(lìrú)：辛烷的完全燃烧C8H18(辛烷)+25/2O28CO2+9H2O精品资料第一节热力学系统(xìtǒng)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(néngliàng)升高为正，反之为负。精品资料第一节热力学系统(xìtǒng)和状态函数5.体积功和非体积功W=We+WfWe：体积功或膨胀功，Wf：非体积功化学反应体系中一般(yībān)只涉及体积功We。体积功计算:W=-F×l=-p外×A×l=-p外ΔV精品资料第一节热力学系统和状态(zhuàngtài)函数6.可逆过程(reversibleprocess)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(shíjiān)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。精品资料第一节热力学系统和状态(zhuàngtài)函数6.可逆过程(reversibleprocess)与最大功设理想气体(lǐxiǎnɡqìtǐ)经过三种途径膨胀，其体积功分别为：400kPa,1L,273K100kPa,4L,273K精品资料第一节热力学系统和状态(zhuàngtài)函数精品资料第一节热力学系统和状态(zhuàngtài)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(yǒuguān)。等温可逆过程系统对外作功最大。精品资料第二节能量守恒和化学反应(huàxuéfǎnyìng)热一、热力学能和热力学第一定律(dìnglǜ)1.热力学能（internalenergy,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。精品资料第二节能量守恒和化学反应(huàxuéfǎnyìng)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★只要始态和终态一定，不同过程的Q或W的数值可以(kěyǐ)不同，但Q＋W，即△U一样。精品资料第二节能量守恒和化学反应(huàxuéfǎnyìng)热4.系统的热力学能变化与等容热效应ΔU=Qv+W=Qv-pV式中，Qv表示等容反应热。由于(yóuyú)等容过程ΔV=0，所以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。精品资料第二节能量守恒和化学反应(huàxuéfǎnyìng)热二、系统(xìtǒng)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+p2V2)－(U1+p1V1)=Qp令H=U+pV则有H2–H1=Qp即H=Qp精品资料第二节能量守恒和化学反应(huàxuéfǎnyìng)热1.焓(enthalpy)H=U+pV★H是状态函数，广度性质，没有直观(zhíguān)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精品资料第二节能量守恒和化学反应(huàxuéfǎnyìng)热2.反应热效应等压反应中△H=△U+p△V又QP=QV+p△V★涉及(shèjí)气体反应，p△V=△n(RT)△H=△U+△n(RT)；★仅涉及(shèjí)液体和固体的反应，△V≈0，△H=△U，QP=QV精品资料第二节能量守恒和化学反应(huàxuéfǎnyìng)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(chéngdù)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。精品资料第二节能量守恒和化学反应(huàxuéfǎnyìng)热例10.0molH2和5.0molN2在合成塔中混合(hùnhé)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)1/2N2+3/2H2=NH3分别按(1)和(2)两种方程式求算此反应的。精品资料第二节能量守恒和化学反应(huàxuéfǎnyìng)热解：反应(fǎnyìng)在不同时刻各物质的量（mol）为：n(N2)n(H2)n(NH3)t=0ξ=0时5.010.00t=tξ=ξ时4.07.0 2.0按方程式(1)求ξ：精品资料第二节能量守恒和化学反应(huàxuéfǎnyìng)热

按方程式(2)求ξ：精品资料第二节能量守恒和化学反应(huàxuéfǎnyìng)热结论：★对于同一反应方程式，的值与选择何种物质(wùzhì)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。精品资料第二节能量守恒和化学反应(huàxuéfǎnyìng)热2.热化学方程式(thermodynamicalequation)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(rèliàng)变化。

精品资料第二节能量守恒和化学反应(huàxuéfǎnyìng)热

精品资料第二节能量守恒和化学反应(huàxuéfǎnyìng)热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；★：表示标准态，即此反应热是在标准状态下的数值(shùzí),物质所处的状态不同，反应热效应的大小也不同。精品资料第二节能量守恒和化学反应(huàxuéfǎnyìng)热5.热力学标准态在温度T和标准压力p(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(yètǐ)(或纯固体)：标准压力下的纯液体(yètǐ)(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。★标准态未指定温度。IUPAC推荐298.15K为参考温度。精品资料第二节能量守恒和化学反应(huàxuéfǎnyìng)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(qìtài)、液态和固态，用aq表示水溶液(aqueoussolution)。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“”。298.15K下进行的反应可不标明温度。★要标明相应的反应热。精品资料第二节能量守恒和化学反应(huàxuéfǎnyìng)热四、Hess定律和反应热的计算1.Hess定律在封闭系统内无非体积功的条件下发生(fāshēng)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。精品资料第二节能量守恒和化学反应(huàxuéfǎnyìng)热由已知的热化学方程式计算反应(fǎnyìng)热例已知在298.15K下，下列反应(fǎnyìng)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。精品资料第二节能量守恒和化学反应(huàxuéfǎnyìng)热解：

C(gra)+O2(g)CO2(g)

=（-393.5)-(-282.99)=-110.51kJ﹒mol-1CO(g)+O2(g)（3）（2）=+由Hess定律(dìnglǜ):=-(1)精品资料第二节能量守恒和化学反应(huàxuéfǎnyìng)热Hess定律可以看成(kànchénɡ)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)=-精品资料第二节能量守恒和化学反应(huàxuéfǎnyìng)热由已知的热化学方程式计算(jìsuàn)反应热IIIIII精品资料第二节能量守恒和化学反应(huàxuéfǎnyìng)热★“同类项”(即物质(wùzhì)和它的状态均相同)可以合并、消去；★移项后要改变相应物质(wùzhì)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。精品资料第二节能量守恒和化学反应(huàxuéfǎnyìng)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(wùzhì)的焓变。符号：ΔfHm单位：kJ·mol-1规定：稳定单质的ΔfHm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),ΔrHm=-127kJ·mol-1ΔfHm[AgCl(s)]=ΔrHm=-127kJ·mol-1精品资料第二节能量守恒和化学反应(huàxuéfǎnyìng)热由标准摩尔(móěr)生成焓计算反应热最稳定单质(产物)产物(反应物)反应物精品资料第二节能量守恒和化学反应(huàxuéfǎnyìng)热例：试用标准(biāozhǔn)摩尔生成焓计算其标准(biāozhǔn)摩尔反应热C6H12O6(s)+6O2(g)→6CO2(g)+6H2O(l)解：查表得:ΔfHm[C6H12O6(s)]=-1274.5kJ·mol-1ΔfHm[CO2(g)]=-393.51kJ·mol-1ΔfHm[H2O(l)]=-285.83kJ·mol-1ΔrHm=6ΔfHm[CO2(g)]+6ΔfHm[H2O(l)]-ΔfHm[C6H12O6(s)]-6ΔfHm[O2(g)]=-2801.6KJ·mol-1精品资料第二节能量守恒和化学反应(huàxuéfǎnyìng)热由标准摩尔燃烧焓计算反应热在标准压力和指定(zhǐdìng)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)。精品资料第二节能量守恒和化学反应(huàxuéfǎnyìng)热由标准摩尔燃烧热计算反应(fǎnyìng)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(fǎnyìng)为：CH3CHO(l)+H2(g)=CH3CH2OH(l)此反应(fǎnyìng)的反应(fǎnyìng)热较难测定，试利用标准摩尔燃烧热计算其反应(fǎnyìng)热。精品资料第三节熵和Gibbs自由(zìyóu)能一、自发过程的特征自发过程(spontaneousprocess)不需要任何外力推动就能自动进行(jìnxíng)的过程。Ep=mghC+O2=CO2

精品资料第三节熵和Gibbs自由(zìyóu)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(dàxiǎo)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。精品资料第三节熵和Gibbs自由(zìyóu)能二、自发过程的判据(pànjù)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。

精品资料第三节熵和Gibbs自由(zìyóu)能二、系统的熵1.熵(entropy)系统混乱(hùnluàn)度的量度。符号：S。

★系统的混乱(hùnluàn)度越大，熵值越大。★熵是状态函数。★熵是广度性质。精品资料第三节熵和Gibbs自由(zìyóu)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(quēxiàn)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”。精品资料第三节熵和Gibbs自由(zìyóu)能3.规定熵(conventionalentropy)熵值以T=0K时，S=0为比较标准而求算出的。★标准摩尔熵(standardmolarentropy)：在标准状态下1mol物质的规定熵。符号：Sm，单位：J·K-1·mol-1。★注意：稳定单质的ΔfHm为零,稳定单质的Sm不为零。水合(shuǐhé)离子的Sm，是以水合(shuǐhé)H+离子的标准摩尔熵值为零的规定基础上求得的相对值。精品资料第三节熵和Gibbs自由(zìyóu)能4.Sm的变化规律

★同一物质的不同聚集态，Sm(气态)＞Sm(液态)＞Sm(固态)★气体物质有Sm(低压)＞Sm(高压)，压力(yālì)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。精品资料第三节熵和Gibbs自由(zìyóu)能5.熵变（△S）的计算运用“热化学方程式的代数(dàishù)加减法”进行计算；IIIIII精品资料第三节熵和Gibbs自由(zìyóu)能5.熵变（△S）的计算(jìsuàn)由Sm计算(jìsuàn)△rSm由于熵是广度性质，因此计算(jìsuàn)时要注意乘以反应式中相应物质的化学计量系数。精品资料第三节熵和Gibbs自由(zìyóu)能6.熵增加原理(yuánlǐ)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≥0ΔS孤立＞0自发过程，ΔS孤立＝0系统达到平衡。精品资料第三节熵和Gibbs自由(zìyóu)能6.熵增加原理(yuánlǐ)请观看“Entropy”动画精品资料第三节熵和Gibbs自由(zìyóu)能6.熵增加原理如果环境和系统一起构成(gòuchéng)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。精品资料第三节熵和Gibbs自由(zìyóu)能三、系统的Gibbs自由(zìyóu)能用Gibbs自由(zìyóu)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即有精品资料第三节熵和Gibbs自由(zìyóu)能三、系统(xìtǒng)的Gibbs自由能用自由能判断化学反应方向由于都是系统(xìtǒng)的变化，略去下标“系统(xìtǒng)”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。精品资料第三节熵和Gibbs自由(zìyóu)能Gibbs自由能定义式：G=H–TSG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(xìtǒng)等温等压下作最大非体积功(可逆过程)，即ΔG=Wf,最大系统(xìtǒng)作功，Wf,最大<0；非可逆自发过程有ΔG=Wf,最大<Wf若系统(xìtǒng)不作非体积功，Wf=0，则ΔG<0精品资料第三节熵和Gibbs自由(zìyóu)能3.Gibbs方程ΔG=ΔH-TΔS此式是著名的Gibbs方程。化学反应(huàxuéfǎnyìng)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++任何温度非自发精品资料第三节熵和Gibbs自由(zìyóu)能4.自由(zìyóu)能变的计算由已知的化学方程式计算△rGm

IIIIII精品资料第三节熵和Gibbs自由(zìyóu)能用标准摩尔生成自由能计算298.15K下的△rGm标准摩尔生成自由能：在标准状态下由最稳定(wěndìng)单质生成1mol物质B时的自由能。符号：△fGm，单位：kJ﹒mol-1。稳定(wěndìng)单质的标准摩尔生成自由能为零。计算反应的自由能变精品资料第三节熵和Gibbs自由(zìyóu)能运用Gibbs方程计算△rGm用标准摩尔生成自由能只能计算298.15K下的△rGm，非室温可用Gibbs方程计算△rGm

注意到△rHm和△rSm是常温的值，因为它们受温度(wēndù)影响不大。精品资料第三节熵和Gibbs自由(zìyóu)能例1：在1000℃下用H2能否将CdS还原(huányuán)为Cd？已知H2(g)+S(g)→H2S(g)△rGm,1=-49.10kJ·mol-1Cd(g)+S(g)→CdS(g)△rGm,2=-122.7kJ·mol-1例2：CaCO3(s)→CaO(s)+CO2(g)△fHm(kJ·mol-1)-1207-635-394△fGm(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精品资料第三节熵和Gibbs自由(zìyóu)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=△rGm+RTlnQ溶液反应：Q=[(cD/c)d(cE/c)e]/[(cA/c)a(cB/c)b]气体反应：Q=[(pD/p)d(pE/p)e]/[(pA/p)a(pB/p)b]其中(qízhōng)c=1mol.L-1;p=100kPa反应商Q无单位。纯固体，纯液体不写入Q的表达式中精品资料第三节熵和Gibbs自由(zìyóu)能例H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g)△rGm=-190kJ/mol试判断(pànduàn)，常温下：(1)标态下的自发反应方向(2)p(H2)=p(Cl2)=1kPa,p(HCl)=100kPa时反应自发的方向(3)p(H2)=p(Cl2)=10-8kPa,p(HCl)=100kPa时反应自发的方向精品资料第四节化学反应(huàxuéfǎnyìng)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(nóngdù)或分压不再发生变化，反应达到动态平衡；★物质浓度(nóngdù)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。精品资料第四节化学反应(huàxuéfǎnyìng)的限度和平衡常数2.标准平衡常数(standardequilibriumconstant)对于任意溶液反应：aA+bB=dD+eE当反应达到平衡时，K称为标准平衡常数。当反应物、产物(chǎnwù)中有气体物质（平衡分压为p)，则气体物质用p/p代替浓度项。精品资料第四节化学反应(huàxuéfǎnyìng)的限度和平衡常数说明(shuōmíng)★K是单位为一的量。★K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。★K只与反应的本性和温度有关，与浓度或分压无关。精品资料第四节化学反应(huàxuéfǎnyìng)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(fǎnyìng)，其浓度可以看成常数，也不写入表达式中：精品资料第四节化学反应(huàxuéfǎnyìng)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(duìyú)溶液：Kc:浓度平衡常数

对于(duìyú)气体反应：KP:压力平衡常数当a+b=d+e时，Kc和Kp无单位，与K在数值上相等，当a+b≠d+e时，Kc和Kp有单位，Kc与K在数值上相等。精品资料第四节化学反应(huàxuéfǎnyìng)的限度和平衡常数标准平衡常数Kθ与实验平衡常数Kc和Kp的区别和联系：★Kc和Kp可能有单位(dānwèi)，而K单位(dānwèi)为1；★Kc只用于溶液中，与K数值相等；Kp只用于气体中，与K数值常常不相等；K适用于任何反应；★K在热力学中应用，Kc和Kp在实践中应用。精品资料第四节化学反应(huàxuéfǎnyìng)的限度和平衡常数4.用标准平衡常数判断自发反应(fǎnyìng)方向非标准状态下化学反应(fǎnyìng)的摩尔自由能变可以用化学反应(fǎnyìng)等温式计算：△rGm=△rGm+RTlnQ平衡时，△rGm=0，Q=K∴△rGm=-RTlnK此式代入化学反应(fǎnyìng)的等温方程式，得△rGm=-RTlnK+RTlnQ