第二章 化学热力学与化学平衡

教学要点：第二章

化学热力学基础和化学平衡1.了解U、H、S、G

四个热力学函数的意义及相互关系

2.理解体系、环境、状态、状态函数、恒容热、恒压热、化学平衡等概念。3.理解热力学第一定律和盖斯定律，掌握有关的计算。

5.掌握吉布斯一亥姆霍兹方程及其应用。

4.掌握有关热力学函数变的计算，根据热力学函数进行反应自发性的判断。6.掌握影响化学平衡的因素及有关化学平衡的计算。2-1基本概念和术语

2-2热力学第一定律

2-3热化学

2-4热力学第二定律

2-5吉布斯自由能及其应用

2-6化学平衡化学热力学：

主要解决化学反应中的三个问题：

①化学反应中能量的转化

②化学反应的方向性

③反应进行的程度

应用热力学的基本原理研究化学反应的能量转化规律。

化学热力学主要解决化学反应中的问题：（1）化学反应朝着什么方向进行，及其限度如何。（2）化学反应中能量是如何转化的。热力学讨论的是物质的宏观性质，所得的结论可靠性高；但它只能说明一定条件下反应能否进行，而不能说明反应如何进行及其速率多大。§2-1基本概念和术语体系：人为划分出来的研究对象。环境：体系以外与其密切相关的部分。体系和环境敞开体系：体系与环境之间

既有物质交换，又有能量交换。封闭体系：体系与环境之间

没有物质交换，只有能量交换。孤立体系：体系与环境之间

既无物质交换，也无能量交换。体系和环境之间不一定有明显的物质界面

如NaOH与HCl在溶液中的反应,含有这两种物质的水溶液就是体系；而溶液之外的一切东西(烧杯、玻璃棒、溶液上方的空气等)都是环境。HCl＋NaOH桌子研究对象体系环境如：一个盛水的敞口的瓶(敞开体系)，因为既有热量的交换，又有瓶中水汽的蒸发和瓶外空气的溶解等；如在此瓶口盖上瓶塞(封闭体系)，因此时只有热量交换；如将此广口瓶换为带盖的杜瓦瓶(孤立体系)，由于瓶内外既没有物质的交换又没有能量的交换。Matter(H2O)Heatflow系统和环境Heatflow敞开体系封闭体系孤立体系体系的性质描述体系的宏观物理量。例如：温度、体积、质量、物质的量等。(2)强度性质：数值与物质的数量无关，没有加合性。例如：温度(1)广度性质：数值与物质的数量成正比，具有加合性。例如：体积、质量、物质的量等。体系的状态：体系所有宏观性质的综合表现。

二、状态与状态函数状态函数：确定体系状态的性质(或者物理量)。

例如某理想气体体系

n=2mol，p=1.013105Pa，V=44.8dm3

，T=273K

这就是一种状态。是体系宏观性质n、p、V、T

的综合表现。

n、p、V、T

是体系的状态函数。状态函数的特性：始态终态（Ⅰ）（Ⅱ）

状态一定，数值一定；状态函数的改变量只取决于体系的始态与终态,而与变化途径无关。状态(state)是体系各种性质的综合表现pV=nRT性质定，状态定；性质变，状态变。

确定体系状态的物理量。其变化值△只取决于体系的始态和终态，与变化的途径无关。水(298K)始态水(323K)终态水(273K)水(373K)△T=25K状态函数(statefunction)

状态函数的特征：

状态函数的特征是它的数值仅仅取决于体系的状态。状态函数的变化只决定于体系的始态和终态，而与变化的途径无关，状态定，状态函数的数值一定。周而复始，状态函数的变化等于零。

如：一定量的理想气体的状态变化，它由始态p1=1.01×105Pa，T1=298K变为p2=2.02×105Pa，T2=398K。此过程可以有下列两种不同途径（“途径”：状态变化所经历的具体步骤）：常用术语和概念始态恒温过程p2=2.02×105PaT1=298K恒压过程p2=2.02×105PaT2=398K终态恒温过程p1=1.01×105PaT2=398K恒压过程p1=1.01×105PaT1=298K过程和途径体系发生变化的经过⑴等温过程:⑵等压过程；⑶等容过程：⑷绝热过程：体系和环境间没有热交换的过程过程(process)途径(path)过程和途径完成变化过程的具体步骤始态(1)298K，100kPa终态(2)373K，50kPa373K，100kPa298K，50kPa等压等压等温等温△T=T2－T1=75K△p=p2－p1=－50kPa§2-2热力学第一定律一、热和功热：由于温差而引起的体系和环境之间的能量传递，用Q表示。功：除热以外其它各种被传递的能量，用W表示。功分为体积功和非体积功。二、热力学能（内能）热力学能：体系内部所储有的总能量，用U表示。它包括分子运动的动能，分子间的位能以及分子、原子内部所蕴藏的能量等。热力学能是状态函数。其绝对值无法知道。

热(heat,Q）体系和环境间因温度不同而传递的能量功(work,W)

除热以外其它各种形式传递的能量W

＝

We(体积功)+

W′(有用功,非体积功)热和功吸热为正（Q＞0），放热为负（Q＜0）；做功为正（W＞0），得功为负（W＜0）。⒈热力学规定：⒉体积功We（膨胀功，expansilework）在恒外压下We＝p外·△V（J）

Pam3⒊热和功都不是状态函数热和功三、热力学第一定律

热力学第一定律的实质是能量守恒和转化定律。U1

U2QWU2=U1+Q-WU2-U1=Q-W对于封闭体系热力学第一定律为：U=Q-W§2-3热化学一、等容反应热、等压反应热和焓的概念

反应热：当体系发生变化后，并使生成物的温度回到反应物的温度（即等温过程），体系放出或吸收的热量。根据热力学第一定理

等容反应热QV

：

ΔV=0，W=0。

QV=ΔU+W=

ΔU

等压反应热QP

：若P不变，

QP＝ΔU+W=ΔU＋pΔV=U2–U1+

p（V2–V1）

=（U2+p2V2

）–（U1+p1V1）

U、P、V都是状态函数，所以（U+PV）也是状态函数，把其叫做焓，用H表示，即

H≡U+pV

QP=H2–H1=ΔH等压过程中，体系焓变和热力学能变化的关系为：ΔH=ΔU+pΔV当反应物和生成物都处于固态和液态时，反应的ΔV值很小，故ΔH≈ΔU。对于气体参加的反应，ΔV往往很大，若为理想气体，则有：pΔV=p(V2-V1)=(n2-n1)RT=(Δng)RTΔH=ΔU+(Δng)RT

例2.1

1g火箭燃料联氨(N2H4)在氧气中完全燃烧(等容)时，

放热20.7kJ(250C)。试求1molN2H4在250C燃烧时的

内能变化和等压反应热。解：N2H4(g)+O2(g)=N2(g)+2H2O(l)U=Qv=-20.7×32.0=-662(kJmol-1)H=Qp=U+ngRT=-662+(1-1-1)RT=-665(kJmol-1)二、热化学方程式1.反应进度ξ

对任一化学反应dD+eE=fF+gGνB

为物质B的化学计量数，对反应物来说，其值为负值；对生成物来说，其值为正值。反应进度ξ是一个衡量

化学反应进行程度的物理量.例2.2：反应N2(g)+3H2(g)=2NH3(g)若反应过程中有1molN2和3molH2完全反应生成2molNH3，若反应进度以N2的物质的量改变来计算若以H2的物质的量改变来计算若以NH3的物质的量改变来计算由于ξ与ν有关，而ν又与反应式书写有关，ξ显然也与反应式书写有关。2.热化学方程式表示化学反应式与其热效应关系的化学方程式叫做热化学方程式。H2（g）+1/2O2（g）=

H2O（l）ΔrHm,298.15K=–286kJ.mol-1（1）ΔH吸热反应为正，放热反应为负（2）H的左下标r表示“反应”，ΔrH表示反应的焓变，m表示ξ为1mol，ΔrHm称为摩尔焓变，单位为KJ.mol-1。右上标（标准）表示该反应在标准状态下进行。标准状态是指气体分压为标准压力的理想气体；浓度为1mol.L-1的理想溶液；固体和纯液体是指在标准压力下的该纯物质。处于标准状态下的焓变称为标准焓变，ΔrH

。热化学方程式表示化学反应与热效应关系的方程式H2(g)+½O2(g)=H2O(l)“r”代表化学反应（reaction）“m”代表1摩尔反应（以反应式作基本单位）“”代表热力学标准态（298）代表热力学温度（K）⒈

的含义：标准摩尔焓变2.热力学标准态

气体：

溶液：固体和纯液体：T,p

p

=100kPa符合理想稀溶液定律溶质B,bB=b=1mol·kg-1或

cB=c=1mol·L-1T,p下，纯物质⒊如何书写热化学方程式⑴要注明反应的温度和压力⑵要注明物质的状态固体s(solid）液体l(liquid）气体g(gas）水溶液aq(aqueoussolution）⑶反应热与计量系数有关H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g)½H2(g)+½Cl2(g)=HCl(g)(2-11)例2-3

在298K，标准状态下，1mo1H2完全燃烧生成水，放热285.84kJ。此反应可分别表示为：

(1)

(2)

若过程A中有1molH2燃烧，过程B中有10molH2燃烧，分别求两过程的和。

解：按计量方程(1)＝一285.84

按计量方程(2)＝一561.68对于过程A，反应进度ξ(1，A)＝1mo1，ξ(2，A)＝0.5mo1。根据式(2—11)，＝-285.84kJ。对于过程B，反应进度ξ(1，B)＝10mo1，ξ(2，B)＝5mo1。＝-2858.4kJ。此例说明反应热或的数值与计量方程有关；而某一具体过程的焓变的数值与计量方程无关。

三、盖斯定理盖斯定理：不管化学反应是一步完成，还是分步完成，其热效应总是相同的。反应物（I）反应中间物产物（II）rHm(1)rHm(2)rHm总rHm(总正)=-rHm(总逆)

rHm(总正)

=rHm(1)+rHm(2)例2.3

已知：下列两个反应热的实验值(298K)①C(s)+O2(g)→CO2(g)rHm(1)=-393.5kJmol-1 ②CO(g)+1/2O2(g)→CO2(g)rHm(2)=-283.0kJmol-1

试求:③C(s)+1/2O2→CO(g)rHm(3)=?解：rH

θ1=rH

θ2+rH

θ3rH

θ3=rH

θ1－rH

θ2

＝[-393.5-(-283.0)]KJ.mol-1=-110.5KJ.mol-1也可利用反应式之间的代数关系进行计算,上述反应式的关系是(3)=(1)-(2)rH

θ3=rH

θ1－rH

θ2

四、生成焓

由元素的稳定单质生成1mol某物质时的热效应叫做该物质的生成焓。如果生成反应在标准态和指定温度(298K)下进行，这时的生成焓称为该温度下的标准生成焓，用

fHm

表示。稳定态单质本身的标准生成焓

fHm=0+O2

→CO2

fHm

=394KJ.mol-1C石墨

→

C金刚石

fHm

=+1.9KJ.mol-1→C石墨

fHm

=0任何反应的标准摩尔焓变都可由下式求得对一般反应dD+eE=fF+gG

rHm=[f

fHm(F)+g

fHm(G)]-[d

fHm(D)+e

fHm(E)]例2.6：利用标准生成热数据，计算乙炔完全燃烧反应的标准反应热

rHm。解：C2H2(g)+5/2O2(g)

2CO2(g)+H2O(l)

rHm=[2

fHm(CO2)+

fHm(H2O)]-[

fHm(C2H2)+5/2

fHm(O2)]=[2(-393.5)+(-285.9)]-[226.8-5/2(0)]=-1299.7KJ.mol-1

fHm(KJ.mol-1)226.80-393.5-285.9五、燃烧焓在标准状态下，1mol物质完全燃烧所产生的热量称为该物质的标准燃烧焓，以表示，下标c表示“燃烧”（combustion）。所谓完全燃烧是指化合物分子中C变为CO2（g），H变为H2O（l），S变为SO2（g），N变为N2（g），上述燃烧产物及O2（g）的摩尔燃烧焓均为零。利用计算有关反应的，其方法与利用计算的方法相类似：六、键能与反应焓变的关系

对双原子分子而言，键能是指在pθ和298K下，将1mol的气态分子AB的化学键断开，成为气态的中性原子A和B所需要的能量。键焓则是上述过程的焓变。

例如H2(g)2H(g)键能U

＝433.5KJ.mol-1

键焓rH＝436KJ.mol-1

对NH3来说NH3(g)NH2(g)+H(g)D1=435KJ.mol-1NH2(g)NH(g)+H(g)D2=398KJ.mol-1NH

(g)N(g)+H(g)D3=339KJ.mol-1

而N-H键的键能bH为三个离解能的平均值：

bH（N-H)＝(D1+D2+D3)/3=(435+398+339)3=391KJ.mol-1因此对多原子分子来说键能实际上是平均键能。例

为:（已知）A.45.65kJ·mol-1B.－45.65kJ·mol-1C.91.3kJ·mo-1

D.－91.3kJ·mol-1E.－7.6kJ·mol-1已知环丙烷(C3H6,g),石墨及氢气的为－2029,－393.5及－285.9(kJ·mol-1),则环丙烷的为多少kJ·mol-1?A.－9.2B.9.2C.18.4D.－18.4E.－27.6系统从状态A到状态B经I、II两条不同的途径，则有（）A.QI=QIIB.WI=WIIC.D.QI–WI=QII–WIIE.ΔH=0已知反应的等压反应热为,则下列说法中不正确的是()A.是H2O(l)的生成热B.C.D.E.是H2(g)的燃烧热热化学方程式C6H12O6(s.)+6O2(g.)6CO2(g.)+6H2O(l.)H=-2801.9kJmol-1,这意味着该反应是A.环境对系统做功B.系统对环境做功C.吸热反应D.放热反应

E.自发进行.298K、标准压力下，反应的.下列各式中正确的是（）A.B.C.D.E.在标准状态和298K时反应的标准反应热,则HCl(g)的标准摩尔生成焓()为:A.－184.6kJ·mol-1B.+184.6kJ·mol-1

C.－92.3kJ·mol-1D.+92.3kJ·mol-1

下列叙述正确的是:A.恒压下及,因为H为状态函数,故Qp也是状态函数B.的反应是吸热反应C.的反应是吸热反应D.某物质的燃烧焓愈大,则其生成焓就愈小E.对气体来说,其标准状态所规定的条件是其压力为10132Pa,温度为298.15K§2-4热力学第二定律一、化学反应的自发性

所谓自发变化就是不需外力帮助而能自动发生的变化。

不需要环境提供非体积功就能发生的过程称为自发过程。当两个温度不同的物体接触时，热总是自发地从高温物体传向低温物体，直到两个物体的温度相等为止。温度的高低是判断热传递方向的判据。气体总是自发地从气压高处流向气压低处，直到压力相同时为止。压力的高低是判断气体流动方向的判据。

化学反应在一定条件下也是自发地朝着某一方向进行，那么也一定存在一个类似的判据，利用它就可以判断化学反应自发进行的方向。

反应热与化学反应方向:

早在

19

世纪

70

年代，法国化学家贝塞洛和丹麦化学家汤姆森提出，反应热是判断化学反应方向的判据。许多放热反应在常温、常压下确实能自发进行，但少数吸热反应在常温、常压下也能自发进行。这说明反应热是影响化学反应方向的重要因素，但不是决定反应方向的惟一因素。

熵变与化学反应方向:

（一）混乱度

除反应热外，系统的混乱度也是影响化学反应方向的重要因素。混乱度是指系统的不规则或无序的程度，系统越没有秩序，其混乱度就越大。室温下自发进行的吸热反应的共同特点，是反应发生后系统的混乱度增大了。因此，系统混乱度的增大是吸热反应自发进行的推动力。（二）熵

熵是系统混乱度的量度，用符号

S表示。熵是状态函数，熵变只取决于系统的始态和终态，与实现变化的途径无关。系统的熵越大，其混乱度就越大；系统的熵越小，其混乱度就越小。

影响熵的因素主要有：（1）物质的聚集状态：同种物质的气相、液相、固相相比较，气相的混乱度最大，而固相的混乱度最小。因此，对于同种物质，气相的摩尔熵最大，而固相的摩尔熵最小。（2）分子的组成：聚集状态相同的物质，分子中的原子数目越多，混乱度就越大，其熵也就越大；若分子中的原子数目相同，则分子的相对分子质量越大，混乱度就越大，其熵也就越大。

（3）温度：温度升高，物质的混乱度增大，因此物质的熵也增大。（4）压力：压力增大时，将物质限制在较小的体积之中，物质的混乱度减小，因此物质的熵也减小。压力对固相或液相的熵影响很小，但对气相的熵影响较大。热力学规定：在时，任何纯物质的完整晶体的熵为零。将某纯物质从

0

K

升高到温度

T，此过程的熵变就是温度

T

时该纯物质的规定熵：

纯物质在标准状态下的摩尔规定熵称为该物质的标准摩尔熵，用符号表示。对于化学反应

，温度T时反应的标准摩尔熵变可利用下式求算：例题例

2-7

利用298.15K时的标准摩尔熵，计算反应：在298.15K时的标准摩尔熵变。解：

298.15K时反应的标准摩尔熵变为：

大多数熵增的吸热反应在室温下不能自发进行，但在高温下可以自发进行；而大多数熵减的放热反应在室温下能自发进行，但在高温下不能自发进行。上述事实表明，反应方向除了与反应热和熵变有关外，还受温度的影响。自发过程(spontaneousprocess)在一定条件下不需要外力作用就能自动进行的过程2.特点：单向性有一定限度具有做功的能力CaCO3(s)＞1123K

自发CaO(s)+CO2(g)NH4Cl(s)自发NH4+(aq)+Cl-(aq)△rHm>0△rHm>03.影响因素1.概念反应热混乱度温度二、熵

体系的混乱度可以用一个称为熵的热力学函数(S)来描述。体系越混乱，熵值越大。如同热力学能、焓一样，熵也是状态函数。等温过程的熵变ΔS=Qr/TQr为可逆过程的热效应。⒈熵(entropy,S)体系内部质点混乱度的量度⑴同一物质：S气＞S液＞S固⑵同一物态：S（复杂分子）＞S（简单分子）⑶S（高温）＞S（低温）⑷S（低压气体）＞S（高压气体）CaCO3(s)CaO(s)+CO2(g)NH4Cl(s)NH4+(aq)+Cl-(aq)混乱度增加混乱度增加⑴Br2(l)、Br2(g)⑵Ar(0.1kPa)、Ar(0.01kPa)⑶HF(g)、HCl(g)⑷CH4(g)、C2H6(g)⑸NH4Cl(s)、NH4I(s)⑹HCl(g,298K)、HCl(g,1000K)2.试判断下列过程的△S是正还是负。⑴冰融化成水⑵炸药爆炸⑶甲烷燃烧CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(g)⑷合成氨反应N2(g)+3H2(g)=2NH3(g)⑸从溶液中析出结晶(+)(+)(+)(﹣)(﹣)

例：1.从以下各对物质中选出有较大混乱度的物质。除已注明条件外，每对物质都具有相同的温度和压力。三、热力学第二定律

热力学第二定律：在孤立体系的任何自发过程中，体系的熵总是增加的，即：ΔS（孤立）>0

孤立体系是指与环境不发生物质和能量交换的体系。

ΔS（体系）+ΔS（环境）>0

如果某一变化过程中，体系熵变的ΔS（体系）和ΔS（环境）都已知，则可用上式来判断该过程是否自发。即：

ΔS（体系）+ΔS（环境）>0自发过程

ΔS（体系）+ΔS（环境）<0

不可能发生的过程四、标准摩尔熵

热力学第三定律：

温度T时，ST-S0=ΔS所以ST=ΔS

在标准态下1mol物质的熵值称为该物质的标准摩尔熵，用Sθm表示，单位J.K-1.mol-1物质的标准摩尔熵的大小的规律：(1)同一物质所处的聚集态不同其大小次序是：气态>>液态>固态。(2)聚集态相同，复杂分子比简单分子有较大的熵值。(3)结构相似的物质，相对分子质量大的熵值大。(4)相对分子质量相同，分子构型复杂，熵值大。反应的标准摩尔熵变rSm

可由下式计算在0K时，任何纯物质完整晶体的熵值等于零。S0=0例试计算下列反应在298K时的△rHm

和△rSm

，并说明能否由计算结果判断反应方向。⑴N2(g)+3H2(g)=2NH3(g)⑵N2(g)+O2(g)=2NO(g)△fHm(kJ·mol-1)0

0-46.110090.25Sm(J·K-1·mol-1)191.5

130.57192.3191.5205.0310.65化学反应中熵变的计算解：⑴N2(g)+3H2(g)=2NH3(g)⑵N2(g)+O2(g)=2NO(g)化学反应的标准熵变的计算§2-5吉布斯自由能及其应用一、吉布斯(Gibbs)自由能吉布斯自由能G=H–TSG为状态函数等温等压过程中：ΔG=ΔH–TΔS吉布斯-赫姆霍兹方程式。在等温等压过程中，可以用吉布斯自由能变来判断过程的自发性。即：

ΔG<0自发进行

ΔG>0不可能自发进行

ΔG=0过程处于平衡状态(1)Δ

H<0,ΔS>0,两因素都对自发有利，不管什么温度下，总是ΔG<0所以这过程时自发的。

(2)ΔH>0，ΔS<0,两因素都对自发过程不利，不管在什么温度下，总是ΔG>0，所以这个过程不可能自发。(3)ΔH<0,ΔS<0，这时温度将起主要作用。温度T不能高。(4)ΔH>0，ΔS>0，温度越高，这种过程越有利。

ΔG有一定的物理意义。代表在等温等压过程中，能被用来作有用功（即非体积功）的最大值。ΔH和ΔS对自发变化的影响：二、标准生成吉布斯自由能

在指定的反应温度(一般298.15K)和标准态下，令稳定单质的吉布斯自由能为零，并且把在指定温度和标准态下，由稳定单质生成1mol某物质的吉布斯自由能变称为该物质的标准生成吉布斯自由能(fGm

)。由fGm的数据可计算任何反应的标准摩尔吉布斯自由能变(rGm

)。例:已知在植物光合系统工作下，光照对绿色植物通过下列反应进行光合作用合成葡萄糖：6CO2(g)+6H2O(g)

光C6H12O6(s)+6O2(g)由反应的△rGm估计这个反应在没有光和光合系统下能否发生？解：∴该反应在没有光和光合系统下不能发生三、ΔG与温度的关系一般温度变化不大时，ΔH和ΔS变化不大，可近似看做常数，由下列的近似公式计算温度T时的GT

：ΔGT≈ΔH298

–TΔS298ΔGT=ΔHT–TΔST

例已知反应CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g)的求反应在298K及1200K时的△rGm及反应进行的最低温度。解：CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g)设△rGm=0课堂练习:

既然水结冰是熵减小过程，那么为何在低温下水却能自发结冰？H2O(l)H2O(s)△Hm＜0△Sm＜0△Gm＜0时反应自发进行∵△Gm=△Hm－T△Sm恒压下温度对反应自发性的影响类型123

4

－＋－

任何温度下均为自发过程任何温度下均为非自发过程非自发过程自发过程有最低温度存在自发过程非自发过程有最高温度存在△rHm

△rSm△rGm

反应情况－－低温：－高温：＋＋＋低温：＋高温：－＋－＋例在25℃，100kPa下，CaO(s)+H2O(l)=Ca(OH)2(s)反应能自发进行，而在高温下，逆向是自发进行的，则说明该反应:某一体系从A态变化到B态，可经过途径1或2，则其ΔG值：A.由途径1决定B.由途径2决定C.由途径1，2共同决定D.由途径1和途径2的差值决定

E.与途径1和途径2无关下列概念中，不属于状态函数的是：A.焓B.自由能C.熵D.压力E.热100kPa,25℃的封闭体系中,当S>0时,过程A.自发进行B.非自发进行C.可逆D.处于平衡状态E.条件不全,无法判断下列关于吉布斯自由能的说法,错误的是A.G越小,表示反应自发进行的倾向越大B.只在在等温等压条件下,G可作为反应自发进行的判据C.G越小,表示反应速率越快D.稳定单质的fG为零E.G为状态函数

等温等压下,化学反应自发正向进行的条件是A.S>0B.S<0C.H<SD.H-TS<0E.G=0

任何化学反应在等压或等容条件下，无论是一步完成，还是分成几步完成，该反应的热效应总是相同的，这一规律称为（）A.朗伯-比尔定律B.热力学第二定律C.盖斯定律D.质量作用定律E．阿仑尼乌斯定律已知一反应的<0，因此可判断此反应（）A.任何温度下能自发进行B.任何温度下不能自发进行

C.高温下可自发进行D.低温下可自发进行E.无法判断反应方向反应CH3OH(l)=CH4(g)+1/2O2(g)的为（）A.正值B.负值C.零D.考虑温度后才能确定E.低温时为负值已知:则MnO2(s)的为:A.－134.8kJ·mol-1B.134.8kJ·mol-1C.－519.7kJ·mol-1D.519.7kJ·mol-1E.384.9kJ·mol-1(1)该反应能否自发进行?即反应的方向性问题；(2)在给定条件下，有多少反应物可以最大限度地转化为生成物？即化学平衡问题；§2-6

化学平衡一、可逆反应和化学平衡

在一定条件下，既能向正方向进行又能向逆方向进行的反应称为可逆反应。可逆反应在进行到一定程度，会建立平衡。当正、逆反应速率相等时，即达到了平衡。我们把反应速率相等时的状态称为化学平衡状态。化学平衡又两个特征：（1）化学平衡是一种动态平衡。υ正

=υ逆

（2）化学平衡是有条件的平衡。当外界条件改变时，原有的平衡即被破坏，直到在新的条件下建立新的平衡。vAvBvA=vBv（速率）t(时间)⑴

v正=

v逆≠0⑵各物质浓度不再改变

动态平衡平衡浓度二、经验平衡常数

表2-3：700K时H2+I2=2HI的实验数据对于一个化学反应:aA+bBdD+eE

当在一定温度下达到平衡时有:Kc称为（浓度）经验平衡常数。

在一定温度下，当可逆反应达平衡时，各生成物浓度幂的乘积与各反应物浓度幂的乘积之比为一常数，称为平衡常数。对气体反应常用气体的分压代替浓度。如对上述反应Kp称为压力经验平衡常数。三、标准平衡常数及其有关的计算

范托夫(Van’tHoff)化学反应等温方程式给出了ΔrG的计算式。对于非标准态下任一化学反应bB+dD=eE+fF令:则Kθ称为标准平衡常数范托夫(Van’tHoff)

(1852～1911)

荷兰物理化学家1875至1887年建立了化学平衡理论，并对立体化学、物理化学、化学动力学的发展作出了重大贡献。于1901年获诺贝尔奖。

对于不同类型的反应，Kθ的表达式也有所不同。1．气体反应对于理想气体（或低压下的真实气体）a=p/pθ

(pθ=100kPa)，则2．溶液反应

对于理想溶液（或浓度稀的真实溶液）

a=c/cθ(cθ=1mol·L-1)，则

3．

复相反应

复相反应是指反应体系中存在两个或两个以上相的反应。如反应

CaCO3(s)+2H+(aq)=Ca2+(aq)+CO2(g)+H2O(l)

有关平衡常数的几点说明：(1)K和Kθ的区别：a.Kθ是量纲为一的量，而K只有在Σν＝0时，量纲才为一；b.两者数值一般不等。气体反应的Kθ与Kp的数值不同（Σν＝0时除外）；溶液反应的Kθ与Kc的数值相同。

(2)平衡常数表达式和数值与反应式的书写有关。显然，它们间的关系是

四、多重平衡规则

如果某反应可以由几个反应相加得到，则该反应的平衡常数等于几个平衡常数之积。这种关系就称为多重平衡规则。设三个反应，如果反应(3)＝反应(1)＋反应(2)同理，如果反应(4)＝反应(1)－反应(2)，则五、化学反应进行的程度

化工生产中常用转化率（α）来衡量化学