热力学能焓熵课件

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.理解系统、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。教学要点：第二章化学热力学基础和化学平衡1.了解U1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三个问题：2§2－1

热力学基础知识§2－2热化学第二章

化学热力学基础和化学平衡§2－3化学反应的方向§2－4化学平衡§2－1热力学基础知识§2－2热化学第二章化学热力3§2－1

热力学基础知识一、系统与环境二、状态与状态函数三、强度性质和广度性质四、过程与途径五、热和功六、热力学能（U）

七、热力学第一定律

八、热力学标准状态§2－1热力学基础知识一、系统与环境二、状态与状态函数三、4一、系统和环境系统：被研究对象。环境：系统外与其相联系的部分。敞开系统：与环境有物质交换也有能量交换。封闭系统：与环境无物质交换有能量交换。隔离系统：与环境无物质、能量交换。(理想系统)一、系统和环境系统：被研究对象。环境：系统外与其相联系的部5系统的状态：系统所有宏观性质的综合表现。

二、状态与状态函数状态函数：确定系统状态的性质(或者物理量)。

例如某理想气体系统

n=2mol，p=1.013105Pa，V=44.8dm3，T=273K这就是一种状态。是系统宏观性质n、p、V、T的综合表现。

n、p、V、T是系统的状态函数。系统的状态：系统所有宏观性质的综合表现。二、状态与状态函数6状态函数的特性：始态终态（Ⅰ）（Ⅱ）状态一定值一定；状态函数的改变量只取决于系统的始态与终态,而与变化途径无关。状态函数的特性：始态终态（Ⅰ）（Ⅱ）状态一定7三、强度性质和广度性质

强度性质：数值与系统中物质的量无关，它们在整体和部分中的数值是相同的。

温度、压力、密度、浓度等是强度性质。广度性质：数值与系统中物质的量成正比，它们在整体和部分中的数值是不同的。

体积、质量、物质的量、热力学能、焓、熵、自由能等都是广度性质。三、强度性质和广度性质强度性质：数值与系统中物质8四、过程与途径过程：系统状态变化的经过。恒温过程：始态、终态温度相等，并且过程中始终保持这个温度。T1=T2恒压过程：始态、终态压力相等，并且过程中始终保持这个压力。p1=p2恒容过程：始态、终态容积相等，并且过程中始终保持这个容积。V1=V2状态变化时经历的具体历程（路线或步骤）称为途径。四、过程与途径过程：系统状态变化的经过。恒温过程：始态、终9理想气体n,200kPa，298K理想气体n,200kPa，398K理想气体n,100kPa，398K理想气体n,100kPa，298K△p＝p2－p1

＝-100kPa△T＝T2－T1＝100K始态终态过程途径Ⅰ途径Ⅱ状态函数的变化值，只与系统的始、终态有关，而与途径无关。理想气体理想气体理想气体理想气体△p＝p2－p1＝-110五、热和功

2.功（W）：除热以外，系统和环境之间其他的能量交换形式统称为功。1.热（Q）：在系统和环境之间由于温度不同而交换或传递的能量称为热。系统吸热，Q>0；系统放热，Q<0。系统得功(环境对系统做功)，W>0；系统失功(系统对环境做功)，W<0。五、热和功2.功（W）：除热以外，系统和环境11体积功：W＝－FΔl＝－peSΔl＝－peΔV非体积功：电功，机械功，表面功等。热和功都不是状态函数体积功：W＝－FΔl＝－peSΔl＝－peΔV非体积12六、热力学能（U）热力学能又称内能，它是系统内部各种能量的总和。U是状态函数，它的值不可测。热力学能变化只与始态、终态有关，与变化途径无关。六、热力学能（U）热力学能又称内能，它是系统内部各种能量的总13七、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对于封闭系统热力学第一定律为：七、热力学第一定律热力学第一定律的实质是能14八、热力学标准状态系统在温度T及标准压力pΘ＝100kPa下的状态就是热力学标准状态，简称标准态或标态物质的标准态：

·气体物质：

T，标准压力pΘ下的理想气体。

·液体或固体物质：

T，标准压力pΘ下的纯物质。

·溶液中溶质B：

T，标准压力pΘ下,

b(B)=

bΘ（bΘ＝1mol·L-1）

;或c(B)＝cΘ(cΘ＝lmol·L-1，为标准浓度）。八、热力学标准状态系统在温度T及标准压力pΘ＝15§2－2热化学一、反应进度二、化学反应的热效应三、化学反应热效应的计算§2－2热化学一、反应进度二、化学反应的热效应三、化学16化学反应过程中的热效应与反应进行的程度有关，如：1摩尔氢气与1/2摩尔氧气反应生成1摩尔水和2摩尔氢气与1摩尔氧气反应生成2摩尔水放出的热量是不同的。反应进行的程度可用反应进度来表示。

反应进度是用来表示系统中化学反应进行程度的物理量。用符号“”表示，读作“克赛”。一、反应进度化学反应过程中的热效应与反应进行的程度有关17化学反应计量式：vA

=－a，vB

=－b，vY

=y，vZ

=z。vi：物质B的化学计量数对于反应物（reactant）v取负值；对于生成物（product）v取正值。化学反应计量式：vA=－a，vB=－b，vY=y，18当反应进度ξ有微小变化时，则反应进度：单位是mol当反应进度ξ有微小变化时，则反应进度：单位是mol19对于同一化学反应，若反应方程式的化学计量系数不同，如 N2+3H22NH3(1) N2+H2NH3(2)(1)表示生成了2mol的NH3；系统中各物质物质的量的改变量分别为：(2)表示生成了1mol的NH3。系统中各物质物质的量的改变量分别为：=1mol时，表示进行了1mol反应，对于同一化学反应，若反应方程式的化学计量系数20化学反应进度与化学反应式的写法有关，即与v有关，所以在使用反应进度时，一定要指明反应方程式。但与反应中物质的选择无关，用任一反应物或生成物物质的量的变化来计算反应进度所得的值相同。即化学反应进度与化学反应式的写法有关，即与v有关，所以在使用反21当系统发生化学反应后,若使产物的温度回到反应物的起始温度,且系统不作非体积功,此时系统吸收或放出的热量称为化学反应的热效应,简称反应热。二、化学反应的热效应定义反应物和生成物的温度相同，以消除因反应物和生成物温度不同而产生的热效应。思考：热是状态函吗？当系统发生化学反应后,若使产物的温度回到反应221.恒容反应热（QV）恒容（△V＝0），无其它功，△U＝Q＋W＝Q＝QV

即QV＝△U

在恒温恒容只做体积功的封闭系统中，系统与环境交换的热量全部用于改变系统的热力学能。恒容反应热QV在数值上等于系统状态变化的热力学能变。只是数值上哦！1.恒容反应热（QV）恒容（△V＝0），无其它功，△U＝Q232.恒压反应热（QP）恒压，只做体积功，即P1=p2=pe=p,W=W体=－p△V

QP=(U2－U1)+(p2V2－p1V1)=(U2+p2V2)－(U1+p1V1)

QP＝H2－H1=△H则△U=Q＋W=QP－p△V=QP－△(p

V)H称为焓，状态函数。在恒温恒压只做体积功的封闭系统中，系统与环境交换的热量全部用于改变系统的焓。恒压热（QP）在数值上等于系统或化学反应的焓变（△H）。只是数值上哦！H＝U＋pV

定义2.恒压反应热（QP）恒压，只做体积功，即QP=(243.QP与QV的关系△U=QP

-p△V

△U=△H

-p△V

对有气体参与的化学反应，假设气体为理想气体△H=△U

+

pV生成物-pV反应物

=△U+n生成物RT-n反应物RT

=△U+△n(g)RT

QP＝QV

＋

△n(g)RT

3.QP与QV的关系△U=QP-p△V△U=△25

4.摩尔反应焓变（△rHm）与标准摩尔反应焓变（△rHmӨ）

发生1摩尔反应的焓变，即＝1（单位反应进度）时反应的焓变就是摩尔反应焓变。若某化学反应反应进度为时的反应焓变△rHm为化学反应中各物质均处于温度为T的标准态下的摩尔反应焓变，就是标准摩尔反应焓变，用符号△rHmӨ(T)表示，若T=298.15K,用△rHmӨ表示。或△rHm的单位为J·mol-1或kJ·mol-1。

4.摩尔反应焓变（△rHm）与标准摩尔反应焓变（△rHm265.热化学反应式表示化学反应及其热效应（反应的摩尔焓变）关系的方程式叫热化学反应式。书写热化学反应式应注意以下几点：（1）写出反应的计量方程式。（2）由于U、H与系统状态有关；所以应注明反应式中各物质的状态。气、液、固分别用g、l、s表示，固体有不同晶型时还要注明其晶型，aq代表水溶液，（aq，∞）代表无限稀释水溶液。（3）注明温度和压力，如果T＝298.15K，p＝pΘ可以不注明。（4）注明摩尔反应焓变，△rHmӨ(T)必须与反应的计量方程式对应。5.热化学反应式表示化学反应及其热效应（反应27例如：298K，标准压力下①C（石墨，s）+O2（g）CO2（g）

△rHmӨ＝－393.51kJ·mol-1

②H2(g)+O2(g)H2O(g)△rHmӨ＝－241.84kJ·mol-1③2H2(g)+O2(g)2H2O(g)△rHmӨ＝－483.68kJ·mol-1

例如：298K，标准压力下①C（石墨，s）+O2（g）28三、化学反应热效应的计算1.热化学定律在恒压或恒容条件下,不做其它功，化学反应的热效应只取决于反应系统的始态与终态,而与变化途径无关。

即：在恒压或恒容条件下,不做其它功，化学反应不管是一步完成还是分几步完成，其热效应是相同的。

这就是热化学定律，也叫盖斯定律。俄国化学家HessGH三、化学反应热效应的计算1.热化学定律在恒29盖斯(Hess)定律可用下图说明。中间态始态终态△rHmӨ△rHmӨ,1△rHmӨ,2△rHmӨ＝△rHmӨ,1＋r△HmӨ,2

盖斯定律用于计算难以测量的某些反应的反应热。盖斯(Hess)定律可用下图说明。中间态始态终态△rHmӨ30解：设计两条途径：△rHmӨ,1＝△rHmӨ＋△rHmӨ,2△rHmӨ＝△rHmӨ,1－△rHmӨ,2＝[－393.51－(－282.98)]kJ·mol-1

＝－110.53kJ·mol-1求反应：C(石墨，s)＋O2(g)＝CO(g)的反应热。

2.CO(g)＋O2(g)

CO2(g)

△rHmӨ,2＝－282.98kJ·mol-1

1.C(s)＋O2(g)CO2(g)

△rHmӨ,1＝－393.51kJ·mol-1

例2-4已知298.15K下,反应解：设计两条途径：△rHmӨ,1＝△rHmӨ＋△rHmӨ,231运用盖斯定律时应注意的问题:1.反应式相加减,△rHm也要相应相加减。2.反应式乘了系数,△rHm也要乘上相同的系数。3.整个反应方向调换,△rHm要变符号。4.合并以及对消的项要完全相同(包括物态、晶型、浓度、压力等)例题参见教材例2－4运用盖斯定律时应注意的问题:例题参见教材例2－4322.标准摩尔生成焓△fHmӨ在标态和温度T时，由稳定态单质生成1mol纯物质B时的摩尔反应焓变，叫该物质B在T时的标准摩尔生成焓。单位为kJ·mol－1

利用标准摩尔生成焓计算化学反应热，单质反应物生成物△rHmӨ△fHӨ(R)△fHӨ(P)稳定态单质的标准摩尔生成焓为零。如△fHmӨ（C,石墨）＝0，2.标准摩尔生成焓△fHmӨ在标态和温度T时33根据盖斯定律△rHmӨ＝△fHӨ(P)－△fHӨ(R)＝△fHmӨ(P)－[－△fHmӨ(R)]

＝△fHmӨ(B)△fHӨ(R)＝－△fHmӨ(R)△fHӨ(P)＝△fHmӨ(P)化学反应的标准摩尔反应焓变，等于生成物的标准摩尔生成焓之和减去反应物的标准摩尔生成焓之和。或等于各反应物和生成物的标准摩尔生成焓与相应各化学计量数（ν）乘积之和。

根据盖斯定律△rHmӨ＝△fHӨ(P)－△fHӨ(R)＝△f34例如例如353.标准摩尔燃烧焓△cHmӨ1mol标准态物质B完全燃烧（或完全氧化）生成标准态的产物的反应热，称为该物质的标准摩尔燃烧焓。单位为kJ·mol－1

对于物质“完全燃烧”产物的规定：CCO2(g)；HH2O(l)；SSO2(g)；N

NO2(g)。

3.标准摩尔燃烧焓△cHmӨ1mol标准态物36利用标准摩尔燃烧焓计算反应热反应物生成物完全燃烧产物△rHmӨ△cHӨ(R)△cHӨ(P)△cHӨ(R)＝－△cHmӨ(R)△cHӨ(P)＝△cHmӨ(P)△rHmӨ＝△cHӨ(R)－△cHӨ(P)＝－△cHmӨ(R)－△cHmӨ(P)＝－△cHmӨ(B)化学反应的标准摩尔反应焓变，等于反应物的标准摩尔燃烧焓之和减去生成物的标准摩尔燃烧焓之和。利用标准摩尔燃烧焓计算反应热反应物生成物完全燃烧产物△rH37例如例如38反应热求算小结：1.反应热在求算时多是利用其在数值上等于反应的焓变（等压）或内能变（等容）而展开；2.由于实际化学反应多发生在等压且不做体积功的情形下，因此更多的时候求算的是等压热效应，也即求算反应的焓变；3.反应焓变的求算主要是利用了盖斯定律，具体的求算方法和途径有多种。有几种啊？反应热求算小结：1.反应热在求算时多是利用其在数值上等于反应39§2－3化学反应的方向一、化学反应的自发性二、熵三、吉布斯自由能§2－3化学反应的方向一、化学反应的自发性二、熵三、吉布40§2－3化学反应的方向一、化学反应的自发性1.自发过程及其特征·自发过程不需要环境对系统做功就能自动进行，并可以用来对环境做有用功；·自发过程只能单向自动进行，其逆过程是非自发的；·在一定的条件下，有一定的进行限度。自发过程的最大限度是系统达到平衡状态。在一定条件下，不需要外力做非体积功就能自动进行的过程称为自发过程，相应的化学反应叫自发反应。2.控制自发变化方向的因素系统趋向于能量降低和混乱度增大，能量和混乱度同时制约自发变化的方向。混乱度:系统内部质点运动的混乱程度叫混乱度。§2－3化学反应的方向一、化学反应的自发性1.自发过程及41一个过程或一个反应能否自发进行，用什么来判断？可见，焓变（△H）不能作为反应方向的判据。19世纪70年代，贝赛洛经验规则：在没有外界的参与下，化学反应总朝着放热更多的方向进行。但有些反应却表现相反，例如：1）298K，100kPaH2O（s）＝H2O（l）△rHmӨ＝6.01KJ·mol-12）621K以上，NH4Cl（s）＝NH3（g）＋HCl（g）△rHmӨ＝176.91KJ·mol-1一个过程或一个反应能否自发进行，用什么来判断？可见，焓42二、熵1.熵概念初步S＝klnΩk＝1.38×10-23J·K-1,波耳兹曼常数热力学第三定律：S(0K)＝0S(TK)－S(0K)＝S(TK)摩尔熵Sm：

Sm＝S/n

物质的标准摩尔熵：，单位为J·mol-1·K-1。标准态下物质的摩尔熵称为该物质的标准摩尔熵Ω：混乱度；S：熵。熵是系统内部质点运动的混乱度的量度，是状态函数。二、熵1.熵概念初步S＝klnΩk＝1.38×10-23J·43物质的标准摩尔熵值大小的一般规律：·同一物质，聚集状态不同，熵值也不同：(g)>(l)>(s)；且温度越高，熵值越大；压力越大，熵值越小。·相同状态下，分子结构相似的物质，相对分子质量大，熵值越大。物质的相对分子质量相近时，分子结构复杂的分子其熵值大于简单分子。·化学反应:由较少分子变为较多分子的反应熵值增加,由固体变为液体或气体的反应熵值增加。熵增原理对于隔离(或孤立)系统，系统的能量(焓)在状态变化前后不变，这时自发变化方向只取决于熵，即朝着熵增大的方向进行。ΔS＝S终态－S始态﹥0(熵增)自发进行ΔS＝S终态－S始态＝0平衡状态ΔS＝S终态－S始态＜0非自发进行熵判据物质的标准摩尔熵值大小的一般规律：·同一物质，聚集状态不同442．标准摩尔反应熵变对任一反应标准摩尔反应熵变等于各反应物和产物标准摩尔熵与相应各化学计量数乘积之和。或等于产物与反应物的标准摩尔熵之差。单位为J·mol-1·K-1。

例2－9,自学一般情况下，气体物质的量增加的反应，熵值增加。温度对标准摩尔反应熵变和标准摩尔反应焓变的影响一般很小，当反应不在298.15K时，可近似用△rHmӨ（298.15K）和ΔrSmӨ(298.15K)代替。

2．标准摩尔反应熵变对任一反应标准摩尔反应熵变等于各反应物和45三、吉布斯自由能1876年，美国化学家吉布斯(GibbsJW)证明：在恒温恒压下，如果一个反应（或变化）能用来做非体积功，则反应是自发的，如果由环境提供非体积功使反应发生，则反应是非自发的。如：①CH4(g)＋2O2(g)＝CO2(g)＋2H2O(l)②Cu2+(aq)＋Zn(s)＝Cu(s)＋Zn2+(aq)③H2O(l)＝H2(g)＋O2(g)标准状态下，反应①、②能自发进行；反应③非自发。三、吉布斯自由能1876年，美国化学家吉布斯(GibbsJ46吉布斯把恒温恒压下系统做非体积功的能力叫自由能，我们叫吉布斯自由能，量符号为G，并定义：G＝H－TS

G是状态函数ΔG=G终态－G始态

1.化学反应方向的判据吉布斯自由能是系统做非体积功的能力，如果系统对环境做非体积功之后，系统的吉布斯自由能必然减少，热力学研究证明，恒温恒压过程，ΔG＝G终态－G始态≤W非

在等温定压的可逆过程中,吉布斯自由能的减少值等于系统所做的最大有用功。吉布斯把恒温恒压下系统做非体积功的能力叫自由能，我们叫吉布斯47恒温恒压下系统发生1mol化学反应，且不做非体积功，则ΔrGm

≤0ΔrGm称为摩尔反应吉布斯自由能变，量纲为kJ·mol-1。可以作为化学反应能否自发进行的判据。判据式任意状态标态ΔrGm＜0，自发进行ΔrGm＝0，平衡状态ΔrGm＞0，非自发进行ΔrGmӨ

＜0，自发进行ΔrGmӨ

＝0，平衡状态ΔrGmӨ

＞0，非自发进行恒温恒压只做体积功恒温恒压下系统发生1mol化学反应，且不做482、标准摩尔生成吉布斯自由能与标准摩尔反应吉布斯自由能变在标态和温度T时，由稳定态单质生成1mol纯物质B时的摩尔反应吉布斯自由能变，叫该物质B在T时的标准摩尔生成吉布斯自由能。用符号△fGmӨ（B,物态，T）表示，单位为kJ·mol-1，若温度为298.15K，T不必标出。稳定态单质的标准摩尔生成吉布斯自由能为零。例如，298.15K时，下列反应CH3OH(l)C(s,石墨)+2H2(g)+O2(g)＝△fGmӨ(CH3OH,l)=－116.4kJ·mol-12、标准摩尔生成吉布斯自由能与标准摩尔反应吉布斯自由能变49利用标准摩尔生成吉布斯自由能计算标准摩尔反应吉布斯自由能变298.15K下，任一化学反应化学反应的标准摩尔反应吉布斯自由能变，等于生成物的标准摩尔生成吉布斯自由能之和减去反应物的标准摩尔生成吉布斯自由能之和。或等于各反应物和生成物的标准摩尔生成吉布斯自由能与相应各化学计量数（ν）乘积之和。利用标准摩尔生成吉布斯自由能计算标准摩尔反应50例2-10计算反应2NO(g)+O2(g)=2NO2(g)在298K时的标准摩尔反应吉布斯自由能变，并判断此时反应的方向。解：＝(2×51.31－2×86.55)kJ·mol-1

＝－70.48kJ·mol-1<0此时反应正向进行。例2-10计算反应2NO(g)+O2(g)=2513、吉布斯公式G＝H－TS

恒温△G=△H－T△S

化学反应△rGm=△rHm－T△rSm

标态下△rGmӨ=△rHmӨ－T△rSmӨ

计算任何温度T时的△rGmӨ（或△rGm）及转化温度；由反应的焓变、熵变及温度来判断反应的方向。

吉布斯公式的应用：3、吉布斯公式G＝H－TS恒温△G=△H－T△S化学52

fG

m(298)

fH

m(298)S

m(298)(生)－(反)

rG

m(298)(生)－(反)

rH

m(298)(生)－(反)

rS

m(298)

rH

m(T)

rS

m(T)

rG

m(298)=rH

m(298)－298rS

m(298)

查表

rG

m(T)=rH

m(298)－T

rS

m(298)(1)求某反应的标准摩尔吉布斯自由能变。fGm(298)fHm(298)Sm(298)(53

△rHm△rSm△rGm=△rHm－T△rSm反应的自发性低温高温1－＋－－任何温度下正向反应均为自发2＋－＋＋任何温度下正向反应均为非自发3－－－＋低温时正向反应自发高温时正向反应非自发4＋＋＋－低温时正向反应非自发高温时正向反应自发(2)由反应的焓变、熵变及温度来判断反应的方向。恒压下温度对反应自发性的影响△rHm△rSm△rGm=△rHm－T△rSm反应54

(3)求某反应在标准状态下自发进行的最低温度。

例讨论温度对下列反应的方向性影响解：CaCO3(s)CaO(s)+CO2(g)

fHm

/kJ·mol-1-1206.9-635.1-393.5Sm

/J·mol-1K-192.939.7213.6

fGm

/kJ·mol-1-1128.8-604.2-394.4298K时：

rGm

＝－394.4-604.2+1128.8=130.2kJ·mol-1

298K时非自发

rHm

=178.3kJ·mol-1,

rSm

=164.4J·mol-1K-1

该反应在高温下自发，反应的温度为：

rGm

＝rHm

-T

rSm

0T

rHm

/rSm

=178.3103/164.4=1111K(3)求某反应在标准状态下自发进行的最低温度。例55

§2－4化学平衡一、化学平衡及其特征二、平衡常数

三、化学反应等温方程式

四、化学平衡的移动

§2－4化学平衡一、化学平衡及其特征二、平衡常数三、56CO(g)＋H2O(g)CO2(g)＋H2(g)一、化学平衡及其特征化学平衡特征：·动态平衡,。·相对的、有条件的平衡。CO(g)＋H2O(g)CO2(g)＋H2(g)一、化学57二、平衡常数

1.实验平衡常数任一可逆反应浓度平衡常数压力平衡常数（气体）在一定温度下达到平衡时，各反应物和生成物的平衡浓度以其化学计量数为指数的幂的乘积为一常数(或者说各生成物的平衡浓度以其计量系数为指数的幂的乘积与各反应物的平衡浓度以反应方程式中计量系数为指数的幂的乘积之比为一常数)。这个常数叫浓度平衡常数，量纲为(mol·l-1)

△n。

在一定温度下，气相反应达平衡时，各反应物和生成物的平衡分压以其化学计量数为指数的幂的乘积为一常数，量纲为(Pa)

△n

或(kPa)

△n。

二、平衡常数1.实验平衡常数任一可逆反应浓度平衡常58反应一般形式aA+bB=yY+zZ压力平衡常数（气体）

p→平衡分压

c→平衡浓度浓度平衡常数反应一般形式aA+bB=592.标准平衡常数

气相反应溶液中溶质的反应一般的化学反应：2.标准平衡常数气相反应溶液中溶质的反应一般的化学反60（1）同一反应式,如果书写形式不同,则平衡常数的表达式不相同。（2）气体以相对平衡分压表示,溶液以相对平衡浓度表示,纯固(液)体不写入平衡常数的表达式中。（3）在水溶液中的反应,水的浓度不写入平衡常数的表达式中。关于标准平衡常数的几点说明:3.多重平衡规则如果一个反应是其它几个反应的和(或差)，则这个反应的平衡常数等于这几个反应的平衡常数的积(或商)，这个规则称为多重平衡规则。（1）同一反应式,如果书写形式不同,则平衡常数的表达式61例2－13已知下列反应(1)、(2)、(3)的平衡常数分别为、，讨论的关系。(1)SO2(g)＋O2(g)SO3(g)(2)NO2(g)NO(g)＋O2(g)(3)SO2(g)＋NO2(g)SO3(g)＋NO(g)解：(1)＋(2)得(3)(3)－(1)得(2)，类似处理可得例2－13已知下列反应(1)、(2)、(3)的平衡常数分别为624．平衡常数和平衡转化率利用平衡常数可以计算平衡时各反应物和生成物的浓度或分压，以及反应物的转化率。某反应物的转化率（α）是指该反应物已转化为生成物的百分数。即化学反应达平衡时的转化率称平衡转化率

4．平衡常数和平衡转化率利用平衡常数可以计算63三、化学反应等温方程式热力学研究证明，在恒温恒压、任意状态下化学反应Q为反应商对于一般的化学反应：c*和p*为任意态的（包括平衡态）的浓度或分压三、化学反应等温方程式热力学研究证明，在恒温恒压、任意状态64当反应达到平衡时，反应的

rGm=0,Q=K

0＝

rGm

+RTlnK

rGm

=-RTlnK

化学反应等温方程式反应商判据Q<K

rGm

<0

反应正向进行

Q=K

rGm=0平衡状态

Q>

K

rGm

>0反应逆向进行

当反应达到平衡时，反应的rGm=0,Q=K0＝65四、化学平衡的移动1．浓度（或气体分压）对化学平衡的影响

增加反应物的浓度（或其分压）或降低生成物的浓度（或其分压），使Q值变小，则Q<K

，平衡向正反应方向移动；降低反应物浓度（或其分压）或增加生成物的浓度（或其分压），使Q值变大，则Q>K

，平衡向逆反应方向移动；Q<K

rGm

<0

反应正向进行

Q=K

rGm=0平衡状态

Q>

K

rGm

>0反应逆向进行

四、化学平衡的移动1．浓度（或气体分压）对化学平衡的影响66例2－15在500℃时，CO的转化反应起始浓度为c(CO)=1.00mol·L-1，c(H2O)=3.00mol·L-1，试计算：(1)平衡时各物质的浓度；(2)CO(g)转变成CO2(g)的转化率；(3)若将平衡体系中CO2(g)的浓度减少0.2mol·L-1，平衡向何方移动？CO2(g)+H2(g)的K

=0.5。CO(g)+H2O(g)解：设平