第二章化學(xué)熱力學(xué)與化學(xué)平衡

1、 教學(xué)要點：教學(xué)要點： 第二章第二章 化學(xué)熱力學(xué)基礎(chǔ)和化學(xué)平衡化學(xué)熱力學(xué)基礎(chǔ)和化學(xué)平衡 1. 1.了解了解 U、H、S、G 四個熱力學(xué)函數(shù)的意義及相互關(guān)系四個熱力學(xué)函數(shù)的意義及相互關(guān)系 2. 2.理解體系、環(huán)境、狀態(tài)、狀態(tài)函數(shù)、恒容熱、恒壓熱、化理解體系、環(huán)境、狀態(tài)、狀態(tài)函數(shù)、恒容熱、恒壓熱、化 學(xué)平衡等概念。學(xué)平衡等概念。 3. 3.理解熱力學(xué)第一定律和蓋斯定律，掌握有關(guān)的計算。理解熱力學(xué)第一定律和蓋斯定律，掌握有關(guān)的計算。 5. 5.掌握吉布斯一亥姆霍茲方程及其應(yīng)用。掌握吉布斯一亥姆霍茲方程及其應(yīng)用。 4. 掌握掌握有關(guān)有關(guān)熱力學(xué)函數(shù)變的計算，根據(jù)熱力學(xué)函數(shù)進行反應(yīng)熱力學(xué)函數(shù)變的計算，根據(jù)

2、熱力學(xué)函數(shù)進行反應(yīng) 自發(fā)性的判斷。自發(fā)性的判斷。 6. 掌握影響化學(xué)平衡的因素及有關(guān)化學(xué)平衡的計算。掌握影響化學(xué)平衡的因素及有關(guān)化學(xué)平衡的計算。 2-1 基本概念和術(shù)語 2-2 熱力學(xué)第一定律 2-3 熱化學(xué) 2-4 熱力學(xué)第二定律 2-5 吉布斯自由能及其應(yīng)用 2-6 化學(xué)平衡 化學(xué)熱力學(xué)： 主要解決化學(xué)反應(yīng)中的三個問題：主要解決化學(xué)反應(yīng)中的三個問題： 化學(xué)反應(yīng)中能量的轉(zhuǎn)化 化學(xué)反應(yīng)的方向性 反應(yīng)進行的程度 應(yīng)用熱力學(xué)的基本原理研究化學(xué)反應(yīng)的 能量轉(zhuǎn)化規(guī)律。 化學(xué)熱力學(xué)主要解決化學(xué)反應(yīng)中的問題： （1）化學(xué)反應(yīng)朝著什么方向進行，及其限度如何。 （2）化學(xué)反應(yīng)中能量是如何轉(zhuǎn)化的。 熱力學(xué)討論的

3、是物質(zhì)的宏觀性質(zhì)，所得的結(jié) 論可靠性高；但它只能說明一定條件下反應(yīng)能否 進行，而不能說明反應(yīng)如何進行及其速率多大。 2-1 基本概念和術(shù)語 體系：體系：人為劃分出來的研究對象。 環(huán)境：環(huán)境：體系以外與其密切相關(guān)的部分。 體系和環(huán)境體系和環(huán)境 敞開體系：敞開體系：體系與環(huán)境之間 既有物質(zhì)交換，又有能量交換。 封閉體系：封閉體系：體系與環(huán)境之間 沒有物質(zhì)交換，只有能量交換。 孤立體系：孤立體系：體系與環(huán)境之間 既無物質(zhì)交換，也無能量交換。 體系和環(huán)境之間不一定有明顯的物質(zhì)界面體系和環(huán)境之間不一定有明顯的物質(zhì)界面 如NaOH與HCl在溶液中的反應(yīng), 含有這兩種物質(zhì)的水溶液就是體系； 而溶液之外的一切

4、東西(燒杯、玻璃 棒、溶液上方的空氣等)都是環(huán)境。 HCl NaOH 桌桌 子子 研究對象研究對象 體系體系 環(huán)境環(huán)境 如：一個盛水的敞口的瓶(敞開體系)，因為既 有熱量的交換，又有瓶中水汽的蒸發(fā)和瓶 外空氣的溶解等；如在此瓶口蓋上瓶塞 (封閉體系)，因此時只有熱量交換；如將 此廣口瓶換為帶蓋的杜瓦瓶(孤立體系)， 由于瓶內(nèi)外既沒有物質(zhì)的交換又沒有能量 的交換。 Matter (H2O) Heat flow 系統(tǒng)和環(huán)境系統(tǒng)和環(huán)境 Heat flow 敞開體系敞開體系 封閉體系封閉體系 孤立體系孤立體系 體系的性質(zhì)體系的性質(zhì) 描述體系的宏觀物理量。描述體系的宏觀物理量。 例如：溫度、體積、質(zhì)量、

5、物質(zhì)的量等。例如：溫度、體積、質(zhì)量、物質(zhì)的量等。 (2) 強度性質(zhì)：強度性質(zhì)： 數(shù)值與物質(zhì)的數(shù)量無關(guān)，沒有加合性。數(shù)值與物質(zhì)的數(shù)量無關(guān)，沒有加合性。 例如：溫度例如：溫度 (1) 廣度性質(zhì)：廣度性質(zhì)： 數(shù)值與物質(zhì)的數(shù)量成正比，具有加合性。數(shù)值與物質(zhì)的數(shù)量成正比，具有加合性。 例如：體積、質(zhì)量、物質(zhì)的量等。例如：體積、質(zhì)量、物質(zhì)的量等。 體系的狀態(tài)：體系的狀態(tài)：體系所有宏觀性質(zhì)的綜合表現(xiàn)。體系所有宏觀性質(zhì)的綜合表現(xiàn)。 二、狀態(tài)與狀態(tài)函數(shù)二、狀態(tài)與狀態(tài)函數(shù) 狀態(tài)函數(shù)：狀態(tài)函數(shù)：確定體系狀態(tài)的性質(zhì)確定體系狀態(tài)的性質(zhì)(或者物理量或者物理量)。 例如某理想氣體體系例如某理想氣體體系 n = 2 mol，

6、 p = 1.013 10 5 Pa， V = 44.8 dm 3 ， ，T = 273 K 這就是一種狀態(tài)。是體系宏觀性質(zhì)這就是一種狀態(tài)。是體系宏觀性質(zhì) n、p、V、 T 的綜合表現(xiàn)。的綜合表現(xiàn)。 n、p、V、T 是體系的狀態(tài)函數(shù)。是體系的狀態(tài)函數(shù)。 狀態(tài)函數(shù)的特性：狀態(tài)函數(shù)的特性： 始態(tài) 終態(tài) （） （） 狀態(tài)一定，數(shù)值一定；狀態(tài)函數(shù)狀態(tài)一定，數(shù)值一定；狀態(tài)函數(shù) 的改變量只取決于體系的始態(tài)與終態(tài)的改變量只取決于體系的始態(tài)與終態(tài), 而與變化途徑無關(guān)。而與變化途徑無關(guān)。 狀態(tài)狀態(tài)(state) 是體系各種性質(zhì)的綜合表現(xiàn)是體系各種性質(zhì)的綜合表現(xiàn) pV = n RT 性質(zhì)定，狀態(tài)定；性質(zhì)變，狀態(tài)變

7、。性質(zhì)定，狀態(tài)定；性質(zhì)變，狀態(tài)變。 確定體系狀態(tài)的物理量。其變化值只取決于體確定體系狀態(tài)的物理量。其變化值只取決于體 系的始態(tài)和終態(tài)，與變化的途徑無關(guān)。系的始態(tài)和終態(tài)，與變化的途徑無關(guān)。 水水(298K) 始態(tài)始態(tài) 水水(323K) 終態(tài)終態(tài) 水水(273K) 水水(373K) T = 25K 狀態(tài)函數(shù)狀態(tài)函數(shù)(state function) 狀態(tài)函數(shù)的特征： 狀態(tài)函數(shù)的特征是它的狀態(tài)函數(shù)的特征是它的 數(shù)值僅僅取決于體系的數(shù)值僅僅取決于體系的 狀態(tài)。狀態(tài)函數(shù)的變化只決定于體系的始態(tài)和終狀態(tài)。狀態(tài)函數(shù)的變化只決定于體系的始態(tài)和終 態(tài)，而與變化的途徑無關(guān)，狀態(tài)定，狀態(tài)函數(shù)的態(tài)，而與變化的途徑無關(guān)，

8、狀態(tài)定，狀態(tài)函數(shù)的 數(shù)值一定。周而復(fù)始，狀態(tài)函數(shù)的變化等于零。數(shù)值一定。周而復(fù)始，狀態(tài)函數(shù)的變化等于零。 如：一定量的理想氣體的狀態(tài)變化，它由始態(tài) p1=1.01105Pa，T1=298K變?yōu)閜2=2.02105Pa， T2=398K。此過程可以有下列兩種不同途徑（“途 徑”：狀態(tài)變化所經(jīng)歷的具體步驟）： 常用術(shù)語和概念 始態(tài)始態(tài) 恒溫過程恒溫過程 p2=2.02105Pa T1=298K 恒壓過程恒壓過程 p2=2.02105Pa T2=398K 終態(tài)終態(tài) 恒溫過程恒溫過程 p1=1.01105Pa T2=398K 恒壓過程恒壓過程 p1=1.01105Pa T1=298K 過程和途徑過程和

9、途徑 體系發(fā)生變化的經(jīng)過體系發(fā)生變化的經(jīng)過 等溫過程等溫過程: 環(huán)境終態(tài)始態(tài) TTT 等壓過程；等壓過程； 環(huán)境終態(tài)始態(tài) ppp 等容過程：等容過程： 終態(tài)始態(tài) VV 絕熱過程：體系和環(huán)境間沒有熱交換的過程絕熱過程：體系和環(huán)境間沒有熱交換的過程 過程過程 (process) 途徑途徑 (path) 完成變化過程的具體步驟完成變化過程的具體步驟 始態(tài)始態(tài)(1) 298K，100kPa 終態(tài)終態(tài)(2) 373K，50kPa 373K，100kPa 298K，50kPa 等壓等壓 等壓等壓等溫等溫 等溫等溫 T =T2T1 = 75 K p = p2p 1= 50 kPa 2-2 熱力學(xué)第一定律 一

10、、熱和功 熱：由于溫差而引起的體系和環(huán)境之間的能量傳遞，用Q表 示。 功：除熱以外其它各種被傳遞的能量，用W表示。功分為體 積功和非體積功。 二、熱力學(xué)能（內(nèi)能內(nèi)能） 熱 力 學(xué) 能 ： 體 系 內(nèi) 部 所 儲 有 的 總 能 量 ， 用 U 表 示 。 它包括分子運動的動能，分子間的位能以及分子、原子 內(nèi)部所蘊藏的能量 等。 熱力學(xué)能是狀態(tài)函數(shù)。其絕對值無法知道。熱力學(xué)能是狀態(tài)函數(shù)。其絕對值無法知道。 熱熱(heat , Q） 體系和環(huán)境間因溫度不同而傳遞的能量體系和環(huán)境間因溫度不同而傳遞的能量 功功(work, W) 除熱以外其它各種形式傳遞的能量除熱以外其它各種形式傳遞的能量 W We

11、(體積功體積功) + W(有用功有用功 , 非體積功非體積功) 熱和功熱和功 吸熱為正（吸熱為正（Q0），）， 放熱為負（放熱為負（Q0）；）； 做功為正（做功為正（W0），得功為負（），得功為負（W0）。）。 熱力學(xué)規(guī)定：熱力學(xué)規(guī)定： 體積功體積功We（膨脹功，（膨脹功，expansile work） 在恒外壓下在恒外壓下 We p外 外 V （J） Pa m3 熱和功都不是狀態(tài)函數(shù)熱和功都不是狀態(tài)函數(shù) 熱和功熱和功 三、熱力學(xué)第一定律三、熱力學(xué)第一定律 熱力學(xué)第一定律的實質(zhì)是能量守恒和熱力學(xué)第一定律的實質(zhì)是能量守恒和 轉(zhuǎn)化定律。轉(zhuǎn)化定律。 U1 U2 Q W U2 = U1 + Q - W

12、 U2 - U1 = Q - W 對于封閉體系熱力學(xué)第一定律為： U = Q - W 2-3 熱化學(xué) 一、等容反應(yīng)熱、等壓反應(yīng)熱和焓的概念等容反應(yīng)熱、等壓反應(yīng)熱和焓的概念 反應(yīng)熱：反應(yīng)熱： 當(dāng)體系發(fā)生變化后，并使生成物的溫 度回到反應(yīng)物的溫度（即等溫過程），體系放 出或吸收的熱量。 根據(jù)熱力學(xué)第一定理 等容反應(yīng)熱等容反應(yīng)熱QV ： V=0，W=0。 QV = U + W = U 等壓反應(yīng)熱等壓反應(yīng)熱QP ： 若P不變 ， QPU +W =U pV =U2 U1 + p（V2 V1） = （U2+ p2V2 ） （U1+ p1V1） U、P、V都是狀態(tài)函數(shù)，所以 （U+ PV）也是狀態(tài)函數(shù)，把

13、其叫做焓，用H表示，即 H U+ pV QP = H2 H1=H 等壓過程中，體系焓變和熱力學(xué)能變化的關(guān)系為： H =U + pV 當(dāng)反應(yīng)物和生成物都處于固態(tài)和液態(tài)時，反應(yīng)的 V值很小，故 H U。 對于氣體參加的反應(yīng)，V往往很大，若為理想氣 體，則有： pV=p(V2-V1)=(n2-n1)RT= (ng) RT H =U + (ng) RT 例2.1 1g火箭燃料聯(lián)氨(N 2H4)在氧氣中完全燃燒(等容)時， 放熱20.7kJ(25 0C)。試求1mol N 2H4在25 0C燃燒時的 內(nèi)能變化和等壓反應(yīng)熱。 解：N2H4(g) + O2(g) = N2(g) + 2H2O(l) U =

14、Qv = -20.732.0 = -662(kJmol-1) H = Qp = U + ngRT = -662 + (1-1-1) RT = -665(kJmol-1) 二、熱化學(xué)方程式 1. 反應(yīng)進度 對任一化學(xué)反應(yīng) dD + eE = fF + gG B BB 0 B 為物質(zhì)B的化學(xué)計量數(shù)，對反應(yīng)物來說，其值為負值；對生成 物來說，其值為正值。反應(yīng)進度是一個衡量 化學(xué)反應(yīng)進行程度 的物理量. n nn 12 反應(yīng)進度 例2.2：反應(yīng) N2(g)+3H2(g)=2NH3(g) 若反應(yīng)過程中有1molN2和 3molH2完全反應(yīng)生成2molNH3，若反應(yīng)進度以N2的物質(zhì)的量 改變來計算 mol

15、 mol 1 1 )10( 若以H2的物質(zhì)的量改變來計算 mol mol 1 3 )30( 若以NH3的物質(zhì)的量改變來計算 由于與有關(guān)，而又與反應(yīng)式書寫有關(guān)，顯然也與 反應(yīng)式書寫有關(guān)。 mol mol 1 2 )02( 2.熱化學(xué)方程式 表示化學(xué)反應(yīng)式與其熱效應(yīng)關(guān)系的化學(xué)方程式叫做熱化學(xué) 方程式。 H2（g） + 1/2O2（g）= H2O（l） rH m,298.15K = 286kJ.mol-1 （1） H吸熱反應(yīng)為正 ，放熱反應(yīng)為負 （2）H的左下標(biāo)r表示“反應(yīng)” ，rH表示反應(yīng)的焓變，m表 示為1mol，rHm稱為摩爾焓變，單位為KJ.mol-1。 右上標(biāo) （標(biāo)準(zhǔn)）表示該反應(yīng)在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)

16、下進行。 標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)是指氣體分壓為標(biāo)準(zhǔn)壓力的理想氣體；濃度為 1mol.L-1的理想溶液；固體和純液體是指在標(biāo)準(zhǔn)壓力下的該 純物質(zhì)。處于標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下的焓變稱為標(biāo)準(zhǔn)焓變， rH 。 熱化學(xué)方程式熱化學(xué)方程式 表示化學(xué)反應(yīng)與熱效應(yīng)關(guān)系的方程式表示化學(xué)反應(yīng)與熱效應(yīng)關(guān)系的方程式 H2(g) + O2(g) = H2O(l) “r ” 代表化學(xué)反應(yīng)（代表化學(xué)反應(yīng)（reaction） “m” 代表代表1 摩爾反應(yīng)（以反應(yīng)式作基本單位）摩爾反應(yīng)（以反應(yīng)式作基本單位） “” 代表熱力學(xué)標(biāo)準(zhǔn)態(tài)代表熱力學(xué)標(biāo)準(zhǔn)態(tài) （298）代表熱力學(xué)溫度（）代表熱力學(xué)溫度（K） 1 mr molkJ286)298( H 的含義：的含義

17、：標(biāo)準(zhǔn)摩爾焓變標(biāo)準(zhǔn)摩爾焓變 mrH 2.2.熱力學(xué)標(biāo)準(zhǔn)態(tài)熱力學(xué)標(biāo)準(zhǔn)態(tài) 氣體：氣體： 溶液：溶液： 固體和固體和 純液體：純液體： T, p p = 100 kPa 符合理想稀溶液定律符合理想稀溶液定律 溶質(zhì)溶質(zhì)B, bB = b = 1 molkg-1 或或 cB = c = 1 molL-1 T, p 下，純物質(zhì) 下，純物質(zhì) 如何書寫熱化學(xué)方程式如何書寫熱化學(xué)方程式 要注明反應(yīng)的溫度和壓力要注明反應(yīng)的溫度和壓力 要注明物質(zhì)的狀態(tài)要注明物質(zhì)的狀態(tài) 固體固體s (solid） 液體液體 l ( liquid） 氣體氣體 g (gas） 水溶液水溶液aq (aqueous solution） 反應(yīng)

18、熱與計量系數(shù)有關(guān)反應(yīng)熱與計量系數(shù)有關(guān) H2(g) + Cl2(g) = 2HCl(g) H2(g) + Cl2(g) = HCl(g) 1 mr molkJ184 H 1 mr molkJ3 .92 H (2-11) 例例2-3 在298K，標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下，1mo1H2完全 燃燒生成水，放熱285.84kJ。此反應(yīng)可分 別表示為： , rmrm HHHH 222 1 ( )( )( ) 2 HgOgH O l 222 2( )( )2( )HgOgH O l (1) (2) ( )HA ( )HB 若過程A中有1mol H2燃燒，過程B中 有10mol H2燃燒，分別求兩過程的 和 。 解解：按計

19、量方程(1) 一285.84 按計量方程(2) 一561.68 對于過程A，反應(yīng)進度(1，A)1mo1，(2，A)0.5mo1。根據(jù)式 (211)， -285.84kJ。 對于過程B，反應(yīng)進度(1，B)10mo1，(2，B)5mo1。 -2858.4kJ。 此例說明反應(yīng)熱或的數(shù)值與計量方程有關(guān)； 而某一具體過程的焓變的數(shù)值與計量方程無關(guān)。 (1) rm H (2) rm H 1 kJ mol 1 kJ mol ( )HA ( )HB 三、三、蓋斯定理 蓋斯定理：不管化學(xué)反應(yīng)是一步完成，還是分步完成， 其熱效應(yīng)總是相同的。 反應(yīng)物（I） 反應(yīng)中間物 產(chǎn)物（II） rH m(1) rH m(2)r

20、H m總 rH m(總正) = - rH m(總逆) rH m(總正) = rH m(1) + rH m(2) B C D A U =Qv H = Qp 例2.3 已知：下列兩個反應(yīng)熱的實驗值(298K) C(s) + O2(g) CO2(g) rH m(1) = -393.5 kJmol-1 CO(g) + 1/2O2(g) CO2(g) rH m(2) = -283.0 kJmol-1 試求: C(s) + 1/2O2 CO(g) rH m(3) = ? 解： rH 1= rH 2 + rH 3 rH 3 = rH 1 rH 2 -393.5-(-283.0)KJ.mol-1=-110.5

21、 KJ.mol-1 也可利用反應(yīng)式之間的代數(shù)關(guān)系進行計算, 上述反應(yīng)式的關(guān)系是 (3)=(1)-(2) rH 3 = rH 1 rH 2 C()+O2(g)CO2(g) CO(g)+1/2O2(g) 四四 、生成焓、生成焓 由元素的穩(wěn)定單質(zhì)生成1mol某物質(zhì)時的熱效應(yīng)叫做 該物質(zhì)的生成焓。如果生成反應(yīng)在標(biāo)準(zhǔn)態(tài)和指定溫度 (298K)下進行，這時的生成焓稱為該溫度下的標(biāo)準(zhǔn)生成焓， 用 fHm 表示。 穩(wěn)定態(tài)單質(zhì)本身的標(biāo)準(zhǔn)生成焓 fHm = 0 + O2 CO2 fHm = 394 KJ.mol-1 C石墨 C金剛石 fHm = +1.9 KJ.mol-1 C石墨 fHm = 0 任何反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩

22、爾焓變都可由下式求得 B mfBmr BHH)( 對一般反應(yīng) dD+eE=fF+gG rHm=f fHm (F)+g fHm (G)-d fHm (D)+e fHm (E) 例2.6：利用標(biāo)準(zhǔn)生成熱數(shù)據(jù)，計算乙炔完全燃 燒反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)反應(yīng)熱 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) =-1299.7 KJ.mol-1 fHm(KJ.mol-1) 226.8 0 -393.5 -285.9

23、五、燃燒焓五、燃燒焓 在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下，1mol物質(zhì)完全燃燒所產(chǎn)生的熱量稱為該物 質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)燃燒焓標(biāo)準(zhǔn)燃燒焓，以表示，下標(biāo)c表示“燃燒” （combustion）。所謂完全燃燒是指化合物分子中C變?yōu)?CO2（g），H變?yōu)镠2O（l），S變?yōu)镾O2（g），N變?yōu)镹2 （g），上述燃燒產(chǎn)物及O2（g）的摩爾燃燒焓均為零。 利用計算有關(guān)反應(yīng)的，其方法與利用計算的方法相類似： ( ) rmBcm B HHB 六、鍵能與反應(yīng)焓變的關(guān)系 對雙原子分子而言，鍵能是指在p和298K下，將 1mol的氣態(tài)分子AB的化學(xué)鍵斷開，成為氣態(tài)的中性原 子A和B所需要的能量。鍵焓則是上述過程的焓變。 例如H2(g) 2 H(g

24、) 鍵能 U 433.5 KJ.mol-1 鍵焓rH 436 KJ.mol-1 對NH3來說 NH3(g) NH2(g) +H(g) D1=435 KJ.mol-1 NH2(g) NH(g) +H(g) D2=398 KJ.mol-1 NH (g) N (g) +H(g) D3=339 KJ.mol-1 而N-H鍵的鍵能 bH 為三個離解能的平均值： bH（N-H)(D1+D2+D3)/3=(435+398+339)3=391 KJ.mol-1 因此對多原子分子來說鍵能實際上是平均鍵能。 例 為:（已知） A.45.65kJmol-1 B.45.65kJmol-1 C.91.3kJmo-1 D

25、.91.3kJmol-1 E.7.6kJmol-1 22 11 ()()() 22 rm NO gNgOgH 的 1 ()91.3 fm HNOkJ mol 已知環(huán)丙烷(C3H6,g),石墨及氫氣的 為2029,393.5及285.9(kJmol-1),則環(huán) 丙烷的 為多少kJmol-1? A.9.2 B.9.2 C.18.4 D.18.4 E. 27.6 cm H 36 (,) fm HC Hg 系統(tǒng)從狀態(tài)A到狀態(tài)B經(jīng)I、II兩條不同的途 徑，則有（ ） A.QI=QII B.WI=WII C. D.QIWI=QIIWII E.H=0 0U 已知反應(yīng) 的等壓反應(yīng)熱 為 ,則下列說法中不正確的

26、是( ) A. 是H2O(l)的生成熱 B. C. D. E. 是H2(g)的燃燒熱 r H rH rr HU rr HU rp HQ rH H2(g) + O2(g) = H2O(l) 2 1 熱化學(xué)方程式 C6H12O6(s.)+6O2(g.)6CO2(g.)+6H2O(l.) H=-2801.9 kJmol-1 , 這意味著該反應(yīng)是 A. 環(huán)境對系統(tǒng)做功 B. 系統(tǒng)對環(huán)境做功 C. 吸熱反應(yīng) D. 放熱反應(yīng) E. 自發(fā)進行 . 298K、標(biāo)準(zhǔn)壓力下，反應(yīng) 的 .下列各式中正確的是（） A. B. C. D. E. 222 2( )( )2( )HgO gH O l 1 571.8 rH

27、kJ mol 1 571.8 rU kJ mol 1 2 (, )285.9 f HH O lkJ mol 1 2 (, )571.8 f HH O lkJ mol fr HU 1 2 (, )1143.6 f HH O lkJ mol 在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)和298K時反應(yīng) 的標(biāo)準(zhǔn)反應(yīng)熱 ,則HCl(g)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓( )為: A.184.6kJmol-1 B.+184.6kJmol-1 C. 92.3kJmol-1 D.+92.3kJmol-1 22 ( )( )2( )HgClgHCl g 1 184.6 rm HkJ mol fm H 下列敘述正確的是: A.恒壓下 及 ,因為H為狀態(tài)函 數(shù),

28、故Qp也是狀態(tài)函數(shù) B. 的反應(yīng)是吸熱反應(yīng) C. 的 反應(yīng)是吸熱反應(yīng) D.某物質(zhì)的燃燒焓愈大,則其生成焓就愈小 E.對氣體來說,其標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)所規(guī)定的條件是其 壓力為10132Pa,溫度為298.15K rmp HQ 21 HHH 0 rm H 0 rm H 2-4 熱力學(xué)第二定律 一、化學(xué)反應(yīng)的自發(fā)性 所謂自發(fā)變化就是不需外力幫助而能自動發(fā)生的變化。 Zn + CuSO4Cu + ZnSO4 不需要環(huán)境提供非體積功就能發(fā)生的過程稱 為自發(fā)過程。 當(dāng)兩個溫度不同的物體接觸時，熱總是自發(fā) 地從高溫物體傳向低溫物體，直到兩個物體的溫 度相等為止。溫度的高低是判斷熱傳遞方向的判 據(jù)。 氣體總是自發(fā)地從氣

29、壓高處流向氣壓低處， 直到壓力相同時為止。壓力的高低是判斷氣體流 動方向的判據(jù)。 化學(xué)反應(yīng)在一定條件下也是自發(fā)地朝著某一 方向進行，那么也一定存在一個類似的判據(jù)，利 用它就可以判斷化學(xué)反應(yīng)自發(fā)進行的方向。 反應(yīng)熱與化學(xué)反應(yīng)方向: 早在 19 世紀(jì) 70 年代，法國化學(xué)家貝塞洛和 丹麥化學(xué)家湯姆森提出，反應(yīng)熱是判斷化學(xué)反應(yīng) 方向的判據(jù)。 許多放熱反應(yīng)在常溫、常壓下確實能自發(fā)進 行，但少數(shù)吸熱反應(yīng)在常溫、常壓下也能自發(fā)進 行。這說明反應(yīng)熱是影響化學(xué)反應(yīng)方向的重要因 素，但不是決定反應(yīng)方向的惟一因素。 熵變與化學(xué)反應(yīng)方向: （一）混亂度 除反應(yīng)熱外，系統(tǒng)的混亂度也是影響化學(xué) 反應(yīng)方向的重要因素。 混

30、亂度是指系統(tǒng)的不規(guī)則或無序的程度， 系統(tǒng)越?jīng)]有秩序，其混亂度就越大。 室溫下自發(fā)進行的吸熱反應(yīng)的共同特點， 是反應(yīng)發(fā)生后系統(tǒng)的混亂度增大了。因此，系 統(tǒng)混亂度的增大是吸熱反應(yīng)自發(fā)進行的推動力。 （二）熵 熵是系統(tǒng)混亂度的量度，用符號 S 表示。熵 是狀態(tài)函數(shù)，熵變只取決于系統(tǒng)的始態(tài)和終態(tài)， 與實現(xiàn)變化的途徑無關(guān)。系統(tǒng)的熵越大，其混亂 度就越大；系統(tǒng)的熵越小，其混亂度就越小。 影響熵的因素主要有： （1）物質(zhì)的聚集狀態(tài)：同種物質(zhì)的氣相、液 相、固相相比較，氣相的混亂度最大，而固相的 混亂度最小。因此，對于同種物質(zhì)，氣相的摩爾 熵最大，而固相的摩爾熵最小。 （2）分子的組成：聚集狀態(tài)相同的物質(zhì)，分

31、 子中的原子數(shù)目越多，混亂度就越大，其熵也就 越大；若分子中的原子數(shù)目相同，則分子的相對 分子質(zhì)量越大，混亂度就越大，其熵也就越大。 （3）溫度：溫度升高，物質(zhì)的混亂度增大， 因此物質(zhì)的熵也增大。 （4）壓力：壓力增大時，將物質(zhì)限制在較小 的體積之中，物質(zhì)的混亂度減小，因此物質(zhì)的熵 也減小。壓力對固相或液相的熵影響很小，但對 氣相的熵影響較大。 熱力學(xué)規(guī)定：在 時，任何純物質(zhì)的完整 晶體的熵為零。 將某純物質(zhì)從 0 K 升高到溫度 T ，此過程的 熵變就是溫度 T 時該純物質(zhì)的規(guī)定熵： 0 K ( )(0K)( )SS TSS T 純物質(zhì)在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下的摩爾規(guī)定熵稱為該物 質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵，用符號

32、 表示。 對于化學(xué)反應(yīng) ，溫度T 時反應(yīng)的標(biāo) 準(zhǔn)摩爾熵變可利用下式求算： m S rmBm,B B ( )=( )STv ST 例題 B 0=Bv 例 2-7 利用 298.15 K 時的標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵，計算反應(yīng)： 在 298.15 K 時的標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵變。 解： 298.15 K 時反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵變?yōu)椋?32222 CH CH OH(l)3O (g)2CO (g)3H O(l) 11 m32 (CH CH OH, l, 298.15 K)161J molK ;S 11 m2 (O , g, 298.15 K)205.14 J molK ;S -11 m2 (CO , g, 298.15 K)21

33、3.7 J molK ;S 11 m2 (H O, l, 298.15 K)69.91J molKS 1111 2 213.7 J molK3 69.91J molK m32m2 (CH CH OH,l)3(O ,g)SS 1111 161J molK3 205.14 J molK rmm2m2 2(CO ,g)3(H O,l)SSS 11 139 J molK 大多數(shù)熵增的吸熱反應(yīng)在室溫下不能自發(fā)進 行，但在高溫下可以自發(fā)進行；而大多數(shù)熵減的 放熱反應(yīng)在室溫下能自發(fā)進行，但在高溫下不能 自發(fā)進行。上述事實表明，反應(yīng)方向除了與反應(yīng) 熱和熵變有關(guān)外，還受溫度的影響。 自發(fā)過程自發(fā)過程(spont

34、aneous process) 在一定條件下不需要外力作用就能自動進行在一定條件下不需要外力作用就能自動進行 的過程的過程 2.特點：特點： 單向性單向性 有一定限度有一定限度 具有做功的能力具有做功的能力 CaCO3(s) 1123K 自發(fā)自發(fā) CaO(s) + CO2(g) NH4Cl(s) 自發(fā)自發(fā) NH4+(aq) + Cl-(aq) r H m 0 r H m 0 3.影響因素影響因素 1.概念概念 反應(yīng)熱反應(yīng)熱 混亂度混亂度 溫度溫度 二、熵 體系的混亂度可以用一個稱為熵熵的熱力學(xué)函數(shù)(S) 來描述。 體系越混亂，熵值越大。如同熱力學(xué)能、焓一樣， 熵也是狀態(tài)函數(shù)。 等溫過程的熵變

35、S = Qr /T Qr 為可逆過程的熱效應(yīng)。 熵熵 (entropy, S )體系內(nèi)部質(zhì)點混亂度的量度體系內(nèi)部質(zhì)點混亂度的量度 同一物質(zhì)：同一物質(zhì)：S氣 氣 S液 液 S固 固 同一物態(tài)：同一物態(tài)：S（復(fù)雜分子）（復(fù)雜分子） S（簡單分子）（簡單分子） S（高溫）（高溫） S（低溫）（低溫） S（低壓氣體）（低壓氣體） S（高壓氣體）（高壓氣體） CaCO3(s)CaO(s) + CO2(g) NH4Cl(s) NH4+(aq) + Cl-(aq) 混亂度增加混亂度增加 混亂度增加混亂度增加 Br2(l) 、Br2(g) Ar(0.1kPa) 、Ar(0.01kPa) HF(g) 、HCl(

36、g) CH4(g) 、C2H6(g) NH4Cl(s)、NH4I(s) HCl(g,298K) 、HCl(g,1000K) 2. 試判斷下列過程的試判斷下列過程的S是正還是負。是正還是負。 冰融化成水冰融化成水 炸藥爆炸炸藥爆炸 甲烷燃燒甲烷燃燒 CH4(g) +2O2(g) =CO2(g) + 2H2O(g) 合成氨反應(yīng)合成氨反應(yīng) N2(g) +3H2 (g)= 2NH3(g) 從溶液中析出結(jié)晶從溶液中析出結(jié)晶 (+)(+) (+) () () 例：例：1. 從以下各對物質(zhì)中選出有較大混亂度的物質(zhì)。從以下各對物質(zhì)中選出有較大混亂度的物質(zhì)。 除除 已注明條件外，已注明條件外， 每對物質(zhì)都具有相

37、同的溫度和壓力每對物質(zhì)都具有相同的溫度和壓力 。 三、熱力學(xué)第二定律 熱力學(xué)第二定律： 在孤立體系的任何自發(fā)過程中， 體系的熵總是增加的，即： S（孤立）0 孤立體系是指與環(huán)境不發(fā)生物質(zhì)和能量交換的體系。 S（體系） +S（環(huán)境） 0 如果某一變化過程中，體系熵變的S（體系）和S （環(huán)境）都已知，則可用上式來判斷該過程是否自發(fā)。 即： S（體系） +S（環(huán)境） 0 自發(fā)過程 S（體系） +S（環(huán)境） 液態(tài)固態(tài)。 (2)聚集態(tài)相同，復(fù)雜分子比簡單分子有較大的熵值。 (3)結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，相對分子質(zhì)量大的熵值大。 (4)相對分子質(zhì)量相同，分子構(gòu)型復(fù)雜，熵值大。 反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵變rSm 可由下式計

38、算 B mBmr BSS)( 在在0K時，任何純物質(zhì)完整晶體的時，任何純物質(zhì)完整晶體的 熵值等于零。熵值等于零。 S0 = 0 例例 試計算下列反應(yīng)在試計算下列反應(yīng)在298K時的時的rH m 和 和rS m ， ， 并說明能否由計算結(jié)果判斷反應(yīng)方向。并說明能否由計算結(jié)果判斷反應(yīng)方向。 N2(g) + 3H2(g) = 2NH3(g) N2(g) + O2(g) = 2NO(g) fH m (kJmol-1) 0 0 -46.11 0 0 90.25 S m (JK-1mol-1) 191.5 130.57 192.3 191.5 205.03 10.65 反應(yīng)物）生成物）( m i im i

39、imr SSS 化學(xué)反應(yīng)中熵變的計算化學(xué)反應(yīng)中熵變的計算 解：解： N2(g) + 3H2(g) = 2NH3(g) N2(g) + O2(g) = 2NO(g) )molkJ(22.92)11.46(2 1 mr H )molKJ (6 .198 )57.13035 .191(3 .1922 11 mr S 00 mrmr SH )molkJ(5 .18025.902 1 mr H )molKJ (77.24 )03.205 5 . 191(65.2102 11 mr S 00 mrmr SH 2-5 吉布斯自由能及其應(yīng)用 一、吉布斯(Gibbs)自由能 吉布斯自由能 G = H TS G為

40、狀態(tài)函數(shù) 等溫等壓過程中： G = H TS 吉布斯-赫姆霍茲方程式。在等溫等 壓過程中，可以用吉布斯自由能變來判斷過程的自 發(fā)性。即： G 0 不可能自發(fā)進行 G = 0 過程處于平衡狀態(tài) (1) H 0,兩因素都對自發(fā)有利，不管什么溫度 下，總是G 0，S 0，所以這個過程不可能自發(fā)。 (3) H 0, S 0，S 0，溫度越高，這種過程越有利。 G有一定的物理意義。代表在等溫等壓過程中，能 被用來作有用功（即非體積功）的最大值。 H 和S 對自發(fā)變化的影響： 二、標(biāo)準(zhǔn)生成吉布斯自由能 在指定的反應(yīng)溫度(一般298.15K)和標(biāo)準(zhǔn)態(tài)下，令 穩(wěn)定單質(zhì)的吉布斯自由能為零，并且把在指定溫度和 標(biāo)

41、準(zhǔn)態(tài)下，由穩(wěn)定單質(zhì)生成1mol某物質(zhì)的吉布斯自由 能變稱為該物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)生成吉布斯自由能 (fGm )。 由fGm的數(shù)據(jù)可計算任何反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾吉布斯 自由能變(rGm )。 B mfBmr BGG)( 例例: 已知在植物光合系統(tǒng)工作下，光照對綠色植物通已知在植物光合系統(tǒng)工作下，光照對綠色植物通 過下列反應(yīng)進行光合作用合成葡萄糖：過下列反應(yīng)進行光合作用合成葡萄糖： 6CO2 (g) + 6H2O (g) 光光 C6H12O6 (s) + 6O2(g) 由反應(yīng)的由反應(yīng)的rG m估計這個反應(yīng)在沒有光和光合系統(tǒng)下能否發(fā)生？ 估計這個反應(yīng)在沒有光和光合系統(tǒng)下能否發(fā)生？ 解：解： 該反應(yīng)在沒有光和光合系統(tǒng)

42、下不能發(fā)生該反應(yīng)在沒有光和光合系統(tǒng)下不能發(fā)生 0)molkJ(2 .2879 )2 .237(6)4 .394(6)4 .910( 1 反應(yīng)物）生成物）( mf i imf i imr GGG )OH(6)CO(6 )O(6)OHC( 2mf2mf 2mf6126mfmr GG GGG 三、G與溫度的關(guān)系 一般溫度變化不大時， H 和S 變化不大，可近 似看做常數(shù)，由下列的近似公式計算溫度T時的GT ： GT H298 TS298 GT =HT TST 例例 已知反應(yīng)已知反應(yīng) CaCO3(s) = CaO(s) + CO2(g)的的 求反應(yīng)在求反應(yīng)在298K及及1200K時的時的rG m及反應(yīng)

43、進行的最 及反應(yīng)進行的最 低溫度。低溫度。 298,mr298m,rTm,r STHG ,molKJ4 .160,molkJ3 .178 11 298,mr 1 298,mr SH 解：解：CaCO3(s) = CaO(s) + CO2(g) )molkJ(5 .130104 .1602983 .178 298 13 298,mr298,mrm,298r SHG )molkJ(2 .14104 .16012003 .178 1200 13 298,mr298,mrm,1200r SHG )K(1112 104 .160 3 .178 3 298,mr 298,mr S H T 設(shè)設(shè) rG m

44、= 0 課堂練習(xí)課堂練習(xí): 既然水結(jié)冰是熵減小過程，那么為何在低溫既然水結(jié)冰是熵減小過程，那么為何在低溫 下水卻能自發(fā)結(jié)冰？下水卻能自發(fā)結(jié)冰？ H2O (l) H2O(s) 水即能自發(fā)結(jié)冰 m m S H T Hm0 Sm0 G m0 時反應(yīng)自發(fā)進行時反應(yīng)自發(fā)進行 Gm = HmT Sm 恒壓下溫度對反應(yīng)自發(fā)性的影響恒壓下溫度對反應(yīng)自發(fā)性的影響 類型類型 1 2 3 4 任何溫度下均為自發(fā)過程任何溫度下均為自發(fā)過程 任何溫度下均為非自發(fā)過程任何溫度下均為非自發(fā)過程 非自發(fā)過程非自發(fā)過程 自發(fā)過程自發(fā)過程 有最低溫度存在有最低溫度存在 自發(fā)過程自發(fā)過程 非自發(fā)過程非自發(fā)過程 有最高溫度存在有最高

45、溫度存在 rHm rSm rGm 反應(yīng)情況反應(yīng)情況 低溫：低溫： 高溫：高溫： 低溫：低溫： 高溫：高溫： 例 在25，100kPa下， CaO(s)+H2O(l)=Ca(OH)2(s)反應(yīng)能自發(fā)進行， 而在高溫下，逆向是自發(fā)進行的，則說明該 反應(yīng): .0,0.0,0 .0,0.0,0 .0,0 AHSBHS CHSDHS EHS 某一體系從A態(tài)變化到B態(tài)，可經(jīng)過途徑1或2， 則其G值： A.由途徑1決定 B.由途徑2決定 C.由途 徑1，2共同決定 D.由途徑1和途徑2的差值決定 E.與途徑 1和途徑2無關(guān) 下列概念中，不屬于狀態(tài)函數(shù)的是： A.焓 B.自由能 C.熵 D.壓力 E.熱 10

46、0kPa, 25的封閉體系中,當(dāng)S0時,過程 A. 自發(fā)進行 B. 非自發(fā)進行 C. 可 逆 D. 處于平衡狀態(tài) E. 條件不全, 無法判斷 下列關(guān)于吉布斯自由能的說法, 錯誤的是 A. G越小,表示反應(yīng)自發(fā)進行的傾向越大 B. 只在在等溫等壓條件下, G可作為反應(yīng)自 發(fā)進行的判據(jù) C. G越小, 表示反應(yīng)速率越快 D.穩(wěn)定單質(zhì)的fG為零 E. G為狀態(tài)函數(shù) 等溫等壓下, 化學(xué)反應(yīng)自發(fā)正向進行的條件 是 A. S0 B. S0 C. HS D. H-TS0 E. G=0 任何化學(xué)反應(yīng)在等壓或等容條件下，無論是 一步完成，還是分成幾步完成，該反應(yīng)的熱 效應(yīng)總是相同的，這一規(guī)律稱為（ ） A.朗伯

47、-比爾定律 B.熱力學(xué)第二定律 C.蓋 斯定律 D.質(zhì)量作用定律 E阿侖尼烏斯定律 已知一反應(yīng)的 0 ， 因此可判斷 此反應(yīng)（ ） A.任何溫度下能自發(fā)進行 B.任何溫度下不 能自發(fā)進行 C.高溫下可自發(fā)進行 D.低溫下可自發(fā)進 行 E.無法判斷反應(yīng)方向 rH 0 rS 反應(yīng)CH3OH(l)=CH4(g)+1/2O2(g)的 為 （ ） A.正值 B.負值 C.零 D.考慮溫度后才能 確定 E.低溫時為負值 rS 已知: 則MnO2(s)的 為: A.134.8kJmol-1 B.134.8kJmol-1 C. 519.7kJmol-1 D.519.7kJmol-1 E.384.9kJmol-

48、1 1 221 1 ( )( )( )134.8 2 m MnO sMnO sO gHkJ mol 1 22 ( )( )2( )250.1 m MnO sMn sMnO sHkJ mol fm H (1)該反應(yīng)能否自發(fā)進行?即反應(yīng)的方 向性問題； (2)在給定條件下，有多少反應(yīng)物可 以最大限度地轉(zhuǎn)化為生成物？即化 學(xué)平衡問題； 2-6 化學(xué)平衡化學(xué)平衡 一、可逆反應(yīng)和化學(xué)平衡一、可逆反應(yīng)和化學(xué)平衡 在一定條件下，既能向正方向進行又能向逆方向進 行的反應(yīng)稱為可逆反應(yīng)。 H2(g)+CO2(g) CO(g)+H2O(g) 2KClO3 2KCl + 3O2 MnO 2 可逆反應(yīng)在進行到一定程度，

49、會建立平衡。 當(dāng)正、逆反應(yīng)速率相等時，即達到了平衡。 我們把反應(yīng)速率相等時的狀態(tài)稱為化學(xué)平衡 狀態(tài)。 化學(xué)平衡又兩個特征： （1）化學(xué)平衡是一種動態(tài)平衡。 正 =逆 （2）化學(xué)平衡是有條件的平衡。當(dāng)外界條 件改變時，原有的平衡即被破壞，直到在新 的條件下建立新的平衡。 vA vB vA = vB AB v（速率速率） t (時間時間) v正 正 = = v逆逆 0 各物質(zhì)濃度不再改變各物質(zhì)濃度不再改變 動態(tài)平衡動態(tài)平衡 平衡濃度平衡濃度 二、二、 經(jīng)驗平衡常數(shù)經(jīng)驗平衡常數(shù) 表表2-3：700K時時H2+I2 = 2HI的實驗數(shù)據(jù)的實驗數(shù)據(jù) 對于一個化學(xué)反應(yīng): aA + bB dD + eE 當(dāng)

50、在一定溫度下達到平衡時有: Kc稱為（濃度）經(jīng)驗平衡常數(shù)。 c b B a A e E d D K cc cc 在一定溫度下，當(dāng)可逆反應(yīng)達平衡時，在一定溫度下，當(dāng)可逆反應(yīng)達平衡時，各生成各生成 物濃度冪的乘積與各反應(yīng)物濃度冪的乘積之比為一物濃度冪的乘積與各反應(yīng)物濃度冪的乘積之比為一 常數(shù)，稱為平衡常數(shù)。常數(shù)，稱為平衡常數(shù)。 對氣體反應(yīng)常用氣體的分壓代替濃度。如對 上述反應(yīng) pK IpHp HIp )()( )( 22 2 Kp稱為壓力經(jīng)驗平衡常數(shù)。 三、標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)及其有關(guān)的計算 范托夫(Vant Hoff)化學(xué)反應(yīng)等溫方程式給出了 rG的計算式。對于非標(biāo)準(zhǔn)態(tài)下任一化學(xué)反應(yīng) bB+dD = e

51、E+fF 0ln d D b B f F e E r aa aa RTG d D b B f F e E rr aa aa RTGG ln 令: K aa aa d D b B f F e E 則 KRTG r ln K稱為標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù) 范托夫(Vant Hoff) (18521911) 荷蘭物理化學(xué)家1875至 1887年建立 了化學(xué)平 衡理論，并對立體化 學(xué)、物理化學(xué)、化學(xué) 動力學(xué)的發(fā)展作出了 重大貢獻。于1901年 獲諾貝爾獎。 對于不同類型的反應(yīng)，K的表達式也有所不 同。 1 氣體反應(yīng) 對于理想氣體（或低壓下的真實氣體） a=p/p (p = 100kPa)，則 ) 1 ( )/()/

52、( )/()/( ppp pp pppp pppp K d D b B f F e E d D b B f F e E 2溶液反應(yīng) 對于理想溶液（或濃度稀的真實溶液） a = c/c(c= 1molL-1)， 則 ) 1 ( )/()/( )/()/( ccc cc cccc cccc K d D b B f F e E d D b B f F e E 3 復(fù)相反應(yīng) 復(fù)相反應(yīng)是指反應(yīng)體系中存在兩個或兩個 以上相的反應(yīng)。如反應(yīng) CaCO3(s)+2H+(aq) = Ca2+(aq)+CO2(g)+H2O(l) 2 2 2 / )( / )(/ )( cHc pCOpcCac K 有關(guān)平衡常數(shù)的幾

53、點說明： (1)K和K的區(qū)別： a. K是量綱為一的量，而K只有在 0時， 量綱才為一； b. 兩者數(shù)值一般不等。氣體反應(yīng)的K 與Kp的 數(shù)值不同（ 0時除外）；溶液反應(yīng)的K 與Kc的數(shù)值相同。 H 2(g)+I2(g) 2HI(g) pIppHp pHIp K / )(/ )( 2/ )( 22 1 1/2H2(g)+1/2I2(g)HI(g) (2)平衡常數(shù)表達式和數(shù)值與反應(yīng)式的書寫有 關(guān)。 2 1 2 1 / )(/ )( / )( 22 2 pIppHp pHIp K H2(g)+I2(g)2HI(g) 2 22 3 / )( / )(/ )( pHIp pIppHp K 顯然，它們間

54、的關(guān)系是 3 2 21 /1)(KKK 四、多重平衡規(guī)則 如果某反應(yīng)可以由幾個反應(yīng)相加得到， 則該反應(yīng)的平衡常數(shù)等于幾個平衡常數(shù)之積。 這種關(guān)系就稱為多重平衡規(guī)則。 設(shè)三個反應(yīng)，如果反應(yīng)(3)反應(yīng)(1)反應(yīng)(2) 2 13 GGG rrr )ln(lnln 213 KRTKRTKRT 213 lnlnKKK 213 KKK 同理，如果反應(yīng)(4)反應(yīng)(1)反應(yīng)(2)， 則 214 /KKK 五五、化學(xué)反應(yīng)進行的程度化學(xué)反應(yīng)進行的程度 化工生產(chǎn)中常用轉(zhuǎn)化率（）來衡量化 學(xué)反應(yīng)進行的程度。某反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率是指 該反應(yīng)物已轉(zhuǎn)化為生成物的百分數(shù)。即 100% 某反應(yīng)物已轉(zhuǎn)化的量 某反應(yīng)物的總量 化學(xué)反應(yīng)達平衡時的轉(zhuǎn)化率稱平衡轉(zhuǎn)化率 平衡轉(zhuǎn)化率是理論上該反應(yīng)的最大轉(zhuǎn)化率 工業(yè)生產(chǎn)中所說的轉(zhuǎn)化率一般指實際轉(zhuǎn)化率， 而一般教材中所說的轉(zhuǎn)化率是指平衡轉(zhuǎn)化率。 轉(zhuǎn) 化 率： 例2-10：在容積為10.00L的容器中裝有等物質(zhì)的量的PCl3(g) 和Cl2(g)已知在523K發(fā)