大學(xué)化學(xué)-道爾頓分壓定律

1、大學(xué)化學(xué)-道爾頓分壓定律各位同學(xué)，下午好！1875年，美國(guó)化學(xué)家吉布斯(Gibbs)首先提出一個(gè)把焓和熵歸并在一起的熱力學(xué)函數(shù)G (現(xiàn)稱吉布斯自由能或吉布斯函數(shù)，是狀態(tài)函數(shù))，并定義：G = H TS對(duì)于等溫過(guò)程:回 顧G = H TS上式稱為吉布斯等溫方程或?qū)懗桑簉 Gm = r Hm Tr Sm以G為判斷標(biāo)準(zhǔn)最小自由能原理：對(duì)于恒溫、恒壓、不做非體積功的一般反應(yīng)，其自發(fā)性的判斷標(biāo)準(zhǔn): G 0 非自發(fā)過(guò)程，反應(yīng)能向逆方向進(jìn)行式中, r指反應(yīng), m意為摩爾, T指任意溫度, R為摩爾氣體常數(shù), pB為參與反應(yīng)的物質(zhì)B的分壓力, ln為以e為底的對(duì)數(shù), p為標(biāo)準(zhǔn)壓力(p =100 kPa), 為

2、連乘算符. 習(xí)慣上將(pB/p )vB稱為反應(yīng)熵Q, pB/p 稱為相對(duì)分壓, 上式也可寫(xiě)成:G與 G的關(guān)系若所有的氣體分壓均處于標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài), 即所有分壓pB=p, 即Q=(pB/p )vB=1, lnQ=0, 此時(shí), 任意態(tài)變成了標(biāo)準(zhǔn)態(tài). 就可以用反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾吉布斯函數(shù)變r(jià)Gm(T)或簡(jiǎn)寫(xiě)為G 判斷反應(yīng)的自發(fā)性. 一般情況, 只有根據(jù)熱力學(xué)等溫方程求出指定態(tài)之rGm(T) 或簡(jiǎn)寫(xiě)為G(T) 是否小于零, 方可判斷該條件下反應(yīng)的自發(fā)性.如, 對(duì)于氣體反應(yīng)： aA (g) +bB (g) =gG (g) +dD (g) G 與G 的關(guān)系: (1)反應(yīng)物與產(chǎn)物均為氣體如, 對(duì)于氣體反應(yīng)： aA (

3、g) +bB (g) =gG (g) +dD (g)道爾頓分壓定律混合氣體的總壓力p等于各組分氣體分壓力之和。p = pi混合氣體中某組分氣體i的分壓力等于混合氣體的總壓力p與該組分氣體的摩爾分?jǐn)?shù)xi之乘積。pi = pxi 式中, xi=ni/n, 即某組分氣體i的摩爾分?jǐn)?shù)等于該氣體的物質(zhì)的量ni與混合氣體總的物質(zhì)的量n之比.確定混合氣體中某組分i 的分壓力, 可用道爾頓(JDalton)分壓定律.工業(yè)和分析化學(xué)中常用各組分氣體的體積分?jǐn)?shù) 來(lái)表示混合氣體的組成。某組分氣體的體積分?jǐn)?shù)等于其分體積與總體積之比即某組分氣體的分體積Vi 是在恒溫下將其壓縮到具有混合氣體總壓力時(shí)所占有的體積。利用理想

4、氣體狀態(tài)方程和兩式相除即可得注意：= ni / n=xi如溶液反應(yīng): aA (aq) +bB (aq) =gG (aq) +dD (aq)(濃度商) G 與G 的關(guān)系: (2)反應(yīng)物與產(chǎn)物均為溶液對(duì)于水溶液中的離子反應(yīng), 或有水合離子(或分子)參與的多相反應(yīng), 變化的不是分壓p, 而是相應(yīng)的水合離子(或分子)的濃度c, 此時(shí), 以相對(duì)濃度c/c來(lái)表達(dá), 標(biāo)準(zhǔn)濃度 c =1 moldm-3如反應(yīng): aA (l) +bB (aq) =gG (s) +dD (g) G 與G 的關(guān)系: (3)一般反應(yīng)若參與反應(yīng)的物質(zhì)為固態(tài)或液態(tài)的純物質(zhì), 不必列入反應(yīng)的商式中, 對(duì)于一般的化學(xué)反應(yīng)式純態(tài)物一般指固態(tài)和

5、純的液態(tài)物質(zhì)(即非溶液)。因?yàn)樗鼈儏⒓臃磻?yīng)時(shí)不像氣體和溶液那樣有濃度的概念,所以可以視為濃度為1，即可以不寫(xiě)。(1) 298.15 K時(shí)反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾吉布斯函數(shù)變G的計(jì)算利用物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成吉布斯函數(shù)fGm(298.15 K)的數(shù)據(jù)求算對(duì)任一化學(xué)反應(yīng)反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾吉布斯函數(shù)變的計(jì)算式利用物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓fHm(298.15 K)和標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵Sm(298.15 K)的數(shù)據(jù)求算(1) 298.15 K時(shí)反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾吉布斯函數(shù)變G的計(jì)算(2) 其他溫度時(shí)反應(yīng)標(biāo)準(zhǔn)摩爾吉布斯函數(shù)變r(jià)Gm(T)計(jì)算因反應(yīng)的rG(T)隨溫度而改變, 有時(shí)受溫度的影響很大, 可利用吉布斯等溫方程 來(lái)計(jì)算(3) 任意態(tài)

6、時(shí)反應(yīng)的吉布斯函數(shù)變r(jià)Gm(T)的計(jì)算前面幾個(gè)計(jì)算公式適用于標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài), 而實(shí)際上不一定是標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài), 反應(yīng)的rG可根據(jù)實(shí)際條件用熱力學(xué)等溫方程進(jìn)行計(jì)算, 即(4) 反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾吉布斯函數(shù)變r(jià)Gm(T)和摩爾吉布斯函數(shù)變r(jià)Gm(T)的應(yīng)用G和G的應(yīng)用很廣，除用于估計(jì)判斷任一反應(yīng)的自發(fā)性, 估算反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行的溫度外，還可計(jì)算標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)K, 原電池的最大電功和電動(dòng)勢(shì)，判斷高溫時(shí)單質(zhì)與氧氣結(jié)合的能力等。例2.3 試計(jì)算石灰石(CaCO3)熱分解反應(yīng)的rGmq (298.15K)和rGmq(1273K)及轉(zhuǎn)變溫度Tc，并分析該反應(yīng)在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)時(shí)的自發(fā)性。解： CaCO3(s) = CaO(s) CO2(

7、g)fGmq (298.15K) -1128.79 -604.03 -394.359(1) rGmq(298.15K)的計(jì)算方法(I)：利用fGmq(298.15K)的數(shù)據(jù): =(-604.03)+(-394.359)-(-1128.79) =130.17 kJmol-1方法(II)：利用DfHmq(298.15K)和Smq(298.15K)的數(shù)據(jù)，先求得反應(yīng)的DrHmq(298.15K)和DrSmq(298.15K)： =(178.32298.15160.5910-3) =130.44 kJmol-1(2) DrGmq(1273K)的計(jì)算可利用DrHmq(298.15K)和DrSmq(298

8、.15K)的數(shù)值： (178.32-1273160.5910-3) = -26.11 kJmol-1(3)反應(yīng)自發(fā)性的分析和Tc的估算在298.15K時(shí)，由于DrGmq(298.15K)0，所以石灰石熱分解反應(yīng)非自發(fā)。在1273K時(shí)，DrGmq(1273K)0，故此熱分解反應(yīng)能自發(fā)進(jìn)行。在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)時(shí)自發(fā)分解的最低溫度即轉(zhuǎn)變溫度可按式(2.10b)求得：TcDrHmq(298.15K) / DrSmq(298.15K) = 178.32103 / 160.59 = 1110.4K例2.4 已知空氣壓力p=101.325kPa，其中所含CO2的體積分?jǐn)?shù)j(CO2)=0.030%。試計(jì)算此條件下將潮

9、濕Ag2CO3固體在110的烘箱中烘干時(shí)熱分解反應(yīng)的摩爾吉布斯函數(shù)變。問(wèn)此條件下Ag2CO3(s)=Ag2O(s)+CO2(g)的熱分解反應(yīng)能否自發(fā)進(jìn)行？有何辦法阻止Ag2CO3的熱分解？解： Ag2CO3(s) = Ag2O(s) + CO2(g)DfHmq(298.15K) -505.8 -30.05 -393.509Smq (298.15K) 167.4 121.3 213.74可求得： DrHmq (298.15K) = 84.24 kJmol-1 DrSmq (298.15K) = 167.6 Jmol-1K-1 根據(jù) pi = pxi可求空氣中CO2的分壓： p(CO2) = p(

10、CO2) = 101.3250.030% 30 Pa根據(jù)式(2.11)，在110即383K時(shí)，DrGm(383K)=DrGm(383K)+RT lnp(CO2)/p 88.24-383167.610-3+8.31410-3383ln30/105= 24.05 25.83 = -1.8 kJmol-1 由于DrGm(383K)0。= ni / n=xi今 天 的 學(xué) 習(xí) 內(nèi) 容2.2 化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的程度和化學(xué)平衡2.2.1 反應(yīng)限度的判據(jù)與化學(xué)平衡2.2.2 平衡常數(shù)和多重平衡規(guī)則2.2.3 化學(xué)平衡的有關(guān)計(jì)算2.2.1 反應(yīng)限度的判據(jù)與化學(xué)平衡對(duì)于恒溫恒壓下不做非體積功的化學(xué)反應(yīng)，當(dāng)rG 0時(shí)

11、，系統(tǒng)在rG 的推動(dòng)下，使反應(yīng)沿著確定的方向自發(fā)進(jìn)行。隨著反應(yīng)的不斷進(jìn)行， rG 值越來(lái)越大，當(dāng)rG = 0時(shí)，反應(yīng)因失去推動(dòng)力而在宏觀上不再進(jìn)行了，即反應(yīng)達(dá)到了平衡狀態(tài)。rG = 0 就是化學(xué)平衡的熱力學(xué)標(biāo)志或稱反應(yīng)限度的判據(jù)。平衡系統(tǒng)的性質(zhì)不隨時(shí)間而變化。例如，達(dá)到化學(xué)平衡時(shí)，系統(tǒng)中每種物質(zhì)的分壓力或濃度均保持不變。自發(fā)反應(yīng)具有明顯的方向性, 總是單向地趨向平衡狀態(tài). 大多數(shù)的化學(xué)反應(yīng)都具有可逆性, 即可逆反應(yīng)在密閉容器內(nèi)不能進(jìn)行到底, 反應(yīng)進(jìn)行一定限度, 表觀上好像停頓了, 實(shí)際上達(dá)到了一種動(dòng)態(tài)平衡狀態(tài). 宏觀上的平衡是由于微觀上仍持續(xù)進(jìn)行著的正逆反應(yīng)相互抵消的效果所致. 化學(xué)平衡是一種

12、動(dòng)態(tài)平衡.2.2.2 平衡常數(shù)和多重平衡規(guī)則1. 標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)K與標(biāo)準(zhǔn)吉布斯函數(shù)變r(jià)Gm的關(guān)系實(shí)驗(yàn)表明, 在一定溫度下, 當(dāng)化學(xué)反應(yīng)處于平衡狀態(tài)時(shí), 以其化學(xué)反應(yīng)的計(jì)量數(shù)(絕對(duì)值)為指數(shù)的各產(chǎn)物與各反應(yīng)物分壓或濃度的乘積之比為一個(gè)常數(shù).Kp與Kc分別稱為壓力平衡常數(shù)與濃度平衡常數(shù), 是從實(shí)驗(yàn)中得來(lái), 所以稱為實(shí)驗(yàn)平衡常數(shù). “eq” 表示“平衡”.例如，對(duì)于合成氨反應(yīng)對(duì)于(石墨)Kp與Kc都是有量綱的量，且隨反應(yīng)的不同，量綱也不同，給平衡計(jì)算帶來(lái)很多麻煩，也不便于研究與平衡有重要價(jià)值的熱力學(xué)函數(shù)相聯(lián)系，為此本書(shū)一律使用標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)K (簡(jiǎn)稱平衡常數(shù))。對(duì)于理想氣體反應(yīng)系統(tǒng)。(2.21)標(biāo)準(zhǔn)平衡

13、常數(shù)K與標(biāo)準(zhǔn)吉布斯函數(shù)變r(jià)Gm的關(guān)系依K 與rGm的重要關(guān)系, 不必實(shí)驗(yàn), 理論計(jì)算可得標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù).由前可知: rGm(T)=0時(shí), 反應(yīng)處于平衡態(tài), 即(僅是T的函數(shù))(也僅是T的函數(shù))利用平衡常數(shù)可計(jì)算反應(yīng)的平衡轉(zhuǎn)化率.3. 平衡轉(zhuǎn)化率:2. 多重平衡: 反應(yīng)(3) = (1)+(2)K 3= K 1 K 2rG m,3= rG m,1 +rG m,24.標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)K可依化學(xué)方程式寫(xiě)出,與方程式的寫(xiě)法有關(guān).對(duì)標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)K的說(shuō)明: 標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)K, 又稱熱力學(xué)平衡常數(shù), 或平衡常數(shù). K的數(shù)值決定反應(yīng)的本性, 溫度以及標(biāo)準(zhǔn)態(tài)的選擇, 而與壓力和組分無(wú)關(guān).K反映了變化的程度, K值越大,

14、 反應(yīng)進(jìn)行得越徹底, 反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率越高. 與rG m不同.K也僅是溫度的函數(shù). 即定溫下, 對(duì)于確定的反應(yīng)K為常數(shù), 與反應(yīng)的起始狀態(tài)無(wú)關(guān). rG m也僅是溫度的函數(shù). K為量綱為1的量.K與反應(yīng)方程的化學(xué)計(jì)量數(shù)有關(guān), 即與化學(xué)方程式的寫(xiě)法有關(guān).(1) K 表達(dá)式可直接根據(jù)化學(xué)計(jì)量方程式寫(xiě)出(2) K 的數(shù)值與化學(xué)計(jì)量方程式的寫(xiě)法有關(guān)顯然，若已知500，則(3) K 不隨壓力和組成而變，但K 與rGm 一樣都是溫度 T 的函數(shù)，所以應(yīng)用式(2.24)時(shí)rGm 必須與K 的溫度一致，且應(yīng)注明溫度。若未注明，一般是指 T = 298.15 K。多 重 平 衡2.2.3 化 學(xué) 平 衡 的 有 關(guān)

15、 計(jì) 算(2)當(dāng)涉及各物質(zhì)的初始量、變化量、平衡量時(shí)，關(guān)鍵是搞清楚各物質(zhì)的變化量之比即為反應(yīng)式中各物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)之比。有關(guān)平衡計(jì)算中，應(yīng)特別注意：(1)寫(xiě)出配平的化學(xué)反應(yīng)方程式，并注明物質(zhì)的聚集狀態(tài)(如果物質(zhì)有多種晶型，還應(yīng)注明是哪一種)。重點(diǎn)：從標(biāo)準(zhǔn)熱力學(xué)函數(shù)或?qū)嶒?yàn)數(shù)據(jù)求平衡常數(shù)；利用平衡常數(shù)求各物質(zhì)的平衡組分（分壓、濃度、最大產(chǎn)率）；條件變化如何影響反應(yīng)的方向和限度。例2.5 C(s)+CO2(s)=2CO(g)是高溫加工處理鋼鐵零件時(shí)涉及脫碳氧化或滲碳的一個(gè)重要化學(xué)平衡式。試分別計(jì)算或估算該反應(yīng)在298.15K和1173K時(shí)的標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)K值，并簡(jiǎn)單說(shuō)明其意義。解：C(s) + CO2

16、(g) = 2CO(g) DfHmq 0 -393.509 -110.525 Smq 5.740 213.74 197.674(1)298.15K時(shí)=2(-110.525)-0-(-393.509)=172.459 kJmol-1= 2= 175.87 Jmol-1K-1175.8710-3= 120.1 kJmol-1 = -(120.1103)/(8.314298.15) = -48.45K = 9.110-22(2)1173K時(shí) = 172.5-1173175.8710-3 = -33.83 kJmol-1 = -(-33.83103) /(8.3141173) =3.469 K 32結(jié)

17、果討論T (K) rGm / kJ. mol-1KC + CO2 = 2CO298.15120.19.1 10-22逆向自發(fā) 鋼鐵滲碳1173-33.8332正向自發(fā) 鋼鐵脫碳計(jì)算結(jié)果分析：溫度從室溫(25)增至高溫(900)時(shí)，反應(yīng)從非自發(fā)轉(zhuǎn)變?yōu)樽园l(fā)進(jìn)行，即在25時(shí)脫碳反應(yīng)實(shí)際上沒(méi)有進(jìn)行，但在900時(shí)，鋼鐵中的碳被氧化脫碳，但仍具有可逆性。例2.6 將1.20mol SO2和2.00mol O2的混合氣體，在800K和101.325kPa的總壓力下，緩慢通過(guò)V2O5催化劑使生成SO3，在恒溫恒壓下達(dá)到平衡后，測(cè)得混合物中生成的SO3為1.10mol。試?yán)蒙鲜鰧?shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)求該溫度下反應(yīng)2SO2(

18、g)+O2(g)=2SO3(g)的Kq，DrGmq及SO2的轉(zhuǎn)化率，并討論溫度、總壓力的高低對(duì)SO2轉(zhuǎn)化率的影響。解： 2SO2(g) + O2(g) = 2SO3(g)起始時(shí)物質(zhì)的量/mol 1.20 2.00 0物質(zhì)的量的變化/mol -1.10-1.10/2 +1.10平衡時(shí)物質(zhì)的量/mol 0.10 1.45 1.10平衡時(shí)的摩爾分?jǐn)?shù)x 0.10/2.65 1.45/2.65 1.10/2.65根據(jù)式(2.13)求得各物質(zhì)的平衡分壓： peq(SO2)=px(SO2)=101.325(0.10/2.65)=3.82kPa peq(O2)=px(O2)=101.325(1.45/2.65

19、)=55.4kPa peq(SO3)=px(SO3)=101.325(1.10/2.65)=42.1kPa根據(jù)式(2.24)得： DrGmq(800K)= -RTlnK= -8.314800ln222= -3.59104Jmol-1計(jì)算結(jié)果討論：此反應(yīng)為氣體分子數(shù)減小的反應(yīng)，可判斷，rS0，而從上面計(jì)算已得rGmq0，則根據(jù)吉布斯等溫方程式G=H-TS可判斷必為rHm0的放熱反應(yīng)，根據(jù)平衡移動(dòng)原理，高壓低溫有利于提高SO2的轉(zhuǎn)化率。（在接觸法制硫酸的生產(chǎn)實(shí)踐中，為了充分利用SO2 ，采用比本題更為過(guò)量的氧氣，在常壓下 SO2 的轉(zhuǎn)化率可高達(dá)96% 98%，所以實(shí)際上無(wú)需采取高壓；對(duì)于溫度，重要

20、的是兼顧反應(yīng)速率，采用能使V2O5催化劑具有高活性的適當(dāng)溫度，如475 oC）2.2.4 化學(xué)平衡的移動(dòng)及溫度對(duì)平衡常數(shù)的影響1. 化學(xué)平衡的移動(dòng): 因條件的改變使化學(xué)反應(yīng)從原來(lái)的平衡狀態(tài)轉(zhuǎn)變到新的平衡狀態(tài)的過(guò)程.2. 呂查德里(A. L. Le Chtelier)原理: 假如改變平衡體系的條件之一, 如濃度, 壓力或溫度, 平衡就向能減弱這一改變的方向移動(dòng). 應(yīng)用這一規(guī)律, 可以通過(guò)改變反應(yīng)條件, 使需要的反應(yīng)進(jìn)行得更完全.3. 化學(xué)熱力學(xué)分析自發(fā)平衡由熱力學(xué)等溫方程式又有可得 Q K 時(shí)， rGm(T) K 時(shí)， rGm(T) 0 逆向反應(yīng)自發(fā)； Q = K 時(shí)， rGm(T) =0 反應(yīng)

21、處于平衡態(tài)；定溫下, K為常數(shù), 而Q則可通過(guò)調(diào)節(jié)反應(yīng)物或產(chǎn)物的量(濃度或分壓)加以改變. 若希望反應(yīng)正向進(jìn)行, 可通過(guò)移去產(chǎn)物或增加反應(yīng)物使Q K , rG 0, 從而達(dá)到預(yù)期的目的.如, 合成氨的生產(chǎn)中, 將生成的NH3用冷凍方法從系統(tǒng)中分離出去, 降低Q值, 使正向反應(yīng)能持續(xù)進(jìn)行. 而原料氣N2和H2能循環(huán)使用. N2 (g) +3H2 (g) =2NH3 (g)4. 化學(xué)平衡的移動(dòng)當(dāng)T定, Q=K(T)時(shí), 反應(yīng)達(dá)平衡, 若希望平衡向正反應(yīng)的方向移動(dòng), 只要改變條件使QK(T)即可. 因K(T)是溫度的函數(shù), 可通過(guò)改變溫度增大K(T), 亦可通過(guò)改變反應(yīng)物或生成物的濃度(分壓)減小Q

22、達(dá)到Q0 (定壓吸熱), 若T 則K , 正向(右移);rH m 0 (定壓放熱), 若T 則K , 反向(左移). 顯然, 溫度的改變使平衡位置發(fā)生了變化, 導(dǎo)致平衡的移動(dòng). (見(jiàn)教材圖2.2不同熱效應(yīng)時(shí)lnK與1/T關(guān)系)結(jié)論: 在恒壓下, 溫度升高使化學(xué)平衡總是向吸熱反應(yīng)方向移動(dòng).不同熱效應(yīng)時(shí)lnK 與1/T關(guān)系圖 范特霍夫(J. H. vant Hoff)等壓方程式 表明了rHm, T與K之間的相互關(guān)系, 溝通了量熱數(shù)據(jù)與平衡數(shù)據(jù), 是說(shuō)明溫度T對(duì)平衡常數(shù)K影響的十分有用的公式. 反應(yīng)在溫度T1與T2時(shí)的平衡常數(shù)分別為K1和K2, 則 若已知量熱數(shù)據(jù)(rHm), 溫度T1時(shí)的K1, 就

23、可以推算出任何溫度T2時(shí)的K2; 若已知兩個(gè)溫度下的K, 則不但可以判斷反應(yīng)是吸熱還是放熱, 還可以求出rHm的數(shù)值.綜上所述, 可以看出, 化學(xué)平衡的移動(dòng)或化學(xué)反應(yīng)的方向是考慮反應(yīng)的自發(fā)性, 決定于rGm是否小于零; 而化學(xué)平衡則是考慮反應(yīng)的限度, 即平衡常數(shù), 它取決于rGm (不是rGm! )數(shù)值的大小.例. 已知合成氨反應(yīng)N2(g)+3H2(g)=2NH3(g), rHm, 298K92.22 kJmol-1；若室溫T1 =298 k時(shí)的K1=6.0105, 試計(jì)算溫度T2=700 k時(shí)的平衡常數(shù)K2.解: 根據(jù)范特霍夫等壓方程計(jì)算得:系統(tǒng)從室溫25升高到427, 它的平衡常數(shù)下降了K

24、1 /K2= 2109倍, 由此可以推斷, 為了獲得合成氨的高產(chǎn)率, 從化學(xué)熱力學(xué)的角度, 就需要盡可能低的溫度.例. 已知下列反應(yīng) 2SO2(g)+O2(g)=2SO3(g), rHm, 298K 197.36 kJmol-1； 2H2(g)+O2(g)=2H2O(g), rHm, 298K 483.64 kJmol-1；反應(yīng)為放熱熵減反應(yīng), 降溫應(yīng)有利于提高正反應(yīng)程度.如 645時(shí)SO3含量為60, 而434時(shí)可達(dá)90. 而, 根據(jù)常識(shí)知道, 常溫時(shí)反應(yīng)幾乎不能覺(jué)察, 高于600時(shí)卻可能產(chǎn)生爆炸. 高溫時(shí)反應(yīng)劇烈是由于反應(yīng)速率增大, 而不是平衡移動(dòng)的結(jié)果. 熱力學(xué)研究的反應(yīng)方向及限度, 與

25、反應(yīng)速率無(wú)必然聯(lián)系. 即可能性大, 自發(fā)趨勢(shì)大的反應(yīng)不等于速率也快.反應(yīng)速率大小的規(guī)律是由化學(xué)動(dòng)力學(xué)解決的. 課 后 要 求復(fù)習(xí)今天所學(xué)內(nèi)容預(yù)習(xí)p67-p82內(nèi)容熱力學(xué)是研究熱、和其它形式能量之間的轉(zhuǎn)換關(guān)系，它包含當(dāng)體系變化時(shí)所引起的這些物理量的變化。廣義地說(shuō)，熱力學(xué)是研究體系宏觀性質(zhì)變化之間的關(guān)系?；瘜W(xué)熱力學(xué)的核心：（1）利用熱力學(xué)第一定律來(lái)計(jì)算變化中熱效應(yīng)；（2）利用熱力學(xué)第二定律來(lái)解決變化的方向和限度問(wèn)題以及相平衡和化學(xué)平衡中的有關(guān)問(wèn)題；（3）利用熱力學(xué)第三定律解決有關(guān)化學(xué)平衡的計(jì)算問(wèn)題。化學(xué)熱力學(xué)是指把熱力學(xué)中的基本原理用來(lái)研究化學(xué)現(xiàn)象以及和化學(xué)有關(guān)的物理現(xiàn)象。 化學(xué)動(dòng)力學(xué)是研究化學(xué)反映過(guò)程的速率和反應(yīng)機(jī)理的物理化學(xué)分支學(xué)科，它的研究對(duì)象是物質(zhì)性質(zhì)隨時(shí)間變化的非平衡的動(dòng)態(tài)體系。時(shí)間是化學(xué)動(dòng)力學(xué)的一個(gè)重要變量。 化學(xué)動(dòng)力學(xué)的研究方法主要有兩種。一種是唯象動(dòng)力學(xué)研究方法，也稱經(jīng)典化學(xué)動(dòng)力學(xué)