(3.1)--第3章化学反应速率与化学反应平衡.pdf

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1、化学反应速率化学反应速率定义及表示方法影响化学反应速率的因素：浓度，温度，催化剂化学反应速率理论化学平衡标准平衡常数化学反应商及化学反应等温方程式标准平衡常数的计算影响化学平衡移动的因素3.1 3.1 化学反应速率基本术语化学反应速率表示方法影响化学反应速率因素化学反应速率理论3.1.1 3.1.1 基本术语1、基元反应基元反应：能一步完成的化学反应（真实步骤）。又叫元反应、简单反应。复杂反应：多步完成的反应（含多个元反应）。又叫非（基）元反应、总反应。定速步骤：复杂反应中反应速率最慢的一步反应。例如：H2(g)+I2(g)=2 HI(g)（总反应）第一步：I2(g)=2 I(g)（快反应）第

2、二步：H2(g)+2I(g)=2 HI(g)（慢反应）第一步、第二步反应均为基元反应，第二步反应为定速步骤。例如：例如：NO+O3NO2+O23.1 3.1 化学反应速率2、反应分子数基元反应中直接参加反应的物种（分子、原子、离子、自由基等）数目。单分子反应：SO2Cl2=SO2+Cl2双分子反应：NO2+CO=NO+CO2三分子反应：2NO2+H2=N2O+H2O3.1.1 3.1.1 基本术语3.1 3.1 化学反应速率3、反应历程复杂反应的完成要经过若干个基元反应复杂反应的完成要经过若干个基元反应，这些基元反应代表这些基元反应代表了反应所经过的途径了反应所经过的途径，动力学上称为反应历程

3、或反应机理动力学上称为反应历程或反应机理。总反应：Br2+H2 2HBr反应历程：Br2+M 2Br+MBr+H2 HBr+HH+Br2 HBr+BrH+HBr H2+BrBr+Br+M Br2+MM：惰性物质，起到能量转移作用。3.1.1 基本术语3.1 化学反应速率1、平均速率单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加。一段时间内的平均反应情况。取正值tAc=)()A(单位：单位：mol L-1 s-1或或Pa s-1。tc=)B()B(tc=)C()C(aA+bBcCcCbBaA)()()(=比速率：比速率：3.1.2 3.1.2 化学反应速率表示方法3.1 3.1 化学反应速率2、瞬

4、时速率单位体积反应体系中反应进度随时间的变化率。tVdd1=单位：单位：mol L-1 s-1或或Pa s-1。tctnVtVdd1dd1dd1=3.1.2 3.1.2 化学反应速率表示方法3.1 3.1 化学反应速率BnnnBccfcr)()2()1(21=（1）反应速率与浓度的关系）反应速率与浓度的关系化学反应速率方程化学反应速率方程=f（c1，c2，cB，）化学反应动力学方程化学反应动力学方程（2）反应级数）反应级数nBBnn=nB：组分：组分B的级数。的级数。（3）k称为反应速率系数或比速率，其物理意义是各反应物的称为反应速率系数或比速率，其物理意义是各反应物的浓度均等于单位浓度时的反

5、应速率。浓度均等于单位浓度时的反应速率。（4）k是有单位的。是有单位的。k单位与反应级数有关单位与反应级数有关3.1.2 3.1.2 化学反应速率表示方法3.1 3.1 化学反应速率3 3、化学反应速率方程、化学反应速率方程一、浓度对化学反应速率的影响一、浓度对化学反应速率的影响1、质量作用定律、质量作用定律基元反应：基元反应：aA+bB=gG+hH 速率方程：速率方程：=k c a(A)c b(B)说明说明:（1）仅适用于基元反应。）仅适用于基元反应。（2）当）当C(A)=C(B)=1mol L-1，cckk,=称为速率常数，表示温度称为速率常数，表示温度一定时，反应物浓度为单位浓度时的反应

6、速率。一定时，反应物浓度为单位浓度时的反应速率。kc与温度、催化剂有关。与温度、催化剂有关。（3）对于稀溶液中的反应，溶剂的浓度不必列入速率方程。对于固体）对于稀溶液中的反应，溶剂的浓度不必列入速率方程。对于固体或纯液体参加的反应，固体或纯液体的浓度不必列入速率方程。或纯液体参加的反应，固体或纯液体的浓度不必列入速率方程。3.1.3 3.1.3 影响反应速率因素3.1 3.1 化学反应速率二、温度对化学反应速率的影响范特霍夫经验规则：范特霍夫经验规则：浓度不变时，温度每升高浓度不变时，温度每升高10K，反应速率增加，反应速率增加24倍。倍。RTEaeAk=Arrhenius方程式：方程式：AR

7、TEkARTEkaalg303.2lglnln+=+=)11(303.2lg1212TTREkka=4210=+TTkkA：指前系数，与反应体系有关：指前系数，与反应体系有关Ea：Arrenius活化能，单位：活化能，单位：J mol-13.1.3 3.1.3 影响反应速率因素3.1 3.1 化学反应速率（1）Ea一定，一定，T升高，升高，k增加。增加。（2）Ea一定，一定，A一定（同一反应），一定（同一反应），高温区，高温区，T升高，升高，k增加的倍数小；增加的倍数小；低温区，低温区，T升高，升高，k增加的倍数大；增加的倍数大；（3）T一定，忽略一定，忽略A的影响，的影响，Ea大，大，k小；

8、小；Ea小，小，k大；大；（4）T升高相同数值时，升高相同数值时，Ea大的反应，大的反应，k增加倍数多；增加倍数多；Ea小的反应，小的反应，k增加倍数少。增加倍数少。(1)阿伦尼乌斯定律是经验公式，并不是非常精确。阿伦尼乌斯定律是经验公式，并不是非常精确。(2)阿伦尼乌斯定律的表述及对阿伦尼乌斯定律的表述及对Ea、A的解释只适用于基元反应。的解释只适用于基元反应。(3)由于阿伦尼乌斯定律用速率系数代替反应速率，要求速率方程的形式不由于阿伦尼乌斯定律用速率系数代替反应速率，要求速率方程的形式不能改变。能改变。例【例【3-3】3.1.3 3.1.3 影响反应速率因素3.1 3.1 化学反应速率一、

9、分子碰撞理论(G.N.Lewis,1918)活化能活化能(Ea)：活化分子的平均能量：活化分子的平均能量与反应物分子的平均能量与反应物分子的平均能量之差称为反应的活化能。之差称为反应的活化能。EE有效碰撞：在化学反应中，只有少数能量较高的分子碰撞时才能有效碰撞：在化学反应中，只有少数能量较高的分子碰撞时才能发生化学反应，我们把能发生反应的碰撞叫有效碰撞。发生化学反应，我们把能发生反应的碰撞叫有效碰撞。活化分子：能发生有效碰撞的分子。活化分子：能发生有效碰撞的分子。通常反应的活化能通常反应的活化能40400kJ mol-1。反应的活化能越大，反应速率越小。反应的活化能越大，反应速率越小。EEEa

10、=3.1.4 3.1.4 反应速率理论3.1 化学反应速率二、过渡状态理论（活化络合物理论）用图解表示用图解表示(E、E分别代表反应物和生成物分子的平均能量分别代表反应物和生成物分子的平均能量)：EEEacEa正正Ea逆逆H图图1Ea正正=Eac-EEa逆逆=Eac-EH=Ea正正-Ea逆逆Ea正正Ea逆逆HEa逆逆H0，吸热反应吸热反应EacEEa逆逆H图图2Ea正正EI3.1.4 3.1.4 反应速率理论3.1 3.1 化学反应速率 催化剂对化学反应速率的影响催化剂的定义：能显著改变反应速率，而在反应前后自身组成、数量和催化剂的定义：能显著改变反应速率，而在反应前后自身组成、数量和化学性质

11、基本不变的物质。有正、负之分。正催化剂可加快反应速率；化学性质基本不变的物质。有正、负之分。正催化剂可加快反应速率；负催化剂可减慢反应速率。负催化剂可减慢反应速率。催化剂影响反应速率的解释：催化剂影响反应速率的解释：A+BAK#CAB#AKBAK#任意反应：任意反应：A+BC无催化剂时的反应路径无催化剂时的反应路径催化剂催化剂K存在时的反应路径存在时的反应路径3.1.4 3.1.4 反应速率理论3.1 3.1 化学反应速率（1）催化剂只能通过改变反应途径来改变反应速率，但不能改变）催化剂只能通过改变反应途径来改变反应速率，但不能改变反应的焓变、方向和限度。反应的焓变、方向和限度。（2）催化剂对

12、反应速率的影响体现在速率常数）催化剂对反应速率的影响体现在速率常数k上。反应一定，上。反应一定，采用不同催化剂，一般采用不同催化剂，一般k值不同。值不同。（3）对同一可逆反应来说，催化剂等值的降低了正、逆反应的）对同一可逆反应来说，催化剂等值的降低了正、逆反应的活化能。活化能。（4）催化剂具有选择性。）催化剂具有选择性。催化剂影响化学反应速率的说明：3.1.4 3.1.4 反应速率理论3.1 3.1 化学反应速率3.4 化学平衡原理化学平衡与标准平衡常数多重平衡规则化学反应商及化学反应等温方程式标准平衡常数的计算影响化学平衡移动的因素3.2 化学平衡一、可逆反应与不可逆反应可逆反应：在一定条件

13、下，一个化学反应既可以按照反应方程式可逆反应：在一定条件下，一个化学反应既可以按照反应方程式从左向右进行，又可以从右向左进行，这样的反应叫做可逆反应。从左向右进行，又可以从右向左进行，这样的反应叫做可逆反应。例：例：2SO2+O22SO3V2O5不可逆反应：一定条件下，反应物几乎全部转变为生成物的反应不可逆反应：一定条件下，反应物几乎全部转变为生成物的反应例：例：2KClO32KCl+3O2(2)是动态平衡。当外界条件改变时，平衡就会被破坏，在是动态平衡。当外界条件改变时，平衡就会被破坏，在新的条件下又会建立新的平衡状态。新的条件下又会建立新的平衡状态。(3)在平衡状态下，各反应物和生成物的量

14、不随时间而改变。在平衡状态下，各反应物和生成物的量不随时间而改变。特征特征：(1)正正=逆逆0，正、逆反应并没有停止，只是速率相等。正、逆反应并没有停止，只是速率相等。二、化学平衡状态三、标准平衡常数对于任意反应：对于任意反应：aA+bB cC+dDKc=Cc(C)Cd(D)Ca(A)Cb(B)Kp=Pc(C)Pd(D)Pa(A)Pb(B)注意：注意：Kc和和 Kp都是有单位的。都是有单位的。例：例：N2(g)+3H2(g)2NH3(g)T=773K：Kc=6.4310-2(mol L-1)-2Kp1=1.60 10-5(atm)-2Kp2=1.56 10-15(Pa)-21、经验平衡常数、经

15、验平衡常数2、标准平衡常数对于任意反应：对于任意反应：aA(aq)+bB(aq)cC(aq)+dD(aq)K=C(C)/C c C(D)/C dC(A)/C a C(B)/C b若为气相反应：若为气相反应：aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g)K=P(C)/P c P(D)/P dP(A)/P a P(B)/P b(1)固体、液体或稀溶液的溶剂，在平衡常数的表达式中不出现。固体、液体或稀溶液的溶剂，在平衡常数的表达式中不出现。组分是气体，以相对分压表示；组分是溶质，以相对浓度表示。组分是气体，以相对分压表示；组分是溶质，以相对浓度表示。例：例：MnO2(s)+4H+(aq)+2Cl-(a

16、q)Mn2+(aq)+Cl2(g)+2H2O(l)K=C(Mn2+)/C 1P(Cl2)/P 1C(H+)/C 4 C(Cl-)/C 2(2)平衡常数表达式与反应方程式相对应。对于同一个化学反应，平衡常数表达式与反应方程式相对应。对于同一个化学反应，用不同的反应方程式表示，其平衡常数数值不同。用不同的反应方程式表示，其平衡常数数值不同。例：例：H2(g)+I2(g)2HI(g)1/2H2(g)+1/2I2(g)HI(g)HI(g)1/2H2(g)+1/2I2(g)1K1=K2=K3P(HI)/P 2P(H2)/P 1 P(I2)/P 1K1=P(H2)/P 1/2 P(I2)/P 1/2P(H

17、I)/P K2=P(H2)/P 1/2 P(I2)/P 1/2P(HI)/P K3=(3)标准平衡常数标准平衡常数K是一个无量纲的数。是一个无量纲的数。K=k正正/k逆逆(4)K表明了反应进行的程度。表明了反应进行的程度。K愈大，表明正反应进行得越完全。愈大，表明正反应进行得越完全。(5)K是温度的函数，与浓度无关。是温度的函数，与浓度无关。对于吸热反应：对于吸热反应：H 0，Ea正正 Ea逆逆，T,k正 k逆,K 对于放热反应：对于放热反应：H 0，Ea正正 Ea逆逆，T,k正 k逆,K 练习：写出下列反应的标准平衡常数：练习：写出下列反应的标准平衡常数：CaCO3(s)CaO(s)+CO2

18、(g)H2O(l)H2O(g)3Br2(g)+6OH-(aq)5Br-(aq)+BrO3-(aq)+3H2O(l)例例1：已知反应：已知反应：NO(g)+1/2Br2(l)=NOBr(g)，25时，时，K1=3.6x10-15,Br2(l)的饱和蒸气压为的饱和蒸气压为0.0284MPa。求：求：25时，时，NO(g)+1/2Br2(g)=NOBr(g)的的K。解：根据解：根据Br2(l)的饱和蒸气压可计算下面平衡的平衡常数：的饱和蒸气压可计算下面平衡的平衡常数：(2)Br2(l)=Br2(g)K2=P Br2/P=0.0284MPa/100kPa=0.284(3)1/2Br2(l)=1/2Br

19、2(g)K3=(K2)1/2=0.533(1)-(3)：NO(g)+1/2Br2(g)=NOBr(g)K=K1/K3=6.8x10-151、反应商、反应商 J任意反应：任意反应：aA(aq)+dD(s)=eE(aq)+fF(g)afeCACpFpCECJ)()()(=（1）反应物与生成物均处于标准态：反应物与生成物均处于标准态：J=1 rGm=rGm(2)反应处于平衡状态：反应处于平衡状态：J=K，rGm=0特殊状态：特殊状态：2、化学反应等温式(reaction isotherm)范特霍夫(vant Hoff)等温式对任意可逆的化学反应：对任意可逆的化学反应：aA+dD=eE+fF，其非标准

20、态下吉布斯自由能，其非标准态下吉布斯自由能变变rGm可用化学反应等温方程式计算：可用化学反应等温方程式计算：rGm=rGm+RTlnJ rGm=-RT1nK当反应达到平衡时，反应的吉布斯自由能变当反应达到平衡时，反应的吉布斯自由能变rGm=0RTGKmr=lnRTGKmr303.2lg=例例2 计算计算 320K时反应：时反应：HI(g,0.0405MPa)1/2H2(g,1.0110-3 MPa)+1/2I2(g,1.0110-3 MPa)的平衡常数，并判断反应进行的方向。的平衡常数，并判断反应进行的方向。解：解：HI(g)1/2H2(g)+1/2I2(g)fHm(kJ mol-1)(298

21、K)26.48 0 62.438Sm(J mol-1 K-1)(298K)206.594 130.684 260.69 rHm(298K)=1/2fHm(I2,g)-fHm(HI,g)=4.739 kJ mol-1 rSm(298K)=1/2 Sm(I2,g)+1/2 Sm(H2,g)-Sm(HI,g)=-10.907 J mol-1 K-1rGm(320K)=rHm(298K)-TrSm(298K)=8.2 kJ mol-1 lgK320K=-rGm(320K)/2.303RT=-1.34K320K=0.046rGm=rGm+RTlnJ=8.2 kJ mol-1+8.314 J mol-1

22、K-1320Kln0.025=-1.6 kJ mol-1 J=(1.0110-3 MPa/100kPa)(0.0405MPa/100kPa)=0.025rGm0,说明反应正向进行。说明反应正向进行。3、K和T的关系lg K=-rGm/2.303RTrGm=rHm-TrSm-2.303RTlg K=rHm-TrSmlg K=2.303RT2.303R+-rHmrSmlg K 与与1/T呈直线关系，呈直线关系，斜率：斜率：-rHm/2.303R，截距截距:rSm/2.303R已知两个不同温度下的平衡常数（已知两个不同温度下的平衡常数（T1K1，T2K2）之间关系：）之间关系：-rHm1lgK2K1

23、=2.303R(1T2-T1)例例3 合成氨反应：合成氨反应：N2(g)+3H2(g)2NH3(g)rHm=-92.2 kJ mol-1 已知已知473K时时K1=0.44，求该反应在求该反应在573K时的时的K2。解：代入上述公式：解：代入上述公式：K2=7.3610-3说明：对于放热反应，说明：对于放热反应，T升高，升高，K 减小，平衡逆向移动，即减小，平衡逆向移动，即向吸热的方向移动。向吸热的方向移动。例例4 在在1000K下，在恒容容器中发生下列反应：下，在恒容容器中发生下列反应：2NO(g)+O2(g)=2NO2(g)。反应发生前，反应发生前，P(O2)=3105Pa，P(NO)=1

24、05Pa，P(NO2)=0Pa。反应达平衡时，。反应达平衡时，P(NO2)=1.2 104Pa。计算。计算NO、O2的平衡分压及的平衡分压及K 。解：由于反应在恒温恒容条件下进行，各物质的分压变化与物质的量解：由于反应在恒温恒容条件下进行，各物质的分压变化与物质的量变化呈正比。因此，可直接根据反应方程式确定各物质的分压变化。变化呈正比。因此，可直接根据反应方程式确定各物质的分压变化。2NO(g)+O2(g)2NO2(g)起始分压起始分压/105Pa 1 3 0平衡分压平衡分压/105Pa 1-0.12 3-0.12/2 0.12=0.88 =2.94K=P(NO2)/P2P(NO)/P2P(O

25、2)/P=6.310-3例例5 在容积为在容积为5.0L的容器中，装有等物质量的的容器中，装有等物质量的PCl3(g)和和Cl2(g)。在。在523K下下反应：反应：PCl3(g)+Cl2(g)=PCl5(g)。达平衡时，达平衡时，P(PCl5)=P，K=0.767。求求（1）开始装入的开始装入的PCl3(g)和和Cl2(g)的物质的量；（的物质的量；（2）PCl3(g)的平衡转化率。的平衡转化率。解：平衡转化率解：平衡转化率=某反应物转化了的物质的量某反应物转化了的物质的量反应前该反应物的总量反应前该反应物的总量100%由于反应在恒温恒容条件下进行，各物质的分压变化与物质的量变化呈正比。由于

26、反应在恒温恒容条件下进行，各物质的分压变化与物质的量变化呈正比。因此，可直接根据反应方程式确定各物质的分压变化。因此，可直接根据反应方程式确定各物质的分压变化。PCl3(g)+Cl2(g)=PCl5(g)起始分压起始分压/Pa x x 0平衡分压平衡分压/Pa x-P x-P PK=P(PCl5)/PP(PCl3)/PP(Cl2)/P=0.767X=214kPan(PCl3)=n(Cl2)=PVRT=0.246mol(PCl3)=Px100%=46.7%例例6 在在1000K下，光气发生如下的分解反应：下，光气发生如下的分解反应：COCl2(g)=CO(g)+Cl2(g).在在1000K时，将

27、时，将0.631g COCl2(g)注入容积为注入容积为472ml的密闭容器中，当反应达平衡时，容器的密闭容器中，当反应达平衡时，容器内压强为内压强为220.38kPa。计算该反应的平衡常数。计算该反应的平衡常数K 及及COCl2(g)的平衡转化率。的平衡转化率。解：由于反应在恒温恒容条件下进行，各物质的分压变化与物质的量变化解：由于反应在恒温恒容条件下进行，各物质的分压变化与物质的量变化呈正比。因此，可直接根据反应方程式确定各物质的分压变化。呈正比。因此，可直接根据反应方程式确定各物质的分压变化。起始：起始：P(COCl2)=nRTV=mRTMV=0.631g8.314J.mol-1.K-1

28、1000K99g.mol-1(0.472 10-3m3)=1.12 105PaCOCl2(g)=CO(g)+Cl2(g)起始分压起始分压/Pa 1.12 105 0 0平衡分压平衡分压/Pa 1.12 105-x x xP总总=P COCl2+PCO+PCl2=220.38KPaX=108.38KPaK=P COCl2/P(P CO/P )(P Cl2/P )=32.45(COCl2)=96.8%一一 浓度对化学平衡的影响浓度对化学平衡的影响rGm=rGm+RTlnJrGm=-RTlnKrGm=-RTln K+RTlnJ=RTlnJK JK，rGm K，rGm 0，反应逆向进行，平衡向逆向移动

29、。，反应逆向进行，平衡向逆向移动。对于一个已达平衡体系：对于一个已达平衡体系：增加反应物浓度或减少生成物浓度，增加反应物浓度或减少生成物浓度，J K，平衡正向移动平衡正向移动,使得使得J值不断增加，直至重新等于值不断增加，直至重新等于K。反之，减少反应物浓度或增加生成物浓度，平衡？移动反之，减少反应物浓度或增加生成物浓度，平衡？移动例例7 已知：已知：298K时，时，Fe2+(aq)+Ag+(aq)Fe3+(aq)+Ag(s)K=2.98现有混合溶液含有：现有混合溶液含有：0.10mol L-1AgNO3,0.10mol L-1Fe(NO3)2,0.010mol L-1Fe(NO3)3，请问，

30、请问:（1）反应向哪一方向进行？反应向哪一方向进行？（2）平衡时平衡时C(Fe2+)、C(Ag+)、C(Fe3+)?（3）Ag+的平衡转化率？的平衡转化率？（4）若起始时）若起始时C(Fe2+)=0.30 mol L-1，求，求Ag+的平衡转化率？的平衡转化率？解解：（：（1）J=C(Fe3+)/C C(Fe2+)/C C(Ag+)/C=1.0 K 反应正向进行反应正向进行（2）Fe2+(aq)+Ag+(aq)Fe3+(aq)+Ag(s)起始浓度起始浓度/mol L-10.1 0.1 0.01平衡浓度平衡浓度/mol L-10.1-x 0.1-x 0.01+xK=0.01+x(0.1-x)(0

31、.1-x)=2.98X=0.013平衡时：平衡时：C(Fe2+)=C(Ag+)=0.087 mol L-1C(Fe3+)=0.023mol L-1（4）Fe2+(aq)+Ag+(aq)Fe3+(aq)+Ag(s)起始浓度起始浓度/mol L-10.3 0.1 0.01平衡浓度平衡浓度/mol L-10.3-x 0.1-x 0.01+x0.01+xK=(0.3-x)(0.1-x)=2.98 X=0.03810.0381mol L-1（Ag+）=0.10mol L-1=38.1%说明，增加反应物的浓度，平衡正向移动。但平衡常数说明，增加反应物的浓度，平衡正向移动。但平衡常数K不变。不变。（3）（A

32、g+）=0.013 mol L-10.10 mol L-1=13%100%二 压力对化学平衡的影响(1)压力的变化对于液相和固相反应体系基本上没有影响。压力的变化对于液相和固相反应体系基本上没有影响。(2)对于有气体参加的反应，若反应前后气体分子数目没有变化，例如：对于有气体参加的反应，若反应前后气体分子数目没有变化，例如：H2(g)+I2(g)2HI(g)，体系总压力变化，反应物和生成物的分压增加或降低相体系总压力变化，反应物和生成物的分压增加或降低相同倍数，同倍数，J值无变化，对平衡无影响。值无变化，对平衡无影响。例如：例如：N2(g)+3H2(g)2NH3(g)P,平衡右移；平衡右移；P

33、,平衡左移。平衡左移。(4)与反应体系无关的气体进入已达平衡的体系，是否影响平衡，根据具体情与反应体系无关的气体进入已达平衡的体系，是否影响平衡，根据具体情况而定。况而定。(3)对于反应前后，气体分子数目有变化的反应，增大压力，平衡向气体分子对于反应前后，气体分子数目有变化的反应，增大压力，平衡向气体分子数目减少的方向移动；减小压力，平衡向气体分子数目增加的方向移动。数目减少的方向移动；减小压力，平衡向气体分子数目增加的方向移动。a、恒温、恒压条件下已达平衡体系，引入惰性气体、恒温、恒压条件下已达平衡体系，引入惰性气体:为保持体系总压不变，体系体积增大，各组分气体分压为保持体系总压不变，体系体

34、积增大，各组分气体分压降低，平衡向气体分子数目增加的方向移动。降低，平衡向气体分子数目增加的方向移动。b、恒温、恒容条件下已达平衡体系，引入惰性气体、恒温、恒容条件下已达平衡体系，引入惰性气体:虽然体系总压增加，但各组分气体分压不变，平衡不动。虽然体系总压增加，但各组分气体分压不变，平衡不动。3 温度对化学平衡的影响K 是温度的函数是温度的函数lgK=-rHm2.303RTrSm2.303R+-rHm1lgK2K1=2.303R(1T2-T1)放热反应：放热反应：(H K ,平衡逆向移动，即向吸热方向移动；平衡逆向移动，即向吸热方向移动；T,K ,JK ,平衡正向移动，即向放热方向移动；平衡正

35、向移动，即向放热方向移动；T,K ,J 0)T,K,J K ,平衡逆向移动，即向放热方向移动；平衡逆向移动，即向放热方向移动；总之：升高温度，平衡向吸热方向移动；降低温度，平衡向放热总之：升高温度，平衡向吸热方向移动；降低温度，平衡向放热方向移动。方向移动。例例8 计算下列反应：计算下列反应：2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)在在298K和和723K时的平衡时的平衡常数常数K，并说明此反应是放热反应还是吸热反应？，并说明此反应是放热反应还是吸热反应？解：解：lg K=-rHm2.303RTrSm2.303R+查表：查表：2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)fHm(kJ mol-1)-

36、296.83 0 -395.72Sm(J.mol-1 K-1)248.22 205.138 256.76fGm(kJ mol-1)-300.194 0 -371.06rHm=-197.78kJ mol-1 rSm=-188.06 J mol-1 K-1rGm(298K)=-141.73kJ mol-1 lg K298K=-rGm/2.303RT=24.84K298K=6.91024rGm(723K)=rHm(298K)-TrSm(298K)=-61.8kJ mol-1 lgK723K=-rGm(723K)/2.303RT=4.47K723K=3.0104K723K K298K为放热反应。为放热反应。Le Chaterlier 原理原理注意：注意：Le Chaterlier 原理只适用于已达平衡的体系，而不适用于原理只适用于已达平衡的体系，而不适用于非平衡体系。非平衡体系。