化學(xué)反應(yīng)方向速率程度.ppt

1、第二章 化學(xué)反應(yīng)的方向、速率和限度,研究化學(xué)反應(yīng)最重要的有三個(gè)問(wèn)題要考慮： （1）化學(xué)反應(yīng)是否能按要求發(fā)生（即反應(yīng)進(jìn)行的方向）。 （2）反應(yīng)進(jìn)行的快慢（速率大?。?（3）反應(yīng)的給定條件下進(jìn)行的限度（化學(xué)平衡）。 這些問(wèn)題的研究在生產(chǎn)及環(huán)境治理中（如產(chǎn)品的選擇，生產(chǎn)效率和產(chǎn)品質(zhì)量的提高以及降低原料的消耗）均有指導(dǎo)意義。,一、化學(xué)反應(yīng)的方向 （一）化學(xué)反應(yīng)的自發(fā)性 自發(fā)過(guò)程在一定條件下不需外界做功， 一經(jīng)引發(fā)就能自動(dòng)進(jìn)行的過(guò)程。若此過(guò)程是化學(xué)過(guò) 程即化學(xué)反應(yīng)，稱自發(fā)反應(yīng)。,（二）化學(xué)反應(yīng)的焓變。 自然界中自動(dòng)進(jìn)行的過(guò)程總有一個(gè)共同的特點(diǎn)， 即一般總是向能量降低的方向進(jìn)行。 即能量最低原 理。 體

2、系能量越低它越穩(wěn)定，放熱反應(yīng)（ 0）在298.15K，標(biāo)準(zhǔn)態(tài)下是自發(fā)的。 如 3Fe(s)+2O2(g)Fe3O4(s); =-118.4kJmol-1 C(s)+O2(g) CO2（g）； =-393.51kJmol-1,有些吸熱過(guò)程也能自發(fā)進(jìn)行，如水的蒸發(fā)，NH4Cl、KNO3溶于水（吸熱）及CaCO3的分解等都是吸熱過(guò)程。由此可見(jiàn)，僅把焓變作為化學(xué)反應(yīng)自發(fā)性的普遍判據(jù)是不全面的。 分析NH4Cl（s）常溫下的溶解，CaCO3（s）在850下的分解均有體系混亂程度增大的過(guò)程發(fā)生，及可能還有溫度的影響。,（三）化學(xué)反應(yīng)的熵變 熵描述物質(zhì)或體系混亂程度（粒子運(yùn)動(dòng)）大小的物理量（熱力學(xué)中）。符號(hào)

3、為“S”，它也是體系自身的屬性，所以熵也是狀態(tài)函數(shù)，物質(zhì)（或體系）的混亂度越大，熵值越大。 0K時(shí)，任何純凈的完整晶態(tài)物質(zhì)的熵值規(guī)定為0，即So=0. 若一純晶體從0KTK其熵值為ST，則此過(guò)程的熵變量 ：,=ST-S0=ST-0=ST即該純物質(zhì)在TK時(shí)的熵。 在TK，標(biāo)準(zhǔn)態(tài)下，某單位物質(zhì)的量純物質(zhì)的熵值， 稱為標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵S ，單位為“Jmol-1K-1”。 通常手冊(cè)中給出的是T=298.15K下S 。 應(yīng)特別注意298.15K， （最穩(wěn)定單質(zhì)）=0，但298.15K，最穩(wěn)定純態(tài)單質(zhì)S 0 影響物質(zhì)熵值大小的因素主要有： (1)物質(zhì)的聚集狀態(tài)：同種物質(zhì)S(g) S(l) S(s) (2)物質(zhì)(

4、或體系)的溫度和壓力：S（高溫） S(低溫) S（低壓） S(高壓),熵也是狀態(tài)函數(shù)，故化學(xué)反應(yīng)的熵變( ) 與 的計(jì)算原則相同 例： 4NH3(g)+3O2(g)2N2(g)+6H2O(g) 192.70 205.14 191.60 188.85 (298.15K) =（2191.60）+（6188.85）- （4192.70）+（3205.14） =130.08 Jmol-1K-1,0，在298.15K、標(biāo)準(zhǔn)態(tài)下是一個(gè)熵增反應(yīng)。 熵變（ ）有利于反應(yīng)的自發(fā)進(jìn)行,對(duì)非孤立 體系，僅用（ ）作反應(yīng)自發(fā)性的依據(jù)也是不全面 的，如T273.15K，水冰， 0，它就是一個(gè)自 發(fā)過(guò)程。 這表明一個(gè)過(guò)程

5、（或一個(gè)反應(yīng)）的自發(fā)性，與H、 S有關(guān)，同時(shí)也與T有關(guān) 。,（四）化學(xué)反應(yīng)方向的判據(jù)化學(xué)反應(yīng)的吉布斯（J.W.Gibbs）自由能變。 1878年美國(guó)著名物理化學(xué)家吉布斯提出摩爾吉布斯自由能變量（簡(jiǎn)稱自由能量） ： 在等溫、等壓條件下， = -T 吉布斯公式 + +(吸熱) -(熵減) 自發(fā)過(guò)程，反應(yīng)正向進(jìn)行 - -(放熱) +(熵增) 非自發(fā)過(guò)程，反應(yīng)逆向進(jìn)行 0 平衡狀態(tài),等溫等壓的封閉體系內(nèi)，不作非體積功的前提下， 任何自發(fā)過(guò)程總是朝著吉布斯自由能（G=H- TS）減小的方向進(jìn)行， =0時(shí)，反應(yīng)達(dá)平衡， 體系的G降低到最小值，此式為著名的吉布斯最 小自由能原理。 （五）熱化學(xué)反應(yīng)方向的判斷

6、 1、標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下，反應(yīng)方向的判斷 標(biāo)準(zhǔn)態(tài)下，吉布斯公式變?yōu)?= - 等溫等壓、標(biāo)準(zhǔn)態(tài)下自發(fā)反應(yīng)判據(jù)是 0,在標(biāo)準(zhǔn)態(tài)下，由最穩(wěn)定純態(tài)單質(zhì)生成單位物質(zhì)的量的某物質(zhì)時(shí)的吉布斯自由能變稱為該物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩生成自由能，單位kJmol-1。 （最穩(wěn)定純態(tài)單質(zhì))=0 在標(biāo)準(zhǔn)態(tài)，298.15K下， 例：298. 15K，標(biāo)準(zhǔn)壓力下，CaCO3能否分解為CaO和CO2？,解：查表得： CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) /（kJmol-1） -1128.79 -604.03 -394.359 /（kJmol-1） -1206.92 -635.09 -393.509 /（Jmol-1K-1） 92.6

7、 39.75 213.74 解法(1)： （ 298.15K）= (298.15K) =1 (CaO,s)+1 CO2.g) +(1) (CaCO3.s) =1 (-604.03)+1 (-394.359)+(-1) (-1128.79) =130.40kJ.mol1,解法(2)： （ 298.15K）= (298.15K) =1 (CaO,s)+1 CO2.g) +(1) (CaCO3.s) = 1(635.09)+1(393.509)+ (1)(1206.92) = 178.32kJ.mol1, (298.15K)=1 (CaO，S)+1 (CO2，g) +(1) (CaCO3，s) =(

8、39.75+213.74)+(-1)92.9 =106.6J.mol-1.K-1 (298.15K)= - T (298.15K) =178.32298.15106.6103 =130.4kJ.mol1 0 所以在298.15K，標(biāo)準(zhǔn)態(tài)下CaCO3不能自發(fā)分解。,2、非標(biāo)準(zhǔn)態(tài)吉布斯自由能變（ ）的計(jì)算及反應(yīng)方向判斷 在等溫、等壓、非標(biāo)準(zhǔn)態(tài)下，對(duì)某一反應(yīng)cC+dDyY+Zz 根據(jù)熱力學(xué)推導(dǎo)， 與標(biāo)準(zhǔn)摩爾反應(yīng)吉布斯自由能 變 、體系中反應(yīng)物和生成物濃度或分壓及溫度有如下關(guān)系： （T）= （T）+RTlnJ化學(xué)反應(yīng)等溫方程式 式中J稱反應(yīng)商，對(duì)氣體反應(yīng)：,對(duì)水溶液中的反應(yīng)： 由于固態(tài)或純液態(tài)物質(zhì)（含

9、溶劑）處于標(biāo)準(zhǔn)態(tài)與否對(duì) 反應(yīng)的 影響較小，故它們被省去。 如反應(yīng) MnO2(s)+4H+(aq)+2Cl- (aq) Mn2+(aq)+Cl2(g)+2H2O（l） 非標(biāo)準(zhǔn)態(tài)時(shí) = +RTlnJ 中 例（略）,注意：據(jù)熱力學(xué)原理，使用 （含 ）判據(jù)應(yīng)具備 三個(gè)先決條件： 反應(yīng)體系必須是封閉體系； 只給出給定某溫度、壓力條件（且始態(tài)、終態(tài)、溫度、 壓力相同）反應(yīng)的可能性未能說(shuō)明其他溫度壓力下反應(yīng)的 可能性； 反應(yīng)體系必須不作非體積功（或不受外界如“場(chǎng)”的影響）。 另外還要注意 是判斷反應(yīng)的可能性，不能說(shuō)明反應(yīng)的 速率，有的反應(yīng)可能性很大，但反應(yīng)速率會(huì)很小。,二、化學(xué)反應(yīng)速率 一）反應(yīng)速率的含義

10、1.傳統(tǒng)意義：一定條件下單位時(shí)間內(nèi)某化學(xué)反應(yīng)的反 應(yīng)物轉(zhuǎn)變?yōu)樯晌锏乃俾省?表示：定溫下，恒容反應(yīng)中，習(xí)慣用單位時(shí)間內(nèi)某 一反應(yīng)物濃度或生成物濃度改變量的正值表示。 時(shí)間，可用秒(s)、分（min）、小時(shí)（h）等，濃度用 molL-1，對(duì)反應(yīng)物， 對(duì)生成物， 。,例： N2 + 3H2 2NH3 則該反應(yīng)平均速率： 起始濃度/( ) 1.0 3.0 0 V（N2）= 2s末濃度/( ) 0.8 2.4 0.4 V(H2)= V(NH3)= V（N2）：V（H2）：V（NH3）=0.1:0.3:0.2=1:3:2 這種表示是t時(shí)間內(nèi)的平均速率，其瞬間（t0）時(shí)的反應(yīng)速率，稱瞬時(shí)速率。,2、用反應(yīng)

11、進(jìn)度定義的反應(yīng)速率 按國(guó)際純粹和應(yīng)用化學(xué)聯(lián)合會(huì)（IUPAC）推薦反應(yīng) 速率的定義：?jiǎn)挝惑w積內(nèi)反應(yīng)進(jìn)行的程度（反應(yīng)進(jìn)度） 隨時(shí)間的變化率。 即 對(duì)恒容反應(yīng)，V（體積）不變，令 ，則得：,化學(xué)計(jì)量方程式N2+3H22NH3 =111 可見(jiàn)，用這種方式表述化學(xué)反應(yīng)速率，一個(gè)化學(xué)反應(yīng)就只有一個(gè)反應(yīng)速率值，它不會(huì)隨取的反應(yīng)物或生成物的不同而出現(xiàn)不同的數(shù)值。,二）化學(xué)反應(yīng)的活化能 反應(yīng)速率理論目前主要有分子碰撞理論和過(guò)渡狀態(tài)理論。 1、活化分子 分子碰撞理論認(rèn)為，反應(yīng)物分子（或原子，離子）必須碰撞才能發(fā)生反應(yīng)，但分子間碰撞并不都能發(fā)生反應(yīng)，對(duì)一般化學(xué)反應(yīng)，只有少數(shù)碰撞能發(fā)生反應(yīng)。,有效碰撞能發(fā)生反應(yīng)的碰撞

12、。 非有效碰撞不能發(fā)生反應(yīng)的碰撞。 發(fā)生有效碰撞所必須具備的最低能量以Ec 表示。 活化分子具有等于或大于Ec能量值的分子。 2、活化能 反應(yīng)的活化能活化分子具有的平均能量（ *） 與反應(yīng)物分子的平均能量（ ）之差，即Ea= *- 如 N2O5（g）2NO2(g)+ 325K時(shí)，N2O5的 *=106.13kJ.mol-1， =4.03kJ.mol-1 此反應(yīng)的 Ea= * - =106.13-4.03=102.10kJ.mol-1,實(shí)驗(yàn)測(cè)定的結(jié)果，大多數(shù)化學(xué)反應(yīng)的活化能在 60250kJ.mol-1間，若活化能小于42kJ.mol-1的反應(yīng)， 活化分子百分?jǐn)?shù)大 反應(yīng)速率大，可瞬間完成?；罨?/p>

13、 大于420kJ.mol-1的反應(yīng)，反應(yīng)速率則很小。因此活化能 就是決定化學(xué)反應(yīng)速率大小的重要因素。 Ea小，活化分子百分?jǐn)?shù)大，有效碰撞次數(shù)多，反應(yīng) 速率V快。 Ea大，活化分子百分?jǐn)?shù)少，有效碰撞次數(shù)少，反應(yīng)速率V慢。 碰撞理論較好地解釋了有效碰撞，但它不能說(shuō)明反應(yīng)過(guò)程及其能量變化。,過(guò)渡狀態(tài)理論認(rèn)為：化學(xué)反應(yīng)不只是通過(guò)簡(jiǎn)單碰撞就能完成，而是在碰撞后先要經(jīng)一中間過(guò)渡狀態(tài)，即形成一種活性集團(tuán)（活化配合物），然后再分解為產(chǎn)物。 如NO2和CO的反應(yīng)中,能量的變化是：活化配合物中的價(jià)鍵結(jié)構(gòu)處于原健斷裂，新鍵正在形成的一種過(guò)渡態(tài)，其勢(shì)能較高，極不穩(wěn)定，因此活化配合物一經(jīng)形成就極易分解，它即可分解為生成

14、物，也可分解為原反應(yīng)物。 當(dāng)分解形成生成物后，整個(gè)體系勢(shì)能迅速下降，反應(yīng)即完成。 過(guò)渡狀態(tài)理論中，活化能指反應(yīng)進(jìn)行所必須克服的勢(shì)能壘。,可逆反應(yīng)的反應(yīng)熱就是正逆反應(yīng)勢(shì)能壘（也把它叫活化能）之差。 由圖可見(jiàn) =Eb,正-Eb,逆0，表明正反應(yīng)放熱。 在可逆反應(yīng)中，吸熱反應(yīng)的活化能總大于放熱反應(yīng)的活化能。 （三）影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素 1、濃度（或壓力）對(duì)反應(yīng)速率的影響 定溫下：活化分子濃度=反應(yīng)物分子濃度活化分子百分?jǐn)?shù) 定溫下，活化分子百分?jǐn)?shù)一定，反應(yīng)物分子濃度大，反應(yīng)物分子多，則活化分子濃度大，有效碰撞次數(shù)較多，反應(yīng)速率快。,（1）基元反應(yīng)與非基元反應(yīng) 基元反應(yīng)一步完成的反應(yīng)，又稱簡(jiǎn)單反應(yīng)，如

15、NO2+CONO+CO2的反應(yīng)。 非基元反應(yīng)兩步以上完成的反應(yīng)，又稱復(fù)雜反應(yīng)，大多數(shù)化學(xué)反應(yīng)屬此類。 如 2NO+H2N2+2H2O的反應(yīng)，實(shí)際上可分兩步進(jìn)行，第一步：2NO+H2N2+H2O2 慢 第二步：H2O2+H22H2O 快,（2）質(zhì)量作用定律 在一定溫度下，基元反應(yīng)的化學(xué)反應(yīng)速率與各反應(yīng)物 濃度冪（冪次等于反應(yīng)方程式中分子式前的計(jì)量數(shù)） 的乘積成正比質(zhì)量作用定律。 如某一基元反應(yīng)：cC+dDyY+zZ V=kccc(C)cd(D)經(jīng)驗(yàn)速率方程 如NO2+CON2+CO2的v=kcc (NO2)c(CO) V為瞬時(shí)速率，c為瞬時(shí)濃度。 一定溫度下，不同反應(yīng)的反應(yīng)速度率常數(shù)kc不同，同

16、一反應(yīng)k值與濃度、壓力無(wú)關(guān)，但與反應(yīng)物的性質(zhì)，反應(yīng)的溫度及催化劑等因素有關(guān)。,k含義：當(dāng)反應(yīng)物為單位濃度時(shí)的 k=V,可見(jiàn)k 值越大，表明在給定條件下反應(yīng)速率越大。 對(duì)非基元反應(yīng)，質(zhì)量作用定律只適用其中的 每一個(gè)基元反應(yīng)，因此一般不能直接根據(jù)非基元 反應(yīng)的反應(yīng)方程式書(shū)寫(xiě)速率方程，如 2NO+2H2N2+2H2O V=kc2（NO）c（H2）而不是 V=kc2(NO)c2(H2),寫(xiě)速率方程時(shí)，注意： （1）稀溶液中溶劑不列入，如 C12H22O11+H2O C6H12O6+C6H12O6 v=kc(C12H22O11)c(H2O)=kcc(C12H22O11) （2）固體或純液體 如果它們不溶

17、于其它反應(yīng)介質(zhì)，則不存在“濃度”概念，它們的“密度”為定值，可體現(xiàn)在常數(shù)內(nèi)，因此，濃度項(xiàng)中不列入它們。,2、溫度對(duì)反應(yīng)速率的影響 大多數(shù)化學(xué)反應(yīng)，溫度升高，反應(yīng)速率增大，如H2和O2生成H2O，常溫下V極小，873K(600)V急劇增大，原因：升溫不僅碰撞次數(shù)增加，使一些低能量分子獲得能量成為活化分子，使活化分子百分?jǐn)?shù)增大。在反應(yīng)物濃度不變時(shí)，活化分子濃度仍增大，有效碰撞次數(shù)增加，V增大。 定量規(guī)律：1884年荷蘭物理化學(xué)家范特霍夫根據(jù)實(shí)驗(yàn)歸納出一條經(jīng)驗(yàn)規(guī)則：反應(yīng)溫度每升高10K，反應(yīng)速率或速率常數(shù)一般增大24倍。,即 3、催化劑對(duì)反應(yīng)速率的影響 催化劑能顯著改變反應(yīng)速率，而在反 應(yīng)前后自身組

18、成，質(zhì)量和化學(xué)性質(zhì)基本不變的 物質(zhì)。正催化劑加速； 負(fù)催化劑減慢，如，緩蝕劑，防腐劑等。 正催化劑為什么能加快反應(yīng)速率？因加入正催化劑改變了反應(yīng)途徑，降低了反應(yīng)的活化能。從而使活化分子百分?jǐn)?shù)和有效碰撞次數(shù)增多，反應(yīng)速率加快。,對(duì)催化劑注意以下幾點(diǎn)： （1）催化劑會(huì)改變反應(yīng)速率，而不能改變反應(yīng)的焓變（圖中rHm）、方向和限度。 （2）在速率方程中，催化劑的影響體現(xiàn)在對(duì)k的影響上，對(duì)確定反應(yīng)，反應(yīng)溫度一定時(shí)，采用不同的催化劑一般有不同的k值。 （3）對(duì)同一可逆反應(yīng)，催化劑等值地降低了正、逆反應(yīng)的活化能。 （4）催化劑具有選擇性 （5）催化劑有中毒問(wèn)題 （6）催化劑有使用的活性溫度范圍等。,4、其它

19、因素對(duì)反應(yīng)速率的影響。 體系中任一物理狀態(tài)和化學(xué)組成完全相同的均勻部分，稱為相。 單相體系反應(yīng)體系中只存在一個(gè)相的體系，單相體系又稱均勻體系。 多相體系體系中同時(shí)存在著兩個(gè)或兩個(gè)以上相的反應(yīng)，又稱不均勻體系。 相與相間往往有界面分隔開(kāi)來(lái)，在多相反應(yīng)中，除上述因素外，還有與接觸面大小與接觸機(jī)會(huì)多少（加大擴(kuò)散速率）有關(guān)。 此外，如超聲波、激光以及高能射線的作用，也會(huì)影響反應(yīng)速率。,三、化學(xué)反應(yīng)的限度 （一）可逆反應(yīng)與化學(xué)平衡 可逆反應(yīng)同一條件下，可同時(shí)向正、逆兩個(gè)方面進(jìn)行的反應(yīng)。 化學(xué)平衡一定溫下，密閉容器中定量反應(yīng)物 V正=V逆時(shí)，體系所處的狀態(tài)。 特征：（1）最主要的：V正=V逆 。 因此達(dá)平

20、衡后，只要條件不變，體系中各物質(zhì)的量不隨時(shí)間變化而變化。 （2）是一動(dòng)態(tài)平衡 （3）是有條件的平衡 （4）可雙向達(dá)到平衡狀態(tài)。,（二）平衡常數(shù) 1、實(shí)驗(yàn)平衡常數(shù) 例：cC(g)+dD(g) yY(g)+z(g) 任何可逆反應(yīng)，定溫下，平衡時(shí) Kc濃度平衡常數(shù) Kp壓力平衡常數(shù) 說(shuō)明如下：,（1）把實(shí)驗(yàn)測(cè)定值直接代入上式中計(jì)算得到Kc、Kp，所以稱實(shí)驗(yàn)（經(jīng)驗(yàn)）平衡常數(shù)，同一反應(yīng)Kc 的數(shù)值和其量綱不定。其量綱一般不為“1”，除非n=（y+z）-(c+d)=0時(shí)，量綱則為“1”。 （2）含義：一般說(shuō)來(lái)，定溫下，Kc(Kp)值越大，表明反應(yīng)進(jìn)行越完全，所以它是一個(gè)表明化學(xué)反應(yīng)限度（即可能完成的最大程

21、度）的一個(gè)特征值。 同一溫度下，不同反應(yīng)K值不同；同一反應(yīng)，溫度不同，K值不同，但與濃度無(wú)關(guān)。 （3）K值因書(shū)寫(xiě)方程式的形式不同而不同，且固體、純液體和溶液中的溶劑的“濃度項(xiàng)”不計(jì)入。,如2SO2（g）+O2（g） 2SO3(g) SO2（g）+ O2（g） SO3(g) 即 =（ ）2，因此使用K值時(shí)要注意與方程式對(duì)應(yīng) Br2(l) Br2(g) Kp=P(Br2) CaCO3(S) CaO(s)+CO2(g) Kp=P(CO2) (4)Kc和Kp的關(guān)系 對(duì)氣相反應(yīng)當(dāng)反應(yīng)物和生成物均為理想氣體時(shí) Kp=Kc（RT）n （PV=nRT ） 使用時(shí)注意R的取值和量綱隨壓力所用單位不同而有所不同。

22、,2、標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)（K ）： 表達(dá)式，例：Zn(s)+2H+ Zn2+(aq)+H2(g) 規(guī)定 為量綱為“1”的量 等溫方程式為 體系時(shí)達(dá)到平衡時(shí) 則 此式也反映了 與 之間的關(guān)系，可由 計(jì)算反應(yīng)進(jìn)行的程度。 仍只與溫度有關(guān)，與壓力選用單位不同無(wú)關(guān)，與c無(wú)關(guān) 。 計(jì)算舉例,3、多重平衡規(guī)則 例(1) N2(g)+O2(g) 2NO(g) (2) 2NO(g)+O2(g) 2NO2(g),+,(3) N2(g)+2O2(g) 2NO2(g),由熱力學(xué)函數(shù)的加合性知,即：,同理(3)式(2)得(1)式,可見(jiàn)，同一體系中當(dāng)幾個(gè)反應(yīng)式相加（或相減）得到另一反應(yīng)時(shí)，其K等于這幾個(gè)反應(yīng)的K得積（或商），

23、此規(guī)則稱為多重平衡規(guī)則。 應(yīng)用它，可由若干個(gè)已知反應(yīng)的K求算同一溫度下某個(gè)反應(yīng)的K,而無(wú)需通過(guò)實(shí)驗(yàn)測(cè)定。,三、化學(xué)平衡的計(jì)算 轉(zhuǎn)化率 100% 100% 轉(zhuǎn)化率已能表明正反應(yīng)轉(zhuǎn)化的程度，但與K不同的是，與反應(yīng)體系起始態(tài)有關(guān)，且必須指明是何種反應(yīng)物的 。,例1 例2 例3 已知：反應(yīng) 298.15K， K =3.6 10-15，此溫度下Br2(l)的飽和蒸氣壓為28kPa，計(jì)算 298.15K反應(yīng) 的K ？ 解： (1) (2) (3) 應(yīng)用多重平衡原理(1)-(3) (4),例4 在473K和3107Pa下， ， 若開(kāi)始物質(zhì)的量的比N2H2=13，平衡時(shí)，氨的體積分?jǐn)?shù)為0.20， 計(jì)算此溫度下

24、的K? 解（思路） (1)恒溫恒壓下物質(zhì)的量的比等于分體積之比； (2)氨的體積分?jǐn)?shù)為0.20，則平衡時(shí)氮?dú)夂蜌錃獾捏w積分?jǐn)?shù)之和為0.8，按反應(yīng)式分析可得氮的體積分?jǐn)?shù)為0.20，氨的體積分?jǐn)?shù)為0.60； (3)將上有關(guān)數(shù)據(jù)代入K表達(dá)式中進(jìn)行計(jì)算即可。,四、化學(xué)平衡的移動(dòng) 化學(xué)平衡移動(dòng)因外部條件改變使可逆反應(yīng)從一種平衡態(tài)向另一平衡態(tài)轉(zhuǎn)化的過(guò)程 （一）濃度對(duì)化學(xué)平衡的影響 從化學(xué)反應(yīng)的等溫方程式rGm= r +RTlnJ出發(fā)： 因平衡時(shí)： =-RTln ， 代入上式： rGm =-RTln +RTlnJ=RTln 此式表明等溫、等壓條件下，化學(xué)反應(yīng)的自由能變與反應(yīng)的、 、參加反應(yīng)的各物質(zhì)濃度（或分壓）間關(guān)系。,根據(jù)最小自由能原理，結(jié)合等溫方程可得到判斷平衡移動(dòng)（反應(yīng)）方向的判據(jù)： 0時(shí)，J 平衡逆向移動(dòng) = = 平衡狀態(tài) 反應(yīng)商原理 (二)壓力對(duì)化學(xué)平衡的影響 （1）對(duì)反應(yīng)方程式兩邊氣體分子總數(shù)不等的反應(yīng)（即n=（y+z）-（c+d）0） 壓力改變的影響又可分兩種情況。,若n0 ，氣體分子數(shù)增加，如A(g)+B(g)3C(g) （i）壓縮體積以增加總壓：即P ，體系內(nèi)各物分壓增加的倍數(shù)一樣，但由于在K中的分壓冪指數(shù)不一樣，則分子增加位數(shù)大，必然J ，平衡逆向移動(dòng)。 (ii) 增大體積以減小總壓：即P ，同理，如分壓成為