無機(jī)化學(xué)涉及的內(nèi)容

一、無機(jī)化學(xué)涉及的內(nèi)容3、物質(zhì)結(jié)構(gòu)：原子結(jié)構(gòu)、分子結(jié)構(gòu)、配合物結(jié)構(gòu)1、化學(xué)變化的宏觀規(guī)律：熱力學(xué)第一、第二、第三定律。2、用宏觀規(guī)律處理四大平衡體系：化學(xué)平衡（酸堿平衡，沉淀平衡，氧化還原平衡和配位平衡）4、元素及其主要化合物的性質(zhì)

§2-1化學(xué)反應(yīng)中的能量關(guān)系

(熱力學(xué)第一定律與熱化學(xué))一、基本概念1、系統(tǒng)和環(huán)境：（1）系統(tǒng)：把所研究的物質(zhì)或空間（研究對象）稱為系統(tǒng)或體系。（2）環(huán)境：體系以外對體系產(chǎn)生影響的部分根據(jù)系統(tǒng)與環(huán)境之間的物質(zhì)和能量交換情況：（1）封閉系統(tǒng)：系統(tǒng)與環(huán)境之間只有能量交換而無物質(zhì)交換（主要研究系統(tǒng)）（2）敞開系統(tǒng)：既有能量交換又有物質(zhì)交換（3）孤立系統(tǒng)：既無能量交換又無物質(zhì)交換

二、本學(xué)期學(xué)習(xí)內(nèi)容第一章氣體（自學(xué)）（理想氣體狀態(tài)方程；道爾頓分壓定律）第二章化學(xué)反應(yīng)的方向第三章化學(xué)反應(yīng)的限度第五章酸堿平衡第七章沉淀溶解平衡第九章氧化還原反應(yīng)及電化學(xué)基礎(chǔ)

三、學(xué)習(xí)方法1.課前預(yù)習(xí)：在上課以前，把下一次課的內(nèi)容先粗略的看一遍，把自己看不懂的內(nèi)容做上記號，有時(shí)間再認(rèn)真的看一遍，如果仍看不懂，做好記錄，等待課堂解決。2.上課：根據(jù)課前預(yù)習(xí)的難度，對較難理解的部分認(rèn)真聽講，理解教師的分析思路，學(xué)習(xí)思考問題和解決問題的方法。3.復(fù)習(xí)：對在課堂上沒有弄懂的問題在課間問教師，下課后對整個課堂內(nèi)容復(fù)習(xí)一次并作好復(fù)習(xí)筆記。按時(shí)完成作業(yè)。四、成績評定：期末考試成績70%，平時(shí)成績30%第二章化學(xué)反應(yīng)的方向

(化學(xué)熱力學(xué)基礎(chǔ))化學(xué)熱力學(xué)是研究化學(xué)反應(yīng)過程中能量變化規(guī)律的一門科學(xué)。其基礎(chǔ)主要是熱力學(xué)第一定律和熱力學(xué)第二定律：（1）化學(xué)反應(yīng)中能量是如何轉(zhuǎn)化的（2）化學(xué)反應(yīng)朝著什么方向進(jìn)行

§2-1化學(xué)反應(yīng)中的能量關(guān)系

(熱力學(xué)第一定律與熱化學(xué))一、基本概念1、系統(tǒng)和環(huán)境：（1）系統(tǒng)：把所研究的物質(zhì)或空間（研究對象）稱為系統(tǒng)或體系。（2）環(huán)境：體系以外對體系產(chǎn)生影響的部分根據(jù)系統(tǒng)與環(huán)境之間的物質(zhì)和能量交換情況：（1）封閉系統(tǒng)：系統(tǒng)與環(huán)境之間只有能量交換而無物質(zhì)交換（主要研究系統(tǒng)）（2）敞開系統(tǒng)：既有能量交換又有物質(zhì)交換（3）孤立系統(tǒng)：既無能量交換又無物質(zhì)交換2、狀態(tài)和狀態(tài)函數(shù)（1）狀態(tài)：是系統(tǒng)所有化學(xué)性質(zhì)和物理性質(zhì)的綜合表現(xiàn)。可由一系列的物理量來決定。例如：氣體：p、V、T及各組分的物質(zhì)的量（2）狀態(tài)函數(shù)：決定體系狀態(tài)的物理量狀態(tài)函數(shù)有特征，狀態(tài)一定值一定，殊途同歸變化等，周而復(fù)始變化零。（?。┍憩F(xiàn)系統(tǒng)“質(zhì)”的特征，稱為系統(tǒng)的強(qiáng)度性質(zhì)如：T、組成（沒有加和性）（ⅱ）表現(xiàn)系統(tǒng)“量”的特征，稱為系統(tǒng)的廣度性質(zhì)如：V（有加和性）熱力學(xué)狀態(tài)函數(shù)（熱力學(xué)函數(shù)）：U、H、S、G3、過程和途徑：（1）過程：若體系的狀態(tài)發(fā)生變化，從始態(tài)到終態(tài)，體系經(jīng)歷了一個熱力學(xué)過程。

(1)恒壓過程：體系與環(huán)境壓力相同且恒定不變的過程。p=p外(2)恒容過程：體系體積恒定不變的過程。dV=0

(恒溫過程,絕熱過程,可逆過程,不可逆過程)

（2）途徑：體系經(jīng)歷一個過程，可以采取多種不同的方式，每一種具體的方式稱為途徑。0.5×105Pa4×10-3m32×105Pa1×10-3m31×105Pa2×10-3m34×105Pa0.5×10-3m3始態(tài)終態(tài)A途徑B途徑二、熱力學(xué)第一定律1、熱力學(xué)能（內(nèi)能）：體系內(nèi)一切能量的總和，用U表示。只要過程的始、終態(tài)確定，則△U一定2、熱和功（單位：J或kJ）（1）熱：把由于溫度不同而在體系和環(huán)境之間傳遞的能量，稱為熱，用“Q”表示。在熱力學(xué)中規(guī)定：體系從環(huán)境中吸熱，Q＞0，為正值體系向環(huán)境中放熱，Q＜0，為負(fù)值（2）功：除熱以外其它形式傳遞的能量，用“W”表示。在熱力學(xué)中規(guī)定：體系對環(huán)境做功，W＜0，為負(fù)值環(huán)境對體系做功，W＞0，為正值主要指體積功。

3、熱力學(xué)第一定律（1）熱力學(xué)第一定律：即能量守恒定律（2）數(shù)學(xué)表達(dá)式：對于封閉系統(tǒng)狀態(tài)Ⅰ狀態(tài)Ⅱ△U=Q+W例：體系在某一過程中吸收了50kJ的熱，做了30kJ的功，即Q=＋50kJW=-30kJ△U體系

=Q+W=50kJ–30kJ=20kJ△U環(huán)境=Q+W=（-50kJ）+（30kJ）=-20kJ則△U體系

+△U環(huán)境

=0

三、焓設(shè)一封閉體系在變化過程中只做體積功，則

△U=Q+W（W：體積功）1、若體系變化是恒容過程（V不變）W=0∴△U=QVQV表示恒容過程中的熱量。該式表示在不做體積功的條件下體系在恒容過程中吸收的熱量全部用來增加體系的內(nèi)能。2、若體系變化是恒壓過程，p為定值，V1V2FLF=p·SW=p·S·L=p△V△U=QP+W=QP–p(V2–V1)U2–U1=QP–p(V2–V1)QP=(U2+pV2)–(U1+pV1)H=U+pV焓△H=H2–H1=QP對于一封閉體系在恒壓和不做其他功的條件下，體系變化所吸收的熱量全部用以體系焓增加四、化學(xué)反應(yīng)熱效應(yīng)熱化學(xué)：把熱力學(xué)第一定律具體應(yīng)用于化學(xué)反應(yīng)，討論和計(jì)算化學(xué)反應(yīng)熱量問題的學(xué)科。1、化學(xué)反應(yīng)熱效應(yīng)：物質(zhì)在發(fā)生化學(xué)反應(yīng)時(shí)，通常伴隨放熱或吸熱。化學(xué)反應(yīng)時(shí)，如果系統(tǒng)只做體積功，那么當(dāng)反應(yīng)終了的溫度恢復(fù)到反應(yīng)前的溫度時(shí)，系統(tǒng)所吸收或放出的熱量，稱為該反應(yīng)的反應(yīng)熱效應(yīng)或反應(yīng)熱。恒容熱效應(yīng)：QV表示，QV=△U恒壓熱效應(yīng)：QP表示，QP=△H熱效應(yīng)值的正負(fù)號與熱力學(xué)中的規(guī)定一致。2、標(biāo)準(zhǔn)摩爾反應(yīng)焓(變)（1）熱化學(xué)標(biāo)準(zhǔn)態(tài)：溫度為T時(shí)，氣體：處于標(biāo)準(zhǔn)壓力pθ下的理想氣體，

pθ=100kPa

液體或固體：處于標(biāo)準(zhǔn)壓力下的純液體或純固體。（2）標(biāo)準(zhǔn)反應(yīng)焓：△rHθ（3）標(biāo)準(zhǔn)摩爾反應(yīng)焓：△rHmθ（kJ/mol）

對于任意反應(yīng)eE+fF=gG+rR，若各物質(zhì)的溫度相同，且均處于熱化學(xué)標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)，則gmolG和rmolR的焓與emolE和fmolF的焓之差，稱為該反應(yīng)在該溫度下的標(biāo)準(zhǔn)摩爾反應(yīng)焓（反應(yīng)熱）。

3、熱化學(xué)方程式標(biāo)出反應(yīng)熱效應(yīng)的化學(xué)方程式稱為熱化學(xué)方程式。例如：下列反應(yīng)中的各物質(zhì)在熱化學(xué)標(biāo)準(zhǔn)態(tài)及298K下的熱化學(xué)方程式為：C(s)+O2(g)=CO2(g)，rHmθ=-394.4kJ·mol-1H2(g)+O2(g)=H2O(l)，rHmθ=-285.85kJ·mol-1H2O(g)=H2(g)+O2(g)，rHmθ=241.84kJ·mol-1

1212(4)在rHmθ后面的括號中注明反應(yīng)溫度。如果溫度為T，則寫成rHmθ(T)；如果溫度為298K，可以不注明。(3)rHmθ與化學(xué)計(jì)量方程式用逗號或分號隔開(2)注明參與反應(yīng)的各物質(zhì)的聚集態(tài)、溫度和壓力。若壓力為Pθ，溫度為298K，則習(xí)慣上只注明聚集態(tài)，用g、l、s表示(1)寫出化學(xué)計(jì)量式書寫熱化學(xué)方程式時(shí)應(yīng)注意以下幾點(diǎn)：

C(s)+O2(g)=CO2(g)，rHmθ=-394.4kJ·mol-112C(s)+O2(g)=CO(g)，rHmθ=?C(s)+O2(g)CO2(g)CO(g)+O2(g)12rHm,2θrHm,1θrHm,3θ4、蓋斯定律一個化學(xué)反應(yīng)不論是一步完成，還是分幾步完成，其總的熱效應(yīng)是相等的。這就是蓋斯定律。(1840年瑞士籍的俄國化學(xué)家)用彈式量熱計(jì)可以測出rHm,1θ

和rHm,3θ

的值，這樣就可以求出rHm,2θrHm,1θ=rHm,2θ

+rHm,3θrHm,2θ=rHm,1θ-rHm,3θ=(-394.4)-(-283.9)=-110.5kJ·mol-1

根據(jù)蓋斯定律及H為狀態(tài)函數(shù)，熱化學(xué)方程可以像解代數(shù)方程一樣相加或相減。例如：

C(s)+O2(g)=CO2(g)，rHm,1θ=-394.4kJ·mol-1-)CO(g)+O2(g)=CO2(g)，rHm,3θ=-283.9kJ·mol-112C(s)+O2(g)=CO(g)，rHm,2θ

=-110.5kJ·mol-1

12

五、化學(xué)反應(yīng)的摩爾焓變QP=H2–H1

1、物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓（1）定義：在標(biāo)準(zhǔn)態(tài)某溫度下，由最穩(wěn)定單質(zhì)生成1mol化合物時(shí)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾反應(yīng)焓，稱為該物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓。用△fHmθ(T)，單位kJ/mol。例：298K標(biāo)準(zhǔn)態(tài)下：

H2（g）+1/2O2(g)=H2O(g),△rHmθ=-241.83kJ/mol△fHm[H2O(g)]θ=△rHmθ=-241.83kJ/mol按定義：最穩(wěn)定單質(zhì)的

△fHmθ(T)=0最穩(wěn)定單質(zhì)：C—石墨，S—正交硫，Sn—白錫H2，O2，N2，Cl2最穩(wěn)定狀態(tài)是氣態(tài)，Br2是液態(tài)（2）物質(zhì)的△fHmθ的應(yīng)用：如何由△fHmθ—△rHmθ

反應(yīng)物生成物△rHmθ參加反應(yīng)的各單質(zhì)ⅡⅢⅠ∑△fHmθ(生成物)∑△fHmθ(反應(yīng)物)∑△fHmθ(反應(yīng)物)+△rHmθ=∑△fHmθ(生成物)△rHmθ=∑△fHmθ(生成物)-∑△fHmθ(反應(yīng)物)CH4(g)+2O2(g)CO2(g)+2H2O(l)C(石墨）+2H2(g)+2O2(g)rHmθH1θ

H2θ

rHmθ=fHmθ(CO2,g)+2fHmθ(H2O,l)-fHmθ(CH4,g)=-393.51+2×(-285.85)-(-74.85)=-890.36kJ·mol-1

通過這個例子可以得到，對于任意一個反應(yīng)

eE+fF=gG+rR有：

rHmθ=gfHmθ(G)+rfHmθ(R)-efHmθ(E)-ffHmθ(F)

§2-2熱力學(xué)第二定律與化學(xué)反應(yīng)方向一、自發(fā)過程

1、自發(fā)過程：在一定條件下，不借助任何外力可以自動進(jìn)行的過程。2、自發(fā)過程的特點(diǎn)：（1）自發(fā)過程具有方向性。（2）自發(fā)過程有一定的限度。（3）進(jìn)行自發(fā)過程的體系具有做有用功（非體積功）的本領(lǐng)。二、混亂度和熵1、混亂度：即無序度。它的大小與體系中可能存在的微觀狀態(tài)數(shù)目有關(guān)。研究表明，在一定條件下體系混亂度增大的過程往往可以自發(fā)進(jìn)行。如：冰融化成水，水蒸發(fā)為水蒸氣，NH4NO3晶體溶解等過程都是混亂度增大的過程。2、熵：表示體系內(nèi)部質(zhì)點(diǎn)（結(jié)構(gòu)微粒）無序度或混亂度的物理量。用S表示。單位J/K

熵與U、H一樣，也是狀態(tài)函數(shù)，具有加和性。3、熵大小的定性比較（1）對于同一物質(zhì)，氣態(tài)的熵值大于液態(tài)的熵值大于固態(tài)的熵值SgSlSs（2）對于同一聚集態(tài)，高溫的熵值大于低溫的熵值；（3）混合物的熵值大于純凈物的熵值（4）同溫同聚集態(tài)，分子量大的熵值大于分子量小的熵值（5）化學(xué)反應(yīng)的熵變：氣體分子數(shù)增加，熵值增大，反之亦然三、標(biāo)準(zhǔn)熵1、熱力學(xué)第三定律：在絕對零度（0K）時(shí)，任何純物質(zhì)的完美晶體，熵值都等于零。2、標(biāo)準(zhǔn)熵：1mol純物質(zhì)在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下的熵稱為標(biāo)準(zhǔn)摩爾熵。用Smθ表示，單位：J·K-1·mol-1（數(shù)據(jù)見附錄表）3、化學(xué)反應(yīng)的△rSmθ的計(jì)算

在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下，溫度為T時(shí)單位反應(yīng)進(jìn)度的反應(yīng)熵變稱為標(biāo)準(zhǔn)摩爾反應(yīng)熵rSmθ，單位為J·K-1·mol-1對于任意的化學(xué)反應(yīng)：如果溫度為298K，可直接用表中的數(shù)據(jù)計(jì)算。四、熱力學(xué)第二定律1、開爾文表述：不可能從單一熱源取熱使之全部變?yōu)楣Χ灰鹌渌兓?、克勞修斯表述：熱不能從低溫?zé)嵩磦鞯礁邷責(zé)嵩炊灰鹌渌兓?、熵增加原理：熵增大的過程是自發(fā)過程。(某一過程能自發(fā)進(jìn)行,而這一過程的逆過程不能自發(fā)進(jìn)行,要進(jìn)行一定會引起其它變化)

熱力學(xué)第二定律是熱力學(xué)最基本的定律之一，是人類經(jīng)驗(yàn)的總結(jié)，它的正確性和普適性是不容置疑的。五、化學(xué)反應(yīng)的方向

1876年美國物理化學(xué)家吉布斯（Gibbs）提出用自由能來判斷等溫等壓條件下過程的自發(fā)性，證明了反應(yīng)自發(fā)性的標(biāo)準(zhǔn)是它產(chǎn)生有用功的本領(lǐng)。他認(rèn)為：在等溫等壓條件下，如果在理論上或?qū)嵺`上一個反應(yīng)能被利用來完成其他功，這個反應(yīng)是自發(fā)的；如果必需由環(huán)境提供其他功去使反應(yīng)發(fā)生，這反應(yīng)不是自發(fā)的。1、自由能：把可以做其他功的能稱為自由能。用G表示，單位：J或KJ。也稱為吉布斯函數(shù)，簡稱吉氏函數(shù)。定義為：G=H–TS（△G=△H-T△S）化學(xué)反應(yīng)方向的判據(jù)為：在恒溫恒壓不做非體積功的情況下2、標(biāo)準(zhǔn)摩爾反應(yīng)吉氏函數(shù)△rGmθ的計(jì)算

對于化學(xué)反應(yīng)，把單位反應(yīng)進(jìn)度的反應(yīng)吉布斯函數(shù)稱為摩爾反應(yīng)吉布斯函數(shù)。（1）由標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成吉氏函數(shù)fGmθ計(jì)算反應(yīng)的rGmθaA+bBgG+hH對于化學(xué)反應(yīng)標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成吉氏函數(shù)：由最穩(wěn)定的單質(zhì)生成1mol物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾反應(yīng)吉氏函數(shù)稱為標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成吉氏函數(shù)。（2）由吉氏函數(shù)的定義式求摩爾反應(yīng)吉氏函數(shù)如果反應(yīng)是在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下進(jìn)行，有例：已知反應(yīng)N2(g)+3H2(g)=2NH3(g),計(jì)算573K時(shí)的rGmθ解：

N2(g)+3H2(g)=2NH3(g)00-45.9191.6130.7192.8=-91.8-573×(-198.1)×10-3=21.71kJ·mol-1在計(jì)算時(shí)必須注意：化學(xué)計(jì)量系數(shù)；物質(zhì)的聚集態(tài)。3、恒壓下溫度對反應(yīng)自發(fā)性的影響rGmθ(T)=rHmθ(T)-TrSmθ(T)

種類△Hθ△Sθ△Gθ討論1-+-在任何溫度下反應(yīng)都能自發(fā)2+-+在任何溫度下反應(yīng)都不能自發(fā)3++低溫+高溫-反應(yīng)只能在高溫下進(jìn)行4--低溫-高溫+反應(yīng)只能在低溫下進(jìn)行3例、已知反應(yīng)CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g)

（1）判斷在標(biāo)準(zhǔn)狀況下，1000K時(shí)的反應(yīng)方向；（2）計(jì)算在標(biāo)準(zhǔn)狀況下CaCO3分解的最低溫度。解（1）查附錄有：CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g)-634.9-393.5-1207.838.1213.888.0=179.4-1000×163.9×10-3=15.5kJ·mol-1>0所以在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下，1000K時(shí)CaCO3不分解。（2）在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下，要使CaCO3發(fā)生分解，必須rGmθ≤0，rHmθ

<TrSmθ由于rSmθ>0，所以：即：CaCO3的最低分解溫度為1094K。四個定律：熱力學(xué)第一、二、三定律，蓋斯定律一個公式：△G=△H-T△S四個熱力學(xué)函數(shù)：U、H、S、G在兩個方面的應(yīng)用：反應(yīng)熱：△rHmθ判斷化學(xué)反應(yīng)的方向：△rGmθ

第三章化學(xué)反應(yīng)的限度一、可逆反應(yīng)與化學(xué)平衡1、可逆反應(yīng)：在同一條件下，一個化學(xué)反應(yīng)既可以按反應(yīng)式從左向右進(jìn)行，也可以從右向左進(jìn)行的反應(yīng)。CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g)2、化學(xué)平衡

化學(xué)平衡的特征：動態(tài)平衡:CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g)在一定條件下，平衡狀態(tài)是在該反應(yīng)條件下，化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的最大限度?；瘜W(xué)平衡建立的前提條件：封閉體系、可逆反應(yīng)、恒溫二、平衡常數(shù)1、化學(xué)平衡定律

在一定溫度下化學(xué)反應(yīng)達(dá)到平衡時(shí)，產(chǎn)物濃度系數(shù)次冪的乘積除以反應(yīng)物濃度系數(shù)次冪的乘積為一常數(shù)，這個常數(shù)叫做平衡常數(shù)。這個關(guān)系稱為化學(xué)平衡定律。aA+bBgG+hHCO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g)

（2）

平衡常數(shù)的大小反映化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的程度，平衡常數(shù)愈大，反應(yīng)進(jìn)行的愈徹底。K的大小是反應(yīng)進(jìn)行程度的標(biāo)志。

（3）平衡常數(shù)與化學(xué)反應(yīng)的本性和溫度有關(guān)，對于吸熱反應(yīng)，溫度愈高，平衡常數(shù)愈大；對于放熱反應(yīng)，溫度愈高，平衡常數(shù)愈小。（1）對于給定的化學(xué)反應(yīng)，當(dāng)溫度一定時(shí)，K是一常數(shù)，與反應(yīng)中各物質(zhì)的起始濃度無關(guān)；2、平衡常數(shù)Kp、Kc與標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)Kθ的關(guān)系（1）Kp、Kc的關(guān)系aA+bBgG+hH（2）標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)：標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)又稱熱力學(xué)平衡常數(shù)用Kθ表示，可用下式表示：aA+bBgG+hH同理，對于理想氣體參與的反應(yīng)，有：3、書寫平衡常數(shù)應(yīng)注意的問題：（1）平衡常數(shù)表達(dá)式中各組分濃度必須為平衡濃度（或平衡分壓），產(chǎn)物在分子上，反應(yīng)物在分母，不要忘了計(jì)量系數(shù)為指數(shù)；（2）、對于同一化學(xué)反應(yīng)，反應(yīng)式的書寫方法不同，平衡常數(shù)表達(dá)式也不同，例如：N2(g)+3H2(g)2NH3(g)N2(g)+H2(g)NH3(g)（3）有純液體或純固體參與的反應(yīng)，在平衡常數(shù)表達(dá)式中，液體和固體不需要列出。2ZnS(s)+3O2(g)2ZnO(s)+2SO2(g)(4)既有氣體，又有溶液參加的反應(yīng)，其平衡常數(shù)表達(dá)式中，氣體用平衡分壓，溶液用平衡濃度列出。

Mg(s)+2H+(l)Mg2+(l)+H2(g)（5）在稀溶液中有水參與的反應(yīng)，由于水的濃度變化很小，濃度基本保持不變，所以水的濃度不列入K

θ

。

但在非水溶液中進(jìn)行的反應(yīng)，有水參與，水的濃度必須列入。4、運(yùn)用平衡常數(shù)進(jìn)行平衡濃度和理論平衡轉(zhuǎn)化率的計(jì)算（1）平衡轉(zhuǎn)化率的定義：（2）平衡常數(shù)、平衡濃度、理論轉(zhuǎn)化率的計(jì)算A、按已知條件列出化學(xué)方程式B、按指定反應(yīng)式的計(jì)量關(guān)系計(jì)算變化及平衡濃度；C、根據(jù)平衡常數(shù)的關(guān)系式列出計(jì)算方程式。例：在523K時(shí)，一個恒容容器內(nèi)1molPCl3和

1gCl2發(fā)生反應(yīng)。已知反應(yīng)平衡常數(shù)Kθ為3.03×10-4，計(jì)算100kPa，523K時(shí)PCl3的最大轉(zhuǎn)化率。道爾頓分壓定律（只適用于理想氣體）混合氣體中每一組分氣體的分壓力等于總壓乘以物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)PCl3(g)+Cl2(g)

PCl5(g)解：PCl3(g)+Cl2(g)PCl5(g)開始時(shí)物質(zhì)的量/mol10變化的物質(zhì)的量/mol-x+x平衡時(shí)物質(zhì)的量/mol1-x+x平衡時(shí)總物質(zhì)的量/mol例：反應(yīng)CO2（g）+H2(g)=CO(g)+H2O(g)在1123K下達(dá)平衡，標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)為1。若平衡時(shí)有60％的H2變成H2O，問起始時(shí)H2和CO2應(yīng)以怎樣的體積比混合？解：設(shè)起始狀態(tài)CO2和H2的物質(zhì)的量分別x、y。例：反應(yīng)CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g)在1100K時(shí)標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)為1.16，若將2.0molCaCO3置于10.0L密閉容器中加熱到1100K。問CaCO3的分解率是多少？PCl5(g)PCl3(g)+Cl2(g)K1θ

（1）P

(s)+Cl2(g)PCl3(g)K2θ

（2）P

(s)+Cl2(g)PCl5(g)K3θ

（3）三、多重平衡規(guī)則（3）式=（2）式-（1）式

如果一個反應(yīng)是若干個相關(guān)反應(yīng)之和，在相同的溫度下這個反應(yīng)的平衡常數(shù)就等于它們相關(guān)反應(yīng)的平衡常數(shù)之積，相反，一個反應(yīng)是另外兩個反應(yīng)之差，這個反應(yīng)的平衡常數(shù)就等于另外兩個反應(yīng)的平衡常數(shù)之商。這就是多重平衡規(guī)則。

當(dāng)某化學(xué)反應(yīng)的K難以測得，或從文獻(xiàn)中不能查出時(shí)，可利用多重平衡規(guī)則通過相關(guān)的其他化學(xué)反應(yīng)的K進(jìn)行間接計(jì)算。四、標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)與標(biāo)準(zhǔn)摩爾反應(yīng)吉布斯函數(shù)1、標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)與標(biāo)準(zhǔn)摩爾反應(yīng)吉布斯函數(shù)的關(guān)系對于理想氣體反應(yīng)：aA+bBgG+hH在恒溫恒壓下進(jìn)行，根據(jù)熱力學(xué)，有：令稱為壓力商若化學(xué)反應(yīng)達(dá)到平衡，有：rGm=0J=Kθ例：298K時(shí)，計(jì)算解：2、化學(xué)反應(yīng)等溫方程上式稱為化學(xué)反應(yīng)等溫方程式.J<Kθ時(shí)，rGm<0，反應(yīng)正向進(jìn)行J=Kθ時(shí)，rGm=0，反應(yīng)達(dá)到平衡J>Kθ時(shí)，rGm>0，反應(yīng)逆向進(jìn)行對于在溶液中進(jìn)行的反應(yīng)，類似地有：稱為濃度商解（1）Kθ>J，反應(yīng)能正向進(jìn)行例：反應(yīng)2H2(g)+O2(g)2H2O(g)在2000K的Kθ

=1.55×107（1）當(dāng)0.10pθ的H2(g)，0.10pθ的O2(g)和1.00pθ的H2O(g)混合時(shí)，試判斷混合氣體反應(yīng)的方向（2）當(dāng)H2(g)和O2(g)的分壓仍然是0.1pθ時(shí)，欲使反應(yīng)向相反的方向進(jìn)行，則水蒸氣的分壓最少需多少pθ

。（2）要使反應(yīng)逆向進(jìn)行，必須Kθ<J，設(shè)水蒸氣的分壓至少為xpθx

>124五、化學(xué)平衡的移動1、濃度對化學(xué)平衡的影響例：在1000C時(shí)，醋酸與乙醇發(fā)生酯化反應(yīng)

CH3COOH+C2H5OHCH3COOC2H5+H2O已知標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)Kθ=4.0求（1）醋酸和乙醇