无机及分析化学：第二章 化学热力学基础

第一节基本概念第二节热化学第三节化学反应的方向第四节化学反应的限度第二章

化学热力学基础

第二章第二章

化学热力学基础第二章Fe2O3(s)+3CO(g)→2Fe(s)+3CO2(g)热力学：研究自然界中各种能量相互转换过程中所遵循的规律的一门学科。化学热力学：用热力学的最基本原理来研究化学现象以及与化学有关的物理现象。化学热力学的主要内容：利用热力学第一定律计算变化中的热效应。利用热力学第二定律解决变化的方向和限度问题以及相平衡和化学平衡的有关问题。利用热力学第三定律计算规定熵的数值。第二章

化学热力学基础第二章热力学方法的特点：只研究大数量分子构成的宏观体系，只研究体系的宏观性质；只研究体系的始终态，这样就可以得到有用的数据和结论。热力学方法的局限性：它研究的是大量分子，只考虑变化前后的净结果，所以它不知道反应的机理、速率和微观性质，即只讲可能性，不讲现实性。第二章

化学热力学基础第二章一、体系和环境第一节基本概念体系（system）：将所研究的对象称为体系或系统。环境（surroundings）：体系以外与体系密切相关的，影响所能及的部分称为环境。（1）

敞开体系（opensystem）体系与环境之间既有物质交换，又有能量交换。体系的分类：第二章第一节一、体系和环境（2）

封闭体系（closedsystem）体系与环境之间没有物质交换，但有能量交换。（3）孤立体系（isolatedsystem）体系与环境之间既无物质交换，又无能量交换。第二章第一节状态(state)

：体系的物理性质和化学性质的综合表现称为体系的状态。状态函数(statefunction)：描述体系状态的物理量（如气体的p、V、T、n）二、状态和状态函数第二章第一节PVnT均为状态函数

二、状态和状态函数1.状态函数的分类

（1）广度性质（又称为容量性质）：

其数值与体系的物质的量成正比，具有加和性，如质量、体积、熵等。

（2）强度性质：它的数值取决于体系自身的特点，与体系的物质的量无关，不具有加和性，如温度、压力等。第二章第一节二、状态和状态函数2.状态函数的特征

（1）状态一定，状态函数值一定。（2）状态函数变化值只与体系的始、终态有关，与途径无关。（3）当体系恢复原来状态时，状态函数也恢复原来数值，即状态函数的变化值为零。（4）状态函数之间相互联系、制约。如pV=nRT。第二章第一节三、过程和途径第二章第一节过程（process)：当体系的状态发生变化时，我们把这种变化称为过程。例如：气体的液化化学反应固体的溶解途径(path)：完成这个过程的具体步骤三、过程和途径第二章第一节热力学中常用的五种基本过程：

（1）定温过程（isothermalprocess)：T始=T终=T环；（2）定压过程（isobaricprocess)：p始=p终=p环；（3）定容过程（isochoricprocess)：

V=0；（4）绝热过程（adiabaticprocess)：

Q=0；（5）循环过程：所有状态函数的变量等于零。

1.热（heat）

指体系与环境之间因温差而传递的能量，常用符号Q表示。

Q的取号：体系吸热，Q为正；体系放热，Q为负。四、热和功

2.功（work）

指除热以外，体系与环境之间传递的其它能量，用符号W表示。

W的取号：环境对体系作功，W为正；

体系对环境作功，W为负。

第二章第一节四、热和功功分为体积功(We=

pe

V

)和非体积功(W')第二章第一节热和功不是状态函数，其数值与变化途径有关。

体系内部能量的总和称为热力学能（内能），用符号U表示，单位为J或kJ。热力学能包括体系内分子和原子的动能（平动能、转动能、振动能）、分子间位能、电子的动能、电子间及电子与原子核之间的位能、原子核的核能等。热力学能是状态函数，其绝对值是无法确定，只能求出它的变化值。其变化值可由热和功或其它状态函数求得。五、热力学能第二章第一节五、热力学能第二章第一节W<0W>0internalenergy:U一、热力学第一定律

（lawofenergyconservationandtransformation）

第二节热化学

假设一个封闭体系从状态1变到状态2，变化过程中体系从环境吸热Q，同时环境对体系做功W，则体系热力学能的变化为：规定：体系吸收热量为“”值，放出热量为“”值。第二章第二节二、反应热化学反应热：只做体积功的体系，当发生反应后，使产物的温度回到反应前反应物时的温度（定温过程），体系放出或吸收的热量，称为化学反应热，简称反应热。热化学：测定化学反应热并研究其规律的科学。第二章第二节常见的反应热：定压反应热Qp

定容反应热QV1.定容反应热如果体系在（定温）定容过程中只做体积功，则：根据热力学第一定律：表明：只做体积功的定容过程，体系吸收的热等于热力学能的变化。

二、反应热第二章第二节二、反应热第二章第二节1.定容反应热2.定压反应热二、反应热如果体系在（定温）定压过程中只做体积功，则：根据热力学第一定律：第二章第二节二、反应热第二章第二节表明：只做体积功的体系在定压过程中吸收的热等于焓的变化。

定义：焓3.

定压反应热Qp与定容反应热QV的关系（体系

H

与

U的关系）二、反应热由焓定义有

n

指气体生成物与反应物总物质的量之差。若反应物和产物均为固或液态时，

(pV)0，则Qp

QV

第二章第二节若反应物或产物含有气态时

1mol的火箭燃料联氨N2H4(l)，在298.15K和定容条件下燃烧生成N2(g)和H2O(l)，总共放出662kJ的热量。求该反应的

H和

U。例题2-1解：由题意，反应为

N2H4(l)+O2(g)=N2(g)+2H2O(l)

定容条件下，该反应放热662kJ，即

QV

=

U=－662kJ

由公式

H=

U

+

nRT=

662+(1

1)

8.314

298.15

10-3=

662kJ第二章第二节若化学反应计量式为：x

的单位是mol1.反应进度

B称为化学计量数，对反应物取负值，对生成物取正值。

A=

a，

D=

d，

E=e，

F

=f

三、热化学方程式第二章第二节1.反应进度第二章第二节1.反应进度

同一反应，不同反应方程式，反应进度

不同例：

3.010.00

2.07.02.0第二章第二节1.反应进度关于反应进度需注意以下几点：（1）

的量纲是mol，

=1mol的意义。（2）

的数值表示反应进行的程度，与物质种类的选择无关。（3）

是按具体的反应方程式为单元来表示反应进行的程度，它与反应方程式的写法有关，与反应的平衡转化率无关。第二章第二节2．热化学方程式第二章第二节热化学方程式：

----------表示化学反应与其反应热关系的化学方程式

例：

在298.15K和100kPa时，1mol的H2(g)和0.5mol的O2(g)完全反应，生成了1mol的H2O(l)，放热285.83kJ，其热化学方程式可写成：H2(g)+½O2(g)=H2O(l)

2．热化学方程式第二章第二节焓的变化反应物和生成物都处于标准态反应（reaction）反应进度为1mol反应温度标准态的规定：①理想气体：温度T，（分）压力为pӨ时的状态。②纯液体或纯固体：温度T，压力pӨ下的纯液体或纯固体状态。③溶液中溶质：温度T时，压力pӨ下，溶质的质量摩尔浓度b=bӨ时的状态。bӨ

=1mol·kg

1（也可用cӨ

=1mol·L

1代替）2．热化学方程式书写规则：（1）用

rH和

rU分别表示定压反应热和定容反应热。（2）方程式中应该注明物态（g、l、s）、温度、压力

等，对于多种晶型的固体要注明其晶型。以aq代表水溶液,(aq，∞)代表无限稀释水溶液。（3）若不注明温度、压力，则表示温度为298.15K，压力为pӨ。第二章第二节2．热化学方程式对于热化学方程式要注意以下两点：

（1）反应进度为1mol，必须与所给反应的计量方程对应。反应方程式不同，显然焓变值会不同。

（2）逆反应的反应热与正反应的反应热数值相同而符号相反。第二章第二节例题2-2

在298.15K时，在弹式量热计（体积不变）中，将5.0g液态苯完全燃烧生成CO2(g)和H2O(l)，放热209.2kJ。计算该反应的和。解：第二章第二节第二章第二节四、化学反应热的计算

方法一：盖斯定律

方法二：利用标准摩尔生成焓

方法三：利用标准摩尔燃烧焓方法四：利用键能四、化学反应热的计算1.方法一：盖斯定律

1840年盖斯总结出：一个化学反应，不管是一步完成的，还是分几步完成的，其反应热相同。即反应热只与反应体系起始和终了状态有关，与变化途径无关。注意：必须要保持反应条件（如温度、压力等）不变。应用：可由已知的反应热计算出一些难于用实验方法测定的反应热。氧弹量热计中测定的是QV。第二章第二节例题2-3求C(石墨,s)和O2(g)生成CO(g)的反应热。已知298K、pӨ时：CO2(g)CO(g)+1/2O2(g)C(石墨,s)+O2(g)解：作图法第二章第二节例题2-3解：计算法第二章第二节求C(石墨,s)和O2(g)生成CO(g)的反应热。已知298K、pӨ时：2.标准摩尔生成焓

方法二：利用物质的标准摩尔生成焓（standardmolarenthalpyofformation）：第二章第二节在指定温度的标准状态下，由最稳定的单质生成1mol物质的反应热。所谓最稳定单质是指在298.15K时和标准压力下最稳定的单质。定义：2.标准摩尔生成焓第二章第二节例如，C：石墨（非金刚石），S：正交硫（非单斜硫）C(石墨)+O2(g)=CO2(g)规定，

最稳定的单质

fHmӨ

=0，在水溶液里H+的fHmӨ

=0关于生成焓的说明：

生成焓并非一个新概念，而只是一种特定的焓变物质焓的绝对值H无法测定，生成焓是相对值。有些可实验测得，有些要间接计算2.标准摩尔生成焓例如：在298.15K时反应焓变为：

第二章第二节2.标准摩尔生成焓第二章第二节2.标准摩尔生成焓第二章第二节利用标准摩尔生成焓求反应热的通式为：温度改变，改变，但是变化不大：例题2-4

计算298.15K、pӨ时，100gNH3燃烧反应的热效应。NH3的燃烧反应为：4NH3(g)+5O2(g)=4NO(g)+6H2O(g)解：

查表得，NH3(g)O2(g)NO(g)H2O(g)

fHm/(kJ·mol1)45.9091.3241.8

rHm=491.3+6(241.8)4(45.9)=902.0kJ·mol-1

计算表明上式反应在

=1mol时放热为902.0kJ，即4molNH3完全燃烧放出热902.0kJ，所以100gNH3燃烧的热量为第二章第二节3.标准摩尔燃烧焓方法三：利用标准摩尔燃烧焓（Standardmolarenthalpyofcombustion）：稳定产物通常规定为：第二章第二节在反应温度及标准压力下，1mol物质在O2(g)中完全燃烧生成稳定产物时的反应热定义：3.标准摩尔燃烧焓例如：在298.15K及标准压力下：根据标准摩尔生成焓的定义可知利用标准摩尔燃烧焓求反应热的通式为：第二章第二节例题2-5

已知乙醇的标准摩尔燃烧焓为1366.95kJ·mol1，求乙醇的标准摩尔生成焓。已知解：第二章第二节一、化学反应的自发性

自发过程（反应）：就是在一定条件下，不需要外力帮助就能自动发生的过程（反应）。例如：（1）热量总是自发地由高温物体流向低温物体；（2）溶液总是由高浓度向低浓度扩散；（3）常温常压下，甲烷可以燃烧生成CO2和水；（4）将Zn片放入CuSO4溶液中的反应。

第二章第三节第三节化学反应的方向第三节化学反应的方向第二章第三节自发过程（反应）的特征是：一切自发过程都有一定的变化方向（即总是沿单方向进行）和限度（进行的最大限度是体系达到平衡）。究竟是什么因素决定着自发过程的方向呢？(2)冰在常温下的融化过程；

KCl等盐类的晶体在水中的溶解；NH4Cl(s)在大于621K温度时分解为NH3(g)和HCl(g)的反应。

第二章第三节一、化学反应的自发性一、化学反应的自发性第二章第三节决定着反应自发方向的因素有两个：

是能量变化，即体系趋向于能量最低；是混乱度的变化，即体系将趋向于最高混乱度。二、熵（S）1.熵与标准摩尔熵

体系的混乱度用热力学函数熵(S)来描述。体系越混乱，熵值越大。S是状态函数，单位：J·K1，其变化量与途径无关。

热力学第三定律：在热力学温度0K时，任何纯物质的完美晶体的熵值都等于0。任何纯物质从温度0K升温到TK时的熵变为：

S=ST－S0=ST

ST为该物质在温度TK时的熵值，称为规定熵或绝对熵。第二章第三节二、熵（S）第二章第三节ST=ST–S0=S0KS0TKST1.熵与标准摩尔熵标准摩尔熵的规律：●同一物质，298.15K时

在标准状态下，1mol物质的熵值称为该物质的标准摩尔熵，用符号表示。（单位：J·mol1·K1)。●相对分子质量相近，分子结构复杂的，大：●结构相似，随相对分子质量增大而增大：●同一物质，温度越高，其熵值越大。

第二章第三节1.熵与标准摩尔熵第二章第三节

单质的标准摩尔熵不等于零化合物的标准摩尔熵不是由单质生成化合物的熵变物质的标准摩尔熵是绝对值而不是相对值水合离子的标准摩尔熵是相对值，是以水合H+为标准注意：2.熵变的计算（1）化学反应的熵变

化学反应的熵变可由物质的求得：第二章第三节物质的熵值与温度有关，但是一个反应的熵变与温度关系不大，即：2.熵变的计算第二章第三节（2）等温可逆过程体系熵变的计算：R：可逆过程，QR：可逆过程的热效应，T：体系热力学温度。（3）等温过程环境熵变的计算：2.熵变的计算第二章第三节可逆过程：从始态到终态的过程中，无限增加中间过程，即分为无限多的步骤完成，而每一步都接近平衡，是对平衡态的微扰，这一理想的变化过程无限缓慢，在热力学中称为可逆过程。三、热力学第二定律

在孤立体系中，自发过程使体系的熵值增加，处于平衡状态时体系的熵值达到最大，而使体系熵值减小的过程是不可能发生的。此规律称熵增原理，也称热力学第二定律。即

S孤立>0自发过程

S孤立=0平衡过程

S孤立<0非自发过程第二章第三节定义：三、热力学第二定律第二章第三节

实际上，真正的孤立体系是不存在的，通常把体系和环境合并为一个孤立体系，有：

S体+S环>0自发过程

S体+S环=0平衡过程

S体+S环<0非自发过程例题2-6解：

在298.15K时，反应NH3(g)+HCl(g)=NH4Cl(s)

已知/(J·K1·mol1)

192.8186.894.6

/(kJ·mol1)45.992.3314.4求体系的和环境的

，并判断反应是否自发。所以，反应是自发进行的。第二章第三节定温定压过程是指满足下列条件的过程：

T1=T2=T环=常数

p1=p2=p环=常数且Q体=

Q环，若讨论体系不做非体积功，Q体=

H

S环=Q环/T环

=Q体/T体

=H体/T体四、吉布斯自由能和反应方向判据1.吉布斯自由能

自发过程必须满足：S体

+S环

>0因而有S体

H体/T体>0，即T体

S体

H体>0第二章第三节

H

T

S<01.吉布斯自由能

∵

H

T

S=(H2

H1)

T(S2

S1)=(H2

T2S2)

(H1

T1S1)<0令G=H

TS

G称吉布斯自由能，也是一个状态函数。

H

T

S=G2

G1=

G

∴

G<0（自发）第二章第三节1.吉布斯自由能第二章第三节吉布斯-赫姆霍兹(Gibbs-Helmholtz)方程式在定温定压下，且不做非体积功（封闭体系）：

G<0，自发过程

G=0，平衡过程

G>0，非自发过程

G

=

G2

G1=

H

T

S1.吉布斯自由能

定温定压的自发过程，其体系都具有对环境做非体积功的能力，途径不同做功不同，但其中必定有一个最大功。如，

CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(l)=

890.31kJ·mol

1

第二章第三节

1mol甲烷燃烧反应在内燃机中进行,功为100~200kJ，而在燃料电池中进行则可达700kJ，但反应不管在何种途径下进行，298.15K及100kPa下燃烧1mol甲烷所得到的非体积功都不可能超过890.3kJ（可逆过程）。2.标准摩尔生成吉布斯自由能

在标准状态及反应温度时，由最稳定的单质生成1mol物质的Gibbs自由能变，称为该物质的标准摩尔生成Gibbs自由能，用下述符号表示：规定：在指定温度状态下，元素最稳定单质的标准摩尔生成Gibbs自由能值为零。所以生成Gibbs自由能仅是个相对值。第二章第三节2.标准摩尔生成吉布斯自由能

受温度影响较大，有时甚至会改变的符号。

例如，CaCO3分解反应：

第二章第三节

根据计算，可以由此判断反应的自发性。但自发进行不一定表示反应可以顺利进行，如：

3.Gibbs-Helmholtz公式的应用

一般来说，反应物和生成物的和随温度的变化而变化，但和却随温度的变不大，在一定温度范围内可视为常数。由吉布斯-赫姆霍兹公式求得其它温度条件下的：

若在非标准状态下：第二章第三节3.Gibbs-Helmholtz公式的应用

由吉布斯-赫姆霍兹关系式可得到以下四种情况：

过程（1）++T升高时有利值变“

”

T高利于自发进行（2）+

任何T时，值为“+”不可能自发（3）

+任何T时，值为“

”始终自发（4）

T降低时有利值变“

”

T低利于自发进行对于（1）和（4）两种情况，我们可通过改变温度条件让过程或反应按不同方向进行。第二章第三节例题2-7已知298.15K时C2H5OH(l)===C2H5OH(g)/J·K1·mol1160.7281.6/kJ·mol1277.6234.8

求：（1）在298.15K和标准态下，C2H5OH(l)能否自发转变成C2H5OH(g)？（2）在373K和标准态下，C2H5OH(l)能否自发转变成C2H5OH(g)？（3）估计乙醇的沸点。

解：故不能自发转变。第二章第三节例题2-7已知298.15K时C2H5OH(l)===C2H5OH(g)/J·K1·mol1160.7281.6/kJ·mol1277.6234.8

求：（1）在298.15K和标准态下，C2H5OH(l)能否自发转变成C2H5OH(g)？（2）在373K和标准态下，C2H5OH(l)能否自发转变成C2H5OH(g)？（3）估计乙醇的沸点。

解：故能自发转变。第二章第三节例题2-8解：查表并将数据代入有关公式：

通过计算说明反应CaCO3(s)=CaO(s)

+CO2(g)自发进行的最低温度。第二章第三节例题2-8解：

通过计算说明反应CaCO3(s)=CaO(s)

+CO2(g)自发进行的最低温度。第二章第三节一、化学反应定温式及其应用第四节化学反应的限度定温定压下，热力学证明

rGm与存在下列关系：对于溶液反应对于任意气相反应第二章第四节令或（范德霍夫（Van’tHoff）化学反应定温式）一、化学反应定温式及其应用第二章第四节

在2000℃时，反应判断在下列条件下反应进行的方向：（1）p(N2)=82.1kPa，p(O2)=82.1kPa，p(NO)=1.0kPa；（2）p(N2)=2.0kPa，p(O2)=5.1kPa，p(NO)=4.1kPa。例题2-9解：第二章第四节

在2000℃时，反应

N2(g)+O2(g)=2NO(g)=43.51kJ·mol

1判断在下列条件下反应进行的方向：（1）p(N2)=82.1kPa，p(O2)=82.1kPa，p(NO)=1.0kPa；（2）p(N2)=2.0kPa，p(O2)=5.1kPa，p(NO)=4.1kPa。例题2-9解：第二章第四节二、化学平衡1．可逆反应与化学平衡在同一条件下，既能正向又能逆向进行的反应称为可逆反应。如

第二章第四节例如：H2O(g)+CO(g)

H2(g)+CO2(g)二、化学平衡第二章第四节正逆反应的速率相等各物质的量保持不变二、化学平衡第二章第四节化学平衡具有以下特征：

①动态平衡，正、逆反应还在进行，但速率相等。②是反应在一定条件下所能达到的最大限度。③化学平衡是有条件的，条件改变，平衡改变。在一定条件下，无论反应是从正向还是逆向开始，反应都可以到达平衡。二、化学平衡旧的平衡破坏了，又会建立起新的平衡。第二章第四节2．化学平衡常数（1）标准平衡常数

当反应达到平衡时，

rGm

=0，则有：或第二章第四节2．化学平衡常数液相反应气相反应或则平衡状态时的反应商称为标准平衡常数，用符号

Ө表示。

第二章第四节例题2-10解：

298.15K时，反应的标准平衡常数为3.2。若反应前c(Ag+)=c(Fe2+)=0.10mol·L

1，计算反应达到平衡时各离子的浓度及Ag+(aq)的转化率。

设平衡时c(Fe3+)为xmol·L

1，则

Ag+(aq)

+Fe2+(aq)

=Ag(s)

+Fe3+(aq)起始物质

0.100.100平衡浓度

0.10

x0.10

x

x第二章第四节例题2-10解：得x=0.020

mol·L

1所以，

c(Fe3+)=0.020mol·L

1c(Fe2+)=0.080mol·L

1

c(Ag+)=0.080mol·L

1

第二章第四节

298.15K时，反应的标准平衡常数为3.2。若反应前c(Ag+)=c(Fe2+)=0.10mol·L

1，计算反应达到平衡时各离子的浓度及Ag+(aq)的转化率。2．化学平衡常数（2）标准平衡常数的列式和多重平衡规则①标准平衡常数表达式要与其化学反应计量方程式相对应。例如：第二章第四节2．化学平衡常数

②对于复相反应，因为纯固体、纯液体的浓度视为常数，所以在标准平衡常数表达式中不必列出。例如：

③

在稀溶液中进行的反应，由于溶剂是大量的，溶剂的浓度可视为常数而不必列入标准平衡常数表达式中。例如：第二章第四节2．化学平衡常数

④多重平衡规则：如果某一化学反应可由两个或几个化学反应相加得到，则该反应的平衡常数等于各反应的标准平衡常数的乘积（注：相同温度！），如某反应N=反应1+反应2+······+反应i，则：第二章第四节

如果某一化学反应可由两个化学反应相减得到，则该反应的平衡常数等于两个反应的平衡常数之商，如某反应N=反应1

反应2，则：三、化学平衡的移动

对于在一定温度下达平衡的任意反应：第二章第四节三、化学平衡的移动第二章第四节1．浓度对化学平衡移动的影响当Q/KӨ

=1时，Q=KӨ，

rGm=0，反应达平衡状态；当增加反应物浓度或减少生成物浓度时，则Q

KӨ

，

rGm

0，反应正向移动；当增加生成物浓度或减少反应物浓度时，则Q

KӨ

，

rGm

0，反应逆向移动。例题2-11解：

已知某温度时，反应

的标准平衡常数为4.00。若反应体系中

c(C2H5OH)=c(CH3COOH)=2.50mol·L

1，c(CH3COOC2H5)=5.00mol·L

1c(H2O)=0.50mol·L

1，问：此时反应向何方进行？第二章第四节2．压力对化学平衡移动的影响（1）改变体系的体积以改变体系的总压力对任意气相反应平衡时有第二章第四节

当反应体系的体积被压缩至原来的1/x（x

1）时，则体系的总压力增加至原来的x倍，体系中各组分的分压也相应增加至原来的x倍，此时反应商为2．压力对化学平衡移动的影响第二章第四节2．压力对化学平衡移动的影响同理可知，当增大体系的体积以减小总压力时，平衡移动的方向与上述情况恰恰相反。

①当

B

0时，，

rGm

0，平衡逆向移动，即向气体分子数减小的方向移动。②当

B

0时，，

rGm

0，平衡正向移动，即向气体分子数减少的方向移动。③当

B

=0时，，

rGm

=0，平衡不发生移动。第二章第四节例题2-12解：

在308K和100kPa下，某容器中反应

达平衡时，各物质的分压分别为p(N2O4)=58kPa，

p(NO2)=43kPa。计算：上述反应体系的压力增大到200kPa时，平衡将向何方移动？

压力增加一倍时，

p(N2O4)=2

58kPa=116kPap(NO2)=2

43kPa=86kPa第二章第四节例题2-12解：第二章第四节

在308K和100kPa下，某容器中反应

达平衡时，各物质的分压分别为p(N2O4)=58kPa，

p(NO2)=43kPa。计算：上述反应体系的压力增大到200kPa时，平衡将向何方移动？2．压力对化学平衡移动的影响（2）加入惰性气体

①在定温定容下，向已达平衡的反应体系中加入惰性气体：体系的总压力增加，各组分的分压不变，

∴

Q=

Ө

，平衡不移动。

②在定温定压下，向已达平衡的反应体系中加入惰性气体：总压力不变，体系的体积增大，各组分的分压下降，平衡将向气体分子数增加的方向移动。对于

B

0的反应，平衡正向移动；对于

B

0的反应，平衡逆向移动。第二章第四节3．温度对化学平衡移动的影响

温度对化学平衡移动的影响规律，可以通过化学热力学的公式导出。对任一指定的化学平衡体系，有第二章第四节3．温度对化学平衡移动的影响

设反应在温度T1和T2时，标准平衡常数分别为和，

则：第二章第四节3．温度对化学平衡移动的影响

总结浓度、压力和温度对化学平衡移动的影响，可以得出一个结论：如果改变平衡体系的条件之一（如浓度、压力或温度），平衡就会向减弱这种改变的方向移动。这一规律称为化学平衡移动原理，又称为LeChateloer

原理。第二章第四节作业P512-6P-522-132-15P-532-22P-542-292-32第二章

一、选择题

1．25℃时，NaCl在水中的溶解度约为6mol·L1，若在1升水中加入1molNaCl，则其溶解的过程为：

A．

G>0，

S>0B．

G<0，

S>0C．

G>0，

S<0D．

G<0，

S<02．下列反应中哪一个的熵值变化最大：

A．C(s)+O2(g)=CO2(g)B．2SO2(g)+O2(g)=2SO3(g)C．CaSO4(s)+2H2O(l)=CaSO4·2H2O(s)D．3H2(g)+N2(g)=2NH3(g)习题第二章

3．反应

CaO(s)+H2O(l)=Ca(OH)2(s)

在25℃时是自发的，其逆反应在高温下变为自发，这意味：

A．

H为+，

S为+B．

H为+，

S为

C．

H为

，

S为

D．

H为

，

S为+4．AgCl(s)的为

110.4kJ·mol1，反应

2AgCl(s)=2Ag(s)+Cl2(g)的为：

A．

110.4

2kJ·mol1B．

110.4kJ·mol1C．+110.4kJ·mol1

D．+110.4

2kJ·mol1习题第二章习题

5．对于放热反应H2(g)+1/2O2(g)=H2O(g)，Qp与QV关系是：

A．Qp

=QVB．Qp

>QVC．Qp

<QV

D．无法判断

6．已知下列数据：

A+B=C+D

=

10kJ·mol1

，

C+D=E

=5kJ·mol1

，则反应A+B=E的

为：

A．+5kJ·mol1B．

5kJ·mol1

C．

15kJ·mol1D．+15kJ·mol1

第二章

7．已知反应2Al(s)+Fe2O3(s)=2Fe(s)+Al2O3(s)，标准状态下的等压热效应Qp=

847.6kJ·mol

1，如果实验测定反应放热7588kJ，则生成的铁为：

A．9molB．10.0kgC．1.0kgD．无法计算

习题第二章8．下列反应中，C2H5OH(1)的标准生成焓(热)与化学反应的焓变相等的