医用基础化学5热力学.ppt

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1、第5章 化学热力学基础,Chemical Thermodynamics,第5章 化学热力学基础,指定条件下能否发生反应？反应可以进行到什么程度？反应中能量变化如何？,化学热力学是应用热力学的基本原理研究化学反应的物质转变规律和能量转变规律的一门科学,化学热力学的研究内容,5.1 基本概念和术语,5.1.1 体系和环境体系：研究的对象。环境：体系以外并且与体系密切相关的部分。热力学体系分类：,5.1 基本概念和术语,二、状态、状态函数和过程1.状态：即体系的存在形式，或体系的样子。体系的状态是体系全部性质（物理性质和化学性质）的综合体现。2.状态函数：要知道体系处于什么状态，就需要用一些宏观物理

2、量如体积V、温度T、压力p、质量m、物质的量n 等对体系的状态进行描述和规定。这些宏观物理量称为体系的状态函数，又称为状态性质。这些性质都是宏观的物理量。当这些函数都具有确定的量值而且不随时间而变化时，体系就处在一定的状态。,5.1 基本概念和术语,当体系的状态发生了变化时，则体系必定有某些状态函数的值发生了改变。同样，只要体系有某个状态函数发生了改变，则体系的状态必然发生了变化。体系的各种状态函数之间是相互联系的，即相互之间存在函数关系。例如 理想气体的p、V、n、T之间就存在关系式pV=nRT 因此在描述体系的状态时，并不需要将体系所有状态函数的值均列出来。,5.1 基本概念和术语,3.过

3、程体系从一种状态变化到另一种状态的经历称为过程。始态 过程的起始状态。终态 过程的终止状态。（1）等温过程(恒温过程）:T=0 T始态=T终态=T环境 T环境在过程中恒定不变（2）等压过程:p=0 p始态=p终态=p环境 p环境在过程中恒定不变（3）等容过程:V=0 V始态=V终态 V在过程中恒定不变,过程进行的具体方式是多种多样的。每一种具体方式称为一种途径。,5.1 基本概念和术语,始态状态1T1,P1,终态状态2T2,P2,途径二先变压，后变温,途径一先变温，后变压,从一个状态变化到另一状态有多种途径,5.1 基本概念和术语,状态函数的特性：体系的状态一定，状态函数的量值就一定。体系的状

4、态改变，状态函数的量值可能改变，但状态函数的变化值只取决于始态和终态，而与变化过程无关。TT2 T1,5.1 基本概念和术语,热和功是体系在发生某一过程时与环境之间交换能量的两种不同形式。5.1.3 热与功热(Q)：体系和环境之间由于温度差而交换的能量形式。功(W)：体系和环境之间除了热以外的一切能量交换形式。,5.1 基本概念和术语,3.热力学规定：体系向环境放热，Q 0；体系对环境作功，W 0(环境对体系作功)要点：使体系能量升高为正,5.1 基本概念和术语,4.体积功和非体积功W总=W体+WW体：体积功或膨胀功，W：非体积功,体积功计算:W 体=-Fl=-p外Al=-p外V,5.Q,W

5、均不是状态函数。,5.1 基本概念和术语,化学反应式 d D+e E=g G+h H,0=d D e E+g G+h H,或,5.1.4 反应进度 1.化学计量数,式中，d，e，g，h即B称为所给化学反应式中各物质的化学计量数,5.1 基本概念和术语,2.反应进度：化学反应 d D+e E=g G+h H反应过程中，从反应开始到某一时刻，各物质的变化量nB 之间的关系为,称为化学反应进度，单位 mol。简称反应进度。,5.1 基本概念和术语,例5-1 10.0molH2和5.0molN2在合成塔中混合后经过一定时间，反应生成2.0molNH3，反应式可写成如下两种形式：(1)N2+3H2=2N

6、H3(2)1/2 N2+3/2 H2=NH3 分别按(1)和(2)两种方程式求算此反应的。,5.1 基本概念和术语,解：反应在不同时刻各物质的量（mol）为：n(N2)n(H2)n(NH3)t=0=0 时 5.0 10.0 0 t=t=时 4.0 7.0 2.0 按方程式(1)N2+3H2=2NH3求：,5.1 基本概念和术语,按方程式(2)1/2 N2+3/2 H2=NH3求：,5.1 基本概念和术语,结论：对于同一反 应方程式，的值与选择何种物质来求算无关。反应式写法不同，或者说化学反应的基本单元定义不同，反应进度也不同。注意：计算 时必须写出具体的反应方程式。,5.2 化学反应热,5.2

7、.1 热力学能和焓1.热力学能：（内能U）体系内部能量的总和。包括：平动能；振动能；转动能；势能；核能等。单位是J或kJ特点：内能是状态函数：状态一定，U一定。因微观粒子运动复杂性，内能的绝对值无法确定。体系从状态1变化到状态2的热力学能的变化量U=U 2 U 1 U 称为热力学能变，很容易测定。,5.2 化学反应热,5.2.1 热力学能和焓2.焓定义 H=U+pV H称作焓，单位J、kJ。焓H是由几个状态函数组合而成的，因此焓H也是一个状态函数。焓的绝对值也无法测定。体系从状态1变化到状态2的焓的变化量H=H 2 H 1 H 称为焓变，可以测定。,5.2 化学反应热,根据焓的定义，有H=H

8、2 H 1=(U+pV)2(U+pV)1=（U 2 U 1）+（p2V2 p1V1）=U+(pV)对于等压过程，有H=U+pV对于指定的始终态，U和H是定值，与过程的具体途径无关。,5.2 化学反应热,5.2.2 热力学第一定律 1.热力学第一定律：自然界的一切物质都具有能量，能量有各种不同的形式，并可以从一种形式转化为另一种形式，在转化过程中，能量的总值是恒定不变的。U=U2-U1=Q+WU是状态函数，Q、W不是状态函数只要始态和终态一定，不同过程的Q或 W的数值可以不同，但 QW，与U一样。,5.2 化学反应热,2.等容热：若等容过程(即V=0)，体系不做非体积功，则U=QV+W=QV-p

9、V=QvQv表示等容反应热。即等容反应热等于体系的内能变化。体系内能的绝对值无法确定，但它的改变量可以用等容反应热来量度。,5.2 化学反应热,3.等压热等压、不做非体积功条件下U=Qp+W=Qp p外V 或 Qp=U+p外V式中，Qp 表示等压反应热。因为等压过程 p1=p2=p外，Qp=U+pV所以 H=QpH 0 表示反应是吸热反应；H 0 表示反应是放热反应,5.2 化学反应热,5.2.3 化学反应热1.反应热：在不作非体积功的等温等压或等温等容条件下，体系在化学反应过程中与环境交换的热称为化学反应热，简称反应热。其中在等压条件下的反应热称为等压反应热；在等容条件下的反应热称为等容反应

10、热。,5.2 化学反应热,2.等压反应热rH=QprH称为反应的焓变，又称反应焓。体系在反应过程中状态函数的改变值通常用rZ来表示，下标“r”表示化学反应。H 0 表示反应是吸热反应；H 0 表示反应是放热反应。3.等容反应热rU=QvrU称为反应热力学能变，或反应内能变。,5.2 化学反应热,说明：因为化学反应通常在等温等压下，封闭体系中进行，又不做非体积功。一般rH=Qp因此，用得最多的是等压反应热，通常反应热就指的是等压反应热。,5.2 化学反应热,5.2.4 热化学方程式 表示化学反应与反应热关系的方程式。,5.2 化学反应热,的含义 H：等压反应热(或焓变)，r：表示反应(react

11、ion)；m：表示反应进度为1mol的反应热；与方程式写法有关；T：反应温度；温度为298.15K时可省略；：表示标准态，即此反应热是在标准状态下的数值,物质所处的状态不同，反应热效应的大小也不同。,5.2 化学反应热,标准态：在温度T和标准压力p(100kPa)下物质的状态。气体：压力（分压）为标准压力的理想气体；纯液体(或纯固体)：标准压力下的纯液体(或纯固体)。溶液：标准压力下，溶质浓度为1molL-1 或 质量摩尔浓度为1molkg-1的理想稀溶液。标准态未指定温度。IUPAC推荐298.15K为参考温度。,5.2 化学反应热,热化学方程式的正确书写：必须写出完整的化学反应计量方程式。

12、要标明参与反应的各种物质的状态，用g，l和s分别表示气态、液态和固态，用aq表示水溶液(aqueous solution)。如固体有不同晶型，还要指明是什么晶型。要标明温度和压力。298.15K下进行的反应可不标明温度。标态下要用上标“”。要标明相应的反应热。,5.2 化学反应热,5.2.5 Hess定律 1.Hess定律：化学反应热只决定于体系的始态和终态，与反应是一步还是分几步完成无关。意义：预言尚不能实现的化学反应的反应热。计算实验测量有困难的化学反应的反应热。,5.2 化学反应热,2.由已知的热化学方程式计算反应热例 已知在298.15K下，下列反应的标准摩尔焓变C(gra)+O2(g

13、)=CO2(g)CO(g)+O2(g)=CO2(g)求：(3)C(gra)+O2(g)=CO(g)的。,5.2 化学反应热,解：C(gra)+O2(g)CO2(g),=（-393.5)-(-282.99)=-110.51 kJmol-1,CO(g)+O2(g),（3）,（2）,(1),5.2 化学反应热,Hess定律可以看成是“热化学方程式的代数加减法”：反应方程式相加减，则反应热相加减。C(gra)+O2(g)=CO2(g)CO(g)+O2(g)=CO2(g)C(gra)+O2(g)=CO(g)反应(3)反应(1)-反应(2),5.2 化学反应热,“同类项”(即物质和它的状态均相同)可以合并

14、、消去。移项后要改变相应物质的化学计量系数的符号。若反应式乘以系数，则反应热也要乘以相应的系数。即反应式之间存在关系a(1)+b(2)=c(3)，则反应热存在关系为,5.2 化学反应热,例 在金属冶炼中CO常常被用来使金属氧化物还原，从而得到金属单质。如下反应：（l）Fe2O3+3CO（g）=2Fe（s）+3CO2（g）=-26.7 kJmol-1 己知(2)CO（g）+1/2 O2(g)=CO2（g）=-283.0 kJmol-1求(3)2Fe（s）+3/2O2(g)=Fe2O3(s)的=?解 考察各热化学方程式知：3(2)-(1)即可得热化学方程式（3），所以=3-=-822.3 kJmo

15、l-1,5.2 化学反应热,5.2.6 标准摩尔生成焓1.物质B的标准摩尔生成焓：标准状态下由稳定单质生成1mol物质B时的焓变。符号：f Hm 单位：kJ mol-1规定：稳定单质的f Hm为零。如碳的稳定单质指定是石墨而不是金刚石。例：Ag(s)+1/2Cl2(g)AgCl(s),rHm=-127 kJmol-1f Hm(AgCl(s)=rHm=-127 kJmol-1,5.2 化学反应热,2.由标准摩尔生成焓计算反应热化学反应 d D+e E=g G+h H,反应物,产物,最稳定单质,5.2 化学反应热,5.2 化学反应热,例：试用标准摩尔生成焓计算其标准摩尔反应热 C6H12O6(s)

16、+6O2(g)6CO2(g)+6H2O(l)解：查表得:f HmC6H12O6(s)=-1274.5 kJmol-1 f HmCO2(g)=-393.51kJmol-1 f HmH2O(l)=-285.83 kJmol-1 rHm=6 f HmCO2(g)+6f HmH2O(l)-f HmC6H12O6(s)-6f HmO2(g)=-2801.6 KJmol-1,5.3 化学反应的方向和限度,自发过程1.自发过程(spontaneous process)：不需要任何外力推动就能自动进行的过程。如为化学反应过程则称为自发反应。非自发过程：需要外力才能进行的过程。如果环境不对体系作非体积功，非自发

17、过程是不可能进行的。,5.3 化学反应的方向和限度,状态2,状态1,自发过程,非自发过程,d D+e E g G+h H,自发反应,非自发反应,2.基本特征：1）单向性：自动地向一个方向进行，不会自动地逆向进行。,5.3 化学反应的方向和限度,高处水,低处水,高温物体,低温物体,高压气体,低压气体,Zn+CuSO4,Cu+ZnSO4,自发流动,抽水机,自发传热,致冷机,自发流动,压缩机,自发反应,电解,5.3 化学反应的方向和限度,高处水,低处水,高温物体,低温物体,高压气体,低压气体,Zn+CuSO4,Cu+ZnSO4,自发流动,推动水轮机做功,自发传热,推动热机做功,自发流动,推动风车做功

18、,自发反应,设计电池做功,2）具有作功的能力：作功能力实际上是过程自发性大小的一种量度。,5.3 化学反应的方向和限度,3）有一定的限度：进行到平衡状态时宏观上就不再继续进行。自发过程的终态都是平衡态，平衡态就是自发过程的限度，当体系达到平衡态时，自发过程就终止。化学平衡就是自发反应的限度，当反应体系达到化学平衡时，自发反应就终止。,正逆反应速率相等达平衡,5.3 化学反应的方向和限度,高处水,低处水,高温物体,低温物体,高压气体,低压气体,Zn+CuSO4,Cu+ZnSO4,流动终止达平衡,传热终止达平衡,流动终止达平衡,3.决定过程方向的因素（1）反应热效应:化学反应自发进行推动力之一。（

19、2）混乱度增大:也是自发过程的重要推动力。吸热反应(即H0)也有自发进行的，例如KNO3溶于水的过程CoCl26H2O(s)+6SOCl2(l)=CoCl2(s)+6SO2(g)+12HCl(g)N2O4(g)=2NO2(g)CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g)(大约850以上),5.3 化学反应的方向和限度,5.3 化学反应的方向和限度,5.3.2 体系的熵1.熵(entropy)：体系混乱度的量度。符号：S。熵是状态函数。体系的混乱度越大，熵值越大。（1）体系内的微粒数越多，混乱度越大。例：在相同的条件下，2mol氧气的混乱度比 1mol氧气的混乱度大。（2）微粒的结构越复杂，混乱

20、度越大。例：在相同的条件下，1mol二氧化碳气体的 混乱度比1mol氧气的混乱度大。,5.3 化学反应的方向和限度,(3)混合在一起的微粒种类越多，混乱度越大。纯物质混合成混合物的过程是混乱度增加的过程。(4)同一物质的不同聚集态中，气态混乱度最大，液态次之，固态混乱度最小。(5)同一物质，温度越高，混乱度越大。(6)同一物质，体积越大，混乱度越大。,5.3 化学反应的方向和限度,2.化学反应熵变的计算(1)热力学第三定律“热力学温度0K时，任何纯物质的完整晶体的熵值为零”。（2）规定熵 以T=0K时，S=0为比较标准而求算出的熵值。标准摩尔熵(standard molar entropy)：

21、在标准状态下1mol物质的规定熵。符号：Sm，单位：JK-1mol-1。各物质数据有手册可查。,5.3 化学反应的方向和限度,Sm的变化规律：同一物质的不同聚集态，Sm(气态)Sm(液态)Sm(固态)对于同一种聚集态的同类型分子，复杂分子比简单分子的Sm值大，如 Sm(CH4,g)Sm(C2H6,g)Sm(C3H8,g)对同一种物质，温度升高，熵值加大。,5.3 化学反应的方向和限度,（3）熵变（S）的计算 由Sm计算r Sm r Sm 为反应进度为1mol时，反应的熵改变值。化学反应 d D+e E=g G+h H,5.3 化学反应的方向和限度,5.3.3 Gibbs自由能1.Gibbs自由

22、能 定义 G=H TSG为状态函数，单位为J或kJ。其绝对值无法求得。但可计算体系从一个状态变到另一状态的改变值G。2.Gibbs方程等温过程 G=G2-G1=(H2-TS2)-(H1-TS1)=(H2-H1)-T(S2-S1)化学反应自发性的两个因素：能量(H)及混乱度(S)完美地统一起来。,G=H-TS,5.3 化学反应的方向和限度,5.3.4 自发过程的Gibbs自由能判据,G 0 自发过程 从状态1变化到状态2自发，从状态2变化到状态1非自发。G 0 非自发过程 从状态1变化到状态2非自发，从状态2变化到状态1自发。G 0 体系达到平衡 状态1与状态2平衡,状态1(G1),状态2(G2

23、),等温等压,5.3 化学反应的方向和限度,自发过程的Gibbs自由能判据,G 0 自发过程G 0 非自发过程G 0 体系达到平衡,(1)此判据只能用于等温等压过程（包括化学反应）(2)在等温等压且没有非体积功的条件下，G 0的过程不可能发生。(3)Gibbs自由能判据是以热力学第二定律为依据得出的结论，是绝对可靠的。,5.3 化学反应的方向和限度,对于化学反应式 d D+e E=g G+h H,rGm 0 正向反应自发进行rGm 0 逆向反应自发进行rGm 0 反应达到平衡,最小自由能原理：等温等压下化学反应总是自发地朝着体系Gibbs自由能减小的方向进行。当r Gm=0 时，反应达到平衡，

24、体系的G降低到最小值。,5.3 化学反应的方向和限度,由Gibbs方程G=H-TS,第三种情况到温度达到某一值时必有G=0，此时Teq=H/S,5.3 化学反应的方向和限度,5.3.5 化学反应自由能变的计算1.运用Gibbs方程计算rGm表示标准态下反应进度为1mol时自由能变。室温和非室温可用Gibbs方程计算,说明:rHm和 rSm是常温的值，它们受温度影响不大。rGm只能用于判断标准态下反应的方向和限度。,5.3 化学反应的方向和限度,例5-10:求反应CaCO3(s)CaO(s)+CO2(g)自发进行的最低温度。f Hm/(kJmol-1)-1206.9-634.9-393.5Sm/

25、(JK-1mol-1)92.9 38.1 213.8解：r Hm=f Hm(CaO,s)+f Hm(CO2,g)-f Hm(CaCO3,s)=-634.9+(-393.5)-(-1206.9)=178.5(KJmol-1)r Sm=Sm(CaO,s)+Sm(CO2,g)-Sm(CaCO3,s)=38.1+213.8-92.9=159(Jk-1mol-1)常温下 rGm=r Hm-Tr Sm=131(KJmol-1)自发需r Gm 0，再利用rGm=r Hm-Tr Sm有 T r Hm/r Sm=178.5/0.159=1122K反应自发进行要求的最低温度为1122-273=849。,5.3 化

26、学反应的方向和限度,2.用标准摩尔生成自由能计算298.15K下的rGm 1）标准摩尔生成自由能：在标准状态下由最稳定单质生成1mol物质B时的自由能。符号：fGm，单位：kJmol-1。稳定单质的标准摩尔生成自由能为零。2）计算反应的自由能变化学反应 d D+e E=g G+h H,5.3 化学反应的方向和限度,例 有反应：NH4Cl(s)=NH3(g)+HCl(g)求此反应在298.15K，标准态下的rGm。解 根据书末附表数据可得：rGm=fGm(NH3,g)+fGm(HCl,g)-fGm(NH4Cl,s)=-16.4kJmol-1-95.3 kJmol-1+202.9 kJmol-1=

27、91.2kJmol-1,反应物 1/2N2(g)+2H2(g)+1/2Cl2(g)=NH4Cl(s)产物 1/2N2(g)+3/2H2(g)=NH3(g)1/2H2(g)+1/2Cl2(g)=HCl(g)1/2N2(g)+2H2(g)+1/2Cl2(g)=NH3(g)+HCl(g),5.3 化学反应的方向和限度,反应物总fGm=-202 7kJmol-1 NH4Cl(s),产物总fGm=-111.7kJmol-1NH3(g)+HCl(g),单质总fGm=0,rGm=91.2 7kJmol-1,5.3 化学反应的方向和限度,3.非标准态下自由能变的计算化学反应 d D+e E=g G+h H当各

28、物质是溶液中的溶质时，定义J 称为指定反应式的反应商，单位为1。其中 c=1mol.L-1。,5.3 化学反应的方向和限度,当各物质是气体时,反应商用下式表示其中p=100kPa。如反应式中既有溶液又有气体，写反应商时溶液用c/c，气体用p/p表示。说明：须指明反应式。纯固体，纯液体，稀溶液溶剂不写入J的表达式中。,5.3 化学反应的方向和限度,化学等温方程式rGm=r G m+RT lnJ 在等温等压条件下，非标准态的化学反应方向和限度的判据：,rGm 0 正向反应自发进行rGm 0 逆向反应可自发进行rGm 0 反应达到平衡,5.3 化学反应的方向和限度,例 在723K时下面反应 r Gm

29、=61.8 kJmol-1 2SO2(g)+O2(g)=2SO3(g)初始分压 10kPa 10kPa 1.0105kPa计算此时反应的rGm，并判断反应自发方向。,解,反应逆向自发,【例5-11】用MnO2和HCl反应制备Cl2(g)，反应式为MnO2(s)+4H+(aq)+2Cl+(aq)=Mn2+(aq)+Cl2(g)+H2O(l)问（1）在298K标准态时，反应能否自发进行？（2）若用12molL-1的HCl溶液，其他物质仍为标准态，298K时反应能否进行？解 MnO2(s)+4H+(aq)+2Cl+(aq)=Mn2+(aq)+Cl2(g)+H2O(l)-469.8 0-131.17-

30、228 0-237.19,5.3 化学反应的方向和限度,在298K标准态时，反应不能自发进行,（2）若用12molL-1的HCl溶液,5.3 化学反应的方向和限度,用12molL-1的HCl溶液制备Cl2能自发进行。,5.4 化学平衡,5.4.1 化学反应的限度化学平衡化学反应 d D+e E=g G+h H rGm=r Gm+RT lnJ r Gm在一定温度下是定值。当反应进行时，J不断变化，直到有一个点使得rGm=0，反应宏观上静止，此时有 r Gm=-RT lnJeq令Jeq=K，K称为标准平衡常数，就是平衡时的反应商。,5.4 化学平衡,标准平衡常数 对于溶液反应 当反应物、产物中有气

31、体物质（平衡分压 为 p)，则气体物质用 p/p 代替浓度项。,5.4 化学平衡,说明 K是单位为一的量。K越大，表明反应达到平衡时生成的产物越多，向右进行得越彻底。因此标准平衡常数是一定温度下，化学反应可能进行的最大限度的量度。K只与反应的本性和温度有关，与浓度或分压无关。,5.4 化学平衡,5.4.2 标准平衡常数的计算1.根据r Gm=-RT lnK 求得【例5-12】根据例5-11的结果，计算298K反应的标准平衡常数。MnO2(s)+4H+(aq)+2Cl+(aq)=Mn2+(aq)+Cl2(g)+H2O(l)解 已解得 所以,5.4 化学平衡,2.用已知反应的K计算 若反应式之间存

32、在关系a(1)+b(2)=c(3)，则反应自由能变r Gm也存在关系将r Gm=-RT lnK 代入上式，得,5.4 化学平衡,【例5-13】已知下列反应在1123K的K(1)C(gra)+CO2(g)=2CO(g)K1=1.31014(2)CO(g)+Cl2(g)=COCl2(g)K2=6.010-3试计算反应（3）2COCl2(g)=C(gra)+CO2(g)+2Cl2(g)在1123K的K。解 上述反应式之间的关系为反应（3）=-1反应（1）-2反应（2），所以,5.4 化学平衡,3.根据K=Jeq计算【例5-14】将NH4HS固体放入一真空密闭的容器中发生反应 NH4HS(s)=NH3

33、(g)+H2S(g)平衡时测得容器内的总压力p为70.0kPa。计算在此温度下的平衡常数。解 平衡时两种气体的分压应相等，所以,5.4 化学平衡,5.4.3 化学平衡的移动根据等温式 r Gm=r Gm+RT lnJ 及r Gm=-RT lnK 有 rGm=RT ln(J/K)J K,则rGm 0，正向反应自发；平衡向右移动J K,则rGm 0，逆向反应自发；平衡向左移动J K,则rGm 0，化学反应达到平衡。J值与K相差越大，正向或逆向自发进行反应的趋势就越大。,5.4 化学平衡,1.浓度对化学平衡的影响如果增加反应物浓度或减少生成物浓度，将使J K，rGm 0，原有平衡被破坏，反应正向移动

34、；如果减少反应物浓度或增加生成物浓度，将使J K，rGm 0，原有平衡被破坏，反应逆向移动。,5.4 化学平衡,2.压力对化学平衡的影响 压力的变化对液相和固相反应的平衡位置几乎没有影响。1)改变气体分压对于气体参与的任意一反应，增加反应物的分压或减小产物的分压，将使J K，rGm 0，平衡向右移动。反之，平衡逆向移动.,5.4 化学平衡,2)改变体系的总压当d+e=g+h，改变总压仍然有J=K，平衡不移动；当d+e g+h，增加总压力，平衡将向气体分子总数减少的方向移动。减小总压力，平衡将向气体分子总数增加的方向移动。,5.4 化学平衡,3.温度对化学平衡的影响温度改变，K也将改变：由和得,5.4 化学平衡,设T1和T2时反应的标准平衡常数分别为K1和 K2，有（1）（2）（2）-（1）式得：,5.4 化学平衡,讨论：对于正向吸热反应，rHm 0，当T2T1，必然有K2 K1，即加热平衡正向（吸热方向）移动；对于正向放热反应，rHm 0，当T2T1，必然有K2 K1，即加热平衡逆向（吸热方向）移动。结论：升高温度，平衡向吸热反应方向移动。,5.4 化学平衡,4.Le Chatelier原理平衡向着消除外来影响，恢复原有状态的方向移动。,作业：4、6、7、8、11,第5章 化学热力学基础,