基础化学第六章化学反应热及反应的方向和限度ppt课件

第六章 化学反应热及反应的方向和限度,Reaction Heat, Directions and Limit of Chemical Reactions,1,内容提要,热力学系统和状态函数 系统与环境 状态函数与过程 热和功 能量守恒和化学反应热 热力学能和热力学第一定律 系统的焓变和反应热效应 反应进度、热化学方程式与标准态 Hess定律和反应热的计算,2,内容提要,熵和Gibbs自由能 自发过程的特征及判据 系统的熵 系统的Gibbs自由能 化学平衡 化学反应的限度与平衡常数 化学平衡的移动 反应耦合与生物体内的化学平衡,3,教学基本要求,掌握体系、环境、状态函数、平衡态和过程等热力学基本概念； 掌握热力学能、焓、功、热、恒压（容）反应热效应的定义和热力学第一定律的基本内容； 掌握标准摩尔生成焓、标准摩尔燃烧焓的定义； 掌握熵的定义和熵增原理的基本内容； 掌握Gibbs自由能的概念、Gibbs公式和标准摩尔生成Gibbs自由能；,4,教学基本要求,掌握标准平衡常数的表达方式和意义，熟悉实验平衡常数； 掌握化学反应等温方程式并能判断反应的方向和限度； 掌握浓度、压力和温度对化学平衡的影响以及相应的计算，了解Le Chatelier规律； 掌握计算化学反应的Gibbs自由能变的方法； 掌握盖斯定律的基本内容并会计算反应的热效应；,5,教学基本要求,熟悉反应进度、热化学方程式和标准态等概念的规定； 熟悉自发过程的基本特点； 了解可逆过程的基本特点； 了解Gibbs自由能变与非体积功的关系； 了解热力学第三定律和规定熵； 了解多重平衡、反应偶合和生物体内的化学平衡。,6,第一节 热力学系统和状态函数,一、系统和环境 系统：划作研究对象的一部分物质。 环境：系统以外与系统密切有关的部分。,系统,环境,系统,7,第一节 热力学系统和状态函数,3. 热力学系统分类：,8,第一节 热力学系统和状态函数,二、 状态函数与过程 状态(State)： 系统的所有的 物理性质和化学性质的综合体现，这些性质都是宏观的物理量。如温度、压力、体积、物质的量等都具有确定的数值且不随时间变化，系统就处在一定的状态。 状态函数(State Function) ：描述系统状态的物理量 。如：气体系统: p ,V , n , T 描述状态函数联系的函数表达式称为状态方程。 如： 理想气体状态方程：pV=nRT,9,第一节 热力学系统和状态函数,状态函数分类： 广度性质( Extensive Property )：这 类性质具有加和性，如体积，物质的量 等。 强度性质( Intensive Property ) ：这些性质 没有加和性，如温度、压力等。 例如50的水与50的水相混合水的温度 仍为50。,10,第一节 热力学系统和状态函数,状态函数的特性： 系统的状态一定，状态函数的值就一定。 系统的状态改变，状态函数的值可能改变，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。 UU2 U1 循环过程状态函数的变化值为0。U0 平衡态是指系统所有的性质都不随时间改变的状态。,11,第一节 热力学系统和状态函数,5. 热力学常见的过程 (process) 等温过程(isothermal process) :T = 0 等压过程(isobaric process) :p = 0 等容过程(isovolumic process) :V = 0 循环过程(cyclic process) :体系中任何状态函数的改变值均 = 0 绝热过程(adiabatic process): Q=0,12,第一节 热力学系统和状态函数,三、热与功(heat and work) 热(Q)：系统和环境之间由于温度不同而交换的能量形式。 功(W)：系统和环境之间除了热以外的其它能量交换形式，如膨胀功，电功等。 特点: Q, W 均不是状态函数，与过程有关。,13,第一节 热力学系统和状态函数,例如：辛烷的完全燃烧,14,第一节 热力学系统和状态函数,4. 热力学规定： 系统向环境放热，Q 0 ； 系统对环境作功，W 0 (环境对系统作功) 要点：从系统角度使系统能量升高为正，反之为负。,15,第一节 热力学系统和状态函数,5. 体积功和非体积功 W = We + Wf We ：体积功或膨胀功，Wf ：非体积功 化学反应体系中一般只涉及体积功We 。 体积功计算: W = -Fl = -p外Al = -p外V,16,第一节 热力学系统和状态函数,6. 可逆过程(reversible process)与最大功 可逆过程是经过无限多次的微小变化和无限长的时间完成的，可逆过程中的每一步都无限接近于平衡态。 经过可逆循环，系统复原，环境也同时复原。 等温可逆过程系统对外作功最大。,17,第一节 热力学系统和状态函数,6. 可逆过程(reversible process)与最大功 设理想气体经过三种途径膨胀，其体积功分别为：,18,第一节 热力学系统和状态函数,19,第一节 热力学系统和状态函数,一次膨胀，p外100kPa ，We= -p外V = -300J 两次膨胀，p外为200、100kPa, We = -400J 可逆膨胀（无限多次膨胀） We = -560J 结论：以上结果说明功不是状态函数，它的数值与所经历的过程有关。等温可逆过程系统对外作功最大。,20,第二节 能量守恒和化学反应热,一 、热力学能和热力学第一定律 1.热力学能（internal energy , U），又称内能 。 系统内部能量的总和。包括：动能；势能；核能等，不包括系统整体的动能和势能。 2. 说明： 热力学能是状态函数：状态一定， U一定。 热力学能属广度性质：能量都具有加和性。 热力学能的绝对值无法确定：微观粒子运动的复杂性。,21,第二节 能量守恒和化学反应热,3. 热力学第一定律 U = U2 - U1 = Q + W U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，即U一样。,22,第二节 能量守恒和化学反应热,4.系统的热力学能变化与等容热效应 U = Qv + W = Qv - pV 式中，Qv表示等容反应热。 由于等容过程V = 0，所以 Qv = U 即等容反应热等于系统的内能变化。 系统热力学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。,23,第二节 能量守恒和化学反应热,二、系统的焓变和反应热效应 等压、不做非体积功条件下 U = U2 U1 = Qp + W = Qp p外V 式中， Qp 表示等压反应热。 U2 U1 = Qp p外(V2-V1) = Qp p2V2 + p1V1 (U2+ p2 V2) (U1+ p1V1) = Qp 令 H = U + pV 则有 H2 H1 =Qp 即 H =Qp,24,第二节 能量守恒和化学反应热,1. 焓(enthalpy) H = U +pV H是状态函数，广度性质，没有直观物理意义； H的绝对值无法确定，但可确定：H =Qp 常用H来表示等压反应热 H 0 表示反应是吸热反应 H 0 表示反应是放热反应,25,第二节 能量守恒和化学反应热,2. 反应热效应 等压反应中 H = U+ pV 又 QP = QV + pV 涉及气体反应， pV = n(RT) H = U + n(RT) ； 仅涉及液体和固体的反应，V0， H = U ，QP= QV,26,第二节 能量守恒和化学反应热,三 、反应进度、热化学方程式与标准态 1. 反应进度(，单位mol)：反应进行的程度 化学反应 aA + bB = dD + eE 定义： nJ(0)：反应开始，=0时J的物质的量， nJ()：反应t时刻，反应进度为时J的物质的量； J：物质J的化学计量数，反应物J为负值（如E = -e ）；对于产物J为正值。,27,第二节 能量守恒和化学反应热,例 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 = 2NH3 (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 。,28,第二节 能量守恒和化学反应热,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)求：,29,第二节 能量守恒和化学反应热,按方程式(2)求：,30,第二节 能量守恒和化学反应热,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： 求算 时必须写出具体的反应方程式。,31,第二节 能量守恒和化学反应热,2. 热化学方程式(Thermodynamical Equation)： 标明了物质状态、反应条件和热效应的化学方程式称为热化学方程式。 3. 化学反应热效应： 当产物与反应物温度相同时，化学反应过程 中吸收或放出的热量变化。,32,第二节 能量守恒和化学反应热,33,第二节 能量守恒和化学反应热,4. 的意义 H：等压反应热(或焓变)； r： 表示反应(reaction)； m：表示反应进度为1mol的反应热； T：反应温度；温度为298.15K时可省略； O：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。,34,第二节 能量守恒和化学反应热,5. 热力学标准态 在温度T和标准压力po(100kPa)下物质的状态。 气体：压力（分压）为标准压力的纯理想气体； 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。生物系统标准态的规定为温度37，氢离子的浓度为10-7 molL-1 。 标准态未指定温度。IUPAC推荐298.15K为参考温度。,35,第二节 能量守恒和化学反应热,6. 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， 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。标态下进行的反应要标 “O”。 298.15K下进行的反应可不标明温度 要标明相应的反应热。,36,第二节 能量守恒和化学反应热,四、 Hess定律和反应热的计算 1. Hess定律： 在封闭系统内无非体积功的条件下发生的化学反应，不管此反应是一步完成还是分几步完成，其等容（或等压）热效应都相同。 2. Hess定律的意义 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。,37,第二节 能量守恒和化学反应热,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) = CO2(g) CO(g) + O2(g) = CO2(g) 求：(3)C(gra) + O2(g) = CO (g) 的 。,38,第二节 能量守恒和化学反应热,解： C(gra) + O2(g) CO2(g),=（-393.5) - (-282.99) = -110.51 kJmol-1,CO(g) + O2(g),（3）,（2）,=,+,由Hess定律:,=,-,(1),39,第二节 能量守恒和化学反应热,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),40,第二节 能量守恒和化学反应热,由已知的热化学方程式计算反应热,I,III,II,41,第二节 能量守恒和化学反应热,“同类项”(即物质和它的状态均相同)可以 合并、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。,42,第二节 能量守恒和化学反应热,由标准摩尔生成焓计算反应热 标准摩尔生成焓：在标准压力和指定的温度T下由稳定单质生成1mol该物质的焓变。 符号：f HmO 单位：kJ mol-1 规定：稳定单质的f HmO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), rHmO= -127 kJmol-1 f HmO AgCl(s)= rHmO= -127 kJmol-1,43,第二节 能量守恒和化学反应热,由标准摩尔生成焓计算反应热,44,第二节 能量守恒和化学反应热,例：试用标准摩尔生成焓计算其标准摩尔反应热 C6H12O6(s)+6O2(g) 6CO2(g)+6H2O(l) 解：查表得:f HmoC6H12O6(s)= -1274.5 kJmol-1 f HmoCO2(g)= -393.51kJmol-1 f HmoH2O(l)= -285.83 kJmol-1 rHmo= 6 f HmoCO2(g) + 6f HmoH2O(l) -f HmoC6H12O6(s) - 6f HmoO2(g) = -2801.6 KJmol-1,45,第二节 能量守恒和化学反应热,由标准摩尔燃烧焓计算反应热 在标准压力和指定的温度T下由1mol物质完全燃烧(或完全氧化)生成标准态的稳定产物时的反应热称为该物质的标准摩尔燃烧焓。 “完全燃烧”或“完全氧化”是指化合物中的C元素氧化为CO2(g)、H元素氧化为H2O(l)、S元素氧化为SO2(g)、N元素变为N2(g)及卤族元素X变为HX(aq)。,46,第二节 能量守恒和化学反应热,由标准摩尔燃烧热计算反应热公式为： 例：已知在298.l5K，标准状态下乙醛加氢形成乙醇的反应为： CH3CHO(l)+H2(g)= CH3CH2OH (l) 此反应的反应热较难测定，试利用标准摩尔燃烧热计算其反应热 。,47,第三节 熵和Gibbs自由能,一、 自发过程的特征 自发过程(spontaneous process)：不需要任何外力推动就能自动进行的过程。 Ep=mgh C +O2=CO2,48,第三节 熵和Gibbs自由能,2. 基本特征： 过程单向性：自动地向一个方向进行，不会自动地逆向进行。 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。 有一定的限度：进行到平衡状态时宏观上就不再继续进行。,49,第三节 熵和Gibbs自由能,二、自发过程的判据,自发过程的判据有能量因素和熵，系统能量降低(即H0）是自发过程的一个判据，系统混乱度增大是自发过程的另一种判据。,发生在孤立系统内的过程，由于没有物质和能量的交换，混乱度将是唯一的判断根据。,50,第三节 熵和Gibbs自由能,二、 系统的熵 1. 熵(entropy)：系统混乱度的量度。 符号：S。 系统的混乱度越大，熵值越大。 熵是状态函数。 熵是广度性质。,51,第三节 熵和Gibbs自由能,2. 热力学第三定律： 热力学规定纯净物质的完整晶体(无任何缺陷和杂质)，在绝对零度（K）质点的排列和取向都一致时熵值为零。 “热力学温度0K时，任何纯物质的完整晶体的熵值为零”。,52,第三节 熵和Gibbs自由能,3. 规定熵(conventional entropy)： 熵值以T=0K时，S=0为比较标准而求算出的。 标准摩尔熵(standard molar entropy)： 在标准状态下1mol物质的规定熵。 符号： Smo，单位：JK-1mol-1。 注意： 稳定单质的f Hmo为零 , 稳定单质的Smo不为零。 水合离子的Smo ，是以水合H+离子的标准摩尔熵值为零的规定基础上求得的相对值。,53,第三节 熵和Gibbs自由能,4. Smo的变化规律： 同一物质的不同聚集态， Smo(气态) Smo(液态) Smo(固态) 气体物质有Smo(低压) Smo(高压)，压力对固态和液态物质的熵影响不大 。 对同一种物质，温度升高，熵值加大。 不同物质的混合过程总有Smix0,54,第三节 熵和Gibbs自由能,5. 熵变（S）的计算 运用“热化学方程式的代数加减法”进行计算 ;,I,III,II,55,第三节 熵和Gibbs自由能,5. 熵变（S）的计算 由Smo计算r Smo 由于熵是广度性质，因此计算时要注意乘以反应式中相应物质的化学计量系数。,56,第三节 熵和Gibbs自由能,6. 熵增加原理 孤立系统的任何自发过程中，系统的熵总是增加的（热力学第二定律）直至平衡态时熵值最大。 S 孤立 0 S 孤立 0 自发过程， S 孤立 0 系统达到平衡。,57,第三节 熵和Gibbs自由能,6. 熵增加原理,58,6. 熵增加原理,59,第三节 熵和Gibbs自由能,6. 熵增加原理 如果环境和系统一起构成一个新系统，这个新系统可以看成孤立系统，则： S总= S 系统 +S 环境 0 化学反应自发性熵判据： S总 0 自发过程； S总 0 非自发过程，其逆过程自发； S总 = 0 平衡。,60,第三节 熵和Gibbs自由能,三 、系统的Gibbs自由能 用Gibbs自由能判断化学反应方向 设可逆过程环境从系统吸热Qr环境 又，等温等压： Qr系统 = H系统 而自发过程 S总= S 系统 +S 环境 0 即有,61,第三节 熵和Gibbs自由能,三 、系统的Gibbs自由能 用自由能判断化学反应方向 由于都是系统的变化，略去下标“系统” H - TS 0 令 G = H TS 由于等温， H - TS =H-(TS) = G 则有 G 0 此即等温、等压、Wf = 0条件下化学反应自发进行的自由能判据。,62,第三节 熵和Gibbs自由能,Gibbs自由能 定义式： G = H TS G是状态函数， 广度性质，无法测绝对值 自由能的减少等于系统等温等压下作最大非体积功(可逆过程)，即 G = Wf,最大 系统作功，Wf,最大 0；非可逆自发过程有 G = Wf,最大 Wf 若系统不作非体积功，Wf = 0，则 G 0,63,第三节 熵和Gibbs自由能,3. Gibbs方程 G = H - TS 此式是著名的Gibbs方程。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。,64,第三节 熵和Gibbs自由能,4.自由能变的计算 由已知的化学方程式计算rGmo,65,第三节 熵和Gibbs自由能,用标准摩尔生成自由能计算298.15K下的rGmo 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： fGmo ，单位：kJmol-1。 稳定单质的标准摩尔生成自由能为零。 计算反应的自由能变,66,第三节 熵和Gibbs自由能,运用Gibbs方程计算rGmo 用标准摩尔生成自由能只能计算298.15K下的rGmo，非室温可用Gibbs方程计算rGmo 注意到rHmo和 rSmo是常温的值，因为它们受温度影响不大。,67,第三节 熵和Gibbs自由能,例1：在1000下用H2能否将CdS还原为Cd？ 已知 H2(g) + S(g) H2S(g) rGm,1 o = -49.10 kJmol-1 Cd(g) + S(g) Cd S(g) rGm,2 o = -122.7 kJmol-1 例2： CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) f Hm o (kJmol-1) -1207 -635 -394 f Gm o (kJmol-1) -1129 -604 -395 求：（1）1000时反应能否自发进行 （2）反应自发进行的最低温度,68,第三节 熵和Gibbs自由能,四、非标准态下自由能变的计算 等温方程式 对任意等温反应 aA + bB = dD + eE rGm= r G m o + RT lnQ 溶液反应: Q = (cD/co)d (cE/co)e /(cA/co)a (cB/co)b 气体反应: Q = (pD/po)d (pE/po)e /(pA/po)a (pB/po)b 其中 co =1mol.L-1 ; po =100kPa 反应商Q 无单位。纯固体，纯液体不写入Q的表达式中,69,第三节 熵和Gibbs自由能,例 H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g) rGmo= -190kJ/mol 试判断，常温下： (1) 标态下的自发反应方向 (2) p(H2) = p(Cl2) = 1 kPa , p(HCl)=100kPa时反应自发的方向 (3) p(H2) = p( Cl2) =10-8 kPa , p( HCl) =100kPa 时反应自发的方向,70,第四节 化学反应的限度和平衡常数,一、化学反应的限度与平衡常数 1. 化学平衡特点： 各物质的浓度或分压不再发生变化，反应 达到动态平衡； 物质浓度或分压的幂的乘积比值为常数。 平衡条件破坏后，平衡会发生移动。,71,第四节 化学反应的限度和平衡常数,2. 标准平衡常数(standard equilibrium constant) 对于任意溶液 反应：aA+bB=dD+eE 当反应达到平衡时， Ko称为标准平衡常数。 当反应物、产物中有气体物质（平衡分压 为 p )，则气体物质用 p / po 代替浓度项。,72,第四节 化学反应的限度和平衡常数,说明 Ko是单位为一的量。 Ko越大，化学反应向右进行得越彻底。 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。 Ko只与反应的本性和温度有关， 与浓度或分压无关。,73,第四节 化学反应的限度和平衡常数,书写标准平衡常数表达式时应注意： 固体或纯液体不写入平衡常数表达式； 在稀溶液中，若溶剂参与反应，其浓度可以看成常数，也不写入表达式中：,74,第四节 化学反应的限度和平衡常数,3. 实验平衡常数Kc和Kp 反应 aA+bB=dD+eE 对于溶液： Kc :浓度平衡常数 对于气体反应： KP :压力平衡常数 当a+b=d+e时，Kc和Kp 无单位，与Ko在数值上相等， 当a+bd+e时，Kc和Kp有单位， Kc与Ko在数值上相等。,75,第四节 化学反应的限度和平衡常数,标准平衡常数Ko 与实验平衡常数Kc和Kp的区别和联系： Kc和Kp可能有单位，而Ko无单位； Kc只用于溶液中，与Ko 数值相等； Kp只用于气体中，与Ko 数值常常不相等； Ko适用于任何反应； Ko在热力学中应用，Kc和Kp在实践中应用。,76,第四节 化学反应的限度和平衡常数,4. 用标准平衡常数判断自发反应方向 非标准状态下化学反应的摩尔自由能变可以用化学反应等温式 计算： rGm= r G m o + RT lnQ 平衡时， rGm = 0，Q = Ko r G m o = - RT ln Ko 此式代入化学反应的等温方程式，得 rGm = - RT ln Ko+ RT lnQ 所以 rGm = RT ln (Q / Ko),77,第四节 化学反应的限度和平衡常数,5. 用标准平衡常数判断自发反应方向 非标准状态下化学反应自发性的判据： 根据 rGm = RT ln (Q / Ko) Q Ko ，则rGm 0，正向反应自发； Q Ko ，则rGm 0，逆向反应自发； Q Ko ，则rGm 0，化学反应达到平衡。 标准平衡常数也是化学反应自发进行方向的判据。Q值与Ko相差越大，从正向或逆向自发进行反应的趋势就越大。,78,第四节 化学反应的限度和平衡常数,5. 多重平衡 多重平衡定义： 在一定条件下，在一个反应系统中一个或 多个物种同时参与两个或两个以上的化学反应，并共同达到化学平衡。 基本特征： 参与多个反应的物种的浓度或分压必须同时满足这些平衡。 规律：反应相加减，则rG m相加减；K相乘除。 标准平衡常数和实验平衡常数均适用。,79,第四节 化学反应的限度和平衡常数,二、化学平衡的移动 定义：由于化学平衡的条件变化导致化学平衡 移动的过程。 化学平衡移动直到建立新的平衡。 影响因素：浓度、压力和温度。,80,第四节 化学反应的限度和平衡常数,1. 浓度对化学平衡的影响 对于任意一化学反应，在等温下其自由能变为： rGm RT ln (Q / Ko) 如果反应商Q = Ko ，rGm = 0，反应达到平衡； 如果增加反应物浓度或减少生成物浓度，将使Q Ko， rGm 0 ，原有平衡被破坏，正向移动； 如果减少反应物浓度或增加生成物浓度，将使Q Ko， rGm 0 ，原有平衡被破坏，逆向移动。,81,第四节 化学反应的限度和平衡常数,2. 压力对化学平衡的影响 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Q Ko， rGm 0， 平衡向右移动。反之，平衡逆向移动. 压力的变化对液相和固相反应的平衡位置几乎没有影响。,82,第四节 化学反应的限度和平衡常数,改变系统的总压，对气体反应化学平衡的影响将分两种情况： 当a+b=d+e，改变总压都不会改变Q值，仍然有Q = Ko，平衡不发生移动； 当a+bd+e，改变总压将改变Q值，使Q Ko ， 平衡将发生移动。 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。,83,第四节 化学反应的限度和平衡常数,3. 温度对化学平衡的影响 温度改变， Ko值也将改变： 由 和 得,84,第四节 化学反应的限度和平衡常数,设T1和T2时反应的标准平衡常数分别为K1o和 K2o，有 两式相减得：,85,第四节 化学反应的限度和平衡常数,讨论： 对于正向吸热反应， rHmo 0，当T2T1，必然有K2o K2o ，平衡将向吸热反应方向移动； 对于正向放热反应， rHmo 0，当T2T1，必然有K2o K2o ，平衡将向吸热反应方向移动。 结论： 升高温度，平衡向吸热反应方向移动。,86,第四节 化学反应的限度和平衡常数,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。,87,