第四章化學平衡
核心內容： 恆t、p、wˊ=0下，化學反應
自發 平衡
反向自發
主要內容：化學反應△g、k的計算及過程方向的判斷。
一、內容提要
1、化學反應自發進行和達到平衡的條件
自發 平衡
反向自發
其中，為b的化學計量數，對於產物取正值，對於反應物取負值。
2、理想氣體化學反應的等溫方程（分壓的影響）和反應方向的具體判據
<0 自發 （qp＜）
=0 平衡 （qp=）
>0 反向自發（qp＞）
式中：為標準摩爾反應吉布斯函式變化， 為標準平衡常數，
==f(t)
3、理想氣體化學反應平衡常數的其他表示法及其相互關係
除了標準平衡常數外，實際應用中常用經驗平衡常數kp 、kc 、kn 、ky
（1）kp： =
=僅是溫度的函式，kp也只與溫度有關。
(2）kc：理想氣體pbv=nbrt pb=
=kc也只與溫度有關
（3）ky：pb=pyb
ky與溫度和總壓有關
（4）kn
=kn與溫度、總壓和惰性氣體有關。綜合以上各式得：
=當時， =kp=kc=ky=kn
4、有純凝聚態物質參加的理想氣體反應的標準平衡常數
若理想氣體化學反應中有純固態或純液態參加時，由於常壓下純凝聚態物質的化學勢可近似為標準態化學勢，即（cd表示凝聚態）
因此其中即對參加反應的所有物質包括凝聚態物質求和。
即只考慮氣相組分的平衡分壓。
5、真實氣體化學反應的標準平衡常數
真實氣體的化學勢表示式為
，代入可得：
為組分b在指定條件下的逸度，，為b的逸度因子，它是溫度和總壓的函式，也是溫度和壓力的函式，對於理想氣體=1 。
6、液態混合物或溶液的化學平衡常數
對於液態混合物（或溶液）中的化學反應，由於任一組分的化學勢為
，代入可得：
若反應系統為理想液態混合物或理想稀溶液，則=1，
7、標準摩爾吉布斯函式變的計算方法
由於，因此由可求得。
的計算主要有以下三種方法：
①由計算：
②計算③由相關反應計算
8、化學反應的等壓方程（溫度的影響）
上式是范特霍夫方程的微分式，由此式可進行以下討論：
若，即吸熱反應，，說明標準平衡常數隨溫度公升高而增大，平衡右移，有利於反應正向進行。
若，即放熱反應，，說明標準平衡常數隨溫度公升高而減小，平衡左移，不利於反應正向進行。
對范特霍夫方程的微分式進行積分，可進行有關計算：
①若溫度變化範圍不大，或，可看作常數時
不定積分式
定積分式
與前兩式皆為等價式。
②若溫度變化範圍不大，或，不能看作常數時
9、平衡移動原理
（1）公升高溫度，反應向吸熱的方向進行；降低溫度，反應向放熱的方向進行；
（2）公升高壓力，反應向分子數減少的方向進行；降低壓力，反應向分子數增多的方向進行；
（3）引入惰性氣體（總壓不變），反應向分子數增多的方向進行；
（4）反應物的摩爾比對平衡轉化率的影響
當反應物的摩爾比等於化學計量係數之此時，產物的含量最大，但絕對值不一定最大。
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