化学反应等温式
第六章化学平衡-new
∆ r G ∅ = −RT ln k ∅ m
∆ r G m = ∆ r G ∅ + RT ln Q a m
∅ −1 当: ∆r Gm > 41.84kJ ⋅ mol 反应不能自发进行
∆ r G ∅ < −41.84kJ ⋅ mol −1 反应自发正向进行 m
（3） 间接计算平衡常数 ） 如: C + O = CO
∆ r Gm = ∑ ν Bµ B = 0
B
2。化学反应的等温方程 。 化学反应的等温式-----范特霍夫等温式： 范特霍夫等温式： 化学反应的等温式 范特霍夫等温式
∅ ∆ r G m = ∆ r G m + RT ln J P
其中J 其中 P为活度商 理想气体： 理想气体：压力商
( Jp =
pG P P
− ν − ν = k m ⋅ k r ( m ) ⋅ (c ∅ ) ∑ B = k c ⋅ k r ( c ) ⋅ (c ∅ ) ∑ B
5. 复相反应 复相反应-----有气相和凝聚相（液相、固体）共同参 与的反应如气固反应
Pi ν B k = k = ∏( ∅ ) P i
∅ ∅ p
如: CaCO 3 (s) = CaO(s) + CO 2 (g )
第六章
化学平衡
6.1 化学反应的等温方程 1。化学反应的方向判据: 。化学反应的方向判据
∆ r Gm ,T , P
化学反应亲和势
>0 =0 <0
反应逆向自发进行 反应达平衡状态 反应正向自发进行
A = − ∆ r Gm ,T , P
∂G = − ∂ξ T , P
化学反应的平衡条件: 化学反应的平衡条件
物理化学笔记公式c超强
热力学第一定律功：δW ＝δW e ＋δW f（1） 膨胀功 δW e ＝p 外dV 膨胀功为正，压缩功为负。
（2） 非膨胀功δW f ＝xdy 非膨胀功为广义力乘以广义位移。
如δW （机械功）＝fdL ，δW （电功）＝EdQ ，δW （表面功）＝rdA 。
热 Q ：体系吸热为正，放热为负。
热力学第一定律： △U ＝Q ＋W ＝Q —W e ＝Q —p 外dV （δW f ＝0） 焓 H ＝U ＋pV 理想气体的内能和焓只是温度的单值函数。
热容 C ＝δQ/dT（1） 等压热容：C p ＝δQ p /dT ＝ （∂H/∂T ）p （2） 等容热容：C v ＝δQ v /dT ＝ （∂U/∂T ）v理想气体ΔU,ΔH 的计算： 对理想气体的简单状态变化过程：定温过程：Δ U =0； Δ H =0变温过程：对理想气体， 状态变化时 dH=dU+d(PV) 若理想气体的摩尔热容没有给出，常温下有：理想气体绝热可逆过程方程式:标准态：气体的标准态：在任一温度T 、标准压力 P 下的纯理想气体状态；液体(或固体)的标准态：在任一温度T 、标准压力下的纯液体或纯固体状态。
标准态不规定温度，每个温度都有一个标准态。
摩尔反应焓：单位反应进度(ξ=1mol)的反应焓变Δr H m 。
标准摩尔生成焓：一定温度下由热力学稳定单质生成化学计量数 νB=1的物质B 的标准摩尔反应焓，称为物质B 在该温度下的标准摩尔生成焓。
用 表示 (没有规定温度，一般298.15 K 时的数据有表可查)标准摩尔燃烧焓:一定温度下， 1mol 物质 B 与氧气进行完全燃烧反应，生成规定的燃烧产物时的标准摩尔反应焓，称为B 在该温度下的标准摩尔燃烧焓。
用 表示.单位：J mol-1为可逆过程中体积功的基本计算公式，只能适用于可逆过程。
计算可逆过程的体积功时，须先求出体系的 p~V 关系式，然后代入积分。
⎰-=21d V V V p W 2112ln ln p pnRT V V nRT W -=-=适用于理想气体定温可逆过程。
52化学反应等温式和平衡常数
( fG p ) ( fH p ) … ∆ r Gm = ∆ r G + RT ln ∅ d ∅ e ( fD p ) ( fE p ) …
∆r G = − RT ln K
∅ m ∅ f
K ∅称为热力学平衡常数，它仅是温度的函数。在 f 数值上等于平衡时的“逸度商”，是量纲为1的量， 单位为1。因为它与标准化学势有关，所以又称为 标准平衡常数。
板书水的生成反应方程2种 问的 问的K 板书水的生成反应方程 种,问的 f θ, ∆G 关系
∆rG
∅ m, 2
= 2∆ r G
∅ m ,1
K
∅ f ,2
= (K )
∅ 2 f ,1
习题P240,5-2 习题
∑ν B ∑ν B 1 RT θ = Kc θ 提示: 提示 K P = K P P θ P ∑ν B ∑ν B p p = Kx θ = Kn θ p ∑ nB p B
∑ν B ∑ν B 1 RT θ KP = KP θ = Kc θ P P
∑ν B p = Kx θ p
K n = ∏ (nB )eq
B
∑ν B p = Kn θ p ∑ nB B
可以具体方程提问
νB
dD + eE +L → gG + hH +L
1. 用压力表示的经验平衡常数 K p g h pG ⋅ pH L νB K p = d e = Π pB pD ⋅ pE L B 当 ∑ B =0时， Kp的单位为1。 ν
2.用摩尔分数表示的平衡常数
Kx
g h xG ⋅ xH L νB K x = d e = Π xB xD ⋅ xE L B Dalton 对理想气体，符合Dalton分压定律，
大学化学 第三章 化学平衡
第二节 平衡常数
一、经验平衡常数 定义：在一定温度下，可逆反应达平衡时，各生成物的浓度 （或分压力）以化学计量数为幂的乘积与各反应物的浓度 （或分压力）以化学计量数为幂的乘积之比是一个常数，称 为经验平衡常数（或实验平衡常数）。
平衡常数 1、浓度平衡常数
实 验 编 号 1 2 3 4
H ( gIg ) ( ) 2 H I ( g )( 7 1 8 K ) 2 2
5 M n ( ) p 2 2
K
nO 2 H M H2O
2 4 5
6
平衡常数 2、多重平衡规则 如果一个化学反应是若干个分反应的代数和（差）， 在相同温度下，这个化学反应的标准平衡常数就等于分 反应的标准平衡常数的积（商）。 假设有三个化学方程式①，②和③，它们之间与其平衡 常数之间的关系为： (1)化学方程式③= ①+②，则K3=K1· K2 (2)化学方程式③= ①-②，则K3=K1/K2 (3)化学方程式③= n×①，则K3=K1n
化学反应等温式
S O ( g ) O ( g ) 2 S O ( g ) 例3-3：求化学反应 2 2 2 3 在600K时的平衡常数Kθ。
解：计算600K时的
fHm /kJ.mol-1
0.0079 0.0192 0.0257 0.00205 0 0
0.0400 0.00435 0.00435
平衡常数 大量实验证明，对任一化学反应
A BY Z( 5 . 1 ) A B Y Z
在一定温度下，当反应达到平衡时
Y Z [ Y ] [ Z ] K ( 常 数 ) c A B [ A ] [ B ]
( 5 . 2 )
物理化学试题及答案(二)
物理化学试题及答案一、填空题（每小题2分，共20分）1、热力学第零定律是指：。
2、熵与热力学概率之间的函数关系式是。
3、补全热力学函数关系式：C P= (∂S/∂T)P4、一定量的单原子理想气体定压下从T1变化到T2的熵变与定容下从T1变化到T2的熵变之比为：5、化学势的表示式中，是偏摩尔量。
6、稀溶液的依数性包括、、和。
7、反应NH4HS(s)=NH3(g)+H2S(g)，在298K时测得分解压为66.66Pa，则该温度下该反应的K pΘ= ；K p= 。
8、1atm压力下水和乙醇系统的最低恒沸混合物含乙醇质量分数为0.9557，现将含乙醇50%的乙醇水溶液进行分馏，最终得到的物质为。
9、水在101.3kPa时沸点为373K，汽化热为40.67 kJ/mol（设汽化热不随温度变化）；毕节学院的大气压约为85.5 kPa，则在毕节学院水的沸点为K。
10、反应NH4HS(s)=NH3(g)+H2S(g)已达平衡；保持总压不变，往系统中充入一定量的惰性气体，平衡移动方向为。
二、选择题（每小题2分，共30分）1、下列属于化学热力学范畴的是（）（A）物质结构与性能的关系（B）化学反应速率（C）化学变化的方向和限度（D）反应机理2、下列关于热力学方法叙述正确的是（）（A）热力学研究所得的结论不适用于分子的个体行为（B）热力学可以解决某条件下怎样把一个变化的可能性变为现实性的问题（C）经典热力学详细讨论了物质的微观结构（D）经典热力学常需计算一个变化所需要的时间3、下列函数中为强度性质的是：（）(A) S (B) (∂G/∂p)T(C) (∂U/∂V)T(D) C V4、一定量的纯理想气体，下列哪组量确定后，其他状态函数方有定值。
（）（A）T （B）V （C）T、U （D）T、p5、对一化学反应，若知其△C p,m= ∑νB C p, m, B > 0，则该反应的（）（A）△H随温度升高而增大（B）△H随温度升高而减少（C）△H大于零（D）△H小于零6、某气体的压缩因子Z> 1，表示该气体（）（A）易于压缩（B）不易压缩（C）易于液化（D）不易液化7、下列说法错误的是（）（A）热容的大小与系统所含物质的量有关（B）对于气体来说，其C p, m恒大于C V, m（C）对于任意系统，因为体积随温度升高可能减小，所以其C p,可能小于C V （D）对于体积不变的刚性容器中的系统，因为定容，所以有C V而没有C p值8、某可逆热机的高温热源为T2，低温热源为T1(1)若选用水蒸气为工作物质，其热机效率为ηW(2)若选用汽油为工作物质，其热机效率为ηO则下列关系正确的是：（）(A)ηW >ηO(B)ηW<ηO(C)ηW＝ηO(D)无法比较9、已知某温度下，∆f H mΘ(CO2)=－393.3 kJ/mol，∆c H mΘ(CO)=－282.8 kJ/mol，则∆f H mΘ(CO)为（）（A）－110.5 kJ/mol （B）110.5 kJ/mol（C）－676.1 kJ/mol （D）－172.3 kJ/mol10、过饱和溶液中的溶质的化学势与纯溶质的化学势相比较，前者（）(A) 大(B) 小(C)与后者相等(D)无法比较11、两支烧杯各有1kg水，向A杯中加入0.01mol蔗糖，向B杯中加入0.01mol NaCl，两支烧杯在相同条件下按同样的速度降温，则（）（A）A杯先结冰（B）B杯先结冰（C）两杯同时结冰（D）都不会结冰12、I2(s)与I2(g)平衡共存，系统自由度为（）(A) 0 (B) 1(C) 2 (D) 313、化学反应等温式∆r G m=∆r G mΘ+RT lnQ，当选取不同标准态时（）（A）∆r G m和Q的值都改变（B）∆r G m和Q的值都改变（C）∆r G m的值改变，Q不变(D) ∆r G m不变，Q的值改变14、反应C(s)+O2(g)=CO2(g)，2 CO(g) +O2(g)= 2CO2(g)，C(s)+ 1/2 O2(g)=CO(g)的平衡常数分别为K1Θ、K2Θ、K3Θ，这三个平衡常数之间的关系是（）(A) K3Θ=K1ΘK2Θ(B) K3Θ= K1Θ/K2Θ(C) K3Θ= K1Θ/Θ2K(D) K3Θ=ΘΘ21/KK15、等温等压下，A和B组成的均相系统中，当改变浓度时A的偏摩尔体积增加，则B的偏摩尔体积将（）(A) 增加(B) 减小(C) 不变(D) 随A和B的比例不同而不同三、解答题（计算过程必须有公式、代入数据后的式子、计算结果以及必要的文字说明；回答问题须简要说明理由。
化学平衡习题
第四章化学平衡一 . 选择题1.某实际气体反应，用逸度表示的平衡常数K0m随下列哪些因素而变： ( )(A) 体系的总压力 (B) 催化剂 (C) 温度 (D) 惰性气体的量2.化学反应体系在等温等压下发生△ξ= 1 mol 反应所引起体系吉氏自由能的改变值△rGm 的数值正好等于体系化学反应吉氏自由能 (∂G/∂ξ)T,P,m的条件是（）(A) 体系发生单位反应 (B) 反应达到平衡(C) 反应物处于标准状态 (D) 无穷大体系中所发生的单位反应3. 化学反应等温式△rGm = △rG0m + RTlnQa ，当选取不同标准态时，反应的△rG0m将改变，该反应的△rGm和Qa 将（）(A) 都随之改变 (B) 都不改变 (C) Q变，△rGm不变 (D) Q不变，△rGm 改变4.在等温等压下，当反应的△rG0m= 5 kJ·mol－1时，该反应能否进行？(A) 能正向自发进行 (B) 能逆向自发进行 (C) 不能判断 (D) 不能进行5.若 298K 时反应 N2O4(g) ＝ 2NO2(g) 的 K0m= 0.1132，则(1) 当 P (N2O4) = P (NO2) = 1 kPa 时，反应将 ___________ ；(2) 当 P (N2O4) = 10 kPa、P (NO2) = 1 kPa 时，反应将 ________ 。
(A) 向生成 NO2的方向进行(B) 向生成 N2O4的方向进行；(C) 正好达化学平衡状态(D) 难于判断其进行方向。
6. 在 T、P 时，理想气体反应 C2H6(g) ＝ H2(g) 的 K c/Kx 为∶（） (A) RT (B) 1/RT (C) RT/P (D) P/RT7. 理想气体反应平衡常数 Kx 与 Kc 的关系是∶（）(A) Kx = Kc(RT) (B) Kx = KcP (C) Kx = Kc(RT/P) (D) Kx = Kc(V/∑BB n)8.已知反应 2NH3= N2+ 3H2在等温条件下，标准平衡常数为 0.25，那么，在此条件下，氨的合成反应 1/2 N2 + 3/2 H2= NH3的标准平衡常数为：(A) 4 (B) 0.5 (C) 2 (D) 0.1259.根据某一反应的△rG0m值，下列何者不能确定：(A) 标准状态下自发变化的方向 (B) 在△rG0m所对应的温度下的平衡位置(C) 在标准状态下体系所能作的最大非膨胀功 (D) 提高温度反应速率的变化趋势10. 对一个理想气体化学反应的平衡常数与其标准吉布斯自由能变化 (△rG0m) 的关系有：(1) K0p = exp(-△rG0m/RT) (2) K0c= exp(-△rG0m/RT)(3) Kx = exp(-△rG0m/RT)其中以（）关系为正确？(A) (1)、(2) 和 (3) 式均正确 (B) (1) 式正确（ C) (2) 式正确 (D) (3) 式正确11.下列物理量中，哪一组与压力无关（）(A) Kc、(∂G/∂ξ)T ,P (B) Kr、△rGm (C) Kx、△rHm (D) K f、△rG0m12. 一定温度下，一定量的 PCl5(g)在某种条件下的离解度为α，改变下列条件，何者可使α增大？( )(A) 增加压力使体积缩小一倍 (B) 体积不变，通入 N2气使压力增大一倍(C) 压力不变，通入 N2气使体积增大一倍 (D) 体积不变，通入 Cl2气使压力增大一倍13. 对于气相反应，当体系总压力P变化时（）(A) 对K无影响 (B)对 Kr 无影响 (C) 对 K0p 无影响 (D) 对 K、Kr、K0p均无影响14. 理想气体反应 N2O5(g) = N2O4(g) + (1/2)O2(g) 的△rH0m为 41.84 kJ.mol-1，△C p= 0，试问增加 N2O4平衡产率的条件是（）(A) 降低温度 (B) 提高温度 (C) 提高压力 (D) 等温等容加入惰性气体15.在刚性密闭容器中，有下列理想气体的反应达到平衡 A(g) + B(g) ＝ C(g)若在恒温下加入一定量的惰性气体，则平衡将（）(A) 向右移动 (B) 向左移动 (C) 不移动 (D) 无法确定二 . 填空题1.化学平衡的化学势判据是 __________________________________________ ，其适用条件是___________________________________________________________ 。
物理化学公式大全
物理化学公式集热力学第一定律功：δW＝δW e＋δW f（1）膨胀功δW e＝p外dV 膨胀功为正，压缩功为负。
（2）非膨胀功δW f＝xdy非膨胀功为广义力乘以广义位移。
如δW（机械功）＝fdL，δW（电功）＝EdQ，δW（表面功）＝rdA。
热 Q：体系吸热为正，放热为负。
热力学第一定律：△U＝Q—W 焓 H＝U＋pV理想气体的内能和焓只是温度的单值函数。
热容 C＝δQ/dT（1）等压热容：C p＝δQ p/dT＝（H/T）p（2）等容热容：C v＝δQ v/dT＝（U/T）v常温下单原子分子：C v，m＝C v，m t＝3R/2常温下双原子分子：C v，m＝C v，m t＋C v，m r＝5R/2等压热容与等容热容之差：（1）任意体系 C p—C v＝[p＋（U/V）T]（V/T）p（2）理想气体 C p—C v＝nR理想气体绝热可逆过程方程：pVγ＝常数 TVγ-1＝常数 p1-γTγ＝常数γ＝C p/ C v理想气体绝热功：W＝C v（T1—T2）＝（p1V1—p2V2）理想气体多方可逆过程：W＝（T1—T2）热机效率：η＝冷冻系数：β＝－Q1/W可逆制冷机冷冻系数：β＝焦汤系数：μJ－T＝＝－实际气体的ΔH和ΔU：ΔU＝＋ΔH＝＋化学反应的等压热效应与等容热效应的关系：Q p＝Q V＋ΔnRT当反应进度ξ＝1mol时，Δr H m＝Δr U m＋RT化学反应热效应与温度的关系：热力学第二定律Clausius不等式：熵函数的定义：dS＝δQ R/T Boltzman熵定理：S＝klnΩHelmbolz自由能定义：F＝U—TS Gibbs自由能定义：G＝H－TS热力学基本公式：（1）组成恒定、不作非膨胀功的封闭体系的热力学基本方程：dU＝TdS－pdV dH＝TdS＋VdpdF＝－SdT－pdV dG＝－SdT＋Vdp（2）Maxwell关系：＝＝－（3）热容与T、S、p、V的关系：C V＝T C p＝TGibbs自由能与温度的关系：Gibbs－Helmholtz公式＝－单组分体系的两相平衡：（1）Clapeyron方程式：＝式中x代表vap，fus，sub。
大学化学公式
大学化学公式热力学第一定律功：δW ＝δW e ＋δW f （1）膨胀功δW e ＝p 外dV 膨胀功为正，压缩功为负。
（2）非膨胀功δWf ＝xdy 非膨胀功为广义力乘以广义位移。
如δW （机械功）＝fdL ，δW （电功）＝EdQ ，δW （表面功）＝rdA 。
热 Q ：体系吸热为正，放热为负。
热力学第一定律：△U ＝Q —W 焓 H ＝U ＋pV 理想气体的内能和焓只是温度的单值函数。
热容 C ＝δQ/dT（1）等压热容：C p ＝δQ p /dT ＝（?H/?T ）p （2）等容热容：C v ＝δQ v /dT ＝（?U/?T ）v常温下单原子分子：C v ，m ＝C v ，m t＝3R/2常温下双原子分子：C v ，m ＝C v ，m t ＋C v ，m r＝5R/2 等压热容与等容热容之差：（1）任意体系 C p —C v ＝[p ＋（?U/?V ）T ]（?V/?T ）p （2）理想气体 C p —C v ＝nR 理想气体绝热可逆过程方程：pV γ＝常数 TV γ-1＝常数 p 1-γT γ＝常数γ＝C p / C v理想气体绝热功：W ＝C v （T 1—T 2）＝11－（p 1V 1—p 2V 2）理想气体多方可逆过程：W ＝1nR－（T 1—T 2）热机效率：η＝212T T T －冷冻系数：β＝－Q 1/W可逆制冷机冷冻系数：β＝121T T T －焦汤系数：μJ －T ＝HpT ＝－pTC pH 实际气体的ΔH 和ΔU ：ΔU ＝dT TU V＋dVVU TΔH ＝dT TH P＋dppH T化学反应的等压热效应与等容热效应的关系：Q p ＝Q V ＋ΔnRT当反应进度ξ＝1mol 时，Δr H m ＝Δr U m ＋BBRT化学反应热效应与温度的关系：dTB C T H T H 21T T m p B1m r2m r，＋＝热力学第二定律Clausius 不等式：TQ S BABA—熵函数的定义：dS ＝δQ R /T Boltzman 熵定理：S ＝kln ΩHelmbolz 自由能定义：F ＝U —TS Gibbs 自由能定义：G ＝H －TS 热力学基本公式：（1）组成恒定、不作非膨胀功的封闭体系的热力学基本方程：dU ＝TdS －pdV dH ＝TdS ＋Vdp dF ＝－SdT －pdV dG ＝－SdT ＋Vdp （2）M axwell 关系：TVS ＝VTp TpS＝－pTV （3）热容与T 、S 、p 、V 的关系：C V ＝TVTS Cp＝TpTS Gibbs 自由能与温度的关系：Gibbs －Helmholtz 公式pT/G T ＝－2TH 单组分体系的两相平衡：（1）Clapeyron 方程式：dTdp ＝mXmXV TH 式中x 代表vap ，fus ，sub 。
物理化学：6.06化学反应的等温方程
解 ① 由Vant Hoff 等温方程：
QP
1.002 0.12 0.1
100（ 0 atm）1
rG
RT ln
KP QP
1.55 107 8.314 2000 ln
1000
1.60105 J / mol
∵ rG 0；此反应的自发方向即生成 H2O (g) 的方向。
② 欲使反应不能自发进行，则 QP 最小必须 和 KP 相等，即：
• KP ：(压力) 平衡常数； • QP ：任意状态的 “压力商”。 • 注意此时 KP、QP 所用的压力单位必须一
致 （通常用atm）。
• 事实上，方程 (3) 的形式比 (2) 更常用。
rG = RT ln Kf + RT ln Qf （实际气体）(2)
rG = RT ln (QP /KP ) （理想气体）(3)
rG = RT ln (QP/KP)
可采用两种方法来改变体系状况，使
rG 0
1. 降低产物的分压或浓度（一般采用移 去产物的方法）或增加反应物的分压
或浓度（一般采用增加某种反应物的 方法），改变 QP 值使之小于 KP 值。 2. 如果不能任意改变反应物和产物的分 压，则可升高或降低温度，使KP的数 值增加到大于 QP，可使反应的 rG 0，使正反应自发进行。
rG = RT ln (Qa / Ka)
（非理想溶液）
式中：Qa
aG g aAa
aHh aB b
，（活度商）
6. 如果反应在稀溶液中进行，则根据：
i = i + RT ln (ci /c)
不难证明稀溶液中的Vant Hoff 等温方程为：
rG = RT ln (Qc/Kc) （稀溶液）
无机化学-化学平衡-平衡常数和自由能变
③ 若式中PA ，PB，PC 都等于标准压力，则
lg
Q
=
lg
(pA
/
( pC / p )q p )m ( pB /
p
)n
= lg1 = 0
则 G = G 就是热力学标准态
④ 若体系处于平衡状态，则 G ＝0
GT = G + 2.303 RT lg
① 标准态，298 K
rGm ＝ fGm(生成物) - fGm(反应物) G ＝ － 2.30 RT lg Kp
② 标准态，任意温度
G (T) = H - TS G ＝ － 2.30 RT lg Kp
2、非标准状态
Van’t Hoff 等温式：
GT = G + 2.303 RT lg Q G ＝ － 2.303 RT lg Kp
或 lgK θ Gθ (T )
2.303RT
G = G + 2.303 RT lg Q
可用于计算rG 的公式有： Gm ＝ fGm (生成物) - fGm (反应物) 标准态，298 K rGm ＝ rHm - T rSm，标准态, T K rG ＝ - RTlnK ，T 温度下的平衡常数
( pC / p )q ( pA / p )m ( pB / p )n
＝ G + 2.303 RT lg Kp ＝ 0
式中PA ，PB，PC 分别代表Ａ，Ｂ，Ｃ的平衡分压力
如果系统达到平衡, 则不但意味着△G (T) ＝0, 而且 意味着反应商等于标准平衡常数 ，则
G θ (T ) 2.303RTlg K θ
rG < – 40 kJ·mol-1 或 rG > 40 kJ·mol-1
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化学反应等温式
目录
编辑本段定义
化学反应等温式（英文chemical reaction isotherm）亦即范特霍夫等温式，用来表达非标准状态下自由能变化之间关系的等式。
编辑本段相关知识
用ΔrGm只能判断反应体系中各物质都处于标准态，亦即各物质的活度恰好为1时，反应自发进行的方向。
当反应体系中各种物质的活度是任意的人为选定值时，必需用ΔrGm与ΔrGm的关系为：
ΔrGm=ΔrGm +RtlnJa R：气体常数8.314J·K－1·mol-1 T：温度Ja是体系在等温处于任状态时，指定的产物的活度系数次方的乘积与反应物活度系数次方乘积的比值，对于反应bB+dD=gG+hH可表示为Ja=Ja代表了化学平衡一章中的分压商及浓度商。
对于气体反应，理想混合气体中各组分气体的活度为aB=PB/PB代表物质B，PB为组分气体的分压P 为标准压力105pa。
对于溶液中反应，在本课中，稀溶液各物质的活度可用浓度代替。
利用等温方程式可以求算在等温（即指定TK）下体系处于任意活度配比情况下的ΔrGm并用于判断该条件下反应自发进行的方向。
化学反应处于平衡状态时ΔrGm =0 Ja=Ka
化学等温方程式就变成了ΔrGm =－RtlnKa
∴ΔrGm=－RTlnKn+RtlnJa是等温方程式的另一种表达形式它表明了
非平衡时化学反应的Gibbj自由能变化与平衡常数的关系。
由此计算出的平衡常数Ka称为热力学平衡常数，是无量纲量，数值与实验测得平衡常数Kc、Kp一样。
由此，我们可以根据浓度商及自由能变两种判别反应方向的方法：
若Ja=Ka 则ΔrGm=0 表明反应达到平衡
若Ja>Ka 则ΔrGm>0 反应不能自发进行
若Ja<Ka 则ΔrGm<0 反应自发进行
实际上，可根据，ΔrGm判断大致情况，如果ΔrGm<0,说明已含有处于标准的产物时反应能正向进行，如改为只有反应物，则Ja部分只有分母，所以ΔrG值含更小（远小于零）反应更易进行，反之相反。
例P155例4
注意例4中的〔F-〕是零，但按10－7mol·l-1计算，同时J换算为，KJ
应录1/1000。
当ΔrGm值不大时，要注意反应物或产物的活度对化学反应自发进行方向的影响。
§4Gibbj—Helmhol+z公式
根据前面提到的体系的自由能，焓及熵的关系为G=H－TS，对一个反应来说，体系由状态1→状态2，则有G1=H1-TS1G2=H2－TS2
G2－G1=（H2－TS2）－（H1－TS1）=（H2－H1）－T（S2－S1）
∴ΔG=ΔH－TΔS
Gibbs·J·W和Helmholtz·H·L·F各自独地证明了这三个热力学状态函数的关系，故将此公式称Gibbs—Helmholtz公式。
ΔH与ΔS随温度发生的变化是较小的（ΔH通常为几十到几百KJ，ΔS仅为几十几百J）,而ΔG则在温度改变时发生明显变化，∴可将上式近似处理，设ΔH、ΔS 不随温度变化而变化，而用298.15K的ΔH和ΔS来代表任意温度的ΔH、ΔS，上式就写为：ΔrG(T)=ΔrH(298K)-TΔrS(298K)如此标准态则有：ΔrG(T)=ΔrH (298K)-TΔrS (298K)因此可求出ΔrG的近似值。
精确解见物化。
根据Gibbs-Helmhol+2公式，可推出恒压下，温度对自发性的影响，有四种情况：
类型ΔrHΔrS ΔrG 讨论例
Ⅰ- +永远为“－”任何温度下都自发进行2H2O2（g）
→2H2O(g)+O2(g)
Ⅱ+-永为“+”任何温度下都非自发CO(g)→C(S)+O2(g)
Ⅲ--低温为“－”低温下自发变化HCL(g)+NH3(g)→NH4CL(s)
高温为“+”
Ⅳ++低温为“+”高温下自发变化CaCO3(S)→CaO(s)+CO2(g)
高温为“－”
1、从表中可看出：四种类型各分为两大类，其中类型Ⅱ是类型Ⅰ的逆过程，二者的共同点是ΔrH和ΔrS的数值的符号相反。
而类型Ⅳ是类型Ⅲ的逆过程，它们的ΔrH和ΔrS的数值的符号相同。
第一大类：ΔrH、ΔrS符号相反，但ΔrH与－ΔrS符号相同。
∴对ΔrG影响相同，换言之，ΔrG在任何温度都具有与ΔrH相同的符号，单独改变温度是不能调转反应自发进行的方向的。
例汽车尾气CO不会由于热分解而生成C（s）及O2。
第二大类：ΔrH、ΔrS符号相同，但对ΔrG影响相反，反应取决于两者相对大小，ΔrH数值大时，下影响不了ΔrG的符号，ΔrH数值较小时，T就很关键，例KCL溶解，CuCO3(3)分解等。
2、注意ΔrG<O表明反应可以自发进行，但并不说明反应一定要发生，因为还存在一速度问题。
例H2+O2→H2O在室温下是自发的，但H2、O2混合气体在室温下可长期保存无明显反应，然而将－Pt箱投入反应立即进行。
3、关于利用Gibbj-Helmhol+2公式计算有下列几种类型：
①判化化学反应进行的方向即求算ΔrG？
例：是否用加热分解的方法消除汽车尾气中的CO？
解：CO(g)=C(s)+O2(g)
查表Δ5H（COg）=－110.54KJ·mol-1 ∴该反应焓变
ΔrH=+110.54KJ·mol-1
而ΔrS =S （C固体）+（O2g）-S(COg)
查表S（C固体）=5.69J·k-1·mol-1S(O2g)=205.03J·mol-1K-1 S(COg)=197.9J·K-1·mol-1
ΔrS=5.69+×205.03-197.9=-89.7J·K－1mol-1=-0.0897KJ·K－1·mol-1
ΔrS为负ΔrH为正∴在任何温度都不可能自发进行
②求算ΔrS 或ΔrH
③求算反应达到平衡时温度，或者自发进行的最低温度（近似计算）
例：CaO(s)+SO2(g)→CaSO4(S)已知298K时反应ΔrH =－
402.0KJ·mol-1
ΔrG=-345.7KJ·mol-1求此反应平衡时的温度？
解：先求ΔrStΔrS=
∵达到平衡时ΔrGt=0∴TΔrS=ΔHt
T=
该反应ΔrHt为“－”，ΔrSt亦为“－”，低温下为自发变化∴根据计算可以判定反应在T<2130K时任何温度下均可自发，因此炉温低温于2130K时向炉中加CaO可束缚住SO3，防其污染，目前已在实用中。
4、根据计算判断化合物的溶解性，化合物的稳定性，以及指导化合物的合成。
§5温度对化学平衡的影响
根据ΔrGm=-Rtlnka（反应达到平衡时的等温方程式）
∴lnka=-ΔrGtm/RT将该式与ΔrGtm=ΔrHt-TΔrSm合并
得：lnKa=-(ΔrHm-TΔrSm)/RT
lnKa=-
该式清楚地表明平衡常数随温度的变化与ΔrHm的正负号有关。
ΔrHtm<0 T升高Ka减小T降低Ka增大
反之ΔrHm>0 T升高Ka增加T降低Ka减小
设可逆反应在温度为T1时，平衡常数为K1温度T2时平衡常数为K2 则有lnK1=－设ΔrH m、ΔrSm不随温度变化而变化
lnK2=-
有lnk2-lnK1=
ln=
该式表明了平衡常数与反应的焓变的关系，也可以在知道了一个温度的Ka及ΔrHm时，求算另一个温度K，但该式只适用于T1与T2差别不大时。