化学平衡a.pptx

第四章第四章 化学平衡化学平衡（Chemical Equilibrium）一一.化学反应的可逆性（化学反应的可逆性（Reversibility）和可逆反应）和可逆反应（Reversible reactions）可逆性：可逆性：1.绝大多数化学反应都有一定可逆性例如：CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)(水煤气)N2(g)+3H2(g)2NH3(g)可逆性显著Ag+(aq)+Cl-(aq)AgCl(s)可逆程度小2.只有极少数反应是“不可逆的”(单向反应)例如：2KClO3(s)=2KCl(s)+3O2(g)可逆反应可逆反应：在同一条件（温度、压力、浓度等）下，能同时向两个相反方向进行的反应。二、化学平衡的概念二、化学平衡的概念（一一）定定义义:可可逆逆反反应应在在一一定定条条件件下下，正正反反应应速速率率等等于于逆逆反反应速率应速率时，反应时，反应体系体系所处的所处的状态状态，称为，称为“化学平衡化学平衡”。例例1：H2O(g)+CO(g)H2(g)+CO2(g)H2O(g)+CO(g)H2(g)+CO2(g)(二二)化学平衡的鲜明特点化学平衡的鲜明特点 平衡是动态的平衡是动态的 到达平衡状态的途径是双向的到达平衡状态的途径是双向的 对对上上述述反反应应，不不论论从从哪哪个个方方向向都都能能到到达达同同一一平平衡衡状状态态。温温度度一一经经确确定定，CO2的的平平衡衡压压力力也也就就确确定定，在在该该压压力下产生力下产生CO2的速率等于它转化为的速率等于它转化为CaCO3的速率。的速率。系系统统各各组组分分无无限限期期保保持持恒恒定定并并不不意意味味着着正正、逆逆反反应应的的终终止止，只只不不过过朝朝两两个个方方向向进进行行的的速速率率相相等等而而已已。如如反反应应 CaCO3(s)CaO(s)+CO2(g)平平衡衡时时，CaCO3仍仍在在不不断断分分解解为为CaO和和CO2,CaO与与CO2仍在不断形成仍在不断形成CaCO3（用放射性同位素用放射性同位素1414C标记法）标记法）。平衡状态是两种相反趋势导致的折中状态平衡状态是两种相反趋势导致的折中状态 两两种种相相反反趋趋势势是是指指系系统统总总是是趋趋向向最最低低能能量量的的趋趋势势和和趋趋向向最最大大混混乱乱度度的的趋趋势势。CaCO3中中的的C原原子子和和O原原子子高高度度有有序序，由由其其形形成成的的 占占据据着着晶晶格格中中的的确确定定位位置置。分分解解反反应应相相应应于于将将 以以CO2气气体体分分子子形形式式游游离离出出来来，游游离离出出来来的的气气体体分分子子能能运运动动于于反反应应容容器器的的整整个个空空间间。与与 中中禁禁锢锢的的CO2相相比比,气气态态CO2分分子子的的混混乱乱度度更更高高。如如果果只只有有熵熵变变这这一一因因素素，CaCO3将将会会完完全全分分解解。然然而而CaCO3的的分分解解为为吸吸热热过过程程，熵熵变变有有利利的的这这一一反反应应焓焓变变却却不不利利。逆逆反反应应的的情情况况恰恰好好颠颠倒倒过过来来:熵熵变变不不利利而而焓焓变变却却有有利利。可可以以认认为为，平平衡衡系系统统中中CO2的的分分压压反反映映了了两两种趋势导致的折中状态。种趋势导致的折中状态。二、化学平衡的概念（续）二、化学平衡的概念（续）例例2：N2O4(g)2 NO2(g)无色无色 红棕色红棕色 在在373 K恒恒温温槽槽中中反反应应一一段段时时间间后后，反反应应混混合合物物颜颜色色不不再再变变化化，显示已达显示已达平衡平衡，测得平衡时，测得平衡时N2O4、NO2浓度（表浓度（表3.1）。）。次序次序 起始浓度起始浓度 浓度变化浓度变化 平衡浓度平衡浓度 NO22/N2O4 /moldm-3 /moldm-3 /moldm-31 从反应从反应 N2O4 0.100 -0.060 0.040 0.36 物开始物开始 NO2 0 +0.120 0.120 2 从产物从产物 N2O4 0 +0.014 0.014 0.37 开始开始 NO2 0.100 -0.028 0.072 3 从反应混从反应混 N2O4 0.100 -0.030 0.072 0.37 合物开始合物开始 NO2 0.100 +0.060 0.160 二、化学平衡的概念（续）二、化学平衡的概念（续）平衡时NO22/N2O4不变，即达到一个“常数”称为“平衡常数”（K）。N2O4(g)2 NO2(g)K=NO22/N2O4 =0.37（373 K）（二）平衡常数（二）平衡常数（Equilibrium constantsEquilibrium constants）1.1.定义：定义：在在一定温度一定温度下，可逆反应达到下，可逆反应达到平衡平衡时，时，产物浓产物浓 度度的方程式计量系数次方的乘积与的方程式计量系数次方的乘积与反应物浓度反应物浓度 计量系数次方的乘积之比，为一常数，称为计量系数次方的乘积之比，为一常数，称为“平平 衡常数衡常数”。符号：符号：K K。这一规律称为。这一规律称为“化学平衡定律化学平衡定律”。（二）平衡常数（续）（二）平衡常数（续）2.平衡常数的意义平衡常数的意义表表示示在在一一定定条条件件下下，可可逆逆反反应应所所能能进进行的行的极限极限。K，反应达到平衡时,生成物在平衡混合物中所占比例越大，正反应彻底。（二）平衡常数（续）（二）平衡常数（续）3.注意：平衡常数只是反应物本性和反应物本性和温度的函数温度的函数，而与反应物或产物的起始浓度无关（见表3.1）。N2O4(g)2 NO2(g)T/K 273 323 373 Kc 510-4 2.210-2 3.710-1 平衡常数不涉及时间概念不涉及时间概念，不涉及反应速率不涉及反应速率。2 SO2(g)+O2(g)=2 SO3(g)K=3.6 1024 (298 K)K 很大，但R.T.反应速率很小。（三）经验平衡常数与相对平衡常数（三）经验平衡常数与相对平衡常数1.平衡常数的分类与表达式书写(1)经验平衡常数（实验平衡常数）：Kc,Kp,Kx,K复复(2)相对相对平衡常数：Kr(或标准标准平衡常数K）（三）经验平衡常数与相对平衡常数（续）（三）经验平衡常数与相对平衡常数（续）物理量物理量=纯数纯数 x 量纲量纲(SI制制)c=0.25moldm-3(c/moldm-3=0.25)p=30.45kPa(p/kPa=30.45)x=0.45(量纲=1)pH=8.63(量纲=1)（三）经验平衡常数与相对平衡常数（续）（三）经验平衡常数与相对平衡常数（续）(1)经验经验平衡常数（平衡常数（实验实验平衡常数）平衡常数）：对于一般的可逆反应：aA+bB dD+eE对于反应物和生成物都为气体，平衡时，各物质的平衡分压为pA pB pD pE：压力平衡常数 注：注：Kp有无有无相应的量纲相应的量纲取取决于决于 a+b=d+e?（三）经验平衡常数与相对平衡常数（续）（三）经验平衡常数与相对平衡常数（续）(1)经验经验平衡常数（平衡常数（实验实验平衡常数）平衡常数）：对于一般的可逆反应：aA+bB dD+eE对于反应物和生成物都为气体，平衡时，各物质的平衡物质的量浓度为A B D E：浓度平衡常数 注：注：Kc有无有无相应的量纲相应的量纲取取决于决于 a+b=d+e?（三）经验平衡常数与相对平衡常数（续）（三）经验平衡常数与相对平衡常数（续）例1：N2O4(g)=2 NO2(g)Kp=p2(NO2)/p(N2O4)=1116 kPa（373 K）有压力量纲有压力量纲!Kc=NO2 2/N2O4 有浓度量纲有浓度量纲!问题：问题：Kc 与与 Kp 间有何关系？间有何关系？(D RT)d (E RT)e(A RT)a (B RT)b)(D)d (E)e(A)a (B)b)piV=niRT pi=niRT/V =ciRT 代入代入KP表达式表达式:(pDd pEe)(pAa pB b)Kp=(RT)d+e-a-b=Kp =Kc(RT)d+e-a-bKc 与与 Kp 的关系：的关系：Kp =Kc(RT)d+e-a-bR:摩尔气体常数摩尔气体常数8.314 J K-1 mol-18.314 Pa m3 K-1 mol-18.314 kPa dm3 K-1 mol-10.08206 atm dm3 K-1 mol-1（三）经验平衡常数与相对平衡常数（续）（三）经验平衡常数与相对平衡常数（续）例1：N2O4(g)=2 NO2(g)(373 K)Kp=Kc(RT)n =0.37moldm-3(8.314Jmol-1K-1373K)=370molm-3(8.314Jmol-1K-1373K)=1116kPaKp与Kx的关系：用分压定律pi=pTXi，得：Kp=Kx pT n（三）经验平衡常数与相对平衡常数（续）（三）经验平衡常数与相对平衡常数（续）(1)经验经验平衡常数（平衡常数（实验实验平衡常数）平衡常数）：对于一般的可逆反应：aA+bB dD+eE对于溶液中发生的反应，平衡时，各个物质的平衡浓度为A B D E：浓度平衡常数 注：注：Kc有无有无相应的量纲相应的量纲取取决于决于 a+b=d+e?（三）经验平衡常数与相对平衡常数（续）（三）经验平衡常数与相对平衡常数（续）(1)经验经验平衡常数（平衡常数（实验实验平衡常数）平衡常数）：对于一般的可逆反应：aA+bB dD+eE对于复相反应，即同时存在溶液状态及气体状态，固体状态时，平衡表达的气体用分压表示，溶液用浓度表示，其平衡常数称为杂平衡常数Kx例：Zn(s)+2H+(aq)=H2(g)+Zn2+(aq)Kx=Zn2+.pH2/H+2（三）经验平衡常数与相对平衡常数（续）（三）经验平衡常数与相对平衡常数（续）(1)经验经验平衡常数（平衡常数（实验实验平衡常数）平衡常数）：对于一般的可逆反应：aA+bB dD+eE平衡常数书写注意事项书写注意事项：a)稀的水溶液反应，稀的水溶液反应，H2O不写不写在平衡常数在平衡常数 表达式中。表达式中。例：例：Cr2O72-(aq)+H2O(l)=2 CrO42-(aq)+2 H+(aq)K=(CrO42-2 H+2)/Cr2O72-（三）经验平衡常数与相对平衡常数（续）（三）经验平衡常数与相对平衡常数（续）平衡常数书写注意事项：b)非水体系，非水体系，H2O要要写在平衡常数表达式写在平衡常数表达式.例：例：c)反应中反应中纯固体、纯液体的浓度不写纯固体、纯液体的浓度不写在平衡在平衡 常数表达式中。常数表达式中。C2H5OH+CH3COOH=CH3COOC2H5+H2O CH3COOC2H5 H2OC2H5OH CH3COOHKc=（三）经验平衡常数与相对平衡常数（续）（三）经验平衡常数与相对平衡常数（续）经验平衡常数经验平衡常数存在两大问题存在两大问题:多值性多值性;n 0时，时，量纲量纲 1；不利于讨论热力学与平衡常数的关系不利于讨论热力学与平衡常数的关系！(G =-RT ln K,K 量纲量纲1?只有纯数才能取对数只有纯数才能取对数!)定义定义：“标准压力标准压力”为为p “标准（物质的量）浓度标准（物质的量）浓度”为为c “标准质量摩尔浓度标准质量摩尔浓度”为为b （或（或m ）“标准物质的量分数标准物质的量分数”为为x SISI制规定制规定：p =1 105 Pa（旧：（旧：101325 Pa）c =1 moldm-3 溶质溶质/溶液体积溶液体积 b =1 molkg-1 溶质溶质/溶液质量溶液质量 在任何单位制中，在任何单位制中，X =1（即表示（即表示“纯物质纯物质”）2、相对平衡常数：、相对平衡常数：Kr (或标准平衡常数或标准平衡常数K ）n则混合气体中气体则混合气体中气体i的相对分压为的相对分压为:p ir r=pi/p n溶溶液液中中溶溶质质i的的相相对对（物物质质的的量量）浓浓度度为为：c ir r=ci/c n溶溶 液液 中中 溶溶 质质 i的的 相相 对对 质质 量量 摩摩 尔尔 浓浓 度度 为为：b ir r=bi/b (上标上标 r relative 相对的相对的)显然：显然：p ir r、c ir r、b ir r 量纲为量纲为1 1、单值！、单值！规规定定相相对对平平衡衡常常数数表表达达式式：溶溶液液用用平平衡衡时时相相对对浓度、气体用相对分压、固体和纯液体不计。浓度、气体用相对分压、固体和纯液体不计。溶液溶液反应：反应：a A(aq)+b B(aq)=d D(aq)+e E(aq)则则:Kcr=Kcr=(D/c)d (E/c)e (A/c)a (B/c)b (Dd Ee)(Aa Bb)(c)deab Kcr=Kc (c)n 设一设一理想气体理想气体（无体积，无分子间力）反应为：（无体积，无分子间力）反应为：a A(g)+b B(g)=d D(g)+e E(g)(pDr)d (pEr)e(pAr)a (pB r)bKpr=(pD/p)d (pE/p )e(pA/p )a (pB/p )b(pDd pEe)(pAa pB b)(p)deab Kpr=Kp (p)n p =1105 Pa 平衡压力单位取平衡压力单位取Pa 杂相杂相反应：反应：a A(s)+b B(aq)=d D(g)+e E(aq)则则:K杂杂 r=(pD/p )d (E/c )e (B/c )b l Kc r r、Kpr r、K杂杂r r 统一为统一为 K r r（或或 K ）：）：量纲为量纲为1;在在SI制中单值。制中单值。QuestionQuestion 2GeO(g)+W2O6(g)2 GeWO4(g)开始开始 pB/kPa 100.0 100.0 0变化变化 pB/kPa -98.0 98.0平衡平衡 pB/kPa 100.0-98.0 100.0 98.0p(GeO)=100.0 kPa 98.0 kPa=2.0 kPa p(W2O6)=100.0 kPa-kPa=51.0 kPaSolution 恒温恒容下，恒温恒容下，2GeO(g)+W2O6(g)2 GeWO4(g)若反应开始时，若反应开始时，GeO 和和 W2O6 的分压均为的分压均为100.0 kPa，平衡时平衡时 GeWO4(g)的分压为的分压为 98.0 kPa.求平衡时求平衡时GeO和和W2O6的分压以及反应的标准平衡常数。的分压以及反应的标准平衡常数。相对平衡常数相对平衡常数书写注意事项书写注意事项 1）与热力学函数一样，平衡常数数值）与热力学函数一样，平衡常数数值因反应方因反应方 程式的书写形式不同而异程式的书写形式不同而异。N2(g)+3H2(g)=2NH3(g)K1r=1.60*10-51/2N2(g)+3/2H2(g)=NH3(g)K2r=3.87*10-2 K2r =(K1r)1/2 2)与实验平衡常数一样，水溶液体系，且是稀的与实验平衡常数一样，水溶液体系，且是稀的 水溶液反应，水溶液反应，H2O不写不写在平衡常数表达式中；在平衡常数表达式中；而而非水体系，非水体系，H2O要要写在平衡常数表达式写在平衡常数表达式.（三）经验平衡常数与相对平衡常数（续）（三）经验平衡常数与相对平衡常数（续）相对平衡常数相对平衡常数书写注意事项书写注意事项 3）反应中反应中纯固体、纯液体的浓度不写纯固体、纯液体的浓度不写在平衡在平衡 常数表达式中。常数表达式中。4)平衡常数平衡常数Kr，反应达到平衡时,生成物在平衡 混合物中所占比例越大，正反应越彻底。通常：K 107，正反应单向 K 10-7，逆反应单向 K=10-7 107，可逆反应（三）经验平衡常数与相对平衡常数（续）（三）经验平衡常数与相对平衡常数（续）相对平衡常数相对平衡常数书写注意事项书写注意事项 5）书写平衡常数必须注明温度，若未注明一般指298.15K。6)一个确定的化学反应在一个确定的温度下，只有一个平衡常数。7)高压及高浓度条件下，气体或溶液中的分子间 或离子间的相互作用必须考虑，并进行修正，见后续课程介绍！（三）经验平衡常数与相对平衡常数（续）（三）经验平衡常数与相对平衡常数（续）（三）经验平衡常数与相对平衡常数（续）（三）经验平衡常数与相对平衡常数（续）关于关于“平衡常数平衡常数”的要求的要求：两套两套平衡常数平衡常数都要掌握都要掌握。计计算算“平平衡衡转转化化率率”或或某某反反应应物物（或或产产物物）浓浓度度（或或分分压压）时时，两两套套平平衡衡常常数数均均可可以以用用，且且用用Kc、Kp、K杂杂（经经验验平平衡衡常常数数）更更方方便便，故故IUPAC未予废除。未予废除。只有只有K r r（或（或 K ）才具才具有热力学含义有热力学含义。例如，例如，G =-RT ln K，只能用只能用K r r（或（或 K ）。（四）化学平衡的特点：（四）化学平衡的特点：1.封闭体系、恒温封闭体系、恒温，才可建立平衡；，才可建立平衡；2.动态平衡动态平衡，净反应净反应为零。为零。3.平平衡衡状状态态是是封封闭闭体体系系中中可可逆逆反反应应进进行行的的最大限度最大限度。4.反应条件反应条件（温度、压力、浓度）（温度、压力、浓度）改变改变时时，平衡平衡将发生将发生移动移动；但；但只有只有温度改变温度改变，平平衡常数衡常数K值值才才改变改变。（三）经验平衡常数与相对平衡常数（续）（三）经验平衡常数与相对平衡常数（续）经验平衡常数经验平衡常数存在两大问题存在两大问题:多值性多值性;n 0时，时，量纲量纲 1；不利于讨论热力学与平衡常数的关系不利于讨论热力学与平衡常数的关系！(G =-RT ln K,K 量纲量纲1?只有纯数才能取对数只有纯数才能取对数!)3-2反应的自由能变化与平衡常数的关系一、VantHoff化学反应等温式 （一）推导：（一）推导：封闭体系、等温、不做非体积功封闭体系、等温、不做非体积功：任意状态的任意状态的1 mol气体的气体的Gibbs自由能为：自由能为：G=G+RT ln(p/p)mol气体的Gibbs自由能为：G=G+RT ln(p/p)设一理想气体的反应为：aA(g)+bB(g)=dD(g)+eE(g)G 与G,G 与 K 一、一、Vant Hoff化学反应等温式（续）化学反应等温式（续）反应的Gibbs自由能变为：rG m=iG i i是方程式计量系数，对产物取正值，对反应物取负值。对于气相反应气相反应：aA(g)+bB(g)=dD(g)+eE(g)G =eGE+eRT ln(pE/p)+dGD+dRT ln(pD/p)-aGA+aRT ln(pA/p)-bGB+bRT ln(pB/p)一、Vant Hoff化学反应等温式（续）G=G +RT ln(pE/p)e(pD/p)d/(pA/p)a(pB/p)b =G +RT ln(pE r)e(pD r)d/(pA r)a(pBr)b定义定义:任意状态任意状态的的相对分压商（反应分压商）相对分压商（反应分压商）Qp r=(pE r)e(pD r)d/(pA r)a(pBr)bVant Hoff化学反应等温式化学反应等温式:G =G +RT lnQp r (封闭体系、等温、不做非体积功封闭体系、等温、不做非体积功)意义意义:热力学第二个最重要的公式（第一个是吉一赫方热力学第二个最重要的公式（第一个是吉一赫方 程），它表明了程），它表明了任意状态任意状态的的G 与与G 和和T 的的 关系，关系，提供了提供了任意状态任意状态下判断反应自发性的依据下判断反应自发性的依据。一、Vant Hoff化学反应等温式（续）平衡平衡状态状态:G=0,Qp r=K r G =-RT ln K r （G K r）而而 G =i fG i（二）（二）VanVant Hofft Hoff等温式的应用等温式的应用 把把G =-RT ln K r 代入代入 G =G +RT lnQp r 得：得：G =-RT ln K r+RT lnQp r G =RT ln（Qp r/K r）一、Vant Hoff化学反应等温式（续）G =RT ln（Qp r/K r）G Qp r 与与K r关系关系 反应自发性反应自发性 =0 Qp r=K r 平衡状态平衡状态 0 Qp r K r 正反应自发正反应自发 0 Qp r K r 逆反应自发逆反应自发从从Qp r 与与K r关系关系 判断判断反应自发性反应自发性 G =RT ln（Qp r/K r）Qp r K r 正反应自发正反应自发 Qp r=K r 平衡状态平衡状态 Qp r K r 逆反应自发逆反应自发一、一、Vant Hoff 化学反应等温式（续）化学反应等温式（续）例例1.已知下列反应在已知下列反应在713 K的的Kcr=Kpr=50.3。H2(g)+I2(g)=2 HI(g)求求下列条件下列条件下，下，反应自发反应自发的方向。的方向。No.(H2)/mol.L-1(I2)/mol.L-1(HI)/mol.L-1Q=(HI)2 /(H2)(I2)Q 与与K比较比较自发自发方向方向11.001.001.001.00Q K21.001.000.0011.0 10-6Q K30.220.221.5650.3Q=K平衡平衡40.220.222.56135Q K rGm(298 K)=103.8 kJmol-1 (0.008 31 kJmol-1K-1)(298 K)ln 0.01 =103.8 kJmol-111.4 kJ mol-1 =115.2 kJmol-1QuestionQuestion 与与 值相比，值相比，值更负，值更负，比标准状态条件下具有更大的自发性。比标准状态条件下具有更大的自发性。已知反应已知反应 CCl4(l)+H2(g)HCl(g)+CHCl3(l)若若实验值实验值 p(H2)1.0106 Pa和和p(HCl)1.0104 Pa时时，反应的自发性增大还是减少？，反应的自发性增大还是减少？Solution3.3 3.3 与与“平衡常数平衡常数”有关的计算有关的计算（续）（续）与平衡常数有关的其他计算：利用平衡常数值,求反应物或者产物浓度,或者反应物的转化率；或者反之;利用实验数据,如物质平衡浓度,标准自由能变化,等等,求平衡常数值；或者反之;转化率与分压定律转化率与分压定律某反应物的转化率某反应物的转化率=(某反应物已转化的量/某反应 物起始的量)100%分压定律分压定律(1)混合气体的总压力等于各组分气体的分压力之和.p=p(A)+p(B)+(2)某组分气体的分压力与混合气体的总压力之比等于该组分气体物质的量与混合气体总的物质的量之比.p(A)/p(总)=n(A)/n例：C2H5OH+CH3COOH=CH3COOC2H5+H2O 若起始浓度c(C2H5OH)=2.0 mol.dm-3，c(CH3COOH)=1.0 mol.dm-3，室温测得经验平衡常数Kc=4.0，求平衡时C2H5OH的转化率。解：反应物的平衡转化率%=(反应物起始浓度-反应物平衡浓度)/(反应物起始浓度)100%3.3 与与“平衡常数平衡常数”有关的计算（续）有关的计算（续）mol.dm-3C2H5OH+CH3COOH=CH3COOC2H5+H2O起始浓度2.01.000平衡浓度平衡浓度2.0-1.0-Kc=2/(2.0-)(1.0-)=4.0解方程，得=0.845mol.dm-3C2H5OH平衡转化率 =(0.845/2.0)100=42%或：=(0.845/2.0)100%=42%3.3 与与“平衡常数平衡常数”有关的计算（续）有关的计算（续）若起始浓度改为：c(C2H5OH)=2.0mol.dm-3，c(CH3COOH)=2.0mol.dm-3，求同一温度下，C2H5OH的平衡转化率。同法，%=67引深：增大反应物之一CH3CO0H的浓度使化学平衡发生移动；达到新平衡时，C2H5OH转化率提高了。注意：温度不变，Kc值亦不变。3.3 与与“平衡常数平衡常数”有关的计算（续）有关的计算（续）多重平衡原理多重平衡原理1.2个方程式相加，则：G =G 1+G 2 代入G =-RT lnK K =K1 K22.2个方程式相减，则：G =G 1-G 2 K =K1/K2多重平衡原理多重平衡原理(续）续）例.SO2（g)+O2（g)=SO3（g)(1)G 1=-70.9kJ.mol-1,K1=2.81012NO2（g)=NO（g)+O2（g)(2)G 2=+35.3kJ.mol-1,K2=6.310-7方程(1)+(2)：SO2（g)+NO2（g)=NO（g)+SO3（g)(3)G 3 K3 G 3=G 1+G 2=-35.6kJ.mol-1 K3 =K1K2=1.8106 (2)NO2=NO+O2 G 2=+35.3 kJ.mol-1 G =0G SO2+NO2=NO+SO3 G =G 1+G 2 =-35.6 kJ.mol-1 (1)SO2+O2 =SO3 G 1=-70.9 kJ.mol-1 多重平衡原理多重平衡原理(续）续）