化学平衡原理与应用课件

化学平衡原理与应用在化学研究与应用领域中，化学平衡是一个基础而重要的概念它不仅解释了化学反应如何在微观层面上达到动态平衡，还揭示了如何通过调节反应条件来控制反应的方向和产率本课程将系统地介绍化学平衡的理论基础、影响因素及其在工业生产、环境科学、生物医学和材料科学等领域的广泛应用通过对平衡原理的深入理解，我们可以更好地解释和预测各种化学系统的行为课程目标1理解化学平衡的概念2掌握化学平衡的原理3学习化学平衡的应用学习化学平衡的基本定义、特征及学习勒夏特列原理及其应用，理解通过分析工业生产、环境科学、生其微观本质，深入理解可逆反应与温度、压力、浓度等因素对化学平物医学和材料科学等领域中的实际动态平衡的关系，掌握平衡常数的衡的影响规律，掌握平衡常数的计案例，了解化学平衡理论在解决实物理意义，建立对化学平衡本质的算方法，能够预测平衡移动的方向际问题中的重要作用，培养应用化系统认识和程度学平衡原理优化生产和研究的能力化学平衡的定义化学平衡的本质微观视角化学平衡是指在一定条件下，正从微观角度看，在平衡状态下，反应速率等于逆反应速率，各组反应物转化为产物的分子数与产分浓度不再随时间变化的状态物转化为反应物的分子数在单位这是一种动态平衡状态，而非静时间内相等，因此宏观上各物质止状态，正逆两个反应仍在同时的浓度保持恒定进行，只是达到了速率平衡平衡状态的特点化学平衡是一个可以从任何方向接近的状态，无论是从反应物开始还是从产物开始，只要条件相同，最终都将达到相同的平衡状态平衡状态是可逆的，可受外界条件变化的影响可逆反应与不可逆反应可逆反应不可逆反应实际反应的特点可逆反应是指在特定条件下，反应产物不可逆反应是指反应只能从反应物向产严格意义上所有化学反应理论上都是可能够重新转变为反应物的反应反应达物方向进行，产物不能自发转变回反应逆的，但在实际条件下，许多反应的逆到平衡后，宏观上反应似乎停止，但微物的反应这类反应通常伴随能量的大反应速率极小，以至于可以被视为不可观上正反应和逆反应仍在以相等的速率量释放或者生成稳定的产物（如气体逸逆反应是否可逆的判断标准是在特定进行可逆反应通常用双箭头（⇌）表出或沉淀形成）不可逆反应用单向箭条件下，逆反应是否有显著发生示头（→）表示动态平衡的概念微观动态过程反应速率平衡浓度变化特征动态平衡是指系统中正向过程和逆向过程反应开始时，反应物浓度高，正反应速率在达到平衡后，各物质的浓度保持不变，以相同速率同时进行，宏观上表现为系统大；随着反应进行，反应物浓度减小而产但分子的转化并未停止这种状态下的平性质不随时间变化在化学平衡中，分子物浓度增加，正反应速率减小而逆反应速衡是动态的而非静止的，可以通过同位素持续进行反应碰撞，正反应将反应物转化率增大当两者相等时，系统达到动态平标记等技术证实在平衡状态下反应仍在分为产物的速率与逆反应将产物转化为反应衡，此时各组分的宏观浓度保持恒定子水平上持续进行物的速率相等化学平衡的特征动态性化学平衡是一种动态平衡，即使系统处于平衡状态，分子层面上的化学反应仍在不断进行，只是正反应和逆反应的速率相等，使得宏观上各物质的浓度保持不变可逆性平衡状态可以从反应的任何方向达到无论最初是只有反应物还是只有产物，在相同条件下，系统最终将达到相同的平衡状态，各组分的平衡浓度也相同条件依赖性平衡状态与反应的具体条件（如温度、压力、浓度等）密切相关当这些条件改变时，平衡会向着抵消这种改变影响的方向移动，最终达到新的平衡状态唯一性在给定条件下，一个化学反应体系只有一个平衡状态，即平衡常数在特定温度下是固定的，不受起始浓度、压力变化或催化剂影响平衡常数的定义平衡常数的概念平衡常数（K）是表征化学平衡定量特征的重要参数，它是反应达到平衡时，产物浓度的乘积与反应物浓度的乘积的比值，每一个浓度项都要考虑其化学计量数作为指数数学表达式对于一般的可逆反应aA+bB⇌cC+dD，平衡常数K的表达式为K=[C]^c×[D]^d/[A]^a×[B]^b，其中[A]、[B]、[C]、[D]表示各物质的平衡浓度，a、b、c、d为反应方程式中的化学计量数平衡常数的特性平衡常数只与温度有关，在一定温度下是一个特定的常数值，不受起始浓度、压力变化或催化剂的影响平衡常数的数值大小反映了反应在平衡时产物和反应物的相对量，是判断反应进行方向和程度的重要依据平衡常数的表示方法浓度平衡常数Kc1以物质的摩尔浓度表示的平衡常数，适用于均相反应系统，尤其是液相和气相反应压力平衡常数Kp2以气体的分压表示的平衡常数，特别适用于气相反应系统与Kc之间存在明确的转换关系热力学平衡常数K3以物质的活度表示的平衡常数，最为严格和通用，但在实际应用中常用Kc或Kp作为近似平衡常数的表示方法根据反应体系的性质和便于计算的需要而选择在理想溶液或理想气体条件下，浓度或分压可以直接替代活度对于复杂体系，需要考虑活度系数的修正不同表示方法之间存在明确的数学关系，可以相互转换浓度平衡常数Kc定义与表达式适用范围计算方法浓度平衡常数Kc是以Kc主要适用于均相反计算Kc时，需要先确物质的摩尔浓度表示的应，特别是液相反应和定各物质的平衡浓度，平衡常数对于反应溶液中的反应对于气通常通过设定反应的转aA+bB⇌cC+dD相反应，当压力不是很化程度x，然后根据反，Kc=[C]^c×高时，也可以使用Kc应的化学计量比计算出[D]^d/[A]^a×，此时气体的摩尔浓度平衡时各物质的浓度，[B]^b，其中[]表示物等于压力除以气体常数最后代入Kc的表达式质的平衡摩尔浓度（和绝对温度的乘积求得在实验中，可以mol/L）通过分析测定平衡混合物中各组分的浓度来计算Kc压力平衡常数Kp1定义与表达式2适用范围压力平衡常数Kp是以气体分Kp特别适用于气相反应系统压表示的平衡常数对于气相，尤其是在高压条件下或者气反应aA+bB⇌cC+dD，体不理想的情况下在处理涉Kp=P_C^c×P_D^d及气体的化学平衡问题时，使/P_A^a×P_B^b，其用Kp往往比Kc更为直接和方中P表示各气体组分的平衡分便，因为气体的分压可以直接压，通常以标准大气压（atm通过测量获得）或帕斯卡（Pa）为单位3实际应用在工业过程中，如合成氨、硫酸制备等气相反应，常常需要计算和使用Kp来预测反应的进行方向和程度，以便优化反应条件，提高产率在分析气相平衡体系时，Kp是表征平衡状态的重要参数与的关系Kc Kp特殊情况当反应前后气体摩尔数不变时（Δn=0），Kp=Kc；当反应后气体摩尔数增2基本转换关系加时（Δn0），KpKc；当反应后对于气相反应aA+bB⇌cC+dD，气体摩尔数减少时（Δn0），Kp1Kc与Kp之间存在关系Kp=Kc×Kc物理意义RT^Δn，其中Δn=c+d-a+b，表示反应气体摩尔数的变化，R为这种关系反映了气体浓度与分压之间的气体常数，T为绝对温度转换由于理想气体的摩尔浓度c=P/RT，代入Kc表达式并进行变换，3即可得到Kp=Kc×RT^Δn的关系式平衡常数的单位平衡常数的单位取决于反应前后物质的摩尔数变化对于Kc，单位由mol/L^Δn决定，其中Δn是反应产物摩尔数减去反应物摩尔数的差值当Δn=0时，Kc无单位；当Δn≠0时，Kc有单位而对于Kp，由于分压通常以无因次量表示（如相对于标准大气压的比值），所以Kp在这种情况下也是无因次量平衡常数的意义反应程度的指标1K值反映了平衡时产物与反应物的比例反应方向的预测2K与反应商Q的比较可确定反应进行方向反应自发性的表征3K与标准吉布斯自由能变化ΔG°相关工业生产的理论基础4K为优化反应条件提供指导平衡常数K的大小直接反映了化学反应在平衡状态下的进行程度当K≫1时，平衡位置偏向产物，反应在平衡时几乎完全进行；当K≪1时，平衡位置偏向反应物，反应在平衡时几乎不进行；当K≈1时，反应物和产物在平衡时的量相当通过比较反应商Q和平衡常数K的大小，可以判断反应的进行方向当QK时，反应向逆方向进行；当Q=K时，反应处于平衡状态化学平衡的热力学基础热力学第一定律1能量守恒是化学平衡的基础在恒温恒压条件下，反应体系趋向于使其吉布斯自由能最小当系统达到平衡时，总吉布斯自由能达到热力学第二定律2最小值，此时dG=0，系统不再有自发变化的趋势系统的熵变与平衡有密切关系在平衡状态下，系统的熵达到最大值（在孤立系统中）或吉布斯自由能达到最小值（在恒温恒压系统热力学势能中）平衡状态是系统最稳定的状态，也是熵最大或自由能最小的3状态化学反应中，吉布斯自由能变化ΔG决定了反应的自发性和平衡位置当ΔG0时，反应自发向正方向进行；当ΔG0时，反应自发向逆方向进行；当ΔG=0时，反应达到平衡状态吉布斯自由能与化学平衡自由能变化与反应自发性标准自由能变化与平衡常数吉布斯自由能变化（ΔG）是判断化标准状态下的吉布斯自由能变化（学反应自发性的重要指标当ΔG0ΔG°）与平衡常数（K）之间存在关时，反应自发向正方向进行；当ΔG系ΔG°=-RT ln K，其中R是气体0时，反应自发向逆方向进行；当常数，T是绝对温度这个方程表明ΔG=0时，反应处于平衡状态在平，当ΔG°0时，K1，平衡偏向产衡状态下，系统的吉布斯自由能达到物；当ΔG°0时，K1，平衡偏向最小值反应物非标准条件下的自由能变化在非标准条件下，吉布斯自由能变化（ΔG）可以通过公式ΔG=ΔG°+RT lnQ计算，其中Q是反应商当Q=K时，ΔG=0，系统处于平衡状态；当QK时，ΔG0，反应向正方向进行；当QK时，ΔG0，反应向逆方向进行标准吉布斯自由能变化与平衡常数的关系标准吉布斯自由能变化（ΔG°）与平衡常数（K）之间存在着定量关系ΔG°=-RT ln K，其中R是气体常数（

8.314J/mol·K），T是绝对温度（K）这个关系式是化学热力学中的核心方程之一，它将热力学状态函数与平衡常数联系起来当ΔG°0时，ln K0，即K1，表明平衡向产物方向偏移，反应在标准状态下趋向于形成产物；当ΔG°0时，lnK0，即K1，表明平衡向反应物方向偏移，反应在标准状态下不利于形成产物；当ΔG°=0时，lnK=0，即K=1，表明反应在标准状态下处于平衡状态，反应物和产物的标准化学势相等范特霍夫方程方程定义范特霍夫方程描述了温度对平衡常数的影响dln K/dT=ΔH°/RT²，其中ΔH°是反应的标准焓变，R是气体常数，T是绝对温度这个方程表明，平衡常数随温度变化的方式取决于反应的焓变积分形式将范特霍夫方程积分，得到两个不同温度下平衡常数的关系lnK₂/K₁=-ΔH°/R×1/T₂-1/T₁假设ΔH°在温度区间内不变，这个公式可用于计算不同温度下的平衡常数热力学意义对于放热反应（ΔH°0），随着温度升高，平衡常数减小，平衡向反应物方向移动；对于吸热反应（ΔH°0），随着温度升高，平衡常数增大，平衡向产物方向移动这与勒夏特列原理一致温度对平衡常数的影响温度°C放热反应K值吸热反应K值温度对化学平衡的影响是通过影响平衡常数来实现的根据范特霍夫方程，温度变化对平衡常数的影响取决于反应的焓变（ΔH°）对于放热反应（ΔH°0），温度升高时，平衡常数K减小，平衡向反应物方向移动；对于吸热反应（ΔH°0），温度升高时，平衡常数K增大，平衡向产物方向移动这种影响在工业生产中有重要应用例如，在合成氨的过程中（N₂+3H₂⇌2NH₃，ΔH°0），由于反应是放热的，高温会使平衡常数减小，降低氨的产率因此，工业上需要在保证反应速率的前提下，选择适当的温度条件来优化产率压力对平衡常数的影响基本原理压力对平衡位置的影响惰性气体的影响对于气相反应，当体系总压力发生变化时，根据勒夏特列原理，当压力增加时，平衡会在恒容条件下，添加惰性气体会增加总压，如果反应前后气体的摩尔数发生变化（Δn向减少气体摩尔数的方向移动，以减轻压力但不会改变各反应物和产物的分压比，因此≠0），则压力变化会影响反应的平衡位置增加的影响对于Δn0的反应（如N₂+不会影响平衡位置在恒压条件下，添加惰，但不会改变平衡常数K的值（恒温条件下3H₂⇌2NH₃），压力增加会使平衡向产性气体会稀释反应物和产物，使各组分的分）这是因为K值只与温度有关，而与压力物方向移动；而对于Δn0的反应，压力压减小，对平衡位置的影响取决于反应的摩无关增加会使平衡向反应物方向移动尔数变化浓度对平衡常数的影响1原理分析在恒温条件下，改变反应物或产物的浓度不会改变平衡常数K的值，但会改变反应的平衡位置根据勒夏特列原理，当增加某一反应物的浓度时，平衡会向消耗该反应物的方向移动，以减轻浓度增加的影响2增加反应物浓度增加反应物浓度会使反应商Q减小，当QK时，反应向正方向进行，产物浓度增加，直到达到新的平衡例如，在N₂+3H₂⇌2NH₃反应中，增加N₂或H₂的浓度会使平衡向生成NH₃的方向移动3增加产物浓度增加产物浓度会使反应商Q增大，当QK时，反应向逆方向进行，反应物浓度增加，直到达到新的平衡例如，在上述反应中，增加NH₃的浓度会使平衡向生成N₂和H₂的方向移动4移除产物连续移除产物是促进反应向产物方向进行的有效方法例如，在CaCO₃⇌CaO+CO₂反应中，持续移除CO₂会使平衡不断向右移动，最终使CaCO₃几乎完全分解为CaO这在工业生产中是一种重要的技术手段勒夏特列原理概述基本原理适用范围勒夏特列原理（Le ChateliersPrinciple勒夏特列原理适用于各种平衡系统，不仅限）是由法国化学家亨利·勒夏特列于1884年于化学平衡，还包括物理平衡和生物系统中提出的该原理指出，当处于平衡状态的系的平衡在化学反应中，它可以预测温度、12统受到外界条件改变的影响时，平衡会向着压力、浓度和催化剂等因素变化对平衡的影减弱这种改变影响的方向移动，以建立新的响平衡理论基础影响因素43勒夏特列原理的理论基础是热力学第二定律主要影响化学平衡的因素包括浓度（或分压和熵增加原理平衡系统受到扰动后，会自）变化、温度变化、压力（或体积）变化和发向熵增加（或自由能减少）的方向变化，催化剂的添加其中，催化剂不会改变平衡直到达到新的平衡状态位置，只会加速平衡的建立勒夏特列原理的应用浓度变化工业应用实例定量分析方法在工业生产中，常通过调控浓度来提高目标产浓度变化的影响机制通过比较反应商Q与平衡常数K的关系，可以物的产率例如，在接触法制硫酸的过程中（根据勒夏特列原理，当改变平衡系统中某一组定量预测平衡移动的方向当QK时，反应2SO₂+O₂⇌2SO₃），通过增加SO₂和O₂分的浓度时，平衡会向减弱这种变化影响的方向正方向进行；当QK时，反应向逆方向进的浓度或移除SO₃，可以提高SO₃的转化率，向移动增加反应物浓度，平衡向产物方向移行；当Q=K时，系统处于平衡状态浓度变进而提高硫酸的产量动；增加产物浓度，平衡向反应物方向移动；化会直接影响Q的值，从而导致平衡位置的移减少某组分浓度则产生相反的效果动勒夏特列原理的应用压力变化压力变化的基本效应摩尔数变化的判断工业应用案例根据勒夏特列原理，当增加系统的压力对于一般的气相反应aA+bB⇌cC+在工业合成氨过程中（N₂+3H₂⇌时，平衡会向减少气体总摩尔数的方向dD，气体摩尔数的变化Δn=c+d-2NH₃，Δn=-2），由于反应伴随气体移动，以减轻压力增加的影响；当减少a+b当Δn0时，压力增加有利于摩尔数的减少，因此高压有利于氨的生系统的压力时，平衡会向增加气体总摩正反应；当Δn0时，压力增加有利于成实际生产中通常采用15-25MPa的尔数的方向移动这一原理仅适用于气逆反应；当Δn=0时，压力变化不影响高压条件，以提高NH₃的产率相反，相反应，且反应前后气体摩尔数发生变平衡位置在某些需要气体摩尔数增加的反应中，化的情况则采用低压条件勒夏特列原理的应用温度变化温度与反应焓变的关系对平衡常数的影响根据勒夏特列原理，温度升高时，平衡会温度变化直接影响平衡常数K的值根据向吸热方向移动，以降低系统温度；温度范特霍夫方程，对于吸热反应，温度升高降低时，平衡会向放热方向移动，以提高1导致K增大，平衡向产物方向移动；对于系统温度反应的焓变决定了反应的热效2放热反应，温度升高导致K减小，平衡向应ΔH0为吸热反应，ΔH0为放热反应物方向移动反应产率与反应速率的权衡多级温度控制策略在工业生产中，温度选择常常需要平衡平4为了兼顾反应速率和平衡产率，工业上常衡常数和反应速率的考量例如，N₂+采用阶段性温度控制策略例如，在一些33H₂⇌2NH₃是放热反应，低温有利于催化反应中，初始阶段使用较高温度促进提高NH₃的产率，但会降低反应速率实反应进行，随后降低温度以提高平衡产率际生产中通常在400-450°C的中等温度，从而获得最佳的整体效果下操作，并使用催化剂来提高反应速率勒夏特列原理的应用惰性气体的添加恒容条件下的影响恒压条件下的影响实际应用考量在恒容条件下添加惰性气体（如氦气、氩气等在恒压条件下添加惰性气体会使反应物和产物在工业生产中，惰性气体的添加可用于调控气）会增加系统的总压力，但不改变反应物和产的分压减小，相当于稀释了反应体系对于反相反应的平衡例如，在某些需要降低反应物物的分压比由于惰性气体不参与反应，各反应前后气体摩尔数发生变化的反应（Δn≠0）分压但又不想改变总压力的情况下，可以通过应物和产物的浓度保持不变，因此平衡位置不，平衡位置会发生移动当Δn0时，惰性气添加适量惰性气体来实现此外，惰性气体还发生移动此时，反应商Q和平衡常数K均不体的添加使平衡向产物方向移动；当Δn0时可用于稀释易燃易爆的反应气体，提高安全性变，平衡向反应物方向移动化学平衡的计算平衡浓度1设定转化率首先确定反应的化学计量比，并假设反应物的转化程度（通常用x表示），根据化学计量关系列出各组分在平衡时的浓度表达式2建立方程根据平衡常数的定义式和已知的K值，建立含有转化程度x的方程对于复杂反应，可能需要建立多个方程组3求解计算求解方程得到转化程度x的值，然后代入各组分的浓度表达式，计算出平衡时各物质的实际浓度4结果验证将计算得到的平衡浓度代入平衡常数表达式，验证计算结果的正确性如果计算正确，所得值应与已知的K值一致化学平衡的计算平衡常数实验测定法热力学数据计算法通过分析测定平衡混合物中各组分利用标准热力学数据计算平衡常数的浓度，直接代入平衡常数表达式ΔG°=-RT lnK首先通过式计算K值这种方法最为直接，但ΔG°=ΔH°-TΔS°计算标准吉布斯要求能够准确测量平衡时各组分的自由能变化，然后通过转换关系求浓度，适用于实验室研究和教学演出平衡常数K这种方法在无法直示测量方法包括色谱分析、光谱接测量平衡浓度或需要预测不同温分析、电化学分析等度下K值时特别有用平衡转移法对于难以直接测定的复杂反应，可以将其分解为几个平衡常数已知的简单反应，然后根据热力学规律计算目标反应的平衡常数按照化学反应式的加减法则，反应式相加减时，其对应的ΔG°也相应加减，从而可以计算出复合反应的平衡常数化学平衡的计算转化率转化率是化学反应中一个重要的工程参数，定义为已反应的反应物物质的量与初始反应物物质的量之比对于反应aA+bB⇌cC+dD，A的转化率α=n₀A-nA/n₀A，其中n₀A是A的初始物质的量，nA是平衡时A的物质的量转化率与平衡常数、初始浓度和反应条件密切相关对于大多数反应，可以通过平衡常数K和初始反应物浓度求解转化率α同样，若已知转化率和初始浓度，也可反过来计算平衡常数在工业生产中，转化率常用于评估反应效率和经济性，是工艺优化的重要指标化学平衡的计算平衡移动方向1反应商的计算反应商Q是描述反应体系瞬时状态的参数，计算方法与平衡常数K类似，但使用的是非平衡状态下各组分的浓度对于反应aA+bB⇌cC+dD，反应商Q=[C]^c×[D]^d/[A]^a×[B]^b，其中[]表示各物质的瞬时浓度2平衡方向的判断通过比较反应商Q与平衡常数K的大小关系，可以判断反应的进行方向当Q K时，反应向正方向进行，生成更多产物；当QK时，反应向逆方向进行，生成更多反应物；当Q=K时，反应处于平衡状态，不再有净反应发生3干扰因素的分析当外界条件发生变化时，如温度、压力或浓度改变，需要分析这些变化对Q值和K值的影响温度变化会影响K值；压力和浓度变化会影响Q值，但不影响K值（在恒温条件下）根据新的Q和K值关系，可以预测平衡移动的新方向案例分析氨的合成反应特点氨的合成反应N₂+3H₂⇌2NH₃，ΔH°=-

92.4kJ/mol这是一个放热反应，且反应过程中气体摩尔数减少（4个摩尔的气体生成2个摩尔的气体）根据勒夏特列原理，低温和高压有利于氨的合成哈伯法工艺条件工业上采用哈伯法（Haber Process）合成氨由于低温下反应速率过慢，实际生产中采用400-450°C的中等温度和15-25MPa的高压条件，并使用含铁催化剂加速反应达到平衡这些条件是经过工艺优化，综合考虑了平衡转化率、反应速率和设备成本等因素反应工程设计为了提高氨的产率，工业生产中采用多级催化转化和循环工艺未反应的氮气和氢气被循环使用，而合成的氨通过冷却凝结或吸收被分离出来这种设计使得总体氨转化率能达到90%以上，大大提高了原料利用率案例分析硫酸的制备接触法原理工艺优化吸收与转化硫酸制备的核心反应是二氧化硫的催化氧为了提高转化率，工业生产中采用V₂O₅生成的SO₃不能直接与水反应（会形成硫化2SO₂+O₂⇌2SO₃，ΔH°=-197催化剂和多级转化工艺随着反应进行，酸雾），而是先被吸收在浓硫酸中形成发kJ/mol，随后SO₃与水反应生成硫酸温度逐级降低，平衡逐渐向产物方向移动烟硫酸，然后再与水反应稀释成所需浓度作为放热反应，根据勒夏特列原理，低温此外，通过控制气体的O₂/SO₂比例，的硫酸这个吸收过程的效率也直接影响有利于SO₃的生成，但反应速率考虑使得可以进一步提高SO₃的生成量最终硫酸最终的产率，工业上通常使用高效吸收塔工业生产通常在400-600°C下进行转化率可达98%以上来最大化SO₃的吸收率案例分析碳酸钙的热分解反应特征分解温度工业应用碳酸钙的热分解反应CaCO₃s⇌碳酸钙的分解温度与CO₂分压密切相关碳酸钙的热分解反应是石灰和水泥生产CaOs+CO₂g，ΔH°=+178在标准大气压下，碳酸钙的分解温度的基础在石灰窑中，通过控制温度和kJ/mol这是一个吸热反应，且伴随气约为825°C当CO₂分压增加时，分解气流，可以实现碳酸钙的高效分解现体摩尔数的增加根据勒夏特列原理，温度升高；当CO₂分压减小时，分解温代工业上采用预热器和低压操作，不仅高温和低压有利于碳酸钙的分解度降低这个关系可以通过平衡常数Kp提高了反应速率，还降低了能耗，使分=PCO₂来表示，其中PCO₂是CO₂解过程更加经济高效同时，连续移除的分压生成的CO₂也有助于反应向产物方向进行。