安徽科技学院理学院《普通化学》教案（三）
第四章 化学平衡
[引言]化学平衡主要研究反应进行的程度和决定反应限度的因素、外界条件对反应限度
影响。
3.1 平衡常数 3.1.1 化学平衡
1可逆反应：在一定条件下既可正向进行又可逆向进行的化学反应。大多数化学反应都是可逆的。对于任一可逆反应
aA + bB eE + fF
2化学平衡：正反应速率等于逆反应速率时，体系所处的状态。(图3-1) 特点：
（1）化学平衡是动态平衡，化学反应达到平衡时反应并未停止，
υ正 = υ逆。
（2）反应达到最大限度，υ正和υ逆不再随时间的变化而改变。
（3）平衡体系中，各物质平衡浓度之间存在确定的定量关系。 3.1.2 平衡常数
1实验平衡常数（K ）
对于任一可逆反应 aA+bB fF +hH （1）浓度平衡常数（K c ）：
K c = (B)(A)(H)(F)eq eq eq eq b
a h f c c c c ⋅⋅
(3-1) （2）压力平衡常数（K p ）：
K p =
(B)
(A)(H)
(F)eq
eq eq eq b a h
f p p p p ⋅⋅ (3-2)
2标准平衡常数K θ 标准平衡常数K θ又称为热力学平衡常数，简称平衡常数。对任一气体反应:
aA(g) +bB(g) fF(g)+ hH(g)
在标准状态(压力为101.325kPa)下，标准平衡常数K Ө的表达式为：
θ
p K ＝b
a h f p p p p p p p p ](B)/[](A)/[](H)/[](F)/[θeq θeq θeq θeq ⋅⋅ (3-3) 式中，θeq (A)/p p 、θeq (B)/p p 、θeq (F)/p p 、θeq (H)/p p 分别为A 、B 、F 、H
组分平衡时的相对分压。则θp K 是无量纲的量。
对溶液中的反应，标准状态(压力p θ=101.325kPa)下，对任一反应: a A(l) +b B(l) f F(l)+hH(l)
t
图4-1正逆反应速率示意图
υ正 υ逆
=
其标准平衡常数表达式为：
θc
K ＝b
a h
f c c c c c c c c ]
(B)/[](A)/[](H)/[](F)/[θeq θeq θeq θeq ⋅⋅ (3-4) 式中，θeq (A)/c c 、θeq (B)/c c 、θeq (F)/
c c 、θeq (H)/c c 分别为A 、B 、F 、H 组分平衡时的相对浓度(c θ= 1mol ·dm -3)，θc K 无量纲。θc K 和θp K 与K p 和K c 存在
如下对应关系：
θp
K ＝b
a h
f p p p p p p p p ]
(B)/[](A)/[](H)/[](F)/[θeq θeq θeq θeq ⋅⋅ ＝ν∆-+-+=⋅⋅)(1((B)(A)(H)(F)θp )()(θeq eq eq eq P K p
p p p p b a h f b
a h f ) (3-5) θc
K ＝b
a h
f c c c c c c c c ]
(B)/[](A)/[](H)/[](F)/[θeq θeq θeq θeq ⋅⋅ ＝ν∆-+-+=⋅⋅)(1((B)(A)(H)(F)θc )()(θeq eq eq eq c K c
c c c c b a h f b
a h f ) (3-6) 3特点：标准平衡常数是衡量平衡状态的一种数量标志，它表明化学反应进行的程度；平衡常数θK 的大小，首先取决于化学反应的性质，其次是温度；即平衡常数θK 是温度的函数，与浓度和压力无关。 4注意事项：
(1) 平衡常数θK 只与反应温度有关，使用平衡常数θK 时，需注明反应温度。 (2) 平衡常数θK 表达式要与一定的化学方程式相对应。例如反应:
① N 2 + 3H 2 2NH 3 θ
1K =3
θ2eq θ2eq 2θ3eq ]
)/(H ][)/(N [])/(NH [p p p p p p ② 21N 2 + 23H 2 NH 3 θ
2K =2
3θ
2eq 21θ2eq θ3eq ])/(H [])/(N [])/(NH [p p p p p p ③ NH 3
21N 2 + 23H 2 θ3K =]
)/(NH [])/(H [])/(N [θ3eq 2
3θ2eq 2
1
θ2eq p p p p p p
显然， θ1
K ≠θ2
K ≠θ3K
，而是 21
)K (θ1
＝θ2K ＝
θ3
1K
(3) 若有纯固体、纯液体参加化学反应，则固体、液体的浓度在平衡常数的表达式中不写出，如
CaCO 3(s) CaO(s) + CO 2(g)
θp K ＝θ2
eq )/(CO p p
(4) 在稀水溶液中进行的反应，水的浓度可视为常数，在平衡常数表达式中不书写，例如
Cr 2O 72-+H 2O 2CrO 42-+2H +
θc K ＝])/O (Cr [])/(H [])/(CrO [θ
-24
7eq θeq θ-24eq c c c c c c 2
2+⋅ 但在非水溶液中的反应，若有水参加，则水的浓度不可视为常数，必须写
在平衡常数表达式中。
C 2H 5OH+CH 3COOH CH 3COOC 2H 5+H 2O
θ
c K ＝
]
COOH)/(CH []OH)/H (C [O)](H O)/(H [])/H COOC (CH [θ3eq θ52eq 2eq 2eq θ523eq c c c c c c c c ⋅⋅ 【例3.1】由实验测得，合成氨反应在773K 达到平衡，NH 3(g)、N 2(g)和H 2(g)分压分别为3.57×103kPa 、4.17×103kPa 和12.52×103kPa ，计算合成氨反应标准平衡常数。
【解】：合成NH 3反应： N 2(g) + 3H 2(g) 2NH 3(g)
平衡时压力/103kPa 4.17 12.52 3.57
标准平衡常数： θp
K ＝
3
θ2eq θ2eq 2
θ3eq ])/(H ][)/(N [])/(NH [p p p p p p
＝3
332
33251011052123251011017432510110573)
./.)(./.()./.(⨯⨯⨯ ＝1.60×10-2
【例3.2】下列反应表示氧合血红蛋白转化为一氧化碳血红蛋白：
CO(g)+Hem·O 2(aq) O 2(g)+ Hem·CO(aq)
在K Ө (体温)等于210时。经实验证明，只要有10%的氧合血红蛋白转化为一氧化碳血红蛋白，人就会中毒死亡。计算空气中CO 的体积分数达到多少，即会对人的生命造成危险？
【解】 空气的总压力约为100kPa 。其中氧气的分压力约为21kPa 。当有10%的氧合血红蛋白转化为一氧化碳血红蛋白时，
9
1=
⋅⋅θ
2eq θeq ]O [Hem CO][Hem c /c c /c
θ
K ＝](CO)/][)O (Hem [])/(O ][CO)(Hem [θ
θ2eq θ
2θeq p p c /c p p c /c ⋅⋅ =](CO)/
[θp p .9210=210 p(CO)=0.01kPa
故CO 的体积分数为
100kPa
0.01kPa
=0.01%
即空气中CO 的体积分数达万分之一时，即可对生命造成威胁。
【例3.3】298K 时，反应 Ag +(aq) + Fe 2+(aq) Ag(s) + Fe 3+(aq) 的标准
平衡常数θc
K ＝3.2。若反应前c (Ag +) = c (Fe 2+) = 0.10mol ·dm -3
,计算反应达到平衡后各离子的浓度。
【解】设平衡时c (Fe 3+)= x mol ·dm -3，则根据反应式可知：
Ag +(aq) + Fe 2+(aq) Ag(s) + Fe 3+(aq)
c 0(初始)/ mol ·dm -3 0.10 0.10 0 c eq (平衡)/ mol ·dm -3 0.10-x 0.10-x x
θ
c K ＝
]
)(Fe ][)(Ag [)(Fe θ
eq θeq θ
3eq c /c c /c c /c +++2
＝
2
)
10.0(x x
-＝ 3.2
x ＝ 0.020 mol ·dm -3 即平衡时， c eq (Fe 3+)＝0.020 mol ·dm -3 c eq (Fe 2+)＝0.080 mol ·dm -3
c eq (Ag +)＝0.080 mol ·dm -3
3.1.3 多重平衡体系
1多重平衡体系:包含多个相互有关的平衡，有些物质同时参加了多个平衡的平衡体系。例如，下列反应在同一体系内进行：
① 2NO(g) +O 2(g) 2NO 2(g) θ1
K =
]
)/(O [](NO)/[])/(NO [θ2eq 2θeq 2
θ2eq p p p p p p
② 2NO 2(g) N 2O 4(g) θ2K =
2
θ2eq θ42eq ])/(NO []
)/O (N [p p p p
③ 2NO(g) +O 2(g) N 2O 4(g) θ3
K =
]
)/(O [](NO)/[]
)/O (N [θ2eq 2θeq θ42eq p p p p p p
由上可看出：反应③ =反应①+反应②,而且 θ3K ＝θ1K ×θ
2K 2多重平衡规则： （1）假若一个反应由几个分反应之和构成，则总反应的平衡常数等于各分反应平衡常数之积：
θ
总K ＝θ3θ2θK K K ⨯⨯1……； （2）假若一个反应由两个反应之差构成，则总反应的平衡常数等于两个分反应平衡常数之商。
θ
总K ＝θ2
θ1K K
注：应用多重平衡规则时，应注意所有平衡常数必须是相同温度时的值。
【例3.4】反应：NO(g) + 2
1
Br 2(l) NOBr(g)(溴化亚硝酰)，25℃时的
平衡常数θ
1K =3.6×10-15；液体溴在25℃时的饱和蒸气压为28.4kPa 。求25℃时
反应： NO(g) + 2
1
Br 2(g) NOBr(g)的标准平衡常数θK 。
【解】 已知25℃时，NO(g) + 2
1Br 2(l) NOBr(g) θ
1K =×10-15 （1）
从25℃时液体溴的饱和蒸气压可得液态溴转化为气态溴的平衡常数。即
Br 2(l) Br 2(g) （2）
θ2
K ＝
101.325kpa 28.4kpa
＝0.280 21Br 2(l) 2
1
Br 2(g) θ3K （3） θ2θ3K K =＝ 0.529
由反应式（1）-（3）得：
NO(g) + 2
1
Br 2(g) NOBr(g)
θK =θ
1K θ
3
K 1⨯
=529.0106.315-⨯=6.8×10-15
3.2 平衡常数与自由能变 1平衡常数求法：
（1）它可由实验测得。对于气体反应：
aA(g) +bB(g) fF(g)+hH(g)
θp
K ＝b
a h
f p p p p p p p p ]
(B)/[](A)/[](H)/[](F)/[θeq θeq θeq θeq ⋅⋅ （2）根据热力学数据计算而得。θm r G ∆(T) = -RTln θ
p
K
推导：由化学反应等温方程式：
m r G ∆(T)=θm r G ∆(T)+RTlnQ (3-7)
Q 称为反应商。反应商的形式为：Q ＝b a h
f p p p p p p p p ]
(B)/[](A)/[](H)/[](F)/[θθθθ⋅⋅
注：Q 的表达形式、写法和平衡常数完全相同，不同之处是其相对分压均为
各物质处于任意状态下的起始相对分压，而不是平衡相对分压。
当反应达到平衡时，m r G ∆(T)= 0，此时反应商Q 中的各相对分压，就成了平衡相对分压，Q 的数值就等于平衡常数θ
p K ，即
0 =θm r G ∆(T)+RTlnQ eq =θ
m r G ∆(T)+RTln θp
K
所以 θm r G ∆(T) =-RTln θp
K
(3-8)
由(3-8)式，可得 ln θ
p K = -
RT T G )(θm r ∆ (3-9a) 或 lg θp K = -RT
.T G 3032)(θm r ∆ (3-9b) 【例3.5】 求反应CO(g)+H 2O(g) CO 2(g)+H 2(g)在298K 时的平衡常数θ
K 。 【解】 查表得：θm f G ∆(CO,g ,298K) = -137.15kJ ·mol -1， θm f G ∆(H 2O,g,298K) = -228.59kJ ·mol -1, θm f G ∆ (CO 2,g,298K) = -394.36kJ ·
mol -1 ∴θm r G ∆(298K)=(-394.36) + 0 - (-137.15)-(-228.59)
=-28.62 kJ ·mol -1
将θm r G ∆(298K)代入式(3-9b)
lg θ
p K =
298
314.8303.21062.283
⨯⨯-⨯-= 5.02
θp K =1.05×10
5 【例3.6】计算320K 时反应 HI(g)
21H 2(g)+ 2
1
I 2(g) 的平衡常数。 【解】根据Gibbs-Helmholtz 公式，
有)(θm r T G ∆= θm r H ∆(298K)- T θ
m r S ∆(298K)
查表得： HI(g)
21H 2(g) + 2
1
I 2(g) θm f H ∆(298K) /kJ·mol -1
25.9 0 62.438
θm
S (298K) /J·K -1mol -1
206.48 130.57 260.6
所以 θm r H ∆(298K)＝
〔21θm f H ∆ (H 2,g)+ 21
θm f H ∆ (I 2,g)〕- θm f H ∆ (HI,g) ＝ 0+21
×62.438-25.9=5.319 kJ·mol -1
θm r S ∆(298K)＝21θm S (H 2,g) + 2
1θ
m S (I 2,g) - θm S (HI,g) ＝21×130.57+2
1
×260.6-206.48= -10.895 J·K -1mol -1
θm r G ∆(320K) = θ
m r H ∆(298K)- 320K ·θm r S ∆(298K)
＝ 5.319-320×(-10.895)×10-3= 8.805 kJ·mol -1
由(3-9b)式得 lg θ
p K (320K) ＝320314.8303.210805.83⨯⨯⨯-= -1.44
θp
K (320K)＝ 3.63×10-2
将(3-8)式代入(3-7)式，等温式可写成：
)(
θm r T G ∆=－RTln θ
p K +RTln Q )(
θm r T G ∆= RTln θp
K Q
(3-10) 如果物质的量以浓度c mol ·dm -3表示，同样有)(
θm r T G ∆= RTln θc
K Q
作用：利用Q 与θ
K 的相对大小，判断在非标准状态下反应进行的方向。
当Q<θK 时， )(θm r T G ∆ <0， 正反应自发进行； 当Q>θK 时， )(θm r T G ∆ >0， 逆反应自发进行； 当Q=θ
K 时， )(
θm r T G ∆＝ 0，反应达平衡状态。 3.3 化学平衡的移动
1化学平衡的移动：因外界条件改变而使化学反应从一种平衡状态转变到另一
种平衡状态的过程。
2平衡移动途径：只要改变条件，使Q ≠θ
K 即可。
两个途径：一是改变反应物或产物的分压(或浓度)，使Q 值变化，使Q ≠θ
K ；二是改变温度，使Q ≠θK 数值变化，至使θK ≠ Q eq ，因为θ
K 是随温度而变化的。
3.3.1 浓度对化学平衡的影响
对任一化学反应 aA+bB fF+hH
在一定温度下 Q ＝b
a h
f c c c c c c c c ](B)/[](A)/[](H)/[](F)/[θθθθ⋅⋅ 增大反应物浓度或减小生成物浓度时，Q<θc K ，)(θ
m r T G ∆<0，平衡正向移动。 增加生成物浓度或减小反应物浓度时，Q >θ
c K ，)(θm r T G ∆>0，反应逆向进行。 【例 3.7】 若在某温度时，反应 CO(g)+H 2O(g) CO 2(g)+H 2(g) 的
θ
c K =1.0，反应开始时CO 的浓度为2.0 mol ∙dm -3，H 2O 蒸汽的浓度为3.0 mol ∙dm -3，
求平衡时各物质浓度及CO 转化为CO 2的转化率。
【解】 设平衡时 c eq (CO 2) = x mol ∙dm -3
则有： CO(g) + H 2O(g) CO 2(g) + H 2(g)
c 0/ mol ∙dm -3 2.0 3.0 0 0 c eq / mol ∙dm -3
2.0-x
3.0-x x x
将平衡浓度代入下式：
θc K
=
]
)/][(3.0)/[(2.0)
/)(/(θθθθc x c x c x c x -- ＝1.0
x ＝ 1.2 mol ∙dm -3
∴ c eq (CO)=2.0-1.2=0.8 mol ∙dm -3 c eq (H 2O)=3.0-1.2=1.8 mol ∙dm -3
c eq (H 2)= c eq (CO 2) = 1.2 mol ∙dm
-3
转化率就是平衡时已经转化了的某反应物的量与转化前该反应物的量之比。
∴ CO 转化为CO 2的转化率为
.28
.00.2- ×100% ＝60% 【例3.8】 如果温度和体积不变，在上述平衡体系中，增加水蒸汽的浓度，使之成为6.0 mol ∙dm -3，求CO 转化为CO 2的转化率。 【解】设再次平衡时CO 2的浓度增加了y mol ∙dm -3，则
CO(g) + H 2O(g) CO 2(g) + H 2(g)
c 0/ mol ∙dm -3 0.8 6.0 1.2 1.2 c eq / mol ∙dm -3 0.8-y 6.0-y 1.2+y 1.2+y
由于温度未变，故θ
c K 仍为1.0，那么
θc K
=
]
)/][(6.0)/[(0.8]
)/.2][()/.2[(θ
θθθc y c y c y c y --++11 ＝1.0 ∴y = 0.37 mol dm -3
再次平衡时：c eq (CO)=0.8-0.37=0.43 mol dm -3
c eq (H 2O =6.0-0.37=5.63 mol dm -3
c eq (H 2)= c eq (CO 2) = 1.2+0.37=1.57 mol dm -3 CO 的转化率为： 0
.243.00.2-×100% = 78.5%
3.3.2 压力对化学平衡的影响
压力对气体反应平衡移动的影响有两种情况：
(1) 反应前后气体分子数不相等的反应，例如：
N 2（g ） + 3H 2(g) 2NH 3(g)
在一定温度下，当上述反应达到平衡时，各组分的平衡分压为p eq (N 2)、p eq (H 2)、p eq (NH 3)，则
θp
K =
3
θ2eq θ2eq 2
θ3eq ])/(H ][)/(N [])/(NH [p p p p p p 如果平衡体系的总压力增加到原来的两倍时，则各组分分压也增加到原分压的两倍，分别为p(N 2)=2 p eq (N 2)、p(H 2)= p eq (H 2)、p(NH 3)=2 p eq (NH 3)，于是：
Q =3
θ2eq θ2eq 2θ3eq ])/(H ][2)/(N [2])/(NH [2p p p p p p =41θp K < θp
K
)(
θm r T G ∆< 0 此时体系已经不再处于平衡状态，反应朝着生成氨，即增加压强，平衡向着气体分子数目减少的方向进行。
同理，保持温度不变，若将平衡体系总压力减小为原来的1／2，则各组分的分压也相应降低为原来的1／2，于是有
Q =
3
θ2eq θ2eq 2
θ3eq ])/(H ][1/2)/(N [1/2])/(NH [1/2p p p p p p = 4θp
K >θp K
)(
θm r T G ∆> 0 此时体系朝着氨分解，即减小压强，平衡向着气体分子数目增多的方向进行。
结论：等温条件下，增大体系总压力，平衡将向气体分子数目减少的方向移动；减小体系总压力，平衡向气体分子数目增多的方向移动。
(2) 反应前后气体分子数目相等的反应，例如：
CO(g) + H 2O(g) CO 2(g) + H 2(g)
在一定温条件下达到平衡时，各组分的平衡分压分别为：p(CO)、p(H 2O)、
p(CO 2)、p(H 2)，则 θp
K = ]
O)/(H ][(CO)/[]
)/(H ][)/(CO [θ2eq θeq θ2eq θ2eq p p p p p p p p
当体系总压力增加或减小n 倍，各组分分压均增加或减小n 倍，此时
Q =]
O)/(H ][(CO)/[])/(H ][)/(CO [θ
2eq θeq θ2eq θ2eq p np p np p np p np =θp K 结论：等温条件下，如果气体反应中反应物的气体分子总数和生成物气体分子总数相等，那么增大或减小总压力，对平衡没有影响，即平衡不发生移动。 3.3.3 温度对化学平衡的影响
温度对化学平衡的影响，主要是影响平衡常数（K θ
）的值，这与浓度、压力对化学平衡的影响有本质的不同。对任一指定的平衡体系来说：
)(
θm r T G ∆= - RTln θK )(θm r T G ∆ = θm r H ∆- T θm r S ∆
两式合并得：
ln θ
K =R
S RT H θm r θm r ∆+∆-
式中，θK 为θp
K (气相反应)或θ
c K (液相反应)。 设某反应在温度T 1和T 2时，平衡常数分别为θ
1K 和θ2K ，则
ln θ
1
K =R
S RT H θm
r θm r ∆+
∆- ln θ2K =R
S RT H θm
r θ
m r ∆+
∆- 两式相减得：
ln θ1
θ
2K K =)T T R H 21θm r 11(Δ-
ln θ1
θ
2K K =)T T T T (R H 2112-∆θm r (3-11a) 或
lg θ1
θ
2K K =)T T T T (R .H 21123032-∆θm r (3-11b) (3-11)式称为范特霍夫(Van ，t Hoff)方程式，它清楚地表明了温度对平衡常
数的影响。对放热反应，θm r H ∆< 0，温度升高(T 2>T 1)时，θ2K <θ
1K ，即平衡常数随温度升高而减小，反应逆向移动。
结论：升高体系的温度，平衡向吸热方向移动；
降低温度，平衡向放热方向移动。
【例3.9】 合成氨工业中，CO 的变换反应
CO(g) + H 2O(g) CO 2(g) + H 2(g) θm r H ∆ =
-41.12 kJ ·mol -1
在500K 时，θ
1K =126，求800K 时，θ2
K =？ 【解】 将数据代入(3-10b)式
lg 126
θ
2K ＝)500800500800(314.8303.21012.413
⨯-⨯⨯-
解得 θ2
K ＝3.09 可见对放热反应，升高温度后，平衡常数减小了，即平衡逆向移动。 3.3.4 吕·查德里(Le ·Chatelier)原理
衡移动的总规律：假如改变平衡体系的条件之一，如浓度、温度或压力，则平衡向着减弱这个改变的方向移动。又称为平衡移动原理。
平衡移动原理是一条普遍的规律，它对于所有的动态平衡(包括物理平衡)都是适用的。但必须注意，它只能应用在已经达到平衡的体系，对于未达到平衡的体系是不适用的。
化学平衡的原理 化学平衡是化学反应中物质浓度或者分压不再发生有效变化的状态。在化学平衡条件下，正反应和逆反应之间的速率相等，将达到动态平衡。了解化学平衡的原理对于理解和控制化学反应具有重要意义。 1. 反应物浓度与平衡常数 在化学平衡中，反应物的浓度与平衡常数之间存在着密切的关系。 平衡常数表示了反应物浓度在平衡状态下的比例关系。对于一个一般 的化学反应： aA + bB ⇌ cC + dD 其平衡常数Kc可以用反应物和生成物浓度的比值表达： Kc = [C]^c[D]^d / [A]^a[B]^b 其中，[X]表示X的浓度。当反应到达平衡时，平衡常数保持不变。 2. 活性和平衡常数 在考虑化学平衡时，需要引入活性的概念。活性是指反应物或生成 物在溶液中的有效浓度，与其实际浓度不同。活性系数可以衡量浓度 和活性之间的关系。活性的引入是为了更准确地描述反应物在平衡状 态下的浓度。 3. 温度和化学平衡 温度对于化学平衡的位置和平衡常数都具有重要影响。通常情况下，增加温度会导致反应物浓度下降，反应向生成物方向进行，平衡常数
增大。相反，降低温度会导致反应物浓度增加，反应向反应物方向进行，平衡常数减小。这是因为温度变化会影响反应速率常数，从而改变反应过程中的倾向性。 4. 压强和平衡常数 对于气相反应而言，压强对化学平衡同样具有显著影响。根据吉布斯-亥姆霍兹方程，对于以下反应： pA + qB ⇌ rC + sD 反应物和生成物的摩尔分数与分压之间存在以下关系： (Kp) = (PC)^r(PD)^s / (PA)^p(PB)^q 其中，p、q、r和s分别表示反应物和生成物在平衡状态下的摩尔系数，P表示各气体组分的分压。压强变化会引起反应浓度的变化，进而影响平衡常数。 5. 影响平衡的其他因素 除了温度和压强，还有其他因素可以影响化学平衡。其中包括催化剂的存在、反应物浓度的变化以及反应系统的体积变化等。催化剂可以加速反应速率，但不会对平衡位置产生影响。改变反应物浓度或体积会导致平衡位置的移动，以恢复平衡状态。 总结： 化学平衡的原理涉及反应物浓度、平衡常数、活性、温度和压强等因素。通过掌握这些原理，我们可以理解化学反应的倾向性，进而控
化学平衡原理 化学平衡是指反应物和生成物的质量总和等于反应后生成物的 总质量，即达到动态的、暂时的平衡状态。化学平衡是在一定条件下才能维持的。而化学反应也只有在一定条件下才能进行。在化学反应过程中发生变化，处于暂时的稳定的化学平衡状态。如果我们对这个概念理解深刻了，那么对我们的学习生活有着很大的帮助。化学平衡的原理，其实就是微观世界中相关的公式所表达出来的。是将微观世界的原子或者分子之间的数值关系用宏观世界表达出来，化学平衡原理则是研究这种关系的最基本方法。化学平衡原理为我们的生活提供了方便。 2。化学平衡的条件：质量守恒定律和电荷守恒定律化学反应前后，各物质的种类和质量总和不变。如： CO2+H2O→2HClO+2H2O这个反应的方程式中，反应前后元素的种类和原子的种类总和都没有改变，即反应前后原子的种类和数目总和都不变。 3。判断化学平衡的方法 它与微观上不同，因为宏观与微观并不是两个不同的概念，从宏观角度看微观是静止的，微观是运动的；而从微观角度看宏观是运动的，宏观是静止的。但它们之间又有密切的联系，例如水的三态变化，就是把微观的形态变化与宏观的状态变化联系起来，组成一个整体来研究的。所以，我们可以说宏观上表现出来的现象是微观的，微观上表现出来的现象是宏观的。因此，在宏观和微观上都要研究化学平衡，做好“四抓”：一抓量变，二抓质变，三抓平衡，四抓限量。 4。化
学平衡原理的应用(1)在化学反应前后质量守恒；(2)化学反应速率与化学平衡；(3)浓度对化学平衡的影响；(4)分离与提纯；(5)溶液中的反应。化学平衡原理是进行科学探究的理论根据，当然，在教材中还会讲到其他的例子，例如对不饱和烃和氨基酸的相互转换，使人们得到不少的启示。“化学平衡原理”这部分内容有一定的难度，不是初中化学课堂的主要学习内容。但也不能忽视这一部分的知识，因为在中考试卷中有一道选择题，“写出2个不可逆反应的化学方程式”，就考查了学生对化学平衡的认识和掌握程度。我们知道，凡是反应进行到一定阶段都会达到一种动态的平衡状态。如果反应速率过快，则正好超过平衡速率，不能形成平衡，反应速率就会越来越慢，直至停止；如果反应速率过慢，则平衡被打破，达到了新的稳态，不能形成新的平衡，而是逐渐趋向于反应速率的稳态。
化学平衡归纳及练习 一、化学平衡的概念：在一定条件下的可逆反应里，正反应和逆反应的速率相等，反应混合物中各组在成分的含量保持不变的状态叫做化学平衡。 1．“等”——处于密闭体系的可逆反应，化学平衡状态建立的条件是正反应速率和逆反应速率相等。即v(正)=v(逆)≠0。这是可逆反应达到平衡状态的重要标志。 2．“定”——当一定条件下可逆反应一旦达平衡（可逆反应进行到最大的程度）状态时，在平衡体系的混合物中，各组成成分的含量（即反应物与生成物的物质的量，物质的量浓度，质量分数，体积分数等）保持一定而不变（即不随时间的改变而改变）。这是判断体系是否处于化学平衡状态的重要依据。 3．“动”——指定化学反应已达化学平衡状态时，反应并没有停止，实际上正反应与逆反应始终在进行，且正反应速率等于逆反应速率，所以化学平衡状态是动态平衡状态。 4．“变”——任何化学平衡状态均是暂时的、相对的、有条件的（与浓度、压强、温度等有关）。而与达平衡的过程无关（化学平衡状态既可从正反应方向开始达平衡，也可以从逆反应方向开始达平衡）。 二、化学平衡的移动——勒沙特列原理： 如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、压强或温度），平衡就向着能够减弱这种改变的方向移动。 三、影响化学平衡的条件
【例1】下列哪种说法可以证明反应N2 + 3H22NH3已达到平衡状态（） A. 1个N≡ N键断裂的同时，有3个H - N 键形成。 B. 1个N≡ N断裂的同时，有3个H - N键断裂。 C. 1个N≡ N断裂的同时，有6个H - N键断裂。 D. 1个N≡ N键断裂的同时，有6个H - N键形成。 答案：A、C 【例2】能够充分说明在恒温恒容下的密闭容器中，反应2SO2+O22SO3已达平衡状态的标志是 A.容器中SO2、O2、SO3的物质的量之比为2：1：2 B.SO2和SO3的物质的量浓度相等 C.反应容器内压强不随时间变化而变化 D.单位时间内生成2molSO3时，即生成1molO2 答案：C、D 【例3】可逆反应：3A（g）3B(?)+C(?)（正反应为吸热反应），随着温度升高，气体平均相对分子质量有变小趋势，则下列判断正确的是 A．B和C可能都是固体 B．B和C一定都是气体 C．若C为固体，则B一定是气体D．B和C可能都是气体 答案：C、D。 【例4】密闭容器中一定量的混合气体发生反应：，平衡时，测得A的浓度为0.50mol·L－1，在温度不变时，把容器容积扩大到原来的2倍，使其重新达到平衡，A的浓度为0.30mol·L-1，有关叙述不正确的是（）。 A．平衡一定向右移动B．B的转化率降低 C．D．C的体积分数降低 答案：A 四、等效平衡 1、等效平衡的概念 外界条件相同时，同一可逆反应只要起始浓度相当，无论经过何种途径，都可以达到相同的平衡状态。
化学平衡系列问题 化学平衡移动影响条件 （一）在反应速率（v）－时间（t）图象中，在保持平衡的某时刻t1改变某一条件前后，V正、V逆的变化有两种： V正、V逆同时突变——温度、压强、催化剂的影响 V正、V逆之一渐变——一种成分浓度的改变 对于可逆反应：mA(g) + nB(g) pc(g) + qD(g) + (正反应放热) 【总结】增大反应物浓度或减小生成物浓度，化学平衡向正反应方向移动；减小反应物浓度或增大生成物浓度，化学平衡向逆反应方向移动。 增大压强，化学平衡向系数减小的方向移动；减小压强，平衡会向系数增大的方向移动。 升高温度，平衡向着吸热反应的方向移动；降低温度，平衡向放热反应的方向移动。 催化剂不改变平衡移动 （二）勒夏特列原理(平衡移动原理) 如果改变影响平衡的一个条件，平衡就会向着减弱这种改变的方向移动。
具体地说就是：增大浓度，平衡就会向着浓度减小的方向移动；减小浓度，平衡就会向着浓度增大的方向移动。 增大压强，平衡就会向着压强减小的方向移动；减小压强，平衡就会向着压强增大的方向移动。 升高温度，平衡就会向着吸热反应的方向移动；降低温度，平衡就会向着放热反应的方向移动。 平衡移动原理对所有的动态平衡都适用，如对后面将要学习的电离平衡，水解平衡也适用。 （讲述：“减弱”“改变”不是“消除”，更不能使之“逆转”。例如，当原平衡体系中气体压强为P时，若其它条件不变，将体系压强增大到2P，当达到新的平衡时，体系压强不会减弱至P甚至小于P，而将介于P～2P之间。） 化学平衡小结——等效平衡问题 一、概念 在一定条件（恒温恒容或恒温恒压）下，同一可逆反应体系，不管是从正反应开始，还是从逆反应开始，在达到化学平衡状态时，任何相同组分的百分含量 ．．．．（体积分数、物质的量分数等）均相同，这样的化学平衡互称等效平衡（包括“全等等效和相似等效”）。 概念的理解：（1）只要是等效平衡，平衡时同一物质的百分含量 ．．．．（体积分数、物质的量分数等）一定相同（2）外界条件相同：通常可以是①恒温、恒容，②恒温、恒压。 （3）平衡状态只与始态有关，而与途径无关，（如：①无论反应从正反应方向开始，还是从逆反应方向 开始②投料是一次还是分成几次③反应容器经过扩大—缩小或缩小—扩大的过程，）比较时都运用“一边 ．．． 倒”倒回到起始的状态 ．．．．．．．．．．进行比较。 二、等效平衡的分类 在等效平衡中比较常见并且重要的类型主要有以下二种： I类：全等等效——不管是恒温恒容 ．．．．．．．．就 ．．．．．。只要“一边倒”倒后各反应物起始用量是一致的 ．．．．还是恒温恒压 是全等等效 “全等等效”平衡除了满足等效平衡特征[转化率相同，平衡时百分含量（体积分数、物质的量分数） 一定相等]外还有如下特征“．一边倒 ．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．． ．．．”．后同物质的起始物质的量相等，平衡物质的量也一定相等。 拓展与延伸：在解题时如果要求起始“物质的量相等”或“平衡物质的量相等”字眼的肯定是等效平 衡这此我们只要想办法让起始用量相等就行 例1．将6molX和3molY的混合气体置于密闭容器中，发生如下反应：2X (g)+Y(g)，反应达到平衡状态A时，测得X、Y、Z气体的物质的量分别为1.2mol、0.6mol和4.8mol。若X、Y、Z的起始物质的量分别可用a、b、c表示，请回答下列问题： （1）若保持恒温恒容，且起始时a=3.2mol，且达到平衡后各气体的体积分数与平衡状态A相同，则起 始时b、c的取值分别为，。 （2）若保持恒温恒压，并要使反应开始时向逆反应方向进行，且达到平衡后各气体的物质的量与平衡 A 相同，则起始时c的取值范围是。 答案：（1）b=1.6mol c=2.8mol （2）4.8mol 化学平衡原理 化学平衡原理指出，当两种反应物的总浓度达到平衡时，此时若加入一种新的反应物，其总浓度也达到平衡。即使总体积增大或者减少了一点，都不会引起新的平衡。所以就算原本正在发生的反应减弱了，只要加入了一种新的反应物，原来正在进行的反应仍然会按照新的条件继续进行，这就是化学平衡原理。 有些同学可能会问：“为什么要有这个‘平衡’呢？”别急，听我细细道来。化学反应具有极强的可逆性，它遵循一定的方向和限度。如果两种反应物（或者产物）的量不断变化而没有停止的话，在一定时间内，必将朝着这两种反应物的量相等的方向进行。简单地说，在一定的时间内，新的反应物与原来的反应物反应，会达到一种平衡状态。化学反应的这一特征决定了化学平衡的概念。那么，怎样判断反应是否处于平衡状态呢？一句话，用观察法来确定：如果原来正在进行的化学反应无论在任何条件下都没有中断，或者虽有中断但不超过平衡浓度，即可认为整个反应已经达到了平衡状态。 其实，除了通过平衡状态来判断反应是否处于平衡外，还有很多方法可以来判断反应是否处于平衡状态。比如，在温度一定时，质量一定的两种气体混合，如果两者密度之差足够大，就一定能够将两者分离；再比如，加热、升华、吸附、干燥、分解、电解、辐射等都可以使物质的量发生变化，从而影响平衡状态的改变。 回想一下，初中的学习主要就是三种平衡状态：可逆反应平衡、微观粒子数守恒、元素化合价的平衡。随着年级的升高，知识越来越丰富，思维方式也越来越灵活，我们的化学课程也将更加生动，让我们携手走进化学，去感受它的奇妙吧！化学平衡原理指出，当两种反应物的总浓度达到平衡时，此时若加入一种新的反应物，其总浓度也达到平衡。即使总体积增大或者减少了一点，都不会引起新的平衡。所以就算原本正在发生的反应减弱了，只要加入了一种新的反应物，原来正在进行的反应仍然会按照新的条件继续进行，这就是化学平衡原理。 科学家发现，化学平衡具有普遍性和非常规律性。化学平衡的研究成果对各门自然科学的发展有着重大意义。此外，由于化学平衡的研究涉及众多领域，因此它又是一项综合性的系统工程。 - 1 - 化学平衡系列问题化学平衡移动影响条件 （一）在反应速率（v）－时间（t）图象中，在保持平衡的某时刻t1改变某一条件前后，V正、V逆的变化有两种： V正、V逆同时突变——温度、压强、催化剂的影响 V正、V逆之一渐变——一种成分浓度的改变 对于可逆反应：mA(g) + nB(g) pc(g) + qD(g) + (正反应放热) 【总结】增大反应物浓度或减小生成物浓度，化学平衡向正反应方向移动；减小反应物浓度或增大生成物浓度，化学平衡向逆反应方向移动。 增大压强，化学平衡向系数减小的方向移动；减小压强，平衡会向系数增大的方向移动。 升高温度，平衡向着吸热反应的方向移动；降低温度，平衡向放热反应的方向移动。 催化剂不改变平衡移动 （二）勒夏特列原理(平衡移动原理) 反应条件条件改变v正v逆v正与v逆关系平衡移 动方向 图示 选项浓度 增大反应物浓度 减小反应物浓度 增大生成物浓度 减小生成物浓度 加快 减慢 不变 不变 不变 不变 加快 减慢 v正＞v逆 v正＜v逆 v正＜v逆 v正＞v逆 正反应方向 逆反应方向 逆反应方向 正反应方向 B C B C 压 强 m+n＞p+q m+n＜p+q m+n＝p+q 加压 加快 加快 加快 加快 加快 加快 v正＞v逆 v正＜v逆 v正＝v逆 正反应方向 逆反应方向 不移动 A A E m+n＞p+q m+n＜p+q m+n＝p+q 减压 减慢 减慢 减慢 减慢 减慢 减慢 v正＜v逆 v正＞v逆 v正＝v逆 逆反应方向 正反应方向 不移动 D D F 温度 升温 降温 加快 减慢 加快 减慢 v正＜v逆 v正＞v逆 逆反应方向 正反应方向 A D 催化剂加快加快加快v正＝v逆不移动E 一、化学平衡状态： 定义：在一定条件下，可逆反应中正反应速率与逆反应速率相等，反应混合物中各组成成分的含量保持不变的状态，叫做化学平衡状态。 特点：“动、定、变”特点： 动：化学平衡是一种动态平衡v （正）=v （逆）。 定：条件不变时，各组分浓度保持不变。 变：条件改变时，化学平衡发生移动。 平衡建立：在一定条件下，正反应是从一定速率开始的，而逆反应是从零开始的，随时间推移，正、逆反应速率相等，反应达到平衡。 ①反应物与生成物处于动态平衡，V 正=V 逆 ②反应物与生成物浓度保持一定，百分组成保持一定；（或说反 应物与生成物的含量 保持一定） ③影响平衡的外界条件改变，平衡状态即被破坏，发生平衡移 动。 观察右图。讲解实验步骤如下： （1） 出示天平和装了5 4水的一个矿泉水瓶Ⅰ，等待静止平衡，不动时称为平衡状态； （2）一个空矿泉水瓶剪去上部，下部刺一个小孔； （3）按图4所示向Ⅱ空瓶内不断倒水，使它出现与Ⅰ瓶水位等 高的状态，而且保持这一水位。告诉学生这时水位不变了，也可以称为平衡了。请思考Ⅰ与Ⅱ两种平衡有何不同。 [学生得结论] Ⅰ为静态平衡，Ⅱ为动态平衡。 不可逆反应：在同一条件下，不能同时向两个方向进行的反应。 练习一：对于可逆反应2SO 2+O 2 2SO 3：下列那种情况达到了化学平衡状态？ 1、反应容器内，SO 2、O 2、SO 3 共存时的状态。 2、SO 2的分解速率等于SO 3的生成速率的状态。 3、单位时间内，每消耗2molSO 2同时生成1molSO 2。 4、单位时间内，每消耗1molSO 2同时消耗2molSO 3。 练习二：下列说法对不对，为什么？ 1、可逆反应达到化学平衡时，反应停止了，所以各组分浓度不变了。 2、可逆反应达到化学平衡时，反应物浓度等于生成物浓度 3、可逆反应达到化学平衡时，即使改变温度条件，平衡状态也不会改变。 二、化学平衡及特征 1、定义 2、注意点（1） （2） (3) 3、特征 4、标志 （1）微观标志 （2）宏观标志 规律（1） （2） （3） 高三化学第四课时化学平衡移动的原理 教学目标：理解化学平衡移动的原理 重点难点：用化学平衡移动解决实际问题 影响化学平衡的因素 化学平衡移动研究的对象：化学反应的化学平衡状态 化学平衡是有条件的平衡，当影响化学平衡的条件改变时，原来的平衡被破坏，进而在新的条件下平衡，这个原平衡向新平衡的转化过程叫做化学平衡的移动 一.浓度对化学平衡的影响 试验探究【2-5】：在其他条件不变的情况下，观察实验讨论总结。 增大反应物浓度，或减小生成物浓度。化学平衡向移动。 减小反应物浓度，或增大生成物浓度。化学平衡向移动。 注意：固体物质和纯液体无所谓浓度，其量改变，不影响平衡。 练习FeCl2溶液呈浅绿色，其中存在着下列平衡： Fe2++2H2O Fe(OH)2+2H+往该溶液中滴加盐酸,发生的变化是（） (A) 平衡向逆反应方向移动 (B) 平衡向正反应方向移动 (C) 溶液由浅绿色变成黄色 (D) 溶液由浅变深 思考：由FeCl2改为Fe（NO3）2,将发生什么变化呢？ 二、压强对化学平衡移动的影响。对于有气体参加的可逆反应来说，气体的压强改变，也能引起化学平衡的移动。【探究】根据表中所给数据讨论分析 对于3H2（g）+N2(g) 2NH3(g) 在反应中1体积的N2与3体积的H2反应生成2体积的NH3，即反应前后气态物质的总体积发生了变化，反应后气体总体积减少了。下表列入的是450℃时，N2与H2反应生成NH3的实验数据。 压强/MPa 1 5 10 30 60 100 NH3/% 2.0 9.2 16.4 35.5 53.6 69.4 由上表实验数据可以算出：对反应前后气体总体积发生变化的化学反应，在其他条件不变的情况下，增大压强，会使化学平衡向着方向移动。减小压强，会使化学平衡向着 移动。 对于有些可逆反应里，反应前后气态物质的总体积没有发生变化，如2HI(g) H2(g)+I2(g)在这种情况下，增大或减小压强都使化学平衡移动。 注意：固态物质或液态物质的体积，受压强的影响很小，可以忽略不计。因此，如果平衡混合物都是固体或液体，改变压强使化学平衡移动。 练习在一定的温度和压强下，合成氨反应 3H2+N2 2NH3达到平衡时，下列操作平衡不发生移动的是（） A .恒温恒压充入氨气B. 恒温恒压充入氮气 C .恒温恒容充入氦气 D .恒温恒压充入氦气 三.温度对化学平衡的影响 任何反应都伴随着能量的变化，通常表现为放热或吸热；所以温度对化学平衡移动也有影响。观察[实验2—7]根据实验现象讨论，回答下列问题： 化学平衡的原理与应用 以"化学平衡的原理与应用"为题，以下是一篇关于化学平衡的原理 与应用的文章： 化学平衡的原理与应用 在化学反应中，物质之间的转化常常是不完全的。然而，在某些条 件下，反应会达到一种稳定的状态，此时反应的速率正好与逆反应的 速率相等，这被称为化学平衡。本文将介绍化学平衡的原理及其应用。 一、化学平衡的原理 化学平衡的原理基于两个重要的概念：活化能和热力学。活化能是 指在反应中需要克服的能垒，而热力学则描述了反应的热效应。当反 应达到平衡时，正向反应和逆反应的活化能和热力学都相等。 平衡常数是描述化学平衡程度的一个重要概念。在一个化学反应 aA + bB ↔ cC + dD中，平衡常数K的表达式为：K = [C]^c [D]^d / [A]^a [B]^b。在给定温度下，K是一个恒定值，反映了反应浓度之间的平衡关系。当K>1时，反应偏向生成物的一侧，当K<1时，反应偏向 反应物的一侧。 二、化学平衡的应用 1. 原料转化优化 利用化学平衡的原理，可以优化工业生产中的反应条件，提高原料的转化率。通过调整反应温度、压力和浓度等因素，可以使反应靠近理论转化率。 例如，工业上合成氨的反应：N2 + 3H2 ↔ 2NH3。该反应在相对低的温度和高的压力下最为有效。根据化学平衡的原理，通过增加反应温度和控制氮气和氢气的比例，可以提高氨的产量。 2. 储能与释能 许多化学反应产生的能量可以储存在化学物质中，并在需要时释放出来。平衡反应的可逆性使得这种能量的储存和释放更可行。 例如，氢燃料电池以及锂离子电池都利用了化学平衡的原理。氢燃料电池在反应过程中将氢气和氧气转化为水，并释放出能量。而锂离子电池则将锂离子在不同化学物质间的平衡转移进行循环储存和释放能量。 3. 酸碱平衡调节 酸碱平衡是生物体内维持正常功能的关键之一。化学平衡的原理也适用于酸碱反应。 人体内的血液pH调节即是通过化学平衡实现的。人体的生理系统通过调节碳酸和碳酸氢根离子之间的平衡，来维持血液的酸碱平衡。当pH偏高时，化学反应将碳酸氢根离子和氢离子转化为碳酸根离子，以降低pH; 当pH偏低时，则发生逆反应。 4. 环境保护与处理 化学平衡移动原理 一、化学平衡移动的概念 改变反应条件，可逆反应的平衡遭到破坏，从一个旧平衡变成一个新平衡，化学平衡状态发生改变，就叫化学平衡移动。 二、化学平衡移动的原理 1、总规律：化学平衡总是朝着速率大的方向移动。这是化学平衡移动的本质，是化学平衡 移动的原因，是化学平衡移动的总规律。 2、勒夏特列原理：在其他条件不变的条件下，改变一个条件，化学平衡朝着减弱这种改变 的方向移动。这是勒夏特列总结出来的平衡移动规律。具体来说：增加反应物的浓度，就朝着减少反应物的浓度方向移动；减少反应物的浓度，就朝着增加反应物的浓度方向移动。增加生成物浓度，就朝着减小生成物浓度的方向移动；减少生成物的浓度，就朝着增加生成物的浓度方向移动。增大气体压强，就朝着减小气体压强的方向移动；减少气体压强，就朝着增大气体压强的方向移动。升高温度，就朝着降低温度的方向移动； 降低温度就朝着升高温度的方向移动。 三、化学平衡移动的分规律 1、加入纯固体，浓度不改变，速率不改变，平衡不移动。 2、溶液中加入不参加反应的离子对应的固体，浓度不改变，速率不改变，平衡不移动。 3、同温同体积下，加入不参加反应的气体（如稀有气体），气体浓度不改变，速率不改变， 平衡不移动。 4、增大表面积，等倍增大正逆反应速率，平衡不移动。 5、对于气体分子数不变的反应，增大压强，等倍增加正逆反应速率，平衡不移动；减小压 强，等倍减小正逆反应速率，平衡不移动。 6、使用催化剂，等倍增加正逆反应速率，平衡不移动。 五、强化练习 1、在可逆反应X+2Y2Z △H<0中，X、Y、Z是三种气体，为了有利于Z的生成,应采 用的反应条件是（） A、高温高压 B、高温低压 C、低温低压 D、低温高压 2、下列事实不能用勒夏特列原理解释的是（） A、往硫化氢水溶液中加碱有利于S2-的增多 B、加入催化剂有利于氨氧化的反应 C、高压有利于合成氨的反应 D、及时分离出氨有利于合成氨的反应 课题：化学平衡的移动 基础自测 化学平衡的移动 1．化学平衡的移动 就是改变外界条件，破坏原有的平衡状态，建立起新的平衡状态的过程。 2．图示 3．平衡移动的方向 (1)若v(正)＞v(逆)，则平衡向正反应方向移动。 (2)若v(正)＝v(逆)，则平衡不移动。 (3)若v(正)＜v(逆)，则平衡向逆反应方向移动。 [特别提醒] (1)外界条件改变，平衡不一定发生移动。 ①若条件改变，未引起化学反应速率的变化，则平衡一定不移动，如增加固体的用量。 ①若条件改变，引起了化学反应速率的变化，但v(正)、v(逆)同等程度的改变，则平衡不发生移动。 ①若条件改变，引起v(正)≠v(逆)，则平衡一定发生移动。 (2)平衡发生移动，说明外界条件一定发生改变。 浓度变化对化学平衡的影响 1．浓度对化学平衡的影响 在其他条件不变的情况下，改变参与反应物质的浓度对化学平衡的影响： (1)增大反应物的浓度或减小生成物的浓度，使得v(正)大于v(逆)，平衡向正反应方向移动。 (2)减小反应物的浓度或增大生成物的浓度，使得v(正)小于v(逆)，平衡向逆反应方向移动。 2．平衡移动图像(v-t图) (1)平衡正向移动 (2)平衡逆向移动 压强变化对化学平衡的影响 1．压强改变与化学反应速率、化学平衡移动间的关系 2．在其他条件不变的情况下压强对化学平衡的影响 (1)增大压强，化学平衡向气体体积减小的方向移动。 (2)减小压强，化学平衡向气体体积增大的方向移动。 3．平衡移动图像(v-t图) 以m A(g)＋n B(g)p C(g)＋q D(g)为例 (1)若m＋n＞p＋q (2)若m＋n＜p＋q (3)若m＋n＝p＋q 温度变化对化学平衡的影响 1．温度对化学平衡的影响 (1)在其他条件不变的情况下，升高温度，平衡向吸热的方向移动。 (2)在其他条件不变的情况下，降低温度，平衡向放热的方向移动。 化学平衡的移动原理 化学平衡是指在化学反应中，反应物和生成物在一定条件下达到动 态平衡的状态。在化学反应中，当反应物的浓度或压强发生变化时， 系统会自动做出调整以恢复平衡状态。这种自动调整的过程被称为化 学平衡的移动原理。 化学平衡的移动原理可以通过勒夏特列矩阵（Le Chatelier's Principle）来解释。勒夏特列矩阵表明，当外界条件改变时，系统会做 出反应以减轻这种改变，以保持平衡。 一、浓度的影响 当在一个已经达到平衡的系统中改变反应物的浓度时，系统会做出 调整以恢复平衡。根据勒夏特列矩阵，增加反应物浓度会使得反应朝 着生成物的方向移动，以减少反应物的浓度。相反，则是减少反应物 浓度会使得反应朝着反应物的方向移动，以增加反应物的浓度。这个 过程可以通过以下化学反应来说明： A + B ⇌ C + D 如果A和B是反应物，C和D是生成物，当A和B的浓度增加时，平衡会向右移动，生成更多的C和D。当A和B的浓度减少时，平衡 会向左移动，生成更多的A和B。 二、压强的影响 对于气体反应来说，改变压强也会影响化学平衡的位置。当压强增 加时，化学平衡会移动到分子数较少的一方，以减少压强。当压强减 少时，化学平衡会移动到分子数较多的一方，以增加压强。以下是一个气体反应的示例： 2A + 3B ⇌ C + D 如果A和B是气体，C和D是液体或固体，当压强增加时，平衡会向右移动，生成更多的C和D。当压强减少时，平衡会向左移动，生成更多的A和B。 三、温度的影响 改变温度也可以影响化学平衡的位置。根据勒夏特列矩阵，当温度增加时，平衡会向吸热的方向移动，以减少温度。当温度减少时，平衡会向放热的方向移动，以增加温度。以下是一个示例： A + heat ⇌ B + C 如果A是吸热的反应物，B和C是生成物，当温度增加时，平衡会向右移动，生成更多的B和C。当温度减少时，平衡会向左移动，生成更多的A。 综上所述，化学平衡的移动原理可以根据勒夏特列矩阵来解释。当改变浓度、压强或温度时，系统会自动追求达到新的平衡状态，以减轻外界条件的变化。通过了解化学平衡的移动原理，我们可以更好地理解和控制化学反应，为科学研究和工业生产提供指导。 化学平衡原理 化学平衡是化学反应在一定条件下达到稳定状态的状态描述。在化 学平衡中，反应物和生成物的浓度或者压力相对稳定，表明反应达到 了动态平衡。化学平衡原理是描述化学反应达到平衡状态的基本规律。本文将从反应速率与平衡常数、Le Chatelier原理以及平衡常数的计算 等方面来探讨化学平衡原理。 一、反应速率与平衡常数 在化学反应中，反应速率描述了化学反应发生的快慢程度。而平衡 常数则是描述化学平衡状态下反应物与生成物浓度之间的关系。根据 化学平衡原理，当反应达到平衡时，反应物与生成物的浓度比例将会 达到一个常数，即平衡常数。平衡常数与反应物与生成物的浓度之间 遵循一定的关系，可以通过化学方程式中的反应物与生成物的摩尔比 来确定。 二、Le Chatelier原理 Le Chatelier原理是描述化学系统受到扰动后会发生的平衡调整过程 的原理。根据该原理，当化学系统受到外界因素的影响，如温度、压 力或浓度的变化，系统将会相应地调整其反应方向以恢复平衡。 1.温度变化：在化学平衡中，温度的变化会对化学反应产生重要影响。一般情况下，温度升高会导致平衡反应向吸热方向移动，而温度 降低则会导致平衡反应向放热方向移动。 2.压力变化：对于气相反应，压力的变化也会影响化学平衡。当压 力增大时，平衡反应会倾向于向生成物较少的一方移动，以减小压力。反之，当压力减小时，平衡反应会倾向于向生成物较多的一方移动， 以增大压力。 3.浓度变化：改变反应物或生成物的浓度也会影响化学平衡。根据 Le Chatelier原理，当某一物质浓度增加时，平衡反应会向生成物较少 的一方移动，以减小该物质的浓度。反之，当某一物质浓度减小时， 平衡反应会向生成物较多的一方移动，以增加该物质的浓度。 三、平衡常数的计算 平衡常数可通过反应物与生成物的浓度来描述。对于一般的化学反 应aA + bB ↔ cC + dD，平衡常数K可以通过以下公式计算：K = ([C]^c * [D]^d) / ([A]^a * [B]^b) 其中，[A]、[B]、[C]、[D]分别表示反应物A、B和生成物C、D的 浓度。上标a、b、c、d分别为化学方程式中各种物质的摩尔系数。 在计算平衡常数时，需要注意各种物质的浓度单位必须一致，并且 浓度需要取自平衡状态下的浓度。 结论 化学平衡原理是描述化学反应达到稳定状态的基本规律。平衡常数 与反应物与生成物之间的浓度关系密切相关，可以通过平衡常数计算 来描述化学平衡状态。同时，Le Chatelier原理指出了化学系统受到外 界因素时的调整机制，进一步解释了化学平衡的影响因素。要准确理 化学平衡的原理与应用 化学平衡是化学反应过程中达到的一个状态，反应物和生成物 浓度不再发生变化。化学平衡的原理是基于反应物分子碰撞的动 力学过程和生成物逆向反应的热力学过程，使反应系统达到一个 稳定的状态。化学平衡具有重要的应用价值，在化学制品的生产、环境保护与自然科学研究等领域都有着广泛的应用。 一、化学平衡的原理 在化学反应中，反应物分子通过碰撞来产生反应。反应物浓度 越高，反应产生的速率也就越快。随着反应进行和反应物浓度的 降低，反应速率也会下降。当反应速率和逆向反应产生速率相等时，反应就处于一个平衡状态。 这种状态下，反应物和生成物浓度不再发生任何变化，称为化 学平衡。化学平衡时，反应物消耗的速率等于逆向生成物的速率，这两个速率之比称为化学平衡常数K。K通常使用浓度作为反应 物和生成物的单位，因此K也是浓度的函数。 在化学平衡中，反应物和生成物的物质量守恒。然而，反应物浓度的变化会引起平衡位置的变化，即移动平衡位置的位置。对于一个特定的反应方程式，平衡位的位置因不同的组成物浓度而发生变化。 当反应物和生成物浓度达到一定平衡常数时，平衡常数不再随之变化。而平衡常数本身取决于化学反应的能量状态，即反应热力学。当反应物的浓度变化时，生产的热能也会随之变化，而热能变化可以影响化学平衡。因此，也可以称化学平衡为“热力学平衡”。 二、化学平衡的应用 1. 化学制品的生产 化学平衡在工业上能够有效的制造各种化学制品。一般在实际工业中很少达到极端的化学平衡状态，而会在反应速度与生成率之间找到平衡点。制造过程中，反应物和生成物的浓度可以通过调节温度和压力来控制，以达到所需的产物。由于产物通常作为商业化合物销售，因此生产过程中应严格控制平衡条件以获得最佳产出率。 化学反应中的化学平衡定律 化学反应是指物质之间发生化学变化的过程。在化学反应中， 反应物会逐渐被耗尽，反应产物会逐渐增多，直至反应达到一种 状态，称为化学平衡。化学平衡是一个非常重要的概念，涉及化 学反应的速率、平衡常数、浓度变化等方面。 化学平衡定律，也称为质量作用定律，是化学反应中的重要基 础原理。它描述了在一定温度、压力下，反应物和产物之间的浓 度与反应速率之间的关系，揭示了化学反应中的动态平衡状态， 为化学反应的研究提供了基础理论。 化学平衡的条件 在化学反应中，当反应达到一定状态时，反应物和产物之间的 浓度发生了动态平衡，称为化学平衡。这种状态下，反应速率相等，反应物与产物的浓度比例也相等，达成了一种静态平衡状态。 化学平衡的实现有以下条件： 1. 反应混合物中必须存在反应物和产物之间的可逆反应。 2. 只有在定压或定容条件下，反应混合物的温度不变，才可以 实现反应物与产物之间的动态平衡。 3. 在动态平衡状态下，反应物和产物的摩尔浓度与反应速率之 间存在着特定的比例关系。 化学平衡定律的表达式 化学平衡定律最经典的表达式是质量作用定律，也称为“德布龙—塞弗特定律”，由法国化学家德布龙和德国化学家塞弗特于19世纪中期独立提出。该定律表明，反应物和产物的浓度比例恒定，在一定温度下浓度与反应速率之间存在特定的比例关系，由化学 平衡常数Kc来描述： Kc=[C]c[D]d/[A]a[B]b 式中[a]、[b]、[c]、[d]分别表示反应混合物中反应物与产物在 平衡时的摩尔浓度，a、b、c、d分别代表反应物和产物在反应物 质量平衡式中的系数。 Kc的大小反映了反应物和产物之间达成平衡后的相对含量，通常来说，Kc越大，反应物转化为产物的速度越快，反应越偏向产物；反之，则偏向反应物。 化学平衡常数Kc的计算 化学平衡常数的大小与温度、压力、反应物种类等因素有关，Kc的计算需要根据实验情况来确定。 在一般情况下，Kc的计算需要先确定反应物和产物的浓度。实验中，通常通过测量反应混合物中的物质摩尔浓度来计算Kc。 比如，对于平衡反应式：H2(g)+I2(g)↔2HI(g)，实验测得当反应物和产物浓度比为[H2]∶[I2]∶[HI]=1∶1∶2时，反应到达平衡状态，此时可以计算Kc的值。 Kc=[HI]²/([H2]∙[I2]) 根据实验数据计算得到：Kc=49.4。 化学化学平衡定律 化学平衡定律 化学平衡定律是描述化学反应中物质浓度变化的规律。根据化学平衡定律，对于一个化学反应系统，当反应达到平衡时，各个物质的浓度将保持恒定。化学平衡定律由化学家勒夏特利厄斯于19世纪中叶发现并提出，成为了化学领域中的重要理论基础。 一、平衡常数 在了解化学平衡定律之前，我们首先需要了解平衡常数的概念。平衡常数是指在平衡态下各个反应物和生成物浓度之比的乘积的一种特定的数值，通常用K表示。对于一个化学反应aA + bB ⇌ cC + dD，它的平衡常数K可以用以下公式表示： K = [C]^c[D]^d / [A]^a[B]^b 其中，[A]、[B]、[C]、[D]分别表示反应物A、B和生成物C、D的浓度。 二、平衡常数的意义 平衡常数描述了化学反应系统中物质浓度的相对变化情况。根据平衡常数的大小可以判断反应的方向和反应的强弱。当平衡常数K大于1时，表示反应偏向生成物一侧，反应向正向进行；当平衡常数K小于1时，表示反应偏向反应物一侧，反应向逆向进行；当平衡常数K 接近于1时，表示反应物和生成物的浓度几乎相等，反应处于动态平衡态。 三、勒夏特利厄斯原理 根据化学平衡定律，勒夏特利厄斯提出了勒夏特利厄斯原理，也称为平衡位移原理。该原理指出，当外界条件改变导致反应系统偏离平衡时，系统会自行通过反应位置的变化来恢复平衡，以抵消外界条件的影响。例如，在一个反应物浓度较高的体系中，若通过增加反应物浓度，体系会自发地减少反应物的生成，增加生成物的生成，使得系统恢复平衡。 四、影响平衡常数的因素 平衡常数受到温度和压力的影响。根据热力学第一定律，温度升高会使得反应物吸热反应的平衡常数增大，而使放热反应的平衡常数减小。压力的改变对气相反应有较大的影响，当压力增加时，平衡常数小的反应会向生成物一侧移动，而平衡常数大的反应则向反应物一侧移动。 五、平衡常数的应用 化学平衡定律和平衡常数的应用十分广泛。在工业生产中，根据平衡常数可以预测并控制反应的产物生成，对提高反应产率和降低能耗具有重要意义。在环境科学中，了解平衡常数可以预测反应在自然界中的行为，如酸雨的生成与控制。在生命科学中，平衡常数的变化可以推测体内反应的机理和平衡状态。 六、总结 化学平衡动态平衡 化学平衡是指在一个封闭系统中，反应物与生成物之间的浓度或者压力的比例保持不变的状态。在化学平衡中，反应物和生成物之间发生的正反应速率相等，达到动态平衡。动态平衡的概念是指系统在一定条件下，各种反应速率保持恒定，反应物和生成物的浓度或者压力不再发生变化。 化学平衡的概念是在19世纪初由法国化学家贝尔塔洛特提出的。他根据实验观察到的现象，总结出了化学反应达到平衡的条件和规律。贝尔塔洛特的平衡原理是指在一定条件下，反应物和生成物之间的浓度比例保持不变，即正反应和逆反应的速率相等。这个原理也被称为动态平衡原理，它揭示了化学平衡的基本特征。 化学平衡的达成需要满足一定条件。首先，反应必须在封闭系统中进行，以防止反应物和生成物的流失或外界物质的干扰。其次，反应必须在一定的温度和压力条件下进行，以保持反应速率的恒定。最后，反应物和生成物之间的浓度比例必须达到一定的数值，才能保持动态平衡。 在化学平衡中，反应物和生成物的浓度或者压力保持不变，但是它们之间的相对数量是可以改变的。当增加反应物的浓度或者压力时，反应系统会通过正反应来消耗这部分反应物，以达到新的平衡状态。反之，当减少反应物的浓度或者压力时，反应系统会通过逆反应来 生成更多的反应物，以重新建立平衡。这种平衡调节的机制被称为“Le Chatelier原理”，它说明了化学平衡的稳定性和可调节性。 化学平衡在生活中有着广泛的应用。例如，我们常见的酸碱中和反应就是一个动态平衡的过程。当我们将酸溶液和碱溶液混合时，会产生水和盐。在反应开始时，酸和碱的浓度很高，反应速率很快。随着反应的进行，反应物的浓度逐渐降低，反应速率减慢。最终，反应物和生成物的浓度比例达到一定的数值，反应停止，达到化学平衡。 化学平衡还有重要的工业应用。例如，合成氨的哈柏过程是一个重要的工业反应。该反应通过将氮气和氢气在高温高压条件下通过催化剂进行反应，生成氨气。在达到化学平衡后，哈柏过程可以通过调节温度、压力和催化剂的种类和浓度来控制反应物和生成物的比例，以提高产量和效率。 化学平衡是指在封闭系统中，反应物和生成物之间的浓度或者压力比例保持不变的状态。化学平衡的达成需要满足一定的条件，包括封闭系统、恒定的温度和压力，以及反应物和生成物之间的浓度比例。化学平衡在生活和工业中有着广泛的应用，通过调节反应条件可以控制反应物和生成物的比例，提高产量和效率。通过深入研究化学平衡的原理和机制，我们可以更好地理解化学反应的过程和规律，为科学研究和工业生产提供指导和支持。化学平衡原理
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