无机化学第三章+化学平衡
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化学平衡原理的应用页数:45
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物理化学第03章化学平衡热力学原理页数:24
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第三章化学平衡六至八节页数:4
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第三章 化学动力学2页数:2
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化学平衡的原理页数:3
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化学平衡原理页数:2
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《无机化学》第三章 化学反应的方向和化学平衡
⑵标准：
f Gθm(稳定单质) 0
4.标准摩尔吉布斯自由能变
r
G
θ m
：
KJmol-1
⑴定义：标准状态下，反应进度为1mol时反
应的吉布斯自由能变称为该反应 的标
准摩尔吉布斯自由能变。
通式：mA + nB pC + qD
rGm i f Gm (生成物) i f Gm (反应物)
p f Gm (C) q f Gm (D) m f Gm ( A) n f Gm (B)
5.694 213.8 197.7
r
H
m
2 (110.5)
(393.5)
172.5(kJ
mol1)
r
S
m
2 197.7
213.8
5.694
175.9(J
mol1
K
1 )
r
G
θ m
r Hθm
TrSθm
172 .5 (900 273 .15) 175 .910 3
33.86(KJ mol 1)
恒温恒压只做体积功条件下：
△rGm < 0 △rGm = 0 △rGm >0
反应自发进行 反应处于平衡状态 正反应不能自发进行，但逆反 应能自发进行
3.标准摩尔生成吉布斯自由能 f Gθm : KJmol-1
⑴定义：标态下，由稳定单质生成1mol某物质时 反应的标准摩尔吉布斯自由能变称为 该物 质的标准摩尔生成吉布斯自由能。
1.反应前后气体分子数不相等的反应△n≠0
例：N2O4(g)
2NO2(g)
一定温度下达平衡时：
K
( pNO2 p N 2O4
p )2 p
增加压力到原来的2倍：
f Gθm(稳定单质) 0
4.标准摩尔吉布斯自由能变
r
G
θ m
：
KJmol-1
⑴定义：标准状态下，反应进度为1mol时反
应的吉布斯自由能变称为该反应 的标
准摩尔吉布斯自由能变。
通式：mA + nB pC + qD
rGm i f Gm (生成物) i f Gm (反应物)
p f Gm (C) q f Gm (D) m f Gm ( A) n f Gm (B)
5.694 213.8 197.7
r
H
m
2 (110.5)
(393.5)
172.5(kJ
mol1)
r
S
m
2 197.7
213.8
5.694
175.9(J
mol1
K
1 )
r
G
θ m
r Hθm
TrSθm
172 .5 (900 273 .15) 175 .910 3
33.86(KJ mol 1)
恒温恒压只做体积功条件下：
△rGm < 0 △rGm = 0 △rGm >0
反应自发进行 反应处于平衡状态 正反应不能自发进行，但逆反 应能自发进行
3.标准摩尔生成吉布斯自由能 f Gθm : KJmol-1
⑴定义：标态下，由稳定单质生成1mol某物质时 反应的标准摩尔吉布斯自由能变称为 该物 质的标准摩尔生成吉布斯自由能。
1.反应前后气体分子数不相等的反应△n≠0
例：N2O4(g)
2NO2(g)
一定温度下达平衡时：
K
( pNO2 p N 2O4
p )2 p
增加压力到原来的2倍：
无机化学第三章化学反应速率和化学平衡ppt课件
生成2mol NH3
ppt课件
5
反应进度 0＝∑νBB B
对于化学计量方程式
dξ = dnB /νB
nB——B的物质的量 ξ的单位为mol νB——为B的化学计量数
改写为 dnB = νB dξ
开始时ξ0=0, 、 nB =０ 反应进度为ξ时： nB =νBξ
ppt课件
6
反应进度
nB =νBξ
基元反应：反应物一步就直接转变为产物
如：
2NO2→ 2NO + O2
NO2 + CO →NO + CO2
非基元反应：反应物经过若干步(若干个
基元反应步骤)才转变为产物。
如 又如
2NO + 2H2 → N2 + 2H2O ① 2NO + H2→N2+ H2O2 ② H2O2 + H2 → 2H2O
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
0.3mol L1 s1
v NH3
cNH3
t
0.4 0.0mol L1 2 0s
0.2mol L1 s1
v N2 : v H2 : v NH3 1: 3 : 2
●瞬间速率：某瞬间（即t0)的反应速率
vNH3
dcB，则得：
v 1 dcB B dt
ppt课件
11
对于上述 N2 3H2 2NH3 化学计量方程式 ：
v 1 d 1 dcB V dt B dt
1 dcN2 1 dcH2 1 dcNH3
1 dt
3 dt 2 dt
aA + bB
反应 2W+X Y+Z 哪种速率表达式是正确的？
ppt课件
5
反应进度 0＝∑νBB B
对于化学计量方程式
dξ = dnB /νB
nB——B的物质的量 ξ的单位为mol νB——为B的化学计量数
改写为 dnB = νB dξ
开始时ξ0=0, 、 nB =０ 反应进度为ξ时： nB =νBξ
ppt课件
6
反应进度
nB =νBξ
基元反应：反应物一步就直接转变为产物
如：
2NO2→ 2NO + O2
NO2 + CO →NO + CO2
非基元反应：反应物经过若干步(若干个
基元反应步骤)才转变为产物。
如 又如
2NO + 2H2 → N2 + 2H2O ① 2NO + H2→N2+ H2O2 ② H2O2 + H2 → 2H2O
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
0.3mol L1 s1
v NH3
cNH3
t
0.4 0.0mol L1 2 0s
0.2mol L1 s1
v N2 : v H2 : v NH3 1: 3 : 2
●瞬间速率：某瞬间（即t0)的反应速率
vNH3
dcB，则得：
v 1 dcB B dt
ppt课件
11
对于上述 N2 3H2 2NH3 化学计量方程式 ：
v 1 d 1 dcB V dt B dt
1 dcN2 1 dcH2 1 dcNH3
1 dt
3 dt 2 dt
aA + bB
反应 2W+X Y+Z 哪种速率表达式是正确的？
大专无机化学教案化学平衡
大专无机化学教案-化学平衡第一章：化学平衡概述1.1 学习目标了解化学平衡的定义及重要性掌握化学平衡的表示方法理解平衡常数的概念及意义1.2 教学内容化学平衡的定义及实例化学平衡的表示方法：反应物与物的浓度比平衡常数的计算及应用1.3 教学活动引入实例，引导学生思考化学平衡的概念讲解化学平衡的表示方法，让学生通过实际例子理解练习计算平衡常数，巩固学生对平衡常数的理解1.4 作业与评估习题：计算平衡常数并解释结果小组讨论：探讨平衡常数在不同条件下的变化第二章：平衡移动原理2.1 学习目标理解平衡移动原理的概念掌握勒夏特列原理的应用能够分析外界条件变化对平衡的影响2.2 教学内容平衡移动原理的定义及勒夏特列原理勒夏特列原理的应用：浓度、温度、压力的变化实际例子：酸碱平衡的移动2.3 教学活动讲解平衡移动原理及勒夏特列原理，引导学生理解其应用通过实际例子，让学生分析外界条件变化对平衡的影响小组讨论：探讨勒夏特列原理在不同情况下的适用性2.4 作业与评估习题：应用勒夏特列原理分析平衡移动小组项目：设计实验，验证勒夏特列原理第三章：酸碱平衡3.1 学习目标理解酸碱平衡的概念及重要性掌握酸碱平衡的表示方法及计算理解pH值的概念及计算方法3.2 教学内容酸碱平衡的定义及实例酸碱平衡的表示方法：酸碱浓度比pH值的定义及计算方法3.3 教学活动引入实例，引导学生思考酸碱平衡的概念讲解酸碱平衡的表示方法，让学生通过实际例子理解练习计算pH值，巩固学生对pH值的理解3.4 作业与评估习题：计算pH值并解释结果小组讨论：探讨pH值在不同条件下的变化第四章：氧化还原平衡4.1 学习目标理解氧化还原平衡的概念及重要性掌握氧化还原平衡的表示方法及计算理解电位的概念及计算方法4.2 教学内容氧化还原平衡的定义及实例氧化还原平衡的表示方法：氧化剂与还原剂的浓度比电位的定义及计算方法4.3 教学活动引入实例，引导学生思考氧化还原平衡的概念讲解氧化还原平衡的表示方法，让学生通过实际例子理解练习计算电位，巩固学生对电位的理解4.4 作业与评估习题：计算电位并解释结果小组讨论：探讨电位在不同条件下的变化第五章：沉淀溶解平衡5.1 学习目标理解沉淀溶解平衡的概念及重要性掌握沉淀溶解平衡的表示方法及计算理解溶解度的概念及计算方法5.2 教学内容沉淀溶解平衡的定义及实例沉淀溶解平衡的表示方法：沉淀与离子的浓度比溶解度的定义及计算方法5.3 教学活动引入实例，引导学生思考沉淀溶解平衡的概念讲解沉淀溶解平衡的表示方法，让学生通过实际例子理解练习计算溶解度，巩固学生对溶解度的理解5.4 作业与评估习题：计算溶解度并解释结果小组讨论：探讨溶解度在不同条件下的变化第六章：化学平衡的实验技术6.1 学习目标掌握化学平衡实验的基本操作技能学会使用精密仪器进行平衡实验能够分析实验数据，验证平衡常数6.2 教学内容平衡实验的基本操作：溶液的配制、滴定等精密仪器的使用：滴定管、pH计等实验数据分析：误差分析、数据处理6.3 教学活动演示平衡实验的基本操作，指导学生进行实际操作讲解精密仪器的使用方法，让学生通过实际操作熟悉仪器分析实验数据，让学生掌握数据处理的方法6.4 作业与评估实验考核：操作精密仪器，完成平衡实验第七章：化学平衡在工业中的应用7.1 学习目标理解化学平衡在工业中的重要性掌握化学平衡在工业中的应用实例能够分析工业过程中平衡条件的优化7.2 教学内容化学平衡在工业中的应用实例：合成氨、硫酸工业等平衡条件的优化：Le Chatelier原理的应用工业过程的模拟与优化7.3 教学活动讲解化学平衡在工业中的应用实例，让学生理解其在工业中的重要性分析平衡条件的优化，让学生学会应用Le Chatelier原理模拟工业过程，让学生掌握过程优化方法7.4 作业与评估习题：分析工业过程中平衡条件的优化案例分析：分析实际工业过程中的平衡问题，提出优化方案第八章：化学平衡的现代研究方法8.1 学习目标了解化学平衡的现代研究方法掌握化学平衡的计算与模拟方法了解化学平衡实验技术的最新发展8.2 教学内容化学平衡的计算方法：分子模拟、量子化学计算等化学平衡的实验技术：核磁共振、质谱等化学平衡的研究软件与应用8.3 教学活动讲解化学平衡的计算与模拟方法，让学生了解其原理与应用演示化学平衡实验技术的实际操作，让学生熟悉其应用介绍化学平衡研究软件，让学生了解其功能与使用方法8.4 作业与评估习题：应用化学平衡计算方法解决实际问题第九章：化学平衡与生活9.1 学习目标理解化学平衡在日常生活中的重要性掌握化学平衡在生活中的应用实例能够分析生活中的平衡问题9.2 教学内容化学平衡在生活中的应用实例：饮食、健康等生活中的平衡问题：环境保护、资源利用等化学平衡在生活中的实际意义9.3 教学活动讲解化学平衡在生活中的应用实例，让学生理解其在日常生活中的重要性分析生活中的平衡问题，让学生学会应用化学平衡的知识讨论化学平衡在生活中的实际意义，让学生关注化学平衡与社会发展的关系9.4 作业与评估习题：分析生活中的平衡问题第十章：化学平衡的综合应用10.1 学习目标掌握化学平衡的综合应用能力能够分析复杂体系中的平衡问题了解化学平衡在科学研究中的前沿应用10.2 教学内容复杂体系中的平衡问题：多相体系、生物体系等化学平衡在科学研究中的应用实例：材料科学、环境科学等化学平衡的前沿应用与发展趋势10.3 教学活动分析复杂体系中的平衡问题，让学生掌握解决实际问题的能力讲解化学平衡在科学研究中的应用实例，让学生了解其在前沿领域的应用讨论化学平衡的发展趋势，让学生关注科学发展的动态10.4 作业与评估习题：分析复杂体系中的平衡问题重点和难点解析1. 教学内容的深度与广度：教案中涵盖了化学平衡的基本概念、原理、应用以及实验技术等多个方面。
宋天佑《无机化学》第3章
Q 中的浓度也可以是相对浓度。
化学热力学中有如下关系式，表
明 rG m⊖，rGm 和反应商 Q 三者之 间的关系：
rGm
=
rG
⊖
m
+
RTlnQ
这就是化学反应等温式。
rGm
=
rG
⊖
m
+
RTlnQ
用该式可以求出 rGm，以做 为非标准态下化学反应进行方向的
判据。
rGm < 0 rGm = 0 rGm > 0
2 NO2（g）
N2O4（g）
r Gm⊖= i f Gm⊖（生）－ i f Gm⊖（反）
= f Gm⊖（N2O4，g ） －2 f Gm⊖（NO2，g）
= 99.8 － 51.3 2
= － 2.8（kJ•mol－1）
由
rG
⊖
m
=
－RTln
K
⊖
得
ln K ⊖ = －
rG
⊖
m
和 K ⊖ 联系起来。
为求取一些化学反应的平衡 常数 K ⊖ 提供了可行的方法。
例 3. 2 查生成自由能表， 计算下面反应的标准摩尔自由能 改变量
2 NO2（g）
N2O4（g）
并求 298 K 时的平衡常数 K ⊖
2 NO2（g）
N2O4（g）
解： 查表得
f Gm⊖（NO2，g ）= 51.3 kJ•mol－1 f Gm⊖（N2O4，g）= 99.8 kJ•mol－1
个有待解决的问题。
化学反应
aA+bB
gG+hH
在某时刻尚未达到平衡，各物质的 浓度（分压）并非平衡浓度（平衡 分压）。
化学热力学中有如下关系式，表
明 rG m⊖，rGm 和反应商 Q 三者之 间的关系：
rGm
=
rG
⊖
m
+
RTlnQ
这就是化学反应等温式。
rGm
=
rG
⊖
m
+
RTlnQ
用该式可以求出 rGm，以做 为非标准态下化学反应进行方向的
判据。
rGm < 0 rGm = 0 rGm > 0
2 NO2（g）
N2O4（g）
r Gm⊖= i f Gm⊖（生）－ i f Gm⊖（反）
= f Gm⊖（N2O4，g ） －2 f Gm⊖（NO2，g）
= 99.8 － 51.3 2
= － 2.8（kJ•mol－1）
由
rG
⊖
m
=
－RTln
K
⊖
得
ln K ⊖ = －
rG
⊖
m
和 K ⊖ 联系起来。
为求取一些化学反应的平衡 常数 K ⊖ 提供了可行的方法。
例 3. 2 查生成自由能表， 计算下面反应的标准摩尔自由能 改变量
2 NO2（g）
N2O4（g）
并求 298 K 时的平衡常数 K ⊖
2 NO2（g）
N2O4（g）
解： 查表得
f Gm⊖（NO2，g ）= 51.3 kJ•mol－1 f Gm⊖（N2O4，g）= 99.8 kJ•mol－1
个有待解决的问题。
化学反应
aA+bB
gG+hH
在某时刻尚未达到平衡，各物质的 浓度（分压）并非平衡浓度（平衡 分压）。
大专无机化学教案-化学平衡
大专无机化学教案-化学平衡一、教学目标：1. 让学生理解化学平衡的概念，掌握化学平衡的原理。
2. 使学生了解化学平衡的表示方法，如平衡常数、平衡浓度等。
3. 培养学生运用化学平衡知识解决实际问题的能力。
二、教学内容：1. 化学平衡的定义与含义2. 化学平衡的表示方法3. 平衡常数及其计算4. 影响化学平衡的因素5. 化学平衡的实际应用三、教学重点与难点：1. 教学重点：化学平衡的概念、平衡常数的计算、影响化学平衡的因素。
2. 教学难点：平衡常数的推导与计算、化学平衡的实际应用。
四、教学方法：1. 讲授法：讲解化学平衡的概念、原理、表示方法等基本知识。
2. 案例分析法：分析实际案例，让学生了解化学平衡在生产、科研中的应用。
3. 讨论法：组织学生讨论影响化学平衡的因素，提高学生的思维能力。
五、教学过程：1. 引入新课：通过生活中的实例，如烧碱制取二氧化碳，引出化学平衡的概念。
2. 讲解基本知识：讲解化学平衡的定义、表示方法、平衡常数等。
3. 案例分析：分析实际案例，如合成氨、硫酸工业等，了解化学平衡在生产中的应用。
4. 计算练习：让学生运用平衡常数计算公式，进行相关练习。
5. 影响因素讨论：组织学生讨论温度、压力、浓度等因素对化学平衡的影响。
7. 作业布置：布置课后练习，巩固所学知识。
8. 课堂反馈：了解学生对课堂内容的掌握情况，为下一步教学做好准备。
六、教学评估与反思：1. 评估学生对化学平衡概念的理解程度，通过课堂提问、作业和小型测试进行评估。
2. 观察学生在案例分析中的表现，评估他们运用化学平衡知识解决实际问题的能力。
3. 收集学生对影响化学平衡因素的讨论意见，评估他们的思考深度和团队协作能力。
4. 反思教学方法的有效性，根据学生反馈调整教学策略，以提高教学效果。
七、课后作业：2. 分析课后习题，运用化学平衡原理解决相关问题。
3. 选择一个感兴趣的化学平衡实例，进行深入研究，下节课分享研究成果。
大一无机化学课件第三章化学平衡
如果一个过程，每一步都可以向相反的方 向进行而使系统和环境复原，不留下其它痕 迹，这样的过程称为可逆过程。
过程进展的无限缓慢，环境的压力、温度 与系统的压力、温度相差很小.
3.1.2 焓(enthalpy)和自发过程
许多放热反应能够自发进行。例如： 1
H2(g)+ 2O2(g) H2O(l) △rHm(298K) = -285.83kJ·mol-1
2个分子在左边球内的概率为1/4
3个分子在左边球内的概率为1/8
理想气体的自由膨胀
统计解释： 2个分子在左边球内的概率为1/4 3个分子在左边球内的概率为1/8 n个分子在左边球内的概率为1/2n 1mol个分子在左边球内的概率1/26.022×1023 概率如此小，可见是一种不可能的状态。 所以气体的自由膨胀是必然的。
系统有趋向于最大混乱度的倾向，系 统混乱度增大有利于反应自发地进行。
冰 的 结 构
建 筑 物 的 倒 塌
2.熵和微观状态数
熵是表示系统中微观粒子混乱度的一个热 力学函数，其符号为S。
系统的混乱度愈大，熵愈大。 熵是状态函数。 熵的变化只与始态、终态有关，而与途径 无关。
理想气体的自由膨胀
真空
解：反应① + ②得：
2BrCl (g)+ I2(g) 2IBr(g)+ Cl2(g) K 3 = K 1 · K 2 = 0.45×0.051=0.023
6. 有凝聚相参加的反应，由于纯固体、纯液体 的相对浓度为1，所以它们的浓度均不写入平衡 常数表达式中（条件：纯物质；不形成溶液） 。
例如：
CaCO3(s)= CaO(s)+ CO2(g)
3.1.1 自发过程(spontaneous process)
过程进展的无限缓慢，环境的压力、温度 与系统的压力、温度相差很小.
3.1.2 焓(enthalpy)和自发过程
许多放热反应能够自发进行。例如： 1
H2(g)+ 2O2(g) H2O(l) △rHm(298K) = -285.83kJ·mol-1
2个分子在左边球内的概率为1/4
3个分子在左边球内的概率为1/8
理想气体的自由膨胀
统计解释： 2个分子在左边球内的概率为1/4 3个分子在左边球内的概率为1/8 n个分子在左边球内的概率为1/2n 1mol个分子在左边球内的概率1/26.022×1023 概率如此小，可见是一种不可能的状态。 所以气体的自由膨胀是必然的。
系统有趋向于最大混乱度的倾向，系 统混乱度增大有利于反应自发地进行。
冰 的 结 构
建 筑 物 的 倒 塌
2.熵和微观状态数
熵是表示系统中微观粒子混乱度的一个热 力学函数，其符号为S。
系统的混乱度愈大，熵愈大。 熵是状态函数。 熵的变化只与始态、终态有关，而与途径 无关。
理想气体的自由膨胀
真空
解：反应① + ②得：
2BrCl (g)+ I2(g) 2IBr(g)+ Cl2(g) K 3 = K 1 · K 2 = 0.45×0.051=0.023
6. 有凝聚相参加的反应，由于纯固体、纯液体 的相对浓度为1，所以它们的浓度均不写入平衡 常数表达式中（条件：纯物质；不形成溶液） 。
例如：
CaCO3(s)= CaO(s)+ CO2(g)
3.1.1 自发过程(spontaneous process)
无机化学中的化学平衡原理
无机化学中的化学平衡原理化学平衡是指一个化学反应在一定条件下的反应物与生成物之间的相对浓度不变，这种状态下的化学反应称为化学平衡反应。
无机化学中的化学平衡原理是指在无机化学反应中，化学物质在特定的环境下自行达到平衡的趋势，此时化学反应的反应物与生成物之间的浓度不再变化。
那么如何理解化学平衡原理，以及它在化学反应中所起的作用？化学平衡定律在研究化学平衡原理之前，我们要先了解化学平衡定律。
化学平衡定律是指化学反应达到平衡时，反应物和生成物浓度的乘积的比值是一个常数。
这个常数称为平衡常数。
平衡常数越大，说明反应越完全，反应达到平衡的趋势就越强。
同时，平衡常数也反映了一个化学反应能否基本达到反应物向生成物转化的程度。
在化学反应中，化学平衡定律起到了很重要的作用。
在一定条件下，反应物和生成物之间会达到一个动态平衡的状态。
这个状态下的化学反应是静态与动态的交替进行，反应的物质浓度不再发生变化，但是反应仍在持续进行。
如果反应物中某一物质在起始时的浓度改变，则整个平衡系统都会对这些变化进行调整，以使其达到新的平衡。
反应物和生成物之间的关系在化学平衡中，反应物和生成物之间的关系是非常复杂的。
不同的化学反应中，反应物与生成物之间有不同的关系。
具体来说，反应物的浓度越高，化学反应越倾向于生成物；而反之，反应物的浓度越低，化学反应倾向于反应物。
这是因为化学反应中的平衡状态实际上是一种能量最小化的状态。
这个过程中最小化的是自由能，因此化学反应倾向于达到自由能最小的状态。
如果某个反应物被移除，这会引起从生成物向反应物的反应，以达到新的平衡。
化学反应速率和反应平衡在化学反应中，反应平衡和反应速率是相关的。
反应平衡是指反应在特定的条件下达到的平衡状态，而反应速率是指反应物浓度的变化速度。
在化学反应中，反应速率通常受到化学反应体系中反应物分子之间相互碰撞的影响。
反应速率不同可以使化学反应达到平衡状态的速度也会有所不同。
化学反应可以在平衡态下保持很长一段时间。
无机化学第三章+化学平衡
验平衡常数 Kp，Kc。
解：
N2(g) + 3H2(g) = 2NH3(g)
平衡压力(106Pa) 4.13
Байду номын сангаас
12.36 3.53
K
( pN2
( pNH3 / p )2 / p ) ( pH 2 /
p )3
=
1.63 10-5
Kp
(
( pNH3 )2 pN2 ) ( pH 2 )3
＝ 1.598 10-15 (Pa)-2
Kp = Kc(RT)△n △n = -2
Kc = Kp/ (RT)-2 = 6.60 10-8 mol-2·L2
例3-2：在一个10 L 的密闭容器中，以一氧化碳与水蒸气混合加
热时，存在以下平衡, CO(g) + H2O(g)
CO2(g) ＋ H2(g),
在800ºC时，若Kc = 1, 用2 mol CO及2 mol H2O互相混合, 加热到
3. 对复相反应 a A(s) ＋ b B(aq)
c C(aq) ＋ d D(g)
Kθ
[cC
/ cθ ]c [cB
[ pD / / cθ ]b
pθ ]d
e.g. Zn (s) + 2H+ (aq)
H2 (g) + Zn2+ (aq)
K
( p(H2 ) / p )([Zn2 ] / c ) ([H ] / c )2
一、经验平衡常数（实验平衡常数）
1. 溶液中的反应
mA+ nB xC+ yD
[C]x [D]y Kc = [ A]m [B]n
• [A], [B], [C], [D] 分别为 A, B, C, D 在平衡 时的浓度；
解：
N2(g) + 3H2(g) = 2NH3(g)
平衡压力(106Pa) 4.13
Байду номын сангаас
12.36 3.53
K
( pN2
( pNH3 / p )2 / p ) ( pH 2 /
p )3
=
1.63 10-5
Kp
(
( pNH3 )2 pN2 ) ( pH 2 )3
＝ 1.598 10-15 (Pa)-2
Kp = Kc(RT)△n △n = -2
Kc = Kp/ (RT)-2 = 6.60 10-8 mol-2·L2
例3-2：在一个10 L 的密闭容器中，以一氧化碳与水蒸气混合加
热时，存在以下平衡, CO(g) + H2O(g)
CO2(g) ＋ H2(g),
在800ºC时，若Kc = 1, 用2 mol CO及2 mol H2O互相混合, 加热到
3. 对复相反应 a A(s) ＋ b B(aq)
c C(aq) ＋ d D(g)
Kθ
[cC
/ cθ ]c [cB
[ pD / / cθ ]b
pθ ]d
e.g. Zn (s) + 2H+ (aq)
H2 (g) + Zn2+ (aq)
K
( p(H2 ) / p )([Zn2 ] / c ) ([H ] / c )2
一、经验平衡常数（实验平衡常数）
1. 溶液中的反应
mA+ nB xC+ yD
[C]x [D]y Kc = [ A]m [B]n
• [A], [B], [C], [D] 分别为 A, B, C, D 在平衡 时的浓度；
无机化学 化学平衡
无机化学化学平衡化学平衡是无机化学中一个重要的概念，它描述了一个化学反应在达到一定条件下的动态平衡状态。
在化学平衡中，反应物和生成物的浓度或压力不再发生变化，但反应仍然在进行。
化学平衡的基本原理是来自于勒夏特列原理。
勒夏特列原理指出，在一定温度和压力下，一个化学体系中各组分的活度与其浓度（或压强）之间存在着对应关系。
活度是用来描述组分在体系中实际“活动程度”的物理量，与浓度相关。
当一个化学反应达到平衡时，各组分的活度相互之间存在均衡关系。
化学反应达到平衡的条件需要满足两个基本原则：一是反应物和生成物浓度之间的比例不再发生变化；二是反应速率的正反两个方向相等。
这两个原则保证了一个化学反应在平衡状态下可以持续进行，但是反应物和生成物的浓度（或压力）会保持不变。
化学平衡可以通过平衡常数来描述。
平衡常数（K）是一个表示反应混合物在平衡时各组分浓度之间的比例关系的数值。
它是由平衡时各组分的活度之积除以浓度之积得到的。
平衡常数与温度有关，对于不同的化学反应来说，它的数值会有所不同。
平衡常数大于1表示生成物浓度较大，反之小于1表示反应物浓度较大。
了解化学平衡的性质对于无机化学的研究和应用有着重要的意义。
化学平衡的研究可以帮助我们预测反应体系的行为和平衡位置，从而优化反应条件和提高反应产率。
在工业上，化学平衡的控制可以用于合成重要化学品、减少副产物生成和提高产品纯度。
一个经典的无机化学平衡反应是水的自离解反应：H2O ⇌ H+ + OH-在这个反应中，水分子可以自动解离为氢离子和氢氧根离子，达到动态平衡。
根据平衡常数的定义，这个反应的平衡常数就是[OH-][H+]/[H2O]。
化学平衡不仅存在于溶液中的反应，也存在于气相反应和固相反应中。
无机化学中还有许多其他重要的平衡反应，如溶解度平衡、酸碱中和平衡等。
总之，化学平衡是无机化学中一个重要的概念，它描述了一个化学反应在达到一定条件下的动态平衡状态。
了解化学平衡的性质和原理对于无机化学的研究和应用有着重要的意义。
大学无机化学之化学平衡(2024)
配位平衡常数计算及应用
配位平衡常数
表达配位反应平衡状态的物理量，与沉淀溶解平衡常数（Ksp）：表达式相似，沉淀溶解平衡常数的表达式中各 离子浓度项的次方数即为该离子的系数；而配位平衡常数的表达式中各离子浓度项的次方数则为该离子配体数的 负数。
应用
可用于预测和解释配位反应的结果，以及指导合成具有特定性质的配位化合物。
2024/1/29
氧化剂与还原剂
在氧化还原反应中，得电子的物质被称为氧化剂，失电子的物质 被称为还原剂。
氧化还原反应
指有电子转移的化学反应，包括还原过程和氧化过程两个同时进 行的半反应。
16
氧化还原反应方程式配平
01
氧化数法
通过比较反应前后各元素氧化数的变化，确定电子转移数目，从而配平
反应方程式。
配位化合物在材料科学中也有重要应 用，如用于制备荧光材料、磁性材料 等。
22
06
影响化学平衡因素及移动原理
2024/1/29
23
浓度对化学平衡影响
2024/1/29
沉淀溶解平衡
当溶液中存在难溶电解质时，其离子浓度的乘积会达到一 个定值，称为溶度积常数。当离子浓度改变时，沉淀溶解 平衡会发生移动。
3
深化对物质性质的认识
化学平衡研究有助于深入了解物质的性质和行为 ，为材料科学、环境科学等领域提供理论支持。
2024/1/29
5
化学平衡常数表达式
2024/1/29
沉淀溶解平衡常数（Ksp）
01
表达式为等于等于生成物浓度的幂之积，例如
Ksp(AgCl)=[Ag+][Cl-]。
酸的电离平衡常数（Ka）
7
沉淀溶解平衡原理
沉淀溶解平衡的定义
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第三章
化学平衡
Chemical Equilibrium
化学反应研究的几个重要问题
(1) 化学反应的方向； (2) 反应的转化率，化学平衡问题；
(热力学问题) (3) 反应所需时间，反应的速率。
(动力学问题)
第一节、化学反应的可逆性 第二节、平衡常数及其应用
第三节、标准平衡常数 (K) 和自由能变
③ 若式中PA ，PB，PC 都等于标准压力，则 lgQ = 0， G = G即，热力学标准态。
四、标准平衡常数 K 和 rGm的关系
mA (g) + nB (g)
qC (g)
van ‘t Hoff 化学等温方程式：
GT = G (T)+ 2.303 RT lg Q
GT
=
G
(T)+
2.303
RT
lg
(
pA
/
( pC / p )m
p )q ( pB /
p
)n
若体系处于平衡状态，则 G ＝0
Kp
＝ G + 2.303 RT lg Kp ＝ 0
Gθ 2.303RT lg K θ 或 lgK θ Gθ (T )
2.303 RT
例 3-4(a) ：用 G ＝ － 2.303 RT lg Kp 和 fGm，求 合成氨反应的Gm (298K), 再进而计算 298K 时的 Kp
三、平衡常数的意义 表示在一定条件下，可逆反应所能进行的极限，
平衡常数 K 越大，说明正反应进行的越彻底。
一般可认为： 当 K > 107 ，正反应进行彻底（正反应可视为完全反应）； 当K < 10-7 ，逆反应进行彻底（逆反应可视为完全反应）； 当K = 10-7 ~ 107 ，为可逆反应
四、平衡常数的几点说明：
HI 的分解率。
解： 初/mol·dm-3 平/mol·dm-3
2HI(g) = 2 2-2x
H2 (g) + I2 (g)
0
0
x
x
x2
Kc = (2 2x)2 = 2×10-2
x = 0.2204 mol·dm-3
分解率 = 2 0.2204×100% = 22.4% 2
第三节 标准平衡常数 K 和 rGm的关系
① 标准状态，298 K
rGm ＝ fGm(产物) - fGm(反应物) rGm ＝ rHm - 298 rSm
② 标准状态，任意温度 （T K）
rGm ＝ rHm - T rSm
● 任意状态 —— 非标准态下:
rGm < 0，自发过程； rG m > 0，非自发过程； rGm = 0，平衡状态。
qC (g)
GT = G (T)+ RT ln Q
GT
=
G
(T)+
2.303
RT
lg
( pA )q ( pB /
p
)n
反应商 Q
关于反应商 Q 的说明
① Q 与 K 的不同之处。
② PA ，PB，PC 分别代表反应物和生成物任意时刻的分压， 则应除以1.0×105 KPa，得相对压力，然后再进行计算。
第四节、化学平衡移动
第一节、化学反应的可逆性
一、化学 反应可逆性的定义
在一定条件下，一个化学反应既可按方程式从左向右 进行，又可从右向左进行，这便叫做化学反应的可逆性。
1. 绝大多化学反应都有可逆性；
CO(g) + H2O(g) CO2 (g) + H2 (g) 可逆程度大 Ag+ (aq) + Cl- (aq) AgCl(s) 可逆程度小
在800ºC时，若Kc = 1, 用2 mol CO及2 mol H2O互相混合, 加热到
800 ºC, 求平衡时各种气体的浓度以及CO转化为CO2的百分率。
解：
CO(g) + H2O(g) = CO2(g) ＋ H2(g)
初浓 /mol·dm-3 2/10
2/10
0
0
平衡/mol·dm-3 0.2-x
K1 K2 ， K1 = K22
④ 多重平衡规则 若干方程式相加(减)，则总反应的平衡常数等于
分步平衡常数之乘积(商)。
Example 1.
2NO (g) + O2 (g) 2NO2 (g) 2NO (g) +O2(g)
Example 2.
C (s) + CO2(g)
C (s) + H2O (g) CO (g) +H2O (g)
解：
N2 (g) + 3H2 (g)
2NH3 (g)
rGm(298K) = 2× fGmNH3 (g)－fGmN2 (g) －3×fGmH2 (g)
＝ －33KJ·mol-1
G ＝ － 2.303 RT lg Kp －33 ＝ －2.303 a× 0.00831 ×298 lg Kp
① 平衡常数只是温度的函数，与反应物或产物的 初始浓度无关。
② 平衡常数不涉及时间的概念，不涉及反应速率。
③ 平衡常数表达式需与反应方程式相对应
N2 (g) + 3 H2 (g)
2NH3 (g)
K1 = 1.60 10 5
½ N2 (g) + 3/2 H2 (g)
NH3 (g)
K2 = 3.87 10 2
对于反应：aA bB
Q
(cB (cA
/ /
c c
)b )a
若 Q > Kc , 反应逆向进行 若Q < Kc , 反应正向进行 若 Q = Kc , 体系处于平衡状态
二、化学反应自发性的判据 （复习）
● 标准状态，恒温恒压
rGm < 0，自发； rGm > 0，非自发； rGm = 0，平衡状态.
n = 0 时，Kp无量纲 n 0 时，Kp有量纲
② 浓度平衡常数, Kc
[C] x [ D] y KC = [ A]m[B]n
③ KP与Kc的关系 若反应物、生成物都近乎理想气体， 根据气态方程 ：
pv = nRT，∴ p = cRT
Kp Kc (RT )n
•只应用于单纯气态反应 •n = 0 时， Kp = Kc
＝ 1.598 10-15 (Pa)-2
Kp = Kc(RT)△n △n = -2
Kc = Kp/ (RT)-2 = 6.60 10-8 mol-2·L2
例3-2：在一个10 L 的密闭容器中，以一氧化碳与水蒸气混合加
热时，存在以下平衡, CO(g) + H2O(g)
CO2(g) ＋ H2(g),
一、经验平衡常数（实验平衡常数）
1. 溶液中的反应
mA+ nB xC+ yD
[C]x [D]y Kc = [ A]m [B]n
• [A], [B], [C], [D] 分别为 A, B, C, D 在平衡 时的浓度；
• Kc为浓度平衡常数，单位： (mol·dm-3) n
n = (x + y) – (m+n)
Question: 大多数化学反应都是在非标准状态下的反应，那
么rGm、rGm 之间的关系？ G 和G 和平衡常数又有什么关系？
G = G + RTlnQ
—— Van’t Hoff 化学反应等温式 Q 称为某时刻的反应商
三、Van ‘t Hoff 化学等温方程式 反应 mA (g) + nB (g)
2CrO42 + 2H+
K
([CrO42 ] / c0 )2 ([H ] / c0 )2 [Cr2O72 ] / c0
Example 2： Ca2CO3 (s)
CaO（s） + CO2(g)
K
pCO2 p
五、化学平衡的计算
利用实验数据求经验平衡常数 (Kc) 及相对平衡 常数 K 。
一、反应商Q和化学反应的方向
对于反应：aA bB
1. 平衡状态:
Kc
(cB (cA
/ /
c c
)b )a
K为平衡常数 cA 和 cB: A 和 B 在平衡状态的浓度
2. 在任意状态:
Q
(cB (cA
/ c / c
)b )a
Q为反应商 cA 和 cB: A 和 B 在任意状态的浓度
通过比较K和某一时刻的反应商Q来判断该时刻 反应进行的反向
根据平衡常数（Kc 或 K)求算反应物或产物的 平衡浓度
求反应物的转化率。
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％
例3-1: 合成氨反应在 500ºC建立平衡 p(NH3) = 3.53106 Pa,
p(N2) = 4.13106 Pa, p(H2) = 12.36106 Pa, 求该反应 N2(g) + 3H2(g) = 2NH3(g) 的相对平衡常数 K 与经
,
[C] c
,
[D] c
,
c 为标准状态浓度， c = 1 mol ·dm-3
气体：pA p
,
pB p
,
pC p
,
pD p
， p
为标准压强， p = 1atm = 1.0
105
Pa
② 相对浓度或相对压力表示物质的量的相对大小，无量纲；
③ 平衡时，它们之间数值上的关系定义为相对平衡常数 K
2 H2O(g) 2 H2 (g) + O2 (g) 同一反应在不同条件下，表现出的可逆性也是 不同的。
2. 可逆反应与热力学可逆途径的区别
2、平衡状态
H2 (g) I2 (g)
化学平衡
Chemical Equilibrium
化学反应研究的几个重要问题
(1) 化学反应的方向； (2) 反应的转化率，化学平衡问题；
(热力学问题) (3) 反应所需时间，反应的速率。
(动力学问题)
第一节、化学反应的可逆性 第二节、平衡常数及其应用
第三节、标准平衡常数 (K) 和自由能变
③ 若式中PA ，PB，PC 都等于标准压力，则 lgQ = 0， G = G即，热力学标准态。
四、标准平衡常数 K 和 rGm的关系
mA (g) + nB (g)
qC (g)
van ‘t Hoff 化学等温方程式：
GT = G (T)+ 2.303 RT lg Q
GT
=
G
(T)+
2.303
RT
lg
(
pA
/
( pC / p )m
p )q ( pB /
p
)n
若体系处于平衡状态，则 G ＝0
Kp
＝ G + 2.303 RT lg Kp ＝ 0
Gθ 2.303RT lg K θ 或 lgK θ Gθ (T )
2.303 RT
例 3-4(a) ：用 G ＝ － 2.303 RT lg Kp 和 fGm，求 合成氨反应的Gm (298K), 再进而计算 298K 时的 Kp
三、平衡常数的意义 表示在一定条件下，可逆反应所能进行的极限，
平衡常数 K 越大，说明正反应进行的越彻底。
一般可认为： 当 K > 107 ，正反应进行彻底（正反应可视为完全反应）； 当K < 10-7 ，逆反应进行彻底（逆反应可视为完全反应）； 当K = 10-7 ~ 107 ，为可逆反应
四、平衡常数的几点说明：
HI 的分解率。
解： 初/mol·dm-3 平/mol·dm-3
2HI(g) = 2 2-2x
H2 (g) + I2 (g)
0
0
x
x
x2
Kc = (2 2x)2 = 2×10-2
x = 0.2204 mol·dm-3
分解率 = 2 0.2204×100% = 22.4% 2
第三节 标准平衡常数 K 和 rGm的关系
① 标准状态，298 K
rGm ＝ fGm(产物) - fGm(反应物) rGm ＝ rHm - 298 rSm
② 标准状态，任意温度 （T K）
rGm ＝ rHm - T rSm
● 任意状态 —— 非标准态下:
rGm < 0，自发过程； rG m > 0，非自发过程； rGm = 0，平衡状态。
qC (g)
GT = G (T)+ RT ln Q
GT
=
G
(T)+
2.303
RT
lg
( pA )q ( pB /
p
)n
反应商 Q
关于反应商 Q 的说明
① Q 与 K 的不同之处。
② PA ，PB，PC 分别代表反应物和生成物任意时刻的分压， 则应除以1.0×105 KPa，得相对压力，然后再进行计算。
第四节、化学平衡移动
第一节、化学反应的可逆性
一、化学 反应可逆性的定义
在一定条件下，一个化学反应既可按方程式从左向右 进行，又可从右向左进行，这便叫做化学反应的可逆性。
1. 绝大多化学反应都有可逆性；
CO(g) + H2O(g) CO2 (g) + H2 (g) 可逆程度大 Ag+ (aq) + Cl- (aq) AgCl(s) 可逆程度小
在800ºC时，若Kc = 1, 用2 mol CO及2 mol H2O互相混合, 加热到
800 ºC, 求平衡时各种气体的浓度以及CO转化为CO2的百分率。
解：
CO(g) + H2O(g) = CO2(g) ＋ H2(g)
初浓 /mol·dm-3 2/10
2/10
0
0
平衡/mol·dm-3 0.2-x
K1 K2 ， K1 = K22
④ 多重平衡规则 若干方程式相加(减)，则总反应的平衡常数等于
分步平衡常数之乘积(商)。
Example 1.
2NO (g) + O2 (g) 2NO2 (g) 2NO (g) +O2(g)
Example 2.
C (s) + CO2(g)
C (s) + H2O (g) CO (g) +H2O (g)
解：
N2 (g) + 3H2 (g)
2NH3 (g)
rGm(298K) = 2× fGmNH3 (g)－fGmN2 (g) －3×fGmH2 (g)
＝ －33KJ·mol-1
G ＝ － 2.303 RT lg Kp －33 ＝ －2.303 a× 0.00831 ×298 lg Kp
① 平衡常数只是温度的函数，与反应物或产物的 初始浓度无关。
② 平衡常数不涉及时间的概念，不涉及反应速率。
③ 平衡常数表达式需与反应方程式相对应
N2 (g) + 3 H2 (g)
2NH3 (g)
K1 = 1.60 10 5
½ N2 (g) + 3/2 H2 (g)
NH3 (g)
K2 = 3.87 10 2
对于反应：aA bB
Q
(cB (cA
/ /
c c
)b )a
若 Q > Kc , 反应逆向进行 若Q < Kc , 反应正向进行 若 Q = Kc , 体系处于平衡状态
二、化学反应自发性的判据 （复习）
● 标准状态，恒温恒压
rGm < 0，自发； rGm > 0，非自发； rGm = 0，平衡状态.
n = 0 时，Kp无量纲 n 0 时，Kp有量纲
② 浓度平衡常数, Kc
[C] x [ D] y KC = [ A]m[B]n
③ KP与Kc的关系 若反应物、生成物都近乎理想气体， 根据气态方程 ：
pv = nRT，∴ p = cRT
Kp Kc (RT )n
•只应用于单纯气态反应 •n = 0 时， Kp = Kc
＝ 1.598 10-15 (Pa)-2
Kp = Kc(RT)△n △n = -2
Kc = Kp/ (RT)-2 = 6.60 10-8 mol-2·L2
例3-2：在一个10 L 的密闭容器中，以一氧化碳与水蒸气混合加
热时，存在以下平衡, CO(g) + H2O(g)
CO2(g) ＋ H2(g),
一、经验平衡常数（实验平衡常数）
1. 溶液中的反应
mA+ nB xC+ yD
[C]x [D]y Kc = [ A]m [B]n
• [A], [B], [C], [D] 分别为 A, B, C, D 在平衡 时的浓度；
• Kc为浓度平衡常数，单位： (mol·dm-3) n
n = (x + y) – (m+n)
Question: 大多数化学反应都是在非标准状态下的反应，那
么rGm、rGm 之间的关系？ G 和G 和平衡常数又有什么关系？
G = G + RTlnQ
—— Van’t Hoff 化学反应等温式 Q 称为某时刻的反应商
三、Van ‘t Hoff 化学等温方程式 反应 mA (g) + nB (g)
2CrO42 + 2H+
K
([CrO42 ] / c0 )2 ([H ] / c0 )2 [Cr2O72 ] / c0
Example 2： Ca2CO3 (s)
CaO（s） + CO2(g)
K
pCO2 p
五、化学平衡的计算
利用实验数据求经验平衡常数 (Kc) 及相对平衡 常数 K 。
一、反应商Q和化学反应的方向
对于反应：aA bB
1. 平衡状态:
Kc
(cB (cA
/ /
c c
)b )a
K为平衡常数 cA 和 cB: A 和 B 在平衡状态的浓度
2. 在任意状态:
Q
(cB (cA
/ c / c
)b )a
Q为反应商 cA 和 cB: A 和 B 在任意状态的浓度
通过比较K和某一时刻的反应商Q来判断该时刻 反应进行的反向
根据平衡常数（Kc 或 K)求算反应物或产物的 平衡浓度
求反应物的转化率。
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％
例3-1: 合成氨反应在 500ºC建立平衡 p(NH3) = 3.53106 Pa,
p(N2) = 4.13106 Pa, p(H2) = 12.36106 Pa, 求该反应 N2(g) + 3H2(g) = 2NH3(g) 的相对平衡常数 K 与经
,
[C] c
,
[D] c
,
c 为标准状态浓度， c = 1 mol ·dm-3
气体：pA p
,
pB p
,
pC p
,
pD p
， p
为标准压强， p = 1atm = 1.0
105
Pa
② 相对浓度或相对压力表示物质的量的相对大小，无量纲；
③ 平衡时，它们之间数值上的关系定义为相对平衡常数 K
2 H2O(g) 2 H2 (g) + O2 (g) 同一反应在不同条件下，表现出的可逆性也是 不同的。
2. 可逆反应与热力学可逆途径的区别
2、平衡状态
H2 (g) I2 (g)