物理化学第四章 化学平衡(重要例题)

物理化学习题第四章化学平衡第四章化学平衡⼀.基本要求1.掌握化学反应定温式得各种形式,并会⽤来判断反应得⽅向与限度。

2.了解标准平衡常数得定义,掌握标准平衡常数得各种表⽰形式与计算⽅法。

3.掌握标准平衡常数与在数值上得联系,熟练⽤热⼒学⽅法计算,从⽽获得标准平衡常数得数值。

4.了解标准摩尔⽣成Gibbs⾃由能得定义与它得应⽤。

5.掌握温度对化学平衡得影响,记住van’t Hoff公式及其应⽤。

6.了解压⼒与惰性⽓体对化学平衡得影响。

⼆.把握学习要点得建议把本章放在多组分系统之后得⽬得,就就是要利⽤多组分系统中介绍得化学势得概念与各种表⽰⽅式,来导出化学反应定温式,从⽽⽤来判断化学反应得⽅向与限度。

本章⼜⽤到了反应进度得概念,不过其值处在得区间之内。

因为在利⽤化学势得表⽰式来计算反应得Gibbs⾃由能得变化值时,就是将化学势瞧作为⼀个定值,也就就是在有限得反应系统中,化学进度为,如果在⼀个很⼤得系统中,。

严格讲,标准平衡常数应该⽤绝对活度来定义,由于本教材没有介绍绝对活度得概念,所以利⽤标准态化学势来对标准平衡常数下定义,其含义就是⼀样得。

从标准平衡常数得定义式可知,标准平衡常数与标准化学势⼀样,都仅就是温度得函数,因为压⼒已指定为标准压⼒。

对于液相反应系统,标准平衡常数有其相应得形式。

对于复相化学反应,因为纯得凝聚态物质本⾝就作为标准态,它得化学势就就是标准态化学势,已经归⼊中,所以在计算标准平衡常数时,只与⽓体物质得压⼒有关。

学习化学平衡得主要⽬得就是如何判断反应得⽅向与限度,知道如何计算平衡常数,了解温度、压⼒与惰性⽓体对平衡得影响,能找到⼀个经济合理得反应条件,为科研与⼯业⽣产服务。

⽽不要过多地去考虑各种浓度表⽰式与各种平衡常数表⽰式之间得换算,否则会把⾃⼰搞糊涂了,反⽽没抓住主要内容。

由于标准平衡常数与在数值上有联系,,所以有了得值,就可以计算得值。

定义了标准摩尔⽣成Gibbs⾃由能,就可以很⽅便地⽤热⼒学数据表中个物质得值,来计算反应得,从⽽可以求出标准平衡常数。

第四章 化学平衡内容提要1、反应进度反应进度描述了化学反应体系的状态，反应进度的变化表示为： Δξ=B∨∆Bn （4-1）当ξ =1时，就表示按给定的反应式进行了一个完整反应，也称发生了一个单位反应。

对于同一反应方程式，可以用任一反应物或任一产物表示反应进度ξ，与物质的选择没有关系；当化学反应方程式的写法不同时，反应进度ξ的数值不同。

2、吉布斯自由能变在等温等压、W ＇＝0时，一定组成、无限大量的体系中，体系的吉布斯自由能随反应进度而改变的变化率表示为：Δr G m =P T ∂∂,)(ξG=∑νB μB （4-2） Δr G m 是反应系统在任意情况下的吉布斯自由能变化，是强度性质，与体系物质的量无关，单位为 J/mol 或kJ/mol 。

对同一反应来讲，Δr G m 的具体数值与化学方程式的写法有关。

Δr G m 值可以表明反应的自发方向和进行趋势的大小，具有化学反应推动力的含义。

当Δr G m ＜0时，反应物化学势高，反应能自发地由左向右进行； 当Δr G m ＞0时，产物化学势高，反应不能自发地由左向右进行； 当Δr G m ＝0时，产物和反应物的化学势相等，反应体系处于平衡状态。

在温度T 时，把物质的化学势µ B=OB μ + RTlna B代入式（4-2），得：Δr G m =∑νB OB μ + RTlnQa（4-3）3、化学平衡的条件化学平衡的条件为：等T 、等P 、W ＇＝0 时， Δr G m ＝p T G,)(ξ∂∂＝∑νB μB ＝0 （4-4） 4、化学平衡常数在一定条件下，当化学反应达到平衡时，产物活度的计量系数次方幂的乘积与反应物活度的计量系数次方幂的乘积的商为一常数，称为化学平衡常数(equilibrium constant)。

标准平衡常数(standard equilibrium constant) 表示反应所能达到的最大限度，单位是1，用OK(上角标“Ө”表示处于标准态)表示，也称为热力学平衡常数，表达式为：OK = (Q a )eq = (d Da A r Rg G a a a a ⋅⋅)eq （4-5）O K 越大，则反应进行的程度越大。

第四章化学平衡练习题一、判断与问答题：1・反应的吉布斯函数变就是反应产物与反应物之间的吉布斯函数的差值。

2・在恒定的温度和压力条件下，某化学反应的？「Gm就是在一定量的系统中进行1mol的化学反应时产物与反应物之间的吉布斯函数的差值。

3・因为一RTInK，所以是平衡状态时的吉布斯函数变化。

4•是反应进度的函数。

5 •在等温等压条件下，?rG m> 0的反应一定不能进行。

6・？Gm的大小表示了反应系统处于该反应进度匚时反应的趋势。

7・任何一个化学反应都可以用来判断其反应进行的方向。

8・在等温、等压、W* = 0的条件下，系统总是向着吉布斯函数减小的方向进行。

若某化学反应在给定条件下？GvO，则反应物将完全变成产物，反应将进行到底。

9・在等温、等压不作非体积功的条件下，反应的？ rG m< 0时，若值越小，自发进行反应的趋势也越强，反应进行得越快。

10・某化学反应的？「Gm若大于零，则K 一定小于1。

11・理想气体反应A + B = 2C，当p A= p B= pc时，的大小就决定了反应进行方向。

12 •标准平衡常数的数值不仅与方程式的写法有矢，而且还与标准态的选择有矢。

13・在给定温度和压力下发生的PCb的分解反应，只须测定平衡时混合气体的密度就可以求知平衡常数了。

14 •因K = f(T)，所以对于理想气体的化学反应；当温度一定时，其平衡组成也一定。

15・若已知某气相生成反应的平衡组成，则能求得产物的。

16 •温度T时，若K = l >说明这个反应在此温度，压力为100kPa的条件下已达到平衡。

17・一个已达平衡的化学反应，只有当标准平衡常数改变时，平衡才会移动。

18 •因K=n但时，所有化学反应的平衡状态随化学反应计量系数而改变。

19 •有供电能力(WfH 0)的可逆电池反应体系的状态，在“G〜了曲线上可存在的位置？20 •“纯是相对的，绝对纯的物质是没有”，试从反应的亲合能A上分析这句话的道理?21 •化学反应亲合势愈大，则自发反应趋势越强，反应进行得愈快，对否？22・标准平衡常数与标准反应自由能的矢系：，那么，为什么反应的平衡态与标准态是不相同的？23 -欲使反应产物的平衡浓度最大，反应物的投料比一般为多大？24・对于计量系数?V = 0的理想气体化学反应，哪些因素变化不改变平衡点？25・平衡常数K = 1的反应，在标准态下反应，反应朝什么方向进行？26 -在空气中金属不被氧化的条件是什么？27 •反应PCI5(g) = PCI 3(g) + Cl 2(g)在212°C、P容器中达到平衡，PCb离解度为，反应的二88 kJ -mol -1，以下情况下，PCb的离解度如何变化：(A) 通过减小容器体积来增加压力；(B)容器体积不变，通入2气来增加总压力；(B) 升高温度；(D)加入催化剂。

资料范本本资料为word版本，可以直接编辑和打印，感谢您的下载物理化学核心教程(第二版)沈文霞编科学出版社_课后习题详解第四章地点：__________________时间：__________________说明：本资料适用于约定双方经过谈判，协商而共同承认，共同遵守的责任与义务，仅供参考，文档可直接下载或修改，不需要的部分可直接删除，使用时请详细阅读内容第四章多组分系统热力学三．思考题参考答案1．偏摩尔量与摩尔量有什么异同？答：对于单组分系统，只有摩尔量，而没有偏摩尔量。

或者说，在单组分系统中，偏摩尔量就等于摩尔量。

只有对多组分系统，物质的量也成为系统的变量，当某物质的量发生改变时，也会引起系统的容量性质的改变，这时才引入了偏摩尔量的概念。

系统总的容量性质要用偏摩尔量的加和公式计算，而不能用纯的物质的摩尔量乘以物质的量来计算。

2．什么是化学势？与偏摩尔量有什么区别？答：化学势的广义定义是：保持某热力学函数的两个特征变量和除B以外的其他组分不变时，该热力学函数对B物质的量求偏微分。

通常所说的化学势是指它的狭意定义，即偏摩尔Gibbs自由能，即在等温、等压下，保持除B以外的其它物质组成不变时，Gibbs自由能随B物质的量的改变的变化率称为化学势。

用公式表示为：偏摩尔量是指，在等温、等压条件下，保持除B以外的其余组分不变，系统的广度性质X随组分B的物质的量的变化率，称为物质B的某种广度性质X 的偏摩尔量，用表示。

也可以看作在一个等温、等压、保持组成不变的多组分系统中，当时，物质B所具有的广度性质，偏摩尔量的定义式为化学势与偏摩尔量的定义不同，偏微分的下标也不同。

但有一个例外，即Gibbs自由能的偏摩尔量和化学势是一回事，狭意的化学势就是偏摩尔Gibbs 自由能。

3．Roult 定律和Henry定律的表示式和适用条件分别是什么？答：Roult 定律的表示式为：。

式中为纯溶剂的蒸气压，为溶液中溶剂的蒸气压，为溶剂的摩尔分数。

化学平衡习题解答1. 有理想气体反应 2H 2(g) + O 2(g)2H 2O(g)，在2000 K 时，已知反应的71.5510K=⨯(1) 计算H 2和O 2分压各为1.00×104 Pa ，水蒸气分压为1.00×105 Pa 的混合气中，进行上述反应的r m G ∆，并判断反应自发进行的方向；(2) 当H 2和O 2的分压仍然分别为1.00×104 Pa 时，欲使反应不能正向自发进行，水蒸气的分压最少需要多大？ 解：(1) 反应系统的分压比由定温方程由r m 0G ∆<，可判断此时反应能够自发正向进行。

(2) 欲使正向反应不能自发进行，p Q 至少需与K θ相等，即 所以227432142H O 11.5510(1.0010)Pa 1.5310Pa 101325p =⨯⨯⨯⨯=⨯2. 已知反应CO(g) + H 2O(g)CO 2(g) + H 2(g)在700℃时K θ = 0.71，(1) 若系统中四种气体的分压都是 1.5×105 Pa ；(2) 若6CO 1.010 Pa p =⨯，25H O 5.010Pa p =⨯，225CO H ==1.510Pa p p ⨯；试判断哪个条件下正向反应可以自发进行？解：(1) 由定温方程r m r m ln p G G RT Q ∆=∆+，知∵r m r m ln p G G RT Q ∆=∆+=222CO (g)H (g)HO(g)CO(g)()()ln ln()()p p pp RT KRT p p pp''-+''= 551551.510 1.510(-8.314973.2ln 0.71+8.314973.2ln )J mol 1.510 1.510-⨯⨯⨯⨯⨯⨯⨯⋅⨯⨯⨯ = 312.7710 J mol -⨯⋅∴ ∆r G m = 2.77×1031J mol -⋅＞ 0 此反应不能正向自发进行。

第一章热力学第一定律第二章热力学第二定律第三章多组分系统第四章化学平衡第五章相平衡第六章化学动力学第七章电化学第八章界面现象第九章胶体化学第十章统计热力学第一章热力学第一定律计算题1. 两个体积均为V 的密封烧瓶之间有细管相连，管内放有氮气。

将两烧瓶均放入100℃的沸水时，管内压力为50kPa。

若一只烧瓶仍浸在100℃的沸水中，将另一只放在0℃的冰水中，试求瓶内气体的压力。

解：设瓶内压力为p′，根据物质的量守恒建立如下关系：(p′V/373.15)+ (p′V/273.15)= 2(pV/373.15)即p′＝2×50 kPa/(1+373.15/273.15)=42.26 kPa2. 两个容器A 和B 用旋塞连接，体积分别为1dm3 和3dm3，各自盛有N2 和O2(二者可视为理想气体)，温度均为25℃，压力分别为100kPa 和50kPa。

打开旋塞后，两气体混合后的温度不变，试求混合后气体总压及N2 和O2的分压与分体积。

解：根据物质的量守恒建立关系式p 总(V A+V B)/ 298.15=( p A V A /298.15)+ (p B V B /298.15)得p 总= ( p A V A+ p B V B)/ (V A+V B) = (100×1+50×3) kPa/(1+3)=62.5 kPan(N2)= p A V A /RT A= {100000×0.001/(8.315×298.15)}mol = 0.04034 moln(O2)= p B V B /RT B= {50000×0.003/(8.315×298.15)}mol = 0.06051 moly(N2)= n(N2)/{ n(N2)+ n(O2)}= 0.04034/(0.04034+0.06051)=0.4y(O2)=1- y(N2)=1-0.4=0.6分压p(N2)= y(N2) p 总= 0.4×62.5 kPa= 25 kPap(O2)= y(O2) p 总= 0.6×62.5 kPa= 37.5 kPa分体积V(N2)= y(N2) V 总= 0.4×4 dm3 = 1.6 dm3V(O2)= y(O2) V 总= 0.6×4 dm3 = 2.4 dm33. 在25℃，101325Pa 下，采用排水集气法收集氧气，得到1dm3 气体。

第四章化学平衡Chapter 4 Chemical Equilibrium化学平衡的概念（即化学反应为什么不进行到底）原模型：无混和，所以，反应会进行到底例如只有少数反应如此，例如CaCO 3分解大多数实际反应：有混和，，所以反应不进行完全而留下部分反应物参与混和过程0<∆G mix 不进行完全，而留下部分反应物参与混和过程。

所以：反应不进行到底，主要是由于存在混和效应。

本章重点：化学平衡的热力学本质分解温度和开始分解温度有区别。

对氧化物而言。

对氧化物而言，分解温度是反应系统分解压等于外压时的温度而开始分解温度分解温度是反应系统分解压等于外压时的温度，而开始分解温度则定义为反应系统的分解压等于平衡气相中氧的分压力时的温度。

O s 2Fe s 2FeO +=()()()g 2分解压与温度的关系：温度越高分解压越大1、温度越高，分解压越大；2、相同温度下，分解压愈大的化合物越不温度。

例4-2：CaCO 3的分解反应为：，CO 2的平衡分压与温度的关系为：()()()g CO s CaO s CaCO 23+=T (℃)6007008058909031000p /p Θ3.7×10-3 3.9×10-20.261.001.294.9求CaCO 3在空气中的分解温度（空气的压力近似取为100kPa ）及903℃时CaCO 的分解压。

3§4－4 标准平衡常数的计算一、由物质的标准摩尔生成吉布斯函数计算标准摩尔生成吉布斯函数：在指定温度T 下，由各自处Θ∆mf G 于标准状态下的指定单质（一般为所讨论温度、压力下的最稳定相）变为处于标准状态下纯物质B 的标准摩尔反应吉布斯函数变化数变化。

a R 1 + b R 2 + …e P 1 +f P 2 + …∆r G Θm = ?稳定单质(标准状态)12G ()()21Θm r Θm r Θm r G G ∆+∆=∆])R ()R ([2m f 1m f ⋅⋅⋅-∆-∆-=ΘΘG b G a ])P ()P ([2m f 1m f ⋅⋅⋅+∆+∆+ΘΘG f G e ΘΘΘ(1)标准状态下的指定单质的为零；()()T G T G ,B Bmf B mr ∑∆=∆ν∆m f G (2)可查。

第四章 化学平衡练习题一、判断与问答题：1．反应的吉布斯函数变就是反应产物与反应物之间的吉布斯函数的差值。

2．在恒定的温度和压力条件下，某化学反应的∆r G m 就是在一定量的系统中进行1mol 的 化学反应时产物与反应物之间的吉布斯函数的差值。

3．因为m r G ∆= -RT ln K，所以m r G ∆是平衡状态时的吉布斯函数变化。

4．m r G ∆是反应进度的函数。

5．在等温等压条件下，∆r G m > 0的反应一定不能进行。

6．∆r G m 的大小表示了反应系统处于该反应进度ζ时反应的趋势。

7．任何一个化学反应都可以用m r G ∆来判断其反应进行的方向。

8．在等温、等压、W’ = 0的条件下，系统总是向着吉布斯函数减小的方向进行。

若某化学反应在给定条件下∆r G m < 0，则反应物将完全变成产物，反应将进行到底。

9．在等温、等压不作非体积功的条件下，反应的∆ r G m < 0时，若值越小，自发进行反应 的趋势也越强，反应进行得越快。

10．某化学反应的∆ r G m 若大于零，则K一定小于1。

11．理想气体反应 A + B = 2C ，当p A = p B = p C 时，m r G ∆的大小就决定了反应进行方向。

12．标准平衡常数的数值不仅与方程式的写法有关，而且还与标准态的选择有关。

13．在给定温度和压力下发生的PCl 5的分解反应，只须测定平衡时混合气体的密度就可 以求知平衡常数了。

14．因 K= f (T )，所以对于理想气体的化学反应；当温度一定时，其平衡组成也一定。

15．若已知某气相生成反应的平衡组成，则能求得产物的m r G ∆。

16．温度T 时，若K = l ，说明这个反应在此温度，压力为100kPa 的条件下已达到平衡。

17．一个已达平衡的化学反应，只有当标准平衡常数改变时，平衡才会移动。

18．因K = ∏(a B ν)，所有化学反应的平衡状态随化学反应计量系数而改变。

第四章 化学平衡一、基本公式和内容提要 1. 化学反应的方向和限度（1）反应系统的吉布斯自由能和反应进度反应进行过程中，A 和B 均各以纯态存在而没有相互混合，则在反应进度为ξ时反应体系的总吉布斯自由能G *为：G * = n A μA * + n B μB * = （1－ξ）μA * +ξμB * = μA * +ξ（μB * －μA *）对于封闭体系在定温定压下在反应实际进行过程中，A 和B 是不可能以纯态存在的。

它们是混合在一起的，因此还存在混合吉布斯自由能△mix G 。

△mix G = RT （n A lnX A + n B lnX B ） = RT [(1－ξ)ln(1－ξ) + ξlnξ]（2）化学反应标准平衡常数理想气体的化学反应()()()()aA g bB g gG g hH g −−→++←−− bB a A hH gG P P P P P P P P )/()/()/()/(θθθθ= e )－－(1θθθθμμμμB A H G b a h g RT－+= 常数 = K θK θ称为标准平衡常数。

（3）化学反应的等温方程式（a ）对任意反应达平衡时：△r G m θ = －RTlnK θ△r G m θ是指产物和反应物均处于标准态时，产物的吉布斯自由能和反 应物的吉布斯自由能总和之差，称为反应的“标准吉布斯自由能变化”。

（b ）反应在定温定压条件下△r G m = △r G m θ+ RT ln Q p上式称为范特霍夫(Vait Hoff) 等温方程。

（c ）依据吉布斯自由能函数可判断反应进行的方向，在温度、压力一定的条件下：RT ln Q a ＜ RTlnK θ Q a ＜K θ △r G m ＜0 反应正向自发进行 若 RT ln Q a ＞RTlnK θ Q a ＞K θ △r G m ＞0 反应逆向自发进行若 RT ln Q a = RTlnK θ Q a = K θ △r G m =0 反应达平衡 2. 反应的标准吉布斯自由能变化 （1）化学反应的△r G m 与△r G m θ（a ）在一定温度和压力为p θ下，任何物质的标准态化学势μi θ都有确定值，所以任何化学反应的△r G m θ都是常数；（b ）△r G m 不是常数，在一定T ，p 下，它与各物质的活度（分压、浓度）等有关，即与Q a 有关；（c ）在定温定压条件下0W '=时，△r G m 的正负可以指示化学反应自发进行的方向，在定温下△r G m θ的正负通常不能指示反应进行的方向，根据公式△r G m = △r G m θ+ RT ln Q p ，但当△r G m θ的数值很大时，也可用其值估计反应的方向。

物理化学《化学平衡》习题及答案选择题1．下面的叙述中违背平衡移动原理的是(A) 升高温度平衡向吸热方向移动 (B) 增加压力平衡向体积缩小的方向移动(C) 加入惰性气体平衡向总压力减少的方向移动 (D) 降低压力平衡向增加分子数的方向移动答案：C 。

加入惰性气体平衡向总压力增大的方向移动2．要使一个化学反应系统在发生反应后焓值不变, 必须满足的条件是(A) 温度和内能都不变 (B) 内能和体积都不变 (C) 孤立系统 (D) 内能, 压力与体积的乘积都不变答案：D 。

因ΔH ＝ΔU ＋Δ（pV ）3．在等温等压下，当反应的∆r G m ∃ = 5kJ ·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) 不能进行答案：C 。

应该用∆r G m 判断而不是∆r G m ∃ 。

4．已知反应 2NH 3 = N 2 + 3H 2，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 N 2 + 3/2 H 2 = NH 3 的标准平衡常数为： (A) 4 (B) 0.5 (C) 2 (D) 1 答案：C 。

5．反应 2C(s) + O 2(g) ←→ 2CO(g)，其∆r G m ∃ /(J ·mol -1) = -232600 - 167.7T /K ，若温度升高，则：(A) ∆r G m ∃ 变负，反应更完全 (B) K p ∃ 变大，反应更完全 (C) K p ∃ 变小，反应更不完全 （D ）无法判断 答案：C6．对于气相反应，当体系总压力p 变化时(A) 对K f ∃ 无影响 (B) 对K r 无影响 (C) 对K p ∃ 无影响 (D) 对K f ∃ 、K r 、K p ∃ 均无影响答案：A 。

理想气体的K p ∃ 不受压力的影响而真实气体的K p ∃ 将随压力而变。

7．理想气体反应CO(g)+2H 2(g) = CH 3OH(g)的∆r G m ∃与温度T 的关系为：∆r G m ∃ = －21660+52.92T ，若要使反应的平衡常数K p ∃ >1，则应控制的反应温度： (A) 必须低于409.3℃ (B) 必须高于409.3K (C) 必须低于409.3K (D) 必须等于409.3K 答案：C8．某化学反应在298K 时的标准吉布斯自由能变化为负值，则该温度时反应的K p ∃将是： (A)K p ∃= 0 (B) K p ∃ < 0 (C) K p Θ > 1 (D) 0 < K p ∃ < 1 答案：C 。

物理化学习题三《相平衡、化学势与化学平衡》部分一 判断题1、二组分完全互溶双液系理想溶液，若P A *> P B *则Y A <X A ( ) 2、等温等压条件下，0>=∆∑BB B mr u v G 的化学反应一定不能进行。

( ) 3、一个含有K +、Na +、NO 3-及SO 42-离子的不饱和水溶液，其组分数K 为4。

( ) 4、拉乌尔定律和亨利定律既适合于理想溶液，也适合于稀溶液。

( )5、在水的三相点，物种数S 和组分数C 相等，都等于1，自由度数等于F=0。

( )6、定温、定压及W /=0时,化学反应达平衡,反应物的化学势之和等于产物的化学势之和。

( ) 7、由CaCO 3(s)、CaO(s)、BaCO 3(s)、及CO 2（g ）构成的平衡物系的自由度为0。

( ) 8、I 2（s ）= I 2（g ）平衡共存，因S = 2， R = 1， R /= 0所以C = 1。

( ) 9、对于放热反应C B A +=2，提高转化率的方法只能降低温度或减小压力。

（ ）10、下列反应的平衡常数0K 为22CO O C =+为01k ；222CO O CO =+为02K ；CO O C =+221为03K ，则三个平衡常数间的关系为：020103/k k k =。

（ ）11、某化学反应00<∆m r H ，00<∆m r S ，则反应的标准平衡常数10>K ，且随温度升高而减小。

（ ）12、反应)()()()(222323g CO g O H s CO Na s NaHCO ++=的平衡常数p K 与分解压力P 的关系为P/2。

（ ）13、反应)()(2)(42g CH g H C →+石墨，在873K 时的0m r H ∆=-8805.23J·mol -1,减小H 2的压力，可获得更大的平衡产率。

（ ）14、二元溶液中A 组分若在某浓度区间内服从拉乌尔定律，B 组分也必在该浓度区间内服从拉乌尔定律。

1化学反应速率与化学平衡34.3.1 可逆反应与化学平衡（一）化学反应的可逆性和可逆反应绝大多数化学反应都有一定可逆性：例如：N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g)只有极少数反应是不可逆的：例如： 2 KClO 3(s) =2 KCl (s) + 3 O 2 (g)可逆反应：在同一条件下，能同时向两个相反方向进行的反应。

4（二）化学平衡化学平衡的特征：（1）系统的组成不随时间而改变;（2）化学平衡是动态平衡。

（3）平衡状态与达到平衡的途径无关;定义：可逆反应在一定条件下，正反应速率等于逆反应速率时，反应体系所处的状态。

4.3.1 可逆反应与化学平衡5在373 K 恒温槽中反应一段时间后，达到平衡，测得平衡时N 2O 4和NO 2 浓度。

0.1600.100NO 2开始0.370.0700.100N 2O 4从反应混合物0.0720.100NO 2开始0.370.0140N 2O 4从产物0.1200NO 2开始0.360.0400.100N 2O 4从反应物c 2(NO 2)/c (N 2O 4)平衡浓度起始浓度N 2O 4-NO 2体系的平衡浓度（mol/L ）（373K ）化学平衡的实例N 2O 4 (g) 2 NO 2(g)无色红棕色64.3.2 平衡常数1. 定义：在一定温度下，可逆反应达到平衡时，产物浓度的方程式计量系数次方的乘积与反应物浓度的方程式计量系数次方的乘积之比，为一常数，称为“平衡常数”。

用K 表示。

2. 意义：表示在一定条件下，可逆反应能进行的极限。

K 越大，正反应进行得越彻底。

7有关化学平衡常数的说明①化学平衡常数K 只是温度的函数。

②平衡常数不涉及时间概念，不涉及反应速率。

例如：N 2O 4(g) 2 NO 2(g)T /K 273 323 373K 5×10-4 2.2×10-2 3.7×10-12SO 2(g) + O 2(g) 2SO 3(g) K =3.6 ×1024(298K)K 很大，但常温下反应速率很小。