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第二节化学平衡一、化学平衡状态（一）研究对象：可逆反应（二）建立：图像：（三）定义：指在一定条件下的可逆反应，正反应速率和逆反应速率相等，反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态。
（四）特点——逆、等、动、定、变1、逆：研究对象是可逆反应2、等：平衡时，同一物质的正逆反应速率相等即v正=v逆3、动：化学平衡是动态平衡，即达平衡时正逆反应仍在进行，只不过同一物质的v正=v逆4、定：在平衡体系的混合物中，各组分的含量（物质的量、质量、浓度、质量百分数、物质的量百分数、体积百分数等）保持一定5、变：任何化学平衡状态均是暂时的，相对的，有条件的，与达平衡的过程无关（即化学平衡状态既可以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，还可以从正逆两个方向开始达平衡）当外界条件变化时，原来的化学平衡也会发生相应的改变，直至在新的条件下建立新的平衡状态注：化学平衡状态是在一定条件下可逆反应所能达到的最大程度，即该反应进行的限度。
化学反应的限度决定了反应物在该条件下的最大转化率（五）判断达化学平衡的标志1、用速率判断：方法：先找出正、逆反应速率，再看物质：若同一物质，则正逆速率相等若不同物质，则速率之比=系数之比2、用含量判断：（1）平衡时，各组分的物质的量、质量、浓度、体积、物质的量分数、质量分数、体积分数、转化率、产率都不变（2）若反应中有颜色变化，颜色不变时可认为达平衡（3）绝热的恒容反应体系中温度或压强保持不变，说明已达平衡（4）有固态、液态、气态不同状态物质参与的反应，混合气体的总质量不变，或混合气体的密度不变，都可以判断达平衡（5）对于反应前后气态物质前面的总系数发生改变的反应，混合气体的总物质的量不变，或混合气体的摩尔质量不变，或混合气体的压强不变都可以用来判断达平衡二、化学平衡常数（一）定义：在一定温度下，当一个可逆反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数，这个常数就是该反应的化学平衡常数（简称平衡常数），用符号K表示（二）表达式：对于一般的可逆反应：mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)，则 )()()()(B c A c D c C c K nm q p ••= （三）说明：1、表达式的浓度必须是平衡时的浓度，系数决定幂次2、有固体或纯液体（H 2O ）参与的反应，其浓度视为“常数”不计入表达式中3、在非水溶液中进行的反应，若有水参加或生成，则水底额浓度应出现在平衡常数表达式中4、K 有单位，但一般不写5、K 表示某一具体反应的平衡常数，当反应方向改变或系数改变时，K 也相应发生改变6、对于同一可逆反应，正反应的平衡常数等于逆反应的平衡常数的倒数，即1=K K 正逆7、方程式扩大一定的倍数，K 就扩大相应的幂次；方程式缩小一定的倍数，K 就相应的开几次幂；方程式做加法，K 相应的做乘法；方程式做减法，K 相应的做除法。
化学平衡状态1.可逆反应（1）概念：在同一条件下，同时向正、反两个方向进行的化学反应称为可逆反应。
（2）对可逆反应概念的理解1）可逆反应的特征：“两同”是指条件相同、同时进行。
2）表示方法：在可逆反应的化学方程式中用“”表示可逆反应。
3）可逆反应的重要特征是转化率永远不可能达到100%，也就是反应一旦开始，那么，就不可能只存在反应物，或只存在生成物。
4）存在平衡状态2.化学平衡状态在一定条件下的可逆反应里，当正反应速率与逆反应速率相等时，反应混合物中各组分的浓度保持一定的状态，叫做化学平衡状态，简称化学平衡。
（1）定义中的要点关系化学平衡的研究对象：可逆反应。
“平衡”是在一定条件下建立起来的，对于一个给定的可逆反应，若起始条件相同则平衡状态也相同，不同的起始条件，平衡状态不同。
“v(正)= v(逆)”是平衡的本质，“百分含量保持一定”，“浓度保持一定”是化学平衡的现象。
（2）化学平衡的特征“逆”：是可逆反应。
“动”：是动态平衡。
“等”：平衡的v(正)= v(逆) >0。
“定”：平衡时组分的百分含量不变。
“变”：若改变条件，平衡可被打破，并在新的条件下建立新的化学平衡。
化学平衡的移动A：化学平衡的移动化学平衡是有条件的动态平衡，当影响化学平衡的条件改变时，原来的平衡被破坏，进而在新的条件下逐渐建立新的平衡，这个原平衡向新平衡的转化过程叫做化学平衡的移动。
化学平衡移动研究的对象是可逆化学反应的化学平衡状态。
从正逆化学反应速率的角度来看：（1）若外界条件改变，引起v正>v逆时，正反应占优势，化学平衡向正反应方向移动；（2）若v正<v逆，逆反应占优势，化学平衡向逆反应方向移动；（3）若v正=v逆均发生变化，但仍保持相等，化学平衡就没有发生移动。
1.浓度对化学平衡的影响在其他条件不变的情况下，增大反应物浓度，或减小生成物浓度。
化学平衡向正方向移动。
减小反应物浓度，或增大生成物浓度。
化学平衡向反方向移动。
注意：（1）固体物质和纯液体无所谓浓度，其量改变，不影响平衡。
（2）在溶液中的反应，若稀释溶液，反应物浓度减小，生成物浓度也减小，正、逆反应速率均减小，但减小的程度不同。
总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数增大的方向移动。
可以同增大气体反应平衡系统的体积而减小压强引起的平衡移动进行对照记忆。
（3）在生产过程中可通过增加廉价反应物的浓度以使化学平衡向正反应方向移动，从而提高价格较高的反应物的转化率，以降低成本。
2.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。
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，会使化学平衡向着体积减少移动。
减小压强，会使化学平衡向着体积增大的方向移动。
注意：（1）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，增大或减小压强都不能使化学平衡移动。
（2）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，可以认为改变压强不能使化学平衡移动。
（3）同等程度的改变反应混合物中的各物质的浓度，应视为压强对平衡的影响。
如合成氨反应平衡体系中，N2、H2、NH3的浓度分别由0.1mol/L、0.3mol/L、0.2mol/L同时增加一倍，即0.2mol/L、0.6mol/L、0.4mol/L，此时相当于压强增大一倍，平衡向正反应方向移动。
（4）在恒容的容器中，当改变其中一种浓度时，必然同时引起压强的改变，但判断平衡移动的方向时，应仍以浓度的影响去考虑。
但是考虑对最终平衡状态的影响时，则应该从压强改变上去考虑。
（详见技巧思维）（5）加入惰性气体后平衡体系是否发生移动，取决于平衡体系所占据的体积是否发生变化。
例如（1）恒温恒容时：充入惰性气体−−−→引起体系总压强增大，但是平衡体系的压强并没有改变，所以化学反应速率不变，化学平衡也不移动。
（2）恒温恒压时：充人惰性气体−−−→引起容器容积增大−−−→引起体系总压强不变，但是平衡体系压强减小−−−→引起反应速率减小，平衡向气体体积增大的方向移动。
还有一种类型题，表面上看与压强没有什么关系，但其实就是用压强来解释的。
例如常见的有两个起始体积相同的密闭容器甲和乙，甲保持恒容，乙保持恒压。
我们在解决这类问题时，可以把它转化为压强对平衡的影响。
甲保持恒容了，随着反应的进行，如果是向气体体积缩小的方向来进行的话，那就等于是压强减小了；如果是向气体体积增大的方向来进行的话，那就等于是压强增大了。
然后再和乙对比就可以了。
3.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。
如果升高温度，平衡向吸热的方向移动；降低温度平衡向放热的方向移动。
注意：（1）若某反应正反应为吸热（或放热）反应，则其逆反应则为放热（或吸热）反应。
吸收的热量与放出的热量数值相等，符号相反。
（2）升高反应温度，正逆反应速率均增加，但是吸热反应方向的速率增大的程度更大，因而使平衡向吸热反应方向移动。
4.催化剂对化学反应平衡的影响催化剂能够同等程度的改变正逆反应的速率，所以使用催化剂不能使平衡发生移动，但是可以改变达到平衡所需要的时间。
【注意】平衡的移动方向，与速率增大还是减小无关，只与正逆反应速率的相对大小有关。
勒夏特列原理：如果改变影响平衡的条件之一（如温度、压强、以及参加反应的化学物质的浓度），平衡就向着能够减弱这种改变的方向移动。
可见化学平衡有自我调节能力，总是力求保持原状。
这和物理上的惯性定理有点相似，物体有保持原来运动状态的性质，化学反应也可以看做一种特殊物质的运动状态，外界条件改变时，化学平衡也力求保持原状态。
化学平衡移动也有点像生物上讲的自我调节作用，炎热的夏天，人体的毛孔扩张，不断出汗散发多余的热量，以维持体温在37℃左右。
可见化学、生物、物理这些自然科学之间是有联系的，学好物理和生物，对学好化学很有帮助。
法国科学家勒夏特列把我们化学上的这种“自我调节”作用概括为平衡移动原理，后人为了纪念这位科学家，把这个原理叫做勒夏特列原理。
注意：①平衡向“减弱”外界条件变化的方向移动，但不能“抵消”外界条件的变化。
②对“减弱这种改变的理解”：增加反应物（的浓度）时，平衡应该向使反应物（的浓度）减小的方向移动；增大压强的时候，平衡将向使气体体积减小的方向移动；提高反应温度的时候，平衡向吸热反应方向移动。
③v（正）增大并不意味着平衡一定向正反应方向移动，只有v（正）> v（逆）时才可以肯定平衡向正反应方向移动④当平衡向正反应方向移动的时候，反应物的转化率不一定提高，生成物的体积分数也不一定增大（因为反应物或反应混合物的总量增大了），增大一种反应物的浓度会提高另一种反应物的转化率。
⑤温度一定的时候平衡常数一定，浓度、压强对平衡的影响应满足平衡常数不变这一要素。
⑥存在平衡且平衡发生移动时才能应用平衡移动原理，如果不存在平衡（如铁的电化学腐蚀）或虽存在平衡但不能移动，均不能应用平衡移动原理。
B：化学平衡常数（1）化学平衡常数的表示方法对于一般的可逆反应：mA+nB pC+qD。
其中m、n、p、q分别表示化学方程式中各反应物和生成物的化学计量数。
当在一定温度下达到化学平衡时，这个反应的平衡常数可以表示为：k=[][] [][]p qm n C D A B∙∙在一定温度下，可逆反应达到化学平衡时，生成物的浓度，反应物的浓度的关系依上述规律，其常数（用K表示）叫该反应的化学平衡常数（2）化学平衡常数的意义1）平衡常数的大小不随反应物或生成物的改变而改变，只随温度的改变而改变。
2）平衡常数表示的意义：可以推断反应进行的程度。
K很大，反应进行的程度很大，转化率大K的意义 K居中，典型的可逆反应，改变条件反应的方向变化。
K很小，反应进行的程度小，转化率小3）注意：①化学平衡常数只与温度有关，而与反应物与生成物的浓度无关。
②反应物与生成物中只有固体或是液体存在的时候，由于其浓度可看作是“1”，因而不代入公式。
③化学平衡常数是指某一具体反应的平衡常数。
若反应方向改变，则平衡常数改变；若方程式中的各物质的计量数等倍扩大或是缩小，尽管是同一反应，平衡常数也会改变。
（3）化学平衡常数的应用1）化学平衡常数数值的大小是可逆反应进行程度的标志。
2）可利用平衡常数的值作为标准判断正在进行的可逆反应是否平衡以及不平衡时向何方向进行以建立平衡。
（浓度熵的概念）如对于可逆反应mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)，在一定温度的任意时刻，反应物与生成物的浓度如下关系，Qc叫该反应的浓度商。
a．当Qc＞K时，反应要达到平衡，必须减小c(C)和c(D)，增大c(A)和c(B)，所以反应向逆向进行达到平衡，即v逆＞v正b．当Qc=K时，反应即为平衡状态，平衡不移动c．当Qc＜K时，反应要达到平衡，必须增大c(C)和c(D)，减小c(A)和c(B)，所以反应向正向进行达到平衡，即v正＞v逆3）利用平衡常数K的值来判断反应的热效应。
升高温度，K变大，则说明正反应为吸热反应。
升高温度，K减小，则说明正反应是放热反应。
化学反应的方向1、焓判据和熵判据①焓是与物质内能有关的物理量，科学家提出用焓变来判断反应进行的方向，这就是所谓的焓判据。
焓变化量称之为焓变，符号：△H。
不用借助于外力就可以自动进行的自发过程的共同特点是，体系倾向于从高能状态转变为低能状态（这时体系会对外做功或释放热量）。
在化学反应中，放热反应过程中体系能量降低，因此具有自发进行的倾向。
我们经常用焓变来判断化学反应进行的方向。
但是有些吸热反应也可以自发进行，例如在25℃和1.01×105Pa时，（NH4）2CO3（s）=NH4HCO3+NH3（g）；△H=+74.9 kJ/mol可以自发进行。
因此只根据焓变来判断反应进行的方向是不全面的。
这就涉及到与“有序”“无序”相关的“熵判据”。
②人们提出在自然界还存在着另一种能够推动体系变化的因素，即在密闭条件下，体系有从有序自发地转变为无序的倾向（与有序相比无序更加稳定）。
科学家用熵来度量这种混乱的程度。
在与外界隔离体系中，自发过程将导致体系的熵增大，即熵变（符号△S）大于零。
这个原理也叫做熵增加原理。
在用来判断过程的方向时，就称为熵判据。
同一物质存在着气态时的熵值最大、液态时次之、固态时最小这样普遍规律。
但是有些熵减少的过程也能自发进行，例如－10℃时的水就会自动结冰成为固态，这是熵减小的过程。
因此只根据熵变来判断反应进行的方向也是不全面的。
焓变和熵变都与反应的自发性有关，又都不能独立地作为自发性的判据，要判断反应进行的方向，必须综合考虑体系的焓变和熵变。
