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【无机化学课件@北工大】第四章 化学平衡 熵和Gibbs函数

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xz第4章 化学平衡 熵和吉布斯函数(1)

xz第4章 化学平衡 熵和吉布斯函数(1)

4.1
标准表达式
4.1.3 标准平衡常数的实验测定
返回
4.1.1 化学平衡的基本特征
1.不可逆反应 (irreversible reaction) 有些反应逆向进行的趋势很小，正反应几乎能进行 到底，这种反应叫做不可逆反应。 如氯酸钾的分解反应：
K

p COCl 2 / p
p CO / p p Cl / p 2

83.7 x / 100
24.8 x x 100 100
1.5 108
因为K 很大, x很小, 假设 83.7-x 83.7; 24.8+x 24.8 6 83.7 100 8 x 2.3 10 1.5 10 24.8 x
2
4.2 标准平衡常数的应用
4.2.1 判断反应程度 4.2.2 预测反应方向
4.2.3 计算平衡组成
4.2.1

判断反应的程度
标准平衡常数是表明化学反应进行的程度的数量的
标志。在一定程度下反应达到平衡时，反应物向产
物的转化达到了最大程度。
判断反应的程度
K愈大，反应进行得愈完全；(K > 107 ,正向进行) K愈小，反应进行得愈不完全；(K < 107逆向进行)
x

[ p j A / p ] [c j B / c
a


]
b
返回
2. J与K的相互关系

式中，pj，cj 表示任意状态物种的分压或浓
度，J 称为反应商。 应当注意，J 与K的数学表达式在形式上相 同，但意义上是不同的。 当系统处于平衡状态时，J＝K 。当系统处 于非平衡状态时， J≠K ，反应将继续进行， 直到达到平衡状态。

化学平衡 熵和Gibss函数

化学平衡 熵和Gibss函数
aA(g) + Bb(aq)+ cC(s) xX(g)+ yY(aq)+zZ(l)
在该平衡常数表达式中，各物种均以各自的标准态为参考态。如果是气体，要用分压表示，但分压要除以 ；若是溶液中的某溶液，其浓度要除以 ；若是液体或固体，其标准态为相应的纯液体或纯固体，因此，表示液体和固体状态的相应物理量不出现在标准平衡常数表达式中（称其活度为1）
影响平衡的因素有浓度、压力、温度等。催化剂能缩短反应达到平衡的时间，但不能使化学平衡移动。
4.3.1、浓度对化学平衡的影响
根据任意状态下 J与 的相对大小关系，可判断平衡移动的方向。温度一定时，增加反应物的浓度或增加生成物的浓度，J＜ 平衡向正反应方向移动；相反；减小反应物的浓度或减小生成物的浓度，J＞ 平衡向逆反应方向移动；平衡时，J = 。
对同类反应而言，KΘ越大，反应进行的越完全。
反应进行的程度也常用平衡转化率来表示。KΘ愈大，往往 也愈大。
教师引导学生比较平衡常数和转化率。
① K与体系的起始状态无关，与T有关；
② α与反应物的起始状态有关；与T有关；
③ 在平衡体系中增加某一物质的起始浓度，可使另一物质的转化率提高。
N 2 (g) + 3 H 2 (g) = 2 NH 3 (g) 可逆性显著
Ag + (aq) + Cl - (aq) = AgCl (s) 可逆程度小
将化学反应计量式中从左向右进行的反应叫正反应，向右向左进行的反应叫逆反应，用两个相反的箭头 表示可逆。
可逆反应是在同一条件（温度、压力、浓度等）下，既可以正向进行又可以逆向进行的反应.
N 2 O 4 (g) 2 NO 2 (g)

化学平衡的熵变 焓变和Gibbs自由能变化的关系

化学平衡的熵变 焓变和Gibbs自由能变化的关系

化学平衡的熵变焓变和Gibbs自由能变化的关系化学平衡的熵变，焓变和Gibbs自由能变化的关系在化学反应中，平衡态是指反应物转化成产物的速率相互之间达到平衡的状态。

化学平衡的熵变，焓变和Gibbs自由能变化是描述平衡态的重要物理量。

本文将探讨化学平衡中的熵变，焓变和Gibbs自由能的关系。

1. 熵变的概念及计算熵是描述系统无序程度的物理量，其变化量称为熵变。

在化学反应中，熵变的计算可以通过以下公式得出：ΔS = Σn_S(products) - Σn_S(reactants)其中，ΔS表示熵变，Σn_S表示各物质的摩尔熵。

2. 焓变的概念及计算焓是系统内部能量的一种表现形式，焓变则是反映反应热效应的物理量。

在化学反应中，焓变的计算可以通过以下公式得出：ΔH = Σn_H(products) - Σn_H(reactants)其中，ΔH表示焓变，Σn_H表示各物质的摩尔焓。

3. Gibbs自由能变化的概念及计算Gibbs自由能是描述系统是否能够自发发生变化的物理量。

在化学反应中，Gibbs自由能变化可以通过以下公式得出：ΔG = ΔH - TΔS其中，ΔG表示Gibbs自由能变化，T表示温度，ΔH表示焓变，ΔS表示熵变。

4. 熵变，焓变和Gibbs自由能变化之间的关系根据热力学第二定律，当ΔG小于零时，反应是自发进行的，系统向平衡态靠近。

因此，ΔG可以用来预测反应是否会发生和反应的方向。

而ΔG的正负与焓变和熵变之间存在如下关系：当ΔH为负，ΔS为正时，ΔG一定为负，反应为自发进行的。

当ΔH为正，ΔS为正时，ΔG在高温下可能为负，低温下可能为正，需要温度来决定反应的进行与否。

当ΔH为负，ΔS为负时，ΔG在低温下一定为负，高温下可能为正，需要温度来决定反应的进行与否。

当ΔH为正，ΔS为负时，ΔG一定为正，反应不会自发进行。

总结：化学平衡的熵变，焓变和Gibbs自由能变化之间存在密切的关系。

根据热力学第二定律，当Gibbs自由能变化ΔG小于零时，反应是自发进行的，系统向平衡态靠近。

化学平衡省公开课一等奖全国示范课微课金奖PPT课件

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2 GeWO4 (g)
若反应开始时，GeO和W2O6 分压均为100.0 kPa,平 衡时GeWO4(g) 分压为98.0kPa。求平衡时GeO和W2O6 分压、平衡转化率以及反应标准平衡常数。
无机化学
21/114
4.2 标准平衡常数应用
第4章 化学平衡 熵
解： 2GeO(g) + W2O6(g) 2GeWO4(g)
KΘ1 =
p( NH 3
)
p
2
3
p(N2
)
p
p(H
2
)
p
1/2N2(g)+3/2H2(g) NH3(g)
KΘ2 =
p( NH
3
)
p
1
3
p(N2
)p2 源自p(H2)p
2
无机化学
11/114
4.1 标准平衡常数
第4章 化学平衡 熵
NH3(g) 1/2N2(g)+3/2H2(g)
1 64.74 57.78
0
16.88 9.914 95.73
2 65.95 52.53
0
20.68 7.260 90.54
3 62.02 62.50
0
13.08 13.57 97.87
4 61.96 69.49
0
10.64 18.17 102.64
5
0
0
62.10 6.627 6.627 48.85
对普通化学反应，当温度一定时：
aA(g)+bB(aq)+cC(s)
xX(g)+yY(aq)+zZ(l)
KΘ=
pX
p
x
cY

大学无机化学之化学熵页PPT文档

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体系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。
体系的混乱度热力学上以物理量“熵”来表示。 2.熵和微观状态数
熵是表示体系中微观粒子混乱度的一个 热力学函数，其符号为S。
体系的混乱度愈大，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。
微观状态数：
3 分子(3位置)
△ rHm= 178.32kJ·mol-1 H2O(l) 10 0 CH2O(g)
△ rHm= 44.0kJ·mol-1 焓变只是影响反应自发性的因素之一，
但不是唯一的影响因素。
1.5.3 混乱度、熵和微观状态数
1.混乱度 许多自发过程有混乱度增加的趋势。
• 冰的融化 • 建筑物的倒塌
在所有温度下，反应正 能向进行。 ② H0, S0 高温时，反应正向进行 。 ③ H0, S0 低温时，反应正向进行 。 ④ H0, S0
在所有温度下反应不正 能向进行。
广西大学化学化工学院
在标准态下，当：
无 △G<0 反应正向自发；
机
△G>0 反应正向非自发，但逆向自发；
Gibbs 函 数(变)判据： 在定温定压下，任何自发变化总是
系统的Gibbs 函数减小。 G0 反应是自发的，进能行正；向
G0 反应是非自发的向，进能行逆 G0 反应处于平衡状态。
G受温度的影响
G=H－TS 定 温 变 化 ： G H T S
① H 0 , S 0 , G 0
r G m r H m 2K 9 T r 8 S m 2K 98
当rGm 0时，
T转rrH Sm m2299K 8K 8
例：
已知298.15K时的热力学数据如下：

大学无机化学化学平衡ppt课件-2024鲜版

大学无机化学化学平衡ppt课件-2024鲜版

2024/3/28
32
学习建议与拓展资源推荐
01
拓展资源推荐
02
《无机化学》（第四版），高等教育出版社，大连理工大学无机化学 教研室编。
03
《无机化学例题与习题》，高等教育出版社，徐光宪等编。
2024/3/28
04
中国大学MOOC《无机化学》课程，由国内知名高校教授主讲，内容 丰富、系统深入。
33
生活、生产和科研中的应用。
2024/3/28
配位平衡
详细阐述了酸碱质子理论、酸碱平衡常数（ Ka、Kb）的计算、酸碱指示剂的选择以及酸 碱滴定曲线的绘制。
氧化还原平衡
讲解了氧化还原反应的基本概念、氧化数、 氧化还原方程式的配平，以及原电池和电解 池的工作原理。
29
化学平衡领域的未来发展趋势
1 新型功能材料的合成与应用
18
平衡转化率的计算
2024/3/28
转化率（α）
表示反应物转化的程度，等于反应物转化的物质的量占反应 物起始物质的量的百分数。
平衡转化率的计算步骤
首先根据化学方程式列出反应物和生成物的初始浓度和平衡 浓度，然后根据质量守恒定律和电荷守恒定律列出方程组， 解方程组求出平衡组成后，再根据转化率的定义求出转化率 。
生物医学应用
通过调节生物体内的化学 平衡，治疗疾病或改善生 理功能，如酸碱平衡调节 、电解质平衡维护等。
23
06
化学平衡的实验研究方法
2024/3/28
24
化学平衡实验的设计原则
代表性原则
选择具有代表性的化学反应体系 ，能够反映化学平衡的基本特征
和规律。
2024/3/28
可控性原则
实验条件应易于控制和调节，以便 研究不同因素对化学平衡的影响。

第4章化学平衡熵和Gibbs函数（3）

第4章化学平衡熵和Gibbs函数（3）第4章化学平衡熵和Gibbs函数一、单选题1、反应N2(g) + 3H2(g) = 2NH3(g)的DG = a，则NH3(g) =1/2N2(g) + 3/2H2(g)的DG为：（）A. a2B. 1/aC. 1/ a2D. －a/22、在某温度下，反应1/2N2(g) + 3/2H2(g) = NH3(g)的平衡常数K= a，上述反应若写成2NH3(g) = N2(g) + 3H2(g)，则在相同温度下反应的平衡常数为：（）A. a/2B. 2aC. a2D. 1/ a23、已知反应２Ａ（g）+B(s) =2C(g) D r HΘ>0,要提高Ａ的转化率，可采用（）A. 增加总压B.加入催化剂C. 增大Ａ的浓度D.升高温度4、已知下列反应的平衡常数：H2（g）+S（s）=H2S（g）K1S（s）+O2（g）=SO2（g）K2则反应H2（g）+ SO2（g）= O2（g）+ H2S（g）的平衡常数为：( )A. K1+ K2B.K1- K2D.K1/K25、若可逆反应，当温度由T1升高至T2时，标准平衡常数K2Θ>K1Θ，此反应的等压热效应△r H m的数值将（）A.大于零B.小于零C.等于零D.无法判断6、下列各组参数，属于状态函数的是：A. Q p，G，VB. Q v，V，GC. V，S，WD. G，U，H7、298K时，某反应的K pΘ= 3.0×105，则该反应的D r GΘ=____KJ/mol（lg3 = 0.477）。

A. 31.2B. －31.2C. －71.8D. 71.88、298K时，SΘN2= 191.50 J?K–1?mol–1，SΘH2 = 130.57J?K–1?mol–1，SΘNH3= 192.34 J?K–1?mol–1，反应为N2(g) + 3H2(g) = 2NH3(g)，则D r SΘ = ________J?K–1?mol–1：A. －135.73B. 135.73C. －198.53 D. 198.539、298K时，D r HΘMgCO3= 100.8 KJ?mol–1，D r SΘMgCO3 = 174.8 J?K–1?mol–1，反应为MgCO3(s) = MgO(s) + CO2(g)，则598K 时的D r GΘ = ________KJ?mol–1：A. －3.73C. －1.04×105D. 3.7310、下列方法能使平衡2NO(g) + O2(g) = 2NO2(g)向左移动的是：A. 增大压力B. 增大P NOC. 减小P NOD. 减小压力11、下列物理量中，属于状态函数的是( )A. GB. QC. ΔHD. ΔG12、下列反应中△r S m值最大的是（）A. PCl5(g) →PCl3(g)＋Cl2(g)B. 2SO2(g)＋O2(g) → 2SO3(g)C. 3H2(g)＋N2(g) →2NH3(g)D. C2H6(g)＋3.5O2(g) → 2CO2(g)＋3H2O(l)13、反应CaCO3(s) →CaO(s)＋CO2(g)在高温下正反应能自发进行，而在298K时是不自发的，则逆反应的Δr H mΘ和Δr S mΘ是（）A. Δr H mΘ>0和Δr S mΘ>0B. Δr H mΘ＜0和Δr S mΘ>0C. Δr H mΘ>0和Δr S mΘ＜0D. Δr H mΘ＜0和Δr S mΘ＜014、下列热力学函数的数值等于零的是（）A.SΘm(O2,g,298K)B.△f GΘm(I2,g,298K)C.△f GΘm(白磷P4,s,298K)D.△f HΘm(金刚石,s,298K)15、如果某反应的KΘ≥1，则它的（）A.△r GΘm≥0 ，B.△r GΘm≤0 ，C.△r G m≥0 ，D.△r G m≤0二、判断题（判断下列各项叙述是否正确，对，打“√”；错，打“×”。

第四章化学平衡熵和Gibbs函数


v（正）= v（逆）
1. 化学平衡的基本特征
H2(g) + I2(g) ≒ 2HI(g)
正反应速率不断减小， 逆反应速率不断增大， 最后二者相等。
产物不断增加， 反应物不断减少， 最后二者浓度不再 变化
1. 化学平衡的基本特征

化学平衡的基本特征：

一定条件下，系统的组成不再随时间而变。(反应物
108.5 - 24.8 100% 77.1% 108.5
3. 计算平衡组成
例7 N2O4（g） 2NO2(g) 在308K，0.100 MPa 恒压下，Kθ=0.315，始

这与反应商判据是一致的。
对于一般的化学反应： aA(g)+bB(aq)+cC(s)≒ xX(g)+yY(aq)+zZ(l) 如：p（X）增加，J 增大，Kθ不变，J > Kθ 反应逆向进行。 c（B）增加， J 减少， Kθ不变， J <Kθ 反应正向进行。
3. 计算平衡组成

计算平衡组成
若已知反应系统的开始组成，利用标准平衡 常数可计算系统的平衡组成

pCOCl 2 / p 83.7 x / 100 K pCO / p pCl / p 24.8 x x 2 100 100 1.5 108
因为Kθ 很大，x 很小，假设 ： 83.7-x ≈ 83.7, 24.8+x ≈ 24.8
K2ө= (K1ө)n

反应(3) = 反应(1)+反应(2)，则
K3ө = K1ө K2ө

反应(3) = 反应(2)-反应(1)，则
K3ө = K2ө/ K1ө

无机化学课件：第四章化学平衡熵和Gibbs函数


9
例如： H2 (g) I2 (g) 2HI(g)
K1
[ p(HI) / p ]2
[ p(H2 ) / p ][p(I2 ) / p ]
1 2 H 2 (g)
1 2 I 2 (g)
HI(g)
K2 2HI(g)
H2(g) I2(g)
K3
8/30/2022
10
多重平衡规则
例题：已知25℃时反应 ①2BrCl(g) Cl2(g)+Br2(g) K 1=0.45 ②I2(g)+Br2(g) 2IBr(g) K 2=0.051
8/30/2022
8
对于一般可逆反应：
aA(g) bB(aq) cC(s) xX(g) yY(aq) zZ(l)
标准平衡常数为：
K
pX / p xcY / c y pA / p acB / c b
K 是没有量纲的量, 它只是温度的函数； * 标准平衡常数必须与化学反应计量式相对应。
8/30/2022
12
解： 2GeO (g) + W2O6 (g)
开始p (kPa) 100.0
100.0
平衡p (kPa) 2.0
51.0
2 GeWO4 (g) 0
98.0
平衡时p(GeO)=100.0 - 98.0 =2.0 kPa
平衡时p (W2O6)=100.0
-
98.0 2
=51.0 kPa
8/30/2022
8/30/2022
4
化学平衡特征：动、定、变
1)是动态平衡， r正=r逆≠0 2)各组分浓度不变、组成不变
3)条件改变, r正≠r逆 ，平衡被破坏，在新条件下建立新的平衡。

《无机化学》课件第4章化学平衡

《无机化学》课件第4章化学平衡一、教学内容本节课的教学内容选自《无机化学》课件第4章，主要涉及化学平衡的相关知识。

具体包括：化学平衡的定义、平衡常数的概念、平衡移动原理、化学反应的摩尔熵变以及 Le Chatelier 原理。

二、教学目标1. 让学生理解化学平衡的概念，掌握平衡常数的计算方法。

2. 培养学生运用平衡移动原理分析和解决实际问题的能力。

3. 使学生了解摩尔熵变在化学平衡中的作用，提高其对热力学的认识。

三、教学难点与重点重点：化学平衡的定义、平衡常数的计算、平衡移动原理及其应用。

难点：摩尔熵变在化学平衡中的计算和理解，Le Chatelier 原理的运用。

四、教具与学具准备教具：多媒体课件、黑板、粉笔。

学具：教材、笔记本、文具。

五、教学过程1. 实践情景引入：以生活中的实例为例，如烧水时水蒸气在壶口形成喷泉，解释这是由于水蒸气在壶口处达到平衡，从而引导学生思考化学平衡的概念。

2. 知识讲解：（1）化学平衡的定义：介绍化学平衡的概念，解释在封闭系统中，正反反应速率相等时，各组分的浓度保持不变的状态。

（2）平衡常数：讲解平衡常数的定义，公式及计算方法，并通过实例进行分析。

（3）平衡移动原理：阐述平衡移动原理，并通过实际例子进行解释。

（4）摩尔熵变：介绍摩尔熵变的概念，讲解其在化学平衡中的作用。

（5）Le Chatelier 原理：讲解 Le Chatelier 原理的内涵，并通过实例进行分析。

3. 例题讲解：选取具有代表性的例题，讲解求解平衡常数、判断平衡移动方向等问题的方法。

4. 随堂练习：布置随堂练习题，让学生运用所学知识解决问题，巩固所学内容。

5. 课堂小结：六、板书设计板书内容主要包括化学平衡的定义、平衡常数的计算、平衡移动原理、摩尔熵变以及 Le Chatelier 原理等核心概念和公式。

七、作业设计1. 请简述化学平衡的概念及其特点。

2. 计算下列反应的平衡常数 K：N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g)3. 运用平衡移动原理分析下列情况：在等压条件下，向反应N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g) 的容器中加入惰性气体 He(g)，容器体积不变。

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d．化学平衡是有条件的平衡，当外界因素改变时，
正逆反应速率发生变化，原有平衡将受到破坏，直到
建立新的动态平衡。
4.1.2 标准平衡常数（ K ） 大量实验表明，在一定温度下可逆反应达到平 衡时，各物质平衡浓度之间存在一定的定量关系， 这种定量关系可以用平衡常数表示。 标准（相对）平衡常数：由相对分压和相对浓度 表示的平衡常数。 相对分压：p／p θ
(2)平衡时, Ag+ , (1)当c(Ag+)=1.00
Fe2+, Fe3+的浓度各为多少?
(3) Ag+ 的转化率为多少?
(4)如果保持Ag+ ,Fe3+的初始浓度不变,使
c(Fe2+)增大至0.300 mol· -1,求Ag+ 的转化率. L
解:(1)计算反应商,判断反应方向
J c Fe
8
2
/ p

1 . 5 10
p ( B ) c ( B ) RT
因为K 很大,x很小, 假设 83.7-x 83.7,

24.8+x
83 . 7 100 24 . 8 x

24.8
x 2 . 3 10 6
1 . 5 10 8
平衡时:
p(CO)=24.8kPa p(Cl2)=2.3 10-6 kPa p(COCl2)=83.7kPa
解：
n ／ mol
2SO2(g) ＋ O2(g) ＝ 2SO3(g) 1.000 1.000 0
n’／mol 1.000－2×0.385 0.615 0.230 0.615 p’／kPa 1 . 615 101
0 . 230 0 . 615 1 . 615 101
2×0.385
0.770
0 . 770 1 . 615 101
2Al2O3(s)+ 3C(s) = 4Al(s)+3CO2(g)
Kθ={p(CO2)/pθ}3
2Al2O3(s)+ 3C(s)= 4Al(s)+3CO2(g) K =[p(CO2)/p ]3
2.平衡常数表达式要和计量方程式相对应，同一化学反应
用不同的计量方程式表示时，其平衡常数的数值不同.
如. 1) N2(g) + 3H2 (g)== 2NH3(g)
c Fe
2
/ c / c c Ag / c
3 Ө
Ө Ө

1 . 00 10
3
1 . 00
2
0 . 100 1 . 00 10
J< K Ө , 反应正向进行.
(2)计算平衡组成
Fe2+(aq)+ Ag+(aq) → Fe3+(aq) +Ag(s)
2) 1/2N2 (g ) + 3/2H2(g ) == NH3(g) 3 ) 2NH3(g ) == N2(g) + 3H2(g)
标准平衡常数必须与化学反应计量式相对应。
2Cl-(aq)+2H2O(l) = H2(g)+Cl2(g)+2OH-(aq)
K θ=
{ p ( H 2 ) / p }{ p ( Cl 2 ) / p }{ c ( OH ) / c } { c ( Cl ) / c }
∴
) 2
p(i) = n(i)RT
V
(1 0 . 85 ) 8 . 314 1000 5 0 . 85 8 . 314 1000
5
9 . 4 10 ( kPa )
2
p(SO
2 . 5 10 ( kPa )
2
3
p(SO
p(O 2 )
) 3
1 . 4 10 ( kPa )
p θ ＝100 kPa为气体的标准压力
相对浓度：c／c θ
c θ ＝1.0 mol· -1为溶液的标准浓度 L
标准平衡常数表达式
对于任一气体反应 aA(g) + bB(g) == gG(g) + dD(g) 达到平衡时 Kθ = (PG/Pθ)g(PD/Pθ)d (PA/Pθ)a(PB/Pθ)b
变化pB/kPa
108.5
-(83.7-x)
83.7
-(83.7-x)
0
(83.7-x)
平衡pB/kPa
K

24.8+x
p COCl
2
x

(83.7-x)


/ p
83 . 7 x / 100
24 . 8 x x 100 100
p CO / p p Cl
4.1 标准平衡常数
4.1.1 化学平衡的基本特征
可逆反应与不可逆反应
除有些反应几乎能进行到底外,大多数化
学反应都是可逆的，例如: H2(g)+I2(g) = 2HI(g)
△可逆反应：在同一条件下，既能向正反应方向又
能向逆反应方向进行的反应。
△化学平衡：可逆反应进行到一定程度，正向反应速
p A / p
a
b

（1） K是无量纲的量。 （2） K是温度的函数，与浓度、分压无关。 （3）标准平衡常数表达式必需与化学反应计 量式相对应。
多重平衡规则：
当几个反应相加而得到一个总反应时,总反应的 平衡常数等于各相加反应平衡常数的乘积 2NO（g）+ O2（g）= 2NO2（g） （1） 2NO2（g）= N2O4（g） （2） +

（3）2ClBr(g)+ I2(g) 2IBr(g)+ Cl2(g)的 。 K3
2.2 标准平衡常数的应用
一. 判断反应的程度 二. 预测反应的方向
三. 计算平衡的组成
判断反应的程度
愈大，反应进行得愈完全； K
K 愈小，反应进行得愈不完全； K不太大也不太小(如 10-3< K <103), 反应物部分地转化为生成物。
14.4
38.5
48.2
K


( 48 . 2 / 101 ) (14 . 4 / 101 )
2
2
( 38 . 5 / 101 )
29 . 4
( SO 2 )
1 . 000 0 . 230 1 . 000
100 % 77 . 0 %
预测反应方向
反应商 对于一般的化学反应： aA (g)+ bB(aq)+cC(s) xX(g)+yY(aq)+zZ(l) 任意状态下:
eq
eq

eq

eq


2

2
Zn(s)＋2H＋(aq)＝H2(g)＋Zn2＋(aq)
K θ=
(p
eq
( H 2 ) / p )( c (c
eq

eq
( Zn
2
2
)/c )

(H ) / c )
例:1000K时,将1 mol的SO2和1 mol的O2充入体积为5升的 密闭容器中,反应达平衡时,有0.85 mol的SO3生成,计算 2SO2+O2=2SO3反应的各物质的分压和Kθ 。 解： n始(mol) n平(mol) ∵ 2SO2 + O2 = 2SO3 1 1 1-0.85 1-0.85/2 0.85 pV=nRT
J [ p i X / p

] [ c i Y / c
x

]

y
[ p i A / p
a
] [ c i B / c
]
b
反应商判据
J<K

反应正向进行；
J=
J>
K
系统处于平衡状态；
反应逆向进行。
K

计算平衡组成
例4-5 反应 CO(g)+Cl2 (g) COCl 2(g)
度和逆向反映速度逐渐相等，反应物和生成物浓度不 再变化，体系这种表面静止的状态叫化学平衡状态 。
例：H2(g)+I2(g) = 2HI(g)
化学平衡状态的几个重要特点： a．只有在恒温条件下，封闭系统中进行的可逆 反应， 才能建立化学平衡，这是化学平衡建立 的前提。 b．正、逆反应速率相等是平衡建立的条件。 c．平衡状态是封闭系统中可逆反应进行的最大限度。 各物质浓度都不再随时间而改变，这是建立平衡的标 志。
当c(反应物)增大或c(生成物)减小时,
J < K Ө J > K Ө 平衡向正向移动。
当c(反应物)减小或c(生成物)增大时,
平衡向逆向移动。
例: 25°C时，反应 Fe2+(aq)+ Ag+(aq) → Fe3+(aq) +Ag(s) 的 K Ө =3.2。 ×10-2mol· -1, c(Fe2+)=0.100 L mol· -1, c(Fe3+)= 1.00 ×10-3mol· -1时反应向哪 L L 一方向进行?
第四章 化学平衡 熵和Gibbs函数
§4.1 标准平衡常数 §4.2 标准平衡常数的应用
§4.3 化学平衡的移动
§4.4 自发变化和熵 §4.5
Gibbs函数
化学反应研究的重要问题 (1) 反应的方向性； (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)
(1 0 . 85 / 2 ) 8 . 314 1000 5
Kθ
=
{p {p
eq