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大学无机化学之化学平衡系统-1

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大学无机化学化学平衡学习教案

大学无机化学化学平衡学习教案

大学无机化学化学平衡学习教案一、教学内容本节课的教学内容来自于《大学无机化学》的第四章“化学平衡”。

本章主要介绍了化学平衡的概念、平衡常数、影响平衡的因素以及勒夏特列原理。

具体内容包括：1. 化学平衡的概念：等效平衡、可逆反应、平衡状态等。

2. 平衡常数：平衡常数的定义、表达式、分类及计算方法。

3. 影响平衡的因素：浓度、温度、压力、催化剂等。

4. 勒夏特列原理：勒夏特列原理的定义、表达式及其应用。

二、教学目标1. 理解化学平衡的概念，掌握平衡状态的判断方法。

2. 掌握平衡常数的定义、表达式及计算方法。

3. 了解影响化学平衡的因素，能够分析实际问题中的平衡移动。

4. 理解勒夏特列原理，能够运用勒夏特列原理解释实际问题。

三、教学难点与重点1. 教学难点：平衡常数的计算方法，勒夏特列原理的应用。

2. 教学重点：化学平衡的概念，影响平衡的因素。

四、教具与学具准备1. 教具：多媒体教学设备、黑板、粉笔。

2. 学具：教材《大学无机化学》、笔记本、笔。

五、教学过程1. 实践情景引入：通过一个简单的化学反应实例，引导学生思考化学平衡的概念。

2. 理论讲解：讲解化学平衡的概念、平衡状态的判断方法，平衡常数的定义、表达式及计算方法。

3. 例题讲解：分析实际问题，运用平衡常数和勒夏特列原理进行解答。

4. 随堂练习：让学生运用所学知识，解答一些有关化学平衡的问题。

5. 课堂讨论：引导学生探讨影响化学平衡的因素，以及平衡移动的原理。

六、板书设计1. 化学平衡的概念2. 平衡状态的判断方法3. 平衡常数的定义、表达式及计算方法4. 影响化学平衡的因素5. 勒夏特列原理的表达式及应用七、作业设计N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g)2. 答案：K = (PH3)^2 / (PN2 PH2)^3八、课后反思及拓展延伸1. 课后反思：本节课学生对化学平衡的概念和影响平衡的因素掌握较好，但在运用平衡常数和勒夏特列原理解决实际问题时，部分学生还存在一定的困难。

2024年大专无机化学教案化学平衡(多场景)

2024年大专无机化学教案化学平衡(多场景)

大专无机化学教案化学平衡(多场景)大专无机化学教案——化学平衡一、教学目标1.理解化学平衡的概念，掌握化学平衡的表示方法。

2.学会判断化学反应是否达到平衡状态，掌握化学平衡的判定条件。

3.了解化学平衡常数与平衡浓度的关系，学会计算化学平衡常数。

4.掌握化学平衡移动的影响因素，学会分析化学平衡移动的方向。

5.了解实际应用中化学平衡的调控方法，培养学生解决实际问题的能力。

二、教学内容1.化学平衡的概念及表示方法（1）化学平衡的定义：化学反应在一定条件下，正反应速率相等，反应物与物的浓度不再发生变化的状态。

（2）化学平衡的表示方法：可逆反应的平衡状态用箭头表示，如：N2+3H2⇌2NH3。

2.化学平衡的判定条件（1）正反应速率相等：v正=v逆。

（2）反应物与物的浓度不再发生变化。

3.化学平衡常数（1）化学平衡常数的定义：在一定温度下，化学反应达到平衡时，物浓度的化学计量数次幂的乘积与反应物浓度的化学计量数次幂的乘积的比值。

（2）化学平衡常数的表达式：Kc=[C]^c[D]^d/[A]^a[B]^b，其中，a、b、c、d分别为反应物A、B与物C、D的化学计量数。

（3）化学平衡常数的计算与应用：根据平衡浓度计算Kc，分析化学反应的进行程度。

4.化学平衡移动的影响因素（1）浓度：增加反应物浓度或减少物浓度，平衡向正反应方向移动；反之，平衡向逆反应方向移动。

（2）压力：对于气体参与的反应，增加压力，平衡向气体体积减小的方向移动；反之，平衡向气体体积增大的方向移动。

（3）温度：升高温度，平衡向吸热反应方向移动；降低温度，平衡向放热反应方向移动。

5.化学平衡在实际应用中的调控方法（1）调整反应物浓度：通过添加或移除反应物，调控化学平衡。

（2）调整压力：对于气体反应，通过改变压力，调控化学平衡。

（3）调整温度：通过加热或冷却，调控化学平衡。

三、教学方法1.讲授法：讲解化学平衡的基本概念、判定条件、化学平衡常数及平衡移动的影响因素。

无机化学：第四章 化学平衡

无机化学：第四章 化学平衡

第四章 化学平衡一、可逆反应和化学平衡在一定条件下，一个化学反应可以按照反应方程式从左到右进行，又可以从右向左进行，这就叫做化学反应的可逆性。

化学平衡具有以下特点：（1）在一定条件下，可逆反应达到化学平衡状态时，平衡组成不再随时间变化；（2）化学平衡是动态平衡，从微观上看正、逆反应仍在进行，只是由于=υυ正逆，单位时间内各物质的生成量和消耗量相等，所以总的结果是各物质的浓度都保持不变；（3）在相同的条件下，只要反应开始时各种原子的数目相同，平衡组成与达到平衡的途径无关；（4）化学平衡是在一定条件下建立的，条件发生变化时，原来的平衡会被破坏，直至建立新的化学平衡。

二、平衡常数1、浓度平衡常数c K 与分压平衡常数p K大量实验发现，对任何可逆反应，不管反应始态如何，在一定温度下达到平衡时，各生成物浓度幂的乘积与反应物平衡浓度幂的乘积之比为一常数，称为化学平衡常数。

如反应 ()()A B C()D()a g b g c g d g ++[][][][]()()()()cdc a b c C c D K c A c B ⋅=⋅式中，c K 称为浓度平衡常数。

由于温度一定时，气体的分压与浓度成正比，可用平衡时的分压代替浓度，即[][][][]()()()()cdp a b p C p D K p A p B ⋅=⋅式中，p K 称为分压平衡常数。

由于c K 和p K 都是通过考察实验数据得到的，因此称为实验平衡常数（又称经验平衡常数）。

实验平衡常数是有单位的，其单位由平衡常数表达式来决定，但在使用时，通常只给出数值而不标出单位。

应用理想气体状态方程和分压定律，可得()np c K K RT ∆=其中 ()()n c d a b ∆=+-+书写平衡常数表达式时注意的问题：（1）平衡常数表达式中各物质浓度均用平衡浓度（分压用平衡分压）（2）只写出有可变浓度或压强的物质，固体、纯液体和水不写出（3）平衡常数表达式和化学方程式的书写密切相关，同一反应，书写形式不同，平衡常数不同。

第一课无机化学 第2章化学反应速率和化学平衡

第一课无机化学 第2章化学反应速率和化学平衡
上式即为质量作用定律表示式。
2019年12月9日 8时56分
2、反应级数和方程式系数 V k[ A]x [B]y
（１）上式中 x+y 为反应级数。通常可有一级、 二级、三级反应，但没有四级及其以上的反应。 （２）质量作用定律只适用于基元反应。 （３）在基元反应中 x+y = 反应级数 = 系数； 在非基元反应中一般 x+y 反应级数 系数。 （４）反应级数可有整数、有０、也可有分数、负 数。
2019年12月9日 8时56分
三、 质量作用定律的应用
例2：有一化学反应aA+bB=C在298K时，将AB
溶液按不同浓度混合。得到下列数据。
A的初始浓度 B的初始浓度
1.0
1.0
2.0
1.0
1.0
1.0
1.0
2.0
求其速率方程?
解： 由 v=k[A]m·[B]n
初始速度（mol·L-1·s-1） 1.2×10-2 2.3×10-2 1.2×10-2 4.8×10-2
2-1 化学反应速率的表示 化学反应速率是用单位时间内反应物浓度的减少
或所生谓成化物学浓反度应的速增率加（来V表）示指的在:单一位定用条m件o下l·L，-1某·s-1、
m化ol·学L-反1·m应in的-1、反m应o物l·L质-1转·h变-1。为生成物的速率。
反应速 即度：VB 变浓化度所的B需变的化时间Ct BBt
v=k[CO]·[Cl2]3/2
m+n=2.5
即 对CO为一级
对Cl2为1.5级 对总反应为2.5级
v1=0.1×0.13/2k ∴k=3.8(L/mol)3/2·s-1
2019年12月9日 8时56分

大学 无机化学 第二章 化学反应速率及化学平衡

大学 无机化学 第二章 化学反应速率及化学平衡
Ea 0.78 直线的斜率 = = 2.303 R (0.28103 )
=-2.79×103K
Ea=2.79×103×2.303×8.314×10-3=53.4kJ·mol-1
第一节：化学反应速率
三 、催化剂对反应速率的影响
一种或多种少量的物质，能使化学反应 的速率显著增大，而这些物质本身在反应后 的数量及化学性质都不改变。 这种现象称为催化作用。起催化作用的物 质称为催化剂。
例 题
由实验测得在不同温度下反应 S2O82－+ 3I－ = 2SO42
－+
I3－ 的速率常数如下：
T/K
k/（mol· L－1 min－1）
273 8.2×10－4
283 2.0×10－3
293 4.1×10－3
303 8.3×10－3
试求反应的实验活化能Ea ？
例 题
解: 以 lgk 对 1/T 作图, 得一直线:
催化剂的应用实例
实物
第二节
化学反应的可逆性和化学平衡
任何一个化学反应都涉及两个方面的问题： 1.反应速度问题；2.反应进行的程度 反应进行的程度----即在指定条件下(如温度、 压力、浓度等)有多少反应物可以最大限度地转 化成产物。 本章节对化学平衡作一些初步介绍，为学习无机 化学的四大平衡，打下初步的理论基础。
CO(g) + H2O(g)
CO2 (g) + H2(g)
第二节 •第一节： 化学反应的可逆性和化学平衡 胺 类
二、化 学 平 衡
苯胺
CO(g) + H2O(g)
CO2 (g) + H2(g)
经过一定时间，正反应速率和逆反应速 率相等了，CO2、H2、H20、CO四种气体的浓度不

无机化学第4章 化学平衡

无机化学第4章 化学平衡
若反应物浓度（或分压）比原平衡点增大了，平衡向右 （正反应方向）移动；
若H生enr成i L物eCh的ât浓elie度r （或分压）比原平衡点增大，平衡向左
(1850-1936)
（逆反应方向）移动；
吕·查得里（Le Chatelier）原理或平衡移动原理：改变平 衡条件之一时，平衡系统就向削弱这一改变的方向移动。
第4章 化学平衡
§4.1 可逆反应和化学平衡 §4.2 平衡常数 §4.3 化学平衡的移动 §4.4 水溶液中的化学平衡
4.1 可逆反应和化学平衡
可逆反应（reversible reaction）：在同一条件下，
既能向一个方向进行，又能向相反方向进行的反
应称为可逆反应。
例如：aA+bB
dD+eE
v正
Q
Pxx Y y PAa Bb
Q<K；反应正向进行 Q=K；反应平衡 Q>K；反应逆向进行
例4：在某温度时，将2 mol O2、1 mol SO2 和 8 mol SO3 气体混合加入10 L的容器中，已知反应的平衡常数 Kc=100，问下列反应将向何方进行？
解：该反应方程为 2SO2 (g) O2 (g) 2SO3 (g)
多重平衡规则要点
一个平衡反应乘以系数q，其平衡常数K变为Kq ，就 是新平衡反应的平衡常数。q可为整数，也可为分数。
正逆反应的平衡常数互为倒数；
如果一个反应中可以表示为两个或更多个反应之和， 则总反应的K等于同温度时各反应的平衡常数的乘积 如：反应（3）=反应（1）+反应（2）K3 K1 K2
又如：H2还原Fe3O4的反应，如在密闭的容器中进 行，Fe3O4只能部分转变为Fe，若把生成的H2O不 断从反应体系中移去，Fe3O4就可以全部变为Fe：

无机化学笔记(化学平衡部分)

第一章目录1、气体具有两个基本特性：扩散性和可压缩性。

主要表现在： (1)3、只有在高温低压条件下气体才能近似看成理想气体。

(1)第二节：气体混合物 (2)1、质量分数 2、物质的量浓度 (2)3、质量摩尔浓度 4、摩尔分数 (2)第二节：热力学第一定律 (4)第四节：Hess定律 (4)第五节：反应热的求算 (5)7、在任何温度下，参考状态单质的标准摩尔生成焓均为零。

(5)第四节：自发变化和熵 (5)（1） + + T升高时有利值变“-” T高利自发进行 (7)（2） + - 任何T时，值为“+”不可能自发 (7)（3） - + 任何T时，值为“-”始终自发 (7)（4） - - T降低时有利值变“-” T低利自发进行 (7)第五节：Gibbs函数 (7)第一节：标准平衡常数 (8)第二节：标准平衡常数的应用 (8)第二节：浓度对反应速率的影响—速率方程 (8)第三节：温度对反应速率的影响—Arrhenius方程 (9)第四节：反应速率理论与反应机理简介 (10)2、由普通分子转化为活化分子所需要的能量叫做活化能 (10)第五节：催化剂与催化作用 (10)①在定温定容下,平衡不发生移动。

(10)物质的状态气体1、气体具有两个基本特性：扩散性和可压缩性。

主要表现在：⑴气体没有固定的体积和形状。

⑵不同的气体能以任意比例相互均匀的混合。

⑶气体是最容易被压缩的一种聚集状态。

3、只有在高温低压条件下气体才能近似看成理想气体。

理想气体：是设定气体分子本身不占空间、分子间也没有相互作用力的假想情况下的气体。

实际气体：处于高温（高于273 K）、低压（低于数百千帕）的条件下，由于气体分子间距离相当大，使得气体分子自身的体积与气体体积相比可以忽略不计，且分子间作用力非常小，可近似地将实际气体看成是理想气体。

pV = nRT（理想气体状态方程式）R称为比例常数，也称为摩尔气体常数。

R = 8.314 Pa·m3·mol-1·K-1 = 8.314 kPa·L·mol-1·K-1= 8.314J·mol-1·K-1（Pa·m3=N·m-2·m3=N·m = J）气体分子运动论的主要内容包括以下几个假设：（1）气体由不停地作无规则运动的分子所组成；（2）气体分子本身不占体积，视为数学上的一个质点；（3）气体分子间相互作用力很小，可忽略；（4）气体分子之间及分子对容器壁的碰撞视为弹性碰撞，气体的压力是由于气体分子同容器壁产生碰撞的结果；（5）气体分子的平均动能与气体的温度成正比。

大学无机化学第四章试题及答案

第四章化学平衡本章总目标：1：了解化学平衡的概念,理解平衡常数的意义；2：掌握有关化学平衡的计算;3：熟悉有关化学平衡移动原理.各小节目标:第一节：化学平衡状态1：熟悉可逆反应达到平衡的特征-—反应体系中各种物质的生成速率分别等于其消耗的速率,各种物质的浓度将不再改变。

2:了解平衡常数、平衡转化率这两个概念的意义.第二节：化学反应进行的方向学会运用标准平衡常数判断化学反应的方向:时，反应向逆向进行。

向正反应方向进行。

时体系达到平衡状态.第三节；标准平衡常数与的关系1：掌握化学反应等温式（），当体系处于平衡状态的时候。

2：重点掌握运用公式进行热力学数据之间的计算。

第四节：化学平衡的移动1：熟悉温度、浓度、压强对化学平衡的影响，2:熟练地根据条件的改变判断平衡移动的方向。

习题一选择题1.可逆反应达平衡后，若反应速率常数k发生变化，则标准平衡常数( ）（《无机化学例题与习题》吉大版)A。

一定发生变化B。

一定不变C. 不一定变化D. 与k无关2.反应：2CO（g）+O2（g）2CO2（g）在300K时的Kc与Kp的比值约为（）A。

25 B.2500 C。

2.2 D.0.04 3。

反应的温度一定，则下列的陈述中正确的是（）(《无机化学例题与习题》吉大版)A.平衡常数能准确代表反应进行的完全程度B。

转化率能准确代表反应进行的完全程度C。

平衡常数和转化率都能准确代表反应进行的完全程度D。

平衡常数和转化率都不能代表反应进行的完全程度4.相同温度下：2H2（g)+S2（g）2H2S（g）Kp12Br2(g)+2H2S（g）4HBr+S2（g）Kp2H2（g）+Br2（g）2HBr（g）Kp3则Kp2等于（) A。

Kp1· Kp3B。

（Kp3）2/ Kp1 C。

2Kp1· Kp3 D. Kp3/ Kp1 5。

下列反应中，K˚的值小于Kp值的是（）（《无机化学例题与习题》吉大版）A. H2（g）+Cl2(g）== 2HCl（g）B. 2H2（g）+S（g）== 2H2S(g）C。

无机化学第八章 化学平衡

[E]e [D]d Kc = ———— [A]a [B]b
方括号内表示的是物质的平衡浓度 Kc 是用平衡浓度表示的平衡常数
的表达式中可以看出, 从经验平衡常数 Kc 的表达式中可以看出,Kc 的单 即为浓度的某次幂. 位是: 位是:[mol dm-3]( e + d ) - ( a + b)即为浓度的某次幂. 当 (e + d) = (a + b) 时, Kc 无单位 对于气相反应: 对于气相反应: a A (g) +b B (g) eE (g) + dD (g)
§8-1
化学反应的可逆性和化学平衡
可逆反应:在一定条件下, 可逆反应:在一定条件下,一个化学反应即可从左 向右进行, 向右进行,又可以从右向左进行的反应 叫可逆反应. 叫可逆反应. 例如: CO2(g) + H2 (g) 例如:CO(g) + H2O(g) Ag +(aq) + Cl - (aq) AgCl (s) ↓ 化学反应的这种性质叫反应的可逆性. 化学反应的这种性质叫反应的可逆性.几乎所有 的反应都具有可逆性,只是可逆性程度不同.习惯上, 的反应都具有可逆性,只是可逆性程度不同.习惯上, 我们把可逆性显著的化学反应,称为可逆反应( 我们把可逆性显著的化学反应,称为可逆反应(用箭 头表示) 可逆性不显著的化学反应, 头表示);可逆性不显著的化学反应,称为不可逆反 用平行线表示) 应(用平行线表示).可逆反应最终将导致化学平衡 状态(即可逆化学反应可以完成的最大限度) 状态(即可逆化学反应可以完成的最大限度).
注意: 注意 平衡状态,平衡体系各物质浓度保持不变, (1)平衡状态,平衡体系各物质浓度保持不变,但各 物质浓度值与初始浓度有关. 物质浓度值与初始浓度有关. 平衡常数与各物质初始浓度无关但与温度有关. (2)平衡常数与各物质初始浓度无关但与温度有关. 2-2 平衡常数表达式的书写要求和多重平衡规则 1.平衡常数表达式的书写要求 1.平衡常数表达式的书写要求 反应体系中纯固体,纯液体及水溶液中的水的 反应体系中纯固体, 浓度不写入平衡常数表达式中. 浓度不写入平衡常数表达式中.如: Cr2O72-(aq) + H2O 2 CrO42-(aq) + 2H+(aq) Kc =

无机化学-化学平衡的移动


(三) 温度对化学平衡的影响
rGm ＝ - RTlnK ＝ rHm - T rSm
lg K r H m S 2.303 RT 2.303 R
H，S 在 T 不大，可认为是常数，可以写成如下形式：
lg K a 1 B T
a
r
H
m
2.303 R
（放热）
（吸热）
lg K
r
H
m
S
四、化学平衡的移动
平衡移动：从旧的平衡状态转到新的平衡状态 的过程，称为平衡移动。 改变平衡体系的条件之一，如温度、压力或浓 度，平衡就向减弱这个改变的方向移动。
(一) 浓度的影响
对于化学反应 a A + b B
g G + d D,
G = G + 2.303 RT lg Q
= － 2.303 RT lg Kp + 2.30 RT lg Q
＝ 2.303RT lg Q/ Kp
✓ 增大反应物浓度（或分压），减小生成物浓度时（或
分压），Q 减小，G < 0, 平衡正向移动，
✓ 减小反应物浓度（或分压），增大生成物浓度时（或
分压）， Q 增大，G > 0，平衡逆向移动。
(二) 压力的影响
压力变化对平衡的影响实质是通过浓度的变化起作用。
几点说明： 1．压力对固相或液相的平衡没有影响； 2．对反应前后计量系数不变的反应，压力对它们 的平衡也没有影响； 3．反应前后计量系数不同时： ① 增大压力，平衡向气体摩尔量减少的方向移动； ② 减少压力，平衡向气体摩尔量增加的方向移动。
2.303 RT 2.303 R
T1时，lg
KT1
H 2.303RT1
S 2.303R
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2
23
或因为：
2×反应（2）=反应（1）的逆反应
1 (K 2 ) K1
2
∴K2 = (1/ 4×10-2)1/2
1/ 4 10
2
24
3.2 标准平衡常数的应用
3.2.1 判断反应程度
3.2.2 预测反应方向 3.2.3 计算平衡组成
3.2.1 判断反应程度
K 愈大，反应进行得愈完全； 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。
3.2.2 预测反应方向
1、反应商： 对于一般的化学反应：
aA (g)+ bB(aq)+cC(s) 任意状态下： xX(g)+yY(aq)+zZ(l)
[ pi ( X) / p ] [ci (Y ) / c ] Q [ pi (A ) / p ]a [ci (B) / c ]b
4850 0.00213 0.00213 0.0157
1.20
0.345
0.204
0.343
反应开始 ：c(H2),c(I2) 较大, c(HI) = 0, ν正较大, ν逆为 0；反应进行：c(H2),c(I2)减小, ν正减小,c(HI)增大, ν逆增大；某一时刻： ν正= ν逆，系统组成不变，达到平衡状态。 4
6
CO2＋H2＝CO＋H2O
实验 编号
1 2 3 4
起始浓度/(mol/L)
CO2
0.010 0.010 0.010 0
平衡浓度/(mol/L)
CO2 H2 CO H2O
H2
0.010 0.020 0.010 0
CO
0 0 0.001 0.002
H2O
0 0 0 0.020
[CO][H2O] [CO2][H2]
逆两个方向进行的反应.
2、正反应与逆反应：
3
3.1.1 化学平衡的基本特征
大多数化学反应都是可逆的。例如：
c / mol L1
t/s 0
H 2 (g) I 2 (g)
0.0100
2HI(g)
0
ν正×106 ν逆×107
mol L s
1
1
0.0100
7.60
0
2000 0.00397 0.00397 0.0121
11
3、对于一般的化学反应：
aA(g) bB(aq) cC(s)
K
xX(g) yY(aq) zZ(l)
pX / p x cY / c y pA / p a cB / c b
K 是量纲一的量。
K 是温度的函数，与浓度、分压无关。
* 标准平衡常数表达式必须与化学反应计 量式相对应。 12
K P(N2 )/P P(H2 )/P
θ θ 3
2NH3(g) 3.57
(3.57 106 Pa 100000Pa)2 (4.17 106 Pa 100000Pa) (12.5 106 Pa 100000Pa)3 1.83 105
19
3.1.3 多重平衡规则 1、概念 如果某一（总）反应是由几个反应相加（或 相减）所得，则这个（总）反应的平衡数就等 于相加（或相减）的几个反应的平衡常数的乘 积（或商），这种关系称为多重平衡规则；即: 反应M = 反应A + 反应B + 反应C + … Kθ(M) =Kθ(A) • Kθ(B) • Kθ(C)×…
aA +
bB
mG +
nD
在一定温度达到平衡时：
KP
P
P P
m (G) a (A)
P
n (D) b (B)
Kc 和KP均由试验测定而得，又将它们合称为实验平 衡常数或经验平衡常数，其单位由常数表达式决定。
9
3.1.3 标准平衡常数 1、对水溶液中可逆反应： aA(aq) + bB(aq) mG(aq) + nD(aq) 其标准平衡常数为：
20
如：C（石墨）+ O2 = CO2 （1）C（石墨）+ 1/2O2 = CO （2）CO + 1/2O2 = CO 2
K总 K1 K2
K 总 = K1 • K2
(1)+(2)得总反应：C（石墨）+ O2 = CO2 [pθ 2 ) /Pθ ] (CO K总 θ [P(O2 ) /Pθ ]
[P [P
θ 1
2HBr(g)的K1
{P(HBr)/P } K θ θ {P(H2 )/P }{P(Br2 )/P }
而反应(2)、HBr(g)=1/2H2(g)+1/2Br2(g)的K2 为：
{P(H2 )/Pθ }1/2 {P(Br2 /Pθ )}1/2 Kθ 2 {P(HBr)/Pθ }
可见反应K2与K1的关系为：( K2)2 = 1/K1 ∴K2 = (1/ 4×10 - 2)1/2
趋势极大，极完全。 AgI Ag+ + I－
Kc2 = 1/Kc1 =1/1.2 ×1016 << 1 逆反应进行趋势极小，极不完全。
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5、书写K表达式应注意的事项 ①、K表达式中各组分浓度或分压为平衡时 的浓度或分压。 ②、 K的值与反应式的书写形式有关。
例2：
③、对多相反应，其中的纯固体、纯液体及 稀溶液中溶剂的分压（或浓度）均不列入K 表达式中。 ∵它们的相对分压（或浓度）为１。
aA+bB
mD +nE
令定T平衡态，即： △Gm = 0 ，Ci 、Pi 是平衡浓度、平衡分压，则Q=Kθ 。 θ关系代入上式，有 ΔG RTlnK 将Q与K m 利用此定量关系，可通过测定或求出 ΔG 而求出Kθ 。 m
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θ 实例: 将 ΔGm RTlnKθ 代入总式，有： △Gm = - RT ln Kθ + RT ln Q Q 改写 ΔG RTln
ν/(mol· -1·-1) L s
H 2 (g) I 2 (g)
2HI(g)
ν正
ν
逆
5
化学平衡：
在一定条件下，可逆反应处于化学 平衡状态：
ν正= ν逆≠0
特征： （1）系统的组成不再随时间而变。 （2）化学平衡状态是一定条件下反应可进行 的最大限度，是动态平衡。 （3）平衡组成与达到平衡的途径无关。
目录
2
§3.1 化学平衡系统
化学反应的限度 • 1、高炉中的炼铁反应为： Fe2O3+ 3CO = 2Fe+3CO2 2、合成氨反应： 4000 C 30.4 MPaFe 作催化剂 N2+3H2 NH3 N2 转化率最大为65.1% 3、KClO3 = 2KCl + O2
基本概念：1、可逆反应：是在同一条件下能同时向正、
K
θ
其中： c—标准浓度，取值为1mol/L； c (A)—A物质的平衡浓度，也可用[A]等表示； c (A)/c—A物质的相对浓度，量纲为1； K—标准平衡常数，量纲（单位）为1。
c c
(G) (A)
/c
c /c c
θ m θ a
(D)
(B)
/c
/c
θ n
(1)、H2(g)+Br2(g) 2HBr(g) K1 = 4×10-2， 则反应(2)、HBr(g) =1/2H2(g) + 1/2Br2(g)的K2 等于（ ）： A、1/4×10 -2 B、 1/ 4 10 C、4×10 -2 D、2×10-1
2
22
解： 反应(1)、H2(g) + Br2(g) 为： θ 2
def
x
y
2、反应商判据：
Q<K Q= K Q> K 反应正向进行； 系统处于平衡状态； 反应逆向进行。
3 化学平衡与吉布斯自由能
ΔGm ΔG RTlnQ m
经热力学推导，有： 则已定义： 生成物浓度乘积 生成物分压乘积 Q ； 将公式用于给定可逆反应：
反应物浓度乘积 反应物分压乘积
θ θ (CO) θ θ 1/2 (O2 )
θ K1 K 2 θ θ θ 1/2 /P ] [P(CO) /P ] (O2 ) /P ] [P 21
/P ]
θ [P(CO2 ) /Pθ )
2、推论 化学反应的加、减、乘、除分别对盖斯定律有何区别(P)？ 例5：某温度下，反应(1)的标准平衡常数为：
θ b
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2、对气相可逆反应： aA(g) + bB(g) 其标准平衡常数为：
mG(g) + nD(g)
{P(G)/Pθ }m {P(D)/Pθ }n θ K θ a θ b {P(A)/P } {P(B)/P }
其中： P—标准压力，取值100 kPa； P(A)—A物质的平衡分压； P(A)/P—A物质的相对分压，量纲为1； K—标准平衡常数，量纲为1。
3.1.2 实验平衡常数 对于任意可逆反应： aA + bB
。
mG + nD
定T, 平衡时，有： K C
C
C
m (G) a (A )
C C
n (D) b (B)
Kc称为化学反应的浓度平衡常数，即在一定温度下， 可逆反应达到平衡时，生成物的浓度幂的乘积与反 应物的浓度幂的乘积之比是一常数。
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对于气相反应，由于温度一定时，气体的分压与浓 度成正比，可用平衡时气体的分压来代替气态物质 的浓度，这样表示的平衡常数称为压力平衡常数， 用符号KP来表示。 任意可逆气体反应：
G
m
m
K