无机化学 熵化学平衡
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)
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
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。
《无机化学》第三章 化学反应的方向和化学平衡
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。
无机化学--第3章化学平衡
（1）经验平衡常数（实验平衡常数）：
Kc , Kp, Kx, K杂 例1：Cr2O72-(aq) + H2O (l) = 2 CrO42- (aq) + 2 H+ (aq)
Kc = ([CrO42-]2 [H+]2) / [Cr2O72- ] = 2.0 × 105 (mol·dm-3 )3 有量纲!
只能用Kr（或 Kø）。
2019/10/29
课件
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（四）化学平衡的特点：
1.封闭体系、恒温，才可建立平衡； 2.动态平衡，净反应为零。 3.平衡状态是封闭体系中可逆反应进行
的最大限度。 4.反应条件（温度、压力、浓度）改变
时，平衡将发生移动；但只有温度改变， 平衡常数K值才改变。
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三、与“平衡常数”有关的计算（续）
与平衡常数有关的其他计算： 求平衡常数值；
(△n = d + e - a - b)
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（三）经验平衡常数与相对平衡常数（续）
对于气相反应：a A(g) + b B(g) = d D(g) + e E(g) 相对压力平衡常数为 Kpr = ( [pDr ]d [pEr ]e) / ( [pAr ]a [pBr ]b)
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计量系数 次方的乘积之比，为一常数，称为“平衡常数”。
符号：K 。这一规律称为“化学平衡定律”。
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（二）平衡常数（续）
2. 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。
无机化学化学平衡的基本原理与应用概述
无机化学化学平衡的基本原理与应用概述引言无机化学中的化学平衡是研究化学反应速率和化学平衡状态的重要原理之一。
化学平衡的基本原理可以帮助我们了解反应体系的动态过程、确定反应机制以及控制反应条件。
本文将概述无机化学化学平衡的基本原理及其在实际应用中的意义。
一、化学平衡的基本原理无机化学平衡是指在封闭体系中，反应物与生成物浓度达到一定比例，而反应速率达到动态平衡的状态。
根据化学平衡的基本原理，我们可以得出以下几点：1. 反应速率与反应物浓度的关系根据速率方程和反应物浓度的关系，我们可以确定反应速率与浓度的函数关系。
例如，在AB反应中，速率与反应物A、B的浓度分别按照其反应级数的幂次关系相关联。
2. 动态平衡的达成在反应过程中，反应物被转化成生成物，同时生成物亦会逆向反应转变为反应物。
当反应物与生成物浓度之间的比例达到一定值时，反应体系达到动态平衡状态。
这意味着正向反应和逆向反应的速率相等，反应体系的浓度不再随时间发生变化。
3. 平衡常数的定义与意义平衡常数是用来描述化学平衡体系中反应物与生成物浓度之间的关系的数学量。
它是反应物浓度与生成物浓度的比值的乘积，并由化学方程式中的反应物和生成物的系数决定。
平衡常数的大小可以反映反应体系反应偏向于正向反应还是逆向反应的趋势。
二、化学平衡的应用无机化学化学平衡的基本原理在实际应用中具有重要的意义。
以下是几个常见的应用领域：1. 酸碱平衡酸碱反应是化学平衡原理在无机化学中的重要应用之一。
例如，弱酸与弱碱溶液的中和反应中，通过调节反应物浓度可以实现溶液的酸碱中和以及pH值的调节。
2. 氧化还原反应氧化还原反应中，电子的转移是平衡反应发生的主要机制。
通过调节氧化剂和还原剂的浓度，可以控制反应体系中氧化还原反应的方向和速率。
3. 沉淀反应沉淀反应中，通过调节反应物浓度可以控制或限制沉淀物的形成。
这一原理在无机分离和分析中有重要的应用，使得我们可以根据沉淀物的生成来判断某种离子的存在与浓度。
大一无机化学课件第三章化学平衡
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》课件——第4章第2节化学平衡
1.NH4Cl(s)
NH3(g)+HCl(g)
2.3H2(g)+N2(g)
2NH3(g)
3.N2H4(l) 4.H2O
N2(g)+2H2(g) H++O15H-
5.Ag2S(s)+H2(g)
2Ag(s)+H2S(g)
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二、化学平衡常数
❖ 化学平衡常数是可逆反应的特征常数，它表示在 一定条件下，可逆反应进行的程度。K值越大，表 明在一定条件下反应物转化为生成物的程度越大 ； K值越小，表明在一定条件下反应物转化为生 成物的程度越小。所以，从K值的大小，可以推断
❖ 由于催化剂能同等程度地改变正反应和逆反应的 速率，因此它对化学平衡的移动没有影响。但因
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为它能大大缩短反应达到平衡的时间，所以在工 业生产中广泛使用催化剂来提高生产效率。
34
【课堂互动】
1.N2与H2反应合成NH3是一个可逆反应，其热化学方 程式为：
N2(g)＋3H2(g)
2NH3(g) △H＝－92.4kJ·mol－1
A. 升高温度 B. 增大体系压强
C. 增大c(N2) D. 容器体3积6 增大
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【课堂互动】
1. 压强变化不会使下列化学反应的平衡发生移动的 是( A )
A. H2(g)+I2(g) 2HI(g)
B. 3H2(g)+N2(g) 2NH3(g)
C. 2SO2(g)+O2(g) D. C(s)+CO2(g)
❖1． 可逆反应 ❖ 只能向一个方向进行到底的反应叫做不可逆反应. ❖ 如：
2KClO3 MnO2 2KCl + 3O2↑
❖像这种实际上只能向一个6 方向进行到底的反应叫 做不可逆反应。
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 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。
无机化学第四章 化学平衡
4.1.4
4.1.1
c / mol L
1
化学平衡的基本特征
υ 正 × 10
7.60 1.20 0.345
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大多数化学反应都是可逆的.例如:
t/s 0
H2 (g) + I 2 (g)
0.0100
2HI(g)
0
mol L s
1
υ 逆 × 10 7
1
0.0100
0 2.04 3.43
2000 0.00397 0.00397 0.0121 4850 0.00213 0.00213 0.0157
化学平衡: 在一定条件下,可逆反应处于化学 平衡状态:
υ正 = υ 逆 ≠ 0
特征: (1)系统的组成不再随时间而变. (2)化学平衡是动态平衡. (3)平衡组成与达到平衡的途径无关.
4.1.2
标准平衡常数表达式
H 2 (g) + I 2 (g) 2HI(g)
对于气相反应:
[ p ( HI ) / p ] 2 K = [ p ( H 2 ) / p ][ p ( I 2 ) / p ]
100.0kPa
§4.2 标准平衡常数的应用
4.2.1 判断反应的程度 4.2.2 预测反应的方向 4.2.3 计算平衡的组成
4.2.1 判断反应的程度
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.
4.2.2 预测反应的方向
若反应开始时,GeO和W2O6 的分压均 为100.0kPa,平衡时 GeWO4 (g) 的分压为 98.0kPa.求平衡时GeO和W2O6的分压以及 反应的标准平衡常数.
大专无机化学教案化学平衡
大专无机化学教案-化学平衡教案章节：一、化学平衡基本概念1.1 平衡态的定义1.2 平衡态的表示方法1.3 可逆反应与不可逆反应二、平衡常数2.1 平衡常数的定义2.2 平衡常数的计算2.3 平衡常数与反应进行程度的关系三、平衡移动原理3.1 勒夏特列原理3.2 勒夏特列原理的应用3.3 平衡移动与反应条件的关系四、化学平衡的计算4.1 平衡常数表达式4.2 三段法求平衡浓度4.3 平衡常数与反应物转化率的关系五、实际应用举例5.1 工业合成氨的平衡计算5.2 酸碱滴定的平衡计算5.3 气相色谱法的平衡计算教学目标：1. 理解化学平衡的基本概念，掌握平衡态的表示方法。
2. 掌握平衡常数的定义和计算方法，了解平衡常数与反应进行程度的关系。
3. 理解平衡移动原理，学会运用勒夏特列原理分析和解决实际问题。
4. 学会使用三段法求解化学平衡浓度，了解平衡常数与反应物转化率的关系。
5. 通过对实际应用实例的分析，提高学生运用化学平衡知识解决实际问题的能力。
教学方法：1. 采用讲授法，系统讲解化学平衡的基本概念、平衡常数、平衡移动原理和平衡计算方法。
2. 利用案例分析和讨论，让学生深入了解平衡移动原理在实际应用中的作用。
3. 借助于实验和实践，让学生掌握三段法求解化学平衡浓度的技巧。
4. 运用多媒体教学手段，直观地展示化学平衡的相关概念和原理。
教学内容：一、化学平衡基本概念1.1 平衡态的定义：在一个封闭系统中，正反两个方向的反应速率相等，系统中各种物质的浓度或含量不再发生变化的状态。
1.2 平衡态的表示方法：用化学方程式和反应条件表示平衡态，如：N2(g) + 3H2(g) ⇌2NH3(g)。
1.3 可逆反应与不可逆反应：在平衡态下，可逆反应可以正反两个方向进行，而不可逆反应只能单向进行。
二、平衡常数2.1 平衡常数的定义：平衡常数K是反应物浓度与其物浓度之比的乘积的幂次方根。
2.2 平衡常数的计算：K = [NH3]^2 / ([N2] [H2]^3)。
无机化学课件：第四章化学平衡熵和Gibbs函数
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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
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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
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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
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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 第四章 化学平衡
第一节 平衡常数
例如： (1)C(gra)+ O2(g) ⇌ CO2(g) (2)CO(g)+ 1/2O2(g) ⇌ CO2(g) (3)C(gra)+ 1/2O2(g) ⇌ CO (g)
K1 △rGm,1 K2 △rGm,2 K3 △rGm,3
△rGm,1 = △rGm,2 + △rGm,3
K1= K2 × K3
无机化学
第四章 化学平衡
Chapter4: Chemical equilibrium
内容提要
第一节 平衡常数 第二节 化学平衡的移动
第一节 平衡常数
一、 化学反应的可逆性和化学平衡
可逆反应：在相同条件下，既能向某一方向又 能向相反方向进行的反应。 化学平衡： 在可逆反应中正逆反应速率相等时， 体系各组份的相对量不随时间而改变的状态。 化学平衡特点： ★ 各物质的浓度或分压不再发生变化，反应 达到动态平衡； ★ 平衡条件破坏后，平衡会发生移动。 ★ 物质浓度或分压的幂的乘积比值为常数。
第二节 化学平衡的移动
（二）压力对化学平衡的影响 压力的变化对液相和固相反应的平衡几乎没有影 响。
对于任意气相反应： aA + bB ⇌ dD + eE 1、改变气体分压
增加反应物的分压或减小产物的分压，将使Q＜ Kθ，则 △rGm ＜0， 平衡正向移动。反之，平衡 逆向移动.
第二节 化学平衡的移动
★ 正、逆反应的Kθ互为倒数。即K正θ· K逆θ＝1
第一节 平衡常数
（1）2N2O4(g) ⇌ 4NO2(g) N2O4(g) ⇌ 2NO2(g)
K
1
p = p
NO2
p
N 2O4
p
化学平衡的熵变与自由能的计算
化学平衡的熵变与自由能的计算化学平衡是指在闭合系统中，各物质的反应速率相互抵消，达到稳定状态的过程。
在化学平衡中，熵变与自由能的计算是很重要的。
下面将介绍熵变和自由能的概念，以及如何计算它们。
一、熵变的概念和计算熵是描述系统的无序程度的物理量，由热力学第二定律引入。
熵的变化可以用ΔS表示。
在化学反应中，ΔS可以通过计算产物的熵和反应物的熵之差来得到。
ΔS = ΣS产物 - ΣS反应物其中，ΣS表示对所有物质求和。
每种物质的熵可以通过查找熵表获得。
需要注意的是，当物质的物态（如气体、液体、固体）不变时，其熵值可认为是常数。
二、自由能的概念和计算自由能是描述系统可用能量的物理量，由吉布斯引入。
自由能变化可以用ΔG表示。
在化学反应中，ΔG可以通过计算产物的自由能和反应物的自由能之差来得到。
ΔG = ΣG产物 - ΣG反应物其中，ΣG同样表示对所有物质求和。
每种物质的自由能可以通过查找自由能表获得。
需要注意的是，自由能的正负值与反应的方向相关。
当ΔG为负时，反应向正向进行；当ΔG为正时，反应向逆向进行；当ΔG为零时，反应处于平衡状态。
三、熵变和自由能的关系熵变与自由能变化的关系由以下方程给出：ΔG = ΔH - TΔS其中，ΔH表示焓变，T表示温度。
这个方程是根据吉布斯自由能函数的定义推导出来的。
从这个方程可以看出，当ΔH（焓变）为负时，ΔS（熵变）为正，反应是自发进行的。
当ΔH为正时，ΔS为负，反应是不自发进行的。
当ΔH和ΔS都为正或者都为负时，需要根据温度的影响来判断反应的自发性。
四、示例：气相反应的熵变和自由能的计算假设有以下气相反应：N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)我们可以查找熵表，得到每种物质的熵值：ΔS(N2) = 191.6 J/(mol·K)ΔS(H2) = 130.7 J/(mol·K)ΔS(NH3) = 192.4 J/(mol·K)根据熵变的计算公式，可以得到该反应的熵变：ΔS = (2 × ΔS(NH3)) - (ΔS(N2) + 3 × ΔS(H2))= (2 × 192.4 J/(mol·K)) - (191.6 J/(mol·K) + 3 × 130.7 J/(mol·K)) = -198.1 J/(mol·K)同样地，我们可以查找自由能表，得到每种物质的自由能：ΔG(N2) = 0ΔG(H2) = 0ΔG(NH3) = -16.6 kJ/mol根据自由能的计算公式，可以得到该反应的自由能变化：ΔG = (2 × ΔG(NH3)) - (ΔG(N2) + 3 × ΔG(H2))= (2 × -16.6 kJ/mol) - (0 + 3 × 0)= -33.2 kJ/mol根据ΔG与反应方向的关系，可以判断该反应是向正向进行的。
大学无机化学课件化学平衡
大学无机化学课件化学平衡一、教学内容本节课的教学内容主要来自大学无机化学课件，章节为化学平衡。
化学平衡是指在封闭系统中，正反两个化学反应的速率相等时，系统的各组分浓度保持不变的状态。
具体内容包括：1. 平衡常数的概念及其表达式；2. 平衡常数的计算和应用；3. 影响化学平衡的因素，如温度、压力、浓度等；4. 平衡移动原理及其在实际问题中的应用。
二、教学目标1. 让学生理解化学平衡的概念，掌握平衡常数的表达式和计算方法；2. 使学生了解影响化学平衡的因素，能运用平衡移动原理解决实际问题；3. 培养学生的实验操作能力和观察能力，提高学生的科学思维能力。
三、教学难点与重点重点：平衡常数的表达式和计算方法，影响化学平衡的因素，平衡移动原理的应用。
难点：平衡常数的计算，平衡移动原理在实际问题中的运用。
四、教具与学具准备教具：多媒体课件、黑板、粉笔、实验器材。
学具：笔记本、课本、实验报告册。
五、教学过程1. 实践情景引入：以一段实际生产过程中的化学平衡问题为例，引导学生思考化学平衡的概念及其重要性。
2. 知识讲解：讲解平衡常数的定义、表达式及计算方法，通过示例让学生理解并掌握。
3. 影响因素分析：讨论温度、压力、浓度等因素对化学平衡的影响，引导学生运用所学知识分析实际问题。
4. 平衡移动原理：讲解平衡移动原理，让学生了解其在实际问题中的应用。
5. 例题讲解：选取典型例题，分析解题思路，引导学生运用平衡常数和平衡移动原理解决问题。
6. 随堂练习：让学生在课堂上完成练习题，巩固所学知识。
7. 实验操作：组织学生进行实验，观察并记录实验现象，培养学生的实验操作能力和观察能力。
六、板书设计1. 平衡常数的表达式2. 影响化学平衡的因素3. 平衡移动原理及应用七、作业设计N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g)2. 分析下列实际问题：某工厂生产氨气，反应为 N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g)。
在生产过程中，如何调整温度和压力以提高氨气的产量？八、课后反思及拓展延伸1. 课后反思：本节课的教学效果如何？学生对平衡常数、平衡移动原理的理解和掌握程度如何？是否需要针对性地进行辅导？2. 拓展延伸：让学生查阅相关资料，了解化学平衡在实际生产中的应用，如化肥生产、合成橡胶等。
化学反应中的化学平衡和熵变
化学反应中的化学平衡和熵变化学反应是物质转化的过程，其中包含了许多复杂的化学变化。
化学平衡和熵变是化学反应中两个重要的概念，它们对于理解反应的进行和推测反应的趋势具有重要的意义。
一、化学平衡化学平衡是指在封闭系统中，反应物和生成物之间的反应速率相等，反应物和生成物的浓度保持不变的状态。
在化学平衡中，反应物和生成物之间的化学反应仍然在进行，但是反应速率的正反两个方向相互抵消，导致反应物和生成物的浓度保持不变。
化学平衡的达成需要满足两个条件：一是反应物和生成物浓度达到一定的数值，二是反应物和生成物之间的反应速率相等。
当反应物和生成物浓度达到一定的数值时，反应速率的正反两个方向都会有一定的速率，但是由于速率相等，不会导致浓度的变化。
这种动态的平衡状态称为化学平衡。
化学平衡的特点是：反应物和生成物的浓度保持不变，但是反应仍然在进行。
这种动态平衡的状态可以通过平衡常数来描述。
平衡常数是在给定温度下，反应物和生成物浓度的比例的平衡值。
平衡常数越大，说明反应物转化为生成物的趋势越强，反之则反应物趋于占优势。
二、熵变熵是描述系统无序程度的物理量，熵变则是指在化学反应中系统熵的变化。
熵变可以用来描述反应的自发性和方向性。
根据热力学第二定律，自然界的系统趋向于增加熵。
在化学反应中，如果系统的熵增大，则说明反应是自发进行的；相反，如果系统的熵减小，则说明反应是不自发的，需要外界施加能量才能进行。
熵变的正负与反应的自发性和方向性密切相关。
化学反应中的熵变可以通过反应前后系统的状态数目的变化来描述。
当反应物转化为生成物时，原子、分子或离子的排列方式发生了变化，系统的状态数目增加，熵增大。
反之，当生成物转化为反应物时，系统的状态数目减少，熵减小。
三、化学平衡和熵变的关系化学平衡和熵变是密切相关的。
在化学平衡达成的状态下，系统的熵变为零。
这是因为在化学平衡时，反应物和生成物的浓度保持不变，系统的状态数目也不发生变化，所以熵变为零。
熵增定律和无机化学
熵增定律和无机化学案例一：熵增定律熵增定律是克劳修斯提出的热力学定律，克劳修斯引入了熵的概念来描述这种不可逆过程，即热量从高温物体流向低温物体是不可逆的，其物理表达式为:S =∫dQ/T或ds = dQ/T。
一．定律内容克劳修斯引入了熵的概念来描述这种不可逆过程。
在热力学中，熵是系统的状态函数，它的物理表达式为:S =∫dQ/T或ds = dQ/T其中，S表示熵，Q表示热量，T表示温度。
该表达式的物理含义是:一个系统的熵等于该系统在一定过程中所吸收(或耗散)的热量除以它的绝对温度。
可以证明，只要有热量从系统内的高温物体流向低温物体，系统的熵就会增加: S =∫dQ1/T1+∫dQ2/T2假设dQ1是高温物体的热增量，T1是其绝对温度;dQ2是低温物体的热增量，T2是其绝对温度，则:dQ1 = -dQ2，T1>T2于是上式推演为:S = |Q2/T2|-|Q1/T1| > 0这种熵增是一个自发的不可逆过程，而总熵变总是大于零。
二.孤立系统孤立系统总是趋向于熵增，最终达到熵的最大状态，也就是系统的最混乱无序状态。
但是，对开放系统而言，由于它可以将内部能量交换产生的熵增通过向环境释放热量的方式转移，所以开放系统有可能趋向熵减而达到有序状态。
熵增的热力学理论与几率学理论结合，产生形而上的哲学指导意义:事物的混乱程度越高，则其几率越大。
现代科学还用信息这个概念来表示系统的有序程度。
信息本来是通讯理论中的一个基本概念，指的是在通讯过程中信号不确定性的消除。
后来这个概念推广到一般系统，并将信息量看作一个系统有序性或组织程度的量度，如果一个系统有确定的结构，就意味着它已经包含着一定的信息。
这种信息叫做结构信息，可用来表示系统的有序性;结构信息量越大，系统越有序。
因此，信息意味着负熵、反熵增或熵减。
案例二：无机化学无机化学是研究无机化合物的化学，是化学领域的一个重要分支。
通常无机化合物与有机化合物相对，指多数不含C-H键的化合物，因此碳氧化物、碳硫化物、氰化物、硫氰酸盐、碳酸及碳酸盐、碳硼烷、羰基金属等都属于无机化学研究的范畴。
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对于放热反应，温度升高，K 减小
§3 平衡常数与平衡表述
3.1 化学平衡的基本特征 3.2 标准平衡常数表达式 3.3 标准平衡常数的实验测定 3.4 标准平衡常数的应用 3.5 化学平衡的移动
3.1 化学平衡的基本特征
mol L1 s1
t/s H2 (g) I2 (g) 2HI(g)
k
R NA
8.314J mol 1 K1 6.022 1023 mol 1
1.3806 10-23 J K1
2.1.4 热力学第三定律和标准熵
1. 热力学第三定律
1906年，W.H. Nernst ［德］提出，经Max Planck ［德］和G.N. Lewis ［美］等改进
2 分子 (4位置)
系 微观粒子 位置
统
数
数
(1)
3
3
微观状态 数
1
(2)
3
4
4
(3)
2
4
6
粒子的活动范围愈大，系统的微观状 态数愈多，系统的混乱度愈大。
3. 熵与微观状态数
1878年L.Boltzman提出了熵与微观状态 数的关系
S = k lnΩ (W)
S--熵，Ω--微观状态数 k-- Boltzman常量
K
或rGm T RT ln J
2. 标准平衡常数 K
对于气相反应 H2 (g) I2 (g) 2HI(g )
K（ T）
[
[ peq peq (H2 ) /
(HI) / p ]2 p ][ peq (I2 )
/
p
]
对于溶液中的反应
Sn2+(aq)+2Fe3+(aq) Sn4+ (aq)+2Fe2+(aq)
对于一般化学反应 0= νBB ΔrGm 298.15K = νBΔfGm B，相，298.15K
如果T=298.15K
ΔrGm T =ΔrHm 298.15K -298.15K×ΔrSm 298.15K
如果为任一温度T
ΔrGm T =ΔrHm T -TΔrSm T ΔrHm T ΔrHm 298.15K ，ΔrSm T ΔrSm 298.15K ΔrGm T =ΔrHm 298.15K -TΔrSm 298.15K
用ΔrG（m T）能判断标准状态下反应的方向。
2.2.3 Gibbs函数与化学平衡
1. 等温方程式
rGm T rGm T RT ln J
反应达到平衡时，rGm (T ) 0，J K
rGm T RT ln K T
将此式代入前式得 :
rGm T RT ln K RT ln J
Sm CH3OCH3,g Sm CH3CH2OH ,g
2.1.5 反应熵变和热力学第二定律
1. 化学反应熵变的计算
对于一般化学反应： 0=ΣνBB
r Sm T, K
根据状态函数的特征，利用标准摩尔熵， 可以计算298.15K时的反应的标准摩尔熵变
rSm 298.15K BSm B，相态，298.15K
反应是自发的，能正向进行； 反应是非自发的，能逆向进行； 反应 处于平衡状态。
G 与 H、S
G H TS
1 H 0, S 0, G 0
在所有温度下，反应能正向进行
2 H 0, S 0
高温时，反应正向进行
3 H 0, S 0
低温时，反应正向进行
纯物质完整有序晶体在 0 K时的熵值 为零
S *（完整晶体，0 K）= 0
2. 标准摩尔熵
纯物质完整有序晶体的温度变化 0K T K △S = ST - S 0 = ST
ST -- 规定熵（绝对熵） 在某温度T 和标准压力下，单位物质的量的 某纯物质B的规定熵称为B的 标准摩尔熵。
符号 Sm B，相态，T 单位：J mol 1 K 1
1. 标准摩尔生成Gibbs函数定义
在温度 T K下，由参考状态的单质生成物质B （且νB =+1时）化学反应标准摩尔Gibbs函数（变）， 称为物质B的标准摩尔生成 Gibbs 函数
f Gm B，相态，T f Gm 参考态单质，T 0
2. 用ΔfGm B，相，T 计算ΔrGm
r Sm 0, 有利于反应正向自发进行
2 热力学第二定律
在任何自发过程中，系统和环境的 熵变化之和是增加的
S S S 0
总
系统
环境
S 0 自发变化 总
S 0 非自发变化 总
S 0 平衡状态 总
应用不方便
§2.2 Gibbs函数与判据
2.2.1 Gibbs函数 2.2.2 标准摩尔生成Gibbs函数 2.2.3 Gibbs函数与化学平衡
T
ln
K
T
r
H
m
T
r Sm
T
RT
R
（1）作图式
ln
K
T
r
H
m
298K
r Sm
298K
RT
R
ln K T —1/ T
（2）解析式
ln K T r Hm T rSm T
RT
R
当温度为T1时，ln
随反应的进行， c (H2)，c (I2)减小，正反应速率减小， c (HI)增大，逆反应速率增大
某一时刻，正反应速率=逆反应速率，系统组成不变，达 到平衡状态
化学平衡
一定条件下，可逆反应处于化学平衡状态
正 逆 0
特征：
（1）系统的组成不再随时间而变。 （2）化学平衡是动态平衡。 （3）平衡组成与达到平衡的途径无Biblioteka 。rH
m
298K
r Sm 298K
例如：CaCO3 s CaO s CO2 g
178.32kJ mol-1 T分解 160.6J mol-1K-1 1110K
2.2.2 标准摩尔生成Gibbs函数
rGm r Hm Tr Sm 化学反应的标准摩尔Gibbs函数〔变〕
4 H 0, S 0
在所有温度下反应不能正向进行
3. 反应方向转变温度的估算
rGm r Hm T r Sm
如果忽略温度, 压力对r Hm，r Sm的影响，则
r Gm
r
H
m
298K T r Sm
298K
当rGm 0时，
T转
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
微观状态数
3 分子 (4位置)
3 分子 (3位置)
2.2.1 Gibbs函数
1. Gibbs函数定义 G H TS G H TS
G：Gibbs函数（Gibbs自由能） G 是状态函数， 单位: kJ.mol-1
2. 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。
G 0 G 0 G 0
(T ) ceq K ceq
Sn 4 Sn 2
/c ceq /c ceq
Fe2 Fe3
/c
2
/c 2
3. 反应商 J
对于气相反应 H2 (g) I2 (g) 2HI(g )
[ p(HI) / p ]2 J [ p(H2 ) / p ][ p(I2 ) / p ]
§2.1 自发变化和熵
2.1.1 自发变化 2.1.2 焓和自发变化 2.1.3 混乱度、熵和微观态数 2.1.4 热力学第三定律和标准熵 2.1.5 化学反应熵变和热力学第二定律
2.1.1 自发变化
水从高处流向低处 热从高温物体传向低温物体 铁在潮湿的空气中锈蚀 锌置换硫酸铜溶液反应
对于溶液中的反应
Sn2+(aq)+2Fe3+(aq) Sn4+ (aq)+2Fe2+(aq)
J c Sn4 c Sn2
/c c Fe2 /c c Fe3
/c
2
/c 2
4. Gibbs函数变判据与反应商判据
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
2. 混乱度与熵
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
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
40kJ mol1 rGm 40kJ mol1 必须用rGm判断反应方向。
5. Van’t Hoff 方程式
由rGm
T
r
H
m
T
T
r
Sm
T
和rGm T RT ln K T 得
RT
ln
K
T
r
H
m
T
T r Sm
J K J K J K
rGm 0 rGm 0 rGm 0