《第3章 化学平衡》
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16
K1= 0.14 K2 = 67
Co(s)+H2O(g)
3.2 平衡常数及其计算 从反应式看, ②−① = ③ K3 = K2 / K1 = 480 G 的K1，反应 V的K可表 (D) (K1·K2)2
[例] 在一定温度下，已知反应 H G+W 示为： (A) K1/K2 [答案 C 答案] 答案 (B) K2/K1 (C) K1·K2 V 的K2，则反应 H+W
第三章
化学平衡
Reaction Equilibrium
1
第三章
化学平衡
化学反应
1.反应的可能性问题：即化学平衡 反应的可能性问题： 反应的可能性问题 问题（ 问题（一个反应在一定条件下进行 的方向与进行的程度） 的方向与进行的程度） 2.反应的现实性问题：即反应的速 反应的现实性问题： 反应的现实性问题 度问题。 度问题。
2
P CO K= PCO2
[例] Cr2O72- (aq)+H2O(l) 2CrO42-(aq)+2H+(aq)
[CrO4 2- ]2 ⋅ [ H + ]2 K= 2[Cr2O7 ]
15
3.2 平衡常数及其计算 ⑶ 多重平衡规则： 在一个多重反应体系中，将两个（或多个）反应 相加，所得总反应的平衡常数等于这两个（或多 个）反应的平衡常数的乘积。同理，将两个（或 多个）反应相减，所得总反应的平衡常数等于这 两个（或多个）反应的平衡常数之商。 [例] ① CO2+H2 ② CoO(s)+H2 ③ CoO(s)+CO CO+H2O(g) Co(s)+CO2
12
CD d ⋅ CH h = J e f CE ⋅ CF PD d ⋅ PH h = J e f PE ⋅ PF
3.2 平衡常数及其计算 关于书写和应用平衡常数的注意事项： ⑴ 同一化学反应的化学方程式写法不同，其平衡常 数表达式和数值不同。 [例1] [例2] 1 3 N 2 + 3H 2 2 NH 3 N2 + H 2 NH 3 2 2 2 P NH3 PNH3 K1 = K2 = 1 3 PN 2 ⋅ P 3 H 2 P 2 N2 ⋅ P 2 H 2 此处，K1≠K2
K = ∏[
Θ B
Ceq ( B ) C
Θ
vB
]
, Π为连乘符号
式中： Ceq(B) 为反应物或生成物B的平衡浓度； Ceq(B)/CΘ 为组分B的相对平衡浓度；
vB
代表化学反应计量方程式中物质B的化学计量 数（对生成物其为正，对反应物其为负）。
22
3.2 平衡常数及其计算
K = ∏[
Θ B
Ceq ( B) C
19
3.2 平衡常数及其计算 二、标准平衡常数 (Ko) (1) 对于稀溶液中的可逆反应： eE(aq)+fF(aq) 平衡状态时： dD(aq)+hH(aq)
KΘ
CD d CH h ( Θ) ⋅( Θ) C = C CE e CF f ( Θ) ⋅( Θ) C C
式中，各物质的平衡浓度是相对平衡浓度。
KΘ 比较： (1) peq(B)以 atm为单位时，它们的数值相等。 (2) peq(B)以 Pa 或 kPa 为单位并且
∑vB=(d+h)−(e+f)
≠0时, dD+hH）
它们的数值不相等。 （对任一化学反应 eE+fF
27
3.2 平衡常数及其计算 (3) 对于非均相可逆反应，如： CaCO3(s)+2H+ (aq) Ca2+ (aq) +CO2 (g) +H2O(l)
KΘ = P
(
PCO2
Θ
) ⋅ ( CH + C
Θ
CCa2+ C
2 Θ
)
= P
(
PCO2
Θ
) ⋅ [Ca ]
2+
(
)
[ H + ]2
28
3.2 平衡常数及其计算 [例] 反应 Cr2O72−+14H++6Cl−
3+
2Cr3++3Cl2 (g) +7H2O
达到平衡时，其标准平衡常数 KΘ 的表达式为：
8
3.2 平衡常数及其计算 平衡常数的物理意义： 1. 平衡常数是化学反应的特征常数，它只与温度 有关，而与参加反应的各物质的起始浓度无关。 2. 平衡常数的大小是反应进行程度的标志，K值 越大，表示反应正方向进行的程度越大，而逆 方向反应进行的程度越小。反之亦然。
9
3.2 平衡常数及其计算 经验平衡常数(K) 浓度平衡常数 Kc 和压力平衡常数 Kp ： eE+fF dD+hH
20
3.2 平衡常数及其计算 定义:
C Θ = 1 mol ⋅ L-1 (标准物质的量浓度) CD ⋅ CH [ D]d ⋅ [ H ]h Θ K = e = f e f CE ⋅ CF [E] ⋅ [F ]
d h
[注] 经验（浓度）平衡常数KC与其标准平衡常数KΘ 比较，它们的数值相等。
21
3.2 平衡常数及其计算 若以通式表示：
4
3.1 化学反应的可逆性和化学平衡 CO + H2O(g) 起始浓度 0.01
0.01
CO2 + H2
0 0.004 0 (mol·L−1) 0.004 (mol·L−1)
极限浓度 0.006 0.006 此时，V正=V逆
把这种在一定温度下，正、逆反应速率相等，各 物质浓度不再随时间改变的状态，称为化学平衡 状态。 平衡态是封闭体系可逆反应进行的最大限度。
2
3.1 化学反应的可逆性和化学平衡 一、化学反应的可逆性 在一定条件下，一个反应既可按反应方程式从左向 右进行，也可以从右向左进行，这称为可逆反应。 [例] 例 CO+H2O(g) CO2+H2 CO2+H2 CO+H2O(g) CO2+H2 AgCl(s)
催化剂 ∆
写成： 写成：CO+H2O(g) 又如： 又如：Ag++Cl另外： 另外：2KCLO3
Kc的单位为 的单位为(mol·L–1) n ；
△
Kp的单位为(kPa) 的单位为(kPa)
△n
或 (Pa)△n
11
3.2 平衡常数及其计算 将在任意状态下某一化学反应产物浓度（或分压） 的幂的乘积与反应物浓度（或分压）幂的乘积之 比称为浓度商（或分压商），统称为反应商。 eE+fF dD+hH 判据: ⑴ 当 J＜K 时，反应 正方向自发进行； ⑵ 当 J = K 时，反应处于平 衡状态； ⑶ 当 J＞K 时，反应逆方向 自发进行。
CD d × CH h = kc e f CE × CF PD × PH PE e × PF f
d h
= kp
10
K p 与 K c的 关 系
对任一可逆反应： eE +fF dD + hH
K p与K c的关系有：K p = K c ( RT ) ∆n ∆n = ( d + h) − (e + f )
Θ
vB
]
该通式表明：在定温下，当稀溶液中的可逆反应 达到平衡时，反应物和生成物的相对平衡浓度以 化学计量数为指数的幂的乘积 为一个常数。
23
3.2 平衡常数及其计算 (2) 对于气体混合物的可逆反应： eE(g)+fF(g) dD(g)+hH(g)
PD d PH h ( Θ) ⋅ ( Θ) P P KΘ = PE e PF f ( Θ) ⋅ ( Θ) P P
定义: P Θ = 101325 Pa = 101.3kPa (标准压力) 或: P Θ = 100kPa 式中，各物质的平衡分压是相对平衡分压。
24
3.2 平衡常数及其计算 若以通式表示：
vB
K = ∏[
Θ B
peq ( B) p
Θ
]
, Π为连乘符号
式中： peq(B) 为反应物或生成物B的平衡分压； peq(B)/pΘ 为B的相对平衡分压；
[例1] 反应 CO+H2O(g) H2 + CO2 在500℃时，KΘ=9.0，如反应开始时CO和H2O的 浓度都是0.02 mol·L−1，计算该条件下CO的转化率 最大是多少？(p.48)
30
3.2 平衡常数及其计算 [解] 设平衡时有 x mol·L−1的CO2和H2生成。 CO + H2O(g) 初始浓度 0.02 0.02 平衡浓度 0.02−x 0.02−x H2 + CO2 0 x 0 x (mol·L−1)
[ H 2 ] [ CO2 ] Θ K = [ H 2O ] [ CO ]
解得：x = 0.015 mol·L−1 转化率：
x2 即： 9 = 2 (0.02 - x )
0.015 × 100% = 75% 0.02
31
3.2 平衡常数及其计算 产率（或收率）：
平衡时转化为指定产物的某反应物的量 产率= ×100% 该反应物的原始量
13
3.2 平衡常数及其计算 [例] 已知在一定温度下， N2+3H2 K= 50 则在同样条件下反应： 2NH3
NH 3
1 3 N2 + H2 2 2
1 K= 50
14
3.2 平衡常数及其计算 ⑵ 反应中有固体、纯液体参加时，它们的浓度不必 写在平衡关系式中。 [例] CO2(g)+C(s) 2CO(g)
5
3.1 化学反应的可逆性和化学平衡
CO + H2O(g)
CO2 + H2
6
3.1 化学反应的可逆性和化学平衡 化学平衡的特点：“动”、“定”、“变”。 “动”— 动态平衡，正、逆反应仍在继续进行， 只 是V正=V逆。 “定”— 平衡状态下，各物质的浓度不再发生变 化，此时的浓度称为平衡浓度。 “变”— 当外界条件发生改变，则原来的平衡状 态受到破坏，化学平衡发生移动。各物质的含 量发生改变直至达到新的化学平衡。
2KCl+3O2↑
3
3.1 化学反应的可逆性和化学平衡 二、化学平衡 将0.01mol的CO和0.01mol的水蒸气通入体积为1 升的密闭容器中，加热至1200℃，保持温度并经 过相当长时间后，容器中的气体成分含有CO2 和 H2 各为0.004mol，CO和H2O(g)各为0.006mol。 若将反应再进行一段时间，容器中各气体的成分 不再发生改变，即反应在该条件下达到了极限。
7
第二节
平衡常数及其计算
一、化学平衡定律 任一可逆反应: eE+fF
d e h
dD+hH
平衡状态时： [ D ] × [ H ]
[E] ×[F ]
f
=K
平衡常数： 经验平衡常数(K)—由实验直接测定平衡状态时 各组分的浓度或分压而计算得到。 o 标准平衡常数(K )— 由热力学关系式间接推导 求算得到。
[NH 3 ] = KΘ [H 2 ]3 ⋅ [N 2 ]
33
2
3.3 化学平衡的移动
[问题] 其它条件不变,一种反应物的转化率随另一种 反应物的起始浓度不同而不同?
32
第三节 化学平衡的移动 当外界条件改变时，可逆反应从一种平衡状态转 变到另一种平衡状态的过程，叫做化学平衡的移 动。 一、浓度对化学平衡的影响 以合成氨为例：3H2+N2 2NH3 体系处于平衡状态时，V正 = V逆
17
3.2 平衡常数及其计算 ⑷ 平衡常数的大小只能表示反应进行的程度，并不 能说明反应速度的快慢。 ( 一般 K＞105 , 认为反应进行基本完全.) [ ] [例]
2H 2 +O 2 == 2H 2 O K ≈ 10
41
因室温反应速度太慢，该反应在室温下没有准平衡常数 平衡常数： 平衡常数： 经验平衡常数(K)—由实验直接测定平衡状态时 由实验直接测定平衡状态时 经验平衡常数 各组分的浓度或分压而计算得到。 各组分的浓度或分压而计算得到。 标准平衡常数 (Ko)—由热力学关系式间接推导 由热力学关系式间接推导 相对浓度或 求算得到。 反应 反应达到平衡时,以相对浓度 或 相 相对浓度 求算得到 。 (反应 对分压表示的 表示的平衡常数关系式，推导过程在以 对分压 表示的 ， 后物理化学课程介绍) 后物理化学课程介绍
vB
代表化学反应计量方程式中物质B的化学计量 数（对生成物其为正，对反应物其为负）。
25
3.2 平衡常数及其计算
K = ∏[
Θ B
peq ( B) p
Θ
vB
]
该通式表明：在定温下，气体混合物中的可逆反 应达到平衡时，反应物和生成物的相对平衡分压 以化学计量数为指数的幂的乘积为一个常数。
26
3.2 平衡常数及其计算 [注] 经验（压力）平衡常数 KP与其标准平衡常数
[Cr ] 2 PCl2 3 ( Θ ) ( Θ) C Θ P K = 2+ [Cr2O7 ] [ H ] 14 [Cl ] 6 ( )( Θ ) ( Θ ) Θ C C C
29
3.2 平衡常数及其计算 三、有关化学平衡的计算 (平衡)转化率：指平衡时，该反应物已转化了的 量占初始量的百分数。
平衡时某反应物转化的量 转化率= ×100% 反应开始时该反应物的量
K1= 0.14 K2 = 67
Co(s)+H2O(g)
3.2 平衡常数及其计算 从反应式看, ②−① = ③ K3 = K2 / K1 = 480 G 的K1，反应 V的K可表 (D) (K1·K2)2
[例] 在一定温度下，已知反应 H G+W 示为： (A) K1/K2 [答案 C 答案] 答案 (B) K2/K1 (C) K1·K2 V 的K2，则反应 H+W
第三章
化学平衡
Reaction Equilibrium
1
第三章
化学平衡
化学反应
1.反应的可能性问题：即化学平衡 反应的可能性问题： 反应的可能性问题 问题（ 问题（一个反应在一定条件下进行 的方向与进行的程度） 的方向与进行的程度） 2.反应的现实性问题：即反应的速 反应的现实性问题： 反应的现实性问题 度问题。 度问题。
2
P CO K= PCO2
[例] Cr2O72- (aq)+H2O(l) 2CrO42-(aq)+2H+(aq)
[CrO4 2- ]2 ⋅ [ H + ]2 K= 2[Cr2O7 ]
15
3.2 平衡常数及其计算 ⑶ 多重平衡规则： 在一个多重反应体系中，将两个（或多个）反应 相加，所得总反应的平衡常数等于这两个（或多 个）反应的平衡常数的乘积。同理，将两个（或 多个）反应相减，所得总反应的平衡常数等于这 两个（或多个）反应的平衡常数之商。 [例] ① CO2+H2 ② CoO(s)+H2 ③ CoO(s)+CO CO+H2O(g) Co(s)+CO2
12
CD d ⋅ CH h = J e f CE ⋅ CF PD d ⋅ PH h = J e f PE ⋅ PF
3.2 平衡常数及其计算 关于书写和应用平衡常数的注意事项： ⑴ 同一化学反应的化学方程式写法不同，其平衡常 数表达式和数值不同。 [例1] [例2] 1 3 N 2 + 3H 2 2 NH 3 N2 + H 2 NH 3 2 2 2 P NH3 PNH3 K1 = K2 = 1 3 PN 2 ⋅ P 3 H 2 P 2 N2 ⋅ P 2 H 2 此处，K1≠K2
K = ∏[
Θ B
Ceq ( B ) C
Θ
vB
]
, Π为连乘符号
式中： Ceq(B) 为反应物或生成物B的平衡浓度； Ceq(B)/CΘ 为组分B的相对平衡浓度；
vB
代表化学反应计量方程式中物质B的化学计量 数（对生成物其为正，对反应物其为负）。
22
3.2 平衡常数及其计算
K = ∏[
Θ B
Ceq ( B) C
19
3.2 平衡常数及其计算 二、标准平衡常数 (Ko) (1) 对于稀溶液中的可逆反应： eE(aq)+fF(aq) 平衡状态时： dD(aq)+hH(aq)
KΘ
CD d CH h ( Θ) ⋅( Θ) C = C CE e CF f ( Θ) ⋅( Θ) C C
式中，各物质的平衡浓度是相对平衡浓度。
KΘ 比较： (1) peq(B)以 atm为单位时，它们的数值相等。 (2) peq(B)以 Pa 或 kPa 为单位并且
∑vB=(d+h)−(e+f)
≠0时, dD+hH）
它们的数值不相等。 （对任一化学反应 eE+fF
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3.2 平衡常数及其计算 (3) 对于非均相可逆反应，如： CaCO3(s)+2H+ (aq) Ca2+ (aq) +CO2 (g) +H2O(l)
KΘ = P
(
PCO2
Θ
) ⋅ ( CH + C
Θ
CCa2+ C
2 Θ
)
= P
(
PCO2
Θ
) ⋅ [Ca ]
2+
(
)
[ H + ]2
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3.2 平衡常数及其计算 [例] 反应 Cr2O72−+14H++6Cl−
3+
2Cr3++3Cl2 (g) +7H2O
达到平衡时，其标准平衡常数 KΘ 的表达式为：
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3.2 平衡常数及其计算 平衡常数的物理意义： 1. 平衡常数是化学反应的特征常数，它只与温度 有关，而与参加反应的各物质的起始浓度无关。 2. 平衡常数的大小是反应进行程度的标志，K值 越大，表示反应正方向进行的程度越大，而逆 方向反应进行的程度越小。反之亦然。
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3.2 平衡常数及其计算 经验平衡常数(K) 浓度平衡常数 Kc 和压力平衡常数 Kp ： eE+fF dD+hH
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3.2 平衡常数及其计算 定义:
C Θ = 1 mol ⋅ L-1 (标准物质的量浓度) CD ⋅ CH [ D]d ⋅ [ H ]h Θ K = e = f e f CE ⋅ CF [E] ⋅ [F ]
d h
[注] 经验（浓度）平衡常数KC与其标准平衡常数KΘ 比较，它们的数值相等。
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3.2 平衡常数及其计算 若以通式表示：
4
3.1 化学反应的可逆性和化学平衡 CO + H2O(g) 起始浓度 0.01
0.01
CO2 + H2
0 0.004 0 (mol·L−1) 0.004 (mol·L−1)
极限浓度 0.006 0.006 此时，V正=V逆
把这种在一定温度下，正、逆反应速率相等，各 物质浓度不再随时间改变的状态，称为化学平衡 状态。 平衡态是封闭体系可逆反应进行的最大限度。
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3.1 化学反应的可逆性和化学平衡 一、化学反应的可逆性 在一定条件下，一个反应既可按反应方程式从左向 右进行，也可以从右向左进行，这称为可逆反应。 [例] 例 CO+H2O(g) CO2+H2 CO2+H2 CO+H2O(g) CO2+H2 AgCl(s)
催化剂 ∆
写成： 写成：CO+H2O(g) 又如： 又如：Ag++Cl另外： 另外：2KCLO3
Kc的单位为 的单位为(mol·L–1) n ；
△
Kp的单位为(kPa) 的单位为(kPa)
△n
或 (Pa)△n
11
3.2 平衡常数及其计算 将在任意状态下某一化学反应产物浓度（或分压） 的幂的乘积与反应物浓度（或分压）幂的乘积之 比称为浓度商（或分压商），统称为反应商。 eE+fF dD+hH 判据: ⑴ 当 J＜K 时，反应 正方向自发进行； ⑵ 当 J = K 时，反应处于平 衡状态； ⑶ 当 J＞K 时，反应逆方向 自发进行。
CD d × CH h = kc e f CE × CF PD × PH PE e × PF f
d h
= kp
10
K p 与 K c的 关 系
对任一可逆反应： eE +fF dD + hH
K p与K c的关系有：K p = K c ( RT ) ∆n ∆n = ( d + h) − (e + f )
Θ
vB
]
该通式表明：在定温下，当稀溶液中的可逆反应 达到平衡时，反应物和生成物的相对平衡浓度以 化学计量数为指数的幂的乘积 为一个常数。
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3.2 平衡常数及其计算 (2) 对于气体混合物的可逆反应： eE(g)+fF(g) dD(g)+hH(g)
PD d PH h ( Θ) ⋅ ( Θ) P P KΘ = PE e PF f ( Θ) ⋅ ( Θ) P P
定义: P Θ = 101325 Pa = 101.3kPa (标准压力) 或: P Θ = 100kPa 式中，各物质的平衡分压是相对平衡分压。
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3.2 平衡常数及其计算 若以通式表示：
vB
K = ∏[
Θ B
peq ( B) p
Θ
]
, Π为连乘符号
式中： peq(B) 为反应物或生成物B的平衡分压； peq(B)/pΘ 为B的相对平衡分压；
[例1] 反应 CO+H2O(g) H2 + CO2 在500℃时，KΘ=9.0，如反应开始时CO和H2O的 浓度都是0.02 mol·L−1，计算该条件下CO的转化率 最大是多少？(p.48)
30
3.2 平衡常数及其计算 [解] 设平衡时有 x mol·L−1的CO2和H2生成。 CO + H2O(g) 初始浓度 0.02 0.02 平衡浓度 0.02−x 0.02−x H2 + CO2 0 x 0 x (mol·L−1)
[ H 2 ] [ CO2 ] Θ K = [ H 2O ] [ CO ]
解得：x = 0.015 mol·L−1 转化率：
x2 即： 9 = 2 (0.02 - x )
0.015 × 100% = 75% 0.02
31
3.2 平衡常数及其计算 产率（或收率）：
平衡时转化为指定产物的某反应物的量 产率= ×100% 该反应物的原始量
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3.2 平衡常数及其计算 [例] 已知在一定温度下， N2+3H2 K= 50 则在同样条件下反应： 2NH3
NH 3
1 3 N2 + H2 2 2
1 K= 50
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3.2 平衡常数及其计算 ⑵ 反应中有固体、纯液体参加时，它们的浓度不必 写在平衡关系式中。 [例] CO2(g)+C(s) 2CO(g)
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3.1 化学反应的可逆性和化学平衡
CO + H2O(g)
CO2 + H2
6
3.1 化学反应的可逆性和化学平衡 化学平衡的特点：“动”、“定”、“变”。 “动”— 动态平衡，正、逆反应仍在继续进行， 只 是V正=V逆。 “定”— 平衡状态下，各物质的浓度不再发生变 化，此时的浓度称为平衡浓度。 “变”— 当外界条件发生改变，则原来的平衡状 态受到破坏，化学平衡发生移动。各物质的含 量发生改变直至达到新的化学平衡。
2KCl+3O2↑
3
3.1 化学反应的可逆性和化学平衡 二、化学平衡 将0.01mol的CO和0.01mol的水蒸气通入体积为1 升的密闭容器中，加热至1200℃，保持温度并经 过相当长时间后，容器中的气体成分含有CO2 和 H2 各为0.004mol，CO和H2O(g)各为0.006mol。 若将反应再进行一段时间，容器中各气体的成分 不再发生改变，即反应在该条件下达到了极限。
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第二节
平衡常数及其计算
一、化学平衡定律 任一可逆反应: eE+fF
d e h
dD+hH
平衡状态时： [ D ] × [ H ]
[E] ×[F ]
f
=K
平衡常数： 经验平衡常数(K)—由实验直接测定平衡状态时 各组分的浓度或分压而计算得到。 o 标准平衡常数(K )— 由热力学关系式间接推导 求算得到。
[NH 3 ] = KΘ [H 2 ]3 ⋅ [N 2 ]
33
2
3.3 化学平衡的移动
[问题] 其它条件不变,一种反应物的转化率随另一种 反应物的起始浓度不同而不同?
32
第三节 化学平衡的移动 当外界条件改变时，可逆反应从一种平衡状态转 变到另一种平衡状态的过程，叫做化学平衡的移 动。 一、浓度对化学平衡的影响 以合成氨为例：3H2+N2 2NH3 体系处于平衡状态时，V正 = V逆
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3.2 平衡常数及其计算 ⑷ 平衡常数的大小只能表示反应进行的程度，并不 能说明反应速度的快慢。 ( 一般 K＞105 , 认为反应进行基本完全.) [ ] [例]
2H 2 +O 2 == 2H 2 O K ≈ 10
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因室温反应速度太慢，该反应在室温下没有准平衡常数 平衡常数： 平衡常数： 经验平衡常数(K)—由实验直接测定平衡状态时 由实验直接测定平衡状态时 经验平衡常数 各组分的浓度或分压而计算得到。 各组分的浓度或分压而计算得到。 标准平衡常数 (Ko)—由热力学关系式间接推导 由热力学关系式间接推导 相对浓度或 求算得到。 反应 反应达到平衡时,以相对浓度 或 相 相对浓度 求算得到 。 (反应 对分压表示的 表示的平衡常数关系式，推导过程在以 对分压 表示的 ， 后物理化学课程介绍) 后物理化学课程介绍
vB
代表化学反应计量方程式中物质B的化学计量 数（对生成物其为正，对反应物其为负）。
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3.2 平衡常数及其计算
K = ∏[
Θ B
peq ( B) p
Θ
vB
]
该通式表明：在定温下，气体混合物中的可逆反 应达到平衡时，反应物和生成物的相对平衡分压 以化学计量数为指数的幂的乘积为一个常数。
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3.2 平衡常数及其计算 [注] 经验（压力）平衡常数 KP与其标准平衡常数
[Cr ] 2 PCl2 3 ( Θ ) ( Θ) C Θ P K = 2+ [Cr2O7 ] [ H ] 14 [Cl ] 6 ( )( Θ ) ( Θ ) Θ C C C
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3.2 平衡常数及其计算 三、有关化学平衡的计算 (平衡)转化率：指平衡时，该反应物已转化了的 量占初始量的百分数。
平衡时某反应物转化的量 转化率= ×100% 反应开始时该反应物的量