化学平衡
什么是化学平衡如何表示化学平衡
什么是化学平衡如何表示化学平衡化学平衡是指在一个封闭系统中，反应物与生成物之间的转化速率相等的状态。
在化学反应进行中，两种相互转化的反应物浓度会逐渐达到一个稳定的平衡状态，此时反应速度总体上保持不变。
化学平衡的达成需要满足以下条件：1. 封闭系统：反应物和生成物在一个密封的容器中，不与外部环境发生物质的交换。
2. 反应物浓度：反应物浓度必须达到一定的水平，以便发生足够多的反应。
3. 动态平衡：反应物和生成物之间的反应仍在进行，但是反应速率相等，不再产生净反应物或生成物。
化学平衡的表示方式主要有两种：化学方程式和化学平衡常数。
1. 化学方程式：化学方程式是表示化学反应的一种方式，包括反应物和生成物之间的化学式以及它们之间的反应条件。
在化学平衡下，反应物与生成物之间的摩尔比例保持恒定，反应物和生成物的化学式在方程式中以系数的形式表示。
例如，反应物A和B生成生成物C和D的化学平衡反应可以用以下化学方程式表示：A +B ⇌C + D2. 化学平衡常数：化学平衡常数是表示化学反应达到平衡时反应物和生成物之间的摩尔比例的数值。
化学平衡常数用K表示，根据反应式中物质的浓度来计算。
对于一般的反应方程式 aA + bB ⇌ cC + dD，其化学平衡常数K的表达式为：K = [C]^c [D]^d / [A]^a [B]^b式中的方括号表示物质的浓度，上标表示反应物或生成物的物质系数。
化学平衡常数K的数值可以告诉我们反应物与生成物之间的相对浓度，以及反应的偏向性。
当K大于1时，表示在平衡状态下生成物浓度较高，反应向右偏；当K小于1时，表示在平衡状态下反应物浓度较高，反应向左偏；当K等于1时，表示反应物和生成物的浓度相等，反应处于平衡状态。
化学平衡的理解对于理解和掌握化学反应的性质和行为非常重要。
通过对化学平衡的研究，可以预测化学反应的趋势、优化反应条件，并在工业生产和实验室研究中得到应用。
化学平衡的原理与应用
化学平衡的原理与应用化学平衡是化学反应中重要的概念，它描述了反应物和生成物之间的相对浓度达到恒定状态的情况。
在化学平衡中，反应物和生成物的浓度不再发生明显变化，但是反应仍然在进行。
本文将介绍化学平衡的原理以及它在化学领域的应用。
一、化学平衡的原理1. 反应速率与反应物浓度的关系化学反应速率与反应物浓度密切相关。
反应物浓度越高，反应速率越快；当反应物浓度低时，反应速率变慢。
这是因为在反应物浓度较高时，分子之间的碰撞频率增加，有效碰撞的可能性也增加，从而加快了反应速率。
当反应物浓度逐渐减少，有效碰撞的概率也减小，导致反应速率下降。
2. 正向反应与逆向反应在一个化学反应中，正向反应是指反应物转变为生成物的反应，而逆向反应是指生成物再次转变为反应物的反应。
正向反应和逆向反应同时进行，直到达到一种动态平衡状态。
在平衡状态下，正向反应和逆向反应的速率相等。
3. 平衡常数平衡常数用于描述在恒定温度下，反应物的浓度与生成物的浓度之间的关系。
平衡常数的大小反映了反应的偏向性。
平衡常数越大，说明反应向生成物方向偏向；平衡常数越小，说明反应向反应物方向偏向。
平衡常数只与反应物浓度有关，与反应物初始浓度无关。
二、化学平衡的应用1. 化学平衡在工业生产中的应用化学平衡的理论对工业生产过程中的化学反应起着重要作用。
通过调整反应物的浓度或者温度，可以控制反应的平衡位置，提高产品产率。
例如，醋酸乙酯的合成反应中，通过控制乙酸和乙醇的浓度，可以增加反应生成物的产量。
2. 化学平衡在环境保护中的应用化学平衡的原理也应用于环境保护领域。
例如，大气中氮氧化物的浓度会影响酸雨的形成。
通过调整氮氧化物的浓度，可以控制酸雨的生成，减少对环境的污染。
3. 化学平衡在生物体内的应用生物体内许多重要的生化反应都是处于平衡状态下进行的。
例如，在人体内的呼吸过程中，氧气与血红蛋白反应生成氧合血红蛋白，同时氧合血红蛋白也会解离释放出氧气。
这个平衡状态的维持对于人体的正常生理功能至关重要。
化学平衡状态及化学平衡
等比平衡
化学平衡中的 图像问题
注意：解答图像题思路
讨论1：下列图象中，不能表示可逆反应 A2 (g) + 3B2 (g) v
v逆
v正
2AB3 (g) （正反应放热）平衡体系的是（ D ） aA2 100atm 10atm 1atm T
A
AB3%
T
A2%
B
400℃ 500℃ 600℃ C P D
100℃ 200℃
t
讨论2：现有反应A2+B2
2AB；在温度和压强可变条件下，产物AB的生成情况如
图所示：a为500 ℃，b为300 ℃，从t3开始压缩容器，则下列叙述正确的是（ A ）
A. AB为气体，A2、B2中必有一种为非气体；正反应放热 B. A2、B2、AB均为气体；正反应吸热 C. AB为固体，A2、B2中必有一种为非气体；正反应放热
V正 ＝ V逆
一定时 间
′ ＝V ′ V正 逆
①研究对象：是已经建立平衡状态的体系。 ②移动原因：化学平衡为动态平衡，外界条件的改变能引起速率的 相应 ③移动标志：各组成成分的百分含量发生了变化 变化。 ④移动方向： V正 ＞ V逆 V正 ＝ V逆 V正 ＜ V逆 原平衡 向右移动 不移动 向左移动
化 学 平 衡 的 移 动
3、温度对化学平衡的影响： 规律：在其他条件不变时，升高温度，平衡向吸热 方向移动；降低温度，平衡向放热方向移动。 图解：
V ′ V吸 ′ V放 V ′ V放 ′ V吸
t
t
化 学 平 衡 的 移 动
4、催化剂： 说明：使用催化剂可同等程度地改变正、逆反应的速率，因而
不能影响平衡状态，但能改变达平衡所需要的时间。 图解：
3、理解
化学化学平衡
化学化学平衡化学平衡化学平衡是化学反应中达到动态平衡状态的过程。
在化学平衡中，反应物和生成物的浓度保持稳定，虽然反应仍然在进行，但反应速率相等。
化学平衡是许多化学反应的重要特征，对于了解反应中物质的相互转化具有重要意义。
本文将对化学平衡的概念、平衡常数以及平衡移动等方面进行讨论。
1. 化学平衡的概念化学反应是指化学物质之间的转化过程，通常涉及原子、分子或离子的重新组合和断裂。
在一个封闭的系统中，当反应开始时，反应物逐渐转化为生成物。
然而，随着反应的进行，反应速率变慢，并最终达到一个平衡状态。
在这个平衡状态下，反应物和生成物的浓度变化变得微不足道，反应速率相等，称为化学平衡。
2. 平衡常数平衡常数是用来描述化学平衡状态的一个量化指标。
对于一个化学方程式：aA + bB ↔ cC + dD其中，A、B、C和D分别表示不同的化学物质，a、b、c和d表示它们之间的摩尔比例。
平衡常数Kc可以用以下公式计算：Kc = [C]^c[D]^d / [A]^a[B]^b其中，[C]、[D]、[A]和[B]分别表示各化学物质的浓度。
Kc的值越大，说明反应生成物的浓度相对较高；反之，Kc的值越小，说明反应物的浓度相对较高。
通过测定平衡常数，我们可以了解反应物和生成物之间的相对浓度关系。
3. 平衡移动平衡移动是指改变反应条件时，平衡体系中反应物和生成物的浓度发生改变的现象。
根据勒沃尼乌斯法则，当改变一个反应条件（如温度、压力或浓度）时，平衡将移动以抵消这种变化，并重新建立一个新的平衡。
根据平衡移动的原理，我们可以调节反应条件来控制化学反应的方向和产量。
例如，对于以下平衡反应：2NO2(g) ↔ N2O4(g)当增加氮（IV）氧化物（NO2）的浓度时，平衡会向右移，生成二氧化氮（N2O4）的浓度增加；反之，当增加二氧化氮的浓度时，平衡会向左移，生成氮（IV）氧化物的浓度增加。
此外，根据利奥·查塔利尔定律，在改变温度或压力时，平衡移动以维持平衡常数的值不变。
化学平衡
p
B
B
neq
B' B'
p
B
B
Kn
neq
B' B'
例1 已知反应
1 2
N
2
3 2
H
2
NH
3
在400℃、
30.4MPa时Kp=18.1×10-5kPa-1，原料气中N2
与H2的物质的量之比为1:3，试求N2的理论
转化率与平衡时NH3的摩尔分数。
解：
初始 1mol
3mol
0
平衡 (1-α)mol 3(1-α)mol
d
B
B
def
Kf
B
(
f
eq B
) B
( fGeq )g ( fReq )r L
(
f
eq D
)d
(
fEeq
)e
L
量纲为： p
B
B
以逸度表示 的平衡常数
K f =K d
pd
B
B
exp
ΔrGmd RT
pd
B
B
K f 只决定于反应本性和温度，与总压以及各物
质的平衡组成无关，也不受 pd 选取的影响
0
B
BB
DDEE
GG RR
B
B
B
DD
EE
GG
RR
< 0；未达到平衡 = 0；达到平衡 > 0；未达到平衡
1.标准平衡常数
K d def exp
B
B
Bd
RT
d B
BB
量纲为一
Bd
exp Bd
RT
K d 仅决定于反应本性和温度 p d 的不同取法也会影响 K d 的数值
化学平衡知识点总结
化学平衡知识点总结化学平衡是化学反应中的一个重要概念，它描述了化学反应的正向和逆向反应达到平衡时的状态。
在化学平衡中，反应物与生成物的浓度或压力保持恒定，但反应仍然在进行。
以下是一些关于化学平衡的知识点的总结。
1. 平衡常数（K）：平衡常数是描述化学平衡状态的一个量，它的值取决于反应物和生成物之间的物质浓度或气体压力的比例。
平衡常数越大，说明反应在正向方向上偏向生成物；反之，平衡常数越小，说明反应在逆向方向上偏向反应物。
2. 反应商（Q）：反应商是在任意反应条件下的反应物和生成物的浓度或压力比值。
当反应商等于平衡常数（Q=K）时，化学反应处于平衡状态；当反应商小于平衡常数（Q3. 影响平衡的因素：化学平衡受到温度、浓度或压力、催化剂等因素的影响。
通过改变这些因素，可以改变反应的正向和逆向速率，从而改变反应的平衡位置。
4. 改变浓度或压力：通过改变反应物或生成物的浓度或压力，可以影响平衡位置。
加入更多的反应物会使反应偏向生成物，而加入更多的生成物则会使反应偏向反应物。
这是基于浓度对反应速率的影响的。
对于气体反应，增加压力会使反应偏向物质量较少的一侧，而减小压力则会使反应偏向物质量较多的一侧。
5. 温度的影响：改变温度可以改变平衡常数的值。
在一些反应中，增加温度会使平衡常数增大，反应偏向生成物；而在其他反应中，增加温度会使平衡常数减小，反应偏向反应物。
这是因为反应的平衡常数受到温度的影响，不同反应具有不同的温度依赖性。
6. 催化剂的作用：催化剂是一种可以加速化学反应速率的物质。
催化剂对反应的速率没有影响，但可以降低反应物质的活化能。
催化剂的存在可以改变化学平衡状态的时间尺度，但不能改变化学平衡位置。
综上所述，化学平衡是化学反应中重要的概念之一。
了解化学平衡的基本知识和影响因素对于理解和控制化学反应过程具有重要意义。
对于实际应用中涉及平衡反应的问题，我们可以通过改变浓度、压力和温度等条件，来控制反应的平衡位置和速率，以满足实际需求。
化学平衡与平衡常数的关系
化学平衡与平衡常数的关系化学平衡是指在一个封闭反应体系中，各反应物和生成物之间的相对浓度达到一定比例的状态。
而平衡常数则是描述了在该平衡状态下，各物质浓度之间的数学关系。
本文将探讨化学平衡与平衡常数之间的关系，以及如何计算平衡常数。
1. 化学平衡的概念化学反应是指化学物质之间发生物质和能量的转化过程。
平衡态是指在一定温度、压力和浓度下，反应物和生成物之间的相对浓度保持不变的状态。
在平衡态下，前反应与后反应的速率相等。
2. 平衡常数的定义平衡常数（Keq）是在平衡态下，各反应物和生成物浓度的相对关系的数学表达式。
对于一个简单的化学反应：aA + bB ↔ cC + dD，平衡常数Keq的表达式为：Keq = [C]^c[D]^d / [A]^a[B]^b其中，[A]、[B]、[C]、[D] 分别表示参与反应的物质的浓度。
3. 平衡常数的计算平衡常数可以通过实验测量得到，也可以通过热力学数据计算得到。
在实验中，需要确定反应物和生成物的浓度，以及温度和压力等条件。
通过改变浓度或者温度等因素，可以得到不同平衡态下浓度的变化情况，从而计算出平衡常数。
4. 平衡常数的意义平衡常数反映了反应物转化为生成物的趋势和平衡状态的稳定程度。
平衡常数大于1表示生成物浓度相对较高，反应向生成物的方向进行；平衡常数小于1表示反应物浓度相对较高，反应向反应物的方向进行；平衡常数等于1表示反应物和生成物浓度相等，反应处于动态平衡状态。
5. 影响平衡常数的因素平衡常数受到温度、压力和浓度等因素的影响。
温度升高通常会导致平衡常数增大，但在某些反应中可能会导致平衡常数减小。
压力的增加对气相反应的平衡常数有影响，但对液相和固相反应影响较小。
浓度的变化会改变平衡常数的值。
6. 应用实例平衡常数的应用非常广泛。
例如，在酸碱中，平衡常数表达了酸碱溶液中酸碱浓度的相对关系；在溶解度平衡中，平衡常数描述了溶解度与自溶液的离子浓度之间的关系。
结论化学平衡与平衡常数密切相关，平衡常数是描述平衡反应的定量指标。
普通化学第四章 化学平衡
以后在平衡组成的实际运算中多用标准平衡常数。
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2020/12/12
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4.2化学反应等温方程及其应用
rGmø(T) 与 K ø的关系
平衡时即有： rGmø(T) ＝－RT lnK ø
此式即为标准吉布斯自由能与平衡常数的关系式。由此式可 以看出：
－ 得反应： N2O4(g) 2NO2 (g)
K
ø3＝
(peq(NO2)/p
ø)2
•
(peq(N2O4)/p
ø)-1＝
K
ø
1
/
K
ø
2
(3) 反应方程式乘以系数q，则新反应的平衡常数为原反 应平衡常数的q次方。即
K
ø
新
＝
(K
ø原)q
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4.1化学平衡 状态
4、平衡常数的物理意义和应用
eE + f F gG + hH
在标准状态下，标准平衡常数 K ø可表示为： K ø＝ (ceq(G)/c ø)g • (ceq(H)/c ø)h • (ceq(E)/c ø)-e • (ceq(F)/c ø)-f
K ø＝ (ceq(B)/c ø)B
K ø＝ (peq(G)/p ø)g • (peq(H)/p ø)h • (peq(E)/p ø)-e • (peq(F)/p ø)-f
rSmø(298K) = BSmø(B)
= 245.35 + 2×186.80 －222.96 －2×198.59
= －1.19 J•mol-1•K-1
rGmø(600K)
什么是化学平衡
什么是化学平衡
化学平衡是化学反应中一个重要的概念，它指的是在封闭系统中，正反两个反应同时进行，达到动态平衡状态的现象。
在化学平衡中，正反反应的速率相等，各种物质的浓度保持不变。
此时，系统内的化学能量、物质浓度以及反应速率等物理量均达到稳定状态。
化学平衡的原理来源于勒夏特列定律，它阐述了在一定条件下，一个化学体系会自动调整，以达到物质浓度和能量分布的最优状态。
化学平衡有助于我们理解许多化学反应在实际应用中的表现，如工业生产、生物体内代谢过程等。
化学平衡的建立：
1.反应达到平衡状态的时间：化学平衡的形成需要一定的时间，取决于反应速率常数和反应物的初始浓度。
一般来说，反应速率越快，达到平衡的时间越短。
2.平衡常数：化学平衡状态下，各物质的浓度保持不变，但反应物和生成物的浓度之比并非恒定不变。
平衡常数K表示在一定温度下，反应物和生成物的浓度比值。
K值越大，说明生成物的浓度越高，反应越偏向于生成物一方。
3.影响化学平衡的因素：温度、压力、浓度等。
当这些外部条件发生变化时，化学平衡会发生移动，以重新达到新的平衡状态。
4. 可逆反应与不可逆反应：化学平衡通常涉及可逆反应，即在相同条件下，反应可以向前或向后进行。
不可逆反应则表示反应只能
进行单向反应，无法回到初始状态。
总之，化学平衡是化学反应中一个关键的概念，它有助于我们理解反应速率、浓度、温度等物理量在反应过程中的变化。
通过掌握化学平衡的原理，我们可以更好地应用于实际问题，解决工业生产、环境保护等方面的问题。
化学平衡特征及判断
一、什么是化学平衡
1、定义：指在一定条件下的可逆反应里， 正反应速率和逆反应速率相等，反应混合 物中各组分的量保持不变的状态。 2、可逆反应：同一条件下，既能向正反应 方向进行，同时又能向逆反应方向进行的 化学反应。 3、注意：可逆反应不能进行到底，得到的 是反应物与生成物的混合物，反应会达到 一定的限度。
解析：A项可转换为单位时间生成n
答案： 答案：C
P114考点专练题组 考点专练题组2 考点专练题组 4．一定条件下，在密闭容器中，能表示反应 X(g)＋2Y(g)2Z(g)一定达到化学平衡状态的( ) ①X、Y、Z的物质的量之比为1∶2∶2 ②X、Y、Z的浓 度不再发生变化 ③容器中的压强不再 mol Y A．①② B．①④ C．②③ D．③④ 解析：根据化学平衡状态的概念可知，可逆反应达平 衡时，正、逆反应速率相等，对于反应前后气体总体积 不等的反应，其压强不再发生变化，各组分的浓度不再 变化，但它们的物质的量之比不一定等于其化学计量数 之比。 答案：C
课堂练习1
一定温度下，如下可逆反应达到平衡的标 C 志是： X(g)+3Y(g) 2Z(g) A. Z 生成的速率与 分解的速率相等 生成的速率与X分解的速率相等 B、 单位时间生成a molX，同时生成3a molY 、 单位时间生成a molX，同时生成3a C、X、Y、Z的浓度不再变化 、 、 、 的浓度不再变化 D. X、Y、Z的分子数之比为 的分子数之比为1:3:2 、 、 的分子数之比为
BC
课堂训练2 课堂训练
在一定温度下的恒容容器中， 在一定温度下的恒容容器中，当下列物理量 不再发生变化时，表明反应A(s)+4B(g) 不再发生变化时，表明反应A(s)+4B(g) 2C(g)+D(g)已达平衡状态的是 2C(g)+D(g)已达平衡状态的是 A混合气体的压强 B混合气体的密度 C混合气体的平均分子量 D气体的总物质的量
化学中的四大平衡
A的初始浓度－A的平衡浓度 物 A 的 转 化 率 为 ： α(A) ＝ A的初始浓度 c0A－cA ×100%＝ ×100%。 c0A
助学园地
阅卷现场
注意 同一个反应中，反应物可以是多种，但不同反应物 的转化率可能不同；增大一种反应物的浓度，可以提高其 他反应物的转化率。工业生产中常常提高廉价原料的比 例，从而增大其他原料的利用率。 (3)电离平衡常数
章末整合
一、四大平衡不同点的比较 广义的化学平衡包括狭义的化学平衡、电离平衡、水 解平衡、沉淀溶解平衡。这四个方面的平衡被称为四大化 学平衡。四大平衡是中学化学知识结构的核心内容之一， 起到了支点的作用。
助学园地
阅卷现场
1．研究对象不同 平衡 化学平衡 类型 研究 可逆的化 对象 学反应 工业 合成氨 电离平衡 溶液中的 弱电解质 水解平衡 沉淀－ － － 2. 酸式弱酸根离子如 HCO－ 、 HS 、 HSO 既不能与 OH 3 3
大量共存，又不能与 H 大量共存。
3. 有沉淀生成包括有微溶物生成的离子不能大量共存， 如 Ba2＋、
－ 2－ Ca2＋、Mg2＋、Ag＋等不能与 SO2 、 CO 4 3 等大量共存。
能够水解 溶液中的难 的盐类 溶电解质
举例
溶液中的氯 碳酸钠、 醋酸溶液、 化银、硫酸 氯化铁、 氨水等 钡、氢氧化 醋酸铵等 铁等
助学园地
阅卷现场
2.描述方法不同
(1)化学平衡常数 对于一般可逆反应：mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)，在一温
[cC]p· [cD]q 度下达到平衡时，K＝ 。 [cA]m· [cB]n (2)平衡转化率 对于一般的化学反应：aA＋bB cC＋dD，达到平衡时反应
H＋＋OH－。水的电离程度大小是用离子积(KW)来表示的，
化学平衡
针对下列两类反应填下表(填序号)： I 类反应 II 类反应
2NO2
N2O4
H2＋Br2(g)
2HBr
①③④⑤⑥⑦⑧ _______________
①⑥⑦ _________
①②④⑥⑦⑧ ______________
①⑥⑦ __________
最关键的是，原来变化的因素不再变化了，这样就可以判 断达到平衡状态。
用建立平衡的过程来提纯一些物质，也就是该可逆反应处在建 立平衡的过程中。抓住这两点，那么问题就好回答了。A，建立
平衡过程中一些物质的物质的量是要变化的；I2循环使用，就
像搬运工一样把 TaS2从高温区转移到低温区。 答案：C
1．(双选)碘钨灯比白炽灯使用寿命长。灯管内封存的少量 碘与使用过程中沉积在管壁上的钨可以发生反应：W(s) ＋ I2(g) T1 ) ΔH＜0 (温度 T1＜T2)。下列说法正确的是 ( WI2(g) T2 A．灯管工作时，扩散到灯丝附近高温区的 WI2 (g)会分解出 W 重新沉积到灯丝上 B．灯丝附近温度越高，WI2(g)的转化率越低 c(W)· 2) c(I C．该反应的平衡常数表达式是 K＝ c(WI ) 2
正、逆 反应速 率的关 系
压强
m＋n≠p＋q，总压一定（其他条件一定） m＋n＝p＋q，总压一定（其他条件一定）
平衡 不一定
混合气 体的平 均相对 分子质 量(M) 温度 体系密 度 其他
若 m＋n≠p＋q，M一定时， 若m＋n＝p＋q，M 一定时， 任何化学反应都伴随着能量变化，当体系 温度一定 密度一定 体系的颜色不再变化
（一）可逆反应 在同一条件下，既能向正反应方向进行，又能向逆反 应方向进行的反应。大多数反应都具有一定的可逆性。 中学只强调弱电解质的电离、盐水解、酯化、合成氨、 SO2氧化、NO2（N2O4）平衡体系、HI及特别指出的可逆反 应存在。 (二)可逆反应的特点： 1.反应物的转化率<100%。
第三讲 化学平衡
A．减小
B．增大
C．不变
D．无法判断
4 ． 在 密 闭 容 器 中 ， 在 一 定 条 件 下 ， 进 行 下 列 反 应 ： NO(g) ＋
CO(g)
1/2N2(g)＋CO2(g) ΔH＝－373.2 kJ/mol，达到平衡
后，为提高该反应的速率和NO的转化率，采取的正确措施是
()
A．加催化剂同时升高温度
A．9
B．16 C．20 D．25
5．(2009·海南高考)在25 ℃时，密闭容器中X、Y、Z三 种气体的初始浓度和平衡浓度如下表：
物质
X
Y
Z
初始浓度/mol·L－1
0.1
0.2
0
平衡浓度//mol·L－1
0.05
0.05
0.1
下列说法错误的是( ) A．反应达到平衡时，X的转化率为50% B．反应可表示为X＋3Y 2Z，其平衡常数为1 600 C．增大压强使平衡向生成Z的方向移动，平衡常数增大 D．改变温度可以改变此反应的平衡常数
6．已知可逆反应：3A(g)＋B(g) xC(g) ΔH<0。T ℃ 时，在体积为 2 L 的密闭容器中(容积不变)通入 3 mol A 和 1 mol B，经过 2 min 的时间该反应达到平衡状态(假设温度不 变)，剩余的 B 的物质的量为 0.8 mol，并测得 C 的浓度为 0.4 mol·L－1。请回答下列问题： (1)整个反应过程中，B的平均反应速率为________。 (2)x ＝ ________ ， 平 衡 常 数 K ＝ ________ ， 升 高 温 度 时 ， K________(填“增大”“减小”或“不变”)。 (3) 如 果 向 该 平 衡 体 系 中 通 入 少 量 氦 气 ， 增 大 反 应 体 系 的 压 强，那么化学平衡的移动方向是________。
化学平衡知识归纳总结总
化学平衡知识归纳总结一、化学平衡化学平衡的涵义1、可逆反应：在同一条件下同时向正方向又向逆反应方向进行的反应..注意：“同一条件”“同时进行”..同一体系中不能进行到底..2、化学平衡状态在一定条件下的可逆反应里;正反应速率和逆反应速率相同时;反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态叫化学平衡状态..要注意理解以下几方面的问题：1研究对象：一定条件下的可逆反应2平衡实质：V正=V逆≠0 动态平衡3平衡标志：反应混合物各组分的含量保持不变;可用六个字概括——逆、等、定、动、变、同..3、化学平衡状态的特征：1逆：化学平衡状态只对可逆反应而言..2等：正反应速率和逆反应速率相等;即同一物质的消耗速率与生成速率相等..3定：在平衡混合物中;各组分的浓度保持一定;不在随时间的变化而变化..4动：化学平衡从表面上、宏观上看好像是反应停止了;但从本质上、微观上看反应并非停止;只不过正反应速率于逆反应速率相等罢了;即V正=V逆≠0;所以化学平衡是一种动态平衡..5变：化学平衡实在一定条件下建立的平衡..是相对的;当影响化学平衡的外界条件发生变化时;化学平衡就会发生移动..6同：化学平衡状态可以从正逆两个方向达到;如果外界条件不变时;不论采取何种途径;即反应是由反应物开始或由生成物开始;是一次投料或多次投料;最后所处的化学平衡是相同的..即化学平衡状态只与条件有关而与反应途径无关..可逆反应达到平衡的标志1、同一种物质V正=V逆≠02、各组分的物质的量、浓度包括物质的量的浓度、质量分数等、含量保持不变..等效平衡1、等效平衡原理：相同条件下;同一可逆反应体系;不管从正反应开始;还是从逆反应开始;只要按反应方程式中的化学计量数之比投入反应物或生成物;建立起的平衡状态都是相同;这就是等效平衡的原理..由于化学平衡状态与条件有关;而与建立平衡的途径无关..因而;同一可逆反应;从不同的状态开始;只要达到平衡时条件温度、浓度、压强等完全相同;则可形成等效平衡.. 2、等效平衡规律1在定温、定容的条件下;对于反应前后气体分子数改变的可逆反应;只改变起始时加入物质的物质的量;如通过可逆反应的化学计量数比换算成同一半边的物质的物质的量与原平衡相同;则两平衡等效..2在定温、定容的条件下;对于反应前后气体分子数不变的可逆反应;只要反应物或生成物的物质的量的比值与原平衡相同;两平衡等效..主要是指转化率相同3在定温、定压下;改变起始时加入物质的物质的量;只要按化学计量数换算成同一半边的物质的物质的量之比与原平衡相同;则达到平衡后与原平衡等效..习题 1、可逆反应N 2+3H 2=2NH 3的正逆反应速率可用各反应物或生成物浓度变化来表示..下列各关系中能说明反应以达到平衡状态的是 A 3V 正N 2=V 正H 2 B V 正N 2=V 逆NH 3 C 2V 正H 2=3V 逆NH 3 D V 正N 2=3V 逆H 22、可逆反应：2NO 2=2NO+O 2在密闭容器中反应;达到平衡的标志是 ①单位时间生成nmolO 2的同时;生成2nmolNO 2②单位时间生成nmolO2的同时;生成2nmolNO③用NO2、NO、O2的物质的量浓度变化来表示的反应速率的比为2:2:1的状态④混合气体的颜色不再改变的状态⑤混合气体的密度不再发生改变的状态⑥混合气体的平均相对分子质量不再改变的状态A ①④⑥B ②③⑤C ①③④D ①②③④⑤⑥3、在一个固定容积的密闭容器中发生如下反应：2Ag+Bg=3Cg+Dg 当加入4molA和2molB;达到化学平衡时;C的物质的量的浓度为nmol/L..若维持温度不变;按下列四种配比为起始物质;达到平衡后;C仍未nmol/L的是A 2molA+1molB B 6molC+2molDC 3molC+1molD D 4molA+2molB+3molC4、2004年北京在一定温度下;一定体积的密闭容器中有如下平衡：H 2g+I2g=2HIg..已知H2和I2的起始浓度均为0.10mol/L时;达平衡时HI的浓度为0.16mol/L..若H2和I2的起始浓度增大为0.20mol/L时;则平衡时H2的浓度mol/L是A 0.16B 0.08C 0.04D 0.025、一定温度下;反应2SO2g+O2g=2SO3g达平衡时;nSO2:nO2:nSO2=2:3:4 ..缩小体积;反应再次达到平衡时;nO 2=0.08mol;nSO 3=1.4mol..此时SO 2的物质的量应为A 0.4molB 0.6molC 0.8molD 1.2mol6、2003年高考某温度下;在一容积可变的容器中;反应2Ag+Bg=2Cg 达到平衡时;A 、B 、C 的物质的量分别为4mol 、2mol 和4mol..保持温度和压强不变;对平衡混合物中的三者的物质的量做如下调整;可使平衡右移的是 A 均减半 B 均加倍 C 均增加1mol D 均减少1mol7、2004年高考恒温下;将amolN 2与bmolH 2的混合气体通入一个固定容积的密闭容器中;发生如下反应：N 2g+3H 2g=2NH 3g1若反应进行到某时刻t 时;nN 2=13mol;nNH 3=6mol;计算a 的值..2反应达平衡时;混合气体体积为716.8L 标准情况下;其中NH 3的含量体积分数为25%..计算平衡时NH 3的物质的量..3原混合气体与平衡混合气体的总物质的量之比写出最简整数比;下同; N 始:N 平=4原混合气体中;a:b=5达到平衡时;N 2和H 2的转化率之比为 6平衡混合气体中;nN 2:nH 2:nNH 3=8、2003年高考Ⅰ.恒温、恒压下;在一个容积可变的容器中发生如下反应：Ag+Bg=Cg（1）若开始时放入1molA和1molB;达到平衡后;生成amolC;这时A的物质的量为 mol（2）若开始时放入3molA和3molB;达到平衡后;生成C的物质的量为mol（3）若开始时放入xmolA;2molB和1molC;达到平衡后;A和C的物质的量分别是ymol和3amol;则x= mol;y= mol.平衡时;B的物质的量为甲.大于2mol 乙.等于2mol 丙小于2mol 丁.可能大于等于或小于2mol作出此判断的理由是4 若在3的平衡混合物中再加入3molC;带再次达到平衡后;C的物质的量得分数是 ..Ⅱ.若维持温度不变;在一个与Ⅰ反应前起始体积相同;且容积固定的容器中发生上述反应..5开始时放入1molA和1molB;达到平衡后生成bmolC..将b与1小题中的a进行比较 ..甲.a<b 乙.a>b 丙a=b 丁.不能比较a和b的大小作出此判断的理由是二、影响化学平衡的条件 合成氨工业 1、化学平衡的移动以及影响化学平衡的因素 1化学平衡的移动 ①移动过程表示一定条件下的化学平衡V 正=V 逆各组分的含量保持一定→ 条件改变平衡破坏V 正≠V 逆各组分含量发生变化→ 一定时间后 新条件下的新平衡V 正’=V逆’②化学平衡移动的概念达到化学平衡的反应;在条件改变后;平衡状态被破坏;然后在新的条件下达到新的平衡状态的过程;叫平衡移动.. 2影响化学平衡的条件及平衡移动的原理①以一般反应mAg+nBg==pCg+qg;△H=Q;为例来总结温度、浓度、压强和催化剂对反应速率以及化学平衡的影响..其规律如下表所示：②勒夏特列原理：如果改变影响化学平衡的一个条件浓度、压强或温度等;平衡就会向着能够减弱这种改变的方向移动对勒夏特列原理中“减弱这种改变”的正确理解应当是：升高温度时;平衡向着吸热反应方向移动；增加反应物;平衡向反应物减少的方向移动；增大压强时;平衡向体积缩小的方向移动..2、有关正、逆反应速率和化学平衡的图像1化学平衡种常见的几种图像①v-t图：既能表示反应速率变化;又能表示平衡移动的速率-时间图像..如图所示的A、B、C所示：A 图：t=0时;V正>V逆=0;表示反应由正反应开始；t=t1时;V正’>V逆’= V逆;表明改变条件的瞬间;V正变大;V逆不变;是加入了一种反应物；t>t1时;V正’>V逆’;表明平衡向正反应方向移动;随后又达到新的平衡..B 图：a.反映由正反应开始..b. V正、V逆在改变条件时同时增大..c.平衡向逆反应方向移动了..C 图：a.反映由正反应开始..b. V正、V逆在改变条件时同时倍数增大..c.平衡未移动..②转化率-时间图;如图A、B所示A图：先出现拐点的先达平衡;即“先拐先平”;说明T2>T1B图：同理说明P1>P2 先拐先平数值大③物质的含量-压强-温度图;如图所示中A、B对于上述图形;采用“定一议二”法;先确定一个量不变;讨论另外两个量的关系..3、合成氨适宜条件的选择1目的：尽可能加快反应速率和提高反应进行度..2依据：外界条件对化学反应速率和化学平衡影响的规律;结合合成氨反应的特点：正反映是体积缩小的放热反应;选择合成条件..3原则：①既要注意外界条件对二者影响的一致性;又要注意对二者影响的矛盾性..②既要注意温度、催化剂对反应速率影响的一致性;又要注意催化剂的活性而对温度的限制..③既要注意理论生产;又要注意实际可能性..适宜条件：500℃;铁触媒;2×107～5×107Pa;循环操作过程N 2与H 2体积比为1：3习题：1、2005年天津卷在密闭容器中;一定条件下;进行如下反应：NOg+COg=0.5N 2g+CO 2g;△H=-373.2kJ/mol;达到平衡后;为了提高该反应速率和NO 的转化率;采取的争取措施是A 加催化剂同时升高温度B 加催化剂同时增大压强C 升高温度同时充入N 2D 降低温度同时增大压强2、2005年北京卷在一定温度不同压强P1<P2下;可逆反应2Xg=2Yg+Zg 中;生成物Z 在反应混合物中体积分数与反应时间关系有以下图示;正确的是3、一定温度下;在恒容密闭容器中发生如下反应：2Ag+Bg=3Cg;若反应开始时充入2molA和2molB;平衡后A的体积分数为a%;其他条件不变时;若按下列四种配比作为起始物质;平衡后A的体积分数大于a的是A 2molCB 2molA 1molB和1molHe不参加反应C 1molB和1molCD 2molA;3molB和3molC4、对于如下反应：mAg+nBg=pCg+qg;当其他条件不变;温度分别为T1和T2时;反应物B的百分含量与反应时间的关系如图所示;据此下列正确的是A T1>T2B 正反应是吸热反应C T1<T2D逆反应是吸热反应5、如图曲线a表示放热反应Xg+Yg=Zg+Mg+Ns进行过程中X的转化率随时间变化的关系..若要改变起始条件;使反应过程按b曲线进行;可采取的措施是A 升高温度B 加大X的投入料C 加催化剂D 增大体积6、在体积一定的密闭容器中给定物质A、B、C的量;在一定条件下发生反应建立的化学平衡：aAg+bBg=xCg;符合如图所示的关系C%表示平衡混合气体中产物C的百分含量;T表示温度;P表示压强..在图Ⅱ中;y轴是指A 反应物A的转化率B 平衡混合气体中物质B的百分含量C 平衡混合气体的密度D 平衡混合气体的的平均摩尔质量7、某温度下的恒容密闭容器中发生入夏反应：2Zg=2Xg+Yg开始时只充入1molX和0.5molY的混合气体;达到平衡时;混合气体的压强比开始时减少了20%..若开始只充入1molZ的气体;达到平衡时;Z的分解率为A 20%B 40%C 60%D 80%答案：1 B；2 B；3 AB；4 AD；5 C；6 AD。
化学平衡的概念
化学平衡的概念化学平衡是指在一个化学体系中，反应物和生成物的浓度或压力保持不变的状态。
在化学平衡状态下，反应物和生成物之间的反应速率相等，这意味着生成物的生成速率与反应物的消耗速率相等。
化学平衡是一种动态平衡的状态，即虽然反应仍在进行，但反应物和生成物的浓度或压力保持不变。
化学平衡是化学反应的重要概念，它对于理解和预测反应的行为和条件至关重要。
本文将就化学平衡的概念、平衡常数、平衡法则和影响化学平衡的因素进行详细讨论。
1.化学平衡的概念化学平衡发生在封闭的化学反应体系中，其中反应物和生成物之间的反应达到了一种平衡状态。
在平衡状态下，反应物和生成物的浓度或压力会保持不变，但反应仍在进行。
化学平衡是动态的，反应物和生成物之间的反应速率相等，这使得反应系统保持着稳定的状态。
平衡时，反应物以反应生成物的速率转化为生成物，同时生成物也会以相同的速率转化为反应物。
这种动态平衡的状态是由反应物和生成物之间的相互转化而实现的。
化学平衡通常发生在封闭系统中，其中反应物和生成物之间的浓度或压力保持不变。
当一个系统达到化学平衡时，虽然反应仍在进行，但反应物和生成物的浓度或压力不再发生变化。
化学平衡通常在化学反应特定条件下发生，例如在特定温度、压力和浓度条件下。
在化学平衡状态下，反应的正向和逆向反应同时发生，这使得反应物和生成物的浓度或压力保持不变。
化学平衡的概念可以通过化学反应的例子来更好地理解。
例如，考虑一种化学反应A + B ⇌ C + D。
在反应开始时，反应物A和B会逐渐转化为生成物C和D。
在反应进行的过程中，生成物C和D也会逐渐转化为反应物A和B。
当反应达到化学平衡时，反应物A和B以反应生成物C和D的速率转化为生成物，同时生成物C和D以相同的速率转化为反应物A和B。
在化学平衡状态下，反应物和生成物之间的反应速率相等，这使得反应体系保持着稳定的状态。
这种动态平衡的状态是由反应物和生成物之间的相互转化而实现的。
2.平衡常数化学平衡的特征可以用平衡常数来描述。
选修4-2.3化学平衡
04 化学平衡在生产生活中的 应用
工业生产
化学平衡在工业生产中有着广泛 的应用，如化学反应速率控制、 物质分离和提纯、化学反应过程
优化等。
通过控制反应条件，如温度、压 力和浓度，可以调节化学平衡， 提高产物的收率和质量，降低能
耗和资源消耗。
在化工生产中，化学平衡的计算 和分析有助于确定最佳工艺条件， 优化生产流程，提高经济效益。
实验目的与原理
目的
通过实验探究化学平衡的原理，了解化学平衡的建立、影响因素以及化学平衡常 数的测定方法。
原理
化学平衡是指在一定条件下，可逆反应达到动态平衡状态，此时正反应和逆反应 速率相等，反应物和生成物的浓度不再发生变化。化学平衡常数是描述化学平衡 状态的重要参数，其值取决于反应条件和反应物浓度。
实验步骤与操作
步骤五
分析实验数据，得出结论。
步骤一
准备实验试剂和仪器，包括可逆反应所需 的反应物和生成物、容量瓶、滴定管、烧 杯、搅拌器等。
步骤二
按照实验要求配制不同浓度的反应物溶液 ，并记录初始浓度。
步骤四
当反应达到平衡时，记录各物质的平衡浓 度，并计算化学平衡常数。
步骤三
将反应物溶液加入烧杯中，启动搅拌器， 观察反应现象，记录反应过程中各物质的 浓度变化。
环境保护
化学平衡在环境保护中发挥着重要作用，如污染治理、废物处理和资源回收等。 通过化学反应将污染物转化为无害或低毒性的物质，降低其对环境和人体的危害。
利用化学平衡原理可以优化废物处理过程，提高废物处理效率，减少对环境的负担。
生命过程
化学平衡在生命过程中起着至关重要的作用，如酶催化 反应、生物代谢和细胞信号转导等。
用百分数或小数表示反应 物的转化率，直观反映反 应进行的程度。
化学平衡
pC c pD d ( ) ( ) p p = ∆ r Gm + RTln pA a pB b ( ) ( ) p p
化学反应等温方程式和平衡常数
定义压力商 定义压力商
pC c pD d ( ) ( ) p p Jp = pA a pB b ( ) ( ) p p
有
∆ r Gm = ∆ r Gm + RT ln J p
(4) 用物质的量表示的平衡常数 n 用物质的量表示的平衡常数K
g h nG ⋅ nH ⋅⋅⋅ νB Kn = d e = ∏ B n nD ⋅ nE ⋅⋅⋅ B
有
xB =
n ∑
B
nB
B
p -∆ν Kn = Kp ⋅ ( ) ∑nB
B
∑νB p Kp = Kn ∑n p B
1 1 (1) H 2 (g) + I 2 (g) = HI(g) 2 2 (2) H 2 (g) + I 2 (g) = 2HI(g)
∆rGm,2 = 2∆rGm,1 2 Kp,2 = (Kp,1)
气体反应平衡常数
2、理想气体反应经验平衡常数 、 反应达平衡时，用反应物和生成物的实际压力、摩 反应达平衡时，用反应物和生成物的实际压力、 尔分数或浓度代入计算， 尔分数或浓度代入计算，得到的平衡常数称为经验平衡 常数，一般有单位。例如，对任意反应： 常数，一般有单位。例如，对任意反应：
第二节 化学反应等温方程式和平衡常数
等温等压下，理想气体的反应： 等温等压下，理想气体的反应： aA＋bB＝cC＋dD ＋ ＝ ＋
(∆ r Gm )T , p = ∑ν B µ B
B
pB µ B (T , p ) = µB (T ) + RTln p
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第3章化学平衡7课时教学目标及基本要求1. 了解分压定律的内容。
理解压力平衡常数K P、浓度平衡常数K c、标准平衡常数Kθ的意义及表达。
2. 了解多重平衡规则的内容。
理解标准平衡常数Kθ与标准摩尔吉布斯自由能变的关系，并初步掌握有关计算。
理解标准平衡常数Kθ与温度的关系。
理解浓度，压力，温度对化学平衡的影响。
3. 了解酸碱质子理论，明确弱电解质离解平衡和缓冲溶液的概念, 能进行溶液pH值的简单计算，能进行同离子效应等离子平衡和缓冲溶液的有关计算。
4. 初步掌握溶度积和溶解度的基本计算。
了解溶度积规则及其应用。
5. 了解一般配合物的组成、命名。
了解配离子的解离平衡及平衡移动。
教学重点1. 平衡常数与Kθ与△r G mθ、温度的关系2. 多元弱酸、弱碱pH 计算3. 溶度积规则及应用教学难点1. 平衡常数、Kθ与△r G mθ、Kθ温度的关系2. 多元弱酸、缓冲溶液的计算3. 溶度积规则及应用教学方式（手段）及教学过程中应注意的问题本章采用多媒体结合板书的方式进行教学。
在教学过程中注意明确实验平衡常数和标准平衡常数的差别、关系；强调△r G mθ = -RTInKθ公式的意义及应用理解多元弱酸电离平衡的特点掌握溶度积规则的应用。
主要教学内容化学平衡3.1 平衡常数(equilibrium constant)化学平衡是可逆反应中，当正、逆反应速率相等时体系所处的状态，平衡态是一定条件下化学反应所进行的最大限度。
平衡常数的大小，表示了一定条件下反应进行的程度。
3.1.1 气体分压定律(partial pressure law)Daiton气体分压定律混合气体的总分压等于各组分气体的分压力之和。
组分气体的分压力是指在同一温度下，它单独占有与混合气体相同体积时所产生的压力。
设有三种气体a, b, c 组成的一个体系，均为理想气体，各物质的量分别为n a , n b , n c , 具有相同的体积，由理想气体状态方程: PV= nRTp a =n a RT/V p b =n b RT/V p c =n c RT/V (3.1)由：P=P a +P b + P c总p c =得：P总= + + = (n a +n b +n c )则：P总v=n总RT (3.2)将（3.1）÷（3.2）得：P a =P总n a /n总=P总X aP b =P总n b /n总=P总X bP c =P总n c /n总=P总X cP i = P总X i (3.3)表示组分气体i 的分压等于混合气体总压力与组分气体i 的摩尔分数的乘积。
体积分数：在同T ，P 下，若i 组分P i =P总则：i 组分所占体积vi=得：= =而v总=则=将可将(3.3) 写成:P i = P总= P总(3.4)表示组分气体i 的气体分压等于总压力与组分气体i 的体积分数的乘积。
3.1.2 平衡常数(1) 气相反应平衡常数aA(g)+bB(g)=gG(g)+dD(g)(3.5)K p——压力平衡常数(3.6)——标准平衡常数= (3.7)(2) 溶液反应的平衡常数稀溶液中的反应：aA+ bB = gG +dDKc= (3.7)Kc ——浓度平衡常数= (3.8)——标准平衡常数=1mol.dm-3 ,= (3.9)Kc 与数值相同，但量纲不同.(3) 平衡常数的意义平衡常数表示反应进行程度的大小，平衡常数大，反应进行得彻底。
注意的几个问题：1) 平衡常数的表达式与反应方程式的书写有关，进行平衡常数计算时，使用与反应方程式相应的平衡常数表达式。
3H2(g)+N2(g) <==> 2NH3 (g) (1)Kp(1)=3/2H2(g)+1/2N2(g) <==> NH3 (g) (2)Kp(2)= p(NH3 )/p1/2 (N2) · p3/2 (H2)Kp(1)= {Kp(2)} 22) 对有纯液体，纯固体参加的反应，它们的浓度或分压不写入表达式，做常数1 。
3）稀溶液进行的反应，平衡常数的表达式中不列入水的浓度，视为常数 1 。
4）多重平衡规则（Simultaneous equilibrium ）某反应是各分步反应之和，则总反应的平衡常数等于各分步反应平衡常数的乘积。
2HCl(g) <==> H2(g)+Cl2(g) K1 =4.2×10 -34at 25℃I2(g)+Cl2(g) <==> 2ICl(g) K2 =2.1×105at 25℃2HCl(g)+I2(g) <==> 2ICl(g)+H2(g)K1K2= =K3= (4.2×10-34 )(2.1×105 )=8.8×10-29at 25℃(5) 活度活度——是物质在溶液中实际行为的量度。
定义：a B = y B(C B/CΘ )其中：a B——活度；y B——活度因子；C B——实际浓度y B无量纲。
反应了溶液中微粒间相互作用，相互牵制的程度，可看成实际浓度的“校正因子”。
活度因子越小，反映溶液中微粒间相互牵制作用越大；当溶液无限稀释时，微粒间无任何牵制作用，而y B =1 ，则a B = C B /CΘ（活度与浓度在数值上相等）。
严格讲，在对化学平衡、电极电势等进行计算时，应对浓度进行校正，即应以活度代替浓度进行计算，但稀溶液、难溶电解质溶液及低压下的气体混合体系，这些体系单位体积内微粒数少，微粒间作用力较小，可忽略不计，即可用C B进行有关化学计算。
3.1.3 标准平衡常数K 与的关系对大多数反应而言，反应都不是在标准状态下进行的。
而是处于任意的给定状态，这时应该用等温等压下的来判断反应进行的方向和限度，反应是否达到平衡？热力学研究表明，、与各物质的浓度或压力存在一定的关系。
若参加反应的物质均为理想气体：aA(g)+bB(g) <==> gG(g)+dD(g)= +RTln (3.10)令：Jp = （压力商）= +RTln Jp (3.11)稀溶液中的反应aA +bB <==> gG +dD= +RTln (3.12)令：J c= （浓度商）= +RTln J c（3.13 ）式（ 3.11 ）、（ 3.13 ）称为化学反应等温方程式。
对理想气体参加的反应在等温等压下达到平衡，则=0 ，此时，各物质的压力全部等于平衡时的压力。
J p=KΘ所以，+RTln KΘ=0= - RTln KΘ（ 3.12 ）ln KΘ= -对稀溶液同样适用。
负值越大，则KΘ越大，正反应进行的程度就越大。
正值越大，则KΘ越小，正反应进行的程度就越小。
判断反应自发进行的方向将（3.12）代入（3.10）、（3.11）可得：=RTlnor =RTln （3.13）If J p（J c）< KΘ<0, 正向自发If J p（J c）= KΘ=0, 平衡态If J p（J c）> KΘ>0, 正向非自发3.1.4 . 标准平衡常数与温度的关系(T)=- RTln KΘ(T)= - TRTln K = - Tln KΘ= +如果温度变化不大，则、可看作常数，在T1时，ln K1Θ= + （1）在T2时，ln K2Θ= + （2）（2）- （1）得：ln (K2Θ/ K1Θ) (3.18)(3.18) 知，温度升高，平衡有利于吸热方向进行；温度降低，平衡有利于放热方向进行。
3.2 弱电解质的电离平衡3.2.1 一元弱酸、弱碱的电离平衡以HA代表任何一种一元弱酸，初始浓度C(HA) ，电离常数, 则：HA(aq) H+(aq) + A-(aq)初始浓度: C(HA) 0 0平衡浓度C(HA)-C(H+) C(H+) C(H+)平衡常数( 电离常数) =当溶液, C(HA)eq=C(HA)-C(H+)代入K a得，=因而C（H+）= (3.19)pH= -lgc(H+)pOH= -lgc( OH-)pH+pOH=14对一元弱碱来讲,C( OH-)/C B <5%C( OH-)= (3.20)3.2.2 多元弱酸的电离平衡(Poly-protic acid )特点：1）多元弱酸在水中是分级电离的, 每一级电离都有一个电离常数。
由于[H+] 与[HA-] 近似相等，因而,2）K a1＞＞K a2＞＞K a3H3PO4：K a1 =7.52 × 10-3 ;K a2 =6.2 × 10-8 ;K a3 =2.2 × 10-23 ;因而计算公式与一元弱酸完全相同，即用一级电离常数代替一元弱酸的电离常数K a. 即:c(H+)= (3.21)对多元弱碱也同理有:C( OH- )= (3.22)例=9.1 × 10-8=1.1 × 10-12c(S2- )=1.1 × 10-123.2.3 缓冲溶液(Buffer solution)(1) 缓冲溶液的定义能对溶液的酸度起稳定（缓冲）作用的溶液。
即，向溶液中加入少量强酸或强碱，或适当稀释，其pH 值不会发生显著变化的溶液。
(2) 缓冲溶液的组成：由具有较高浓度的弱酸( 或弱碱) 及其盐所组成。
例如：Na2CO3-NaHCO3;NH3.H2O-NH4Cl;HAc-NaAc,(3) 缓冲原理加酸H+ + Ac-HAc pH 不发生剧变加碱H+ + OH-＝H2O ，HAc H+ + Ac- pH 不发生剧变稀释电离度增加，pH 不发生剧变（4）缓冲溶液的计算以NaAc-Hac 为例NaAc → Na+ + Ac-HAc →H+ + Ac-起始 C(HAc) 0 C(NaAc)平衡C(HAC)-C(H+) C(H+) C(NaAc)+ C(H+)K a = =C(H+)=K a(3.22)取负对数得：pH=pK a－lg （3.23）对弱碱性缓冲溶液(3.24)pOH=pK b－lg （3.25）pH=14 －pK a +lg （3.26）（5）缓冲范围若缓冲组分浓度大，且缓冲组分的比为1:1 时溶液的缓冲能力最大。
对任何一个缓冲体系都有有效缓冲范围：弱酸体系: pH ≈ pK a ± 1弱碱体系:pOH ≈ pK b ± 1（6）缓冲溶液选择原则:1）缓冲溶液不能与欲控制的溶液发生反应化学反应.2）所需控制pH值应在范围内3）缓冲组分浓度大, 且比值最好等于或接近于1.4）不能过分稀释.3.3 沉淀- 溶解平衡(Precipitation-solubility)3.3.1 溶度积(solubility product)BaSO4(s) 2+(aq)+SO42-(aq)在一定条件下，当V 溶解=V 结晶时，就建立起了固体和溶液中离子之间的动态平衡，叫多相离子平衡。