5第五章 化学平衡原理-2007
无机化学课件第5章-化学平衡原理
5.1 化学平衡与标准平衡常数
5.1.4 多重平衡
实际的化学过程往往有若干种平衡状态 同时存在。
在指定条件下，一个反应体系中的某一 种(或几种)物质同时参与两个(或两个以上) 的化学反应并共同达到化学平衡，称为同时 平衡(simultaneous equilibrium)，也称多重平 衡(multiple equilibrium)。
2HI(g)
(T=793K)
实验 编号
1
起始浓度/(mol·L-1) 平衡浓度/(mol·L-1) C2(HI) C(H2) C(I2) C(HI) C(H2) C(I2) C(HI) C(H2) ·C(I2) 0.200 0.200 0.000 0.188 0.188 0.024 0.016
2 0.000 0.000 0.200 0.094 0.094 0.012 0.016
KΘ KΘ --- 1
KΘ KΘ --- 1
3。对于多相反应 经验平衡常数数学处理遇到困难
标准平衡常数数学处理比较方便
无机化学
5.1 化学平衡与标准平衡常数
举例1： 如多相反应 Zn(s)+2H＋(aq)=Zn2＋(aq)+H2(g)，其
标准平衡常数KΘ的表达式为：
KΘ =
c平（Zn
2） c0
p平（H
CDd CEe
C
a A
CBb
Kp
=
PDd PAa
PEe PBb
（二）标准平衡常数 ---使用相对浓度、相对分压
1。气体反应的标准平衡常数
K
=
(PE (PB
/ /
P P
)e )b
(PF (PD
/ /
P ) f P )d
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
化学平衡原理
化学平衡原理化学平衡是指反应物和生成物的质量总和等于反应后生成物的总质量，即达到动态的、暂时的平衡状态。
化学平衡是在一定条件下才能维持的。
而化学反应也只有在一定条件下才能进行。
在化学反应过程中发生变化，处于暂时的稳定的化学平衡状态。
如果我们对这个概念理解深刻了，那么对我们的学习生活有着很大的帮助。
化学平衡的原理，其实就是微观世界中相关的公式所表达出来的。
是将微观世界的原子或者分子之间的数值关系用宏观世界表达出来，化学平衡原理则是研究这种关系的最基本方法。
化学平衡原理为我们的生活提供了方便。
2。
化学平衡的条件：质量守恒定律和电荷守恒定律化学反应前后，各物质的种类和质量总和不变。
如： CO2+H2O→2HClO+2H2O这个反应的方程式中，反应前后元素的种类和原子的种类总和都没有改变，即反应前后原子的种类和数目总和都不变。
3。
判断化学平衡的方法它与微观上不同，因为宏观与微观并不是两个不同的概念，从宏观角度看微观是静止的，微观是运动的；而从微观角度看宏观是运动的，宏观是静止的。
但它们之间又有密切的联系，例如水的三态变化，就是把微观的形态变化与宏观的状态变化联系起来，组成一个整体来研究的。
所以，我们可以说宏观上表现出来的现象是微观的，微观上表现出来的现象是宏观的。
因此，在宏观和微观上都要研究化学平衡，做好“四抓”：一抓量变，二抓质变，三抓平衡，四抓限量。
4。
化学平衡原理的应用(1)在化学反应前后质量守恒；(2)化学反应速率与化学平衡；(3)浓度对化学平衡的影响；(4)分离与提纯；(5)溶液中的反应。
化学平衡原理是进行科学探究的理论根据，当然，在教材中还会讲到其他的例子，例如对不饱和烃和氨基酸的相互转换，使人们得到不少的启示。
“化学平衡原理”这部分内容有一定的难度，不是初中化学课堂的主要学习内容。
但也不能忽视这一部分的知识，因为在中考试卷中有一道选择题，“写出2个不可逆反应的化学方程式”，就考查了学生对化学平衡的认识和掌握程度。
高中化学教案：化学平衡的原理与应用
高中化学教案：化学平衡的原理与应用一、化学平衡的概述化学平衡是指在封闭容器中的化学反应，当各种物质之间的反应速率达到动态平衡时发生。
在该状态下，虽然反应继续进行，但是反应物和产物的浓度保持稳定。
这种平衡与热力学能量最小原理相符合。
二、化学平衡的原理1. 动态平衡理论根据动态平衡理论，当一个可逆反应发生时，反应物转变为产物以及从产物重新转变回到反应物的过程同时进行。
在这个过程中，正向反应速率和逆向反应速率之间始终保持比例关系。
当两者速率相等时就达到了动态平衡。
2. 平衡常数（K）对于可逆反应 A + B ⇌ C + D ，可以定义其平衡常数 K 作为产物浓度与反应物浓度比值的乘积。
对于通用式 aA + bB ⇌ cC + dD ，其平衡常数表达式为 K =[C]^c[D]^d / [A]^a[B]^b 。
K 的大小代表了在给定温度下系统达到平衡时四个物质之间生成和消耗的能力。
3. 影响化学平衡的因素影响化学平衡的因素包括温度、压力/浓度以及催化剂等。
改变这些因素会导致平衡位置的移动。
三、化学平衡的应用1. 平衡常数与反应趋势预测通过比较反应物和产物的平衡常数，我们可以预测不同化学反应中哪一方向更容易发生。
大于 1 的 K 值代表在一定条件下生成物浓度较高；小于 1 的 K 值则表示相对生成物浓度较低。
2. 利用平衡常数进行微分分析通过测量产物或反应物之间相对浓度变化，可以构建电子传感器或使用荧光染料进行生化检验。
通过监控配体在金属离子溶液中形成络合物的程度，从而确定金属离子的浓度等。
3. 平衡与工业制程化学平衡在工业制程中具有重要作用。
例如，在铁矿石冶炼过程中，将铁矿石和焦炭在高温条件下加热，使其达到还原反应；然后采用湿法冷却气体，使水蒸汽和碳一酸盐转化为碳一氧化物和一水合氯化铁等。
4. 平衡与环境科学了解化学平衡对环境科学的影响，可以更好地评估自然环境中的污染和处理方法。
例如在自然水域中，了解鱼类吸收汞和表面活性剂的过程；或者研究发现海洋生态系统中溶解二氧化碳的速率。
化学化学平衡的原理
化学化学平衡的原理化学平衡的原理化学平衡是指在化学反应中，反应物转化为产物的速度与产物转化为反应物的速度相等的状态。
这个状态是动态的，意味着虽然反应物和产物的浓度不再变化，但反应仍在以相等的速率进行。
化学平衡的理论基础是化学平衡原理，该原理由法国化学家勒夏特利耶提出，在19世纪初被广泛接受。
化学平衡原理具有以下几个重要特点：1. 勒夏特利耶原理：勒夏特利耶提出，在恒温下，当反应体系达到平衡时，各种物质的活性或浓度的乘积的分数功率与它们的系数的乘积的指数总和之比保持恒定。
根据这个原理，我们可以建立平衡常数的表达式，用以描述平衡系统。
2. 平衡常数：平衡常数是衡量化学平衡程度的重要参量。
对于一般的化学反应 aA + bB ⇌ cC + dD，平衡常数 Kc 可以通过以下方程计算：Kc = [C]c[D]d / [A]a[B]b，其中方括号表示物质的浓度。
平衡常数越大，说明平衡位置偏向产物一方；平衡常数越小，说明平衡位置偏向反应物一方。
3. 影响平衡的因素：平衡系统的平衡位置受到多种因素的影响。
温度是最主要的影响因素之一。
根据勒夏特利耶原理，如果反应是放热的，增加温度会导致平衡位置偏向反应物一方，即平衡常数减小；反之，如果反应是吸热的，增加温度会导致平衡位置偏向产物一方，即平衡常数增大。
4. 平衡的移动：根据平衡系统的特点，我们可以通过改变反应条件来移动平衡位置。
除了温度，压力（对气体反应）和浓度（对溶解度反应和离子反应）的变化也可以影响平衡位置。
通过增大或减小反应物的浓度、改变反应体系的压力，可以使平衡系统移动到偏向产物或反应物的方向。
5. 动态平衡：化学平衡是一个动态的过程。
虽然在平衡状态下，反应物和产物的物质量似乎没有变化，但实际上反应物和产物仍在以相等的速率发生反应，只是反应的前进速率和后退速率相等，使得总体上物质的浓度保持不变。
总结起来，化学平衡的原理是基于勒夏特利耶提出的化学平衡原理，通过平衡常数和一系列影响因素来描述和解释平衡系统。
第五章 化学平衡
物理化学电子教案
大部分化学反应可以几乎同时朝正、反两个方 向进行, 在一定条件 (温度, 压力, 浓度)下, 当正反两 个方向的反应速度相等时, 体系就达到了平衡状态, 平衡状态就是反应的限度.
◆平衡后, 体系中各物质的数量按一定的比例关系不再 改变. 一旦外界条件改变, 平衡状态就要发生变化. ◆ 平衡状态从宏观上看是静态,实际上是一种动态平衡. ◆ 实际生产中需要知道: ①如何控制反应条件, 使反应 按人们所需要的方向进行; ②在给定条件下, 反应进行的最 高限度是什么?
θ rGm (T ) RT ln kfθ
rGm RT ln kfθ RT ln Qf
对理想气体反应:
则有:
Qf Qp
θ p
θ kfθ kp
rGm RT ln k RT ln Qp
第五章 化学平衡
物理化学电子教案
用化学反应等温式判断反应方向
化学反应等温式也可表示为：
物理化学电子教案
fG θ ) h ( H RT ln θ p fD θ θ [d ( D RT ln θ ) e( E RT ln p
fH ) ] θ p fE ) ] θ p
θ θ θ θ [( gG hH ) (d D eE )]
只有逆反应与正反应相比小到可以忽略不计的 反应，可以粗略地认为可以进行到底。这主要是由 于存在混合Gibbs自由能的缘故。
第五章 化学平衡
物理化学电子教案
如反应 D E 2F 为例，在反应过程中Gibbs自 由能随反应过程的变化如图所示。 R点，D和E未混合时Gibbs 自由能之和；
P点，D和E混合后Gibbs自 由能之和；
1 0
第五章化学平衡
Physical Chemistry
辽宁石油化工大学 李其明
1
第五章 化学平衡
Chapter 5 Chemical Equilibrium
2
需要解决的问题：
❖ 在一定条件下，反应物能否按预期的 反应变成产物？
❖ 如果不能，或者能，但产物量过少， 有无办法可想？
❖ 在一定条件下，反应的极限产率为多 少？
B yB B
yG g yR r yD d yE e
Kn
B nB B
nG g nR r nD d nE e
K0
K y
p p0
Bν B
K 0
K
n
p0
p
ν B
B
B nB
g
r
Kc
c B
BB
cG cD
d
cR cE e
K0
K c
RT p0
ν
B
B
当
B
B
0
即
K
B pB / po- B
pG / p0-pD / p0-
g d
pR / p0pE / p0-
r e
Kp
p 0-
B
B
K p
B
p B B
pG g pR r pD d pE e
9
pB pyB pnB / nB nB RT /V cB RT
K y
ln J p＝JRT ln
K
RT
p 0
ln
K0
RT
ln J
p
rGm 0， K o J p 系统未达平衡，反应正向进行
rGm 0， K o J p 系统已达平衡
第五章 化学平衡
• 反应： SO2(g)+0.5O2(g) SO3(g) SO2分子与O2分子会化合生成 SO3分子;但同 时, SO3分子也会分解为SO2和O2分子.
• 若体系的初始组成是原料SO2和O2, 那么在反应初期, 体系中主要 为SO2和O2分子, 它们之间的碰撞频率较高, 而SO3的分子数很少, 其分解的速率自然较低, 故在宏观上,反应向正方进行. • 随着反应进行, SO3分子的浓度逐步提高, 其分解速率也随之提高; SO2和O2的浓度逐步降低, 故合成SO3的速率也随之降低, 当达到 一定程度时, 两者的速率相等。此时，从宏观上看，体系的组成 不再变化，化学反应达到了平衡。
• rGm的单位是: J.mol-1.
• 化学反应通常在恒温、恒压下进行， rGm 可作为反应 过程进行方向的判据 。 1、若 rGm < 0 ，即∑B B < 0
反应物的化学势大于产物的化学势，反应自发正向进行; 2、若 rGm > 0 ，即∑B B > 0
反应物的化学势小于产物的化学势，反应自发逆向进行; 3、若 rGm = 0 ，即∑B B = 0
• 产物与反应物的标准态化学势之差决定了反应在给定条件下的反
应限度，即 eq的大小。
当反应进度 大于 0而小于 1时，由于反应物及产物以混合的方 式存在，产生了负值的混合吉布斯自由能改变量，使G总对的曲 线表现为有最低点的曲线而不是一条直线。 • 若反应物与产物并不相混合，则反应是有可能进行到底的，如一 定条件下碳酸钙的热分解反应或爆炸性反应。
底的＝1处，而是在其左侧＝ eq＜1的某处。
• 当反应进行到总自由能达到最低值，就达到了化学平衡而不能使 再加大了. 因为假若反应继续进行，就形成了自发地进行一个dG＞
物理化学-第五章化学平衡
ΔG1=0
ΔG2=RTln(bθ/b)
C4H6O4（饱和溶液, b=0.715 mol/kg)
G
f
G
θ m
(aq)
f
G
θ m
(s)
G1
G2
ΔfG
θ m
(aq)
Δf
G
θ m
(s)
RTln(bθ /b)
5.4 各种因素对化学平衡的影响 问题：
1. 对于已经达到平衡的反应，可否改变其平衡位置？
2. 如何选择最适宜的反应条件？ 工业合成氨 3H2(g) + N2(g) = 2NH3(g) 工业生产中的工艺条件一般是在520ºC， 30MPa，
B
pBeq
vB
pθ
平衡分压积
标准平衡常数, 简称平衡常数
rGmθ RT ln K θ 标准平衡常数Kθ热
力学定义式
K θ exp( rGmθ )
适用于任何类型的 化学反应
RT
任意化学反应
0 B BB
当化学反应处于平衡时：rGmeq
v
B
eq
B
0
B
化学势通式：
μB μBθ RTlnaB FB
（1） 根据反应的ΔrHmθ 和ΔrSmθ 计算
rGmθ
r
H
θ m
Tr Smθ
其中：
r
H
θ m
vB
f
H
θ m,
B
标准摩尔生成焓
B
Δr Smθ
vB Smθ , B
B
标准摩尔规定熵
由表中298.15K数据如何求T 下的ΔrGmθ？
T
r
H
θ m
化学平衡原理
化学平衡原理
化学平衡原理是指在封闭系统中，当反应达到一定状态时，反应物和生成物之间的物质转化速度达到一种动态平衡，并且在给定的条件下，反应物和生成物的浓度保持不变。
这个平衡状态可以通过利用Le Chatelier原理来描述和预测。
根据Le Chatelier原理，当系统处于平衡状态时，任何对系统
的扰动都会导致系统远离原来的平衡状态，以抵消该扰动。
换言之，当平衡被打破时，系统会通过移动反应方向，来重新建立新的平衡。
这意味着如果添加了反应物，平衡将向生成物方向移动；反之，如果添加了生成物，平衡将向反应物方向移动。
同样地，如果增加了温度，平衡常数将会改变以适应新的条件。
化学平衡的主要特征是反应物和生成物的浓度保持不变，而不是反应速率。
在达到平衡之后，虽然反应仍然在进行，但反应物和生成物的浓度都保持不变。
这是因为在平衡时，反应物和生成物之间的前向和反向反应速率相等。
化学平衡的条件包括温度、压力和浓度等因素。
通过调节这些条件，可以改变平衡常数，从而影响反应的方向和产物的生成量。
例如，提高温度会增加反应的速率，但同时也会改变平衡常数，使生成物的浓度减少。
化学平衡的研究对于理解和控制化学反应过程非常重要。
通过研究化学平衡原理，我们可以预测反应的方向和产物的生成量，并且可以控制反应的条件来调节反应的速率和产物的选择，从而应用于广泛的化学反应和工业生产中。
物理化学 第5章 化学平衡-讲稿
∆rG (T) 反应的标准摩尔Gibbs函数变化值，与标准化学势 反应的标准摩尔Gibbs函数变化值 标准摩尔Gibbs函数变化值， m
一样, 一样,仅是温度函数
Qp
称为压力商, 称为压力商,由参与反应的气体的压力决定
§5.2 化学反应等温方程式
（∆ r Gm）, p = ∆ r Gm (T ) + RT ln Qp T
∑ν
B
B
∑ν
B
B
µB > 0
§5.2 化学反应等温方程式
1、理想气体反应系统： 理想气体反应系统：
dD ( p D ) + eE ( p E ) = fF ( p F ) + gG ( p G )
等温等压下， 等温等压下，
∆ rG m =
∅ B
∑ν
B
B
µB
组分B在反应条件的化学势为： 组分B在反应条件的化学势为：
aB = γ B xB = xB
∅ K x = ∏ ( xB )ν B = K x e B
即以液相物质的量分数代替活度 代入标准平衡常数定义式： 代入标准平衡常数定义式： ▲
该式为理想液态混合物反应的标准平衡常数 该式为理想液态混合物反应的标准平衡常数
化学反应等温式的用途： 化学反应等温式的用途：若已知 ∆ r Gm (T ) 和 Q p ,就可以 来判断反应的方向和限度。 计算 （∆ r Gm）, p,来判断反应的方向和限度。 T
（ 只能用 ∆ r G m） , p 来判断反应的方向和限度,不能用 来判断反应的方向和限度, T ∆r Gm (T ) 来判断反应的方向和限度，除非系统都处于标准 来判断反应的方向和限度， 态。 是一个绝对值较大的负数时， 当 ∆ r Gm (T ) 是一个绝对值较大的负数时，基本上决定 的正、负号， 了 ∆ r Gm）, p 的正、负号，可近似用来判断反应的方向和 （ T 限度。 限度。
论化学平衡的原理
论化学平衡的原理
化学平衡是指在封闭系统中，反应物与生成物之间的物质转化速率达到一个动态平衡的状态。
化学平衡的原理可以通过以下几个方面进行解释：
1. 动力学原理：根据速率论，任何化学反应在给定条件下都有正向和反向两个反应速率，当正向反应速率等于反向反应速率时，反应达到平衡。
这是基于物质的不断碰撞和重新排列的动力学过程。
2. 热力学原理：根据热力学第二定律，自发反应的方向是朝着熵增加的方向进行的。
当一个化学反应达到平衡时，它的反向反应将与正向反应具有相等的熵变，即系统的总熵保持不变。
3. 勃朗特-罗宾逊原理：该原理说明当一个化学系统达到平衡时，它具有最低的自由能，即吉布斯自由能。
吉布斯自由能（G）是温度（T）、压力（P）和浓度（活度）的函数，当一个系统的自由能最小化时，系统达到平衡。
4. 质量作用定律：质量作用定律表明，在一定的温度和压力下，反应物与生成物的浓度之间存在着确定的定量关系。
对于一个化学系统，其反应物与生成物的浓度比例可以通过化学平衡常数（K）来确定。
当系统达到平衡时，反应物和生成物的浓度比例将保持不变。
综上所述，化学平衡的原理可以从动力学、热力学、勃朗特-罗宾逊原理和质量
作用定律等方面进行解释和推导。
化学平衡是一个动态平衡的状态，具有一定的物质转化速率和浓度比例，受到温度、压力和浓度等条件的影响。
第05章 化学平衡原理
化学平衡
第5章 化学平衡原理
5.1 化学平衡与标准平衡常数 5.2 标准平衡常数的应用 5.3 影响化学平衡移动的因素
为了方便理解， 为了方便理解，本章的讲授顺序和教材有些出入
5.1 化学平衡与标准平衡常数
5.1.1 化学平衡的基本特征
1.可逆反应与不可逆反应 1.可逆反应与不可逆反应 可逆反应：在一定条件下， 可逆反应：在一定条件下，一个化学反应既可以按照反应 方程式从左向右进行，又可以从右向左进行， 方程式从左向右进行，又可以从右向左进行，这样的反应 叫做可逆反应。 叫做可逆反应。
与熵相关
SmӨ的变化规律 1：对处于不同状态的同一物质而言，气态的熵值大于液态; 对处于不同状态的同一物质而言，气态的熵值大于液态; 液态的熵值又大于固态。 液态的熵值又大于固态。 2：混合物或溶液的熵值比纯物质的熵值高。 混合物或溶液的熵值比纯物质的熵值高。 3：在相同的温度和聚集状态下的不同物质，分子或晶体结构 在相同的温度和聚集状态下的不同物质， 较复杂的物质的熵值要大于简单分子。 较复杂的物质的熵值要大于简单分子。 4：同一物质在相同聚集状态时的熵值随温度的升高而增大。 同一物质在相同聚集状态时的熵值随温度的升高而增大。 aA + bB → cC + dD 温度对其影响不大） ΔrSmӨ = ΣυiSmӨ（温度对其影响不大）
第4章 总结
基元反应：能一步完成的化学反应（真实步骤）。 基元反应：能一步完成的化学反应（真实步骤）。 基元反应又 叫元反应、简单反应。 叫元反应、简单反应。 复杂反应：多步完成的反应（含多个元反应）。复杂反应又叫 复杂反应：多步完成的反应（含多个元反应）。复杂反应又叫 ）。 非（基）元反应、总反应。 元反应、总反应。 定速步骤：复杂反应中反应速率最慢的一步反应。 定速步骤：复杂反应中反应速率最慢的一步反应。 反应分子数：基元反应中直接参加反应的物种（分子、原子、 反应分子数：基元反应中直接参加反应的物种（分子、原子、离 子、自由基等）数目（基元反应中！！！）。 自由基等）数目（基元反应中！！！）。
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则 r Gm r G RT ln J
m
化学反应等温式
r Gm r G RT ln J
K p
c
/(c )
eq 2 H
J表示式与K同，只是采用任意状态浓度或分压
r G RT ln K
m
⑤ 基元反应的平衡常数
k 正 NO(g) CO2 (g) CO(g) NO2 (g) k逆
r正 k正cCOcNO2
平衡时：r正 r逆
r逆 k逆cNOcCO 2
H2 (g) I2 (g) 2HI(g)
MnO2
密闭容器中不能 进行到底 几乎完全分解
2KClO3 (s) 2KCl(s) 3O2
2. 化学平衡
在一定条件下，可逆反应处于正逆反应速 率相等的状态下，系统内组分的浓度或 分压不再随时间变化，称该系统达到热 力学平衡状态，简称化学平衡 ① 从客观上，系统的组成不再随时间而变 处于平衡态的物质浓度称为平衡浓度ceq、气体 采用平衡分压peq ② 化学平衡是相对的，是有条件的，是可移动的 ③ 化学平衡是动态平衡 ④ 平衡组成与达到平衡的途径无关
k正 cNO cCO2 K k逆 cNO2 cCO
只对基元反应适用
r G RT ln K
m
⑥ 经验平衡常数：浓度Kc，分压Kp或摩尔分 数Kx。除Kx外，一般说来，Kc和Kp都是有 量纲的，且与方程式写法有关，Kp的值还 与分压的单位有关。其换算关系自行推导 为生成物和反应物气体计量系数之和， 即气体物质的量的变化量， ⑦ 平衡常数越大，化学反应正向进行的程 度越彻底。 ⑧ 没有不标准平衡常数，以K代K
r G 75.65 kJ mol
m
-1
K 5.25 10
14
CuSO4· 2O(s)CuSO4(s)+5H2O(g 5H (2) 相对湿度60.0%，即
5 -2
pH2O / pH2O (饱和) 60.0%
5 5 -9
J ( pH2O / p ) = ( pH2O (饱和) 60.0% / p ) (3.12 10 0.600) =2.29 10 r Gm r Gm RT ln J -3 -9 75.65 8.3110 298ln 2.29 10 -1 26.4 kJ mol
eq E
eq F q
关于标准平衡常数 r Gm RT ln K
① 标准平衡常数等于参与反应的物质的相对 平衡浓度ceq/c(相对分压peq/p)以化学计量 数为指数的幂的乘积。可不写c、p，此 时c、p为相对浓度和相对分压。 ② 平衡常数只是温度T的函数，与起始浓度无 关，量纲为1 ③ 平衡常数与反应方程式相关 N2O4(g)=2NO2(g)
r m 24
r Gm r H m T r S m
K (400C) r G (400C)
m
r H m (400 C) r H m (25 C) r Sm (400 C) r Sm (25 C)
r Sm (r H m r Gm ) / T1 0.195kJ mol-1 K-1 r Gm (400C) r H m T2 r Sm 68.6kJ mol-1
K (p
1
eq 2 NO2
) /p
eq N2O4
eq eq 1/2N2O4(g)=NO2(g) K 2 pNO2 /( pN 2O4 )1/ 2
K
1
r G RT ln K
④ 由起始态至平衡态的过程中，凡浓度或压 力几乎保持恒定不变的物质项不必写入平 衡常数式。包括固相和纯液相
平衡转化率
B
例如：
def
n0 B neq B n0 B
GeO
100.0kPa 100.0 51.0 kPa 100% 49% W2 O6 100.0kPa
100.0 2.0 kPa 100% 98%
解： 2GeO (g)
开始pB/kPa 100.0
+ W2O6 (g) 2 GeWO4 (g)
100.0
98.0 2
0
变化pB/kPa -98.0
98.0
98.0
98.0 平衡pB/kPa 100.0-98.0 100.02
p(GeO)=100.0 kPa - 98.0 kPa =2.0kPa
第五章
化学平衡原理
第五章 化学平衡
勘误： p102：第5题，116 1.16 自学内容：
5.1 化学平衡与标准平衡常数
1. 可逆反应 在一定的反应条件下，一个反应既能由反应物 变为生成物，在相同条件下也能由生成物变 为反应物，这样的反应称为可逆反应。 原则上所有的反应都有可逆性，只是可逆程度 不同。
CaCO3 (s) 2H (aq)
HAc(aq) H2O(l) eq eq cH O cAc 3 K eq cHAc
eq eq CO2 Ca2
H O(aq) Ac (aq)
-
3
c为相对浓度
Ca 2 (aq) CO2 (g) H2O(l)
p、c为相对分压和相对浓度
eq pGeWO4 / p K 2 eq eq pGeO / p pW2O6 / p
98.0 p(W2O6)=100.0 kPa kPa=51.0 kPa 2 2
2
98.0 100 4.7 103 2 2.0 100 51.0 100
K3
G是状态函数，(1)+(2)=(3)
rG rG rG r G RT ln K RT ln K3 RT ln K1 RT ln K 2 ln K3 ln K1 ln K 2 ln( K1 K 2 )
3 1 2
K (400C) 2.110
5
例2：(平衡常数的测量)恒温恒容下，GeO(g)与 W2O6(g)反应生成GeWO4(g)： 2GeO (g)+W2O6(g) 2 GeWO4 (g) 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、反应的标准平衡 常数和反应物的转化率
K (K ) / K
3 2 2
1
耦合反应：通过一个反应带动另一个反应。 可使反应更趋于完善或使本来不能自发进行 的反应可以自发进行
1 -1 H 2 O(l) O 2 (g) H 2 O 2 (aq) r G1 106kJ mol 2 1 -1 Zn(s) O 2 (g) ZnO(s) r G2 319kJ mol 2 H2O(l) Zn(s) O2 (g) ZnO(s) H 2O2 (aq)
m
p p p 4. 标准平衡常数 ( ) ( ) p p 平衡时， r Gm RT ln eq eq pA m pD n rGm=0 ( ) ( ) p p eq eq pE p pF q ( ) ( ) p p eq B 令 K eq ( pB / p ) eq pA m pD n B ( ) ( ) p p 标准平衡常数 则 r Gm RT ln K
3. 化学反应等温式
反应方向的真正判据：rGm。rGm也是反应的推动力。 在rGm(<0)的推动下，反应趋向于平衡态，rGm 0。 当rGm =0时，反应达到平衡。因此需要考察rGm与 rGm的关系。 以理想气体气相反应为例，计量方程为：
mA(g) nD(g) pE(g) qF(g)
5.2 标准平衡常数的应用
1. 判断反应进行程度：在一定条件下达到化 学平衡时，平衡组成不再随时间而变。这表 明反应物向产物转变达到了最大限度。 K的数值反映了化学反应的本性，K值越大， 正向反应可能进行的程度越大；K值越小， 正向反应进行得越不完全。因此，标准平衡 常数K是一定温度下、化学反应可能进行的 最大限度的量度。
r G r G r G 214kJ mol
3 1 2
-1
6. 平衡常数的获得
例1. (平衡常数的理论计算)对于由SO2制备SO3 的反应，已知：
SO2(g) SO3(g) -396.7 -371.1
f H (kJ mol ) -1 f G (kJ mol )
g
g K p K c ( RT )
g K p Kx p
5. 多重平衡
在指定条件下，一个反应系统中的某一种(或 几种)物质同时参与两个(或两个以上)的化学 反应并共同达到化学平衡，称为同时平衡， 也称多重平衡
特点：至少有一种物质是共同的。平衡系统 中，共同的物种的状态是确定的，即只能有 一个浓度(或分压)数值
正向自发 逆向自发 化学平衡
2. rGm判据：ln J较小
r G 40kJ mol 反应多半正向进行 1 r G 40kJ mol 反应多半逆向进行 r G 40kJ mol1 必须用 r Gm判断反应方向
例4. 已知298 K、100 kPa下，水的饱和蒸气压为 3.12 kPa，CuSO4· 2O(s)、CuSO4(s)、H2O(g)的 5H fGm(kJ· -1)：-1880.06、-661.91、-228.50 mol (1)在此条件下，下述反应的rGm、K各是多少？ CuSO4· 2O(s)CuSO4(s)+5H2O(g) 5H (2)若空气中水蒸气的相对湿度为60.0%，上述反应 的rGm是多少？CuSO4· 2O(s)是否会风化？ 5H CuSO4(s)是否会潮解？ 解：(1)