第八章化学平衡

K 3K 1K 20.4 5 0.05 0 1 .023
课堂练习：
已知下列反应在1123K时的标准平衡常数：
(1)C（石墨）+CO2(g) → 2CO(g)；K10=1.3•1014 (2)CO(g)+Cl2(g) → COCl2(g)；K20=6.0•10-3 计算反应(3)2COCl2(g) → C(石墨)+CO2(g)+2Cl2(g) 在1123K时的K0值。
ΔS =191.5+(3 × 130.59)-(2 × 192.3)
=198.7 J.mol-1.K-1
即ΔGT ≈ΔH0298.15-TΔS0298.15 =92.22 - T × 198.7 × 10-3 0
T 92.22 464k 198.7103
二 标准平衡常数的应用
1 判断反应的程度 2 预测反应的方向 3 计算平衡的组成
8.2.1 浓度对化学平衡的影响
化学平衡的移动： 当外界条件改变时，化学反应 从一种平衡状态转变到另一种 平衡状态的过程。
因ΔG= ΔG 0+RTlnQ=RTln(Q/K0)，由 此可知，T、Q值发生变化，即浓度、压 力、温度都会使原来平衡发生移动。
由于ΔG0= -RTlnK0，
所以ΔG= -RTlnK0+RTlnQ
ln K Ө T 1rH Өm R 2 1T9 K 8 rSӨm R 29 K 8
当温度为T2时，
ln K Ө T 2rH Өm R 2 2T9 K 8 rSm ӨR 29 K 8
两式相减得：
lnK K ӨӨ T T1 2rH Өm R 29K 8 T 11T 12
lnK KT T1 2rHm R 298KT T 2 1 T T 21
（1） 判断反应的程度
K 愈大，反应进行得愈完全
（2） 预测反应的方向
Ө
Q<K
反应正向进行；
Ө
Q= K
系统处于平衡状态；
Q> KӨ 反应逆向进行。
（3） 计算平衡的组成
8.2 化学平衡的移动及其影响因素
8.2.1 浓度对化学平衡的影响 8.2.2 压力对化学平衡的影响 8.2.3 温度对化学平衡的影响 8.2.4 Le Chatelier 原理
r
G
m
T
RT
ln
K
T
将此式代入前式得 :
rGm T RT ln K RT ln Q
或 rGm
T
RT
ln
K Q
Gibbs函数变判据与反应商判据 Q K rGm 0 反应正向进行 Q K rGm 0 反应处于平衡 Q K rGm 0 反应逆向进行
rGmTRTlnKQ
例题：P248 8.1， 8.2， 8.3
Kp
[p(Y)]y [p(Z)]z [p(C)]c [p(D)d ]
Kc
[c(Y)]y [c(Z)]z [c(C)]c [c(D)d ]
2 标准平衡常数表达式
K [[c c((C Y))//c c ]]c y[[c c((D Z))//c c ]]d z,c1m/o Ll
注意： （1）实验平衡常数有单位，而 标准平衡常数是无单位的。
2.8 4 x
平衡时:
p(CO)=24.8kPa
p(Cl2)=2.3 10-6 kPa p(COCl2)=83.7kPa
CO
p0CO peqCO p0 CO
108.5 24.8 100% 1 0 8.5
77.1%
例2：已知反应：2NO2(g)
2NO(g)+O2(g)。若
NO2的起始浓度为1.0mol/L，NO2的分解率为
c0(Cl2)=0.0270mol·L-1，
c0(COCl2)=0。
计算373K反应达到平衡时各物种的分压和 CO的平衡转化率。
解：
CO(g) + Cl2 (g) → COCl 2(g)
开始cB/(mol·L-1) 0.0350 0.0270
0
开始pB/kPa 108.5 83.7
0
变化pB/kPa -(83.7-x) -(83.7-x)
（2）K值与T有关，不随C而变。
• 例：对于气相反应
H 2(g)I2(g)2H)I(g
Kp
[p(HI)/p]2
[p(H2)/
p][p(I2)/
p]
对于溶液中的反应 Sn2+(aq)+2Fe3+(aq)
Sn4+ (aq)+2Fe2+(aq)
Kc c Sn4 cSn2
/cc Fe2 /cc Fe3
3.3ⅹ10-3%。若NO2的起始浓度为1.0mol/L，求
平衡时各物质的浓度和平衡常数Kc。
解：
2NO2(g)
2NO(g) + O2(g)
起始浓度(mol/L)
1.0
0
0
平衡浓度（mol/L） 1.0
3.3ⅹ10-5 1.6 ⅹ 10-5
所以：
kc
c(O2)c2(NO) c2(NO2)
1.6 1 5 0 1 .(0 3 2 .3 1 5 0 )21.7 4 1 1 04
例：
试判断下列反应：N2(g)+3H2(g) → 2NH3(g)。 （1）在298.15K、标准态下能否自发进行； （2）298.15K时该反应的K0； （3）欲使上述反应在标准态下自发地逆向
进行，计算所需的最低温度。
解：（1）
N2(g)+3H2(g)
ΔfG0/(kJ.mol-1) 0 0
ΔG0298.15=2×(-16.5) kJ.mol-1
Van’t Hoff方程式
由
Ө
rGm
T
r
H
Ө
m
T
Tr
Ө
Sm
T
和 rGmӨ T RT ln K ӨT 得
RT
ln
KӨT
r
HmӨ
T
Tr
Ө
Sm
T
lnKӨTrH ӨmTrSӨmT
RT
R
在温度变化范围不大时
l
Ө
nK
TrHӨm2
9K8rSӨm2
9K8
RT
R
lnKӨ T与 1/T呈直线关系
当温度为T1时，
例：CaCO3(s) K=PCO2
CaO(sK)+ COP2p(CgO )2
Cr2O72-(aq) + H2O(l) 2CrO42-(aq) + 2H+(aq)
Kc2(Cr4O2)c2(H) c (C2rO72)
Zn(s) + 2H+(aq) H2(g) + Zn2+(aq)
K [cZ2 n [c /(cH ])p [/(c H 2 ])/p]
Q[[p piiX A//p p]]x a[[c ciiY B//c c]]b y
反应商判据
Q<KӨ Q = KӨ Q> KӨ
反应正向进行； 系统处于平衡状态； 反应逆向进行。
Q Q Q
3 计算平衡组成
例1: 反应 CO(g)+Cl2 (g) →COCl 2(g)，在恒 温恒容条件下进行。已知373K时K =1.5 108。 反应开始时：c0(CO)=0.0350mol·L-1Ө，
例题: 已知25℃时反应
（1）2BrCl(g) （2）I2(g)+Br2(g) 计算反应
Cl2(g)+Br2(g)的 K 1 =0.45 2IBr(g)的 K 2 =0.051
（3）2ClBr(g)+ I2(g) 2IBr(g)+ Cl2(g)的K 3 。
解：反应（1）+ （2）得：
2ClBr(g)+ I2(g) → 2IBr(g)+ Cl2(g)
K1 pH2p/pH I/ppI22/p
1 2H 2(g ) 1 2I2(g ) H I(g ) K 2
K2 pH2/p pH 1I2/ppI2/p12
1
(K1)2
2 H I ( g ) H 2 ( g ) I 2 ( g ) K 3
K3 pH2 p/p H I/p pI22/p(K1 )1
课堂练习：
解：（3）= -2*（2）-（1）= - [2*（2）+（1）]
K 3 (k2 )2 1 K 1 (6.0 1 3 0 )1 2 1.3 110 4
2.11010
§8.1.2 用等温式判断化学反应的方向和限度
一 Gibbs函数与化学平衡
等温方程式：
rGm
T
r
G
m
T
RT
ln
Q
反 应 达 到 平 衡 时 ， rG m (T ) 0， Q K
/c2 /c2
对于一般的化学反应
aA(g)bB(aq)cC(s) xX(g)yY(aq)zZ(l)
KppX A//ppxaccY B//ccby
（1） Kө 是无量纲的量。 （2） K ө 是温度的函数，与浓度、分压无关。
（3）标准平衡常数表达式必需与化学反应计 量式相对应。
H 2 ( g ) I 2 ( g ) 2 H I ( g ) K 1
第八章化学平衡
8.1 化学平衡与标准平衡常数
§8.1.1 可逆反应与化学平衡
§8.1.2 用等温式判断化学反应的方 向和限度
特征： （1）从客观上，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。
三 平衡常数
1. 实验平衡常数 对于反应 cC d D ((g g)) yY ) z( (Z ) g g
3、多重平衡规则
当几个反应式相加得到另一个反应式时， 其平衡常数即等于几个反应的平衡常数的乘积。 例： （1）N2(g)+O2(g) 2NO(g)；