化学平衡系统-2(精选)
高中化学知识点—化学平衡
高中化学知识点—化学平衡化学平衡是研究化学反应过程中物质浓度或压力的动态平衡态的一个重要概念。
了解化学平衡的基本原理对理解化学反应的方向性以及影响化学平衡的因素至关重要。
一、化学平衡的定义化学平衡是指在封闭系统中，当化学反应达到动态平衡时，反应物的浓度（或气压）不再发生变化。
在化学平衡下，正向反应和逆向反应以相同的速率进行，但不一定是以相等的量进行。
这时，反应物和生成物的浓度之间的比值称为平衡常数（Kc）。
二、平衡常数的计算平衡常数（Kc）可以通过反应物和生成物浓度之间的比值来计算。
对于一般的反应：aA + bB = cC + dD，其平衡常数表达式为：Kc =[C]^c[D]^d / [A]^a[B]^b，其中方括号表示物质的浓度。
三、平衡常数的意义平衡常数是描述化学反应的方向性的一个重要参数。
当Kc > 1时，平衡位置偏向生成物一侧，反向反应相对较弱；当Kc < 1时，平衡位置偏向反应物一侧，正向反应相对较弱；当Kc = 1时，正向反应和逆向反应的速率相等，平衡位置处于中性态。
四、化学平衡的影响因素1. 浓度变化：增加反应物浓度或减少生成物浓度会导致平衡位置向生成物一侧移动，反之亦然。
2. 压力变化：对于气相反应，增加总压力会导致平衡位置向物质摩尔数较少的一侧移动。
但如果反应物和生成物的摩尔数相等时，压力变化对平衡位置的影响较小。
3. 温度变化：增加温度会促进吸热反应，而减少温度会促进放热反应。
这是因为根据热力学第一定律，热量可以看作是一种能量，温度的变化会影响反应物和生成物之间的能量差。
4. 催化剂的作用：催化剂可以提高反应速率，但不改变反应的平衡位置。
五、Le Chatelier原理Le Chatelier原理是用来描述化学平衡系统对外界扰动的应对方式。
它表明，当一个封闭系统处于平衡态时，如果受到扰动，系统将会通过变化反应物和生成物的浓度以及平衡位置的移动来抵消这种扰动，以维持新的平衡态。
化学平衡常数精选习题含解析
化学平衡常数精选习题含解析1 写出下列反应的标准平衡常数的表达式和实验平衡常数表达式。
(1) 2SO 2(s) + O 2(g) =2 SO 3(s)(2) Ag 2O(s) = 2Ag(s) + 1/2O 2(g)(3) CO 2(g) = CO 2 (aq)(4) Cl 2(g) + H 2O (l ) = H +(aq) + Cl -(aq) + HClO(aq)(5) Ag 2CrO 4(s) = 2 Ag +(ap)+CrO 2-4 (aq)(6) 2NH 3(g) = N 2(g) + 3H 2(g)(7) Fe 2+(aq) + 1/2O 2(g) + 2H +(aq) = Fe 3+(aq) + H 2O(l)2 已知下列反应平衡常数：{}{}{}θθθθp O p p SO p p SO p K /)(/)(/)(22223={}{}{}θθθp O p p SO p p SO p K p/)(/)(/)(22223={}2/12/)(θθp O p K ={}2/12)(O p K =θθθp CO p c CO c K /)(/)(22=θθpCO p c CO c K P /)(/)(22={}{}{}θθθθθp Cl p c H c c Cl c c HlO c K/)(/)(/)(/)(2+-=)()()()(2Cl p H c Cl c HlO c K +-={}{}θθθc CrOc c Ag c K /)(/)(242-+=)()(242-+=CrO c Ag c K C {}{}{}23322/)(/)(/)(θθθθpNHp p H p pN p K ={}{}{}23322)()()(NH p H p N p K P ={}{}{}2/12223/)(/)(/)(/)(θθθθθp O p cH c c Fec c Fe c K +++=2/1223)()()()(O p H c Fe c Fe c K C +++=H 22S(g) S(s) + O 22(g)问反应H 2(g) + SO 22(g) + H 2S(g)的平衡常数是下列中的哪一个。
化学人教版(2019)必修第二册6.2.3化学平衡状态(共33张ppt)
任 务 02
2.1 化学平衡的建立
高温高压
N2 + 3H2 催化剂 2NH3
反应刚开始时：
速
率 v
v正
v逆
0
反应过程中：
v正 = v逆
化学平衡状态
t1
时间t
反应物浓度—最—大——，正反应速率—最—大—— ， 反应物浓度—逐—渐—减——小—，正反应速率—逐—渐—减——小，
生成物浓度为—0——，逆反应速率为—0—。 生成物浓度—逐—渐—增——大—，逆反应速率—逐—渐—增— 大
2.建立个性与共性、对立与统一的科学辩证观。
教学引入：高炉炼铁尾气之谜
教学引入：高炉炼铁尾气之谜
增加炼铁高炉的高度，不能改变高
炉尾气中CO的比例，原因是：
C+CO2
2CO是一个可逆反应，不
能完全进行，存在一定的反应限度。在
高炉中Fe2O3与CO的反应也不能全部转 化为Fe和CO2。
任 务 01
×100%
课堂检测
2.合成氨工业对国民经济和社会发展具有重要的意义。对于密闭容器中的反应：
高温高压
N2 + 3H2 催化剂 2NH3
673 K、30 MPa下，n(NH3)和n(H2)随时间t变化的关系如图所示。
下列叙述中正确的是( B )
A.c点处正反应速率和逆反应速率相等 B.a点的正反应速率比b点的大 C.d点(t1时刻)和e点(t2时刻)处n(N2)不同 D.在t2时刻，正反应速率大于逆反应速率
课堂检测
3.一定条件下，对于可逆反应
N2 + 3H2
高温高压 催化剂
2NH3
，表示正、逆
反应速率可以用N2或H2或NH3来表示：下列能表示反应达到化学平衡状态
化学平衡体系
两种类型间的溶液浓度换算的桥梁： 两种类型间的溶液浓度换算的桥梁：
d（密度） （密度）
(g / g)％× d ×1000 CB = M
解：
Tf = Kf bB Q两种 液 Kf相 ，Tf相 溶 的 同 同 ∴b1 = b2 设 素 1 尿 为，未 物 2 知 为 ；则 知 未 物的 摩尔 量为M2， 质 g1×1000 g2 ×1000 = G1× M1 G2 × M2 g2 ×G1× M1 M2 = G2 × g1 1 42.8×200×60.06 = = 342.7(gmol ) 1000×1.50
一、溶液的蒸气压下降 vapor pressure lowering
一、饱和蒸气压 任何物质都是以一定的聚集状 态出现且互相转化的。 (g) (l) (s) 如： H2O可以互相转化，这称之 为相变化。
蒸气压
当V蒸发＝V凝结时， 平衡态 液体：饱和溶液 蒸气：饱和蒸气 饱和蒸气所具有的压力：饱和蒸 气压，简称蒸气压。
查 表： Tf = 278.5K,
0 Tf = T f
Kf = 5.12K
Tf = 278.5 278.34 = 0.16
g ×1000 M = Kf G×Tf 0.322×1000 = 5.12× 80×0.16 =128.8
Example 3: 溶解3.24g硫于40.0g苯中， 溶解3.24g硫于40.0g苯中， 3.24g硫于40.0g苯中 苯的凝固点下降1.62K, 苯的凝固点下降1.62K, 求硫（摩尔质量32）的分子式。 求硫（摩尔质量32）的分子式。 32
《化学平衡教学》课件
在制药、石油化工、冶金等领域，化学平衡的计 03 算和分析对于工艺流程的优化和改进具有重要意
义。
环境保护中的应用
01 化学平衡在环境保护中发挥着重要作用，如大气 中温室气体的平衡、水体中污染物的平衡等。
02 通过研究污染物在环境中的化学反应和迁移转化 规律，可以预测和控制环境污染，制定有效的治 理措施。
THANKS
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化学平衡的计算方法
平衡图解法
通过作图和观察图像，利用平衡 常数和温度的关系，求出平衡常
数和温度的关系。
代数法
通过建立化学平衡的代数方程组 ，求解未知数。
微分法
利用化学反应速率和浓度的关系 ，建立微分方程，求解未知数。
04
化学平衡的应用
工业生产中的应用
化学平衡在工业生产中有着广泛的应用，如化学 01 反应器的设计和优化、催化剂的选择和制备等。
的结构和功能研究等。
05
化学平衡的实验研究
实验目的与原理
实验目的
通过实验探究化学平衡的原理，加深对化学平衡概念的 理解。
实验原理
化学平衡是指在一定条件下，可逆反应的正逆反应速率 相等，反应物和生成物浓度不再发生变化的状态。实验 将通过具体反应来展示化学平衡的形成和特点。
实验步骤与操作
实验步骤 1. 准备实验器材和试剂，包括反应容器、温度计、搅拌器、可逆反应的试剂等。
《化学平衡教学》 ppt课件
目录
• 化学平衡的基本概念 • 化学平衡的原理 • 化学平衡的计算 • 化学平衡的应用 • 化学平衡的实验研究
01
化学平衡的基本概念
平衡的定义
2.2.2 影响化学平衡的因素(教学课件)-高中化学人教版(2019)选择性必修一
①若m＋n＞p＋q
②若m＋n＜p＋q
③若m＋n＝p＋q
影响化学平衡的因素
3、温度对化学平衡的影响
原理
2NO2(红棕色)N2O4(无色) ΔH＝－56.9 kJ/mol
实验步骤
实验现象 实验结论
热水中混合气体颜色 加深 ，冰水中混合气体颜 色 变浅 。
混合气体受热颜色加深，说明NO2浓度 增大 ，即 平衡向 逆反应 方向移动；混合气体被冷却时颜色 变浅，说明NO2浓度 减小 ，即平衡向 正反应 方 向移动。
包权
人书友圈7.三端同步
化学平衡的移动
化学平衡的移动
一、化学平衡的移动
1、定义：当一个可逆反应达到平衡后，如果 浓度 、 压强 、 温度等反应条件改变，原来的平衡状态被破坏，化学平衡会 移动，在一段时间后会达到 新的化学平衡状态 。这个过程 叫做化学平衡的移动，简称 平衡移动 。 2．图示
化学平衡的移动
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化学平衡2
（3）反应会进行到什么时候“停止”？ v(正)=v(逆)
（4）此时，反应物和生成物浓度如何变化？ 反应物和生成物浓度不再改变
（5）给这个状态命名 化学平衡状态
（6）反应真的停止了吗？ 没有 处于动态平衡
二、化学平衡状态 1、化学平衡状态的定义
一定条件下，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浓度保持不变的状态。
（化2）？t_1升_、_高_t3_、温__t度_4时__刻__，、加体__入系__催中__化分__剂别__是、什_么降__条低__件压__发强__生__了。变
（3）下列时间段中，氨的百分含量最高的是（ A ）
V逆’
V逆
0
t1
t
C（反）增加，平衡向正方向移动
V
V正
V逆’ V逆 V正’
0
t1
t
C（反）减少，平衡向逆方向移动
V
V逆’
V正
V正’
0
V逆
t1
t
C（生）增加，平衡向逆方向移动
V正
V正’ V逆 V逆’
0
t1
t
C（生）减少，平衡向正方向移动
【窍门】看图像知方向：谁在上面就向谁移动
练习
1、 在有AgCl沉淀的的AgCl饱和溶液中，达到如下平
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（ CD ） A．升高温度 B．加大X的投入量 C．加催化剂 D．减小体积
10、一密闭容器中发生下列反应N2+3H2
2NH3；ΔH<0，
下图是某一时间段中反应速率与反应进程的曲线关系
图。回答下列问题：
（1）处于平衡状态的时间段是_t_0～__t_1__t2_～__t_3_t3～t4 t5～t6
化学平衡系统-2
平衡转化率：
α (B) =
例如：
def
n0 (B) − neq (B) n0 (B)
(100.0 − 2.0)kPa × 100% = 98% α (GeO) =
100.0kPa
α (W2 O 6
(100.0 − 51.0)kPa × 100% = 49% )=
100.0kPa
例题3：某容器中充有N2O4(g) 和NO2(g) 混合物，n(N2O4):n (NO2)=10.0:1.0。在308K， 0.100MPa条件下，发生反应： N2O4(g) 2NO2(g)； K (308K)=0.315
]z ]b
K
对于气体分子数增加的反应，ΣνB(g) > 0， xΣν B(g) > 1，Q>K ，平衡向逆向移动，即向气 体分子数减小的方向移动。 对于气体分子数减小的反应 ，ΣνB(g) <0， xΣν B(g) <1， Q < K ，平衡向正向移动，即 向气体分子数减小的方向移动。 对于反应前后气体分子数不变的反应， ΣνB(g) =0， xΣν B(g) =1， Q= K ，平衡不 移动。
98 . 0 p(W2O6)=100.0 kPa kPa=51.0 kPa 2
[ p (GeWO 4 ) / p ] K = [ p (GeO ) / p ] 2 [ p (W 2 O 6 ) / p ]
2
(98.0 100) 3 = = 4.7 ×10 2 (2.0 100) (51.0 100)
§3.3 化学平衡的移动
3.3.1 浓度对化学平衡的影响 3.3.2 压力对化学平衡的影响 3.3.3 温度对化学平衡的影响
3.3.1 浓度对化学平衡的影响
选修1 2-2 化学平衡
1.浓度变化对化学平衡的影响
v
v
v正
v正
v正
v逆
v逆
0
t1
t
①增大反应物浓度
v正
v逆
v逆
0
t1
t
②减小生成物浓度
v正 > v逆 平衡向正反应方向移动
增大反应物浓度或减小生成物浓度，平衡向正反应方向移动。
v
v
v逆
v正
v正
v正
v逆
v逆
v逆
v正
0
t1
t0
t1
t
③增大生成物浓度
④减小反应物浓度
v正 < v逆 平衡向逆反应方向移动
2.K与方程式的表达式的关系：
V2O5
① 2SO2(g) + O2(g3; ½ O2(g) V2O5 SO3(g) K2
若方程①=②×n； K1=K2n
① N2+3H2 ⇌ 2NH3 K1 ② 2NH3 ⇌ N2+3H2 K2
若方程①和②过程相反； K1=1/K2
B)
②生成物的产量一定增加
③反应物的转化率一定增大
④反应物浓度一定降低
⑤正反应速率一定大于逆反应速率
⑥加入催化剂可以达到以上目的
A．①② B．②⑤ C．③⑤ D．④⑥
答案：(1)不一定 (2)不一定 (3)一定不 (4)一定
2．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)温度改变，化学平衡一定发生移动。
(√ )
(2)只要v(正)增大，平衡一定正向移动。
( ×)
(3)不论恒温恒容，还是恒温恒压容器，加入稀有气体，平衡皆
发生移动。
(× )
3．(2012·大纲版全国卷)合成氨所需的氢气可用煤和水作原料经
高二化学平衡电离平衡复习课教案教案(精选3篇)
高二化学平衡电离平衡复习课教案教案（精选3篇）教案一：化学平衡复习课教案教学目标：1. 复习化学平衡的基本概念和公式；2. 熟练掌握用公式计算平衡常数和平衡浓度的方法；3. 能够解决与化学平衡相关的问题。
教学重点：1. 平衡常数的计算；2. 平衡浓度的计算；3. 化学平衡问题的解决。
教学难点：1. 平衡常数的理解和应用；2. 平衡浓度的计算。
学时安排：2学时教学内容和过程：一、复习概念1. 复习平衡反应、正向反应、逆向反应的概念；2. 复习平衡常数的定义和计算方法；3. 复习平衡浓度的定义和计算方法。
二、计算实例1. 通过实例演示如何计算平衡常数；2. 通过实例演示如何计算平衡浓度。
三、解决问题1. 教师提问学生如何解决实际化学平衡问题；2. 学生思考和回答问题。
四、课堂讨论1. 学生就所学内容进行讨论；2. 教师指导学生思考和解答问题。
五、小结1. 教师总结本课所学内容；2. 学生思考和总结。
教学资源：教科书、实验器材、黑板、彩笔等。
课后作业：1. 完成课后作业；2. 阅读相关参考资料，加深对化学平衡的理解和应用。
教案二：平衡电离平衡复习课教案教学目标：1. 复习平衡反应和电离反应的基本概念；2. 回顾电离平衡的条件和特点；3. 复习计算电离度和离析度的方法。
教学重点：1. 平衡反应和电离反应的复习；2. 电离平衡的条件和特点；3. 计算电离度和离析度的方法。
教学难点：1. 电离平衡的条件和特点；2. 计算电离度和离析度的方法。
学时安排：2学时教学内容和过程：一、复习概念1. 复习平衡反应和电离反应的概念；2. 回顾电离平衡的条件和特点。
二、电离度和离析度的计算1. 复习电离度和离析度的定义；2. 复习电离度和离析度的计算方法。
三、计算实例1. 通过实例演示如何计算电离度和离析度；2. 学生进行练习。
四、解决问题1. 教师提问学生如何解决实际问题；2. 学生思考和回答问题。
五、课堂讨论1. 学生就所学内容进行讨论；2. 教师指导学生思考和解答问题。
物理化学第4章-2 化学平衡
1化学反应速率与化学平衡34.3.1 可逆反应与化学平衡（一）化学反应的可逆性和可逆反应绝大多数化学反应都有一定可逆性：例如：N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g)只有极少数反应是不可逆的：例如： 2 KClO 3(s) =2 KCl (s) + 3 O 2 (g)可逆反应：在同一条件下，能同时向两个相反方向进行的反应。
4（二）化学平衡化学平衡的特征：（1）系统的组成不随时间而改变;（2）化学平衡是动态平衡。
（3）平衡状态与达到平衡的途径无关;定义：可逆反应在一定条件下，正反应速率等于逆反应速率时，反应体系所处的状态。
4.3.1 可逆反应与化学平衡5在373 K 恒温槽中反应一段时间后，达到平衡，测得平衡时N 2O 4和NO 2 浓度。
0.1600.100NO 2开始0.370.0700.100N 2O 4从反应混合物0.0720.100NO 2开始0.370.0140N 2O 4从产物0.1200NO 2开始0.360.0400.100N 2O 4从反应物c 2(NO 2)/c (N 2O 4)平衡浓度起始浓度N 2O 4-NO 2体系的平衡浓度（mol/L ）（373K ）化学平衡的实例N 2O 4 (g) 2 NO 2(g)无色红棕色64.3.2 平衡常数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的方程式计量系数次方的乘积之比，为一常数，称为“平衡常数”。
用K 表示。
2. 意义：表示在一定条件下，可逆反应能进行的极限。
K 越大，正反应进行得越彻底。
7有关化学平衡常数的说明①化学平衡常数K 只是温度的函数。
②平衡常数不涉及时间概念，不涉及反应速率。
例如：N 2O 4(g) 2 NO 2(g)T /K 273 323 373K 5×10-4 2.2×10-2 3.7×10-12SO 2(g) + O 2(g) 2SO 3(g) K =3.6 ×1024(298K)K 很大，但常温下反应速率很小。
化学平衡经典完整ppt课件
①增大水蒸汽浓度 ②加入固体炭 ③增加H2浓度
正向移动，CO浓度增大 不移动，CO浓度不变 逆向移动，CO浓度减小
结论：对平衡体系中的固态和纯液态物质，增加或减
小固态或液态纯净物的量并不影响v正、v逆的大小，所 以化学平衡不移动。
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27
思考与交流
(3)如图是合成氨的反应，N2(g)+3H2(g) 速率随时间的变化关系图。
2NH3
v—t图
v v正 v’正 = v’逆
v逆
0
t1
t
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5
二、化学平衡
1、概念： 在外界条件不变的情况下，可逆反应进行到一定
的程度时，v正 = v逆，反应物和生成物的浓度不再 发生变化，反应达到限度的状态，即化学平衡
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6
2、化学平衡的特征： 逆、等、动、定、变 ⑴逆： 研究的对象是可逆反应。 ⑵动： v正>0; v逆 >0
2NH3(g)，
①t0时反应从哪方开始？
②t1、t2分别改变的 条件及平衡移动的方向？
t0
t1
t2
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28
2、压强对化学平衡的影响
思考3：对于可逆反应:2SO2(g)+O2(g)⇌2SO3(g) ①密闭容器中，加2molSO2，1molO2，画出达到平衡时 的v-t图 ②平衡后的某个时刻t1，缩小容器的体积(即增大压强)， 此时v正、v逆如何变？为什么？
（1）体系中各组分的浓度不变√ （2）当m+n不等于p时，体系总压强不变√
（3）当m+n等于p时，体系总压强不变 （4）当A有颜色（B、C都无色）时，体系的颜色和
深浅不变√
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水体二氧化碳平衡系统及PH
1．碳酸的一级与二级电离平衡 天然水存在碳酸的一级与二级电离平衡为：
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13
二)天然水中常见的酸碱物质
天然水中常见的能解离出质子及与质子结合 的物质有：CO2·H20、CO32-、HCO3-、NH4+、、 NH3、H2PO4—、PO43-、H2SiO3，HSiO3-、H3BO3、 H4BO4等。这些物质在水中可形成如下酸碱衡可以看出，HCO3-、H2P04—、 HP042—等既是酸，又是碱。因它既可给出 (电离)质子，又可结合质子。
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15
上述这些平衡均可受水中H+浓度的影响。H+浓 度增加可使上述平衡向左移，H+减少则平衡向右 移。反过来说，则是水中酸碱物质的浓度比决定 了水的pH。由于一般天然水中所含酸碱物质主要 是碳酸盐的几种存在形态，即HCO3-、CO2、CO32-。 在水中存在的平衡(1)与(2)左右天然水pH的平衡， 其他平衡居次要地位。
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天然水几种常见酸碱的形态分布
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图4—1 天然水几种常见酸碱的形态分布
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高三化学化学平衡2-P
反应一：FeCl3 + 3KSCN Fe(SCN) 3 + 3KCl
黄色
红色
反应二：2NO2（g） N2O4（g）（正反应为放热反应）
红棕色 无色
实验设计的关键
• 建立平衡体系 • 控制单个变量进行对照实验
浓度对化学平衡的影响
实验现象及分析： 在相同的平衡体系中，加入溶液后，点滴板孔中溶液
的颜色加深，加入KSCN溶液后点滴板孔中的溶液颜色 也加深，说明任一反应物浓度的增加均使平衡向正反应
方向移动。
【问题】为什么增加任一反应物的浓度都能促使 平衡向正反应方向移动？（试从浓度的变化如何 影响V正 、V逆的速率来解释原因）
催化剂对化学平衡的无影响
V
速
率
V′逆
V正
V正′
V逆
0
（b）
t时间
v催化剂同等程度的加快或减慢正、逆反应速率(V正 =V逆)；对化学平衡无影响。
v催化剂能缩短平衡到达的时间
3、化学平衡
【复习】化学平衡状态的定义： 一定条件下，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浓度保持不变的状态。
v化学平衡的特征： 逆 ——可逆反应（或可逆过程） 等 ——V正 =V逆（不同的平衡对应不同的速率） 动 ——动态平衡。达平衡后，正逆反应仍在进行(V正=V逆≠0） 定 ——平衡时，各组分浓度、含量保持不变（恒定）
变 ——条件改变，平衡发生改变
一、化学平衡的移动
条件改变 V正=V逆≠0
平衡1
V′正≠V逆′一定时间 V′正=V′逆≠0
不平衡
平衡2
破坏旧平衡
建立新平衡
定义：可逆反应中，旧化学平衡的
破坏，新化学平衡建立过程叫做化 学平衡的移动。
化学平衡——精选推荐
平衡时
rGm (T) rGm (T) RT ln
B
(
pB p
)
B
rGm(T)= 0
rG
m
RT
ln K
0 RT ln K RK
p
pB pθ
νB eq
rGm RTlnKp
理想气体混合物反应系统的标准平衡常数
仅是温度的函数
p表示是“压力商”，以区别于其他标准平衡常 数
5.1 化学反应的等温式
5.1.1 化学反应概述 本章研究的化学反应系统的特点 1. 封闭系统 2. 不做非膨胀功
化学平衡的特征和微观特点
1. 参与反应的各物质的量不再随时间而改变 2. 正向反应速率等于逆向反应速率 3. 动态平衡
5.1.2 化学反应的方向与限度 在给定的条件(反应系统的温度、压力和组成)下:
Qp
pB pθ
B
压力商
Δ
r
G
m
(T)
Δr
G
m
(T)
RT ln
pB p
B
Δr
G
m
(T)
RT lnQp
用判断反应的方向和限度是：rGm(T)，不是rGm(T)
若rGm(T)是较大的负数(<-40kJ/mol)，基本上决定了 rGm(T)的正、负号，可近似用来判断反应的方向和限度。
m
RT ln K
定义
Kθ
exp
Δr G θm RT
exp
B
B
B
(
T)
RT
适用于任意相态的化学反应 它与标准态化学势有关，故与各物质的性质和标准态有关 它仅是温度的函数，压力已指定为标准压力 它是量纲一的量，单位为1
化学平衡特点
化学平衡特点
化学平衡是一种微观现象，是当反应物和生成物共存时，系统处于动力学平衡状态，反应物和生成物之间反应速度相等的特性。
具有化学平衡的反应，表示当反应物和生成物的浓度发生变化时，反应的速度也会发生变化，使系统浓度重新回到原来的状态。
化学平衡系统的反应速率和浓度都是依赖于反应温度的，在反应温度上升时，反应速率加快，反应物和生成物的浓度变化趋势相反，以调整系统浓度恢复平衡。
化学平衡有其特定的特点，包括：
（1）系统浓度变化不可逆：反应从一个平衡状态，转变到另一个平衡状态时，反应物和生成物的浓度发生变化，但不是可逆的，即不能恢复原先的状态。
（2）平衡位置不变：即使反应物和生成物的浓度发生变化，也不会影响平衡状态的位置，反应物和生成物的浓度会调整，以维持相同的平衡位置。
（3）反应物和生成物的浓度变化有一定的特点：当反应物的浓度上升时，反应的速率加快，生成物的浓度下降；当生成物的浓度上升时，反应的速率减慢，反应物的浓度下降。
（4）环境温度或压力变化时，平衡位置也会发生变化：当温度发生变化时，反应的速率发生变化，从而使得反应物和生成物的浓度发生变化，使维持平衡的位置也随之发生变化。
有了以上几点特点，说明化学平衡反应是一种动态过程，而不是
一个静态平衡，当反应物和生成物之间浓度发生变化时，反应速度也会变化，使系统浓度回调整至原来的状态，维持系统处于动力学平衡状态。
因此，可以从物理学以及化学特点出发，研究微观系统的平衡态，构建平衡反应的动力学模型，以揭示其定性行为特征和定量的数学关系，进而推动反应系统的研究和应用。