最新南京大学 第五版 无机及分析化学 第三章 化学平衡和化学反应速率讲解学习
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无机及分析化学课件-第3章 化学反应速率与化学平衡
复杂反应 : 由二个或二个以上基元反应构成 的化学反应称为复杂反应。
12
化学动力学研究的重要任务之一就是 研究反应机理，确定反应历程，深入 地揭示反应速率的本质，这在理论上 和实践中都有重要意义。
13
例如反应
2N2O5==== 4NO2 + O2
是由三个步骤组成的复杂反应：
(1)
N2O5 慢N2O3 + O2
ν = kc(A)c2(B)
k = 1.2 mol-2.L2.s-1
20
4. 反应级数 order of reaction
化学反应的反应速率与各反应物 浓度某次方的乘积成正比。
v = kcα(A)cβ(B)
速率方程式中，某反应物浓度 的方次( α或β )称为该反应物的级数， 全部反应物级数的加和 (α + β + ) 称为该反应的级数 。
(2)
N2O3 快NO2 + NO
(3)
N2O5 + NO 快3 NO2
这三个基元反应的组成表示了总反应经
历的途径。反应速率最慢的那一步基元
反应称为定速步骤。
14
3. 速率方程和速率常数
(1) 质量作用定律 law of mass action
一定温度时，基元反应的反应速率 与各反应物浓度系数次方的乘积成正比. 即基元反应
ln k Ea 1 ln A RT
或
k AeEa/RT
A: 指前因子 Ea: 活化能 32
假设：某反应由T1变为T2，则k1变为k2
ln k1
Ea R
1 T1
ln A
(1)
ln k2
Ea R
1 T2
ln A
(2)
12
化学动力学研究的重要任务之一就是 研究反应机理，确定反应历程，深入 地揭示反应速率的本质，这在理论上 和实践中都有重要意义。
13
例如反应
2N2O5==== 4NO2 + O2
是由三个步骤组成的复杂反应：
(1)
N2O5 慢N2O3 + O2
ν = kc(A)c2(B)
k = 1.2 mol-2.L2.s-1
20
4. 反应级数 order of reaction
化学反应的反应速率与各反应物 浓度某次方的乘积成正比。
v = kcα(A)cβ(B)
速率方程式中，某反应物浓度 的方次( α或β )称为该反应物的级数， 全部反应物级数的加和 (α + β + ) 称为该反应的级数 。
(2)
N2O3 快NO2 + NO
(3)
N2O5 + NO 快3 NO2
这三个基元反应的组成表示了总反应经
历的途径。反应速率最慢的那一步基元
反应称为定速步骤。
14
3. 速率方程和速率常数
(1) 质量作用定律 law of mass action
一定温度时，基元反应的反应速率 与各反应物浓度系数次方的乘积成正比. 即基元反应
ln k Ea 1 ln A RT
或
k AeEa/RT
A: 指前因子 Ea: 活化能 32
假设：某反应由T1变为T2，则k1变为k2
ln k1
Ea R
1 T1
ln A
(1)
ln k2
Ea R
1 T2
ln A
(2)
无机及分析化学 第3章 化学反应速率与化学平衡
改变系统的热力学内能。
2. 恒压反应热Qp与焓变H
Qp： 在等温条件下，系统在恒压不做非体积功的过 程中的化学反应热效应。
注：由于大多数化学反应在恒压下进行，一般反应热效应不 特别注明均为恒压反应热Qp。 由热力学第一定律得：U = Qp pV Qp = U + pV = (U2 U1) + p (V2 V1) = (U2 + p2V2) (U1 + p1V1)
四、热和功
1、热：由于温差引起的能量传递 体系吸热＋Q，体系放热－Q 2、功：除热外，其他形式的能量传递 系统对环境做功＋W，环境对系统做功－W
体积功 W F l PS l P V 其他功: 如电功
注意点： 热和功：体系与环境交换能量的两种形式，不是状态函数 热和功的数值与途径有关，但它们的代数和（内能）与途 径无关
讨论恒压反应： A+B 始态
G
H1 C+D H5 H+I
E+F 终态
根据盖斯定律有： H1 = H2 + H3 = H4 + H5 + H6
如同一反应条件下的下列三个反应 C(s) + O2 CO2(g) H1 C(s) + 1/2O2 CO(g) H2 CO(g) + 1/2O2 CO2(g) H3 可设计为：
解：已知 Q = 500J P = 101.325kPa V=1.0dm3
W = pV = 101.325×103 ×1.0 × 10-3 =101.325 J 则 U(体系) = Q – W = 500 – 101.325 = 398.675 J U′ (环境) = Q′ + W ′ = (500 J) + 101.325 J = 398.675 J
2. 恒压反应热Qp与焓变H
Qp： 在等温条件下，系统在恒压不做非体积功的过 程中的化学反应热效应。
注：由于大多数化学反应在恒压下进行，一般反应热效应不 特别注明均为恒压反应热Qp。 由热力学第一定律得：U = Qp pV Qp = U + pV = (U2 U1) + p (V2 V1) = (U2 + p2V2) (U1 + p1V1)
四、热和功
1、热：由于温差引起的能量传递 体系吸热＋Q，体系放热－Q 2、功：除热外，其他形式的能量传递 系统对环境做功＋W，环境对系统做功－W
体积功 W F l PS l P V 其他功: 如电功
注意点： 热和功：体系与环境交换能量的两种形式，不是状态函数 热和功的数值与途径有关，但它们的代数和（内能）与途 径无关
讨论恒压反应： A+B 始态
G
H1 C+D H5 H+I
E+F 终态
根据盖斯定律有： H1 = H2 + H3 = H4 + H5 + H6
如同一反应条件下的下列三个反应 C(s) + O2 CO2(g) H1 C(s) + 1/2O2 CO(g) H2 CO(g) + 1/2O2 CO2(g) H3 可设计为：
解：已知 Q = 500J P = 101.325kPa V=1.0dm3
W = pV = 101.325×103 ×1.0 × 10-3 =101.325 J 则 U(体系) = Q – W = 500 – 101.325 = 398.675 J U′ (环境) = Q′ + W ′ = (500 J) + 101.325 J = 398.675 J
无机及分析化学 第3章【精选】
RT
或 ln k2 Ea ( 1 1 )
k1 R T1 T2
k AeEa/RT
例 已知某反应在35℃时的反应 速率比25℃ 时快两倍, 试求该反 应的活化能.
解：根据Arrhenius公式得:
ln 2 Ea 1 1 8.314 298 308
Ea=528.9kJ/mol
1. 瞬时速率
dc(P)
dc(R)
lim c / t t 0 dc / dt
反应刚开始时，速率大，然后不断减小，故 瞬时速率体现了反应速率变化的实际情况。
反应 a A + d D == g G + h H
反应速率表示为
1 dnB 1 dξ V B dt V dt
求该反应的速率方程式和速率常数k .
解：与c(A)成正比，
与c(B)的平方成正比
= kc(A)c 2(B)
k = 1.2 mol-2.L2.s-1
4. 反应级数 order of reaction
化学反应的反应速率与各反应 物浓度某次方的乘积成正比.
= k c a (A)c b(B)
速率方程式中，某反应物浓度
对于复杂反应：
① 若已知反应机理，可根据定速步 骤书写速率方程式.
如 2NO(g)+Br2(g)==2NOBr(g)的 反应机理为：
(1) NO+Br2==NOBr2 (慢) (2) NOBr2 + NO ==2NOBr (快)
则速率反程为 = kc(NO)c(Br2)
② 根据实验数据来设定并求解速率 方程
2N2O5====4NO2+O2
是由三个步骤组成的复杂反应：
（1） N2O5 慢N2O3 O2
或 ln k2 Ea ( 1 1 )
k1 R T1 T2
k AeEa/RT
例 已知某反应在35℃时的反应 速率比25℃ 时快两倍, 试求该反 应的活化能.
解：根据Arrhenius公式得:
ln 2 Ea 1 1 8.314 298 308
Ea=528.9kJ/mol
1. 瞬时速率
dc(P)
dc(R)
lim c / t t 0 dc / dt
反应刚开始时，速率大，然后不断减小，故 瞬时速率体现了反应速率变化的实际情况。
反应 a A + d D == g G + h H
反应速率表示为
1 dnB 1 dξ V B dt V dt
求该反应的速率方程式和速率常数k .
解：与c(A)成正比，
与c(B)的平方成正比
= kc(A)c 2(B)
k = 1.2 mol-2.L2.s-1
4. 反应级数 order of reaction
化学反应的反应速率与各反应 物浓度某次方的乘积成正比.
= k c a (A)c b(B)
速率方程式中，某反应物浓度
对于复杂反应：
① 若已知反应机理，可根据定速步 骤书写速率方程式.
如 2NO(g)+Br2(g)==2NOBr(g)的 反应机理为：
(1) NO+Br2==NOBr2 (慢) (2) NOBr2 + NO ==2NOBr (快)
则速率反程为 = kc(NO)c(Br2)
② 根据实验数据来设定并求解速率 方程
2N2O5====4NO2+O2
是由三个步骤组成的复杂反应：
（1） N2O5 慢N2O3 O2
大学教材《无机及分析化学》PPT之03-反应速度和平衡
【例】在某温度下，测得下列反应4HBr(g) + O2(g) =
2H2O(g) + 2Br2(g)的 dc ( Br2 ) 4.0 10 5 mol L-1 s-1。
dt
求（1）此时的
dc (O2 ) dc ( HBr ) dt dt
dc ( HBr ) 4 dt
dc (O2 ) dt
【k的特征】
r kc c
m n A B
由化学反应本身决定，是化学反应在一定温度时
的特征常数，不同的反应有不同的k值。
同一反应的k值与反应物浓度无关；但随T、催化 剂等变化。
相同条件下，k值越大，反应速率越快。
单位：mol1-X LX-1 s-1 （X＝m＋n，总反应级数）。
三、反应级数
§1 化学反应速率
一、化学反应速率的定义
化学反应种类繁多，反应有快有慢： 快反应：白磷在40℃燃烧，爆炸等 慢反应：腐蚀，NO2分解
为了表示化学反应的快慢，引入反应速率的概念。
如何表示反应速率呢？
还记得反应进度吗？
2 1
时间（t）
nB
B
二者联合，能否表 示反应快慢呢？
应速率的极限值。
aA + bB dD + eE
平均反应速率：
r 1 c A a t 1 c B b t 1 c D d t 1 c E e t
瞬时反应速率（简称反应速率）：
r
1 dc A a dt
1 dcB b dt
1 dcD d dt
1 dcE e dt
将反应进度除以反应时间：
1 2 :
t
化学反应速率和化学平衡ppt课件
VA·耗:VC·耗=x:z VA·耗:VB·生=x:y；
各物质的百分含量保持不变。
35
3、化学平衡状态的标志：
混合气体的总压、总体积、总物质的量
不随时间的改变而改变；
间 各物质的浓度不随时间的改变而改变；
接 的
各物质的物质的量不随时间改变而改变； 各气体的分压、分体积不随时间改变
而改变。
36
4、判断化学平衡状态的方法⑴
注意单位的一致性7
2、影响化学反应速率的因素
内因：反应物的性质 外因：浓度、温度、压强、催化剂、颗粒
大小、光、等等
8
（1）浓度的影响
其他条件不变时，增大反应物浓度，可增大化学反 应速率；减小反应物浓度，可减小化学反应速率。
此规律只适用于气体反应或溶液中的反应，对纯液 体或固体反应物一般不适用（它们的浓度是常数）。
11
（3）温度的影响
当其他条件不变时，升高温度，可以增大 反应速率；降低温度，可以减慢反应速率。
无论是吸热反应还是放热反应，温度升高， 反应速率都增大，只不过吸热反应增大的 幅度更大。
实验测知，温度每升高10℃，反应速率通 常增大到原来的2～4倍。
12
例题3、
反应A(g)+B(g) C(g)的反应速率，当温 度每升高10℃时，速率增加为原来的3倍。
平衡
不一定 平衡
不一定 平衡
38
4、判断化学平衡状态的方法⑶
项目
mA(g) + nB(g) +qD(g)
pC(g)
是否 平衡
压强
当 m + n≠ p + q 时，总压力一 定 (其它条件一定)
14
（5）其它因素的影响
各物质的百分含量保持不变。
35
3、化学平衡状态的标志：
混合气体的总压、总体积、总物质的量
不随时间的改变而改变；
间 各物质的浓度不随时间的改变而改变；
接 的
各物质的物质的量不随时间改变而改变； 各气体的分压、分体积不随时间改变
而改变。
36
4、判断化学平衡状态的方法⑴
注意单位的一致性7
2、影响化学反应速率的因素
内因：反应物的性质 外因：浓度、温度、压强、催化剂、颗粒
大小、光、等等
8
（1）浓度的影响
其他条件不变时，增大反应物浓度，可增大化学反 应速率；减小反应物浓度，可减小化学反应速率。
此规律只适用于气体反应或溶液中的反应，对纯液 体或固体反应物一般不适用（它们的浓度是常数）。
11
（3）温度的影响
当其他条件不变时，升高温度，可以增大 反应速率；降低温度，可以减慢反应速率。
无论是吸热反应还是放热反应，温度升高， 反应速率都增大，只不过吸热反应增大的 幅度更大。
实验测知，温度每升高10℃，反应速率通 常增大到原来的2～4倍。
12
例题3、
反应A(g)+B(g) C(g)的反应速率，当温 度每升高10℃时，速率增加为原来的3倍。
平衡
不一定 平衡
不一定 平衡
38
4、判断化学平衡状态的方法⑶
项目
mA(g) + nB(g) +qD(g)
pC(g)
是否 平衡
压强
当 m + n≠ p + q 时，总压力一 定 (其它条件一定)
14
（5）其它因素的影响
无机及分析化学 第三章_化学平衡和化学反应速率
解：未分解前PCl5的分压为
p mRT 3.148.315 500 62.7kPa
MV
208.2 1.00
设平衡时PCl3的分压为x kPa
PCl5(g)
PCl3(g) + Cl2(g)
化 peq/kPa 62.7- x
x
x
学
62.7-x+x+x = 120
x = 57.3
平 衡
K
p(
PCl3) p(Cl2 p(PCl5 )
(4) 标准平衡常数表达式必须与化学反应计量式相对应
化
H2(g) I2(g)
2HI ( g)
学 平
K1θ
{ p(HI ) / pθ}2 { p(H2 ) / pθ}{ p(I2 )
/
pθ}
衡 1/ 2H2(g) 1/ 2I2(g)
HI ( g)
K2θ
{ p(H2 )
/
{ p(HI ) pθ}1/ 2
0
0
x
x
化 学 平 K 衡
pCO2 / p pH2 / p pCO / p pH2O / p
xRT Vp
xRT Vp
(2.0 x)RT Vp
(3.0 x)RT Vp
K
x2
1.0
(2.0 x)(3.0 x)
X = 1.2mol
化
学 平
转化率
平衡时某反应物转化的量 反应开始时该反应物的量
衡 物质的量，(2) PCl3的平衡转化率。
解：(1) 设PCl3(g)及Cl2(g)的始态分压为x Pa
3.1.1 化学平衡的特征
化 一、可逆反应和化学平衡 学 1. 可逆反应：在一定条件下既能向正反应进 平 行，又能向逆反应进行的反应。几乎所有的 衡 反应都是可逆的，只不过可逆的程度不同而
p mRT 3.148.315 500 62.7kPa
MV
208.2 1.00
设平衡时PCl3的分压为x kPa
PCl5(g)
PCl3(g) + Cl2(g)
化 peq/kPa 62.7- x
x
x
学
62.7-x+x+x = 120
x = 57.3
平 衡
K
p(
PCl3) p(Cl2 p(PCl5 )
(4) 标准平衡常数表达式必须与化学反应计量式相对应
化
H2(g) I2(g)
2HI ( g)
学 平
K1θ
{ p(HI ) / pθ}2 { p(H2 ) / pθ}{ p(I2 )
/
pθ}
衡 1/ 2H2(g) 1/ 2I2(g)
HI ( g)
K2θ
{ p(H2 )
/
{ p(HI ) pθ}1/ 2
0
0
x
x
化 学 平 K 衡
pCO2 / p pH2 / p pCO / p pH2O / p
xRT Vp
xRT Vp
(2.0 x)RT Vp
(3.0 x)RT Vp
K
x2
1.0
(2.0 x)(3.0 x)
X = 1.2mol
化
学 平
转化率
平衡时某反应物转化的量 反应开始时该反应物的量
衡 物质的量，(2) PCl3的平衡转化率。
解：(1) 设PCl3(g)及Cl2(g)的始态分压为x Pa
3.1.1 化学平衡的特征
化 一、可逆反应和化学平衡 学 1. 可逆反应：在一定条件下既能向正反应进 平 行，又能向逆反应进行的反应。几乎所有的 衡 反应都是可逆的，只不过可逆的程度不同而
南京大学第五版无机及分析化学第三章化学平衡和化学反应速率
反响的平衡常数为这假设干个分步反响平衡常数的乘积〔或
商〕。
2NH3(aq) + 2H2O(l) ⇌ 2NH4+(aq) + 2OH(aq) (a)
CO2(g) + H2O(l) ⇌ H2CO3(aq)
(b)
H2CO3(aq) ⇌ CO32(aq) + 2H+(aq)
(c)
+) 2H+(aq) + 2OH(aq) ⇌ 2H2O(l)
这里，近似地认为 rHm 和 rSm 不随温度变化。
(1) (2)
24
3.2.2 化学平衡移动程度的计算
温度对化学平衡的影响表现为K随温度而变。
升高温度，使平衡向吸热方向移动；降低温度，使平衡向放热方向移动。
温度使化学平衡常数发生变化：
lnK2 K1
rR HTT21T2T1
上式说明了温度对平衡常数的影响。讨论如下：
36
3.4.2 质量作用定律
“基元反响的反响速率与反响物浓度以方程式中化学计量 数的绝对值为乘幂的乘积成正比〞 一般基元反响
速率方程
该式称为质量作用定律表达式或速度方程。比例系数k 叫做反响速度常数，在数值上等于各反响物浓度都是单位浓 度时的反响速度。k值的大小由反响本性决定，是反响的特 征常数。k与浓度无关，温度升高那么k增大。
9
例题 3-1
将 1.5 mol H2 和1.5 mol I2充入某容器中，使其在 793 K到达 平衡，经分析，平衡系统中含 HI 2.4 mol。求以下反响在该 温度下的 K 。
解：
10
例题 3-2
将N2(g)和H2(g)以1 3体积比装入一密闭容器中，在673K、 5000kPa压力下反响到达平衡，产生12.5%的NH3(g)〔体积 比〕，求该反响的标准平衡常数K ？
化学反应的速率与化学平衡课件
结论
温度不变时，增大体系的总压力，平衡向着气体分 子数少的方向移动，反之成立。
（三）温度对化学平衡的影响
2NO2(g) 红棕色
N2O4(g) 无色
温度水升热高，平衡向吸冰热反应的方向温移常动， 温度降低，平衡向放热反应的方向移动。
结论：
c反应物↑，平衡向正反应移动，反之成立； c生成物↑，平衡向逆反应移动，反之成立。 c反应物↑ ，c生成物↓平衡移动一致，反之是。 p↑，平衡向分子数少的方向移动，反之是。
三 影响因素
物质本性 反应物浓度 温度 催化剂
(一)浓度对化学反应速率的影响
1.基元和非基元反应 一步完成的反应是基元反应,多步完成的反 应是非基元反应 2.质量作用定律
对基元反应 mA+nB=pC+bD
V=k·c
m A
·cBn
速率常数k ： k表示在一定温度下,反应物浓度都为
1时的该反应的反应速率。
催化剂：能改变化学反应速率,而本身化学 组成、性质及质量在反应前后都不发生变化 的物质叫催化剂
正催化剂：能增加反应速率 负催化剂：能减慢反应速率
催化原因： 它与反应物之间形成了一种势能较低且很不 稳定的过渡态活化络合物，改变了反应历程, 降低了反应的活化能。
§4-2 化学平衡
一 化学反应的可逆性和化学平衡 在同一条件下，能同时向两个相反方向进行的 反应叫可逆反应.
二 化学平衡常数
(一) 定义
在一定温度下,可逆反应达到平衡时,生成物浓度幂 的乘积与反应物浓度幂的乘积之比是一个常数.
公式
设反应为: aA+bB
dD+eE
k正 [D]d [E]e Kc = k逆 = [A]a [B]b
对气体可以用各物质的分压代替浓度计算平衡常 数，得Kp
温度不变时，增大体系的总压力，平衡向着气体分 子数少的方向移动，反之成立。
（三）温度对化学平衡的影响
2NO2(g) 红棕色
N2O4(g) 无色
温度水升热高，平衡向吸冰热反应的方向温移常动， 温度降低，平衡向放热反应的方向移动。
结论：
c反应物↑，平衡向正反应移动，反之成立； c生成物↑，平衡向逆反应移动，反之成立。 c反应物↑ ，c生成物↓平衡移动一致，反之是。 p↑，平衡向分子数少的方向移动，反之是。
三 影响因素
物质本性 反应物浓度 温度 催化剂
(一)浓度对化学反应速率的影响
1.基元和非基元反应 一步完成的反应是基元反应,多步完成的反 应是非基元反应 2.质量作用定律
对基元反应 mA+nB=pC+bD
V=k·c
m A
·cBn
速率常数k ： k表示在一定温度下,反应物浓度都为
1时的该反应的反应速率。
催化剂：能改变化学反应速率,而本身化学 组成、性质及质量在反应前后都不发生变化 的物质叫催化剂
正催化剂：能增加反应速率 负催化剂：能减慢反应速率
催化原因： 它与反应物之间形成了一种势能较低且很不 稳定的过渡态活化络合物，改变了反应历程, 降低了反应的活化能。
§4-2 化学平衡
一 化学反应的可逆性和化学平衡 在同一条件下，能同时向两个相反方向进行的 反应叫可逆反应.
二 化学平衡常数
(一) 定义
在一定温度下,可逆反应达到平衡时,生成物浓度幂 的乘积与反应物浓度幂的乘积之比是一个常数.
公式
设反应为: aA+bB
dD+eE
k正 [D]d [E]e Kc = k逆 = [A]a [B]b
对气体可以用各物质的分压代替浓度计算平衡常 数，得Kp
化学反应速率与化学平衡—化学反应速率(无机化学课件)
0.1mol L1 s1
υ
NH3
C NH3 t
(0.4 0.0)mol L1
2s
0.2mol L1 s1
υ H2 : υ N 2 : υ NH3 3 : 1 : 2
一、化学反应速率的定义及表示方法
02
化学反应速率的比较
二、化学反应速率的比较
①
υ H2 0.3mol L1 s 1
（2）压强改变，必须引起浓度改变，化学反应速率才会改变。 所以压强对化学反应速率影响的实质为浓度对化学反应速率的影响。
02
应用
二、应用
工业应用
原料
造 气
净 化
合 成
分 离
氨
循环气
高温、高压
N2 + 3H2
催化剂
2NH3
条件
合成氨生产的工艺流程中，氨合成工段是整个工艺过程的核心，合成压力 一般采用30MPa左右的高压操作，此时的综合费用会下降40%左右，但对设 备材料要求较高。
υ1 υ2
比较两个反应的快慢，要用同一种物质的速率进行比较。
课程小结
本节重点
无机化学
˝
有效碰撞理论
问题导入
不同的化学反应快慢是不一样的。 “化学反应速率”衡量化学反应进行快慢程度。 对于不同的化学反应，其化学反应速率为什么会不同呢？
目录
CONTENTS
01 碰撞理论
02 有效碰撞必备条件
03 活化能
据统计，约有90%以上的工业过程中使用催化剂，如化工、 石化、生化、环保等。
02
探究实验
二、探究实验
双氧水的分解 反应： 2H2O2 MnO2 2H2O+O2↑
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无机及分析化学_第三章_化学反应速率与化学平衡概述
化学反应速率与化学平衡学习要求1.熟悉化学反应速率、化学平衡和标准平衡常数的基本概念；2.理解活化能、活化分子的概念及其意义；3.掌握化学反应速率的表示方法、有效碰撞理论、影响化学反应速率的因素、标准平衡常数及平衡的有关计算、影响化学平衡移动的因素；工厂每天都在生产，人们总希望在生产中用一定的原料以最快的速度来生产最多的产品，以提高经济效益。
化工生产是以化学反应为基础生产的，对于反应人们不仅关心其质量关系、能量关系（前面已讨论过），还关心化学反应进行的快慢和反应进行的程度，即化学反应速率和化学平衡。
这两方面的理论在生产中直接关系着产品的质量、产量、原料的转化率等，同样也在人类生活、科学研究等领域具有十分重要的意义。
本章将引入活化能、活化分子的概念，从微观的角度讨论影响化学反应速率的各种因素；并以此为基础，论述化学平衡理论及相关计算。
第一节 化学反应速率化学反应有些进行得很快，一瞬间就能完成，例如酸碱中和反应、爆炸反应、沉淀反应等。
有的反应进行得很慢，例如煤和石油的形成需要几万年甚至几十万年。
即使是同一反应，在不同条件下，反应速率也不相同。
例如钢铁在低温时氧化较慢，高温时氧化较快。
因而对生产有利的一些反应常需要采取措施来加快反应速率以便缩短生产周期，例如氨、橡胶的合成、钢铁的冶炼等。
而有些反应（如金属的腐蚀）则应设法抑制其发生，所以我们必须掌握化学反应速率的变化规律。
一、化学反应速率的表示方法：化学反应速率是指给定条件下反应物通过化学反应转化为产物的速率，常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。
为使反应速率是正值，当用反应物浓度的减少来表示时，要在反应物浓度的变化值△C 前加一个负号。
例如，对于化学反应： A + B → Y + Z ， 其反应速率t Y c ∆∆=)(υ，或tA c ∆∆-=)(υ。
浓度单位通常用mol·L -1，时间单位常用s 、min 、h 等，反应速率单位则为mol·L -1·s -1、mol·L -1·min -1或mol·L -1·h -1等。
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= (625/100)2(3281.25/100) 3(1093.75/100) 1 = 1.01104
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3.1.3 多重平衡规则
当某总反应为若干个分步反应之和（或之差）时，则总反应 的平衡常数为这若干个分步反应平衡常数的乘积（或商）。
2NH3(aq) + 2H2O(l) ⇌ 2NH4+(aq) + 2OH(aq) (a)
3
前言
化学反应中常涉及到的两个问题:
(1)化学反应进行的 方向、程度以及反应 过程中的能量变化关 系
(2)化学反应进行的 快慢即化学反应的速 率问题
可能性 现实性
化学热力学 化学动力学
4
前言
化学热力学 化学动力学
化学热力学初步 化学反应平衡 化学反应速率
5
3.1.1 化学平衡的特征
可逆反应 同时可向正逆两个方向进行的化学反应称为可逆反应，
CO2(g) + H2O(l) ⇌ H2CO3(aq)
(b)
H2CO3(aq) ⇌ CO32(aq) + 2H+(aq)
(c)
+) 2H+(aq) + 2OH(aq) ⇌ 2H2O(l)
(d)
CO2(g) + 2NH3(aq) + H2O(l) ⇌ 2NH4+(aq) + CO32(aq)
K1 =KaKbKcKd
或浓度，平衡 2NH3 △rH=-92.2kJ/mol
1. 增加H2的浓度或者分压 2. 减小NH3的浓度或分压 3. 压缩体积而增加系统的总压力 4. 升高系统的温度
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若改变两种条件，则用△rG来判断： 一定条件下，某化学反应的吉布斯自由能变为：
将
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例题 3-1
将 1.5 mol H2 和1.5 mol I2充入某容器中，使其在 793 K达到 平衡，经分析，平衡系统中含 HI 2.4 mol。求下列反应在该 温度下的 K 。
解：
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例题 3-2
将N2(g)和H2(g)以13体积比装入一密闭容器中，在673K、 5000kPa压力下反应达到平衡，产生12.5%的NH3(g)（体积 比），求该反应的标准平衡常数K？
并把从左向右进行的反应称作正反应；从右向左进行的反应 则称作逆反应。
例如：
H2(g) + I2(g) 2HI(g) 化学平衡的状态是？
6
3.1.1 化学平衡的特征
化学平衡是 ΔrG = 0 时的状态 化学平衡是一种动态平衡 化学平衡是有条件的平衡
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3.1.2 标准平衡常数及其有关的计算
标准平衡常数( K)
解：合成氨反应为 N2(g) +3H2(g) 2NH3(g) 因起始N2(g)H2(g)的体积比为13，从反应方程式可知N2(g)H2(g)平衡时的 体积比仍为13。 由分压定律可求得各组分的平衡分压：
p(N2) = (1/4) (1 0.125) 5000 kPa = 1093.75kPa p(H2) = (3/4) (1 0.125) 5000 kPa = 3281.25kPa p(NH3) = 0.125 5000 kPa = 625kPa K = [p(NH3)/p]2[p(H2)/p]3[p(N2)/p]1
(3) 2COCl2(g) ⇌C(石墨) +CO2(g) +2Cl2(g)在1123 K时的K值。
解：
2 CO(g) + Cl2(g) ↔ COCl2(g)
+） C(石墨) + CO2(g) ↔ 2CO(g)
(4) C(石墨) + CO2(g) + 2Cl2(g) ↔ 2COCl2(g) (4)
由（2）式乘2再加（1）式得（4）式，根据多重平衡规则：
代入上式后得到：
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从下列关系式判断反应的方向： 反应正向进行 反应逆向进行 平衡状态
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例题 3-4
在298K，100L的密闭容器中充入NO2, N2O, O2各0.10mol， 试 判断下列反应的方向。
2N2O(g)+ 3O2(g) ⇌ 4NO2(g) 已知该反应在298K时Kθ=1.6。
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3.1.3 多重平衡规则
如果反应（3）= 反应（1）+ 反应（2）
因为 所以
13
3.1.3 多重平衡规则
同理，如果反应（4）= 反应（1）— 反应（2）
因为 所以
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例题 3-3
已知下列反应在1123 K时的标准平衡常数
(1) C(石墨) + CO2(g) ⇌ 2CO(g)；K1 = 1.3 1014 (2) CO(g) + Cl2(g) ⇌ COCl2(g)； K2 = 6.0 103 计算反应：
K4= (K2)2 K1 而(3)式是(4)式的逆反应，则：
K3 = 1/K4 = 1/ [(K2)2K1] = 1/ [(6.0 103)2 1.3 1014]
= 2.1 1010
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3.2 化学平衡的移动
3.2.1 化学平衡移动方向的判断
勒夏特列（Le Chatelier）化学平衡移动原理 假如改变平衡系统的条件之一，如温度、压力
1/2N2 +3/2H2 NH3 K2= (p(NH3)/p)1(p(H2)/p)3/2(p(N2)/p)1/2
1/3N2 + H2 2/3NH3 K3= (p(NH3)/p)2/3(p(H2)/p)1(p(N2)/p)1/3 显然K1 = (K2)2 = (K3)3
2、Q与K的区别。某状态与平衡状态的区别。
在一定温度下，某反应处于平衡状态时，生成物的活度以 方程式中化学计量数为乘幂的乘积，除以反应物的活度以方 程式中化学计量数的绝对值为乘幂的乘积等于一常数K。 当反应达到平衡时，ΔrG = 0，则
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3.1.2 标准平衡常数及其有关的计算
1、平衡常数K 与化学反应计量方程式有关；
N2 + 3H2 2NH3 K1= (p(NH3)/p)2(p(H2)/p)3(p(N2)/p)1
南京大学 第五版 无机及分 析化学 第三章 化学平衡
和化学反应速率
1 目录
1 气体和溶液 2 化学热力学初步 3 化学平衡和化学反应速率 4 解离平衡
2
第三章 化学平衡和化学反应速率
掌握标准平衡常数和标准吉布斯自由能变的关系； 掌握化学平衡移动的定性判断及其移动程度的定量 计算； 掌握质量作用定理和如何确定非基原反应的速率方程； 掌握反应温度对反应速率影响的阿伦尼乌斯经验式；
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3.1.3 多重平衡规则
当某总反应为若干个分步反应之和（或之差）时，则总反应 的平衡常数为这若干个分步反应平衡常数的乘积（或商）。
2NH3(aq) + 2H2O(l) ⇌ 2NH4+(aq) + 2OH(aq) (a)
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前言
化学反应中常涉及到的两个问题:
(1)化学反应进行的 方向、程度以及反应 过程中的能量变化关 系
(2)化学反应进行的 快慢即化学反应的速 率问题
可能性 现实性
化学热力学 化学动力学
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前言
化学热力学 化学动力学
化学热力学初步 化学反应平衡 化学反应速率
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3.1.1 化学平衡的特征
可逆反应 同时可向正逆两个方向进行的化学反应称为可逆反应，
CO2(g) + H2O(l) ⇌ H2CO3(aq)
(b)
H2CO3(aq) ⇌ CO32(aq) + 2H+(aq)
(c)
+) 2H+(aq) + 2OH(aq) ⇌ 2H2O(l)
(d)
CO2(g) + 2NH3(aq) + H2O(l) ⇌ 2NH4+(aq) + CO32(aq)
K1 =KaKbKcKd
或浓度，平衡 2NH3 △rH=-92.2kJ/mol
1. 增加H2的浓度或者分压 2. 减小NH3的浓度或分压 3. 压缩体积而增加系统的总压力 4. 升高系统的温度
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若改变两种条件，则用△rG来判断： 一定条件下，某化学反应的吉布斯自由能变为：
将
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例题 3-1
将 1.5 mol H2 和1.5 mol I2充入某容器中，使其在 793 K达到 平衡，经分析，平衡系统中含 HI 2.4 mol。求下列反应在该 温度下的 K 。
解：
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例题 3-2
将N2(g)和H2(g)以13体积比装入一密闭容器中，在673K、 5000kPa压力下反应达到平衡，产生12.5%的NH3(g)（体积 比），求该反应的标准平衡常数K？
并把从左向右进行的反应称作正反应；从右向左进行的反应 则称作逆反应。
例如：
H2(g) + I2(g) 2HI(g) 化学平衡的状态是？
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3.1.1 化学平衡的特征
化学平衡是 ΔrG = 0 时的状态 化学平衡是一种动态平衡 化学平衡是有条件的平衡
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3.1.2 标准平衡常数及其有关的计算
标准平衡常数( K)
解：合成氨反应为 N2(g) +3H2(g) 2NH3(g) 因起始N2(g)H2(g)的体积比为13，从反应方程式可知N2(g)H2(g)平衡时的 体积比仍为13。 由分压定律可求得各组分的平衡分压：
p(N2) = (1/4) (1 0.125) 5000 kPa = 1093.75kPa p(H2) = (3/4) (1 0.125) 5000 kPa = 3281.25kPa p(NH3) = 0.125 5000 kPa = 625kPa K = [p(NH3)/p]2[p(H2)/p]3[p(N2)/p]1
(3) 2COCl2(g) ⇌C(石墨) +CO2(g) +2Cl2(g)在1123 K时的K值。
解：
2 CO(g) + Cl2(g) ↔ COCl2(g)
+） C(石墨) + CO2(g) ↔ 2CO(g)
(4) C(石墨) + CO2(g) + 2Cl2(g) ↔ 2COCl2(g) (4)
由（2）式乘2再加（1）式得（4）式，根据多重平衡规则：
代入上式后得到：
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从下列关系式判断反应的方向： 反应正向进行 反应逆向进行 平衡状态
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例题 3-4
在298K，100L的密闭容器中充入NO2, N2O, O2各0.10mol， 试 判断下列反应的方向。
2N2O(g)+ 3O2(g) ⇌ 4NO2(g) 已知该反应在298K时Kθ=1.6。
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3.1.3 多重平衡规则
如果反应（3）= 反应（1）+ 反应（2）
因为 所以
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3.1.3 多重平衡规则
同理，如果反应（4）= 反应（1）— 反应（2）
因为 所以
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例题 3-3
已知下列反应在1123 K时的标准平衡常数
(1) C(石墨) + CO2(g) ⇌ 2CO(g)；K1 = 1.3 1014 (2) CO(g) + Cl2(g) ⇌ COCl2(g)； K2 = 6.0 103 计算反应：
K4= (K2)2 K1 而(3)式是(4)式的逆反应，则：
K3 = 1/K4 = 1/ [(K2)2K1] = 1/ [(6.0 103)2 1.3 1014]
= 2.1 1010
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3.2 化学平衡的移动
3.2.1 化学平衡移动方向的判断
勒夏特列（Le Chatelier）化学平衡移动原理 假如改变平衡系统的条件之一，如温度、压力
1/2N2 +3/2H2 NH3 K2= (p(NH3)/p)1(p(H2)/p)3/2(p(N2)/p)1/2
1/3N2 + H2 2/3NH3 K3= (p(NH3)/p)2/3(p(H2)/p)1(p(N2)/p)1/3 显然K1 = (K2)2 = (K3)3
2、Q与K的区别。某状态与平衡状态的区别。
在一定温度下，某反应处于平衡状态时，生成物的活度以 方程式中化学计量数为乘幂的乘积，除以反应物的活度以方 程式中化学计量数的绝对值为乘幂的乘积等于一常数K。 当反应达到平衡时，ΔrG = 0，则
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3.1.2 标准平衡常数及其有关的计算
1、平衡常数K 与化学反应计量方程式有关；
N2 + 3H2 2NH3 K1= (p(NH3)/p)2(p(H2)/p)3(p(N2)/p)1
南京大学 第五版 无机及分 析化学 第三章 化学平衡
和化学反应速率
1 目录
1 气体和溶液 2 化学热力学初步 3 化学平衡和化学反应速率 4 解离平衡
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第三章 化学平衡和化学反应速率
掌握标准平衡常数和标准吉布斯自由能变的关系； 掌握化学平衡移动的定性判断及其移动程度的定量 计算； 掌握质量作用定理和如何确定非基原反应的速率方程； 掌握反应温度对反应速率影响的阿伦尼乌斯经验式；