物理化学第五章化学平衡小结【复习准备】
高中化学平衡知识点总结
高中化学平衡知识点总结归纳总结是学习过程中必不缺少的部分，那么化学平衡知识点有哪些呢?下面是由小编为大家整理的“高中化学平衡知识点总结”，仅供参考，欢迎大家阅读。
高中化学平衡知识点总结定义：化学平衡状态：一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，更组成成分浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡”，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。
化学平衡的特征逆(研究前提是可逆反应);等(同一物质的正逆反应速率相等);动(动态平衡);定(各物质的浓度与质量分数恒定);变(条件改变，平衡发生变化)。
影响化学平衡移动的因素(一)浓度对化学平衡移动的影响(1)影响规律：在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，都可以使平衡向正方向移动;增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向逆方向移动(2)增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡不移动(3)在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应物浓度减小，生成物浓度也减小，V正减小，V逆也减小，但是减小的程度不同，总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和大的方向移动。
(二)温度对化学平衡移动的影响影响规律：在其他条件不变的情况下，温度升高会使化学平衡向着吸热反应方向移动，温度降低会使化学平衡向着放热反应方向移动。
(三)压强对化学平衡移动的影响影响规律：其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着体积缩小方向移动;减小压强，会使平衡向着体积增大方向移动。
注意：(1)改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动(2)气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似(四)催化剂对化学平衡的影响：由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的，所以平衡不移动。
但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的_时间_。
(五)勒夏特列原理(平衡移动原理)：如果改变影响平衡的条件之一(如温度，压强，浓度)，平衡向着能够减弱这种改变的方向移动。
物理化学化学平衡小结
第四章 化学平衡核心内容： 恒T 、p 、W ˊ=0下，化学反应自发0,,><=∆∑='B B W p T G μν 平衡反向自发主要内容：化学反应△G 、K 的计算及过程方向的判断。
一、内容提要1、化学反应自发进行和达到平衡的条件自发0,,><=∆∑='B B W p T G μν 平衡反向自发其中，B ν为B 的化学计量数，对于产物B ν取正值，对于反应物B ν取负值。
2、理想气体化学反应的等温方程（分压的影响）和反应方向的具体判据θKQ RT pln= <0 自发 （Qp ＜θK ） =0 平衡 （Q p=θK ）>0 反向自发（Qp ＞θK ）式中：θθμνB B m r G ∑=∆为标准摩尔反应吉布斯函数变化，θK 为标准平衡常数，)ex p(RT G K mr θθ∆-==B p p eqB Bνθ)(∏=f(T)3、理想气体化学反应平衡常数的其他表示法及其相互关系除了标准平衡常数外，实际应用中常用经验平衡常数K P 、K C 、K n 、K y（1）K P ：θK =∑∏=∏-BB B p p p p eq B BeqB B νθννθ)()()( θK =∑-B p K P νθ)( θK 仅是温度的函数，K P 也只与温度有关。
(2）K C ：理想气体P B V=n B RT p B =RT c RT V n B B=θK =∑∏=∏=∏BB B B pRT c p RT c p p B B B B eqB B νθννθνθ)()()( KC 也只与温度有关 （3）K y ：p B =py B K y 与温度和总压有关（4）K n :∑=BB BB n n pp =∑∑B npp K n νθ)(K n 与温度、总压和惰性气体有关。
综合以上各式得：θK =当∑=0B ν时，θK =K p =K c =K y =K n4、有纯凝聚态物质参加的理想气体反应的标准平衡常数若理想气体化学反应中有纯固态或纯液态参加时，由于常压下纯凝聚态物质的化学势可近似为标准态化学势，即)()(cd cd B B θμμ=（cd 表示凝聚态） 因此 P m r m r Q RT G G ln +∆=∆θ其中∑=∆ϑθμνB B m r G 即对参加反应的所有物质包括凝聚态物质求和。
化学平衡知识点总结
化学平衡知识点总结我给你讲讲化学平衡这事儿。
化学平衡啊，就像是一场在微观世界里的拔河比赛，两边的队伍都有自己的力量。
我就这么瞅着那些分子、原子，它们在那反应容器里啊，乱哄哄的，可又有着自己的规矩。
我记得我刚开始学化学平衡的时候，那老师啊，戴着个厚厚的眼镜，镜片后面的眼睛总是瞪得大大的，像两颗铜铃。
他站在讲台上，拿着粉笔在黑板上“嘎吱嘎吱”地写着那些方程式，一边写还一边说：“都看好了啊，这化学平衡就像你们在操场上排队，两边的人数得差不多，要是一边人太多了，那就不平衡了。
”我当时就想啊，这分子原子又不是人，咋还排队呢？化学平衡有个概念叫可逆反应，这就像两个人在吵架，你一句我一句，谁也不服谁。
反应正向进行着，可同时啊，逆向也在偷偷进行。
比如说氮气和氢气合成氨这个反应，氮气和氢气就像两个急性子的小伙子，想凑到一块儿变成氨，可是氨呢，又像个不安分的小家伙，时不时地又想变回氮气和氢气。
这反应啊，就在这正反应和逆反应之间找平衡，就像在走钢丝一样，小心翼翼的。
平衡常数K可是个关键的东西，就像是这个反应的一个标准。
我当时算这个平衡常数啊，那脑袋都大了。
你看，那些物质的浓度在方程式里进进出出的，就像一群调皮的小鬼在捣乱。
我就跟同桌说：“这化学平衡咋这么麻烦呢？这平衡常数就像个密码，我怎么都解不开。
”同桌就笑我：“你就慢慢算呗，像数钱一样仔细点儿。
”我一听就来气了：“这能跟数钱比吗？数钱多开心，算这个我脑袋都快炸了。
”还有啊，影响化学平衡的因素那可不少。
温度、压强、浓度，这些就像是外界的干扰因素。
就像一群人在安静地做着自己的事儿，突然来了几个捣乱的。
温度升高或者降低，就像天气突然变热或者变冷，那些分子原子的活动就不一样了。
压强呢，就像有人在外面使劲儿推这个反应容器，里面的分子原子就得重新调整自己的位置。
浓度要是变了，那就像有新的队员加入或者有队员离开拔河比赛，两边的力量就不平衡了，反应就得向着重新平衡的方向进行。
我曾经做实验的时候，看到那些颜色变化啊，就像是在看一场魔术表演。
大学物理化学--第五章
化学反应的平衡条件
化学反应的平衡条件是？
✓ 恒温恒压及非体积功为零的条件下：
A
r Gm
G
T
,P
0
（平衡）
rGm B B 0
B
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（平衡）
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2020/8/23
5.2理想气体反应的等温方程及标准平衡常数
1.理想气体反应的等温方程 2.理想气体反应的标准平衡常数 3.相关化学反应标准平衡常数之间的关系 4.有纯凝聚态物质参加的理想气体化学反应 5.理想气体反应平衡常数的不同表示法
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2020/8/23
化学反应的方向与限度判据
r Gm
G
T
,
P
A
rGm 0
(
G
)
T
,
p
0
A>0
rGm 0
G
( )T ,p
0
A=0
平衡条件？
（自发向右） （平衡）
rGm 0
G
( )T,p
0
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A < 0 （自发向左）
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2020/8/23
甲烷能否形成？
ΔrGm = ΔrGm0 + RT ln JP
Jp
=
pCH4 / pθ ( pH2 / pθ )2
=
0.10 p / pθ (0.80 p / pθ )2
= 0.156
ΔrGm = 3.963kJ • mol _1,甲烷不能生成。
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2020/8/23
2.理想气体反应的标准平衡常数
摩尔反应吉布斯函数 摩尔反应吉布斯函数与反应进度的关系 化学反应亲和势 化学反应的平衡条件
物理化学：05 化学平衡
B(T )
RT
ln
fB P
K
f
fG P
fD P
g
d
fH P
fE P
h
e
(2)液相反应
a) aA(l) bB(l) gG(l) hH(l)
如果参加反应的物质是构成理想溶液，物质的化学势
表示式：
B
B
RT
ln
B
代入
K
G g H h A a B b
如果参加反应的物质均溶于一溶剂中，而溶液为稀
2、用作判据
化学反应等温式主要用作判据。等温方程式可以判断
一个化学反应是否能自发进行。因为用 rGm 作判据，
在等温、等压、只作膨胀功（体积功）不作其它功的情况
下，如果一热力学过程的：
G 0 G 0 G 0
能自发进行 达平衡 反应不能自发进行
将此结论推广应用于任意一气相反应，则从 等温方程式可以看出：
平衡时：CaO(s) CO2 ( g ) CaCO3 (s) 0
对于凝聚相（液体或固体），其化学势随压力变化不
大，并且凝聚相均处于纯态不形成固溶体或溶液。则
CaO(s)
CaO( s )
CaCO3 (s)
CaCO3 (s)
CO2 ( g )
CO2 (T )
RT
ln
PCO2 P
P )
P2 SO3
P P 2
SO2
O2
(1/
(1/ P )2 P )2 (1/ P )
KP
1 P
2 ( 2 1)
KP
(P
B )B
B
PB P
B
B＝产物的系数和－反应物的系数和 B
K
高中化学平衡的归纳总结
高中化学平衡的归纳总结高中化学平衡的归纳总结考点归纳：1. 化学反应速率：⑴. 化学反应速率的概念及表示方法：通过计算式：v =Δc /Δt来理解其概念：①化学反应速率与反应消耗的时间(Δt)和反应物浓度的变化(Δc)有关；②在同一反应中，用不同的物质来表示反应速率时，数值可以相同，也可以是不同的。
但这些数值所表示的都是同一个反应速率。
因此，表示反应速率时，必须说明用哪种物质作为标准。
用不同物质来表示的反应速率时，其比值一定等于化学反应方程式中的化学计量数之比。
如：化学反应mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g) 的：v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D) = m∶n∶p∶q③一般来说，化学反应速率随反应进行而逐渐减慢。
因此某一段时间内的化学反应速率，实际是这段时间内的平均速率，而不是瞬时速率。
⑵. 影响化学反应速率的因素：I. 决定因素（内因）：反应物本身的性质。
Ⅱ. 条件因素（外因）（也是我们研究的对象）：①. 浓度：其他条件不变时，增大反应物的浓度，可以增大活化分子总数，从而加快化学反应速率。
值得注意的是，固态物质和纯液态物质的浓度可视为常数；②. 压强：对于气体而言，压缩气体体积，可以增大浓度，从而使化学反应速率加快。
值得注意的是，如果增大气体压强时，不能改变反应气体的浓度，则不影响化学反应速率。
③. 温度：其他条件不变时，升高温度，能提高反应分子的能量，增加活化分子百分数，从而加快化学反应速率。
④. 催化剂：使用催化剂能等同地改变可逆反应的正、逆化学反应速率。
⑤. 其他因素。
如固体反应物的表面积（颗粒大小）、光、不同溶剂、超声波等。
2. 化学平衡：⑴. 化学平衡研究的对象：可逆反应。
⑵. 化学平衡的概念（略）；⑶. 化学平衡的特征：动：动态平衡。
平衡时v正=v逆≠0等：v正＝v逆定：条件一定，平衡混合物中各组分的百分含量一定（不是相等）；变：条件改变，原平衡被破坏，发生移动，在新的条件下建立新的化学平衡。
物理化学：相平衡
相平衡是热力学在化学领域中的重要应用之一。研究 多相体系的平衡在化学、化工的科研和生产中有重要的 意义，例如：溶化、蒸馏、重结晶、萃取、提纯及金相 分析等方面都要用到相平衡的知识。
一、基本概念
第一节 相律
1、 相（phase） 体系内部物理和化学性质完全均匀的 部分称为相。相与相之间在指定条件下有明显的界面， 在界面上宏观性质的改变是飞跃式的。体系中相的总数 称为相数，用Φ表示。
三、自由度数（f）
自由度: 确定平衡体系的状态所必须的独立强度变量的
数目称为自由度，用字母 f 表示。这些强度变量通常是
压力、温度和浓度等。
以水为例〔注意是商量平衡态〕∶ a. 当φ=1时，例如液态水的T、p可在肯定范围内改变， φ不变 ∴ f=2 b. 当φ=2时，例如气－液平衡，指定p外，则Tb确定； 而指定T，则水有确定的平衡蒸气压p，∴ f=1 c. 当φ=3时，即气－液－固三相平衡共存时〔三相点〕，T、 p是确定的〔273.16K、6.1×102Pa、由水的性质所决定〕， ∴ f=0，如果变化T或p，则不可能三相共存〔即φ≠3〕。
一、水的相图 水的相图是依据实验绘制的。图上有：
水 的 相 图
(1) 气、液、固单相区∶f=1－1＋2=2
(2) 两相平衡线∶
f=1－2＋2=1
OC线∶气－液平衡
T与液态水的饱和蒸气压p蒸气的关系
或沸点Tb与p外的关系
OA线∶液－固平衡 凝固点Tf与p外的关系
OB线∶气－固平衡
T与冰的饱和蒸气压p蒸气的关系
dp/dT=ΔHm / T·ΔVm 此方程适合于任何纯物质的两相平衡
2、对于气－液或气－固两相平衡体系 近似处理∶a. 假设蒸气遵守理想气体状态方程
(完整版)化学平衡知识点总结,推荐文档
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增大压强，化学平衡向系数减小的方向移动；减小压强，平衡会向系数增大的方向移动。
升高温度，平衡向着吸热反应的方向移动；降低温度，平衡向放热反应的方向移动。
催化剂不改变平衡移动的方向移动。
平衡移动原理对所有的动态平衡都适用，如对后面将要学习的电离平衡，水解平衡也适用。
五、有关化学平衡的计算1、主要类型有：①求起始浓度、转化浓度、平衡浓度。
②求某反应物的转化率、平衡气体混合物中各成分的体积分数等。
2、化学平衡的计算模式—三段式法设a（mol·L-1）、b（mol·L-1）分别为A、B两物质的起始浓度，mx（mol·L-1）为反应物A的转化浓度，nx（mol·L-1）为反应物B的转化浓度，则mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g)c始（mol·L-1） a b 0 0Δc（mol·L-1）mx nx px qxC平（mol·L-1）a-mx b-nx px qx物质浓度的变化关系反应物：平衡浓度=起始浓度-转化浓度生成物：平衡浓度=起始浓度+转化浓度以上三种浓度中，只有转化浓度之比等于化学方程式中计量数之比六化学平衡常数1．概念：对于一定条件下的可逆反应(aA＋bB cC＋dD)，达到化学平衡时，生成物浓度的乘幂的乘积与反应物浓度的乘幂的乘积之比为一常数，记作Kc，称为化学平衡常数(浓度平衡常数)。
2．平衡常数的意义平衡常数的大小反映了化学反应进行的程度(也叫反应的限度)。
物理化学平衡教案
物理化学平衡教案【篇一：物理化学lesson17-18 化学平衡】第五章化学平衡5.1-5.3 复习及补充没有达到平衡的化学反应，在一定条件下均有向一定方向（平衡状态）进行的趋势，随着反应的进行，过程推动力逐渐减小，最后下降为零，这是反应达到最大限度，反应系统的组成不再改变，于是达到化学平衡状态。
这表明反应总是向着平衡状态变化，达到化学平衡状态，反应就达到了限度。
因此，只要找出一定条件下的化学平衡状态，求出平衡组成，那么化学反应的方向和限度问题就解决了。
化学平衡指动态平衡；反应并没有停止；正反应速率等于逆反应速率一、复习1) 化学反应的等温方程以及标准平衡常数； 2) 摩尔反应吉布斯函数与化学反应亲和势判断。
恒压及非体积功为零时化学反应进行的推动力。
5)a 0化学反应能自发进行a = 0产物及反应物处于平衡状态a 0不可能自发进行且其逆反应会自发进行下真实气体、液态混合物及液态溶液中的化学反应。
b转化率。
平衡时反应物转化成产物的百分数。
二、补充5.2,p164理想气体反应平衡常数的不同表示方法1) 平衡常数的表示形式有多种，上节课介绍的标准平衡常数没有量纲，而平衡常数有时具有一定的量纲。
k?＝(pl/p?)l(pm/p?)m/(pa/p?)a(pb/p?)b＝?(pb/p?) ? b (1) 式中?b表示参加反应各物质的计量数，对于，上式可化为压力无关。
2) 由于理想气体的分压与系统压力有下列关系：pb=pxb xb为各物质平衡时的物质的量分数。
注意：kp 、kx是气相反应的经验平衡常数。
3) xb=nb/n总，nb为各物质平衡时的物质的量。
将此式代入(5)式可得：【讲解】式中由于物质的量nb与pb 、xb不同，不具有浓度的内涵，因此，kn不是平衡常4) kp 、kx、kn与标准平衡常数的关系：k?＝kp = kx = kn 5.4 温度对标准平衡常数的影响化学平衡是在一定条件下的相对平衡，一旦该平衡条件改变，平衡就要发生移动。
物理化学第五章化学平衡小结
第四章化学平衡核心内容: 恒T、p、Wˊ=0下,化学反应自发平衡反向自发主要内容:化学反应△G、K得计算及过程方向得判断。
一、内容提要1、化学反应自发进行与达到平衡得条件自发平衡反向自发其中,为B得化学计量数,对于产物取正值,对于反应物取负值。
2、理想气体化学反应得等温方程(分压得影响)与反应方向得具体判据<0 自发(Qp＜)=0 平衡(Q p=)>0 反向自发(Qp＞)式中:为标准摩尔反应吉布斯函数变化,为标准平衡常数,==f(T)3、理想气体化学反应平衡常数得其她表示法及其相互关系除了标准平衡常数外,实际应用中常用经验平衡常数K P 、K C、K n、K y(1)K P:==仅就是温度得函数,K P也只与温度有关。
(2)K C:理想气体P B V=n B RT p B==K C也只与温度有关(3)K y:p B=py BK y与温度与总压有关(4)K n:=K n与温度、总压与惰性气体有关。
综合以上各式得:=当时,=K p=K c=K y=K n4、有纯凝聚态物质参加得理想气体反应得标准平衡常数若理想气体化学反应中有纯固态或纯液态参加时,由于常压下纯凝聚态物质得化学势可近似为标准态化学势,即(cd表示凝聚态)因此其中即对参加反应得所有物质包括凝聚态物质求与。
即只考虑气相组分得平衡分压。
5、真实气体化学反应得标准平衡常数真实气体得化学势表达式为,代入可得:为组分B在指定条件下得逸度,,为B得逸度因子,它就是温度与总压得函数,也就是温度与压力得函数,对于理想气体=1 。
6、液态混合物或溶液得化学平衡常数对于液态混合物(或溶液)中得化学反应,由于任一组分得化学势为,代入可得:若反应系统为理想液态混合物或理想稀溶液,则=1,7、标准摩尔吉布斯函数变得计算方法由于,因此由可求得。
得计算主要有以下三种方法:①由计算:②计算③由相关反应计算8、化学反应得等压方程(温度得影响)上式就是范特霍夫方程得微分式,由此式可进行以下讨论:若,即吸热反应,,说明标准平衡常数随温度升高而增大,平衡右移,有利于反应正向进行。
化学平衡知识点总结
化学平衡基础知识 三、化学平衡 1、可逆反应⑴定义：在同一条件下，既能向正反应方向进行，同时又能向逆反应方向进行的反应叫做可逆反应。
用“”代替“==”。
⑵可逆反应中所谓的正反应、逆反应是相对的，一般把向右进行的反应叫做正反应，向左进行的反应叫做逆反应。
⑶在不同条件下能向两个方向进行的反应不叫可逆反应。
如：2H 2 + O 22H 2O ；2H 2O2H 2↑+ O 2↑⑷可逆反应不能进行到底，在一定条件下只能进行到一定程度后达到平衡状态。
2、化学反应的限度⑴化学反应的限度就是研究可逆反应在一定条件下所能达到的最大限度。
⑵反应的转化率 反应物的转化率：α=%100 该反应物起始量反应物的转化量3、化学平衡⑴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等，反应物和生成物的浓度保持不变的状态，叫做化学平衡状态，简称化学平衡。
①化学平衡的微观标志（即本质）：v 正=v 逆②化学平衡的宏观标志：反应混合物中各组分的浓度和体积分数保持不变，即随时间的变化，保持不变。
③可逆反应无论从正反应开始，还是从逆反应开始，或正、逆反应同时开始，都能达到化学平衡。
⑵化学平衡的特征①逆：化学平衡研究的对象是可逆反应。
②动：化学平衡是动态平衡，反应处于平衡态时，化学反应仍在进行，反应并没有停止。
③等：化学反应处于化学平衡状态时，正反应速率等于逆反应速率，且都不等于零。
④定：化学反应处于化学平衡状态时，反应混合物中各组分的浓度保持一定，体积分数保持一定。
对反应物，有一定的转化率，对生成物，有一定的产率。
⑤变：化学平衡是有条件的平衡，当外界条件变化，原有的化学平衡被破坏，在新的条件下，平衡发生移动，最终又会建立新的化学平衡。
四、判断可逆反应达到平衡的标志 以可逆反应mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g)为例 1、直接标志 ⑴v 正=v 逆。
具体可以是：①A 、B 、C 、D 中任一种在单位时间内的生成个数等于反应掉的个数。
物理化学-第五章 相平衡
* p* p p A B
1. 压力-组成图—p-x（y）
(3) 气相线的制作 气相线：液相蒸气总压与蒸气组成关系线。
* pB pB xB yB p p
* * p p* ( p p A B A ) xB
* pB xB yB * * p A +( pB p* A ) xB
讨论组分数（C）与物 种数（S）的关系： 例1：液态水 S=1=C 例2：任意量的PCl5（g）、PCl3（g）和 Cl2（g）构成的平衡系统。 1指的是系统存在一个化学平衡方程式 S=3 C=3-1
PCl5（g）= PCl3（g）+ Cl2（g）
0 vB B
5.1 相律
3.独立组分数（number of independent component） 在平衡系统所处的条件下，能够确保各相组 成所需的最少独立物种数称为独立组分数，用 字母C表示。
在平衡系统所处的条件下，能够确保各相组 成所需的最少独立物种数称为独立组分数，用 字母C表示。
讨论组分数（C）与物 种数（S）的关系： 例1：液态水 S=1 = C
5.1
相律
3.独立组分数（number of independent component） 在平衡系统所处的条件下，能够确保各相组 成所需的最少独立物种数称为独立组分数，用 字母C表示。
5.1
自由度(f)= 系统总变量 -关联方程式数
热力学 平衡系统 S种物种
ф个相
假设S种物种都可 溶于ф个相中
2通常指T， P两个变量
1）系统总变量
1
2
3 … … S系统总变量= NhomakorabeaS-1）ф +2
物理化学第五章化学平衡
G ξ = ∑ν B B = r Gm B T ,P
B
化学反应的亲和势，用A来表示，A只取决于系统的始、终态，是系统的强 度性质 二、化学平衡的热力学原因 在一定的条件下，自发的化学反应总是向着一定的方向进行，并进行到一 定的限度即达到平衡为止
r m p
J p (气) 只包括气体组分的分压商 平衡时
r Gm = 0
§5-2 等温方程及标准平衡常数
0 r Gm = RTLnJ p (平衡，g )
定义：
0 r Gm K ≡ exp RT 0
PB (g , 平衡) γ B ) 0 P PL 0 P = a PA 0 P
（ ξ 增大），则系统的Gibbs函数降低，这就是说，此时反应的倾向是自左 而右进行，即向生成产物的方向进行。 G G 若 > ，表明反应在反应进度 ξ 时，若反应继续正向进行，（ ξ 增 0
ξ T , P
大），则系统的Gibbs函数增大，此时反应不能向右进行，只能向左进行， 即向生成反应物的方向进行。 G 若 ξ = 0时，表明反应向右进行和向左进行的趋势相等，此时反应将达
§5-2 等温方程及标准平衡常数
0 Ky
0
PB = P y B
P K = ∏ B 0 BP
γB
K y = ∏ yB
B
P yB = ∏ P0 B
γB
γB
∑B ∑ P P γB = 0 ∏ yB = 0 P P B
γ
γB
Ky
Kn
PB = P
nB ∑ nB
P K = ∏ B 0 B P
§5-1 化学反应的方向和限度 一、化学反应的摩尔Gibbs函变 多组分封闭系统发生微小变化 ，系统的Gibbs函变表示为：
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
物理化学-第五章-化学平衡
( g )
3. 增加反应物的量对平衡移动的影响
aA bB yY zZ 恒温恒容条件下增加反应物量对反应平衡的影响：
在已达到平衡的系统中，加入反应物A，瞬间A的分压增加，其他组分分压不变，结果Jp减小， 温度一定，Kϴ不变，反应右移。 恒温恒压条件下增加反应物量并不总是使平衡右移： 当起始反应物配比1：1时，平衡后加入反应物，会使平衡左移。
Kθ的实验测定和平衡组成的计算
Kθ的计算 1. Kθ可由热力学计算得到，由△rGθm=-RTlnKθ计算 2. Kθ 可由实验测定得到，由平衡时Kθ= ∏(PB/Pθ)vB( 理想气 体)可得
平衡组成的特点
1. 反应条件不变，平衡组成不变 2. 一定温度下，正向与逆向反应平衡组成算出的Kθ应一致 3. 温度不变，改变原料配比所得的Kθ应相同
注意：溶剂A和溶质B的标准态不同。
A
B
B
(r b
B
B B
/ b )B
习题
五氯化磷分解反应 在200℃时的Kθ =0.312，计算： （1）200℃、200kPa下PCl5的离解度； （ 2 ）组成 1 ∶ 5 的 PCl5 与 Cl2 的混合物，在 200 ℃ 、 101.325kPa下PCl5的离解度。
上式中△rHθ m=∑vB△fHθ m,B=-∑vB△cHθ m,B，△rSθ m=∑vBSθ m,B （2）通过△fGθ m来计算△rGθ m
△rGθ m=∑vB△fGθ m
（3）由相关线性反应计算，如果一个反应可由其他反应线 性组合得到，那么该反应的△rGm也可由相应反应的△rGm线
性组合得到
如 （3）=（1）+ 2*（2），那么 △rGθ m,3=△rGθ m,1+2△rGθ m,2
物理化学第五章化学平衡小结 (2)
第四章 化学平衡核心内容: 恒T 、p 、W ˊ=0下,化学反应自发0,,><=∆∑='B B W p T G μν平衡 反向自发主要内容:化学反应△Ｇ、Ｋ的计算及过程方向的判断。
一、内容提要1、化学反应自发进行与达到平衡的条件自发0,,><=∆∑='B B W p T G μν 平衡反向自发其中,B ν为B 的化学计量数,对于产物B ν取正值,对于反应物B ν取负值。
2、理想气体化学反应的等温方程(分压的影响)与反应方向的具体判据P m r m r Q RT G G ln +∆=∆θθp Q RT K RT ln ln +-=θθK Q RT pln= ＜0 自发 (Q ｐ<θK )=0 平衡 (Q p=θK ) ＞0 反向自发(Ｑp>θK )式中:θθμνB B m r G ∑=∆为标准摩尔反应吉布斯函数变化,θK 为标准平衡常数,)ex p(RT G K mr θθ∆-==B p p eqB Bνθ)(∏=f(T)３、理想气体化学反应平衡常数的其她表示法及其相互关系除了标准平衡常数外,实际应用中常用经验平衡常数ＫP 、K Ｃ 、K n 、K y(1)K P :θK ＝∑∏=∏-BB B p p p p eq B BeqB B νθννθ)()()(θK =∑-B p K P νθ)( θK 仅就是温度的函数,K P 也只与温度有关。
(2)ＫC :理想气体ＰB V=n B RT ｐB＝RT c RT Vn B B= θK =∑∏=∏=∏BB B B pRT c p RT c p p B B B B eqB B νθννθνθ)()()( ∑=BpRT K K C νθθ)( ＫC 也只与温度有关(3)K ｙ:p Ｂ=py B=θK∑∏=∏=∏B BB B pp y p y p p p B B B B eqB B νθννθνθ)()()( ∑=Bpp K K y νθθ)(总K y 与温度与总压有关(4)K n :∑=BB BB n n pp =θK BB BB BeqB Bn npp pp ννθυθ)()()(∑∏=∏=∑∑B npp K n νθ)(K n 与温度、总压与惰性气体有关。
物理化学第五章 化学平衡
K
J
eq p
p / p eq B(g)
vB( g )
B
举例： 碳酸钙的分解反应
CaCO3 (s) CaO(s) CO2 (g) K p(CO2 ) / p
p(CO2): CO2的平衡压力，亦称碳酸钙的分解压力 分解压力越小，稳定性越高
分解温度 pgeq pamb
如果产生的气体不止一种，则所有气体压力的总和
4. Ag可能受到H2S(理想气体)的腐蚀而发生如下反应： H2S(g) +2Ag(s)==Ag2S(s) +H2(g)
今在298K、100kPa下，将Ag放在等体积的H2和H2S组 成的混合气体中。 试问⑴Ag是否可能发生腐蚀而生成Ag2S？
⑵在混合气体中，H2S的百分数低于多少才不致发 生腐蚀？
§5.1 化学反应的方向及平衡条件
化学反应通常发生在多相多组分系统中
化学反应 0 vB B
B
dG SdT Vdp B ()dnB () B
恒T、恒p，W’=0
dG B ()dnB () B[ dnB ( )] BdnB
B
B
B
相平衡 B () B ( ) ... B
反应进度
rGm <0,故在该条件下，Ag能被腐蚀而生成Ag2S
比较KΘ和Jp的大小判断： rGΘm = –RTln KΘ = fGΘ(Ag2S,s) - fGΘ(H2S,g)
则 ln KΘ =(– 40.25+32.93)×10-3/( – 8.315×298.2）
= 2.953 KΘ = 19.15 而 Jp＝1 ∴ Jp <KΘ ， rGm<0，正向反应自发，即Ag能被腐 蚀而生成Ag2S。
vB
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，代入 可得：
若反应系统为理想液态混合物或理想稀溶液，则 =1，
7、标准摩尔吉布斯函数变 的计算方法
由于 ，因此由 可求得 。
的计算主要有以下三种方法：
①由 计算 ：
② 计算
③由相关反应计算
8、化学反应的等压方程（温度的影响）
上式是范特霍夫方程的微分式，由此式可进行以下讨论：
(2）KC：理想气体PBV=nBRTpB=
=
KC也只与温度有关
（3）Ky：pB=pyB
Ky与温度和总压有关
（4）Kn:
=
Kn与温度、总压和惰性气体有关。综合以上各式得：
=
当 时， =Kp=Kc=Ky=Kn
4、有纯凝聚态物质参加的理想气体反应的标准平衡常数
若理想气体化学反应中有纯固态或纯液态参加时，由于常压下纯凝聚态物质的化学势可近似为标准态化学势，即 （cd表示凝聚态）
第四章 化学平衡
核心内容： 恒T、p、Wˊ=0下，化学反应
自发
平衡
反向自发
主要内容：化学反应△G、K的计算及过程方向的判断。
一、内容提要
1、化学反应自发进行和达到平衡的条件
自发
平衡
反向自发
其中， 为B的化学计量数，对于产物 取正值，对于反应物 取负值。
2、理想气体化学反应的等温方程（分压的影响）和反应方向的具体判据
因此
其中 即对参加反应的所有物质包括凝聚态物质求和。
即 只考虑气相组分的平衡分压。
5、真实气体化学反应的标准平衡常数
真实气体的化学势表达式为
，
代入 可得：
为组分B在指定条件下的逸度， ， 为B的逸度因子，它是温度和总压的函数， 也是温度和压力的函数，对于理想气体 =1 。
6、液态混合物或溶液的化学平衡常数ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
当反应物的摩尔比等于化学计量系数之此时，产物的含量最大，但绝对值不一定最大。
若 ，即吸热反应， ，说明标准平衡常数随温度升高而增大，平衡右移，有利于反应正向进行。
若 ，即放热反应， ，说明标准平衡常数随温度升高而减小，平衡左移，不利于反应正向进行。
对范特霍夫方程的微分式进行积分，可进行有关计算：
①若温度变化范围不大，或 ， 可看作常数时
不定积分式
定积分式
与前两式皆为等价式。
<0自发（Qp＜ ）
=0平衡（Qp= ）
>0反向自发（Qp＞ ）
式中： 为标准摩尔反应吉布斯函数变化， 为标准平衡常数，
= = f(T)
3、理想气体化学反应平衡常数的其他表示法及其相互关系
除了标准平衡常数外，实际应用中常用经验平衡常数KP、KC、Kn、Ky
（1）KP： =
=
仅是温度的函数，KP也只与温度有关。
②若温度变化范围不大，或 ， 不能看作常数时
9、平衡移动原理
（1）升高温度，反应向吸热的方向进行；降低温度，反应向放热的方向进行；
（2）升高压力，反应向分子数减少的方向进行；降低压力，反应向分子数增多的方向进行；
（3）引入惰性气体（总压不变），反应向分子数增多的方向进行；
（4）反应物的摩尔比对平衡转化率的影响