物理化学第三章化学平衡PPT课件
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《化学平衡》演示课件-PPT【人教版】
②气体的密度不随时间改变而改变。 (适用于容器体积改变或气体质量变化的反应)
③气体的颜色不随时间改变而改变。 (适用于有色物质参与的反应) ④……………
《 化 学 平 衡 》演示 课件-P PT【人 教版】 优秀课 件（实 用教材 ）
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物质的量分数 体积分数 质量
保持不变
《 化 学 平 衡 》演示 课件-P PT【人 教版】 优秀课 件（实 用教材 ）
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➢间接标志：
①混合气体的总压强、平均相对分子质量、总物质 的量不随时间的改变而改变。
(适用于反应前后气体计量数不等的反应)
B.V正反应＝ V逆反应，反应并未停止。
根据上述过程，分别画出可逆反应中浓度（C） 《化学平衡》演示课件-PPT【人教版】优秀课件（实用教材） 和速率（V）随时间的变化图像：
浓 度
V
SO3
V(正)
化学平衡状态 V(正) =V(逆)
t0
浓度－t(时间）图像
SO2
V(逆)
t
O2 t
t0
对应化学平衡建立: V(速率）－t(时间）图像
《 化 学 平 衡 》演示 课件-P PT【人 教版】 优秀课 件（实 用教材 ）
2.化学平衡状态的特征：
①逆： 可逆反应 ②等： 正反应速率=逆反应速率
③动： 动态平衡（ υ正 = υ逆 ≠0 ）
④定： 反应混合物中各组分的浓度保持不变，各组 分的含量保持一定
⑤变： 条件改变，原平衡被破坏，在新的条件下 建立新的平衡
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③气体的颜色不随时间改变而改变。 (适用于有色物质参与的反应) ④……………
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物质的量分数 体积分数 质量
保持不变
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➢间接标志：
①混合气体的总压强、平均相对分子质量、总物质 的量不随时间的改变而改变。
(适用于反应前后气体计量数不等的反应)
B.V正反应＝ V逆反应，反应并未停止。
根据上述过程，分别画出可逆反应中浓度（C） 《化学平衡》演示课件-PPT【人教版】优秀课件（实用教材） 和速率（V）随时间的变化图像：
浓 度
V
SO3
V(正)
化学平衡状态 V(正) =V(逆)
t0
浓度－t(时间）图像
SO2
V(逆)
t
O2 t
t0
对应化学平衡建立: V(速率）－t(时间）图像
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2.化学平衡状态的特征：
①逆： 可逆反应 ②等： 正反应速率=逆反应速率
③动： 动态平衡（ υ正 = υ逆 ≠0 ）
④定： 反应混合物中各组分的浓度保持不变，各组 分的含量保持一定
⑤变： 条件改变，原平衡被破坏，在新的条件下 建立新的平衡
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物理化学化学平衡第三章27节课件
例：CaCO3(S) CaO(S) CO2 (g)
CO2
0 CO 2
RTln
pCO2 p0
CaCO3
CaCO3 (T ,
p)
CaCO3 (T ,
p0)
0 CaCO3
CaO
CaO (T ,
p)
CaO (T ,
p¡)
0 CaO
r Gm 0
0 CaO
0 CO 2
0 CaCO3
f Gm0CaO
i
x i i
Kx
K x f (T , p)
rGm RTlnK RTlnK x
r Gm
ν
Bμ
B（* 产物）
ν
Bμ
（* 反应物）
B
μ
* B
:
液相中各物质的标准态化学势
B＊(T,p)= B (g)+RTlnp*/p
由拉乌尔定律可知，此标准态是纯物质。
稀溶液:(反应物溶于同一溶剂中)
μB
μ
* B,c
•
aA(eq)
gG(eq)
• rGm =g G,m*(T,p)-a G,m*(T,p)
• G,m*(T,p) : T, p, m/m =1
• fGm :
T, p ,纯态
A(T,p) 纯态
G=0 A(T,p, m ,ms) 饱和溶液
A( T,p) m/m =1
fGm =G(m,ms)= G,m*(T,p) + RTln(mms/m ) G,m*(T,p) =fGm +RTln (m / m ms)
K
pG g pAa
pH h pBb
(
p
)[( gh)(ab)]
3 第三单元 化学平衡的移动(共70张PPT)
栏目 导引
专题7 化学反应速率与化学平衡
化学平衡移动问题的分析步骤
栏目 导引
专题7 化学反应速率与化学平衡
3.(2018·锦州高三质检)一定条件下的密闭容器中：4NH3(g)＋ 5O2(g) 4NO(g)＋6H2O(g) ΔH＝－905.9 kJ·mol－1, 下列叙 述正确的是( ) A．4 mol NH3 和 5 mol O2 反应，达到平衡时放出热量为 905.9 kJ B．平衡时 v 正(O2)＝v 逆(NO) C．平衡后减小压强， 混合气体平均摩尔质量增大 D．平衡后升高温度， 混合气体中 NO 含量降低
栏目 导引
专题7 化学反应速率与化学平衡
例如：①对于反应 A(g)＋B(g) C(g)，增大反应物 A 的浓度， 平衡右移，A 的浓度在增大的基础上减小，但达到新平衡时， A 的浓度一定比原平衡大；②若将体系温度从 50 ℃升高到 80 ℃，则化学平衡向吸热反应方向移动，达到新的平衡状态时 50 ℃<T<80 ℃；③若对体系 N2(g)＋3H2(g) 2NH3(g)加压， 如从 30 MPa 加压到 60 MPa，化学平衡向气体分子数减小的方 向移动，达到新的平衡时 30 MPa<p<60 MPa。 (4)在分析化学平衡移动后颜色、压强、浓度等的变化时，有时 可以先建立一个平台，“假设平衡不移动”，然后在此平台的 基础上进行分析、比较就容易得到正确答案。
栏目 导引
专题7 化学反应速率与化学平衡
2．某温度下，在密闭容器中 SO2、O2、SO3 三种气态物质建立 化 学 平 衡 后 ， 改 变 条 件 对 反 应 2SO2(g) ＋ O2(g) 2SO3(g) ΔH<0 的正、逆反应速率的影响如图所示：
栏目 导引
专题7 化学反应速率与化学平衡
化学平衡移动问题的分析步骤
栏目 导引
专题7 化学反应速率与化学平衡
3.(2018·锦州高三质检)一定条件下的密闭容器中：4NH3(g)＋ 5O2(g) 4NO(g)＋6H2O(g) ΔH＝－905.9 kJ·mol－1, 下列叙 述正确的是( ) A．4 mol NH3 和 5 mol O2 反应，达到平衡时放出热量为 905.9 kJ B．平衡时 v 正(O2)＝v 逆(NO) C．平衡后减小压强， 混合气体平均摩尔质量增大 D．平衡后升高温度， 混合气体中 NO 含量降低
栏目 导引
专题7 化学反应速率与化学平衡
例如：①对于反应 A(g)＋B(g) C(g)，增大反应物 A 的浓度， 平衡右移，A 的浓度在增大的基础上减小，但达到新平衡时， A 的浓度一定比原平衡大；②若将体系温度从 50 ℃升高到 80 ℃，则化学平衡向吸热反应方向移动，达到新的平衡状态时 50 ℃<T<80 ℃；③若对体系 N2(g)＋3H2(g) 2NH3(g)加压， 如从 30 MPa 加压到 60 MPa，化学平衡向气体分子数减小的方 向移动，达到新的平衡时 30 MPa<p<60 MPa。 (4)在分析化学平衡移动后颜色、压强、浓度等的变化时，有时 可以先建立一个平台，“假设平衡不移动”，然后在此平台的 基础上进行分析、比较就容易得到正确答案。
栏目 导引
专题7 化学反应速率与化学平衡
2．某温度下，在密闭容器中 SO2、O2、SO3 三种气态物质建立 化 学 平 衡 后 ， 改 变 条 件 对 反 应 2SO2(g) ＋ O2(g) 2SO3(g) ΔH<0 的正、逆反应速率的影响如图所示：
栏目 导引
物理化学第三章化学平衡
恒压下两边对Ｔ求导得
rG m / T T
R
d ln K dT
rH T
2
m
即
d ln K dT
rH m RT
2
――等压方程微分式
3-5 化学反应等压方程―Ｋ 与温度的关系
二、积分式 设ΔrHm 不随温度变化，前式积分得：
ln K T
为比较金属与氧的亲和力，不是用氧化物的ΔfGm 而
是用金属与1mol氧气作用生成氧化物时的ΔGm ：
2x y
M (s) O 2 ( g )
2 y
M xO
y
常见氧化物的 G m T 参见下图。
Gm T
3-8
0 -100 -200 -300 -400
图及其应
Fe3O4 Co K Zn Cr Na Mn V C CO Al Ni
3-2 复相化学平衡
(1)ΔrGm (298)==178-298×160.5×10-3=130.2(kJ/mol)
p(CO2)/p = K = exp(-
130 . 2 1000 8 . 314 298
)=1.5x10-23
p(CO2)= 1.5×10-18(Pa)
(2) ΔrGm (1110)=178-1110×160.5×10-3=0
3-7 平衡组成的计算
二、已知平衡组成计算平衡常数
例题：在721℃、101325Pa时，以H2 还原氧化钴(CoO) ，测得平衡气相中H2的体积分数为0.025；若以CO还原 ，测得平衡气相中CO的体积分数0.0192。求此温度下 反应 CO(g)+H2O(g)=CO2(g)+H2(g) 的平衡常数。 分析：乍一看所求反应与题给条件无关，但将两个还 原反应写出来，可以找到他们之间的关系。
《化学平衡》优质ppt人教
第三节 化学平衡
回顾：什么是可逆反应？
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.
回顾：什么是可逆反应？
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.
NH3＋H2O
NH3·H2O
NH4＋＋OH－
回顾：什么是可逆反应？
I. 混合气体平均相对分子质量保持不变
J. SO3的体积百分含量不随时间变化
思考：在一定温度下，在一恒容密闭容器中，进行下
列可逆反应： 2SO2 + O2
2SO3(g),
下列能说明反应已达平衡的事实是（ DFGIJ ）
A. 容器内SO2、O2、SO3三种气体共存 B. SO2和SO3物质的量浓度相等 C. 容器中SO2、O2、SO3物质的量之比为 D. 容器内压强保持不变
A. Z＝0.5 mol/L C. Z＝0.4 mol/L
B. Y2＝0.5 mol/L D. X2＝0.2mol/L
2. 在密闭容器中进行X2(g)＋3Y2(g)
2Z(g)
的反应，其中X2、Y2、Z的起始浓度依次为
0.1mol/L,0.3mol/L,0.2mol/L, 当反应达到
平衡时，各物质的浓度有可能是
2:1:2
E. SO2的消耗速率等于SO3的生成速率 F. SO2的消耗速率：O2生成速率＝2:1 G. SO2的消耗速率＝SO3的消耗速率 H. 混合气体的密度保持不变
I. 混合气体平均相对分子质量保持不变
J. SO3的体积百分含量不随时间变化
三、可逆反应达到化学平衡状态的标志
三、可逆反应达到化学平衡状态的标志 (1)直接标志：
在同一条件下,既能向正反应方向进行,
回顾：什么是可逆反应？
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.
回顾：什么是可逆反应？
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.
NH3＋H2O
NH3·H2O
NH4＋＋OH－
回顾：什么是可逆反应？
I. 混合气体平均相对分子质量保持不变
J. SO3的体积百分含量不随时间变化
思考：在一定温度下，在一恒容密闭容器中，进行下
列可逆反应： 2SO2 + O2
2SO3(g),
下列能说明反应已达平衡的事实是（ DFGIJ ）
A. 容器内SO2、O2、SO3三种气体共存 B. SO2和SO3物质的量浓度相等 C. 容器中SO2、O2、SO3物质的量之比为 D. 容器内压强保持不变
A. Z＝0.5 mol/L C. Z＝0.4 mol/L
B. Y2＝0.5 mol/L D. X2＝0.2mol/L
2. 在密闭容器中进行X2(g)＋3Y2(g)
2Z(g)
的反应，其中X2、Y2、Z的起始浓度依次为
0.1mol/L,0.3mol/L,0.2mol/L, 当反应达到
平衡时，各物质的浓度有可能是
2:1:2
E. SO2的消耗速率等于SO3的生成速率 F. SO2的消耗速率：O2生成速率＝2:1 G. SO2的消耗速率＝SO3的消耗速率 H. 混合气体的密度保持不变
I. 混合气体平均相对分子质量保持不变
J. SO3的体积百分含量不随时间变化
三、可逆反应达到化学平衡状态的标志
三、可逆反应达到化学平衡状态的标志 (1)直接标志：
在同一条件下,既能向正反应方向进行,
化学平衡移动PPT精品课件
原理有助于指导实际生产，提高产品质量和经济效益。
推动相关学科发展
化学平衡移动作为化学热力学和化学动力学的重要组成部分，其研
究有助于推动物理化学、分析化学等相关学科的发展。
未来发展趋势预测
01
深入研究复杂体系的化学平衡移动
随着科技的进步，未来化学平衡移动的研究将更加注重复杂体系和多组
分体系，探讨更多实际应用中的化学平衡问题。
04
氧化还原平衡移
动
氧化还原反应基本概念
氧化反应
还原反应
氧化剂
还原剂
物质与氧化剂反应，失
物质与还原剂反应，得
在反应中得到电子或电
在反应中失去电子或电
去电子或电子对偏离，
到电子或电子对偏向，
子对偏向的物质，被还
子对偏离的物质，被氧
化合价升高的过程。
化合价降低的过程。
原，发生还原反应。
化，发生氧化反应。
缓冲溶液作用及配制方法
缓冲溶液的作用
能够抵抗外来少量强酸、强碱或稍稀释的
缓冲溶液的组成
一般由弱酸及其盐或弱碱及其盐组成。
影响，使溶液pH值基本保持不变。
缓冲溶液的配制方法
缓冲溶液在化学实验中的应用
按一定比例混合共轭酸碱对，调节pH至所
广泛应用于分析测试、生物实验等领域，
需范围即可。
保证实验结果的准确性和稳定性。
感谢观看
可以制备出具有特殊功能的材
料，如荧光材料、磁性材料等
。
06
总结与展望
课程总结回顾
化学平衡移动基本概念
沉淀溶解平衡
阐述化学平衡状态及平衡常数，探讨
平衡移动方向与反应条件的关系。
分析沉淀生成与溶解的条件，讨论溶
推动相关学科发展
化学平衡移动作为化学热力学和化学动力学的重要组成部分，其研
究有助于推动物理化学、分析化学等相关学科的发展。
未来发展趋势预测
01
深入研究复杂体系的化学平衡移动
随着科技的进步，未来化学平衡移动的研究将更加注重复杂体系和多组
分体系，探讨更多实际应用中的化学平衡问题。
04
氧化还原平衡移
动
氧化还原反应基本概念
氧化反应
还原反应
氧化剂
还原剂
物质与氧化剂反应，失
物质与还原剂反应，得
在反应中得到电子或电
在反应中失去电子或电
去电子或电子对偏离，
到电子或电子对偏向，
子对偏向的物质，被还
子对偏离的物质，被氧
化合价升高的过程。
化合价降低的过程。
原，发生还原反应。
化，发生氧化反应。
缓冲溶液作用及配制方法
缓冲溶液的作用
能够抵抗外来少量强酸、强碱或稍稀释的
缓冲溶液的组成
一般由弱酸及其盐或弱碱及其盐组成。
影响，使溶液pH值基本保持不变。
缓冲溶液的配制方法
缓冲溶液在化学实验中的应用
按一定比例混合共轭酸碱对，调节pH至所
广泛应用于分析测试、生物实验等领域，
需范围即可。
保证实验结果的准确性和稳定性。
感谢观看
可以制备出具有特殊功能的材
料，如荧光材料、磁性材料等
。
06
总结与展望
课程总结回顾
化学平衡移动基本概念
沉淀溶解平衡
阐述化学平衡状态及平衡常数，探讨
平衡移动方向与反应条件的关系。
分析沉淀生成与溶解的条件，讨论溶
《化学平衡状态》课件
总结词
详细描述
反应速率受温度、浓度、压力和催化剂等 因素影响。
温度越高，反应速率越快；浓度越高，反 应速率越快；压力越大，反应速率越快； 适当使用催化剂可以加快反应速率。
化学反应的方向
总结词
反应方向决定了化学平衡的移 动方向。
详细描述
根据勒夏特列原理，如果改变 影响平衡的条件，平衡就会向 着减弱这种改变的方向移动。
在制药工业中，化学平衡状态对于药物的合成和分离过程至关重要，通过调节平衡 条件可以获得高纯度的药物。
环境保护中的应用
化学平衡状态在环境保护中也有着重 要的应用，例如在大气污染控制中， 通过化学反应原理来降低大气中的污 染物浓度。
在土壤污染修复中，通过调节土壤中 的化学平衡来降低重金属等有害物质 的活性，从而减少对生态环境的危害 。
用率。
促进环境保护
通过研究化学平衡状态，可以减少 有害物质的排放，促进环境保护。
推动科学研究
化学平衡状态是化学反应动力学和 热力学研究的重要内容，有助于深 入了解化学反应的本质和规律。
02
化学平衡状态的建立
化学反应的速率
总结词
详细描述
反应速率是化学平衡状态建立的关键因素 。
化学反应速率决定了反应进行的快慢，对 于可逆反应，正逆反应速率相等是平衡状 态的特征之一。
《化学平衡状态》ppt课件
目录
• 化学平衡状态的定义 • 化学平衡状态的建立 • 化学平衡状态的移动 • 化学平衡状态的应用 • 化学平衡状态的实验验证
01
化学平衡状态的定义
什么是化学平衡状态
01
化学平衡状态是指在一定条件下 ，可逆反应进行到正、逆反应速 率相等且不再改变的状态。
02
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如 rGm = 0，（ B B)产 = (|B| B)反
没有物质发生迁移，反向达到平衡
第二节 化学反应等温式与平衡常数
Equilibrium constant 化学反应等温方程式：
对i.g. 反应： dD+ eE gG +hH
rGm= B B B= B0 +RTlnpB/po
= B B0 + B RT lnpB / po
rGm= rGmo +RTlnQP = 0 rGm￠ = -RTln(QP)平= -RTlnK￠
rGm = -RTln K￠ +RTlnQP ——化学反应等温方程式
K￠
=
(pG /po)eg·(pH /po)he (pD /po)e d ·(pE /po)ee
讨论： （1）K￠——标准平衡常数，它由rGm￠ 求出，又称为热力学平衡常数
（2） K￠仅仅只是温度的函数，与pB无关 ∵ rGm￠仅仅只是温度的函数
（3）K￠无量纲 （4） K￠的大小反映反应向右进行的程度 （5）rGm￠ = -RTlnK￠
讨论： （6）化学反应等温方程式：
rGm = -RTln K￠ +RTlnQP
若QP＜ K￠则 rGm ＜0，反应自发向右
若QP= K￠则 rGm =0，反应已达到平衡 若QP＞ K￠则 rGm ＞ 0，反应向右非自发
第三章 化学平衡 (Chemical equilibrium)
化学平衡：化学反应体系各组成不随 时间而改变。
▽本章主要解决下列问题：
1、反应的方向和限度 2、平衡时反应产率及平衡组成 3、各种因素对平衡的影响
第一节 化学反应的平衡条件
化学反应：dD+ eE gG +hH
在等T、P，W’=0 时：
GT.P＜0 GT.P= 0 GT.P＞0
另：如 rGm＜0，（ B B)产 ＜ (|B| B)反
迁移方向为 反产，正向自发
rGm 越负，表明反应向右进行的趋势越大
2． 如 rGm＞0，表明随着反应的进行 （ 的增大）体系G增大， 反应正向非自发进行
如 rGm ＞ 0，（ B B)产 ＞ (|B| B)反
迁移方向为 产反，反向自发
3． 如rGm= 0，表明反应达到平衡
(2)在1200K时， Ko=0.73,试判断反应方向
总结： rGm、rG0m、K0、Q之间的关系？
rGm=rGm0 +RT lnQ rGmo = -RTln Ko rGm = -RTln Ko +RTlnQ
第三节 平衡常数表示法 一、气体反应的平衡常数 (一) 理想气体反应标准平衡常数
(pG /po)eg·(pH /po)he K0 = (pD /po)e d ·(pE /po)ee
r: reaction m: molar
=(g G+ h H) –(d D+e E)
rGm：在一定的T、P和条件下，每 摩尔反应的自由能变化。
在无限大的体系中发生了反应进度等于 1mol的化学反应引起的自由能的变化。
讨论：
rGm=
(
G
) T,P
=（
B B)产 –(|B| B)反
1． 如 rGm＜0，表明随着反应的进行 （ 的增大）体系G减少， 反应正向自发进行
自发进行 平衡态 非自发
dD+ eE gG +hH 若体系发生了微小变化，则体系的dG为：
dG = -SdT + VdP + BdnB
在等T、等P、w’=0下：
dG = BdnB
由的定义: d = dnB/B dnB=B·d
dG = B B d
G (
) T,P
= B B
= rGm
所以： rGm= B43; 3H2 2NH3
K1o
1/2N2+3/2H2 NH3 K2o
(K2o)2 = K1o
例１. 在1000K理想气体反应 CO(g)+H2O(g)=CO2(g)+H2(g)的Ko=1.43， 设该反应体系各物质的分压为p0CO=0.500 kPa，p0H2O=0.500 kPa，p0CO2=0.500 kPa， p0H2=0.500 kPa， (1)试计算该条件下的rGm，并指明反应 的方向
= rGm0+ RT ln(pB/ po) B
= rGm0 +RT lnQP
rGm=rGm0 +RT lnQP
其中: rGm0 = B B0
=(g G0+ h H0) –(d D0+e E0)
QP =
(pG
g /po) ·(pH
/po)
h
(pD /po) d·(pE /po)e
压力商
理想气体反应达到平衡: rGm= 0
（2） KC 只是 温度 的函数
(4) Kn 物质的量平衡常数
Kn=
nGg nDd
·nHh ·nEe
(p)
KP= Kx·(p)
Ko =Kp (po) - =Kx (p/po)
讨论：（1）Kx与T,P 有关 （2）Kx量纲 一
(3) KC 浓度平衡常数
i.g.反应：dD + eE = gG + hH 平衡时
KC=
cGg cDd
·cHh ·cEe
pB=cBRT
cB = pB /RT
KC= B (pB /RT) B = KP·(RT) - 讨论（：1） Ko =Kp(po) - = KC·(RT/po)
Kx=
xGg ·xHh xDd ·xEe
xG = pG / p
KP=
pGg pDd
·pHh ·pEe
pG = p xG
KP=
pGg pDd
·pHh ·pEe
=
(pxG)g ·(pxH)h (pxD)d ·(pxE)e
KP=
(pxG)g (pxD)d
·(pxH)h ·(pxE)e
=
xGg xDd
·xHh ·xEe
定义：g+h-d-e= Ko =KP·(po) –
讨论：（1） ∵ Ko 仅仅只是 温度 的函数
∴ KP 也只是 温度 的函数
（2）Ko量纲为 一
Kp 有 量纲
只有 = 0 Ko =KP 量纲为一
（2）Kx 摩尔分数平衡常数
设D、E、G、H都为理想气体 当dD + eE = gG + hH 反应达到平衡
(二) 理想气体反应经验平衡常数
(1)KP 压力平衡常数
设D、E、G、H都为理想气体 当dD + eE = gG + hH 反应达到平衡
KP=
pGg pDd
·pHh ·pEe
(pG /po)g·(pH /po)h Ko = (pD /po)d ·(pE /po)e
Ko =KP·(po) –(g+h-d-e)
没有物质发生迁移，反向达到平衡
第二节 化学反应等温式与平衡常数
Equilibrium constant 化学反应等温方程式：
对i.g. 反应： dD+ eE gG +hH
rGm= B B B= B0 +RTlnpB/po
= B B0 + B RT lnpB / po
rGm= rGmo +RTlnQP = 0 rGm￠ = -RTln(QP)平= -RTlnK￠
rGm = -RTln K￠ +RTlnQP ——化学反应等温方程式
K￠
=
(pG /po)eg·(pH /po)he (pD /po)e d ·(pE /po)ee
讨论： （1）K￠——标准平衡常数，它由rGm￠ 求出，又称为热力学平衡常数
（2） K￠仅仅只是温度的函数，与pB无关 ∵ rGm￠仅仅只是温度的函数
（3）K￠无量纲 （4） K￠的大小反映反应向右进行的程度 （5）rGm￠ = -RTlnK￠
讨论： （6）化学反应等温方程式：
rGm = -RTln K￠ +RTlnQP
若QP＜ K￠则 rGm ＜0，反应自发向右
若QP= K￠则 rGm =0，反应已达到平衡 若QP＞ K￠则 rGm ＞ 0，反应向右非自发
第三章 化学平衡 (Chemical equilibrium)
化学平衡：化学反应体系各组成不随 时间而改变。
▽本章主要解决下列问题：
1、反应的方向和限度 2、平衡时反应产率及平衡组成 3、各种因素对平衡的影响
第一节 化学反应的平衡条件
化学反应：dD+ eE gG +hH
在等T、P，W’=0 时：
GT.P＜0 GT.P= 0 GT.P＞0
另：如 rGm＜0，（ B B)产 ＜ (|B| B)反
迁移方向为 反产，正向自发
rGm 越负，表明反应向右进行的趋势越大
2． 如 rGm＞0，表明随着反应的进行 （ 的增大）体系G增大， 反应正向非自发进行
如 rGm ＞ 0，（ B B)产 ＞ (|B| B)反
迁移方向为 产反，反向自发
3． 如rGm= 0，表明反应达到平衡
(2)在1200K时， Ko=0.73,试判断反应方向
总结： rGm、rG0m、K0、Q之间的关系？
rGm=rGm0 +RT lnQ rGmo = -RTln Ko rGm = -RTln Ko +RTlnQ
第三节 平衡常数表示法 一、气体反应的平衡常数 (一) 理想气体反应标准平衡常数
(pG /po)eg·(pH /po)he K0 = (pD /po)e d ·(pE /po)ee
r: reaction m: molar
=(g G+ h H) –(d D+e E)
rGm：在一定的T、P和条件下，每 摩尔反应的自由能变化。
在无限大的体系中发生了反应进度等于 1mol的化学反应引起的自由能的变化。
讨论：
rGm=
(
G
) T,P
=（
B B)产 –(|B| B)反
1． 如 rGm＜0，表明随着反应的进行 （ 的增大）体系G减少， 反应正向自发进行
自发进行 平衡态 非自发
dD+ eE gG +hH 若体系发生了微小变化，则体系的dG为：
dG = -SdT + VdP + BdnB
在等T、等P、w’=0下：
dG = BdnB
由的定义: d = dnB/B dnB=B·d
dG = B B d
G (
) T,P
= B B
= rGm
所以： rGm= B43; 3H2 2NH3
K1o
1/2N2+3/2H2 NH3 K2o
(K2o)2 = K1o
例１. 在1000K理想气体反应 CO(g)+H2O(g)=CO2(g)+H2(g)的Ko=1.43， 设该反应体系各物质的分压为p0CO=0.500 kPa，p0H2O=0.500 kPa，p0CO2=0.500 kPa， p0H2=0.500 kPa， (1)试计算该条件下的rGm，并指明反应 的方向
= rGm0+ RT ln(pB/ po) B
= rGm0 +RT lnQP
rGm=rGm0 +RT lnQP
其中: rGm0 = B B0
=(g G0+ h H0) –(d D0+e E0)
QP =
(pG
g /po) ·(pH
/po)
h
(pD /po) d·(pE /po)e
压力商
理想气体反应达到平衡: rGm= 0
（2） KC 只是 温度 的函数
(4) Kn 物质的量平衡常数
Kn=
nGg nDd
·nHh ·nEe
(p)
KP= Kx·(p)
Ko =Kp (po) - =Kx (p/po)
讨论：（1）Kx与T,P 有关 （2）Kx量纲 一
(3) KC 浓度平衡常数
i.g.反应：dD + eE = gG + hH 平衡时
KC=
cGg cDd
·cHh ·cEe
pB=cBRT
cB = pB /RT
KC= B (pB /RT) B = KP·(RT) - 讨论（：1） Ko =Kp(po) - = KC·(RT/po)
Kx=
xGg ·xHh xDd ·xEe
xG = pG / p
KP=
pGg pDd
·pHh ·pEe
pG = p xG
KP=
pGg pDd
·pHh ·pEe
=
(pxG)g ·(pxH)h (pxD)d ·(pxE)e
KP=
(pxG)g (pxD)d
·(pxH)h ·(pxE)e
=
xGg xDd
·xHh ·xEe
定义：g+h-d-e= Ko =KP·(po) –
讨论：（1） ∵ Ko 仅仅只是 温度 的函数
∴ KP 也只是 温度 的函数
（2）Ko量纲为 一
Kp 有 量纲
只有 = 0 Ko =KP 量纲为一
（2）Kx 摩尔分数平衡常数
设D、E、G、H都为理想气体 当dD + eE = gG + hH 反应达到平衡
(二) 理想气体反应经验平衡常数
(1)KP 压力平衡常数
设D、E、G、H都为理想气体 当dD + eE = gG + hH 反应达到平衡
KP=
pGg pDd
·pHh ·pEe
(pG /po)g·(pH /po)h Ko = (pD /po)d ·(pE /po)e
Ko =KP·(po) –(g+h-d-e)