无机化学：化学平衡 (Chemical Equilibrium)

在一定温度下，封闭体系达到平衡后，各 生成物浓度(或分压力)幂的连乘积与反应物浓 度(或分压力)幂的连乘积之比，是一个常数， 幂指数为化学计量系数。
aA + bB
Kc
[D]d [A]a
[E]e [B]b
dD + eE
Kp
pDd pEe pAa pBb
气相反应
Note：
1). [A]、[B]、[D]、[E]分别为体系中相应物质的平衡浓度(mol·L-1)。 2). a、b、d、e分别为体系中相应物质的化学计量系数。
3). 若反应为气相反应，则可用平衡时各气体相应的分压力表示(Pa) 。
4).量纲与方程式写法有关：如果a＋b＝d＋e， Kc和Kp无量纲； 如果a＋b ≠ d＋e， Kc和Kp有量纲， 其形式决定于 ∆ν＝ (d+e) - (a＋b)
5). 反应的平衡常数的越大，说明正反应趋势越强，反应的平衡点倾 向于生成物一方。
Fe3O4(s) + 4 H2(g) = 3 Fe(s) + 4 H2O(g)
K
p
[PH2O /P ]4 [PH2 /P ]4
Cr2O72 + H2O
2CrO42 + 2H+
K
([CrO42 ] / c )2 ([H ([Cr2O7 ]/ c )
]/
c
)2
5). 平衡常数的值与所采用的化学方程式有关，方 程式需配平。
N2 (g) + 3 H2 (g) = 2NH3 (g) 1/2N2 (g) + 3/2 H2 (g) = NH3 (g)
❖ 7. 化学平衡 (Chemical Equilibrium)
溶液中四大平衡
酸－碱平衡 沉淀－溶解平衡 氧化－还原平衡 配位平衡
➢ 探索各类平衡的共同特点、遵循的规律 ➢ 讨论平衡建立的条件、移动的方向 ➢ 讨论化学反应达到的限度
一、化学平衡 (chemical equilibrium)
1. 可逆反应 (reversible reaction)
e
K
P
P PA
P a PB
b
P P
P = 1.00 × 105 Pa
Kθ的书写方法
产物(相对浓度或分压)以计量系数为幂指数的连乘积
Kθ=
反应物(相对浓度或分压)以计量系数为幂指数的连乘积
平衡浓度/(平衡分压) 相对浓度(相对分压) =
各自标准态
如： 平衡P：
思考：K与K是否相同？
实验平衡常数(experimental equilibrium constant)
Kp =
[P(HI )]2 P(I2 )P(H 2 )
[HI ]2
Kc = [I2 ][H2 ]
[ p(HI)]2 p(I2 ) p(H2 )
54.76 54.60 53.96 54.49 54.34 54.45
化学平衡定律
3 62.02
4 61.96
5
0
6
0
57.78 52.53 62.50 69.49
0 0
0 0 0 0 62.10 26.98
16.88 20.68 13.08 10.64 6.627 2.877
9.914 7.260 13.57 18.17 6.627 2.877
95.73 90.54 97.87 102.64 48.85 21.23
同一条件下，既能正向进行又能逆向进行的反应
美丽的溶洞
？ CaCO3 CO2 H2O
Ca(HCO3 )2 含碳酸钙岩石的溶解
？ Ca(HCO3 )2
CaCO3 CO2 H2O“钟乳石”的形成
2. 化学平衡概念
H2 (g) + I2 (g)
2HI (g)
c / mol L1 t/s
H2 (g) I2 (g)
逆
2HI(g)
正 逆
0.01
旧的平衡破坏了，又会建立起新的平衡.
3. 化学平衡定律
反应达到平衡时，各物质浓度之间的关系？
H2 (g) + I2 (g)
2HI (g)
开始各组分分压 p/kPa
平衡时各组分分压 p/kPa
p(H2)
p(I2)
p(HI)
p(H2)
p(I2)
p(HI)
1 64.74
2 65.95
(1). 不可逆反应
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
2KClO3 (s)
MnO2
∆
2KCl(s) + 3O2(g)
(几乎能进行到底)
(2). 条件可逆反应
2H2O(g)
电解 点燃
(3). 可逆反应
H2 (g) + I2 (g)
2H2(g) + O2(g) (条件不同，反应方向不同)
2HI (g)
(同一条件，向两个相反 方向同时进行)
N2(g) + 3 H2(g) 4.17 12.52
2NH3(g) 3.57 (106 Pa)
Kp
[PNH3 ]2 [PH2 ]3 [PN2 ]
1.56 1015 (Pa2 )
K
p
[ PH 2
[PNH3 / P ]2 / P ]3 [PN2 / P ]
1.56105
Note：
1). 书写时，带入的相对浓度或分压是指平衡时刻的。 各物质均以标准态为参考态，且需指明温度。 2). 定反应、定温度，K即为定值。不随物质的初始 浓度(或分压)的改变而改变，仅取决于反应的本性。 3). K的量纲为1。 4). 纯液体、纯固体参加反应时，其浓度(或分压)可 认为是常数，均不写入平衡常数表达式中。
4. 标准平衡常数 (standard equilibrium constant)
溶液反应：aA + bB
dD + eE
[D]d [E]e
K
C
c c [ A]a [B]b
c c
c = 1.0 mol·L-1
气体反应：aA (g) + bB(g)
dD(g) + eE(g)
PD
d
PE
某一时刻：υ正=υ逆，体系的各部分组成、浓度不再变化， 体系处于平衡态
正 正 逆
逆
正 逆 0
化学平衡的标志：
正、逆反应速率相等，体系内各部分组成和浓 度在外界条件不变的情况下不随时间而变化。
化学平衡的特征：
(a). 动态平衡；(b). 相对的，有条件的
正
H2 (g) I2 (g)
0.02
2HI(g)
正 10 6 逆 106
mol L1 s1
0
0.0100 0.0100 0
7.60 0
2000 0.00397 0.00397 0.0121
4.20 2.00
4850 0.00213 0.00213 0.0157
3.43 3.45
反应开始 ：[H2]、[I2] 较大，[HI] = 0，υ正较大，υ逆为 0 反应进行： [H2]、[I2]减小，υ正减小，[HI]增大，υ逆增大