第2章化学反应速率与化学平衡详解.ppt

1、应用化学,主讲:杨丽珍 刘忠伟,大学是什么,大学是一种经历，人生成长、成熟的过程 如今大学生越来越多，面对的压力越来越大，但是试问读书不是可以选择的路，那什么是应该走的路呢？ 大学是要花很多钱，但是以后你会得到的更多。虽然说读书不是唯一的出路，但是没有比这更好的机会。只要你努力，只要你出类拔萃，压力就是你的动力，是你成功的起点。同时大学是你走向人生，走向社会的重要转折点。,高中化学与大学化学,大学：偏重于知识的原理、知识之间的逻辑关系，知识的实际应用 信息量大，学时少，速度快。 目的：培养化学思维方法和解决问题能力。,高中：偏重于公式的套用、概念的记、背 反复练习、反复讲解 目的：考试,大学与

2、中学的本质区别在于： “我是学习的主体”，“我的课程我做主”，“我为教育终点线冲刺”。大学求学增值与否，取决于自己。从大一开始，尽快弄清“我喜欢什么”，“我需要什么”“我期望什么”“我擅长什么”“我为谁学习”“为什么要我自我负责，自我约束，自我激励，自我评价，自主学习”？,大学学什么？,并不只是知识！（不要期末背，应付考试） 重要的是学习过程，在过程中培养能力。 90%不会有直接的用途，但是去掉他们会怎样？ 更重要是通过学习知识的过程，培养和掌握学习方法、思想方法、分析问题解决问题的能力、培养科学素养。 如果是死记硬背式的知识，过些日子会还给老师，但是能力、思想、素养会永远陪伴你。,到底是休息

3、还是打起精神继续战斗？,第一年是关键的一年，适应大学生活、大学教学方式、大学思维方式。 所以注定应该是战斗的一年，努力的一年。,大学课程枯燥？,天天听相声也会枯燥，何况是科学。 关键在心态 有无目标 如果连基本的知识、能力都没有，课程不及格，大学基本靠混，为什么人家会聘用你？你说我有能力，连大学课程都搞不过，怎么证明？,口袋技能,指无论身处哪一行业,哪些岗位都能随时拿出来用的技能。 包括:思维能力、沟通能力、应变能力、团队合作能力等。 目前用人单位并不强求专业对口，而更看重员工的“口袋技能”。,应用化学课程定位,应用化学是印刷、包装专业的必修课程，基础理论以基础、够用为度，主要为后续高分子物理

4、与化学及其他专业课程提供理论知识和操作技能的支持。 注意与后续课程的衔接：把一些印刷应用与本课程有机融合。 后续课程的理论基础。,应用化学内容提要,1、化学反应速率与化学平衡（第二章） 2、电解质溶液和离解平衡（第三章） 3、氧化还原和电化学（第五章） 4、物质结构（第六章） 5、配位化合物（第七章） 6、溶液和胶体（第一章） 7、有机化学（第二篇所有章节，除去17,18章）,这些内容涉及到化学学科中的无机化学，物理化学和有机化学等二级学科，前八周我们授课内容为： 1、化学反应速率与化学平衡（第二章） 2、电解质溶液和离解平衡（第三章） 3、氧化还原和电化学（第五章） 4、物质结构（第六章）

5、5、配位化合物（第七章）,后八周主讲内容为： 6、溶液和胶体（第一章） 7、有机化学（第二篇所有章节，除去17,18章） 前八周主讲教师杨丽珍，第九周进行期中考试，成绩按百分比计入期末总成绩；后八周由刘忠伟老师主讲；实验由郝燕萍老师主讲。 期末考试不涉及前八周内容。,无机化学： 二级学科。研究无机物性质的化学，是化 学学科的基础。在其中有很多内容中学已经接 触过，但是只是皮毛，不够深入。有很多知识 需要深入才能应用，而学习的目的正在于此。 比如：FeCl3腐蚀线路版、不锈钢腐蚀(金属蚀 刻)、纳米材料、燃料电池等。,有机化学： 二级学科。研究有机物的性质、反应、机理，同样有过接触，也有的未接触

6、，主要重于机理的了解，当然也会要求大家掌握一些基本物质及其在印刷中的应用，这往往涉及到物理性质。如手性分子。,2001年诺贝尔获奖者研究出的氢化及氧化手性催化反应技术，就做到了这一点。这种不对称合成技术使人们能够成功地制取较为纯净的、主要由有益对映体分子组成的化工产品和药物，是化学合成方法的一项重大革新。,物理化学：二级学科。研究化学物质物理、化学性质及其相互关系的学科，在印刷中的用途非常广泛。例如：胶体化学、粘度（油墨）、表面张力（润版液）等。,应用化学实验：主要是验证课堂理论、训练实验素养。内容较少，希望认真。 主讲老师：郝燕萍（教E116）,应用化学的后继专业基础课,高分子化学及物理：专

7、业基础课，主要研究高分子化合物的合成、物理性质及应用，高分子改性等。例如：胶辊、橡皮布、PS版表面感光胶、胶粘剂（装订、覆膜）、印刷承印物（PE）等。,应用化学基础的专业课,感光材料 印刷材料 纸张 油墨 分子光化学,学好应用化学的意义,为后续专业基础、专业课做嫁衣：是整个化学的基础。此课程学不好，直接影响下面课程的学习。特别是专业课，如果是一个学过化学的人，那是很容易的。,本身有很大的用途：应用化学理论在印刷领域有着广泛的应用，例如润版液（原理、配制）、油墨（原理、溶剂）、纸张涂料、彩色喷墨打印胶片、不锈钢腐蚀、光固化材料等。化学专业人搞印刷，是很容易上手的。,怎样学好化学？,认真听课，参与

8、过程，耐心理解化学理论和知识。 认真看书、细心作练习：对知识的深入理解。 认真进行化学实验操作 归根到底：认真、耐心，细心就能很好掌握课程要求 认真、耐心、细心大学需要培养的一种必须的能力。,总学时:96。讲课78，实验18（时间另定） 成绩评定方法： 作业和平时10%，实验10% 期中考试30%(无机部分内容，期末不再考) 期末考试50%。 交作业、上课。登记。,教材：基础化学乔春玉主编 其它参考： 现代化学基础面向21世纪教材 浙江大学编普通化学 无机及分析化学面向21世纪教材 有机化学汪巩,答疑时间，联系方式：,杨丽珍刘忠伟刘博文：13

9、811869023 课间：20分钟 其他：周三下午教E102,第2章 化学反应速率与化学平衡,1.掌握浓度、温度、催化剂等因素对化学反应速率的影响，并能运用活化能和碰撞理论加以解释。 2.熟悉化学平衡的概念，理解平衡常数的意义，掌握有关化学平衡的计算。 3.掌握影响化学平衡移动的因素，掌握勒夏特里原理。,本章教学要求,主要内容,2.1 化学反应速率,2.1.1化学反应速率表示法 一、反应速率的概念 . 化学反应速率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 单位：molL-1s-1、molL-1min-1、molL-1h-1。,对于一个恒容反应： A B,则有：,随反应的不断进行，由

10、于反应物的浓度不断减少，生成物的浓度不断增加，因此，大部分化学反应都不是等速进行的，因此上述所计算的反应速度是该段时间内的平均反应速率。,2. 瞬时速率：在某一瞬间的反应速率或化学反应在某一时刻的真正速率为：,A B,对于反应 aA + bB dD+eE,某一化学反应各组分浓度变化表示的反应速率之比等于各自计量系数的绝对值之比。,反应速率的快慢主要取决于反应物的本性,此外,还与反应条件如浓度、温度、催化剂等因素有关。 印刷中 PS版显影、金属腐蚀、印刷品褪色、高分子老化、油墨干燥等，都涉及化学反应速率问题。,化学动力学(化学的动力学)研究的是反应进行的速率, 并根据研究反应速率提供的信息探讨反

11、应机理，即研究反应的快慢和反应进行的途径。,H2与O2具有生成H2O的强烈趋势, 但室温下气体混合物放置1万年仍看不出生成H2O的迹象。为了利用这个反应释放的巨大能量, 就必须提供适当的动力学条件。因此，化学动力学研究还在于其实用意义。,为什么化学反应速率千差万别？ 有的瞬间完成例如爆炸反应、紫外光固化反应； 有的天长地久例如钟乳石的形成、高分子老化、高分子自然降解等。 用反应速率理论来解释,化学反应的速率与反应物的本性有关，即与反应的活化能有关内因。 如何理解活化能的概念，目前提出了两种理论：碰撞理论和过渡态理论。,2.1.2 活化能与反应速率理论,1918年 Lewis以气体分子运动论为基

12、础提出 基本论点：气体分子间经过碰撞形成新的分子。但理论计算气体分子碰撞频率为3.5x1028次/升.秒相当于反应速度5.8x104mol/L.s，即瞬间完成。实际上气体反应速度千差万别，有的很慢，有的很快。,一、碰撞理论,反应是通过反应物分子彼此碰撞而发生的，不一定每次碰撞都能发生反应。能发生反应的碰撞叫有效碰撞。 发生有效碰撞的分子称为活化分子。 活化分子在整个体系中所占的比例称为活化分子百分数。不同化学反应活化分子百分数不同，因此化学反应速率也不同。（活化分子与非活化分子的区别在于：能量不同）。,（1）碰撞取向,有效碰撞,（2）碰撞能量,阿雷尼乌斯（S.A.Arrhenius,1889)

13、 活化能：1mol活化分子比非活化分子所高出的能量值。 塔尔曼 （Tolman） 活化能：活化分子的平均能量（E*)与反应物分子的平均能量（E)之差。,Ea = E *-E,活化能,活化能是活化分子所具有的平均能量(E*)与整个反应物分子的平均能量(E)之差称为活化能(Ea)。单位是kJmol-1 Ea=E *-E,二、过渡态理论 由反应物到产物的反应过程，必须通过一种过渡状态，即反应物分子活化形成活化配合物的中间状态。 如:CA+BCAB = C+AB 反应物 活化配合物 产物,当B沿着AC键轴方向接近时，AC中的化学键逐渐松驰和削弱，原子A和原子B之间形成一种新键，这时形成了CAB的构型，

14、这种过渡状态的构型称为活化配合物。,这种活化配合物的位能很高，所以很不稳定，它可能重新变回原来的反应物（AC，B），也可能分解成产物（AB，C）。,活化能的物理含义在于：由反应物到产物所要逾越的“能量障碍” 。 一定温度下,活化能越大，活化分子数就越少，反应物分子的有效碰撞就越少，反应速率就越小。不同的化学反应有不同的活化能，活化能由实验测定。,一般化学反应的活化能在60kJmol-1240 kJmol-1。活化能小于40kJmol-1的反应化学反应速度很大。活化能大于420kJmol-1的反应化学反应速度很慢。活化能大小是物质结构的反映。,活化能与反应热之间关系,（1）Ea2-Ea1 0 放

15、热,（2）Ea2-Ea1 0 吸热,由此可见：一个可逆反应，吸热反应的活化能大于放热反应的活化能。,2.1.3 影响化学反应速率的因素外因,一、 浓度对化学反应速率的影响,在温度恒定情况下, 增加反应物的浓度可以增大反应速率。 用来表示反应速率与反应物浓度之间定量的关系式叫速率方程。,不同的化学反应有不同的速率方程和速率常数k。只有通过实验才能得到。A和B为反应物。,反应物的浓度越大，反应速率就越快。 浓度对化学反应速率的影响是通过单位时间内活化分子数目的变化，从而改变单位时间内有效碰撞的次数来实现。,v = kAB,浓度对反应速率的影响,白磷在纯氧气中和在空气中的燃烧,在温度恒定情况下, 增

16、加反应物的浓度可以增大反应速率。,在多相反应中, 固态反应物的浓度和不互溶的纯液体反应物的浓度不写入速率方程。,C(s) + O2(g) CO2(g),2 Na(l) + 2 H2O(l) 2 NaOH(aq) + H2(g),速率方程分别为：反应速率 = k c(O2) 反应速率 = k,对气相反应和有气相参与的反应, 速率方程中的浓度项可用分压代替。碳与氧生成二氧化碳反应的速率常数亦可表示为:,反应速率 = k p(O2)（显然k不是k）,气相和液相中的速率方程,气体分压,指的是当气体混合物中的某一种组分在相同的温度下占据气体混合物相同的体积时，该组分所形成的压强。,比如我们收集一瓶空气，

17、将其中的氮气除去，恢复到相同的温度剩余的氧气仍会逐渐占满整个集气瓶，但剩下的氧气单独造成的压强会比原来的低，此时的压强值就是原空气中氧气的分压值。气体的分压与其在液体中的溶解度，气体反应的平衡常数等都有着密切的关系。,混合气体(设为理想气体)总压和分压的关系：,P总V=n总RT,P2V=n2RT,P1V=n1RT,（P1+ P2）V =(n1 +n2) RT,而 n总= n1 + n2 ，,则P总= P1 +P2,P1V = n1 RT,(P1+ P2)V =(n1 +n2) RT,P1 P1+ P2,=,n1 n1+ n2,则：,P1,=,n1 n总,P总,任意混合气体（不管是理想气体还是实

18、际气体）中任一组分B的分压 pB等于总压 p 乘以它的摩尔分数yB 即 pB = p*yB 而 yB = nB / n,1.反应机理 反应机理 化学反应经历的途径（也叫做反应历程）。 基元反应 一步完成的化学反应。 非基元反应 由两个或三个基元反应构成的化学反应。 简单反应 由一个基元反应构成的化学反应。 复杂反应 由非基元反应构成的化学反应。,例如 ： H2O2 + H2 = 2H2O,例如： H2 + Cl2 = 2HCl,H2 + Cl2 = 2HCl,分为以下几步：,M + Cl2 2 Cl + M H2 + Cl H + HCl Cl2 + H Cl + HCl M + 2 Cl C

19、l2 + M, 基元反应, 基元反应, 基元反应, 基元反应,2.质量作用定律 （C. M. Guldberg, P. Wssge, 1863) 恒温下，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。也称为基元反应的速率方程。对于： aA + bB dD+eE 则： v = kAaBb k在一定温度为一常数。当温度改变时，随之而变。 如：对于反应 H2O2+2Br-+2H+2H2O+Br2的速率方程不能写成v=kH2O2H+2Br-2，因其不是一个基元反应。,非元反应,由两个或多个基元反应步骤完成的反应：,实际是两步完成,如, H2(g) + I2(g) =2HI(g),I2(g) =

20、 I(g) + I(g),通过实验可以找出决速步骤(Rate determining step),所以 v = k c(A2),复杂反应的速率方程只能通过实验获得！,H2(g) + I (g) + I(g) = HI(g) + HI(g),对臭氧转变成氧的反应 2O3(g) 3O2(g) 其历程为： O3 O2+O （快） O+O3 2O2（慢） 适合此历程的速率方程是什么？,kc2 (O3) b.kc(O3)c(O) c. kc(O3)2c(O2) d. kc2 (O3) c-1(O2),Question,3.反应级数 速率方程中，反应物浓度的指数分别称为反应物的反应级数，其代数和称为反应的

21、总级数。,如：2H2O2 = 2H2O + O2 v = kH2O2 m = 1为一级反应 S2O82-+2I- = 2SO42-+I2 v = kS2O82-I- m = 1，n = 1，S2O82-、I-分别为一级反应 m + n = 2即整个反应为二级反应。,2NO+2H2 = N2+2H2O v = kNO2H2 NO为二级反应，H2为一级反应，总反应为三级反应。 CH3CHO = CH4+CO v = kCH3CHO3/2 即为3/2级反应 反应级数不一定是整数,可以是分数,也可以为零。级数为零的反应叫零级反应。即浓度变化，速率不变。确定速率方程，必须以实验事实为依据。,例：有一化学

22、反应aA+bB=cC在298K时，将AB溶液按不同浓度混合,得到下列数据。,A的初始浓度 B的初始浓度 初始速率 (mol/l) (mol/l) (mol/ls) 1.0 1.01.210-2 2.0 1.02.310-2 4.0 1.04.910-2 1.0 1.01.210-2 1.0 2.04.810-2 1.0 4.01.910-1 求其速率方程?,解：由v = kAmBn v1 = k1m1n = k = 1.210-2 v2 = k2m1n = k2m = 2.310-2,即: m = 1,v4 = k1m1n = 1.210-2 v5 = k1m2n = 4.810-2 k2n

23、= 4.810-2 2n = 4.810-2/k = 4 = 22 n = 2,注意：反应级数与速率常数,1）反应级数：0、1、2、3，可以是非整数。 对反应 H2(g)+I2(g)=2HI(g) 反应速率方程式为 = k c(H2) c(I2) 过去很长一段时间都认为该反应是基元反应， 后来实验检出自由基I，证实该反应为非基元 反应，并提出反应机理为： (1) I2(g)=2I(g)（快速平衡） H2(g)+2I(g)=2HI(g)（慢反应） 由质量作用定律推导其反应速率方程式。,2）速率常数： 不随浓度而变。 受温度影响，通常温度升高， k 增大。 与催化剂有关，通常加催化剂， k 急剧增

24、大。 反应级数不同，k的量纲不同 零级反应 k的量纲为mol.L-1.s-1 一级反应 k的量纲为s-1； 二级反应 k的量纲为(molL -1)-1 s-1；,注意：反应级数与反应分子数的差别,二、温度对反应速率的影响,对于大多数反应，升高温度，反应速率增大，但有极少数除外。,范特霍夫规则： 如果反应物浓度一定，一般而言，温度每升高10K，反应速率迅速增加2-4倍。,1889年, Arrhenius在总结大量实验事实的基础上提出-阿累尼乌斯公式：,k速度常数，Ea为活化能，R气体常数，A称指前因子。,取对数:,所以可看出Ea、R、A为常数。lgk或lnk与1/T成线性关系。,若已知Ea便可求

25、得不同温度下的速度常数。 设某反应在T1时测得速度常数为k1 设某反应在T2时测得速度常数为k2,则:,上式中，Ea的单位为Jmol-1,例：某反应的活化能Ea=1.14105Jmol-1在600K时k=0.75Lmol-1s-1计算700K时的k。 解：已知：T2=700K，T1=600K，k1=0.75,得,k2=19.54Lmol-1s-1 答：700K时的k为19.54Lmol-1s-1,三、 催化剂对化学反应速度的影响,1、催化剂 催化剂 凡能改变反应速度而本身的组成和质量在反应前后保持不变的物质。,催化作用 催化剂能改变反应速度的作用。,正催化剂 ：加快反应速率 负催化剂 ：减慢反

26、应速率,催化剂为什么能改变化学反应速度呢？ 因为它参与了变化过程，改变了原来反应的途径，降低了反应的活化能。,Ea1,Ea2,H,A+BC,AB+C,ABC,E2,E3,E1,催化剂降低正、逆反应活化能,催化剂对化学反应速率的影响,没加入催化剂,有催化剂,注意：,催化剂不影响化学反应的热效应,催化剂的催化作用具有选择性,催化剂同时加快正、逆反应速率,总结：,P39, 表2-7,影响多相反应速率的因素,多相反应 :,反应系统中存在两个或两个以上的相的反应。,单相反应 :,反应系统中存在一个相的反应。 又称均相反应, 界面积, 扩散速率,课堂练习： 一、是非题 1.元反应一定是反应速率最快的反应（

27、 ） 2.对于一定温度下某化学反应一般反应物的 浓度越大，反应速率越快（ ） 3.系统状态变化的速率越快，速率常数越大（ ） 4.由阿伦尼乌斯公式可知，加快反应速率的唯一 方法是升高反应温度（ ）,5.质量作用定律适用于任何实际上能够进行的 反应（） 6.反应的级数取决于反应方程式中反应物的化 学计量数（ ）,二、选择题 1.升高温度可以增加反应速率，主要是因为（ ） （1）增加了分子总数 （2）增加了活化分子的百分数 （3）降低了反应的活化能 （4）促使平衡向吸热方向移动 2.一基元反应3A+B=C+2D ，如果A的浓度减 少一半，则反应速率（ ）。 (1) 加快一倍 (2)减慢为原来1/2

28、 (3) 减慢为原来1/8 (4)减慢为原来1/3,2,3,3.基元反应 A（s） + 2B（g） = C，反应级 数为（ ） (1) 1 (2) 2 (3) 3 (4)4 4.零级反应的速率（ ） (1) 为零 (2) 与反应物浓度成正比 (3) 与反应物浓度无关 (4) 与反应物浓度成反比,3,3,5. 对于一个给定条件下的反应，随着反应的进 行（ ） (1) 速率常数k变小 (2) 速率常数K变大 (3) 正反应速率降低 (4) 逆反应速率降低 6. 二级反应的速率常数单位是（ ） (1) s-1 (2) moldm-3s-1 (3) dm3mol-1s-1 (4) dm6mol-2s-

29、1 7. 温度升高导致反应速率明显增加的主要原 因是（ ） (1) 分子碰撞机会增加 (2) 反应物压力增加 (3) 活化分子数增加 (4) 活化能降低,3,3,3,8.反应2NO2Cl(g) = 2NO2(g) + Cl2(g) 的反应机理 包 括两步基元反应 (1) NO2Cl(g) = NO2(g) + Cl(g) (2) NO2Cl(g) + Cl(g) = NO2(g) + Cl2(g) 已知总反应的速率常数k的单位是 s-1，则（ ） (1) 总反应是二级反应 (2) 第一步反应比第二步反应快得多 (3) 总反应是三级反应 (4) 第二步比第一步反应快得多,4,三、简答题 已知一定

30、温度下，反应A2+2B=2AB依如下 两步完成： （1）A22A(快) （2）2A+B 2AB(慢) 总反应的反应速率方程式如何？为几级反应？ k的单位如何？,主要内容,化学动力学 是研究化学反应的速率、影响反应速率的因素以及反应的机理。 化学热力学 研究化学变化中能量的相互转化和热的影响因素（如温度）对转化的影响。,2.2 化学平衡,2.2 化学平衡,2.2.1 可逆反应和化学平衡 1.可逆反应 ：在同一条件下，既能向正反应方向又能向逆反应方向进行的反应。反应方程式中可逆符号代替等号。,2.化学平衡 在可逆反应中正逆反应速率相等时，体系各组份的相对量不随时间而改变的状态。 化学平衡的特征 建

31、立平衡的前提是在恒温条件下，封闭体系中进行的可逆反应。 建立平衡的条件是正逆反应速率相等。 建立平衡的标志是各物质浓度不随时间而改变。 化学平衡是动态平衡。各物质相对量虽然保持不变，但物质间的交换始终在进行着。,2.2.2 化学平衡的含义 化学平衡常数 在一定温度下，某个可逆反应达到平衡时，产物浓度系数次方的乘积与反应物浓度系数次方的乘积之比是一个常数Kc。,Kc =,c(E) e c(F)f,c(A) a c(D)d,上式中，Kc 称为浓度平衡常数；c(A)、 c(D) 、 c(E) 、 c(F) 分别表示A、D、E、F四种物质的平衡时浓度，单位为mol L-1。,对于反应: aA + dD

32、 eE+fF（用质量作用定律推导） 在一定温度下达到平衡时，反应物和产物的平衡浓度有如下关系。,Kc称为平衡常数，其只与温度有关。,对于气体反应，平衡常数Kc可以用压力平衡常数Kp表示。 N2+3H2 2NH3 可写出两个平衡常数关系式 Kc=NH32/(N2H23) Kp=p2NH3/(pN2p3H2),p(N2) 、 p(H2)、 p(NH3) 分别表示 N2、H2、NH3的分压。,思考：Kc与Kp之间的关系？,Kc= Kp（RT）n,实验平衡常数Kc与Kp,由实验总结得出，需根据反应方程式书写实验平衡常数式。 关于Kc与Kp 只能用平衡浓度或分压代入计算； 与起始浓度无关；(这一点是与转

33、化率不同之处) 与温度有关； 平衡常数数值越大，表示反应进行的程度越大； 浓度以mol.L-1为单位代入； 分压以Pa或kPa为单位代入； 纯固体和纯液体不代入； 反应方程式不同，平衡常数的数值和量纲均不同。 对于气体反应，Kc与Kp可以换算,标准平衡常数 K,(又称热力学平衡常数),实验平衡常数表达式中的有关物质的浓度(或分压)分别除以其相应标准态,则得到标准平衡常数K,aA + dD eE + fF,如:,K =,c(E) e c,c(F) f c,c(A) a c,c(D) d c,3 H2 (g) + N2 (g) 2 NH3(g),p(NH3) 2 p,K =,p(N2) p,p(H

34、2) 3 p,上面式子中， c 代表溶液标准态；规定 c =1molL-1,p代表标准压力， p =100kPa 。,标准平衡常数K，用以定量表达化学反应的平衡状态。 K值越大，平衡混合物中生成物越多而反应物越少，反之亦然。,从以上可以看出， K 与 K（Kc、Kp）是有差别的，两者数值可以换算，但 K 始终是无单位的，而 K既可能有单位，也可能无单位。,对于在溶液中进行的可逆反应，由于c = 1molL-1 K 与 K 在数值上相等，令,注意：书中用c或 表示平衡时的物质的量浓度,单位为molL-1,这样，上面的式子可表示为：,K =,Ee,Ff,Ad,Dd,B =,c(B) c,例:合成氨

35、的反应N2+3H2 2NH3在某温度下各物质的平衡浓度是:N2 = 3molL-1,H2 = 9molL-1,NH3 = 4molL-1求该反应的平衡常数和N2、H2的初始浓度。 解：求平衡常数Kc Kc = NH32/(N2H23) = 16/(393) = 7.3210-3 求N2、H2的初始浓度。 N2+3H2 2NH3 反应1摩尔N2同时需3molH2生成2molNH3 N2 + 3H2 2NH3 平衡 3molL-19molL-1 4molL-1 初始 (3+2) (9+6) 0 即： 5 15 0 答:Kc = 7.3210-3，初始N2、H2为5、15molL-1。,例题,已知

36、2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g) 在温度723 达到平衡时，p(SO3) = 36.17kPa, p(SO2) = 49.04kPa, p(O2) = 16.72kPa, 求Kp 和 K,解：,2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g),=,Kp =,p(SO3)2,p(SO2)2,p(O2),=,(36.17kPa)2,(49.04kPa)2,(16.72kPa),= 3.2510-5 Pa-1,p(SO3) 2 p,K =,p(O2) p,p(SO2) 2 p,=,Kpp,= 3.2510-5 Pa-1 105 Pa,= 3.25,例题,乙酸（CH3COOH）与乙醇（C2

37、 H5OH）的酯化反应，已知25时K = 4.0，现有2.0 mol CH3COOH 与 2.0 mol C2 H5OH在反应容器中混合，25 下反应，计算生成乙酸乙酯(C H3COOC2 H5 )的量及CH3COOH的转化率。,解：,设混合后溶液的总体积为V L，平衡时生成 x mol 的C H3COOC2 H5,该酯化反应式如下：,CH3COOH (l) + C2 H5OH(l) CH3COOC2 H5(l)+ H2O(l),初始浓度,2.0 V,2.0 V,2.0 - x V,2.0 - x V,x V,x V,0,0,平衡浓度,则有：,K =,x V,x V,2.0 - x V,2.0

38、 - x V,=,x2,(2.0 - x)2,=,4.0,解得 x = 1.3,既平衡时可得1.3mol CH3COOC2 H5,CH3COO H的转化率 =,已转化的物质的量,起始时物质的量, 100%,=,1.3 2.0, 100%,= 65%,书写平衡常数的规则： 给定温度下，对同一反应，化学平衡常数的表达式和数值取决于反应方程式的书写形式。 A+B C+D K = CD/AB nA+nB nC+nD K1 = CnDn/AnBn = Kn,如果反应中有固体和纯液体参加，它们的浓度不应写在平衡关系式中。如: CaCO3(s) CaO(s)+CO2(g) Kc = CO2 稀溶液中进行的反

39、应，如有水参加，水的浓度也不必写在平衡关系式中。如： Cr2O72-+H2O 2CrO42-+2H+ Kc = CrO42-2H+2/Cr2O72- 对于气体反应，平衡常数Kc可以用Kp表示。 N2+3H2 2NH3 可写出两个平衡常数关系式 Kc = NH32/(N2H23)Kp = p2NH3/(pN2p3H2),有如下3个反应式：,（1）SO2(g) + NO2(g) SO3(g) +NO(g),(2) SO2(g) + O2(g) SO3(g),K1 =,p(SO3),p(NO),p(SO2),p(NO2),1 2,K2 =,p(SO3),p(SO2),p(O2),1 2,多重平衡规则

40、- 平衡常数组合,（3） NO2(g) NO(g) + O2(g),1 2,K3 =,p(NO),p(O2),1 2,p(NO2),(2) + (3) = (1),K2,将,K3,便得,K1,由此可见，一个反应式若是由几个反应式相加（或减） 所得，则其平衡常数便等于相加（或减）的几个反应式 的平衡常数的乘积（或商），这叫做多重平衡规则。,注意:各分步反应的平衡常数必须在同一温度条件下。,已知25时反应 （1）2BrCl(g) Cl2(g) + Br2(g) 的 （2）I2(g)+Br2(g) 2IBr(g) 的 计算反应（3）2ClBr(g) + I2(g) 2IBr(g)+ Cl2(g)的,

41、平衡常数的意义： 一定温度下，可逆反应的特征常数。 某一反应的平衡常数只与温度有关，与浓度、变化途径、反应方向、反应物的初始浓度大小无关。 平衡常数的大小代表平衡混合物中产物所占比例的多少。 由平衡常数可以判断反应是否处于平衡态或处于非平衡态。,为了判断反应是否处于平衡，需要引入另外一个概念浓度熵Qc 。如对于可逆反应 aA+bB=dD+eE DdEe/(AaBb)=Qc 在一定温度下，对于任一可逆反应，将其各物质的浓度按平衡常数的表达式写出分式，即浓度熵。 Qc Kc时，生成物浓度小于平衡浓度，反应向右进行Qc Kc时，生成物浓度大于平衡浓度，反应向左进行,气相反应：分压熵Qp,主要内容,化

42、学平衡的移动：平衡系统条件之一，如温度、压强、或浓度，发生改变时，平衡状态会破坏，然后建起新的平衡状态，叫做化学平衡的移动,t,逆, = kAmBn,温度,浓度, = kppAmpBn,压力,2.3 化学平衡的移动,2.3 化学平衡的移动,1、浓度对化学平衡的影响 mA+nB pC+qD,2.3.1 影响化学平衡移动的因素,增加反应物的浓度，Qc Kc，平衡向逆反应方向移动,当c(Ag+) = 1.00 10-2mol L-1, c(Fe2+) = 0.100 mol L-1, c(Fe3+) = 1.00 10-3 mol L-1时反应向哪一方向进行?,Solution,计算反应商，判断反应

43、方向,反应 Fe2+(aq)+ Ag+(aq) Fe3+(aq) +Ag(s) 25时的 K = 3.2。, 反应正向进行,例题,乙酸（CH3COOH）与乙醇（ C2 H5OH）的酯化反应，已知25时K = 4.0，现有2.0molCH3COOH 与 3.0mol C2 H5OH在反应容器中混合，25 下反应，计算生成乙酸乙酯(C H3COOC2 H5 )的量及CH3COOH的转化率。,解：,设混合后溶液的总体积为V L，平衡时生成 x mol 的C H3COOC2 H5,该酯化反应式如下：,初始浓度,2.0 V,3.0 V,2.0 - x V,3.0 - x V,x V,x V,0,0,平衡

44、浓度,则有：,K =,x V,x V,2.0 - x V,3.0 - x V,=,x2,(2.0 - x)(3.0-x),=,4.0,解得 x = 1.57,既平衡时可得1. 57mol CH3COOC2 H5,CH3COOH (l) + C2 H5OH(l) CH3COOC2 H5(l)+ H2O(l),CH3COO H的转化率 =,已转化的物质的量,起始时物质的量, 100%,=,1.57 2.0, 100%,= 78.5%,和前一例题比较：,初始浓度,0.7 V,1.7 V,0.7 - x V,1.7 - x V,1.3+x V,1.3+ x V,平衡浓度,则有：,K =,1.3+x V,1.3+x V,0.7- x V,1.7 - x V,=,(1.3+x)2,(0.7 - x)(1.7-x),=,4.0,解得 x = 0.27,既平衡时可得1. 57mol CH3COOC2 H5,1.3 V,1.3 V,可见，增大反应物的浓度，平衡向生成物的方向移动。,CH3COOH (l) + C2 H5OH(l) CH3COOC2 H5(l)+ H2O(l),2. 压力对化学平衡的影响 主要是对气相反应的影响大 aA(g)+bB (g) dD(g)+eE(g),此可逆反应在一密闭容器中达到平衡，维持温度稳定，将体