普通化学3化学平衡.ppt

1、1、化学基础理论，2.3化学平衡，Chemical Equilibrium，2，本节的学习要求：理解标准平衡常数k的意义与rGm的关系理解标准平衡常数k与温度的关系，理解浓度、压力和温度对平衡转移的影响理解化学平衡的初步修正算法。 3、1、可逆反应和平衡状态在同一条件下，单向和反向都可以进行的反应称为可逆反应。 可逆反应通常用“”的双箭头表示可逆，上述反应可以写成，例如，高温时一氧化碳和水蒸气作用生成二氧化碳和氢气的同时，二氧化碳和氢气也作用生成一氧化碳和水蒸气。 CO(g) H2O(g)CO2(g) H2(g )将从左到右的反应称为正反应，将从右到左的反应称为逆反应。 大多数反应是可逆的，4

2、，在此可逆反应中，正反应速度和反应速度相等，系统内各物质的浓度不随时间变化的状态称为化学平衡。 对于1个可逆反应，反应开始后正向反应进行的速度最大，反向反应速度为零。 但随着正向反应的进行，反应物浓度逐渐降低，产物浓度逐渐增加，正向反应速度逐渐减少，反向反应速度逐渐增大。 过了一段时间，正逆反应速度相等，此时系统中各物质的浓度不随时间变化，在平衡状态下，各物质的浓度分别称为平衡浓度，在气体物质的情况下，平衡浓度也称为平衡分压。 5、可逆反应达到平衡时，具有(1)化学平衡为动态平衡的特征。 平衡时，正、逆反应仍在进行中，但正、逆反应速度相等，即单位时间各物质的生成量和消耗量相等。 (2)平衡状态

3、是一种宏观现象。 可逆反应达到平衡后，各种物质的浓度不仅不会随时间变化，而且温度、颜色、相对密度、折射率等其他宏观性质也不会随时间变化。 (3)rGm=0是化学平衡的热力学标志。 化学平衡状态是在某种条件下能达到的最大限度的状态。 6、(4)化学平衡有条件，只能在一定的外界条件下(如浓度、温度、压力等)保持。 外界条件一变，平衡就会崩溃，必须在新的条件下确立新的平衡。 化学平衡可以从不同的方向达到，即在一些反应条件下的平衡状态可以从正反应开始或从逆反应开始达到相同的平衡。 7、2、平衡常数在一个化学反应达到平衡时，系统内各成分的量之间存在一定的定量关系，该定量关系为化学平衡常数。 也就是说，在

4、一定温度下可逆反应达到平衡时，生成物浓度的平方积与反应物浓度的平方积之比一定(各浓度的平方等于反应方程式中各物质的修正量系数)。 对于一般反应：在一定温度下达到平衡时，各物质的浓度有以下关系：上式是平衡常数的式子，其中k称为平衡常数。 用各物质的平衡浓度表示的平衡常数称为浓度平衡常数，对应反应：10、Kc和Kp一般由实验结果得到，所以称为实验常数。 平衡常数表达式中各物质的分压(或浓度)均有单位，因此实验平衡常数有单位。 实验平衡常数的单位由反应方程式中的生成物和反应物的修正量系数的差决定。 若将上述式中各气体的分压设为Pa单位，则Kp的单位为Pa(g d)-(a b )。 (11 )、(1)

5、标准平衡常数式对于任何可逆反应达到：平衡后，用相对浓度表示各浓度，此时的常数是标准平衡常数。 3、标准平衡常数、12、式中，eq表示平衡时各物质的浓度，通常在不引起混淆的情况下可以省略eq。 pA、pg是达到平衡时的气体物质a、g的分压，单位是kPa。 cB、cD是达到平衡时的物质b、d的浓度，单位为molL-1。 p=100千帕； c是标准浓度，c=1摩尔- 1。中的组合图层性质变更选项。 请注意，在应用平衡常数公式进行描述时，平衡常数公式仅用于平衡系统。 即，式中的各物质的相对浓度或相对分压是指平衡状态时的相对浓度或相对分压。 在非平衡状态下，各物质的相对浓度和相对分压没有这种关系。13、

6、式中不含纯固体或纯液体的浓度。 对于纯固体、纯液体参加的反应，其标准状态是其自身，由于它们的相对“浓度”为1，所以这些物质“不”出现在平衡常数的公式中。 例如，14、k值的大小除了受到反应物性质的影响外，还受到反应温度的影响。 因此，k需要指定反应温度。 k值的大小反映反应完成的程度，k值大，表示达到平衡时正反应非常彻底。 平衡常数的公式必须对应一定的化学方程式。 应该同样化学化，用不同的修正量系数表示的话平衡常数的值不同。 例如，15、16、稀水溶液反应中，水大量，浓度可视为常数，溶剂水可视为纯液体。 例如：水只作为反应物或生成物的一部分使用时，写入平衡常数的式子。 例如，根据ch3c oo

7、h (l ) c2h5oh (l ) ch3c oo c2h5(l ) h2o (l )、cr2o72-(aq)h2o(l)2h(aq即，18、热力学原理，化学反应的平衡常数k在相应的条件下， 可以求出反应的标准莫尔吉布斯自由能： rGm=rGm RTlnK=0，因此ln K=-rGm/RT，这样求出的平衡常数该各物质的浓度或分压的关系的物理量被称为反应商，其式与标准平衡常数式对应，但式中的各物质因此，同温：20、Q=K，反应达到平衡状态QK，反应反向自发进行，21、4，范霍夫等温方程式可以根据处于标准状态的反应的标准摩尔自由能rGm的变化来判断反应自发进行的方向。 非标准状态下的反应自发方向

8、必须用非标准状态的准摩尔自由能变量rGm来判断。 等温等压下，rGm与rGm及反应商的关系遵循范霍夫方程。 即，rGm=rGm RTlnQ， 22、反应处于平衡状态时，rGm=0，反应商式中的各溶质浓度或分压为平衡浓度或分压Q=K，因此，有、rGm=-RTln K，25，或在此条件下反应为非自发、26、5，多重平衡，在通常遇到的化学平衡系统中同时存在多个化学平衡，并且相互关联，某些物质同时参与多个化学反应，在这样的系统中，同时存在多个相互关联的现象的温度：27， 28，k3=k1/(k2)1/2=2.0/(1. 010-12 )1/2=2. 0 影响平衡转移的因子、浓度、压力、温度、30、(1

9、)浓度对化学平衡的影响、对溶液中的化学反应平衡时，Q=K是c (反应物)变大或c (生成物)变小时，Q K、c (ag )=8. 410-3 moll-1 c (Fe2)=9. 88 反应达到平衡状态： Q1=K=，对于有气体参与或生成的反应，只改变压力k值不变，但q值可能改变，平衡移动。35、现在使压力增加到原来的n倍，此时，每种物质的分压相对于原来的分压的n倍：Q1=K=，(d e)-(a b)0，即正反应是气体分子数增加的反应，使压力、n1、增加即正反应是气体分子数减少的反应，增加压力平衡右移(气体分子减少的方向)、减少压力、n1、Q2K、平衡左移(气体分子增加的方向)使(d e)-(a

10、 b)0、37 )、系统的压力增大，平衡向气体分子数减少的方向移动，使系统的压力减小，向气体分子数增加的方向平衡良好地移动38、加入惰性气体对化学平衡的影响，惰性气体：系统中各种物质不发生反应的气体。 惰性气体对化学平衡的影响分为一定总压和一定容积两种：在一定总压下加入惰性气体，体积增大，相当于各气体物质的“冲孔”，各气体的分压等比减少。 (1)设定一定的总压、气相反应：aA bBdD eE、39、平衡时、加入惰性气体后，各物质的分压为平衡分压的/m、(m )的平衡向逆反应方向移动，即向气体分子多的一侧移动。 化学平衡不移动。 根据以上分析，加入惰性气体，对于反应物和生成物的分子数不同的反应，

11、可以得出平衡向气体分子多的方向移动的结论，对于反应物和生成物气体的分子数相等的反应，平衡不移动。 在一定容积时，如果向平衡系统加入惰性气体，系统的总压力会增大，但系统中各气态物质的分压不变，不会发生平衡的移动。 44、例如在某容器中填充N2O4(g )和NO2(g )混合物，在n(n2o4):n(no2)=101.308k、0.100 MPa的条件下修正Kq (308)=0.315平衡时的各物质的分压时，该反应体系的体积为原来的1/2 在新的平衡条件下，系统内各成分的分压变化了多少，45，反应在恒温恒压条件下进行，以1molN2O4为校正标准. n总=1.10 x N2O4(g) 2NO2(g

12、 )开始时nB/mol 1.00 0.100平衡时nb/mol 由温度变化引起的化学平衡转移的原因与前面的两者有本质的不同，对于发生了温度变化的某化学反应，51，将该反应的温度设为T1时的平衡常数、将温度设为T2时的平衡常数、52、相结合，由54、上式可知，对于发热反应使反应温度上升为TT1时，平衡常数随着温度上升而减少，平衡向逆反应方向移动，反应温度降低为TT1时，平衡向正反应方向移动。 同样，对于吸热反应，升温使平衡常数增大，平衡向正反应方向移动，降温使平衡常数减少，平衡向逆反应方向移动。 也就是说，一定压力时，提高温度，平衡向吸热方向移动，降低温度，平衡向散热方向良好地移动。55、(4)

13、鲁沙特里耶原理，1848年，法国科学家Le Chatelier提出，如果改变平衡系统的一个条件(浓度、压力和温度)，平衡就会向减弱这一变化的方向移动，催化剂使化学平衡移动的催化剂为正， 逆反应的活化能不能减少相同的量，不能以相同的倍数增大正、逆反应速度系数，但既不能改变标准平衡常数，也不能改变反应商。 催化剂只能缩短反应达到平衡的时间，不能改变平衡组成，59、压力对化学平衡的影响、系统的压力增大、平衡向气体分子数减少的方向移动、系统的压力减小、气体分子数增加的方向平衡良好地移动、反应前后的分子数相等的反应60、温度对化学平衡的影响、放热反应：反应温度上升，平衡常数随温度上升而减少，平衡向逆反应方向移动，反应温度降低，平衡向正反应方向移动。