第二章：化學反應速度和化學平衡

1、第一節(jié)第一節(jié) 化學反應速率化學反應速率第二節(jié)第二節(jié) 影響反應速率的因素影響反應速率的因素第三節(jié)第三節(jié) 化學平衡化學平衡第四節(jié)第四節(jié) 化學平衡的移動化學平衡的移動第五節(jié)第五節(jié) 反應速率與化學平衡反應速率與化學平衡的綜合應用的綜合應用習題習題 習題參考答案習題參考答案學習指南學習指南 本章重點本章重點 1.影響響化學學反應應速率的因素及其應應用 2.化學學平衡常數(shù)數(shù) 3.化學學平衡的移動動 本章難點本章難點 影響響化學學平衡移動動的因素及其化學學平衡移動動的應應用第一節(jié)節(jié) 化學學反應應速度一、化學反應速度表示法一、化學反應速度表示法化學反應速度是用化學反應速度是用單位時間內(nèi)反應物濃度的減少單位時間

2、內(nèi)反應物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示的或生成物濃度的增加來表示的:單位用單位用molL-1s-1、molL-1min-1、molL-1h-1。如如:某給定溫度下某給定溫度下,在密閉容器中氮氣與氫氣反應在密閉容器中氮氣與氫氣反應生成氨生成氨,各物質(zhì)變化濃度如下各物質(zhì)變化濃度如下:N2+3H22NH3起始起始(mol/L)1.03.003秒后濃度秒后濃度(mol/L)0.72.10.6計算該反應速度。計算該反應速度。(反應速度為正值反應速度為正值)解解:)sL(mol1 . 03)0 . 17 . 0(1 -1 -2Nv化學學反應應速度且存在著且存在著:)sL(mol3 . 03)0 . 3

3、1 . 2(1 -1 -2Hv)sL(mol2 . 03)06 . 0(1 -1 -3NHv3222131NHHNvvv隨反應的不斷進行隨反應的不斷進行,由于反應物的濃度不斷減少由于反應物的濃度不斷減少,生成物的濃度不斷增加生成物的濃度不斷增加,因此因此,大部分化學反應都不是大部分化學反應都不是等速進行的等速進行的,因此上述所計算的反應速度是該段時間內(nèi)因此上述所計算的反應速度是該段時間內(nèi)的平均反應速度的平均反應速度?；瘜W學反應應速度只有在某一瞬間的反應速度才代表化學反應在某只有在某一瞬間的反應速度才代表化學反應在某一時刻的真正速度。我們通常說一時刻的真正速度。我們通常說瞬時速度瞬時速度。即上述

4、反應的瞬時速度可表示為即上述反應的瞬時速度可表示為三個速度不同且有：三個速度不同且有：dtdvNN22dtdvHH22dtdvNHNH33dtddtddtdNH21H31N322對于反應對于反應aA+bBdD+eEdtdedtdddtdbdtdaE1D1B1A1化學學反應應速度二、化學反應速度的實驗測定二、化學反應速度的實驗測定某種物質(zhì)在化學反應過程中不同時間下的濃度某種物質(zhì)在化學反應過程中不同時間下的濃度數(shù)據(jù)做數(shù)據(jù)做c-t曲線曲線如如:2N2O54NO2+O2由實驗數(shù)據(jù)畫圖然后做任意一點的由實驗數(shù)據(jù)畫圖然后做任意一點的切線切線。這樣即可求得任意濃度時的瞬時反應速度。這樣即可求得任意濃度時的瞬

5、時反應速度。第二節(jié)節(jié) 影響響化學學反應應速度的因素2-1 濃濃度對對化學學反應應速度的影響響 經(jīng)驗經(jīng)驗速率方程一、基元反應和非基元反應一、基元反應和非基元反應大量的實驗事實表明，絕大多數(shù)化學反應并不是大量的實驗事實表明，絕大多數(shù)化學反應并不是簡單地一步就能完成的，而往往是分步進行的。簡單地一步就能完成的，而往往是分步進行的。一步完成的化學反應稱基元反應一步完成的化學反應稱基元反應，由一個基元反，由一個基元反應構(gòu)成的化學反應稱為應構(gòu)成的化學反應稱為簡單反應簡單反應；由兩個或三個基元；由兩個或三個基元反應構(gòu)成的化學反應稱為反應構(gòu)成的化學反應稱為非基元反應或復雜反應非基元反應或復雜反應。如：如：H2

6、O2+2Br-+2H+2H2O+Br2是由下列一系列基元反應構(gòu)成是由下列一系列基元反應構(gòu)成H+H2O2H3O2+（快反應）快反應）H3O2+H+H2O2（第一個基元反應的逆過程，第一個基元反應的逆過程，快反應）快反應）H3O2+Br-H2O+HOBr(慢反應慢反應)HOBr+H+Br-H2O+Br2(快反應）快反應）由由4個基元反應組成個基元反應組成如：如：H2+I22HII22I（快反應）快反應）2II2（快反應）快反應）2I+H22HI (慢反應慢反應)其反應速度主要決定于速度最慢的基元反應其反應速度主要決定于速度最慢的基元反應（稱決定步驟）。（稱決定步驟）。二、基元反應的速度方程二、基元

7、反應的速度方程(速率方程和速率常數(shù)速率方程和速率常數(shù))恒溫下，基元反應的反應速度與各反應物濃度系恒溫下，基元反應的反應速度與各反應物濃度系數(shù)次方的乘積成正比。也稱為數(shù)次方的乘積成正比。也稱為質(zhì)量作用定律質(zhì)量作用定律對：對：aA+bBdD+eE則：則：v=kAaBb如：如：對于反應對于反應H2O2+2Br-+2H+2H2O+Br2的速度的速度方程不能寫成方程不能寫成v=kH2O2H+2Br-2，因其不是一個基因其不是一個基元反應。元反應。三、非基元反應的速度方程和速度常數(shù)三、非基元反應的速度方程和速度常數(shù)上面我們做上面我們做c-t圖可求得圖可求得v我們再做我們再做v-c圖則可得一圖則可得一直線直

8、線。即即vN2O5或或v=kN2O5此式稱為此式稱為N2O5的反應速率方程的反應速率方程,k為比例系數(shù)。為比例系數(shù)。即即N2O5=1mol/時時,v=k。所以所以k的物理意義為的物理意義為單位濃度時的反應速度單位濃度時的反應速度。k大則大則v大大,k小則小則v小小,k與濃度無關溫度升高則與濃度無關溫度升高則k增增大大。不同的化學反應有不同的速度方程和速度常數(shù)不同的化學反應有不同的速度方程和速度常數(shù)。只有只有通過實驗通過實驗才能得到才能得到,現(xiàn)在還沒有一種理論來推導反現(xiàn)在還沒有一種理論來推導反應速度和速度常數(shù)。應速度和速度常數(shù)。對于反應對于反應aA+bB=dD+eE其速度方程一般情況下可表示為其

9、速度方程一般情況下可表示為:v=kAmBnm、n分別表示分別表示A和和B的濃度的指數(shù)的濃度的指數(shù),分別稱為反應物分別稱為反應物A和和B的反應級數(shù)。的反應級數(shù)。m+n該反應的該反應的總反應級數(shù)總反應級數(shù)。如：如：2H2O2=2H2O+O2v=kH2O2m=1為一級反應為一級反應S2O82-+2I-=2SO42-+I2v=kS2O82-I-m=1,n=1,S2O82-、I-分別為一級反應分別為一級反應m+n=2即整個反應為二級反應。即整個反應為二級反應。4HBr+O2=2H2O+2Br2v=kHBrO2m=1,n=1,m+n=22NO+2H2=N2+2H2Ov=kNO2H2NO為二級反應為二級反應

10、,H2為一級反應為一級反應,總反應為三級反應。總反應為三級反應。CH3CHO=CH4+CO v=kCH3CHO3/2即為即為3/2級反應級反應反應級數(shù)不一定是反應級數(shù)不一定是整數(shù)整數(shù),可以是可以是分數(shù)分數(shù),也可以為也可以為零零。級數(shù)為零的反應叫級數(shù)為零的反應叫零級反應零級反應。即濃度變化，速度不變。即濃度變化，速度不變。確定速度方程，必須以實驗事實為依據(jù)。確定速度方程，必須以實驗事實為依據(jù)。例：有一化學反應例：有一化學反應aA+bB=C在在298K時，將時，將AB溶液按不同濃度混合。得到下列數(shù)據(jù)。溶液按不同濃度混合。得到下列數(shù)據(jù)。A的初始濃度的初始濃度B的初始濃度的初始濃度初始速度（初始速度（

11、mol/ls）1.01.01.210-22.01.02.310-24.01.04.910-21.01.01.210-21.02.04.810-21.04.01.910-1求求其速率方程其速率方程?解：由解：由v=kAmBnv1=k1m1n=k=1.210-2v2=k2m1n=k2m=2.310-221103 . 2102 . 1212221mvv即即:m=1v4=k1m1n=1.210-2v5=k1m2n=4.810-2k2n=4.810-22n=4.810-2/k=4=22n=2例：制備光氣反應按下式進行例：制備光氣反應按下式進行CO+Cl2=COCl2實驗測得下列數(shù)據(jù)：實驗測得下列數(shù)據(jù)：實

12、驗順序?qū)嶒烅樞虺鯘舛龋ǔ鯘舛龋╩ol/L）初速度（初速度（molL-1s-1）COCl210.100.101.210-220.100.0504.2610-330.0500.106.010-340.0500.0502.1310-3求該反應的反應級數(shù)求該反應的反應級數(shù)m+n和速度常數(shù)和速度常數(shù)k?解：由速度方程解：由速度方程v=kCOmCl2n得：得：v1=kCOmCl21nv2=kCOmCl22nnnvv221221ClCl221221ClCllglgvvn 050.010.0lg1026.4102 .1lg325 .130.045.03131COCOlglgvvm 1050.010.0lg10

13、0.6102.1lg32v=kCOCl23/2m+n=2.5即即對對CO為一級為一級對對Cl2為為1.5級級對總反應為對總反應為2.5級級v1= 0 . 1 0 . 13 / 2kk=3.8(L/mol)3/2s-12-2 溫度對反應速率的影響溫度對反應速率的影響 溫度升高會加速反應的進行；溫度降低又會減溫度升高會加速反應的進行；溫度降低又會減慢反應的進行。慢反應的進行。 對多數(shù)反應，溫度每升高對多數(shù)反應，溫度每升高10，反應速率大約，反應速率大約增大到原來的增大到原來的24倍倍 例：例： 對于每升高對于每升高 10 ，反應速率增大，反應速率增大 1 倍的反應，倍的反應，100 時的反應速率約

14、為時的反應速率約為 0 時時的的 2的的10方倍，即在方倍，即在 0 需要需要 7 天多才能完天多才能完成的反應，在成的反應，在 100 只需只需 10 min 左右。左右。2-3 催化劑對劑對化學學反應應速度的影響響凡能改變反應速度的而本身的組成和質(zhì)量在反應凡能改變反應速度的而本身的組成和質(zhì)量在反應前后保持不變的物質(zhì)，稱為前后保持不變的物質(zhì)，稱為催化劑催化劑。催化劑能改變反。催化劑能改變反應速度的作用稱為應速度的作用稱為催化作用催化作用。2KClO3MnO2KClO232+SO2SO3V2O522+O2如如:催化劑具有選擇性。催化劑具有選擇性。催化劑中毒：催化劑中毒：3-1 3-1 可逆反應

15、和化學平衡可逆反應和化學平衡在同一條件下，既能向正反應方向進行，也能向在同一條件下，既能向正反應方向進行，也能向逆反應方向進行的反應稱為可逆反應。逆反應方向進行的反應稱為可逆反應。將純無色將純無色N2O4氣體氣體通入溫度為氣體氣體通入溫度為373K且體積且體積為為1L的真空容器中，片刻后出現(xiàn)紅棕色，這是的真空容器中，片刻后出現(xiàn)紅棕色，這是NO2生生成的標志，最后容器內(nèi)氣體顏色深度不變，容器內(nèi)已成的標志，最后容器內(nèi)氣體顏色深度不變，容器內(nèi)已處于平衡狀態(tài)。處于平衡狀態(tài)。第三節(jié)節(jié) 化學學平衡0 0.0100 0.0100 0 7.60 02000 0.00397 0.00397 0.0121 1.2

16、0 2.04 4850 0.00213 0.00213 0.0157 0.345 3.43 反應開始 ：c(H2), c(I2) 較大, c(HI) = 0, 正較大,逆為 0； 反應進行：c(H2), c(I2)減小, 正減小, c(HI)增大,逆增大； 某一時刻：正= 逆，體系組成不變，達到平衡狀態(tài)。大多數(shù)化學反應都是可逆的。例如：t/s1Lmol/c610正710逆11sLmol2HI(g) (g)I(g)H22正逆逆正0.020.012HI(g) (g)I(g)H22化學平衡狀態(tài)有以下幾個重要特點：化學平衡狀態(tài)有以下幾個重要特點：只有在恒溫下，封閉體系中進行的可逆反應才只有在恒溫下，封

17、閉體系中進行的可逆反應才能建立化學平衡，這是建立平衡的前提；能建立化學平衡，這是建立平衡的前提；正、逆反應速度相等是平衡建立的條件；正、逆反應速度相等是平衡建立的條件；達到平衡時各物質(zhì)的濃度都不再隨時間改變，達到平衡時各物質(zhì)的濃度都不再隨時間改變，這是建立平衡的標志；這是建立平衡的標志；化學平衡是有條件的平衡，當外界條件改變時，化學平衡是有條件的平衡，當外界條件改變時，正、逆反應速度要發(fā)生變化，原平衡受到破壞，直到正、逆反應速度要發(fā)生變化，原平衡受到破壞，直到建立新的動態(tài)平衡；建立新的動態(tài)平衡；可逆反應可從左自右達到平衡狀態(tài)，也可從右可逆反應可從左自右達到平衡狀態(tài)，也可從右向左達到平衡狀態(tài)。向

18、左達到平衡狀態(tài)。3-2實驗平衡常數(shù)實驗平衡常數(shù)對于反應對于反應:aA+bBdD+eE在一定溫度下達到平衡時，反應物和產(chǎn)物的平衡在一定溫度下達到平衡時，反應物和產(chǎn)物的平衡濃度有如下關系。濃度有如下關系。DdEe/(AaBb)=Kc代表平衡濃度，與通常代表平衡濃度，與通常(初始和未達平衡時的初始和未達平衡時的)濃度濃度(c)表示有區(qū)別。表示有區(qū)別。Kc稱為實驗平衡常數(shù)稱為實驗平衡常數(shù)可表示為：可表示為：在一定溫度下，某個可逆反應達到平在一定溫度下，某個可逆反應達到平衡時、產(chǎn)物濃度系數(shù)次方的乘積與反應物濃度系數(shù)次衡時、產(chǎn)物濃度系數(shù)次方的乘積與反應物濃度系數(shù)次方的乘積之比是一個常數(shù)方的乘積之比是一個常

19、數(shù)。這個關系稱為化學平衡定。這個關系稱為化學平衡定律。律。例例1:合成氨的反應合成氨的反應N2+3H22NH3在某溫度下各物在某溫度下各物質(zhì)的濃度平衡是質(zhì)的濃度平衡是:N2=3molL-1,H2=9molL-1,NH3=4molL-1求該反應的平衡常數(shù)和求該反應的平衡常數(shù)和N2、H2的初始濃度。的初始濃度。解：求平衡常數(shù)解：求平衡常數(shù)KcKc=NH32/(N2H23)=16/(393)=7.3210-3求求N2、H2的初始濃度。的初始濃度。N2+3H22NH3反應反應1摩爾摩爾N2同時需同時需3molH2生成生成2molNH3N2+3H22NH3平衡平衡3molL-19molL-14molL-

20、1初始初始(3+2)(9+6)0即：即：5150答答:Kc=7.3210-3,初始初始N2、H2為為5、15molL-1。對對于氣氣體反應應，寫寫平衡常數(shù)關數(shù)關系式時時，除可以用平衡時時的(物質(zhì)質(zhì)的量)濃濃度表示外，也可以用平衡時時各氣氣體的分壓來壓來表示。如：N2+3H22NH3可寫寫出兩個兩個平衡常數(shù)關數(shù)關系式Kc=NH32/(N2H23)Kp=p2(NH3)/p(N2)p3(H2)p(NH3)、p(N2)、p(H2)為為平衡時時各氣氣體的分壓壓力。同一化學學反應應，Kc和Kp的關關系可作如下推導導aA+bBdD+eE由狀態(tài)狀態(tài)方程：PV=nRT，所以P=濃濃度RTPA=ART、PB=BR

21、T、PD=DRT、PE=ERTKp=pdDpeE/(paApbB)=DdEe/(AaBb)(RT) n n=(d+e)(a+b)即：反應應方程式中，反應應前后計計量系數(shù)數(shù)之差值值。Kp=Kc(RT) n當當 n=0時時：Kp=Kc3-3 標標準平衡常數(shù)數(shù) 標標準平衡常數(shù)數(shù)也稱熱稱熱力學學平衡常數(shù)數(shù)，以 K 表示。它它只是溫溫度的函數(shù)數(shù)。由于最新的國國家標標準中將標將標準壓壓力 p 定為為 100 kPa ，所以本書進書進行有關計關計算時時，均采用 100 kPa 下的熱熱力學數(shù)學數(shù)據(jù)。 1.標標準平衡常數(shù)數(shù)表達達式對對于既既有固相 A ，又有 B 和 D 的水溶液，以及氣氣體 E 和 H2O

22、參與參與的一般反應應。2、書寫和應用平衡常數(shù)須注意以下幾點、書寫和應用平衡常數(shù)須注意以下幾點（1）寫入平衡常數(shù)表達式中的各物質(zhì)的濃度或）寫入平衡常數(shù)表達式中的各物質(zhì)的濃度或分壓，必須是系統(tǒng)達平衡時相應的值。氣體只可用分分壓，必須是系統(tǒng)達平衡時相應的值。氣體只可用分壓表示，而不能用濃度表示。壓表示，而不能用濃度表示。（2）平衡常數(shù)表達式必須與計量方程式相對應，）平衡常數(shù)表達式必須與計量方程式相對應，同一化學反應以不同計量方程式表示時，平衡常數(shù)表同一化學反應以不同計量方程式表示時，平衡常數(shù)表達式不同，其數(shù)值也不同。達式不同，其數(shù)值也不同。例如：例如：373K時時N2O4和和NO2的平衡體系。的平衡

23、體系。N2O4(g)2NO2(g)K 1=p(NO2)/p2/p(N2O4)/p2N2O4(g)4 4NO2(g)K2=p(NO2)/p4/p(N2O4)/p22NO2(g)N2O4(g)K3=p(N2O4)/p/p(NO2)/p2即即K12=K2=1/K32所以平衡常數(shù)必須與反應方程式相互對應。所以平衡常數(shù)必須與反應方程式相互對應。(3)如果反應中有固體和純液體參加，它們的濃如果反應中有固體和純液體參加，它們的濃度不應寫在平衡關系式中，因為它們的濃度是固定不度不應寫在平衡關系式中，因為它們的濃度是固定不變的，化學平衡關系式中只包括氣態(tài)物質(zhì)和溶液中各變的，化學平衡關系式中只包括氣態(tài)物質(zhì)和溶液中

24、各溶質(zhì)的濃度。如：溶質(zhì)的濃度。如：CaCO3(s)CaO(s)+CO2(g)K =p(CO2)/pCO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(l)K =p(CO)/p/p(CO2)/pp(H2)/p(4)由于化學反應的平衡常數(shù)隨溫度而改變。使用由于化學反應的平衡常數(shù)隨溫度而改變。使用時必須注意相應的溫度。時必須注意相應的溫度。平衡常數(shù)的意義平衡常數(shù)的意義 1 1 平衡常數(shù)為一可逆反應的特征常數(shù)，是一定條件下平衡常數(shù)為一可逆反應的特征常數(shù)，是一定條件下可逆可逆反應進行程度的標度反應進行程度的標度。對同類反應而言，。對同類反應而言， K K 值越大，反值越大，反應朝正向進行的程度越大，反應進行得越

25、完全。應朝正向進行的程度越大，反應進行得越完全。另外還有兩點必須指出：另外還有兩點必須指出：平衡常數(shù)數(shù)值的大小，只能大致告訴我們一個平衡常數(shù)數(shù)值的大小，只能大致告訴我們一個可逆反應的正向反應所進行的最大程度，可逆反應的正向反應所進行的最大程度，并不能預示并不能預示反應達到平衡所需要的時間。反應達到平衡所需要的時間。如：如：2SO2SO2 2(g)+O(g)+O2 2=2SO=2SO3 3(g)(g)298K298K時時K Kp p很大，但由于速度太慢，常溫時，幾乎很大，但由于速度太慢，常溫時，幾乎不發(fā)生反應。不發(fā)生反應。平衡常數(shù)數(shù)值極小的反應，說明正反應在該條平衡常數(shù)數(shù)值極小的反應，說明正反應

26、在該條件下不可能進行，件下不可能進行，如如: :N N2 2+O+O2 22NO2NOK Kc c=10=10-30-30(298K)(298K)所以常溫下用此反應固定氮氣是所以常溫下用此反應固定氮氣是不可能的。因此沒有必要在該條件下進行實驗，以免不可能的。因此沒有必要在該條件下進行實驗，以免浪費人力物力?；蛘吒淖儣l件使反應在新的條件下進浪費人力物力?；蛘吒淖儣l件使反應在新的條件下進行比較好一些。行比較好一些。 2 2 由平衡常數(shù)可以判斷反應是否處于平衡態(tài)和處于非由平衡常數(shù)可以判斷反應是否處于平衡態(tài)和處于非平衡態(tài)時反應進行的方向。若在一容器中置入任意量平衡態(tài)時反應進行的方向。若在一容器中置入任

27、意量的的A A ，B B ，Y Y ，Z Z 四種物質(zhì)，在一定溫度下進行下列四種物質(zhì)，在一定溫度下進行下列可逆反應：可逆反應：此時系統(tǒng)是否處于平衡態(tài)此時系統(tǒng)是否處于平衡態(tài) ? ? 如處于非平衡態(tài)，則反應如處于非平衡態(tài)，則反應進行的方向如何進行的方向如何 ? ? 為了回答這一問題，引入反應商為了回答這一問題，引入反應商 Q Q 的的概念。在一定溫度下對于任一可逆反應概念。在一定溫度下對于任一可逆反應 ( ( 包括平衡態(tài)或非包括平衡態(tài)或非平衡態(tài)平衡態(tài) ) ) ，將其各物質(zhì)的濃度或分壓按平衡常數(shù)的表達式，將其各物質(zhì)的濃度或分壓按平衡常數(shù)的表達式列成分式，即得到反應商列成分式，即得到反應商 Q Q 。

28、當。當Q Q K K 時，正向進行時，正向進行Q Q K K 時時 ，反向進行，反向進行 Q Q K K 時，系統(tǒng)處于平時，系統(tǒng)處于平衡衡多重平衡的平衡常數(shù)多重平衡的平衡常數(shù) 在一個化學過程中若有多個平衡同時存在，并且一種在一個化學過程中若有多個平衡同時存在，并且一種物質(zhì)同時參與幾種平衡，這種現(xiàn)象叫做物質(zhì)同時參與幾種平衡，這種現(xiàn)象叫做多重平衡多重平衡。 多重多重平衡的規(guī)則平衡的規(guī)則：在相同條件下，如有兩個反應方程式相加：在相同條件下，如有兩個反應方程式相加 ( ( 或相減或相減 ) ) 得到第三個反應方程式，則第三個反應方程得到第三個反應方程式，則第三個反應方程式的平衡常數(shù)為前兩個反應方程式平

29、衡常數(shù)之積式的平衡常數(shù)為前兩個反應方程式平衡常數(shù)之積 ( ( 或或商商 ) ) 。多重平衡規(guī)則在各種平衡系統(tǒng)的計算中頗為有用。多重平衡規(guī)則在各種平衡系統(tǒng)的計算中頗為有用。( (推導見書上推導見書上2828頁頁) )如：已知如：已知973K時下述反應：時下述反應：SO2(g)+0.5O2(g)SO3(g)K1=20NO2(g)NO(g)+0.5O2K2=0.012求反應：求反應：SO2(g)+NO2(g)SO3(g)+NO(g)的的Kc解：由多重平衡規(guī)則：解：由多重平衡規(guī)則：Kc=K1K2=200.012=0.24注：所有平衡常數(shù)必須在同一溫度下，因為注：所有平衡常數(shù)必須在同一溫度下，因為K隨溫

30、度而變化；隨溫度而變化；如果反應如果反應3=反應反應2-反應反應1則則K3=K2/K1。轉(zhuǎn)轉(zhuǎn)化率平衡轉(zhuǎn)化率是指平衡轉(zhuǎn)化率是指平衡時反應物轉(zhuǎn)化為生成物的平衡時反應物轉(zhuǎn)化為生成物的百分率。用已轉(zhuǎn)化了的某反應物的量與轉(zhuǎn)化前該反百分率。用已轉(zhuǎn)化了的某反應物的量與轉(zhuǎn)化前該反應物的量之比表示應物的量之比表示。（反應物已轉(zhuǎn)化的量（反應物已轉(zhuǎn)化的量/反應物未轉(zhuǎn)化前的總量）反應物未轉(zhuǎn)化前的總量）*100%若反應前后體積不變，反應物的量可用濃度表示若反應前后體積不變，反應物的量可用濃度表示（反應物起始濃度（反應物起始濃度-反應物平衡濃度）反應物平衡濃度）/反應物起始濃度反應物起始濃度*100%轉(zhuǎn)化率越大，表示反應

31、向右進行的程度越大轉(zhuǎn)化率越大，表示反應向右進行的程度越大轉(zhuǎn)化率和平衡常數(shù)可以相互計算轉(zhuǎn)化率和平衡常數(shù)可以相互計算但二者有區(qū)別：但二者有區(qū)別：平衡常數(shù)只與溫度有關，而轉(zhuǎn)化率除與溫度有關外，平衡常數(shù)只與溫度有關，而轉(zhuǎn)化率除與溫度有關外，還與系統(tǒng)起始狀態(tài)有關，并須指明哪種反應物的轉(zhuǎn)還與系統(tǒng)起始狀態(tài)有關，并須指明哪種反應物的轉(zhuǎn)化率，反應物不同，轉(zhuǎn)化率不同?；?，反應物不同，轉(zhuǎn)化率不同。如：如：CO+H2OH2+CO2此反應在此反應在773K時平衡常數(shù)時平衡常數(shù)Kc=9，如反應開，如反應開始時始時C(H2O)=C(CO)=0.020molL-1求求CO的轉(zhuǎn)化率。的轉(zhuǎn)化率。CO+H2OH2+CO2初始初始

32、0.020.0200平衡時平衡時0.02-x0.02-xxxKc=x/(0.02-x)2=9x/(0.02-x)=3x=0.015molL-1轉(zhuǎn)化率轉(zhuǎn)化率=(0.015/0.020)100=75 第第4 4節(jié)節(jié) 化學平衡的移動化學平衡的移動 可逆反應在一定條件下達到平衡時，其特征是可逆反應在一定條件下達到平衡時，其特征是 v v正正=v=v逆，逆，反應系統(tǒng)中各組分的濃度反應系統(tǒng)中各組分的濃度 ( ( 或分壓或分壓 ) ) 不再隨時間而改變。不再隨時間而改變。化學平衡狀態(tài)是在一定條件下的一種暫時穩(wěn)定狀態(tài)，一旦外化學平衡狀態(tài)是在一定條件下的一種暫時穩(wěn)定狀態(tài)，一旦外界條件界條件 ( ( 如溫度、壓力

33、、濃度等如溫度、壓力、濃度等 ) ) 發(fā)生改變，這種平衡狀發(fā)生改變，這種平衡狀態(tài)就會遭到破壞，其結(jié)果必然是在新的條件下建立起新的平態(tài)就會遭到破壞，其結(jié)果必然是在新的條件下建立起新的平衡狀態(tài)。這種因外界條件改變，使可逆反應從原來的平衡狀衡狀態(tài)。這種因外界條件改變，使可逆反應從原來的平衡狀態(tài)轉(zhuǎn)變到新的平衡狀態(tài)的過程叫做態(tài)轉(zhuǎn)變到新的平衡狀態(tài)的過程叫做化學平衡的移動化學平衡的移動。下面分。下面分別討論影響平衡移動的幾種因素。別討論影響平衡移動的幾種因素。 4-1 4-1 濃度對化學平衡的影響濃度對化學平衡的影響 在一定溫度下，可逆反應：達到平衡時，若增加在一定溫度下，可逆反應：達到平衡時，若增加A A

34、的的濃度，正反應速率將增加，濃度，正反應速率將增加， v v正正 v v逆逆( (圖圖2-8) 2-8) ，反應向，反應向正方向進行。隨著反應的進行，生成物正方向進行。隨著反應的進行，生成物Y Y和和Z Z的濃度不斷的濃度不斷增加，反應物增加，反應物A A和和B B的濃度不斷減小。因此，正反應速率的濃度不斷減小。因此，正反應速率隨之下降，而逆反應速率隨之上升，當正、逆反應速率隨之下降，而逆反應速率隨之上升，當正、逆反應速率再次相等，即再次相等，即 v v 正正=v =v 逆逆時，系統(tǒng)又一次達到平衡。時，系統(tǒng)又一次達到平衡。顯然在新的平衡中，各組分的濃度均已改變，但比值顯然在新的平衡中，各組分的

35、濃度均已改變，但比值Q Q不不變。變。在其它條件不變的情況下，增加反應物的濃度在其它條件不變的情況下，增加反應物的濃度或減少生成物的濃度，化學平衡向著正反應方向移或減少生成物的濃度，化學平衡向著正反應方向移動；增加生成物的濃度或減少反應物的濃度，化學動；增加生成物的濃度或減少反應物的濃度，化學平衡向著逆反應的方向移動。平衡向著逆反應的方向移動。在可逆反應中，為了盡可能利用某一反應物，在可逆反應中，為了盡可能利用某一反應物，經(jīng)常用過量的另一種物質(zhì)和它作用。經(jīng)常用過量的另一種物質(zhì)和它作用。不斷將生成物從反應體系中分離出來，則平衡不斷將生成物從反應體系中分離出來，則平衡將不斷向生成產(chǎn)物的方向移動。將

36、不斷向生成產(chǎn)物的方向移動?；瘜W學平衡移動動例：反應：例：反應：CO+H2OH2+CO2在在773K時平衡常數(shù)時平衡常數(shù)Kc=9如反應開始時如反應開始時c(H2O)=0.080molL-1(前面例題的前面例題的4倍倍),c(CO)=0.020molL-1求求CO的轉(zhuǎn)化率。的轉(zhuǎn)化率。CO+H2O H2+CO2初始初始0.020.0800平衡時平衡時0.02-x 0.08-x x xKc=x2/(0.02-x)(0.08-x)=9x=0.0194molL-1轉(zhuǎn)化率轉(zhuǎn)化率=(0.0194/0.020)100=97這樣由于水蒸氣的濃度增加為原來的四倍，這樣由于水蒸氣的濃度增加為原來的四倍，CO的轉(zhuǎn)化率由

37、的轉(zhuǎn)化率由75%變?yōu)樽優(yōu)?7%。 4-24-2 壓力對化學平衡的影響壓力對化學平衡的影響 壓力的變化對液態(tài)或固態(tài)反應的平衡影響甚微，但對有壓力的變化對液態(tài)或固態(tài)反應的平衡影響甚微，但對有氣體參加的反應影響較大。氣體參加的反應影響較大。若可逆反應：若可逆反應： a aA(g)+A(g)+b bB(gB(g)= )= y yY(g)+Y(g)+z zZ(gZ(g) ) ，在一密閉容器，在一密閉容器中達到平衡，維持溫度恒定，如果將系統(tǒng)的體積縮小至原來中達到平衡，維持溫度恒定，如果將系統(tǒng)的體積縮小至原來的的 1/x(x1/x(x1) 1) ，則系統(tǒng)的總壓為原來的，則系統(tǒng)的總壓為原來的 x x 倍。這時

38、各組分倍。這時各組分氣體的分壓也分別增至原來的氣體的分壓也分別增至原來的 x x 倍。倍。( (推導見推導見P33)P33)上述討論可以得出以下結(jié)論：上述討論可以得出以下結(jié)論：(1) (1) 壓力變化只對反應前后氣體分子數(shù)有變化的反應平衡系壓力變化只對反應前后氣體分子數(shù)有變化的反應平衡系統(tǒng)有影響；統(tǒng)有影響； (2) (2) 在恒溫下增大壓力，平衡向氣體分子數(shù)減少的方向移動；在恒溫下增大壓力，平衡向氣體分子數(shù)減少的方向移動；減小壓力，平衡向氣體分子數(shù)增加的方向移動。減小壓力，平衡向氣體分子數(shù)增加的方向移動。加入惰性氣氣體對對化學學平衡的影響響 在溫度和容器體積不變的條件下加入惰性氣體，無論反在溫

39、度和容器體積不變的條件下加入惰性氣體，無論反應前后氣體分子數(shù)如何變化：增大、減少還是不變，平應前后氣體分子數(shù)如何變化：增大、減少還是不變，平衡都不發(fā)生移動。衡都不發(fā)生移動。在溫度和容器內(nèi)壓強不變的條件下加入惰性氣體在溫度和容器內(nèi)壓強不變的條件下加入惰性氣體, , （相（相當于系統(tǒng)原來的壓力減?。?，若反應前后分子數(shù)不相等，當于系統(tǒng)原來的壓力減?。舴磻昂蠓肿訑?shù)不相等，平衡將移動，移動規(guī)律與前同。平衡將移動，移動規(guī)律與前同。化學學平衡移動動4-3、溫度對化學平衡的影響、溫度對化學平衡的影響升高溫度，使平衡向吸熱方向移動；降低溫度，升高溫度，使平衡向吸熱方向移動；降低溫度，使平衡向放熱方向移動。

40、使平衡向放熱方向移動。溫度使化學平衡常數(shù)發(fā)生變化：溫度使化學平衡常數(shù)發(fā)生變化：如果為放熱反應如果為放熱反應 rH為為負值，升高溫度，會使負值，升高溫度，會使平衡常數(shù)變小，平衡向左移動。反之亦然。平衡常數(shù)變小，平衡向左移動。反之亦然?；瘜W學平衡移動動4-54-5、勒夏特里原理、勒夏特里原理假如改變平衡系統(tǒng)條件之一，如溫度、壓強、假如改變平衡系統(tǒng)條件之一，如溫度、壓強、或濃度，平衡就向減弱這個改變的方向移動?；驖舛龋胶饩拖驕p弱這個改變的方向移動。第第5 5節(jié)節(jié) 反應速率與化學平衡的綜合應用反應速率與化學平衡的綜合應用 (1) (1) 讓一種價廉易得的原料適當過量，以提高另一種原料讓一種價廉易得的

41、原料適當過量，以提高另一種原料的轉(zhuǎn)化率。例如，在水煤氣轉(zhuǎn)化反應中，為了盡可能利用的轉(zhuǎn)化率。例如，在水煤氣轉(zhuǎn)化反應中，為了盡可能利用 COCO，使水蒸氣過量；在，使水蒸氣過量；在 SOSO2 2 氧化生成氧化生成 SOSO3 3的反應中，讓氧的反應中，讓氧氣過量，使氣過量，使 SOSO2 2充分轉(zhuǎn)化。但須指出，一種原料的過量應充分轉(zhuǎn)化。但須指出，一種原料的過量應適可而止。如過量太多會使另一種原料的濃度變得太小，適可而止。如過量太多會使另一種原料的濃度變得太小，影響反應速率和產(chǎn)量。此外，對于氣相反應，要注意原料影響反應速率和產(chǎn)量。此外，對于氣相反應，要注意原料氣的性質(zhì)，防止它們的配比進入爆炸范圍，

42、以免引起安全氣的性質(zhì)，防止它們的配比進入爆炸范圍，以免引起安全事故。事故。(2) (2) 對于氣體反應，加大壓力會使反應速率加快，對分子對于氣體反應，加大壓力會使反應速率加快，對分子數(shù)減少的反應還能提高轉(zhuǎn)化率。但增加壓力，會提高對設數(shù)減少的反應還能提高轉(zhuǎn)化率。但增加壓力，會提高對設備材質(zhì)的要求。故需結(jié)合國情，綜合考慮。例如合成氨反備材質(zhì)的要求。故需結(jié)合國情，綜合考慮。例如合成氨反應，若在應，若在 10103 3 101.3 101.3 kPakPa 的高壓下，可以不用催化劑的高壓下，可以不用催化劑就能得到很高的轉(zhuǎn)化率。然而這種高壓設備價格昂貴，我就能得到很高的轉(zhuǎn)化率。然而這種高壓設備價格昂貴，

43、我國目前大多數(shù)工廠仍采用中壓國目前大多數(shù)工廠仍采用中壓 (200(200 101.3 101.3 kPakPa) ) 法合法合成。成。(3) (3) 升高溫度能增大反應速率，對于吸熱反應，還能提高升高溫度能增大反應速率，對于吸熱反應，還能提高轉(zhuǎn)化率。但須注意，有時溫度過高會使反應物或生成物分轉(zhuǎn)化率。但須注意，有時溫度過高會使反應物或生成物分解，且會加大能源的消耗。解，且會加大能源的消耗。(4) (4) 選用催化劑時，需注意催化劑的活化溫度，對容易中選用催化劑時，需注意催化劑的活化溫度，對容易中毒的催化劑需注意原料的純化。還需考慮催化劑的價格。毒的催化劑需注意原料的純化。還需考慮催化劑的價格。 溫溫度對對化學學反應應速度的影響響二、阿累尼烏斯公式二、阿累尼烏斯公式1889年年Arrhenius在總結(jié)大量實驗事實的基礎上指在總結(jié)大量實驗事實的基礎上指出：出：k速度常數(shù)速度