第2章化學反應速率與化學平衡

應用化學主講:楊麗珍

劉忠偉大學是什么大學是一種經歷，人生成長、成熟的過程如今大學生越來越多，面對的壓力越來越大，但是試問讀書不是可以選擇的路，那什么是應該走的路呢？大學是要花很多錢，但是以后你會得到的更多。雖然說讀書不是唯一的出路，但是沒有比這更好的機會。只要你努力，只要你出類拔萃，壓力就是你的動力，是你成功的起點。同時大學是你走向人生，走向社會的重要轉折點。

高中化學與大學化學大學：偏重于知識的原理、知識之間的邏輯關系，知識的實際應用信息量大，學時少，速度快。目的：培養(yǎng)化學思維方法和解決問題能力。高中：偏重于公式的套用、概念的記、背反復練習、反復講解目的：考試

大學與中學的本質區(qū)別在于：“我是學習的主體”，“我的課程我做主”，“我為教育終點線沖刺”。大學求學增值與否，取決于自己。從大一開始，盡快弄清“我喜歡什么”，“我需要什么”“我期望什么”“我擅長什么”“我為誰學習”“為什么要我自我負責，自我約束，自我激勵，自我評價，自主學習”？大學學什么？并不只是知識?。ú灰谀┍常瑧犊荚嚕┲匾氖菍W習過程，在過程中培養(yǎng)能力。90%不會有直接的用途，但是去掉他們會怎樣？更重要是通過學習知識的過程，培養(yǎng)和掌握學習方法、思想方法、分析問題解決問題的能力、培養(yǎng)科學素養(yǎng)。如果是死記硬背式的知識，過些日子會還給老師，但是能力、思想、素養(yǎng)會永遠陪伴你。

到底是休息還是打起精神繼續(xù)戰(zhàn)斗？第一年是關鍵的一年，適應大學生活、大學教學方式、大學思維方式。所以注定應該是戰(zhàn)斗的一年，努力的一年。大學課程枯燥？天天聽相聲也會枯燥，何況是科學。關鍵在心態(tài)有無目標如果連基本的知識、能力都沒有，課程不及格，大學基本靠混，為什么人家會聘用你？你說我有能力，連大學課程都搞不過，怎么證明？口袋技能指無論身處哪一行業(yè),哪些崗位都能隨時拿出來用的技能。

包括:思維能力、溝通能力、應變能力、團隊合作能力等。目前用人單位并不強求專業(yè)對口，而更看重員工的“口袋技能”。應用化學課程定位應用化學是印刷、包裝專業(yè)的必修課程，基礎理論以基礎、夠用為度，主要為后續(xù)高分子物理與化學及其他專業(yè)課程提供理論知識和操作技能的支持。注意與后續(xù)課程的銜接：把一些印刷應用與本課程有機融合。后續(xù)課程的理論基礎。應用化學內容提要1、化學反應速率與化學平衡（第二章）2、電解質溶液和離解平衡（第三章）3、氧化還原和電化學（第五章）4、物質結構（第六章）5、配位化合物（第七章）6、溶液和膠體（第一章）7、有機化學（第二篇所有章節(jié)，除去17,18章）這些內容涉及到化學學科中的無機化學，物理化學和有機化學等二級學科，前八周我們授課內容為：1、化學反應速率與化學平衡（第二章）2、電解質溶液和離解平衡（第三章）3、氧化還原和電化學（第五章）4、物質結構（第六章）5、配位化合物（第七章）后八周主講內容為：6、溶液和膠體（第一章）7、有機化學（第二篇所有章節(jié)，除去17,18章）前八周主講教師楊麗珍，第九周進行期中考試，成績按百分比計入期末總成績；后八周由劉忠偉老師主講；實驗由郝燕萍老師主講。期末考試不涉及前八周內容。無機化學：二級學科。研究無機物性質的化學，是化學學科的基礎。在其中有很多內容中學已經接觸過，但是只是皮毛，不夠深入。有很多知識需要深入才能應用，而學習的目的正在于此。比如：FeCl3腐蝕線路版、不銹鋼腐蝕(金屬蝕刻)、納米材料、燃料電池等。有機化學：

二級學科。研究有機物的性質、反應、機理，同樣有過接觸，也有的未接觸，主要重于機理的了解，當然也會要求大家掌握一些基本物質及其在印刷中的應用，這往往涉及到物理性質。如手性分子。

2001年諾貝爾獲獎者研究出的氫化及氧化手性催化反應技術，就做到了這一點。這種不對稱合成技術使人們能夠成功地制取較為純凈的、主要由有益對映體分子組成的化工產品和藥物，是化學合成方法的一項重大革新。物理化學：二級學科。研究化學物質物理、化學性質及其相互關系的學科，在印刷中的用途非常廣泛。例如：膠體化學、粘度（油墨）、表面張力（潤版液）等。應用化學實驗：主要是驗證課堂理論、訓練實驗素養(yǎng)。內容較少，希望認真。主講老師：郝燕萍（教E116）《應用化學》的后繼專業(yè)基礎課高分子化學及物理：專業(yè)基礎課，主要研究高分子化合物的合成、物理性質及應用，高分子改性等。例如：膠輥、橡皮布、PS版表面感光膠、膠粘劑（裝訂、覆膜）、印刷承印物（PE）等。應用化學基礎的專業(yè)課感光材料印刷材料紙張油墨分子光化學學好《應用化學》的意義為后續(xù)專業(yè)基礎、專業(yè)課做嫁衣：是整個化學的基礎。此課程學不好，直接影響下面課程的學習。特別是專業(yè)課，如果是一個學過化學的人，那是很容易的。本身有很大的用途：應用化學理論在印刷領域有著廣泛的應用，例如潤版液（原理、配制）、油墨（原理、溶劑）、紙張涂料、彩色噴墨打印膠片、不銹鋼腐蝕、光固化材料等。化學專業(yè)人搞印刷，是很容易上手的。怎樣學好化學？認真聽課，參與過程，耐心理解化學理論和知識。認真看書、細心作練習：對知識的深入理解。認真進行化學實驗操作歸根到底：認真、耐心，細心就能很好掌握課程要求認真、耐心、細心……大學需要培養(yǎng)的一種必須的能力?？倢W時:96。講課78，實驗18（時間另定）成績評定方法：作業(yè)和平時10%，實驗10%期中考試30%(無機部分內容，期末不再考)期末考試50%。交作業(yè)、上課。登記。教材：《基礎化學》喬春玉主編其它參考：《現(xiàn)代化學基礎》面向21世紀教材浙江大學編《普通化學》《無機及分析化學》面向21世紀教材《有機化學》汪鞏答疑時間，聯(lián)系方式：楊麗珍忠偉博文間：20分鐘其他：周三下午教E102第2章化學反應速率與化學平衡1.掌握濃度、溫度、催化劑等因素對化學反應速率的影響，并能運用活化能和碰撞理論加以解釋。2.熟悉化學平衡的概念，理解平衡常數(shù)的意義，掌握有關化學平衡的計算。3.掌握影響化學平衡移動的因素，掌握勒·夏特里原理。本章教學要求

2.1化學反應速率1

2.2化學平衡2

2.3化學平衡的移動3主要內容2.1化學反應速率2.1.1化學反應速率表示法2.1.2活化能與反應速率理論2.1.3影響化學反應速率的因素2.1.1化學反應速率表示法一、反應速率的概念１.化學反應速率用單位時間內反應物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示單位：mol·L-1·s-1、mol·L-1·min-1、mol·L-1·h-1。

對于一個恒容反應：A→B則有：隨反應的不斷進行，由于反應物的濃度不斷減少，生成物的濃度不斷增加，因此，大部分化學反應都不是等速進行的，因此上述所計算的反應速度是該段時間內的平均反應速率。2.瞬時速率：在某一瞬間的反應速率或化學反應在某一時刻的真正速率為：A→B

對于反應aA+bBdD+eE

某一化學反應各組分濃度變化表示的反應速率之比等于各自計量系數(shù)的絕對值之比。反應速率的快慢主要取決于反應物的本性,此外,還與反應條件如濃度、溫度、催化劑等因素有關。印刷中PS版顯影、金屬腐蝕、印刷品褪色、高分子老化、油墨干燥等，都涉及化學反應速率問題。

化學動力學(化學的動力學)研究的是反應進行的速率,并根據(jù)研究反應速率提供的信息探討反應機理，即研究反應的快慢和反應進行的途徑。H2與O2具有生成H2O的強烈趨勢,但室溫下氣體混合物放置1萬年仍看不出生成H2O的跡象。為了利用這個反應釋放的巨大能量,就必須提供適當?shù)膭恿W條件。因此，化學動力學研究還在于其實用意義。為什么化學反應速率千差萬別？有的瞬間完成例如爆炸反應、紫外光固化反應；有的天長地久例如鐘乳石的形成、高分子老化、高分子自然降解等。用反應速率理論來解釋化學反應的速率與反應物的本性有關，即與反應的活化能有關——內因。如何理解活化能的概念，目前提出了兩種理論：碰撞理論和過渡態(tài)理論。2.1.2活化能與反應速率理論1918年Lewis以氣體分子運動論為基礎提出基本論點：氣體分子間經過碰撞形成新的分子。但理論計算氣體分子碰撞頻率為3.5x1028次/升.秒相當于反應速度5.8x104mol/L.s，即瞬間完成。實際上氣體反應速度千差萬別，有的很慢，有的很快。

一、碰撞理論反應是通過反應物分子彼此碰撞而發(fā)生的，不一定每次碰撞都能發(fā)生反應。能發(fā)生反應的碰撞叫有效碰撞。發(fā)生有效碰撞的分子稱為活化分子?；罨肿釉谡麄€體系中所占的比例稱為活化分子百分數(shù)。不同化學反應活化分子百分數(shù)不同，因此化學反應速率也不同。（活化分子與非活化分子的區(qū)別在于：能量不同）。（1）碰撞取向

有效碰撞（2）碰撞能量阿雷尼烏斯（S.A.Arrhenius,1889)活化能：1mol活化分子比非活化分子所高出的能量值。塔爾曼（Tolman）活化能：活化分子的平均能量（E*)與反應物分子的平均能量（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*)與整個反應物分子的平均能量(E)之差稱為活化能(Ea)。單位是kJ·mol-1Ea=E*-E二、過渡態(tài)理論由反應物到產物的反應過程，必須通過一種過渡狀態(tài)，即反應物分子活化形成活化配合物的中間狀態(tài)。如:C—A+B[C…A…B]=C+A—B

反應物活化配合物 產物當B沿著AC鍵軸方向接近時，A—C中的化學鍵逐漸松馳和削弱，原子A和原子B之間形成一種新鍵，這時形成了[C…A…B]的構型，這種過渡狀態(tài)的構型稱為活化配合物。這種活化配合物的位能很高，所以很不穩(wěn)定，它可能重新變回原來的反應物（AC，B），也可能分解成產物（AB，C）。活化能的物理含義在于：由反應物到產物所要逾越的“能量障礙”。一定溫度下,活化能越大，活化分子數(shù)就越少，反應物分子的有效碰撞就越少，反應速率就越小。不同的化學反應有不同的活化能，活化能由實驗測定。

一般化學反應的活化能在60kJ·mol-1～240kJ·mol-1?；罨苄∮?0kJ·mol-1的反應化學反應速度很大。活化能大于420kJ·mol-1的反應化學反應速度很慢?；罨艽笮∈俏镔|結構的反映。 活化能與反應熱之間關系（1）Ea2-Ea1>0放熱（2）Ea2-Ea1<0吸熱由此可見：一個可逆反應，吸熱反應的活化能大于放熱反應的活化能。2.1.3影響化學反應速率的因素——外因一、

濃度對化學反應速率的影響在溫度恒定情況下,增加反應物的濃度可以增大反應速率。用來表示反應速率與反應物濃度之間定量的關系式叫速率方程。

不同的化學反應有不同的速率方程和速率常數(shù)k。只有通過實驗才能得到。A和B為反應物。

反應物的濃度越大，反應速率就越快。濃度對化學反應速率的影響是通過單位時間內活化分子數(shù)目的變化，從而改變單位時間內有效碰撞的次數(shù)來實現(xiàn)。

v=k[A]α·[B]β濃度對反應速率的影響白磷在純氧氣中和在空氣中的燃燒

在溫度恒定情況下,增加反應物的濃度可以增大反應速率。在多相反應中,固態(tài)反應物的濃度和不互溶的純液體反應物的濃度不寫入速率方程。C(s)+O2(g)CO2(g)

2Na(l)+2H2O(l)

2NaOH(aq)+H2(g)

速率方程分別為：反應速率=kc(O2)

反應速率=k對氣相反應和有氣相參與的反應,速率方程中的濃度項可用分壓代替。碳與氧生成二氧化碳反應的速率常數(shù)亦可表示為:反應速率=k’p(O2)（顯然k’不是k）氣相和液相中的速率方程氣體分壓指的是當氣體混合物中的某一種組分在相同的溫度下占據(jù)氣體混合物相同的體積時，該組分所形成的壓強。比如我們收集一瓶空氣，將其中的氮氣除去，恢復到相同的溫度剩余的氧氣仍會逐漸占滿整個集氣瓶，但剩下的氧氣單獨造成的壓強會比原來的低，此時的壓強值就是原空氣中氧氣的分壓值。氣體的分壓與其在液體中的溶解度，氣體反應的平衡常數(shù)等都有著密切的關系?；旌蠚怏w(設為理想氣體)總壓和分壓的關系：P總V=n總RTP2V=n2RTP1V=n1RT}（P1+P2）V=(n1+n2)

RT而n總=n1+n2，則P總=P1+P2P1V=n1RT(P1+P2)V=(n1+n2)

RT}P1

———P1+P2

=n1

———n1+n2

則：P1

=n1

——n總

P總

任意混合氣體（不管是理想氣體還是實際氣體）中任一組分B的分壓pB等于總壓p

乘以它的摩爾分數(shù)yB

即pB=p*yB

而yB=nB/n1.反應機理反應機理化學反應經歷的途徑（也叫做反應歷程）。基元反應一步完成的化學反應。非基元反應由兩個或三個基元反應構成的化學反應。簡單反應由一個基元反應構成的化學反應。復雜反應由非基元反應構成的化學反應。例如：H2O2+H2=2H2O

例如：

H2+Cl2=2HCl

H2+Cl2=2HCl分為以下幾步：

M

+Cl22?Cl+MH2+?Cl

?H+HClCl2+?H

?Cl+HClM

+2?Cl

Cl2+M基元反應基元反應基元反應基元反應2.質量作用定律（C.M.Guldberg,P.Wssge,1863)恒溫下，基元反應的反應速率與各反應物濃度系數(shù)次方的乘積成正比。也稱為基元反應的速率方程。對于：aA+bBdD+eE則：v

=

k[A]a·[B]bk在一定溫度為一常數(shù)。當溫度改變時，隨之而變。如：對于反應 H2O2+2Br-+2H+2H2O+Br2的速率方程不能寫成v=k[H2O2][H+]2[Br-]2，因其不是一個基元反應。非元反應由兩個或多個基元反應步驟完成的反應：

實際是兩步完成

如,H2(g)+I2(g)=2HI(g)I2(g)=I(g)+I(g)通過實驗可以找出決速步驟(Ratedeterminingstep)

所以

v

=k

c(A2)

復雜反應的速率方程只能通過實驗獲得！A2+B→A2BA2→2A

Slowreaction2A+B→A2B

FastreactionH2(g)+I

(g)+I(g)=HI(g)+HI(g)對臭氧轉變成氧的反應

2O3(g)3O2(g)其歷程為：

O3

O2+O（快）

O+O3

2O2（慢）適合此歷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)Question3.反應級數(shù)速率方程中，反應物濃度的指數(shù)分別稱為反應物的反應級數(shù)，其代數(shù)和稱為反應的總級數(shù)。如：2H2O2

=

2H2O+O2

v

=

k[H2O2]

m=

1為一級反應

S2O82-+2I-

=

2SO42-+I2

v

=

k[S2O82-][I-]

m=

1，n=

1，S2O82-、I-分別為一級反應

m+n=

2即整個反應為二級反應。2NO+2H2

=

N2+2H2O v

=

k[NO]2[H2]NO為二級反應，H2為一級反應，總反應為三級反應。CH3CHO

=

CH4+CO v

=

k[CH3CHO]3/2即為3/2級反應

反應級數(shù)不一定是整數(shù),可以是分數(shù),也可以為零。級數(shù)為零的反應叫零級反應。即濃度變化，速率不變。確定速率方程，必須以實驗事實為依據(jù)。

例：有一化學反應aA+bB=cC在298K時，將AB溶液按不同濃度混合,得到下列數(shù)據(jù)。A的初始濃度B的初始濃度初始速率

(mol/l)(mol/l)(mol/l·s)1.0 1.0 1.2×10-22.0 1.0 2.3×10-24.0 1.0 4.9×10-21.0 1.0 1.2×10-21.0 2.0 4.8×10-21.0 4.0 1.9×10-1求其速率方程?

解：由v

=

k[A]m·[B]n

v1

=

k×1m×1n

=

k

=

1.2×10-2

v2

=

k×2m×1n

=

k×2m

=

2.3×10-2即:

m

=

1v4

=

k×1m×1n

=

1.2×10-2v5

=

k×1m×2n

=

4.8×10-2∴k×2n

=

4.8×10-22n

=

4.8×10-2/k

=

4

=

22∴n=

2注意：反應級數(shù)與速率常數(shù)1）反應級數(shù)：0、1、2、3，可以是非整數(shù)。對反應H2(g)+I2(g)=2HI(g)反應速率方程式為=kc(H2)c(I2)過去很長一段時間都認為該反應是基元反應，后來實驗檢出自由基I，證實該反應為非基元反應，并提出反應機理為：(1)I2(g)=2I(g)（快速平衡）H2(g)+2I(g)=2HI(g)（慢反應）★由質量作用定律推導其反應速率方程式。2）速率常數(shù)：不隨濃度而變。受溫度影響，通常溫度升高，k增大。與催化劑有關，通常加催化劑，k急劇增大。反應級數(shù)不同，k的量綱不同零級反應k的量綱為mol.L-1.s-1一級反應k的量綱為s-1；二級反應k的量綱為(mol·L-1)-1·s-1；注意：反應級數(shù)與反應分子數(shù)的差別是對元步驟或簡單反應所對應的微觀化學變化而言的參加反應的反應物微粒數(shù)目只可能是一、二、三任何元步驟或簡單反應所對應的微觀變化，肯定存在反應分子數(shù)對速率方程不能納入形式的復雜反應，級數(shù)無意義是對宏觀化學反應包括簡單反應和復雜反應而言反應速率與濃度的幾次方成正比，就是幾級反應可為零、簡單正、負整數(shù)和分數(shù)u=kc

a(A)c

b(B)‥·概念所屬范圍定義或意義各個不同反應中的允許值是否肯定存在反應級數(shù)反應分子數(shù)二、溫度對反應速率的影響對于大多數(shù)反應，升高溫度，反應速率增大，但有極少數(shù)除外。范特霍夫規(guī)則：如果反應物濃度一定，一般而言，溫度每升高10K，反應速率迅速增加2-4倍。

1889年,

Arrhenius在總結大量實驗事實的基礎上提出----阿累尼烏斯公式：k速度常數(shù)，Ea為活化能，R氣體常數(shù)，A稱指前因子。取對數(shù):

所以可看出Ea、R、A為常數(shù)。lgk或lnk與1/T成線性關系。

若已知Ea便可求得不同溫度下的速度常數(shù)。設某反應在T1時測得速度常數(shù)為k1設某反應在T2時測得速度常數(shù)為k2則:上式中，Ea的單位為J·mol-1

例：某反應的活化能Ea=1.14×105J·mol-1在600K時k=0.75L·mol-1·s-1計算700K時的k。解：已知：T2=700K，T1=600K，k1=0.75∴得k2=19.54L·mol-1·s-1答：700K時的k為19.54L·mol-1·s-1

三、催化劑對化學反應速度的影響1、催化劑催化劑凡能改變反應速度而本身的組成和質量在反應前后保持不變的物質。催化作用催化劑能改變反應速度的作用。正催化劑：加快反應速率負催化劑：減慢反應速率催化劑為什么能改變化學反應速度呢？因為它參與了變化過程，改變了原來反應的途徑，降低了反應的活化能。Ea1Ea2HA+BCAB+CA???B???CE2E3E1催化劑降低正、逆反應活化能催化劑對化學反應速率的影響沒加入催化劑有催化劑

注意：催化劑不影響化學反應的熱效應催化劑的催化作用具有選擇性催化劑同時加快正、逆反應速率

總結：P39,表2-7影響多相反應速率的因素多相反應:反應系統(tǒng)中存在兩個或兩個以上的相的反應。單相反應:反應系統(tǒng)中存在一個相的反應。又稱均相反應

界面積

擴散速率課堂練習：一、是非題1.元反應一定是反應速率最快的反應（）2.對于一定溫度下某化學反應一般反應物的濃度越大，反應速率越快（）3.系統(tǒng)狀態(tài)變化的速率越快，速率常數(shù)越大（）4.由阿倫尼烏斯公式可知，加快反應速率的唯一方法是升高反應溫度（）×××√5.質量作用定律適用于任何實際上能夠進行的反應（）6.反應的級數(shù)取決于反應方程式中反應物的化

學計量數(shù)（）××二、選擇題1.升高溫度可以增加反應速率，主要是因為（）（1）增加了分子總數(shù)（2）增加了活化分子的百分數(shù)（3）降低了反應的活化能（4）促使平衡向吸熱方向移動2.一基元反應3A+B=C+2D，如果A的濃度減少一半，則反應速率（）。

(1)加快一倍(2)減慢為原來1/2(3)減慢為原來1/8(4)減慢為原來1/3233.基元反應A（s）+2B（g）=C，反應級數(shù)為（）

(1)1(2)2(3)3(4)44.零級反應的速率………………（

）

(1)為零

(2)與反應物濃度成正比

(3)與反應物濃度無關

(4)與反應物濃度成反比

3

3

5.對于一個給定條件下的反應，隨著反應的進行…（

）(1)速率常數(shù)k變小

(2)速率常數(shù)K變大(3)正反應速率降低

(4)逆反應速率降低

6.

二級反應的速率常數(shù)單位是……（

）

(1)s-1

(2)mol·dm-3·s-1

(3)dm3·mol-1·s-1

(4)dm6·mol-2·s-17.

溫度升高導致反應速率明顯增加的主要原因是（

）

(1)分子碰撞機會增加

(2)反應物壓力增加

(3)活化分子數(shù)增加

(4)活化能降低3

3

3

8.反應2NO2Cl(g)

=

2NO2(g)+Cl2(g)的反應機理

包括兩步基元反應(1)NO2Cl(g)

=

NO2(g)+Cl(g)(2)NO2Cl(g)+Cl(g)

=

NO2(g)+Cl2(g)

已知總反應的速率常數(shù)k的單位是s-1，則（

）

(1)總反應是二級反應(2)第一步反應比第二步反應快得多

(3)總反應是三級反應(4)第二步比第一步反應快得多4

三、簡答題

已知一定溫度下，反應A2+2B=2AB依如下兩步完成：（1）A2→2A(快)（2）2A+B→2AB(慢)總反應的反應速率方程式如何？為幾級反應？k的單位如何？

2.1化學反應速率1

2.2化學平衡2

2.3化學平衡的移動3主要內容化學動力學是研究化學反應的速率、影響反應速率的因素以及反應的機理?；瘜W熱力學研究化學變化中能量的相互轉化和熱的影響因素（如溫度）對轉化的影響。2.2化學平衡2.2化學平衡2.2.1可逆反應和化學平衡2.2.2化學平衡的含義2.2.1可逆反應和化學平衡1.可逆反應：在同一條件下，既能向正反應方向又能向逆反應方向進行的反應。反應方程式中可逆符號代替等號。V正V逆Vt時間

V正V逆=2.化學平衡在可逆反應中正逆反應速率相等時，體系各組份的相對量不隨時間而改變的狀態(tài)?；瘜W平衡的特征建立平衡的前提是在恒溫條件下，封閉體系中進行的可逆反應。建立平衡的條件是正逆反應速率相等。建立平衡的標志是各物質濃度不隨時間而改變。化學平衡是動態(tài)平衡。各物質相對量雖然保持不變，但物質間的交換始終在進行著。2.2.2化學平衡的含義化學平衡常數(shù)

在一定溫度下，某個可逆反應達到平衡時，產物濃度系數(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)Kc。

Kc=————————{c(E)}e?{c(F)}f{c(A)}a?{c(D)}d上式中，Kc

稱為濃度平衡常數(shù)；c(A)、c(D)、c(E)、c(F)分別表示A、D、E、F四種物質的平衡時濃度，單位為mol?L-1。對于反應:aA+dD

eE+fF（用質量作用定律推導）在一定溫度下達到平衡時，反應物和產物的平衡濃度有如下關系。Kc稱為平衡常數(shù)，其只與溫度有關。對于氣體反應，平衡常數(shù)Kc可以用壓力平衡常數(shù)Kp表示。N2+3H2

2NH3

可寫出兩個平衡常數(shù)關系式Kc=[NH3]2/([N2][H2]3) Kp=p2NH3/(pN2p3H2)p(N2)、p(H2)、p(NH3)分別表示

N2、H2、NH3的分壓。思考：Kc與Kp之間的關系？Kc=Kp（RT）?n實驗平衡常數(shù)Kc與Kp由實驗總結得出，需根據(jù)反應方程式書寫實驗平衡常數(shù)式。關于Kc與Kp

只能用平衡濃度或分壓代入計算；與起始濃度無關；(這一點是與轉化率不同之處)與溫度有關；平衡常數(shù)數(shù)值越大，表示反應進行的程度越大；濃度以mol.L-1為單位代入；分壓以Pa或kPa為單位代入；純固體和純液體不代入；反應方程式不同，平衡常數(shù)的數(shù)值和量綱均不同。對于氣體反應，Kc與Kp可以換算標準平衡常數(shù)K

(又稱熱力學平衡常數(shù))

實驗平衡常數(shù)表達式中的有關物質的濃度(或分壓)分別除以其相應標準態(tài),則得到標準平衡常數(shù)K

aA+dDeE+fF如:K=————————c(E){——}e

c

c(F){——}fc

c(A){——}a

c

c(D){——}d

c

3H2(g)+N2(g)

2NH3(g)p(NH3){———}2

p

K=——————p(N2){——}

p

p(H2){——}3

p

上面式子中，c代表溶液標準態(tài)；規(guī)定c=1mol?L-1

p代表標準壓力，p=100kPa。

標準平衡常數(shù)K，用以定量表達化學反應的平衡狀態(tài)。K值越大，平衡混合物中生成物越多而反應物越少，反之亦然。

從以上可以看出，K與K（Kc、Kp）是有差別的，兩者數(shù)值可以換算，但K始終是無單位的，而K既可能有單位，也可能無單位。

對于在溶液中進行的可逆反應，由于c=1mol?L-1

K與K在數(shù)值上相等，令注意：書中用c或[

]表示平衡時的物質的量濃度,單位為mol?L-1

這樣，上面的式子可表示為：K=————[E]e[F]f[A]d[D]d[B]=c(B)——c例:合成氨的反應N2+3H2

2NH3在某溫度下各物質的平衡濃度是:[N2]

=

3mol·L-1,[H2]

=

9mol·L-1,[NH3]

=

4mol·L-1求該反應的平衡常數(shù)和N2、H2的初始濃度。

解：①求平衡常數(shù)Kc

Kc

=

[NH3]2/([N2][H2]3)

=

16/(3×93)

=

7.32×10-3②求N2、H2的初始濃度。

N2+3H2

2NH3反應1摩爾N2同時需3molH2生成2molNH3

N2

+

3H2

2NH3

平衡3mol·L-1

9mol·L-1

4mol·L-1初始(3+2)

(9+6)

0即：5

15

0答:Kc

=

7.32×10-3，初始[N2]、[H2]為5、15mol·L-1。例題已知2SO2(g)+O2(g)

2SO3(g)在溫度723℃達到平衡時，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)=3.25×10-5Pa-1p(SO3){———}2

p

K=————————p(O2){——}

p

p(SO2){——}2

p

=Kp?p

=3.25×10-5Pa-1×105Pa=3.25例題

乙酸（CH3COOH）與乙醇（C2H5OH）的酯化反應，已知25℃時K=4.0，現(xiàn)有2.0

mol

CH3COOH與2.0

molC2H5OH在反應容器中混合，25℃下反應，計算生成乙酸乙酯(C

H3COOC2H5)的量及CH3COOH的轉化率。

解：設混合后溶液的總體積為VL，平衡時生成xmol的C

H3COOC2H5

該酯化反應式如下：CH3COOH

(l)+C2H5OH(l)CH3COOC2H5(l)+

H2O(l)初始濃度2.0—V2.0—V2.0-x———V2.0-x———Vx—Vx—V00平衡濃度則有：K=

——————x—Vx?—V2.0-x———V2.0-x?———V=————x2(2.0-x)2=4.0解得x=1.3既平衡時可得1.3molCH3COOC2H5CH3COO

H的轉化率=————————已轉化的物質的量起始時物質的量×100%=1.3———2.0×100%=65%書寫平衡常數(shù)的規(guī)則：給定溫度下，對同一反應，化學平衡常數(shù)的表達式和數(shù)值取決于反應方程式的書寫形式。

A+BC+DK

=

[C][D]/[A][B]

nA+nBnC+nDK1

=

[C]n[D]n/[A]n[B]n

=

Kn

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。如:CaCO3(s)

CaO(s)+CO2(g)

Kc

=

[CO2]稀溶液中進行的反應，如有水參加，水的濃度也不必寫在平衡關系式中。如：Cr2O72-+H2O

2CrO42-+2H+

Kc

=

[CrO42-]2[H+]2/[Cr2O72-]對于氣體反應，平衡常數(shù)Kc可以用Kp表示。N2+3H2

2NH3

可寫出兩個平衡常數(shù)關系式Kc

=

[NH3]2/([N2][H2]3) Kp

=

p2NH3/(pN2p3H2)有如下3個反應式：（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—2K2

=————————[p(SO3)][p(SO2)][p(O2)]1—2多重平衡規(guī)則--平衡常數(shù)組合————————（3）NO2(g)NO(g)+O2(g)1—2K3

=——————[p(NO)][p(O2)]1—2[p(NO2)](2)+(3)=(1)K2

將?K3

便得K1

由此可見，一個反應式若是由幾個反應式相加（或減）所得，則其平衡常數(shù)便等于相加（或減）的幾個反應式的平衡常數(shù)的乘積（或商），這叫做多重平衡規(guī)則。注意:各分步反應的平衡常數(shù)必須在同一溫度條件下。已知25℃時反應（1）2BrCl(g)Cl2(g)+Br2(g)的（2）I2(g)+Br2(g)2IBr(g)的計算反應（3）2ClBr(g)+I2(g)2IBr(g)+Cl2(g)的

平衡常數(shù)的意義：一定溫度下，可逆反應的特征常數(shù)。某一反應的平衡常數(shù)只與溫度有關，與濃度、變化途徑、反應方向、反應物的初始濃度大小無關。平衡常數(shù)的大小代表平衡混合物中產物所占比例的多少。由平衡常數(shù)可以判斷反應是否處于平衡態(tài)或處于非平衡態(tài)。為了判斷反應是否處于平衡，需要引入另外一個概念濃度熵Qc。如對于可逆反應aA+bB=dD+eE[D]d[E]e/([A]a[B]b)=Qc在一定溫度下，對于任一可逆反應，將其各物質的濃度按平衡常數(shù)的表達式寫出分式，即濃度熵。Qc

＜Kc時，生成物濃度小于平衡濃度，反應向右進行Qc

＞Kc時，生成物濃度大于平衡濃度，反應向左進行氣相反應：分壓熵Qp

2.1化學反應速率1

2.2化學平衡2

2.3化學平衡的移動3主要內容化學平衡的移動：平衡系統(tǒng)條件之一，如溫度、壓強、或濃度，發(fā)生改變時，平衡狀態(tài)會破壞，然后建起新的平衡狀態(tài)，叫做化學平衡的移動t?逆??正化學平衡?=k[A]m·[B]n溫度濃度?=kppAmpBn壓力2.3化學平衡的移動2.3化學平衡的移動2.3.1影響化學平衡移動的因素2.3.2勒·夏特里原理及其實踐意義1、濃度對化學平衡的影響mA+nBpC+qD2.3.1影響化學平衡移動的因素增加反應物的濃度，Qc<Kc，平衡向正反應方向移動增加生成物的濃度，Qc>Kc，平衡向逆反應方向移動

當c(Ag+)=1.00×10-2mol·L-1,c(Fe2+)=0.100mol·L-1,

c(Fe3+)=1.00×10-3mol·L-1時反應向哪一方向進行?Solution計算反應商，判斷反應方向反應Fe2+(aq)+Ag+(aq)

Fe3+(aq)+Ag(s)25℃時的K

=3.2。,反應正向進行例題乙酸（CH3COOH）與乙醇（

C2H5OH）的酯化反應，已知25℃時K=4.0，現(xiàn)有2.0molCH3COOH與3.0molC2H5OH在反應容器中混合，25℃下反應，計算生成乙酸乙酯(C

H3COOC2H5)的量及CH3COOH的轉化率。

解：設混合后溶液的總體積為VL，平衡時生成xmol的C

H3COOC2H5

該酯化反應式如下：初始濃度2.0—V3.0—V2.0-x———V3.0-x———Vx—Vx—V00平衡濃度則有：K=

——————x—Vx?—V2.0-x———V3.0-x?———V=——————x2(2.0-x)(3.0-x)=4.0解得x=1.57既平衡時可得1.57molCH3COOC2H5CH3COOH

(l)+C2H5OH(l)CH3COOC2H5(l)+

H2O(l)CH3COO

H的轉化率=————————已轉化的物質的量起始時物質的量×100%=1.57———2.0×100%=78.5%和前一例題比較：初始濃度0.7—V1.7—V0.7-x———V1.7-x———V1.3+x———V1.3+x———V平衡濃度則有：K=

——————1.3+x———V1.3+x?———V0.7-x———V1.7-x?———V=——————(1.3+x)2(0.7-x)(1.7-x)=4.0解得x=0.27既平衡時可得1.57molCH3COOC2H51.3—V1.3—V可見，增大反應物的濃度，平衡向生成物的方向移動。CH3COOH

(l)+C2H5OH(l)CH3COOC2H5(l)+

H2O(l)2.壓力對化學平衡的影響主要是對氣相反應的影響大

aA(g)+bB(g)dD(g)+eE(g)此可逆反應在一密閉容器中達到平衡，維持溫度穩(wěn)定，將體系體積縮小1/n，則體系的壓力增加為原來的n倍，各氣體的分壓也增加到n倍。n>1時，若(d+e)-(a