無分-化學(xué)反應(yīng)速率與化學(xué)平衡

第三章化學(xué)反應(yīng)速率與化學(xué)平衡

化學(xué)平衡移動(dòng)化學(xué)反應(yīng)速率本章學(xué)習(xí)重點(diǎn)：1.化學(xué)反應(yīng)速率表示方法；2.質(zhì)量作用定律；3.Arrhenius（阿倫尼烏斯）公式；4.標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)；5.化學(xué)平衡的計(jì)算。本章學(xué)習(xí)難點(diǎn)：1.質(zhì)量作用定律；2.Arrhenius公式的應(yīng)用；3.化學(xué)反應(yīng)等溫方程的應(yīng)用。

常用單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物濃度的減小或生成物濃度的增加來表示?；瘜W(xué)反應(yīng)速率是在一定條件下反應(yīng)物或生成物濃度隨時(shí)間的變化率。單位:

mol·L-1·s-11.定義：化學(xué)反應(yīng)速率3.1化學(xué)反應(yīng)速率在眾多的化學(xué)反應(yīng)中，化學(xué)反應(yīng)的快慢千差萬別，有的反應(yīng)能在瞬間完成(例如火藥的爆炸、酸堿的中和)。有的需要幾小時(shí)、幾天才能完成(例如某些有機(jī)化學(xué)反應(yīng))。更有甚者，有的則需幾千萬年甚至上億年才能完成(例如煤和石油的形成)?；瘜W(xué)中用化學(xué)反應(yīng)速率表達(dá)化學(xué)反應(yīng)的快慢?；瘜W(xué)反應(yīng)速率用符號(hào)“υ”表示。

反應(yīng)速率又分為平均速率（平均比率）和瞬時(shí)速率（瞬間比率）兩種表示方法。3.1.1平均速率(averagerate)對(duì)化學(xué)反應(yīng)，在定容的條件下，單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物的減少或生成物的增加單位：mol.L-1.時(shí)間-1以0.8mol.L-1H2O2在I－作用下分解反應(yīng)為例：20min后

0.8000

0.400.400.20對(duì)于任意一反應(yīng)

它的平均反應(yīng)速率可以表示為：

3.2瞬時(shí)速率(instantaneousrate)定義：反應(yīng)過程中反應(yīng)物或生成物的濃度對(duì)時(shí)間的變化率。反應(yīng)剛開始時(shí)速率大,然后不斷減小，故瞬時(shí)速率體現(xiàn)了反應(yīng)速率變化的實(shí)際情況。反應(yīng)速率表示為

對(duì)于任意反應(yīng)

aA+dDgG+hH-例1：反應(yīng)CO+NO2=CO2+NO在673K時(shí)，測(cè)得CO的濃度變化的實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)如下t102030400.020.040.060.08CBCA求該反應(yīng)在10秒時(shí)的反應(yīng)速率。0.100.0670.050.040.0330.017t/s010203040100

3.2化學(xué)反應(yīng)速率理論

（1）反應(yīng)物分子的相互碰撞是反應(yīng)進(jìn)行的先決條件，反應(yīng)速率與碰撞頻率成正比。（2）不是分子間每一次碰撞都能發(fā)生化學(xué)反應(yīng)，只有能量足夠大的“分子對(duì)”相碰才是有效碰撞。（3）分子碰撞時(shí)必須處于有利方位才能發(fā)生有效碰撞。

只有極少數(shù)活化分子的碰撞才能發(fā)生化學(xué)反應(yīng)，稱“有效碰撞”；活化分子是反應(yīng)物分子中能量較高的分子，其比例很??；3.2.1有效碰撞理論理論要點(diǎn)：有效碰撞：能發(fā)生反應(yīng)的碰撞活化分子：具有較大的動(dòng)能并且能發(fā)生有效碰撞的分子活化能：活化分子所具有的最低能量與反應(yīng)物分子的平均能量之差其他條件相同時(shí)，活化能越低的化學(xué)反應(yīng)，反應(yīng)速率越高。Ea=E(最低)-

E(平)

活化能是化學(xué)反應(yīng)的“能壘”，Ea越高，反應(yīng)越慢；Ea越低，反應(yīng)越快。Ea可以通過實(shí)驗(yàn)測(cè)定。平ECE活E分子分?jǐn)?shù)%分子的能量分布曲線0活化分子過渡態(tài)理論A+B-C→[A‥·B‥·C]*→A-B+C反應(yīng)物(始態(tài))活化絡(luò)合物(過渡態(tài))產(chǎn)物(終態(tài))20世紀(jì)30年代由艾林（Eyring）和佩爾采（Pelzer）等人提出。例如：理論要點(diǎn)：化學(xué)反應(yīng)不是通過簡(jiǎn)單碰撞生成產(chǎn)物，而是經(jīng)過一個(gè)由反應(yīng)物分子以一定構(gòu)型而存在的過渡態(tài)。過渡態(tài)的能量較高，處于過渡態(tài)的分子叫做活化絡(luò)合物（過渡態(tài)分子）。3.3化學(xué)反應(yīng)速率的影響3.3.1濃度對(duì)反應(yīng)速率的影響3.3.2溫度對(duì)反應(yīng)速率的影響3.3.3催化劑對(duì)反應(yīng)速率的影響3.3.1濃度對(duì)反應(yīng)速率的影響

非基元反應(yīng)（復(fù)雜反應(yīng)）：由二個(gè)或以上基元反應(yīng)組成

①I2

2I

②H2+2I2HI快慢CO+NO2CO2+NO

2NO22NO+O2I2+H22HI基元反應(yīng)(簡(jiǎn)單反應(yīng)):反應(yīng)物經(jīng)一步作用直接轉(zhuǎn)化為生成物的反應(yīng)一反應(yīng)機(jī)理反應(yīng)機(jī)理（反應(yīng)歷程）化學(xué)反應(yīng)所經(jīng)歷的由一個(gè)或幾個(gè)基元步驟組成的具體途徑

2N2O54NO2+O2(1)N2O5

N2O3+O2

慢

(2)N2O3NO2+NO快

(3)NO+N2O53NO2快定（限）速步驟：在連續(xù)反應(yīng)中（非基元反應(yīng)）,反應(yīng)速率最慢的那一步基元反應(yīng)在一定溫度下,對(duì)某一基元反應(yīng),其反應(yīng)速率與各反應(yīng)物濃度系數(shù)方次(以化學(xué)方程式中該物質(zhì)的計(jì)量數(shù)為指數(shù))的乘積成正比。二、質(zhì)量作用定律

——只適用于基元反應(yīng)例2NO22NO+O2對(duì)于任一基元反應(yīng)：υ=kca(A)cd(D)

k稱為速率常數(shù)

aA+dDgG+hH基元反應(yīng)的速率方程：υ=kc2(NO2)υ=kc(A)cβ(D)※

=a；β=d基元反應(yīng)2.非基元反應(yīng)的速率方程

—同基元反應(yīng)的速率方程質(zhì)量作用定律只適用于基元反應(yīng)

1質(zhì)量作用定律只適于基元反應(yīng)對(duì)于復(fù)雜反應(yīng)：a.若已知反應(yīng)機(jī)理，可根據(jù)定速步驟書寫速率方程式.

2NO(g)+Br2(g)=2NOBr(g)(1)NO+Br2=NOBr2

(慢)(2)NOBr2+NO=2NOBr

(快)則速率方程為：

υ=kc(NO)c(Br2)反應(yīng)機(jī)理為：b.根據(jù)實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)來設(shè)定并求解速率方程（求指數(shù)）⑵k的大小由反應(yīng)物的本性決定，與反應(yīng)物的濃度無關(guān)⑶T一定,k一定，故k為一定溫度時(shí)的特征常數(shù)。⑷改變溫度或使用催化劑，k值會(huì)變。⑸相同條件下,k值越大，反應(yīng)速率越快。

2速率常數(shù)k

υ=kca(A)cd(D)⑴k在數(shù)值上等于反應(yīng)物濃度均為1mol.L-1時(shí)的反應(yīng)速率3書寫速率方程式時(shí)注意：①若反應(yīng)物是氣體，可用氣體分壓代替濃度，

②若反應(yīng)物中有固體或純液體，則其濃度不列入方程式。

C(s)+O2(g)═CO2(g)

υ

=k

C(O2)2NO22NO+O2υ=kc

a(A)cd(D)三、反應(yīng)級(jí)數(shù)

速率方程式中，某反應(yīng)物濃度的方次，稱為該反應(yīng)物的級(jí)數(shù)a—反應(yīng)物A的級(jí)數(shù),

d—反應(yīng)物D的級(jí)數(shù)各反應(yīng)物濃度方次之和稱為該反應(yīng)的級(jí)數(shù)。a+d—反應(yīng)級(jí)數(shù)1.基元反應(yīng)中反應(yīng)物的級(jí)數(shù)與其計(jì)量系數(shù)一致2.而非基元反應(yīng)則可能不同，反應(yīng)級(jí)數(shù)是由實(shí)驗(yàn)測(cè)定的。3.反應(yīng)級(jí)數(shù)可以是正數(shù)、負(fù)數(shù)、整數(shù)、分?jǐn)?shù)或零。反應(yīng)級(jí)數(shù)的特征

u=k

零級(jí)反應(yīng)

u=kc(A)

一級(jí)反應(yīng)u=kc(A)c(D)二級(jí)反應(yīng),對(duì)A和D各為一級(jí)

u=kc2(A)c(D)三級(jí)反應(yīng)，對(duì)A為二級(jí)，對(duì)D為一級(jí)

u=kc-2(A)c(D)負(fù)一級(jí)反應(yīng)

u=kc1/2(A)c(D)1.5級(jí)反應(yīng)u=kc(A)c(D)/[1-c1/2(D)]無簡(jiǎn)單級(jí)數(shù)4.反應(yīng)級(jí)數(shù)隨實(shí)驗(yàn)條件改變而改變H2O較少時(shí)，

υ=k

c(CH3COOC2H5)c(H2O)

二級(jí)反應(yīng)H2O較多時(shí)，

υ=kc(CH3COOC2H5)

一級(jí)反應(yīng)

級(jí)數(shù)k的量綱

零級(jí)濃度.時(shí)間-1一級(jí)時(shí)間-1二級(jí)濃度-1.時(shí)間-1三級(jí)濃度-2.時(shí)間-1速率常數(shù)k的量綱與反應(yīng)的級(jí)數(shù)有關(guān)，一般表示為L(zhǎng)n-1.mol1-n.s-1

例2:有一化學(xué)反應(yīng):

aA+bB=gG,

在298K時(shí)將A、B溶液按不同比例混合, 得到下列實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)：

c(A)(mol.L-1)0.100.200.10

c(B)

(mol.L-1)0.100.100.20

υ(mol.L-1.s-1)0.0120.0240.048

求該反應(yīng)的速率方程式和速率常數(shù)k.

解：設(shè)速率方程式為：∵當(dāng)T相同時(shí)k相同(3)/(1):0.048/0.012=2d

b=20.048=k(0.1)c(0.2)d

(3)

0.024=k(0.2)c(0.1)d(2)

0.012=k(0.1)c(0.1)d

(1)

=kcc(A)cd(B)(2)/(1):0.024/0.012=2c

a=1

故速率方程式為：υ=kc

(A)c2(B)k=0.012/(0.1)

(0.1)2=12L2.mol-2.s-1∴求速率方程實(shí)際是求指數(shù)注意：如果根據(jù)實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)或反應(yīng)機(jī)理推出的速率方程式與反應(yīng)式中系數(shù)恰好一致,并不說明該反應(yīng)一定是基元反應(yīng).

3.3.2溫度對(duì)反應(yīng)速率的影響

一、范特霍夫(Van，tHoff)規(guī)則：

一般情況下，溫度每升高10℃，反應(yīng)速率提高2~4倍。k：速率常數(shù)r：常數(shù)2~4之間例3：某反應(yīng)在30℃及40℃的反應(yīng)速率常數(shù)分別為3.510-5mol-1·L·S-1和9.4210-5mol-1·L·S-1。根據(jù)Van’t

Hoff規(guī)則，估算60℃時(shí)的速率常數(shù)。解:

二.阿侖尼烏斯（Arrhenius）公式或A：指前因子

Ea：活化能溫度(T)與反應(yīng)速率(k)的關(guān)系的經(jīng)驗(yàn)公式:lnk與1/T之間具有線性關(guān)系,斜率為-(2)當(dāng)溫度一定時(shí)，活化能Ea大的反應(yīng)，k值小，活化能Ea小的反應(yīng)，k值大。

(1)溫度對(duì)反應(yīng)速率的影響,主要影響速率常數(shù)k,當(dāng)反應(yīng)的Ea一定時(shí)，升高溫度，k值增大，反應(yīng)速率增加溫度(T)與反應(yīng)速率(k)的關(guān)系(2)-(1)或假設(shè)：某反應(yīng)由T1變?yōu)門2，則k1變?yōu)閗2

解：根據(jù)Arrhenius公式得:

例4.已知某反應(yīng)在35℃時(shí)的反應(yīng)速率比25℃時(shí)快兩倍,試求該反應(yīng)的活化能.注意：Ea和R的單位,R=8.314J·K-1·mol-1

活化能

反應(yīng)體系中能量較高且能發(fā)生反應(yīng)的分子稱為活化分子，

活化能Ea=E0-E平活化分子的最低能量與體系中分子的平均能量之差稱為活化能Ea?；罨軞怏w分子能量分布示意圖3.3.3催化劑

catalyst一.催化劑和催化作用

催化劑改變反應(yīng)速率的作用，稱為

催化作用。能改變反應(yīng)速率而其本身的數(shù)量和化學(xué)性質(zhì)基本不變的物質(zhì)，稱為催化劑。

正催化劑：能加快反應(yīng)速率的催化劑負(fù)催化劑：能減慢反應(yīng)速率的催化劑二.催化劑的特點(diǎn)1.降低反應(yīng)的活化能:催化劑能加快反應(yīng)速率是由于催化劑改變了反應(yīng)歷程。

2.催化劑只能加速熱力學(xué)上可能進(jìn)行的反應(yīng)，催化劑不能改變反應(yīng)的自發(fā)性。

催化劑Ｅa(kJ·mol-1）相對(duì)反應(yīng)速率無75.31I-56.52.0×103

Pt49.04.1×104

酶86.3×1011過氧化氫分解反應(yīng)的活化能3.催化劑同時(shí)改變正、逆反應(yīng)的速率?？s短達(dá)到平衡所需的時(shí)間。催化劑不改變化學(xué)平衡狀態(tài).4.催化劑有選擇性。5.在催化劑或反應(yīng)體系中加入少量雜質(zhì)常?？梢詮?qiáng)烈的影響催化劑的作用，這些雜質(zhì)起助催化劑、抑制劑或毒物的作用。

三.催化劑的分類均相催化多相催化酶催化催化劑—催化劑與反應(yīng)物處于同相—催化劑與反應(yīng)物處于不同相—一種特殊的生物催化劑

均相多相NOI-Mn2+PtFeN2（g）+3H2（g）2NH3（g）2KMnO4+3H2SO4+5H2O22MnSO4+K2SO4+5O2+8H2O2H2O2（l）2H2O（l）+O2（g）2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)H2（g）+1/2O2（g）H2O（l）

酶作為生物體內(nèi)一種特殊的催化劑，除上述特點(diǎn)外，還具有以下特異性：

（1）催化效率高（2）反應(yīng)條件溫和（3）高度選擇性1.T升高，反應(yīng)體系能量增大，活化分子的數(shù)量增加，活化分子所占的百分?jǐn)?shù)增大,因而反應(yīng)速率加快。2.濃度增大，活化分子的數(shù)量增加，活化分子的百分?jǐn)?shù)不變，反應(yīng)速率加快3.加入催化劑:改變反應(yīng)歷程，降低反應(yīng)的活化能,活化分子百分?jǐn)?shù)增大,反應(yīng)速率加快。

而c、T、催化劑是影響化學(xué)反應(yīng)速率的外因活化能是影響化學(xué)反應(yīng)速率的內(nèi)因總結(jié)1質(zhì)量作用定律只適用于()

A可逆反應(yīng)B不可逆反應(yīng)C基元反應(yīng)D復(fù)雜反應(yīng)2可能影響速率常數(shù)k值大小的因素是（）A減少生成物的濃度B增加體系的壓力C增加反應(yīng)物的濃度D升溫和加入催化劑3溫度一定時(shí)，A和B兩種氣體發(fā)生反應(yīng)，c(A)增加一倍時(shí)，反應(yīng)速率增加100%；c(B)增加一倍時(shí)，反應(yīng)速率增加300%，該反應(yīng)的速率方程式為（）AV=kc(A)c(B)BV=kc2(A)c(B)CV=kc(A)c2(B)D以上都不對(duì)CDC

則此反應(yīng)為（復(fù)雜）反應(yīng)，此兩步反應(yīng)均為（基元）反應(yīng)，而反應(yīng)1稱總反應(yīng)的（限速步驟），總反應(yīng)的速率方程為（v=kv(NO)2v(H2)），此反應(yīng)為（3）級(jí)反應(yīng)1、某反應(yīng)的速率常數(shù)為2.15mol－2.L2.min－1,該反應(yīng)為（）級(jí)反應(yīng)2、分步完成的反應(yīng)，其反應(yīng)速度取決于（）3.4.1可逆反應(yīng)3.4.2化學(xué)平衡的特征3.4.3平衡常數(shù)3.4化學(xué)平衡與平衡常數(shù)3.4.1可逆反應(yīng)不能單向進(jìn)行到底。

在同一條件下既能正向進(jìn)行,又能逆1.定義:2.特點(diǎn)：向進(jìn)行的反應(yīng)。(合成氨、碘化氫分解)CO（g）+H2O（g）H2（g）+CO2（g）

在高溫下CO與H2O能反應(yīng)生成H2和CO2，同時(shí)H2與CO2也能反應(yīng)生成CO和H2O。對(duì)這樣的反應(yīng)，為強(qiáng)調(diào)可逆性，在反應(yīng)式中常用

代替等號(hào)。正反應(yīng)：從左往右進(jìn)行的反應(yīng)逆反應(yīng)：從右往左進(jìn)行的反應(yīng)3.4.2化學(xué)平衡的特征1.定義：在一定溫度下,化學(xué)反應(yīng)的正、逆反應(yīng)速率相等時(shí)體系所處的狀態(tài)稱為化學(xué)平衡。2.特征：①前提定溫條件下，封閉體系中的可逆反應(yīng)②條件

υ正=υ逆

(?rGm=0)（等）③標(biāo)志

平衡狀態(tài)是可逆反應(yīng)所能達(dá)到的最大限度狀態(tài)（動(dòng)、定）④化學(xué)平衡是可以移動(dòng)的（變）逆、等、動(dòng)、定、變3.4.3化學(xué)平衡常數(shù)

一

在一定溫度下達(dá)平衡時(shí)，各生成物的平衡濃度(分壓)以化學(xué)計(jì)量數(shù)為方次的乘積，與各反應(yīng)物的平衡濃度(分壓)以化學(xué)計(jì)量數(shù)為方次的乘積之比為一個(gè)常數(shù)。此常數(shù)為稱為平衡常數(shù)（經(jīng)驗(yàn)常數(shù)）Kc為濃度平衡常數(shù)；由上式可見，Kc值越大，表明反應(yīng)在平衡時(shí)生成物濃度的乘積越大，反應(yīng)物濃度的乘積越小，所以反應(yīng)進(jìn)行的程度越高。

aA+dDgG+hH●書寫和應(yīng)用平衡常數(shù)的幾點(diǎn)說明：

①K式中各物質(zhì)的濃度(分壓)均為平衡濃度(分壓)②純固體與純液態(tài)及水溶液中參加反應(yīng)的水的濃度在平衡常數(shù)表達(dá)式中不出現(xiàn)；但非水溶液中水的濃度要寫入平衡常數(shù)表達(dá)式中

例：Ca2CO3(s)＝CaO+CO2

例例顯然:K1≠K2

K1=(K2)21/2N2(g)+3/2H2(g)NH3(g)③K式與反應(yīng)方程式的書寫有關(guān)

體系中有二個(gè)或二個(gè)以上平衡同時(shí)存在，稱為多重平衡體系

2C+O22CO

2CO+O22CO2C

+O2CO2

④多重平衡規(guī)則:a.多重平衡

解：K3=(K2)2/K1=1.2×1090若一個(gè)反應(yīng)是幾個(gè)反應(yīng)的和(差)，則該反應(yīng)b.多重平衡規(guī)則：例.(1)2C+O22CO

K1=1.6×1048

(2)C+O2CO2

K2=1.4×1069

求2CO+O22CO2

K3的標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)就等于這幾個(gè)平衡的標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)的積(商)。方程(3)=方程(2)–方程(1)多重平衡原理：

例⑴2NO2N2O4

ΔrGmθ⑴K1⑵2NO+O2N2O4

ΔrGmθ⑵

K2

求⑶2NO+O22NO2ΔrGmθ⑶K3

例(1)K1(2)K2(3)K3(3)=(1)+(2)K3=k1k28某溫度時(shí)反應(yīng)①②③的平衡常數(shù)分別為K1、K2、K3，則反應(yīng)④的K值為()①CO2(g)+H2(g)=CO(g)+H2O(l)②CoO(s)+CO(g)=Co(s)+CO2(g)③2H2O(g)=2H2O(l)④CoO(s)+H2(g)=Co(s)+H2O(g)A.K1+K2-2K3

B.K1+K2-1/2K3C.K1K2/(K3)

1/2

D.K1K2/(K3)2

C

一定溫度下化學(xué)反應(yīng)達(dá)平衡時(shí)，各生成物的平衡濃度(分壓)以化學(xué)計(jì)量數(shù)為方次的乘積，與各反應(yīng)物的平衡濃度(分壓)以化學(xué)計(jì)量數(shù)為方次的乘積之比為一個(gè)常數(shù)。平衡常數(shù)用Kθ表示二標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)1.表達(dá)式：

⑴氣相可逆反應(yīng)：

—平衡時(shí)相對(duì)分壓νB=-a-d+g+h100kPa連乘符號(hào)標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)aA+dDgG+hH⑵液相可逆反應(yīng)：cθ=1mol.L-1

νB=-a-d+g+h

—平衡時(shí)相對(duì)濃度⑶多相可逆反應(yīng)：Fe(s)+2HCl(aq)FeCl2(aq)+H2(g)②Kθ是可逆反應(yīng)進(jìn)行程度的標(biāo)志，Kθ值越大,平衡時(shí)產(chǎn)物濃度或分壓越大，反應(yīng)越完全。①

Kθ是化學(xué)平衡特征常數(shù),其值的大小只

受T的影響，與起始濃度或分壓無關(guān)2.Kθ的物理意義③判斷反應(yīng)進(jìn)行的方向三反應(yīng)商 Q 1定義

反應(yīng)開始時(shí)的生成物活度冪與反應(yīng)物活度冪的乘積之比。2活度理想氣體的活度λ=P/Pθ理想溶液的活度λ=C/CθaA+dDgG+hH⑴氣相可逆反應(yīng)：

⑵液相可逆反應(yīng)：①Kθ=Qθ反應(yīng)處于平衡②Kθ>Qθ反應(yīng)正方向進(jìn)行③Kθ<Qθ反應(yīng)向逆方向進(jìn)行3有關(guān)化學(xué)平衡的計(jì)算

例12.在585K和總壓為100kPa時(shí),有56.4%NOCl（g）按下式分解：2NOCl（g）2NO(g)+Cl2(g)若未分解時(shí)NOCl的量為1mol。計(jì)算（1）平衡時(shí)各組分的物質(zhì)的量；（2）各組分的平衡分壓；（3）該溫度時(shí)的Kθ。2NOCl（g）2NO（g）+Cl2（g）n始

1.000n平n總

0.436+0.56+0.282=1.282Pi（平）例13.在713.5K時(shí).測(cè)得H2+I2=2HI的標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)為49.0,設(shè)H2和I2在開始時(shí)物質(zhì)的量均為1mol，求反應(yīng)達(dá)到平衡時(shí)，這三種物質(zhì)的物質(zhì)的量和I2的轉(zhuǎn)化率是多少？

設(shè)反應(yīng)容器的體積一定時(shí)，消耗

n(H2)為xmol解：n平(mol)1–x1–x2x由H2(g)+I2(g)2HI(g)

n始(mol)110

平衡時(shí)所消耗H2物質(zhì)的量=I2的物質(zhì)的量平衡時(shí)剩余的H2和I2的物質(zhì)的量I2的轉(zhuǎn)化率

n(H2)=n(I2)=1-0.778=0.222(mol)(I2)=n(HI)=2×0.778=1.556(mol)化學(xué)平衡計(jì)算注意以下幾點(diǎn)：1.平衡常數(shù)表示式書寫要正確2.注意平衡時(shí)物質(zhì)的濃度or分壓的計(jì)算3.不能用反應(yīng)物的起始濃度直接寫出生成物的平衡濃度，但可由生成物的平衡濃度按反應(yīng)式的計(jì)量數(shù)找出反應(yīng)物的消耗濃度。4.溫度不變時(shí),一定的化學(xué)反應(yīng)Kθ不變。5.充分利用理想氣體定律(分壓定律)，

PV=nRT3-5化學(xué)平衡的移動(dòng)

條件改變時(shí)，反應(yīng)體系由一種平衡態(tài)轉(zhuǎn)變到新平衡狀態(tài)的過程。一、濃度對(duì)化學(xué)平衡的影響c反應(yīng)物,或c產(chǎn)物

Q,則平衡正向移動(dòng)c反應(yīng)物或c產(chǎn)物,

Q,則平衡逆向移動(dòng)二.壓力對(duì)化學(xué)平衡的影響壓力改變對(duì)沒有氣體參加的固相或液相的平衡幾乎沒有影響

對(duì)于有氣體參加的可逆反應(yīng)，在定溫條件下，改變體系的總壓力，則可能

使化學(xué)平衡發(fā)生移動(dòng)

①對(duì)B(g)=0的反應(yīng),總壓改變,平衡不移動(dòng)②對(duì)B(g)0的反應(yīng),總壓改變,平衡發(fā)生移動(dòng)A.增大總壓,平衡向氣體分子數(shù)減少的方向移動(dòng)B.減小總