第8章化學平衡課件

8.1化學反應的可逆性和化學平衡8.2平衡常數(shù)8.3化學平衡常數(shù)K

與

rGm

的關(guān)系8.4化學平衡的移動

本章內(nèi)容：第八章化學平衡

本章重點1.化學平衡移動2.反應速率常數(shù)k和平衡常數(shù)K的異同點

8.1化學反應的可逆性和化學平衡本章內(nèi)容：第八章化學平1一.可逆反應和不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稱為可逆反應。如果反應只能向一個方向進行，則稱不可逆反應。反應物產(chǎn)物可逆反應反應物產(chǎn)物不可逆反應不可逆反應有時用箭頭表示8.1化學反應的可逆性第8章化學平衡一.可逆反應和不可逆反應在同一條件下，既能向正反應方向又能2可逆反應是化學反應的普遍現(xiàn)象，不可逆反應是相對的。例如：2KClO32KCl+3O2N2O42NO2

N2+3H22NH3反應物生成物正反應速度V1逆反應速度V2V1>V2:反應正向進行V1<V2:反應逆向進行V1=V2:化學平衡狀態(tài)V1>>V2:不可逆反應二、化學平衡在可逆反應中，正逆反應的速度相等時，體系所處的狀態(tài)稱為化學平衡?；瘜W平衡是一種動態(tài)平衡，平衡條件包括體系各物質(zhì)的濃度、溫度，條件改變，平衡將發(fā)生移動?？赡娣磻腔瘜W反應的普遍現(xiàn)象，不可逆反應是相對的。例如：2K30.020.01第8章化學平衡0.020.01第8章化學平衡4化學平衡特點1.只有在恒溫條件下，封閉體系中進行的可逆反應，才能建立化學平衡，這是建立化學平衡的前提。2.正逆反應速度相等是化學平衡建立的條件。3.平衡狀態(tài)是封閉體系中可逆反應進行的最大限度，各物質(zhì)濃度都不再隨時間改變，這是建立平衡的標志。4．化學平衡是有條件的平衡。當外界因素改變時，正、逆反應速度發(fā)生變化，原有平衡將受到破壞，直到建立新的動態(tài)平衡。化學平衡特點1.只有在恒溫條件下，封閉體系中進行的可逆反應58.2平衡常數(shù)一、化學平衡定律在一定溫度下，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)次方的乘積之比是一個常數(shù)。這個關(guān)系稱為平衡定律。平衡定律表達式K=————[E]e[D]d[A]a[B]b注意：1.平衡狀態(tài)，平衡體系各物質(zhì)濃度保持不變，但各物質(zhì)濃度值與初濃度有關(guān)2.平衡常數(shù)與各物質(zhì)初濃度無關(guān)，但與溫度有關(guān)。aA+bBeE+dD8.2平衡常數(shù)一、化學平衡定律在一定溫度下，某個可逆反應6經(jīng)驗平衡常數(shù)可逆反應在一定條件下達到平衡時，反應物與生成物濃度之間的關(guān)系可以用平衡常數(shù)來表示。1.簡單反應可逆反應

V正=k正[A]a[B]b

V逆=k逆[G]g[H]h達到平衡時，V正=V逆則k正[A]a[B]b=k逆[G]g[H]h=因在一定T下，K正、K逆均為常數(shù)，故其比值亦為常數(shù)，以Kc表示，

Kc=

=

Kc稱為經(jīng)驗平衡常數(shù)或?qū)嶒炂胶獬?shù)

第8章化學平衡經(jīng)驗平衡常數(shù)可逆反應在一定條件下達到平衡時，反應物與生成物濃72．復雜反應設(shè)某可逆反應是一個分二步完成的復雜反應；平衡時，各步基元反應的平衡常數(shù)分別為：

KC1=

KC2=

將兩式相乘得：

KC1KC2=

·

==Kc

以上推導同時也證明了另外一個重要規(guī)則——多重平衡規(guī)則。

總反應=反應（1）+反應（2）+反應（3）+……則KC=KC1KC2KC3……第8章化學平衡2．復雜反應設(shè)某可逆反應83.KP例如，對于氣體可逆反應，

Kc=

Kp=

式中PA、PB、PG、PH分別代表A、B、G、H各氣態(tài)物質(zhì)在混合氣體中的平衡分壓。

PV=nRT

P=

RT=CRT，C為物質(zhì)的量濃度∴Kp==

(RT)Δn

令（g+h）－（a－b）=Δn

則：

Kp=Kc(RT)Δn

，Kp與Kc之間哪一個大，要看Δn的值Δn=0Kp=KcΔn＞0Kp＞KcΔn

＜0Kp＜Kc第8章化學平衡3.KP例如，對于氣體可逆反應，Kc=94.書寫平衡常數(shù)表達式時應注意(1)同一化學反應，以不同的計量方程式表示時，其平衡常數(shù)表達式不同KC1=

KC2=

KC3=

Kc1=（Kc2）2=Kc3－1第8章化學平衡注意4.書寫平衡常數(shù)表達式時應注意(1)同一化學反應，以不同10(2)如果有固體或純液體參加反應,它們的濃度或分壓均可視為常數(shù)，固體、純液體以及稀溶液中的水的濃度在一定溫度下為一定值，不必寫入平衡常數(shù)表示式中?；瘜W平衡關(guān)系式中只包括氣態(tài)物質(zhì)和溶液中各溶質(zhì)的濃度。例：

K=PCO2

K=

Kc=

第8章化學平衡(2)如果有固體或純液體參加反應,它們的濃度或分壓均可視為11標準平衡常數(shù)

標準平衡常數(shù)K

又簡稱為平衡常數(shù)或熱力學平衡常數(shù)。熱力學平衡常數(shù)不再分為濃度平衡常數(shù)和壓力平衡常數(shù)，都記作K

。例如氣相反應：

第8章化學平衡標準平衡常數(shù)標準平衡常數(shù)K又簡稱為平衡常12平衡常數(shù)的特征和物理意義：1．K是反應的特征常數(shù)，一定的反應只要溫度一定，K值一定，不受濃度的影響。2．K為衡量反應進行程度的依據(jù)，K值越大，反應進行得愈完全，也就是平衡常數(shù)表示式中分子大或分母小，表明反應向正方向進行的程度越大。3．K衡量反應達到平衡的判據(jù)

第8章化學平衡平衡常數(shù)的特征和物理意義：1．K是反應的特征常數(shù)，一定的反應13例如可逆反應

某一時刻，把反應的生成物相對濃度（或相對分壓）方次的乘積與反應物相對濃度（或相對分壓）方次的乘積之比，稱為反應商，也叫濃度商（或分壓商QP）即

當Q＜K

，V正＞V逆反應向正方向進行Q＞K

，V正＜V逆反應向逆方向進行Q=K

，V正=V逆反應處于平衡狀態(tài)（已達到最大限度）第8章化學平衡例如可逆反應某一時刻，把反應的生成物相對148.3標準平衡常數(shù)K

與

rGm

的關(guān)系一、化學反應等溫式

對一反應，若各物質(zhì)濃度不處于標準狀態(tài)，Q為某時刻的反應商，有下列關(guān)系：

rGm=rGm

+RTlnQ此式稱為化學反應等溫式

當體系處于平衡狀態(tài)時，

rGm

=0，同時，Q=K

；上式變成

rGm

=－RTlnK

，它是無量綱的量。

K

與KP、Kc的關(guān)系，KP與K

的數(shù)值一般不相等；Kc與K

的數(shù)值相等。

8.3標準平衡常數(shù)K與rGm的關(guān)系一、化學反應等溫15例1.反應:在某溫度達到平衡時,各組分的分壓均為Pθ,求其經(jīng)驗平衡常數(shù)Kp和標準平衡常數(shù)K

第8章化學平衡例1.反應:16二、反應反向的判據(jù)

rGm=rGm

+RTlnQ

=－RTlnK

+RTlnQ

=根據(jù)化學反應等溫式可判斷化學反應的方向

Q＜K

rGm＜0正向自發(fā)

rGm

＜0

K

＞1正向自發(fā)

Q=

K

rGm=

0平衡態(tài)

標準態(tài)rGm

=

0

K

=

1平衡態(tài)

Q＞K

rGm＞

0逆向自發(fā)

rGm

＞

0

K

＜

1逆向自發(fā)

第8章化學平衡二、反應反向的判據(jù)rGm=rGm+RTlnQ=－R17三、計算1．計算K①K=一是由實驗測出平衡時各物質(zhì)的濃度或分壓，根據(jù)平衡常數(shù)表示式直接計算KC或KP。②

rGm

=－RTlnK

，利用有關(guān)的熱力學數(shù)據(jù)，求出在指定溫度下的

rGm

值，然后根據(jù)關(guān)系式求K

。2．求各物質(zhì)的濃度、如起始濃度、消耗濃度和平衡濃度對反應物而言：平衡濃度=起始濃度－消耗濃度對生成物而言：平衡濃度=起始濃度+消耗濃度第8章化學平衡想一想：在什么條件下Kp=Kc三、計算1．計算K①K=18在恒容條件下，亦可表示為：

平衡轉(zhuǎn)化率=

第8章化學平衡3．計算平衡轉(zhuǎn)化率：轉(zhuǎn)化率是對反應物而言。某一反應的平衡轉(zhuǎn)化率，是指平衡時反應物已轉(zhuǎn)化的量占其反應前反應物總量的百分數(shù)。在恒容條件下，亦可表示為：平衡轉(zhuǎn)化率=第8章化學平衡19例1.求2NO2(g)=N2O4(g)298K時的K

解：查表得：

fGm

(NO2,g)=51.30KJ

mol-1，

fGm

（N2O4,g)=97.82KJ

mol-1

rGm

=(生成物)－(反應物)

=97.82-51.30×2=-4.87KJ

mol-1故

K

=6.88

第8章化學平衡因為rGm

=－RTlnK

，例1.求2NO2(g)=N2O4(g)298K時20例2.反應在某溫度時,Kc=9,求CO和H2O的起始濃度皆為0.02mol-1dm-3時,CO的轉(zhuǎn)化率。解：

第8章化學平衡例2.反應21例3已知反應，在673K，達平衡時，各物質(zhì)濃[N2]=0.45mol·dm-3，[H2]=0.63mol·dm-3，[NH3]=0.24mol·dm-3求（1）KC（2）[N2]起始[H2]起始（3）αH2解：（1）Kc=

=(mol·dm－3)－2

（2）根據(jù)反應式N2、H2和NH3物質(zhì)的量之比是

1：3：2，

即生成0.24molNH3必須消耗1×0.24/2molN2和3×

0.24/2molH2故[N2]起始=[N2]平衡+[N2]消耗=

[H2]起始=[H2]平衡+[H2]消耗=

（3）H2的轉(zhuǎn)化率=

=36.4%

例3已知22例4將2.695gPCl5裝入1dm3容器中，于523K進行分解反應：PCl5（g）≒PCl3(g)+Cl2(g),達到平衡后，總壓力為101.3KPa，已知Kp=1.9×102，試求PCl5的分解率及各物質(zhì)的平衡分壓。解⑴設(shè)PCl5的分解率為α

PCl5≒PCl3(g)+Cl2(g)

起始濃度0

0

(mol·dm-3)平衡濃度0.0129(1－α)0.0129α0.0129α

平衡時總物質(zhì)的量為：n=0.0129(1-α)+2×0.0129α

=0.0129(1+α)

根據(jù)分壓定律，各組分的平衡分壓為：

PPCl5=P總×=101.3×

第8章化學平衡例4將2.695gPCl5裝入1dm3容器中，于523K23⑵PPCl5=101.3=10.7KPaPPCl3=PCl2=101.3=45.2KPa

KP=

,α

=80.76%

PCl2=P總·101.3×

KPaPPCl3=P總·KPa

⑵PPCl5=101.3=1248.4化學平衡的移動化學平衡的移動:因外界條件的改變，使可逆反應從一種平衡狀態(tài)轉(zhuǎn)變?yōu)榱硪环N平衡狀態(tài)的過程。一、濃度對化學平衡的影響增大反應物濃度(或減小生成物濃度)，化學平衡向正方向(向右)移動；增大生成物濃度(或減少反應物濃度)，平衡將向逆方向(向左)移動。在化學平衡體系中，

第8章化學平衡8.4化學平衡的移動化學平衡的移動:因外界條件的改變，25例1PCl5=PCl3+Cl2在250℃時0.7molPCl5放入容積為2dm3的容器中，平衡時有0.5molCl2生成，求該溫度時的Kc，若容器中再通入0.1molCl2，則PCl5的轉(zhuǎn)化率有何變化？解：PCl5=PCl3+Cl2開始平衡Kc=

=

×=0.625

αPCl5

===71.4%例1PCl5=PCl3+Cl2在250℃時0.7mol26

PCl5=PCl3+Cl2開始

=0.625x=0.011mol·dm-3

aPCl5=

PCl5的轉(zhuǎn)化率變小或者：PCl5=PCl3+Cl2x=0.478(mol)

aPCl5=平衡Kc=PCl5=PCl3+Cl2開始=027例2、在水煤氣中CO和H2O的變換反應中，在1103K時Kc=1.0，若將2.0molCO和3.0molH2O在1dm3的密閉容器中反應，達到平衡后，保持溫度不變，再加入3.0molH2O，求達到新平衡時各各物質(zhì)的濃度和的CO轉(zhuǎn)化率？與開始達到平衡時,CO轉(zhuǎn)化率是否提高?解：設(shè)第一次達平衡時有ymolCO生成，第二次達平衡是有xmolCO生成。

始2.03.0+3平衡時2.0-x6-xxxKc=x2/(2.0-x)(6-x)=1.0x=1.5[CO2]=[H2]=1.5mol/l[CO]=2-1.5=0.5mol/l[H2O]=6-1.5=4.5mol/lco轉(zhuǎn)化率=1.5/2.0×100%=75%2.03.02.0-y3-yyy

Kc=x2/(2.0-y)(3-y)=1.0y=1.2co轉(zhuǎn)化率=(1.2/2.0×100%=60%答：第二次達平衡轉(zhuǎn)化率為75%.比開始平衡轉(zhuǎn)化率為60%有所提高。例2、在水煤氣中CO和H2O的變換反應中，28二、壓力對化學平衡的影響1.Δn≠0有氣體參加，但反應前后氣體分子數(shù)不等的反應

例如：

平衡時，K

=

①總壓力增加到原來的兩倍

Q==Q<K

,ΔrG<0,平衡向正方向移動

②壓力降低到原來的一半

Q=

Q>K

，ΔrG>0，V正<V逆，平衡向氣體分子數(shù)增加的方向移動

第8章化學平衡二、壓力對化學平衡的影響1.Δn≠0有氣體參加，但反29

由此可見，對于有氣體參加反應的平衡體系來說，在其他條件不變時，增大總壓，平衡向著氣體分子總數(shù)減少的方向移動，減小總壓，則平衡向著氣體分子數(shù)增加的方向移動。2.Δn=0例如：

壓力增加到原來的2倍時，

由此可見，在有氣體參加的反應中，如果反應前后，氣體分子總數(shù)沒有變化，增大或降低總壓力，對平衡沒有影響。

第8章化學平衡由此可見，對于有氣體參加反應的平衡體系來30例：N2O4(g)=2NO2(g)⑴某T下，總壓為P，N2O4的離解度為α，求證Kp=

⑵35℃,101.325KPa,若27.0%N2O4發(fā)生解離，求Kp、Kc

⑶在35℃,101.325KPa一半的壓力下，N2O4的解離度為多少？證明：(1)N2O4(g)=2NO2(g)nn-nα2nαn總=n+nαPNO2=PN2O4=Kp=

P(2)Kp=KPaKc=Kp()=

mol·dm-3=1.24×10-7mol·dm-3(3)Kp==0.315×

α=36.9%第8章化學平衡例：N2O4(g)=2NO2(g)⑴某T下，總壓為P，N2313、在反應體系中加入一種與不參與反應的氣體（稱為惰性氣體）a.若反應在恒溫恒容下進行，平衡時，反應體系中引入惰性氣體，盡管體系的總壓力增加，但各組分的分壓不變，Q=K

平衡不發(fā)生移動。b.若反應在恒溫恒壓下進行，平衡時，體系中引入惰性氣體后，要保持總壓力不變，只有使體系的體積增大，這樣，由于體積增大，各組分的分壓降低，Q≠K

平衡向氣體分子數(shù)增加的方向移動。第8章化學平衡3、在反應體系中加入一種與不參與反應的氣體（稱為惰性氣體）a32三、溫度對化學平衡的影響

rGm

=-RTlnK

,

rGm

=rHm

-TrSm

將兩式合并得:-RTlnK

=

rHm

-TrSm

(1)

(2)

將式(2)-(1)得；吸熱反應,∵H

>0,∴斜率=-rHm

/R<0. T1/T

K

放熱反應,∵H

<0,∴斜率=-rHm

/R>0. T1/T

K

↓

由此可得出如下結(jié)論：其他條件不變時，升高溫度，平衡向吸熱方向移動，降低溫度，平衡向放熱方向移動。第8章化學平衡三、溫度對化學平衡的影響rGm=-RTlnK,33例1：氨氧化法生產(chǎn)硝酸中的一氧化氮氧化反應：NO(g)+O2(g)=NO2(g)在298K時，Gm

=-34.8KJ·mol-1

Hm

=56.4KJ·mol-1,試計算298K和598K時的K

。解：（1）Gm

=-2.303RTlgK

lgK

=K

=1.3×106

（2）lg

=lgK2

-8.10=

lgK2

=1.134K2

=13.61例1：氨氧化法生產(chǎn)硝酸中的一氧化氮氧化反應：解：（34四、催化劑的影響1.有無催化劑，ΔrGm

不變，K

也不變2.K=催化劑能同等程度地加快對正、逆反應速度，減少反應到達平衡的時間。3.勒夏特列原理（適應于一切平衡）1884年，法國科學家勒夏特列提出：如果改變平衡體系的條件，平衡就會向著減弱這種改變的方向移動。后人把這一平衡移動的原理稱為勒夏特列原理。根據(jù)這個原理：

(1)如果在平衡體系中增加反應物的濃度，平衡就向減小反應物濃度的方向移動。

(2)對于氣體反應，如果增大總壓力平衡就向著減小總壓力的方向移動，并即向著分子數(shù)減小的方向移動。

(3)如果升高溫度，平衡就向著降低溫度（即吸熱反應）的方向移動。第8章化學平衡四、催化劑的影響1.有無催化劑，ΔrGm不變，K也不變35五、化學反應速率和化學平衡原理在生產(chǎn)中的應用

1.濃度

增大反應物濃度，廉價易得的原料適當過量，產(chǎn)物從反應體系中及時分離

2.壓力

Δn

0的反應，加壓

3.溫度ΔrHm

0,先高溫，平衡時再適當降低溫度4.催化劑活性(催化能力)高，價廉，不易中毒，易再生第8章化學平衡五、化學反應速率和化學平衡原理在生產(chǎn)中的應用1.濃度增大36例1：在6.0L的反應容器和1280K溫度下，CO2(g)+H2(g)=CO(g)+H2O(g)平衡混合物中，各物質(zhì)分壓分別PCO2=6381.9