无机与分析化学：第二章 化学反应的一般原理

*第二章化学反应的一般原理教学要点了解化学变化过程中的热效应、恒容反应热和恒压反应热的概念与测定；会写热化学方程式；掌握热力学第一定律和盖斯定律3.

应用热力学函数进行、、计算，根据热力学函数进行反应自发性的判断。4.

掌握吉布斯-赫姆霍兹公式，计算及其应用。*5.了解反应速率的概念、反应速率理论。6.掌握浓度、温度、催化剂对反应速率的影响、掌握速率常数k的特点7.了解化学平衡的概念，掌握KӨ的意义、表示方法及有关计算，掌握多重平衡计算8.利用化学反应的等温方程式计算ΔrGm，并判别反应方向9.掌握浓度、温度、压力对KӨ及化学平衡的影响第二章化学反应的一般原理

热力学是在研究提高热机效率的实践中发展起来的，用热力学的理论和方法研究化学，产生了化学热力学。

化学热力学可以解决化学反应中能量变化，同时可以解决化学反应进行的方向和进行的限度等问题，主要解决化学反应中的三个问题：化学反应中能量是如何转化；化学反应的方向性；反应进行的程度。

第二章化学反应的一般原理*第二章化学反应的能量和方向§2-1热力学基础知识§2-2热化学§2-3化学反应的方向§2-4化学反应速率§2-5化学平衡*§2-1热力学基础知识一、化学反应计量式和反应进度满足质量守恒定律的化学反应方程式

物质B的化学计量数*

3.010.002.07.02.0

1.55.53.0例2-1一、化学反应计量式和反应进度反应进度必须对应具体的反应方程式！单位反应进度*

在科学研究时必须先确定研究对象，把一部分物质与其余分开，这种分离可以是实际的，也可以是想象的。这种被划定的研究对象称为系统，亦称为物系或体系。

与系统密切相关、有相互作用或影响所能及的部分称为环境。二、系统与环境*系统分类根据系统与环境之间的关系，把系统分为三类：（1）敞开系统（opensystem）系统与环境之间既有物质交换，又有能量交换。二、系统与环境*

（2）封闭系统（closedsystem）系统与环境之间无物质交换，但有能量交换。二、系统与环境*

（3）孤立系统（isolatedsystem）

系统与环境之间既无物质交换，又无能量交换，又称为隔离系统。二、系统与环境*1.状态：由一系列表征系统性质的物理量（如温度、压力、形态等）所确定下来的系统的存在形式称为体系的状态。2.状态函数——描述系统性质的物理量。若系统的一个状态函数或几个状态函数发生了改变，则系统的状态也发生了变化。三、系统的状态函数*3.状态函数特点：①状态一定,状态函数一定。②状态变化,状态函数也随之而变,且状态函数的变化值只与始态、终态有关,而与变化途径无关。始态终态（Ⅱ）（Ⅰ）三、系统的状态函数

4.状态函数分类

一类反映系统“质”的特征，称为系统的强度性质，数值上不随体系中物质总量的变化而变化，如：温度、密度、热容、压力等。不具有加和性；另一类反映系统“量”的特征，称为系统的广延性质，与体系中物质的量成正比，如：体积、质量、内能、焓、熵等，具有加和性。三、系统的状态函数*状态变化的经过，称为过程定温过程：始态、终态温度相等，并且过程中始终保持这个温度。T1=T2定压过程：始态、终态压力相等，并且过程中始终保持这个压力。p1=p2定容过程：始态、终态容积相等，并且过程中始终保持这个容积。V1=V2四、过程与途径*途径：系统从始态到终态的变化，可以由不同的方法来实现，这些不同的方法称为不同的途径。四、过程与途径*

1.热(Q)

系统与环境之间由于存在温差而传递的能量。热不是状态函数。规定：系统吸热：Q>0；系统放热：Q<0。五、热和功*2.功(W)

系统与环境之间除热之外以其它形式传递的能量。规定：系统对环境做功，W<0（失功）环境对系统做功，W>0（得功）五、热和功*peV1体积功：功不是状态函数五、热和功*热力学能(U)：系统内所有微观粒子的全部能量之和，也称内能。

U是状态函数。

热力学能变化只与始态、终态有关，与变化途径无关。六、热力学第一定律*

Q、W

状态（I）状态（II）

U1U2

六、热力学第一定律U2=U1+Q+W热力学第一定律数学表达式：

ΔU=U2–U1

=Q+W

●热力学第一定律：

能量具有不同的形式，它们之间可以相互转化，而且在转化过程中，能量的总值不变。*例1:

某封闭体系在某一过程中从环境中吸收了50kJ的热量，对环境做了30kJ的功，则体系在过程中热力学能变为：ΔU体系

=（+50kJ）+（-30kJ）

=20kJ体系热力学能净增为20kJ；六、热力学第一定律返回*对于封闭系统，在定容过程中，

V=0，W=0QV为定容反应热。一、化学反应的热效应§2-2热化学1、定容热：*在定压过程中，2、定压热一、化学反应的热效应*

3、焓：

任何物质都有其内在的热含量，人为地把它定名为焓，用H表示。物质内部可供转化为热的能量。焓值越低,稳定性就越高;反之亦然。一、化学反应的热效应*

一种物质的绝对焓，即它内在的热含量，是无法测定的，但物质从一种状态变化到另一种状态的焓变△H是能够测定的。例如，液态水和水蒸气的焓都是无法知道的，但从液态水变为水蒸气的焓变是可以测定的，即水的摩尔蒸发焓△vapHm是40.6kJ·mol-1。一、化学反应的热效应*ΔH的物理意义：在封闭体系中，在等压及只做体积功的条件下，过程吸收或放出的热全部用来增加或减少体系的焓。

ΔH=Qp

焓(H):是状态函数，等压反应热就是体系的焓变。一、化学反应的热效应*4、反应热效应：物质在发生化学变化时，通常伴随放热或吸热，当生成物与反应物的温度相同时，化学反应过程吸收或放出的热量，叫做反应热效应。一、化学反应的热效应*热化学方程式：

表示化学反应及其反应热(标准摩尔焓变)关系的化学反应方程式。2H2(g)+O2(g)2H2O(g)(298.15K)=-483.64kJ·mol-1称为反应的标准摩尔焓变。一、化学反应的热效应*气体：T，p=p=100kPa液、固体：T，p下，纯物质溶液：溶质B，bB=b=1mol·kg-1cB=c=1mol·L-1标准状态：一、化学反应的热效应*

聚集状态不同时，不同。2H2(g)+O2(g)2H2O(l)(298.15K)=-571.66kJ·mol-1

化学计量数不同时，不同。H2(g)+O2(g)H2O(g)(298.15K)=-241.82kJ·mol-1一、化学反应的热效应*5、标准摩尔生成焓

在温度T下,由参考状态单质生成物质B(νB=+1)的标准摩尔焓变，称为物质B的标准摩尔生成焓(B,相态,T)，单位是kJ·mol-1H2(g)+O2(g)H2O(g)(H2O,g,298.15K)=-241.82kJ·mol-1(参考态单质,T)=0一、化学反应的热效应*物质在不同聚集态下，标准生成焓数值不同

fHm㊀

（H2O，g）=-241.8kJmol-1fHm㊀

（H2O，l）=-285.8kJmol-1

只有最稳定单质的标准生成焓才是零；

fHm㊀

（C，石墨）=0kJmol-1

fHm㊀

（C，金刚石）=1.9kJmol-1附录中数据是在298.15K下的数据。关于标准生成焓一、化学反应的热效应*始态终态中间态+=或=

化学反应不管是一步完成还是分几步完成，其反应热总是相同的。二、热化学定律（Hess定律）*例：已知298.15K下，反应：)(gCO

(g)OC(s)(1)22+(1)=-393.5kJ·mol-1(g)CO

(g)OCO(g)(2)2221+(2)=-282.98kJ·mol-1计算298.15K下，CO的标准摩尔生成焓。二、热化学定律*解：利用Hess定律途径1途径2(1)(3)(2)=+(1)(2)(3)-=(1)(2)(3)=-110.53kJ·mol-1二、热化学定律*结论：

aA+bB→yY+zZ(B,相态,T)∑νB(T)=

化学反应的标准摩尔焓变就等于生成物的标准摩尔生成焓之和减去反应物的标准摩尔生成焓之和。二、热化学定律返回*(NO,g)4(H2O,g)6(NH3,g)4(O2,g)5例：=?=(NO,g)+4(H2O,g)6(NH3,g)+-[4(O2,g)]5=[4×90.25+6×(-241.82)

-4×(-46.11)-0]kJ·mol-1=905.48kJ·mol-1*

过量的人体脂肪的确可能增加心脏病、糖尿病和其他疾病发作的危险。但脂肪是人体的主要能量贮存系统。

在人体运动过程中,脂肪发生水解生成一组叫做脂肪酸的化合物,后者再通过一系列复杂反应转化为二氧化碳和水,肌肉运动正是由该过程释放的能量驱动的。CH3(CH2)14COOH(s)+23O2(g)16CO2(g)+16H2O(l)=－9977kJ·mol-1*●水从高处流向低处●热从高温物体传向低温物体●铁在潮湿的空气中锈蚀●锌置换硫酸铜溶液反应在没有外界作用下,体系自身发生变化的过程称为自发变化自然界中的自发变化Zn(s)+Cu2+(aq)＝Zn2+(aq)+Cu(s)§2-3化学反应的方向与限度*

在热力学中有两条重要的基本自然规律，控制着所有物质体系的变化方向：

1.物质体系倾向于取得最低的势能状态；

2.物质体系倾向于取得最大的混乱度，如气体的自由扩散。

一个化学反应能否自发进行，也一定遵从这两条自然规律。§2-3化学反应的方向与限度*一、反应的方向许多放热反应能够自发进行。例如：H2(g)+O2(g)H2O(l)(298K)=-285.83kJ·mol-1H+(aq)+OH-(aq)H2O(l)(298K)=-55.84kJ·mol-1最低能量原理（焓变判据）：

1878年，法国化学家贝特罗和丹麦化学家汤姆逊：自发的化学反应趋向于使系统放出最多的能量*

但有些反应△H>0，是吸热反应，但仍能自发进行。如：NH4Cl(s)→NH4+(aq)+Cl-(aq)=9.76kJ·mol-1CaCO3(s)CaO(s)+CO2(g)=178.32kJ·mol-1

焓变只是影响反应自发性的因素之一，但不是唯一的影响因素。一、反应的方向*1.混乱度许多自发过程有混乱度增加的趋势。

冰的融化石灰石的分解

晶体的溶解

系统有趋向于最大混乱度的倾向，系统混乱度增大有利于反应自发地进行。二、熵*2.熵

二、熵1878年，L.Boltzman提出熵与微观状态数的关系

S=klnΩ

S---熵

Ω---微观状态数

k---Boltzman常量玻耳兹曼(BoltzmannL,1844-1906)奥地利物理学家熵是表示系统中微观粒子混乱度的一个热力学函数，其符号为S。系统的混乱度愈大，熵愈大。*1906年，［德］W.H.Nernst提出，经［德］MaxPlanck和［美］G.N.Lewis等改进。纯物质完整有序晶体在0K时的熵值为零。

S*（0K）=03.热力学第三定律二、熵*△S=ST-S0=STST---规定熵（绝对熵）

在某温度T和标准压力下，单位物质的量的某纯物质B的规定熵称为B的标准摩尔熵。其符号为：

4.标准摩尔熵纯物质完整有序晶体温度变化0KTK(B,相态,T)，单位是J·mol-1·K-1(单质,相态,298.15K)＞0二、熵*标准摩尔熵的一些规律：同一物质，298.15K时；(s)＜(l)＜(g)结构相似，相对分子质量不同的物质，随相对分子质量增大而增大；(HF)＜(HCl)＜(HBr)＜(HI)同一物质，温度越高，越大；气态多原子分子的标准摩尔熵大于单原子的标准摩尔熵，原子数越多，熵值越大。(O,g)＜(O2,g)＜(O3,g)二、熵*5.化学反应熵变的计算

熵是状态函数，反应或过程的熵变△S，只与体系的始、终态有关

在标准状态下，化学反应的摩尔熵变就等于生成物的标准摩尔熵之和减去反应物的标准摩尔熵之和。二、熵*解：查表并将数据代入下式例：求下列反应在298K时的标准摩尔熵NH4Cl(s)=NH3(g)+HCl(g)

体系有易于从有序变为无序，从混乱度小变为混乱度大的倾向。二、熵*例.已知反应-1206.9-635.6-393.592.940.0213.6计算反应的解：吸热反应，不利于反应进行；混乱度增大，有利于反应正向进行；产生矛盾二、熵*

美国科学家吉布斯于1876年提出

G=H-TS

由于H、S、T都是状态函数，所以G也是状态函数。综合考虑了H、S、T的影响G----Gibbs函数（Gibbs自由能）G是状态函数，单位：kJ.mol-1

三、吉布斯自由能(GibbsJ，1839-1903)*

在定温定压下，任何自发变化总是系统的Gibbs函数减小。1.Gibbs函数(变)判据：三、吉布斯自由能*

在温度TK下，由参考状态的单质生成物质B(且νB=+1时)的标准摩尔Gibbs函数变，称为物质B的标准摩尔生成Gibbs函数(B,相态,T)，单位是kJ·mol-1(参考态单质,T)=02.标准摩尔生成Gibbs函数三、吉布斯自由能*3.化学反应的吉布斯函数变的计算（1）标准状态、298.15K时若反应方程为：aA+bB=gG+dD三、吉布斯自由能*例.已知反应计算反应吉布斯函数变、判定反应方向解：查表后代入公式标准状态下，反应能正向自发进行三、吉布斯自由能也可以根据定义例.已知反应计算反应的吉布斯函数变（25度）解：三、吉布斯自由能*

由于温度对△H、△S影响很小，但对△G影响显著，因此在标准状态、其它温度时，可用公式作近似计算（2）标准状态、其它温度时三、吉布斯自由能*例1-7.已知反应的

问温度为400K时，反应能否正向进行？估算CaCO3热分解的最低温度是多少？三、吉布斯自由能*解：反应不能正向自发进行若则所以CaCO3热分解的最低温度是1106K三、吉布斯自由能*（3）非标准状态、任意温度时化学反应等温方程式其中Q为反应商对于任一反应aA(g)+bB(l)=gG(s)+dD(aq)各物质用相对压力、相对浓度表示三、吉布斯自由能*例.已知反应81.83.043.04-32.968.10计算25度时反应的吉布斯函数变，并判定方向解：反应不能正向自发进行三、吉布斯自由能*（1）焓效应、熵效应作用相同，即△H、△S异号，反应方向与温度无关△H<0、△S>0时,△G<0,

反应正向自发进行；△H>0、△S<0时,△G>0,

反应正向非自发进行；四.吉布斯—亥姆霍兹方程吉布斯—亥姆霍兹方程*（2）焓效应、熵效应作用相反，即△H、△S同号，反应方向与温度有关△H<0、△S<0时,降低至某一温度，△G由正值变为负值，有利于反应正向自发进行；△H>0、△S>0时,升高至某一温度，△G由正值变为负值，有利于反应正向自发进行；四.吉布斯—亥姆霍兹方程*例：下列反应可否用于“固氮”？如可能的话，温度如何控制？(1)2N2(g)+O2(g)2N2O(g)(2)N2(g)+O2(g)2NO(g)(3)N2(g)+3H2(g)2NH3(g)四.吉布斯—亥姆霍兹方程*解：(1)2N2(g)+O2(g)2N2O(g)fHm

/kJ·mol-1

0081.6Sm

/J·mol-1K-1

191.5205.0220.0

rHm

=163.2kJ·mol-1,rSm

=-148.0J·mol-1K-1

该反应在任何温度下均非自发四.吉布斯—亥姆霍兹方程*(2)N2(g)+O2(g)2NO(g)fHm

/kJ·mol-10090.4Sm

/J·mol-1K-1191.5205.0210.6rHm

=180.8kJ·mol-1,

rSm

=24.7J·mol-1K-1

自发反应的温度为：rGm

＝rHm-TrSm

0TrHm/rSm

=180.8103/24.7=7320K四.吉布斯—亥姆霍兹方程*(3)N2(g)+3H2(g)2NH3(g)fHm/kJ·mol-1

00-46.2Sm/J·mol-1K-1

191.5130.6192.5rHm=-92.4,rSm=-198.3

自发反应的温度为：

rGm

＝rHm-TrSm0-92.4103+T198.30

T

466K但合成氨反应是在高温（773K）和高压（5107）下反应.返回四.吉布斯—亥姆霍兹方程*§2-4化学反应速率一、化学反应速率的表示方法二、化学反应速率理论三、影响反应速率的因素*一、化学反应速率的表示方法1.平均速率某一有限时间间隔内浓度的变化量。单位：mol.L-1.S-1*2N2O4(CCl4)+O2(g)例：2N2O5(CCl4)t1=0sc1(N2O5)=0.200mol·L-1

t2=300sc2(N2O5)=0.180mol·L-1一、化学反应速率的表示方法*2.瞬时速率由于在反应中反应物和生成物的浓度都是随时在变化的，因此反应速率的最精确表示是瞬时速率。瞬时速率是Δt趋近于0时平均速率的极限。

一、化学反应速率的表示方法

反应aA+bB=dD+eE的瞬时速率:*二、化学反应速率理论1、化学反应类型：基元反应：由反应物分子（离子、原子等）直接碰撞发生相互作用而一步就变为生成物的反应，叫做基元反应。如：

NO2+CO→NO+CO22NO2→2NO+O2复杂反应：经多步反应过程的反应称为复杂反应。如：

H2+I2→2HI

*（1）碰撞理论

反应速率的碰撞理论认为：反应物分子之间的相互碰撞是反应进行的先决条件，分子碰撞的频率越高，反应速率越大。以气体分子运动论为基础，主要用于气相双分子反应。如：2.化学反应速率理论二、化学反应速率理论*

化学反应的首要条件是反应物分子必须发生碰撞，分子间碰撞的频率越高，反应速率越快，但并非每次碰撞都能发生反应，能发生反应的碰撞称为有效碰撞；发生反应的两个基本前提：

发生碰撞的分子应有足够高的能量

碰撞的几何方位要适当二、化学反应速率理论*

但在为数众多的碰撞中，并不是每一次碰撞都会导致化学反应，大多数碰撞并不引起反应(称为无效碰撞)，只有少数碰撞才是有效的。那么为什么体系中分子的碰撞有些有效而另一些无效呢？碰撞理论认为可能有两个方面的原因：第一，能量问题第二，方向性问题

二、化学反应速率理论*第一，能量问题。

即碰撞中能发生反应的分子首先必须具备足够高的能量，以克服分子无限接近时电子云之间的斥力，从而使分子中的原子重排，发生化学反应。这些具有足够高能量的分子称为活化分子，而这个能量限制被称为活化能。活化能越高，分子越难活化，反应速率越小。不同反应活化能不同，反应速率也不一样。

二、化学反应速率理论*第二，方向性问题

尽管能量是有效碰撞的一个必要条件，但不充分。只有当活化分子采取合适的取向进行碰撞即定向碰撞时，反应才能发生。例如：NO2+CO→NO+CO2

只有当CO分子中的碳原子与NO2中的氧原子相碰撞时，才能发生重排反应；而碳原子与氮原子相碰撞，不发生氧原子的转移。二、化学反应速率理论*（2）过渡态理论

过渡态理论又叫活化络合物理论。这个理论认为，在反应分子之间的一次有效碰撞过程中，要经过一个中间过渡状态，即反应物分子形成活化络合物。活化络合物很不稳定，它既可以分解为生成物，也可以分解为反应物。反应速率与活化络合物的浓度和活化络合物的分解频率有关。二、化学反应速率理论*Ea(逆)(正)(正)Ea(逆)EacEac化学反应过程中能量变化曲线二、化学反应速率理论*E(Ⅰ)－反应物(始态)平均能量E(Ⅱ)－生成物(终态)平均能量正反应的活化能

Ea(正)=Eac-

E(Ⅰ)逆反应的活化能

Ea(逆)=Eac-

E(Ⅱ)ΔrHm=Ea(正)-

Ea(逆)

Ea(正)＜Ea(逆)，ΔrHm＜0，为放热反应；Ea(正)＞Ea(逆)，ΔrHm＞0，为吸热反应。二、化学反应速率理论*三、影响速率的因素1、浓度的影响2、温度的影响3、催化剂的影响*1、浓度的影响

化学反应速率一般都依赖于反应物的浓度。温度不变时，增加反应物的浓度，可以增大反应速率。这个现象可以用碰撞理论来解释：在恒定温度下，反应物中活化分子的百分数是一定的。增加反应物浓度时，单位体积内活化分子数目增多，从而增加了此体积中反应物分子的有效碰撞的次数，所以反应速率加大。三、影响速率的因素*对于基元反应，化学反应速率跟反应物浓度的乘积成正比。aA+bB=gG+dD

其速率方程为：k为速率常数注意：反应物中的固体或纯液体，其浓度不计在内，当反应物浓度皆为1mol.L-时，k=v1、浓度的影响三、影响速率的因素*对于基元反应aA+bB=gG+dD，总反应级数a+b对于反应物A，是a级反应；对于反应物B，是b级反应；总反应级数：2+1=3，三级反应

在基元反应中，反应物浓度的方次就是化学方程式中的系数。1、浓度的影响三、影响速率的因素*对于非基元反应，往往不是这样反应级数为2+1=3，反应级数的确定需要在实验中确定1、浓度的影响三、影响速率的因素*2、温度对化学反应速率的影响

一般说来，化学反应速率随温度升高而增大。可以认为，温度升高时分子运动加剧，分子间碰撞频率增加，反应速率加快。但一般温度升高10℃时，分子的平均运动速率仅增大2%左右，但反应速率却增大为原来的2-4倍。可见，升高温度不仅是增加了分子间的碰撞频率，更主要的是增大了活化分子的百分数，使有效碰撞的百分数增加，反应速率大大加快。温度对化学反应速率的影响是特别显著的。

范特霍夫规则三、影响速率的因素*温度对化学反应速率的影响

*影响反应速率的因素有两个：k和c反应速率方程

k与温度有关，T增大，一般k也增大，反应速率增大，但k~T不是线性关系。2、温度对化学反应速率的影响三、影响速率的因素*

式中A为指前因子；Ea为反应活化能，单位为kJ·mol-1。A、Ea皆为给定反应常数，R为气体常数，T为热力学温度。1889年，阿仑尼乌斯提出公式2、温度对化学反应速率的影响三、影响速率的因素*若测出不同温度的k值，可利用公式计算两式相减，整理得到：2、温度对化学反应速率的影响三、影响速率的因素*例：已知反应在318K和338K时反应速率常数分别为：求反应的活化能Ea和298K的速率常数解：*3、催化剂的影响

催化剂：存在少量就能加快反应而本身最后并无损耗的物质。催化作用的特点：①只能对热力学上可能发生的反应起作用。②通过改变反应途径以缩短达到平衡的时间③催化剂有选择性，选择不同的催化剂会有利于不同种产物的生成。④只有在特定的条件下催化剂才能表现活性。三、影响速率的因素*

催化剂之所以能加速反应，是因为它参与了化学变化过程，改变了原来反应的途径，降低了活化能。三、影响速率的因素*

例如合成氨反应，没有催化剂时反应的活化能为326.4kJ·mol-1，加入Fe作催化剂后，活化能降低至175.5kJ·mol-1。计算结果表明，在773K时加入催化剂后正反应的速率增加到原来的1.57×1010倍。

3、催化剂的影响返回三、影响速率的因素*§2-5化学平衡一、化学平衡二、判断平衡的依据三、化学平衡的移动*大多数化学反应都是可逆的。例如：

反应开始：c(H2),c(I2)

较大,c(HI)=0,υ正较大,υ逆为0；反应进行：c(H2),c(I2)减小,υ正减小,c(HI)增大,υ逆增大；某一时刻：υ正=υ逆，系统组成不变，达到平衡状态。一、化学平衡*一、化学平衡*

化学反应的可逆性是普遍存在的，不可逆的反应是比较少的，当一个可逆反应的正反应速率与逆反应速率相等时，系统的分压或浓度不再随时间的变化而变化，此时称系统达到了热力学平衡状态，简称化学平衡。一、化学平衡*平衡时，动态平衡；各物种浓度或分压不变，即平衡组成不变；平衡是有条件的、相对的，当条件改变时，平衡可以发生移动；系统的平衡与达到平衡的途径无关，既可由正向开始，也可以由逆向开始。例如：1、平衡的特征一、化学平衡*实验平衡常数：大量实验证明，当可逆反应达到平衡时，生成物浓度的乘积与反应物浓度的乘积之比为一常数，称为实验平衡常数。它的量纲与方程式的写法有关

2、平衡常数一、化学平衡*标准平衡常数：又称为热力学平衡常数，简称平衡常数它是无量纲的纯数，仅与温度有关，与分压或浓度无关一、化学平衡*对于一般的化学反应：K一、化学平衡*

平衡常数的大小可以表示反应进行的程度，对同一反应，平衡常数越大，反应进行的程度越彻底；对不同反应，只有反应方程式相类似的反应，才可以用KΘ表示平衡常数的特征（1）平衡常数是温度的函数，不因浓度改变而变化，它是量纲为一的纯数；（2）平衡常数的表达式与化学方程式的书写形式有关；一、化学平衡*一、化学平衡22HI(g)

(g)I21(g)H21+()1/22HI(g)(g)I(g)H22+=()-1]

/)I(][

/)H([]

/)HI([222pppppp=*（3）若反应中有固体、纯液体或溶剂，平衡常数表达式不计入内。（4）若有n个反应方程式相加得一总反应式，其平衡常数等于n个相加反应平衡常数的乘积一、化学平衡*例1:2NO(g)+O2(g)2NO2

K1

2NO2(g)N2O4

K2

2NO(g)+O2(g)N2O4(g)

K=K1K2

一、化学平衡例题：已知25℃时反应解：反应①+②得：=·=0.45×0.051=0.023③2BrCl(g)+I2(g)2IBr(g)+Cl2(g)的。②I2(g)+Br2(g)2IBr(g)的=0.051计算反应①2BrCl(g)Cl2(g)+Br2(g)的=0.452BrCl(g)+I2(g)2IBr(g)+Cl2(g)判断反应的程度K

愈小，反应进行得愈不完全；K

愈大，反应进行得愈完全；K

不太大也不太小(如10-3<K

<103),

反应物部分地转化为生成物。标准平衡常数的应用*二、判断平衡的依据1、

的关系aA(g)+bB(aq)+cC(s)xX(g)+yY(aq)+zZ(l)任意状态下：当平衡时*例已知反应试计算此反应在320K时的Kө解：二、判断平衡的依据*Q<K

反应正向进行；Q=K

系统处于平衡状态；Q>K

反应逆向进行。2.反应商判据：二、判断平衡的依据*依据△rGm<0,Q<Kө△rGm>0,Q>Kө△rGm=0,Q=Kө二、判断平衡的依据*例：估算反应：CO2(g)+H2(g)=CO(g)+H2O(g)在873K时标准平衡常数。若系统中各组分气体分压为p(CO2)=p(H2)=127kpa,

p(CO)=p(H2O)=76kpa，判断反应进行的方向解：二、判断平衡的依据*二、判断平衡的依据*反应正向进行二、判断平衡的依据*三、化学平衡的移动

化学平衡的移动：当外界条件改变时，化学反应从一种平衡状态转变到另一种平衡状态的过程。1、浓度对化学平衡的影响2、压力对化学平衡的影响3、温度对化学平衡的影响4、勒夏特列原理*对于溶液中的化学反应，平衡时，Q=K

当c(反应物)增大或c(生成物)减小时,Q<K

平衡向正向移动。当c(反应物)减小或c(生成物)增大时,Q>K

平衡向逆向移动。1、浓度对化学平衡的影响三、化学平衡的移动*例题：25oC时，反应

Fe2+(aq)+Ag+(aq)

Fe3+(aq)+Ag(s)的K

=3.2。(1)当c(Ag+)=1.00×10-2mol·L-1,c(Fe2+)=0.100mol·L-1,c(Fe3+)=1.00×10-3mol·L-1时反应向哪一方向进行?(2)平衡时,Ag+,Fe2+,Fe3+的浓度各为多少?(