1、基礎(chǔ)化學基礎(chǔ)結(jié)構(gòu)(7)，第七章化學平衡和化學反應速率，化學反應動力學，化學反應速率問題研究，化學反應限制問題研究，化學反應平衡，7.1化學反應平衡和平衡常數(shù)，7.2多重平衡原理，7.3平衡常數(shù)的計算和應用，7.4化學平衡移動7.5化學反應7.1.2化學平衡常數(shù)，7.1.1可逆反應和化學平衡，可逆反應恒定在H2(g)I2(g)2 hi(g)2 hi(g)密封容器中，可逆反應不會進行到最后。 注：幾乎所有反應都是可逆的。不可逆反應在已知的條件下進行逆反應的程度是極其微小的反應。也就是說，反應幾乎可以進行到最后?；瘜W平衡：可逆反應中，正反應率和反反應率相同時系統(tǒng)所在的狀態(tài)。建立平衡的前提：只有在恒溫

2、條件下在封閉體系中進行的可逆反應才能建立化學平衡。設(shè)定平衡的條件：正，逆反應率相同。平衡的標志：每種物質(zhì)的濃度不隨時間變化。平衡狀態(tài)是在封閉體系中進行可逆反應的最大量。化學平衡的特征是動態(tài)平衡各物質(zhì)的濃度不隨時間變化，反應牙齒不停止，條件平衡外部條件牙齒不變時，反應體系中各物質(zhì)的組成有確定的定量關(guān)系。如果外部條件發(fā)生變化，原始平衡將破壞進行，直到建立新的平衡。平衡常數(shù)類型：1。經(jīng)驗(實驗)平衡常數(shù)濃度經(jīng)驗平衡常數(shù)(Kc)壓力經(jīng)驗平衡常數(shù)(Kp) 2。標準(熱力學)平衡常數(shù)(K)，7.1.2平衡常數(shù)，測量平衡常數(shù)平衡狀態(tài)的數(shù)量標記，373K，無論反應的初始濃度是從正向開始還是反向開始，最終都是平

3、衡的。無論濃度在指定溫度下如何變化，比率都是常數(shù)。Kc的值首先取決于化學反應特性，然后是反應溫度，與濃度、壓力無關(guān)。1 .經(jīng)驗平衡常數(shù)(Kc和Kp)，溫度變更時比率變更。對于一般可逆反應：Kc是指定溫度T的濃度平衡常數(shù)。在一定溫度下，逆反應平衡時，產(chǎn)物的濃度測量數(shù)是指數(shù)的平方的乘積，反應物的濃度測量數(shù)是與指數(shù)冪的乘積成正比的常數(shù)。、對于氣體反應，經(jīng)驗平衡常數(shù)通常表示為平衡時每個氣體的分壓：相同的化學反應，Kc不一定等于Kp。Kc與Kp的關(guān)系：2。標準平衡常數(shù)(K)、濃度和分壓均除以標準狀態(tài)濃度(C)或標準壓力(P)，即可得出相對濃度和分壓。此時，平衡常數(shù)標準平衡常數(shù)(K)沒有單位。物質(zhì)標準狀態(tài)

4、濃度c=1 molL-1，物質(zhì)標準狀態(tài)壓力p=105 Pa 100 kPa，復相反應：溶液反應：氣體反應：Kp不能表示，Kc不能表示，(1) K值越大，溶液中的液體反應是兩個茄子多相反應可以用兩個茄子(Kc，K)或三個茄子表示。平衡常數(shù)說明：(3)沒有標準平衡常數(shù)單位，只有經(jīng)驗平衡常數(shù)時沒有單位，(4) K表示溫度的函數(shù)，濃度，與分壓無關(guān)，(5) K表達式中物質(zhì)的濃度或分壓表示平衡時的濃度和分壓。產(chǎn)物是分子，反應物是分母。(6) K表達式的寫入格式和數(shù)值取決于反應表達式的寫入格式。顯然，在(7) K表達式中，純液體、純固體和稀溶液中的溶劑(如水)沒有記錄在平衡關(guān)系中。在鄭智薰水溶液反應中產(chǎn)生H

5、2O或H2O反應時，水的濃度不能被視為1。，7.2多重平衡原理，一個或多個物質(zhì)同時參與多個茄子不同的反應，在特定條件下系統(tǒng)的相關(guān)化學反應都達到平衡時，稱為多重平衡或同時平衡。多平衡系統(tǒng)(包括多個相互關(guān)聯(lián)的平衡)，多平衡原理：如果反應可以由多個反應相加或相減，則該反應的平衡常數(shù)值等于多個反應的平衡常數(shù)乘積或商。注意：所有平衡常數(shù)必須是相同溫度的值，計算下一個反應的平衡常數(shù)：下一個反應的平衡常數(shù)：反應(1) (2) (3)=(4)，(0.88)，7.3，(，(2) K很小的時候，說明在平衡體系中，產(chǎn)品的濃度很小，肯定的反應是不可能的，逆反應幾乎完全在進行。298K假定N2=1 molL-1，O2=

6、1 molL-1，(3) K不太大或太小時，正向反應和反向反應都不完整。373K，K 103，反應可以向前進行的程度為K 10-3，反應不能向前進行的程度為K 10-3103，反應是典型的可逆反應。摘要：注意：平衡常數(shù)大小，只能大致告訴你反應今后能進行的最大程度。298K，K=3.61026，平衡常數(shù)大，但反應速率太慢，室溫幾乎不發(fā)生反應，同時平衡常數(shù)小并不意味著不發(fā)生反應?？梢愿淖儣l件，使反應更完整。例如：提高產(chǎn)物的濃度，降低反應物的濃度，但平衡常數(shù)不變。示例：在恒溫恒用中，反應2GeO (g) W2O6 (g) 2GeWO4 (g)開始時，GeO和W2O6的分壓均為100.0 kPa，平衡

7、時，GeWO4 (g)的分壓為98.0 kPa。追求平衡時GeO和W2O6的分壓和反應的標準平衡常數(shù)。了解：2GeO (g) W2O6 (g) 2GeWO4 (g)，Pb/kpa 100.0 100.0變化pB/kPa 98.0 98.0/2 98.0平衡Pb/kpa 100啟動，計算平衡時的構(gòu)成：轉(zhuǎn)化率，注意：轉(zhuǎn)化率與反應物的初始濃度相關(guān)，平衡常數(shù)僅與反應的溫度相關(guān)。例如，反應CO (g) Cl2 (g) COCl2(g)在一定溫度和一定容量條件下進行。已知：373 K點K=1.5 108。反應開始時計算c0(CO)=0.035 molL-1，c0(Cl2)=0.027 molL-1，c0(

8、COC L2)=0:373K反應平衡時每個物種的分壓和CO的平衡轉(zhuǎn)化率，了解：CO(g) Cl2 (g) COCl2(g)啟動cB/(molL-1) 0.035 0.027 0啟動pB/kPa 108.5 83.7 0更改Pb/kpa 83.7 83.7起始Pb/kPa B0 0 0變更Pb/kpa b x b x b x平衡Pb/kPa x b x b x x x，例如氧化熱分解：2 Ag2O(s) 4 Ag(s) O2(g)已知298K范例：325 K，N2O4(g) 2NO2(g)，分析：1 mol參與反應設(shè)置，100 KPa條件：開始nB/mol 1 0變化nB/mol 2平衡nB/m

9、ol 1 2 n總計=(1) 2，100 KPa條件濃度7.4.1對化學平衡的影響7.4.2壓力對化學平衡的影響7.4.3溫度對化學平衡的影響7.4.4催化劑對化學平衡的影響7.4.5 Le Chatelier原理，7.4.1濃度增加(減少)化學平衡影響反應物(產(chǎn)物)濃度增加(減少)時為：反應物(產(chǎn)物，例如，298 K處的反應Fe2 (aq) Ag (aq) Fe3 (aq) Ag(s)已知K=3.2(1)c(Ag)=1.00 10-；(2)平衡時，Ag、Fe2、Fe3的濃度分別是多少？(？(3) Ag的轉(zhuǎn)換率是多少？(4)保持Ag，F(xiàn)e3的初始濃度不變，將c(Fe2)增加到0.30 mold

10、m-3，求出Ag的轉(zhuǎn)化率，J K反應向前進行。起始cB/(molL) 0.10 1.0010-2 1.0010-3變更cB/(molL) x x x平衡cB/(molL)0.10-x 1.0010-2-x 1.0010但是反應前后氣體分子數(shù)量不同的反應。壓力增加到原來的兩倍時，平衡向氣體分子數(shù)量減少的方向移動。7.4.2壓力對化學平衡的影響，壓力下降到原來的一半：平衡向氣體分子數(shù)量增加的方向移動。在等溫，等體積條件下增加壓力，在氣體分子數(shù)量減少的方向上平衡。減少壓力會使平衡朝著氣體分子數(shù)量增加的方向移動。(2)氣體參加。但是，如果反應前后氣體分子數(shù)的反應相同，壓力增加兩倍，在等溫等體積條件下增加或減少總壓力，不會影響平衡。壓力變化僅影響反應前后氣體分子數(shù)變化的反應。，通過體積變化引起壓力變化，平衡變化的規(guī)律如上。對恒溫恒溶下已經(jīng)達到平衡的反應引入惰性氣體，氣體反應物和產(chǎn)物的分壓不變，平衡不動。對恒溫恒壓已達到平衡的反應引入惰性氣體，總壓力不變，體積大，反應物和產(chǎn)物的分壓減少，實現(xiàn)平衡遷移。摘要：例如，容器中填充了N2O4(g)和NO2(g)的混合物，N (N2O4) :N (NO2)=1.003360.10為308K，100.0k