第四章化学平衡
大学无机化学化学平衡学习教案
大学无机化学化学平衡学习教案一、教学内容本节课的教学内容来自于《大学无机化学》的第四章“化学平衡”。
本章主要介绍了化学平衡的概念、平衡常数、影响平衡的因素以及勒夏特列原理。
具体内容包括：1. 化学平衡的概念：等效平衡、可逆反应、平衡状态等。
2. 平衡常数：平衡常数的定义、表达式、分类及计算方法。
3. 影响平衡的因素：浓度、温度、压力、催化剂等。
4. 勒夏特列原理：勒夏特列原理的定义、表达式及其应用。
二、教学目标1. 理解化学平衡的概念，掌握平衡状态的判断方法。
2. 掌握平衡常数的定义、表达式及计算方法。
3. 了解影响化学平衡的因素，能够分析实际问题中的平衡移动。
4. 理解勒夏特列原理，能够运用勒夏特列原理解释实际问题。
三、教学难点与重点1. 教学难点：平衡常数的计算方法，勒夏特列原理的应用。
2. 教学重点：化学平衡的概念，影响平衡的因素。
四、教具与学具准备1. 教具：多媒体教学设备、黑板、粉笔。
2. 学具：教材《大学无机化学》、笔记本、笔。
五、教学过程1. 实践情景引入：通过一个简单的化学反应实例，引导学生思考化学平衡的概念。
2. 理论讲解：讲解化学平衡的概念、平衡状态的判断方法，平衡常数的定义、表达式及计算方法。
3. 例题讲解：分析实际问题，运用平衡常数和勒夏特列原理进行解答。
4. 随堂练习：让学生运用所学知识，解答一些有关化学平衡的问题。
5. 课堂讨论：引导学生探讨影响化学平衡的因素，以及平衡移动的原理。
六、板书设计1. 化学平衡的概念2. 平衡状态的判断方法3. 平衡常数的定义、表达式及计算方法4. 影响化学平衡的因素5. 勒夏特列原理的表达式及应用七、作业设计N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g)2. 答案：K = (PH3)^2 / (PN2 PH2)^3八、课后反思及拓展延伸1. 课后反思：本节课学生对化学平衡的概念和影响平衡的因素掌握较好，但在运用平衡常数和勒夏特列原理解决实际问题时，部分学生还存在一定的困难。
物理化学第四章-化学平衡
平衡 正向自发
ii (产物) ii (反应物) 逆向自发
自发变化的方向：反应总是从化学势较高的一边流向化 学势较低的一边。
1. 化学反应的限度
所有的化学反应既可以正向进行亦可以逆向进行， 且反应正向进行和逆向进行均有一定的程度，反应 物不会完全转化为产物。
典型例子：
H2(g)+I2(g)↔2HI C2H5OH(l)+CH3COOH(l)↔CH3COOC2H5+H2O
任意化学反应： rGm rGm RT ln Qa
rGm ii (产物) jj (反应物)
(化学反应的吉布斯自由能改变量)
rGm
i
i
(产物)
jj (反应物)
(化学反应的标准吉布斯自由能改变量)
1.rGm 是任意反应系统的吉布斯自由能变化
rGm 是任意反应系统的标准摩尔吉布斯自由能变化
rGm 指产物和反应物都处于标准态时，产物的吉布
斯函数与反应物的吉布斯函数总和之差，称为化学
反应的“标准摩尔Gibbs 自由能变化值”，只是温
度的函数。
平衡时Leabharlann gGhHa
A
b
B
r Gm
若上述反应在定温定压下进行，其中各分压是任意的而 不是平衡时的分压，此时反应的吉布斯函数变化为：
非平衡时
rGm gG hH (aA bB )
B
B
RT
ln( PB
/
P )
g[G
RT
ln(
pG
/
p
)]
h[
H
RT
ln(
pH
/
p
)]
a[
A
RT
ln(
物理化学 第4章化学平衡
当 B 0 时 K Kc Kn K y
1/31/2020
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§４.2-3.有纯态凝聚相参加的理气反应 K
ΔrGm RTln K
J p
B (g)
pB p
(g)
νB(g)
K
B(g)
peq B(g) p
结论：化学反应方程中计量系数呈倍数关系，Δ r Gm
的值也呈倍数关系，而 K 值则呈指数的关系。
1/31/2020
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§４.2-2.理想气体反应的 K K c K y Kn
气体的组成可用分压力，摩尔分数，浓度表 示，故平衡常数也有不同的表示方法．
K
B
2
(g)
CO
2
(g)
Δ G r m,2 RT lnK 2
(3) CO 2 (g) C(s) 2CO(g) Δ G r m,3 RT lnK3 例 4.5.1
因为： (3) = (1) 2(2)
pB p
B
e
pB yB p
K
B
pB p
B
e
B
yB p
p
B
e
B
y B B
e
B
p
p
B
Ky
p p
B
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§４.2—2.理想气体反应的 K K c K y Kn
无机化学：第四章 化学平衡
第四章 化学平衡一、可逆反应和化学平衡在一定条件下，一个化学反应可以按照反应方程式从左到右进行，又可以从右向左进行，这就叫做化学反应的可逆性。
化学平衡具有以下特点：（1）在一定条件下，可逆反应达到化学平衡状态时，平衡组成不再随时间变化；（2）化学平衡是动态平衡，从微观上看正、逆反应仍在进行，只是由于=υυ正逆，单位时间内各物质的生成量和消耗量相等，所以总的结果是各物质的浓度都保持不变；（3）在相同的条件下，只要反应开始时各种原子的数目相同，平衡组成与达到平衡的途径无关；（4）化学平衡是在一定条件下建立的，条件发生变化时，原来的平衡会被破坏，直至建立新的化学平衡。
二、平衡常数1、浓度平衡常数c K 与分压平衡常数p K大量实验发现，对任何可逆反应，不管反应始态如何，在一定温度下达到平衡时，各生成物浓度幂的乘积与反应物平衡浓度幂的乘积之比为一常数，称为化学平衡常数。
如反应 ()()A B C()D()a g b g c g d g ++[][][][]()()()()cdc a b c C c D K c A c B ⋅=⋅式中，c K 称为浓度平衡常数。
由于温度一定时，气体的分压与浓度成正比，可用平衡时的分压代替浓度，即[][][][]()()()()cdp a b p C p D K p A p B ⋅=⋅式中，p K 称为分压平衡常数。
由于c K 和p K 都是通过考察实验数据得到的，因此称为实验平衡常数（又称经验平衡常数）。
实验平衡常数是有单位的，其单位由平衡常数表达式来决定，但在使用时，通常只给出数值而不标出单位。
应用理想气体状态方程和分压定律，可得()np c K K RT ∆=其中 ()()n c d a b ∆=+-+书写平衡常数表达式时注意的问题：（1）平衡常数表达式中各物质浓度均用平衡浓度（分压用平衡分压）（2）只写出有可变浓度或压强的物质，固体、纯液体和水不写出（3）平衡常数表达式和化学方程式的书写密切相关，同一反应，书写形式不同，平衡常数不同。
第四章 化学平衡
第四章化学平衡4.1 学习要求:1、正确写出化学反应等温式。
根据化学反应等温式判断化学反应的方向。
2、掌握标准平衡常数的计算。
并根据标准平衡常数求出反应所能达到的程度。
3、掌握标准平衡常数与温度的关系、压力变化对平衡组成的影响，并掌握其计算方法。
4.2 内容概要4.2.1 化学平衡反应体系的时为反应自发进行的最大限度，称反应达到化学平衡（chemical equilibrium）化学反应等温式（reaction isotherm）标准平衡常数（standard equilbrium canstant）其中是“相对活度”。
对于不同的反应体系，相对活度的表示方法不同：理想气体反应：用相对分压。
非理想气体反应：用逸度代替实际压力。
理想溶液反应：用物质的量分数表示。
理想稀溶液反应：可以用物质的量分数、相对物质的量浓度或相对质量摩尔浓度表示。
对于多相反应：把纯固体和纯液体的相对活度视为1。
注意：对于多相体系①反应体系中的纯固体不能溶解在纯液体中形成溶液。
②固体之间不能形成固溶体。
③如果参加反应的纯液体不止一种，不能混合形成溶液。
4.2.2 标准平衡常数K 的计算：1. 根据平衡组成2. 从化学反应标准摩尔吉布斯自由能变化得3. 从已知温度的Kθ求另一温度下的Kθ （van Hoff 公式）假定与温度无关，定积分得到。
如知道下的,可以根据上述公式求出的。
还可以利用不定积分公式：，作图为一直线。
通过图查出任意温度时的Kθ。
4. 的计算：除热力学的方法：或还可利用公式求。
若把化学反应设计成可逆电池，使该反应在电池中进行，。
（详见第六章）4.2.3 影响化学平衡的因素：温度、压力改变，添加惰性气体都可以使化学平衡发生移动，但是，标准平衡常数只随着温度变化。
改变压力，添加惰性气体等方法只能使平衡组成发生移动，不能改变标准平衡常数。
1. 温度对化学平衡的影响，吸热反应，，升高温度，Kθ增大，平衡向增加生成物的方向移动。
物理化学 4第四章 化学平衡
第四章 化学平衡内容提要1、反应进度反应进度描述了化学反应体系的状态，反应进度的变化表示为： Δξ=B∨∆Bn （4-1）当ξ =1时，就表示按给定的反应式进行了一个完整反应，也称发生了一个单位反应。
对于同一反应方程式，可以用任一反应物或任一产物表示反应进度ξ，与物质的选择没有关系；当化学反应方程式的写法不同时，反应进度ξ的数值不同。
2、吉布斯自由能变在等温等压、W ＇＝0时，一定组成、无限大量的体系中，体系的吉布斯自由能随反应进度而改变的变化率表示为：Δr G m =P T ∂∂,)(ξG=∑νB μB （4-2） Δr G m 是反应系统在任意情况下的吉布斯自由能变化，是强度性质，与体系物质的量无关，单位为 J/mol 或kJ/mol 。
对同一反应来讲，Δr G m 的具体数值与化学方程式的写法有关。
Δr G m 值可以表明反应的自发方向和进行趋势的大小，具有化学反应推动力的含义。
当Δr G m ＜0时，反应物化学势高，反应能自发地由左向右进行； 当Δr G m ＞0时，产物化学势高，反应不能自发地由左向右进行； 当Δr G m ＝0时，产物和反应物的化学势相等，反应体系处于平衡状态。
在温度T 时，把物质的化学势µ B=OB μ + RTlna B代入式（4-2），得：Δr G m =∑νB OB μ + RTlnQa（4-3）3、化学平衡的条件化学平衡的条件为：等T 、等P 、W ＇＝0 时， Δr G m ＝p T G,)(ξ∂∂＝∑νB μB ＝0 （4-4） 4、化学平衡常数在一定条件下，当化学反应达到平衡时，产物活度的计量系数次方幂的乘积与反应物活度的计量系数次方幂的乘积的商为一常数，称为化学平衡常数(equilibrium constant)。
标准平衡常数(standard equilibrium constant) 表示反应所能达到的最大限度，单位是1，用OK(上角标“Ө”表示处于标准态)表示，也称为热力学平衡常数，表达式为：OK = (Q a )eq = (d Da A r Rg G a a a a ⋅⋅)eq （4-5）O K 越大，则反应进行的程度越大。
普通化学第四章 化学平衡
以后在平衡组成的实际运算中多用标准平衡常数。
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4.2化学反应等温方程及其应用
rGmø(T) 与 K ø的关系
平衡时即有： rGmø(T) ＝－RT lnK ø
此式即为标准吉布斯自由能与平衡常数的关系式。由此式可 以看出：
－ 得反应： N2O4(g) 2NO2 (g)
K
ø3＝
(peq(NO2)/p
ø)2
•
(peq(N2O4)/p
ø)-1＝
K
ø
1
/
K
ø
2
(3) 反应方程式乘以系数q，则新反应的平衡常数为原反 应平衡常数的q次方。即
K
ø
新
＝
(K
ø原)q
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4.1化学平衡 状态
4、平衡常数的物理意义和应用
eE + f F gG + hH
在标准状态下，标准平衡常数 K ø可表示为： K ø＝ (ceq(G)/c ø)g • (ceq(H)/c ø)h • (ceq(E)/c ø)-e • (ceq(F)/c ø)-f
K ø＝ (ceq(B)/c ø)B
K ø＝ (peq(G)/p ø)g • (peq(H)/p ø)h • (peq(E)/p ø)-e • (peq(F)/p ø)-f
rSmø(298K) = BSmø(B)
= 245.35 + 2×186.80 －222.96 －2×198.59
= －1.19 J•mol-1•K-1
rGmø(600K)
第四章 化学平衡
pCc pDd ( pθ )B pAa pBb
几个经验平衡常数与标准平衡常数间的关系
压力平衡常数 摩尔分数平衡常数 浓度平衡常数
Kp
pCc pDd pAa pBb
Kx
xCc xDd xAa xBb
Kc
cCc cDd cAa cBb
K p K θ ( pθ )B
Kx
Kθ(
p pθ
) B
Kx
K
θ
(
RT pθ
第四章 化学平衡
五、平衡常数的计算
各物质浓度不随时间而改变 衡量反应体系
是否达平衡的 在相同条件下测出正、逆反应的K值应互为倒数
方法
在相同T、p下，改变反应物初浓度，求得K不变
平衡常数K的获得方法
1、物理方法：折射率、电导、吸光度、电动势、压力等；
2、化学分析法：直接取样分析，测出浓度C；
3、通过热力学计算得到K。 rGmθ＝ RT ln Kθ
>0 逆向反应自发进行
第四章 化学平衡
定温定压下
T、p一定
G与ξ关系如右图
化学平衡的描述
0
ξ
1
化学平衡的动力学描述：正、逆反应的速率相等。
化学平衡的热力学描述：产物的化学势总和与反应物的化学 势总和相等。
第四章 化学平衡
二、化学平衡常数的表示法
1、标准平衡常数
对任一反应 aA＋bB↔cC＋dD
在定温定压下达到平衡时，有
这样的化学反应就称为多相反应或复相反应。如
CaCO3（s）
K θ
a B B
B
平衡
CaO（s）＋CO2（g）
K θ a a CaO CO2 aCaCO3
当凝聚相为纯固体或纯液体时，其活度为1
大学化学-第四章-化学平衡
( npYeq )Y
Q
p
K n B
(
np
eq A
) A
•
(
np
eq B
) B
p
p
第四章 化学平衡－化学平衡的移动
若∑ B> 0, Q>Kθ, 平衡逆向移动； 若∑ B< 0, Q<Kθ, 平衡正向移动； 若∑ B= 0, Q=Kθ, 平衡不移动。
结论
压强的变化只对反应前后气体分子数目有变化的反 应有影响。增大压强, 平衡向气体分子数减少的方向移动； 减小压强, 平衡向气体分子数增加的方向移动。
2.化学平衡的特征 (1) 前提: 恒温条件下，封闭体系中进行的可逆反应 (2) 条件: v＋= v－≠0，动态平衡 (3) 平衡状态是可逆反应进行的最大限度, (4) 标志: 反应物和生成物的浓度不随时间而变化。 (5) 化学平衡是有条件的动态平衡
第四章 化学平衡－化学平衡常数
4-2 化学平衡常数
△fHmθ -505.8
-30.05 -393.509 KJ/mol
Smθ
167.4
121.3 213.74 J/mol·k
可求得: △rHmθ=82.24KJ/mol
△rSmθ=167.6J/mol·K
第四章 化学平衡－化学反应等温式
CO2的分压为: p=101.325×0.030％＝30Pa
Ag2CO3固体在110℃的烘箱中烘干时热分解反应的摩 尔吉布斯函数变为:
3 0.0079 0.0192 0.0257 0.00205 0.0133 0.0375 51.3
4
0
0 0.0400 0.00435 0.00435 0.0313 51.8
第四章 化学平衡－化学平衡常数
第四章化学平衡
第四章 化学平衡（一）主要公式及其适用条件1、 摩尔反应吉布斯函数变 ∑∆==∂∂Bm r B B ,)/(G v G p T μξ式中：p T G ,)/(ξ∂∂表示在T 、p 及反应系统组成恒定的条件下，反应系统的吉布斯函数随反应进度ξ的变化率。
此式适用于恒温、恒压及组成恒定的化学反应，当反应进度ξ=1 mol 时，反应系统的吉布斯函数变的计算。
2、 理想气体反应的标准平衡常数定义OO ∆mr defln G K RT ＝ 或 )/exp(m r RT G K OO ∆-=； ∏O O =BB B )/(v p p K式中：K O 称为标准平衡常数；O∆m r G 为指定温度T 的标准状态下，反应进行1 mol 反应进度时的吉布斯函数变，称为标准摩尔反应吉布斯函数变。
此式适用于理想气体或低压气体恒温反应的O ∆m r G 与K O 的相互换算。
3、K O 与Oc K 、K n 、K y 之间的关系∑O O ∑O O⎪⎪⎭⎫⎝⎛=⎪⎪⎭⎫⎝⎛=⎪⎪⎭⎫⎝⎛=∑∑BBB)g (/B v n v n v y V p RT K n p p K p p K K ∑⎪⎪⎭⎫ ⎝⎛=O O O Bv c p RT c K式中：p O =100kPa ，c O =1 mol ·dm -3；∏∏∏O O===BB BB BB B B B )/(,,v c v n v y c c K n K y K此式适用于理想气体或低压气体的恒温反应。
对于有理想气体参加的多相反应，在上述各表示工中，凝聚相同如同不存在一样，∑B v 也只包含反应式中气态物质的计量系数。
4、化学反应的等温方程 p J RT G G ln mr m r +∆=∆O其中∏O =BB B )/(v p p p J此式适用于理想气体、恒温、恒压及组成恒定，反应进度为1 mol 时吉布斯函数变的计算。
若W '=0，也可用J p 与K O 相比较来判断恒温、恒压反应的方向性和限度。
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化学平衡基本公式
浓度（气体）：
n C V总
转化率：
a
n已反应 n起始
100%
r Gm B f Gm,B
B
4.1.1 化学势与化学平衡
化学反应方向判据： 在等温、等压、w′=0的条件下，反应进度由ξ 变化到ξ+dξ
r Gm (3) r Gm (1) 2 r Gm (2)
r Gm (3)
K (1) K (3) [ K (2)]2
多重平衡规律 多重平衡规律就是两个方程式相加减 所得的新方程的平衡常数与两个方程式的 平衡常数的关系。 结论： 方程式相加，平衡常数相乘； 方程式相减，平衡常数相除; 方程式乘以n，平衡常数乘n次方。
p pNH3 pH2S
pNH3 p
pH 2S pFra bibliotek1 ( p / p )2 4
4.3 标准平衡常数的测定与计算
⑴ 标准平衡常数的测定
①物理方法: 直接测定与浓度或压力呈线性关
系的物理量，如折光率、电导率、颜色、光的
吸收、定量的色谱图谱和磁共振谱等， ②化学方法: 用骤冷、抽去催化剂或冲稀等方 法使反应停止，然后用化学分析的方法求出平 衡的组成。
Q越小，说明反应物的浓度越大，有利正向 进行，反之，有利于逆向。
相向应高 对进物中 活行的学 度，浓过 商原度： 变来有增 小是利加 了使正反 ！
催化剂的加入使得正逆反应速率都增加，且 改变的倍数相同，因此催化剂只能加快反应 速率，缩短反应时间，而不能改变化学平衡 向减不小强高 进弱一，，中 行这样浓体学 。种，度系过 改因增的： 变此加体增 的要倍积大 方向数减压
⑵ K 的理论计算
根据 K 的定义式
K e
rGm RT
只要能设法求得给定温度下的ΔrGm，
即可计算出该温度下的K。
rG B f H
θ m B
θ B,m
T B S
B
θ B,m
4.4 影响化学平衡因素
（1）影响化学平衡的因素：
改变这些因素都会使平 衡发生移动，总是向减弱这 种方向进行，最后达到新平 衡。
相关化学反应K⊙之间的关系
例如，求 C(s) CO2 (g) 2CO(g) 的平衡常数
(1) C(s) O2 (g) CO2 (g)
(2) CO(g) 1 O 2 (g) CO 2 (g) 2
r Gm (1)
r Gm (2)
(1) - 2×(2) 得（3）
(3) C(s) CO2 (g) 2CO(g)
θ
K
θ
pCO2 p
的分解压力。
pCO2
称为 CaCO3 (s)
对多相反应，其纯固体、纯液体组分的化学势与 标准态相同，故其活度项不出现在K 的表达式中。
θ
如果产生的气体不止一种，则所有气体压力的 总和称为分解压力。 例如： 分解压力 则标准平衡常数：
K
NH 4 HS(s) NH 3 (g) H 2S(g)
r H m 为定值时等压方程式的积分式
不定积分
ln K
r H C RT
m
定积分
K2 r Hm 1 1 ln ( ) K1 R T1 T2
定积分式常用来从已知一个温度下的平衡常数 求出另一温度下的平衡常数；不定积分式可以作图 求出焓变值。
课堂练习
例4-1 在903K及101.3Kpa下，使SO2和O2各1mol反应， 平衡时，使气体流出冷却，用碱液吸收SO3和SO2后， 在273K及101.3Kpa下测得O2体积为13.78dm3，计算该 氧化反应的平衡常数。
r G RT ln K
m
r Gm K exp( ) RT
K⊙称为标准平衡常数，它仅是温度的函数， 是无量纲的量。
θ r Gm r Gm RT ln Q
r Gm RT ln K RT ln Q
Q RT ln K
Q = K⊙ Q >K⊙ Q﹤K⊙ rGm = 0 rGm > 0 rGm < 0 平衡 逆向自发 自发
答案：B；D
4.2.2 使用标准平衡常数的注意事项
（1）理想气体：用分压商表示
( pG / p θ ) g ( pH / p θ ) h Kθ ( p A / p θ ) a ( pD / p θ ) d
（2）非理想气体： 用逸度商表示
( fG / p ) ( f H / p ) K ( f A / p θ )a ( f D / p θ )d
B B
g G a A
r Gm r G RT ln Q
θ m
相对活度商
上式称化学反应定温式或范特霍夫定温式
当体系达到平衡
r Gm G RT ln Q 0
G RT ln Q RT ln K
r m
r m
标准平衡常数：
K
g h aG a H a d a A aD
课堂练习
（1）当反应的Q＞ K⊙时（ ） B 反应向逆向进行 D 方向不能确定
A 反应向正向进行 C 当K很大时，反应向正向进行
（2）已知：①H2 + S =H2S K1⊙ ②S + O2===SO2 K2⊙ 则③H2 + SO2 == O2 + H2S的K3⊙ 为： A K1 +K2 B K1 -K2 C K 1· 2 K D K1/K2
本章重点、难点
重点：
（1）正确写出化学反应等温式。根据化学反应等温 式判断化学反应的方向。 （2）掌握标准平衡常数与温度的关系，并掌握标准 平衡常数的计算。
难点：
标准平衡常数与化学平衡的关系
4.1 化学反应的限度
化学平衡特点： 等（正逆反应速率相等） 定（浓度与质量分数恒定） 动（动态平衡） 变（条件改变，平衡发生变化）
作业
P99
3…..4…..5…..6…..8
因素
浓度
压强
温度
（2）温度对标准平衡常数的影响
rGm K exp( ) f (T ) RT
r H d ln K dT RT
m 2
化学反应等压方程式 ΔHm＞0 （吸热反应），T↑K ↑；T ↓ K↓ ΔHm＜0 （放热反应）， T↑ K↓； T ↓K ↑
G r Gm B B T , p B
＜0 反应向右进行 ＝0 反应达平衡 ＞0 反应向左进行
4.1.2 反应进度和反应限度的关系
4.2.1 化学反应定温方程式及平衡常数
定温、定压，任一化学反应 aA + dD gG + hH
h H d D
a a B B RT ln a a B B
θ θ g θ h
（3）理想溶液反应： 用摩尔分数表示。
x x K x x
θ
g G a A
h H d D
（4）理想稀溶液反应：可以用摩尔分数、相对物质 的量浓度或相对质量摩尔浓度表示。
x x K x x
θ
g h G H a d A D
（5）多相反应 参加反应的各组分处于不同相的化学反应。 CaCO3的分解反应 平衡时: CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)