第5节 温度对平衡常数的影响
化学平衡平衡常数与温度的关系
化学平衡平衡常数与温度的关系在化学反应中，当反应物转变为生成物时，会达到一个平衡状态。
而化学平衡的平衡常数描述了反应物和生成物的浓度与化学反应达到平衡时的关系。
平衡常数与温度密切相关，下面将详细探讨平衡常数与温度之间的关系。
1. 平衡常数的定义平衡常数用于表示气体、溶液或固体反应达到平衡时，反应物和生成物浓度之间的比例。
平衡常数的定义如下：对于一般的平衡反应：aA + bB ⇌ cC + dD其平衡常数表示为：Kc = [C]^c × [D]^d / [A]^a × [B]^b其中，[A]、[B]、[C]和[D]分别表示反应物A、B和生成物C、D的浓度，a、b、c、d分别表示平衡反应中对应物质的个数。
2. 平衡常数与温度的关系平衡常数与温度密切相关，根据化学动力学理论，温度变化会对化学反应速率产生影响，从而改变平衡常数。
一般来说，当温度升高时，平衡常数会发生变化。
2.1 温度升高时平衡常数的变化根据Le Chatelier原理，当温度升高时，平衡常数的值会发生变化，且变化的方向取决于反应的热力学性质。
对于吸热反应：A +B ⇌C + heat随着温度的升高，系统吸收的热量增多，平衡常数会增大。
因此，温度升高有助于吸热反应的进行。
对于放热反应：A +B ⇌C + heat随着温度的升高，系统释放的热量增多，平衡常数会减小。
因此，温度升高有助于放热反应的进行。
2.2 温度的影响取决于反应方向温度对平衡常数的影响取决于反应的方向。
根据Arrhenius方程，对于放热反应，温度升高会使平衡常数变小，而对于吸热反应，温度升高会使平衡常数变大。
同时，反应的热力学性质也会影响温度对平衡常数的变化。
对于放热反应，其平衡常数K会随温度升高而减小，而催化反应则更为复杂，对温度的响应不仅与反应的热力学性质有关，还与催化剂本身的性质有关。
3. 温度对平衡常数的定量关系在一定温度范围内，平衡常数与温度之间有定量的关系，常用的定量关系包括Van't Hoff方程和Arrhenius方程。
大学《无机化学》知识点总结
无机化学第一章：气体第一节：理想气态方程1、气体具有两个基本特性：扩散性和可压缩性。
主要表现在：⑴气体没有固定的体积和形状。
⑵不同的气体能以任意比例相互均匀的混合。
⑶气体是最容易被压缩的一种聚集状态。
2、理想气体方程：nRT PV = R 为气体摩尔常数，数值为R =8.31411--⋅⋅K molJ3、只有在高温低压条件下气体才能近似看成理想气体。
第二节：气体混合物1、对于理想气体来说，某组分气体的分压力等于相同温度下该组分气体单独占有与混合气体相同体积时所产生的压力。
2、Dlton 分压定律：混合气体的总压等于混合气体中各组分气体的分压之和。
3、(0℃=273.15K STP 下压强为101.325KPa = 760mmHg = 76cmHg)第二章：热化学第一节：热力学术语和基本概念1、 系统与环境之间可能会有物质和能量的传递。
按传递情况不同，将系统分为： ⑴封闭系统：系统与环境之间只有能量传递没有物质传递。
系统质量守恒。
⑵敞开系统：系统与环境之间既有能量传递〔以热或功的形式进行〕又有物质传递。
⑶隔离系统：系统与环境之间既没有能量传递也没有物质传递。
2、 状态是系统中所有宏观性质的综合表现。
描述系统状态的物理量称为状态函数。
状态函数的变化量只与始终态有关，与系统状态的变化途径无关。
3、 系统中物理性质和化学性质完全相同而与其他部分有明确界面分隔开来的任何均匀部分叫做相。
相可以由纯物质或均匀混合物组成，可以是气、液、固等不同的聚集状态。
4、 化学计量数()ν对于反应物为负，对于生成物为正。
5、反应进度νξ0)·(n n sai k et -==化学计量数反应前反应后-，单位：mol第二节：热力学第一定律0、 系统与环境之间由于温度差而引起的能量传递称为热。
热能自动的由高温物体传向低温物体。
系统的热能变化量用Q 表示。
若环境向系统传递能量，系统吸热，则Q>0；若系统向环境放热，则Q<0。
第6章 化学平衡常数
5.158kJ／mol，求相应温度下的平衡常数。
由于标准自由能是温度的函数，因而平衡 常数也是温度的函数。温度不同，同一个反应 的平衡常数是不同的。反之，温度不变，平衡 常数不变.
对于气相反应：
H 2 (g) I 2 (g)
2HI(g)
2
[ p (HI ) / p ] K [ p ( H 2 ) / p ][ p (I 2 ) / p ]
或
r Gm T - RT ln
Kθ J
【应用】由Q与Kθ 的相对大小来判断反应进行的方向
J < K 时，反应正向进行， 此时 rG m < 0 ；
J > K 时，反应逆向进行， 此时
J = K 时，反应达到平衡， 此时
rGm > 0 ；
rGm = 0 。
反应商判据：
J<K J=K J>K 反应正向进行； 系统处于平衡状态； 反应逆向进行。
已知SO2和O2的初始浓度分别为0.040mol/L和
0.10mol /L。如达平衡，有80%的SO2转化为SO3，
求平衡时各种气体的浓度及KC。
6-4 压强对化学平衡的影响 分压对平衡的影响： 如果保持温度、体积不变，增大反应物的分 压或减小生成物的分压，使J减小，导致J<K ， 平衡向正向移动。反之，减小反应物的分压或增 大生成物的分压，使J增大，导致J> K ，平衡向 逆向移动。
对于溶液中的反应：
Sn2+(aq)+2Fe3+(aq)
4
Sn4+ (aq)+2Fe2+(aq)
2 2
[c(Sn /c )][ c(Fe /c )] K 2 3 2 [c(Sn /c )][ c(Fe /c )]
物理化学平衡教案
物理化学平衡教案【篇一：物理化学lesson17-18 化学平衡】第五章化学平衡5.1-5.3 复习及补充没有达到平衡的化学反应，在一定条件下均有向一定方向（平衡状态）进行的趋势，随着反应的进行，过程推动力逐渐减小，最后下降为零，这是反应达到最大限度，反应系统的组成不再改变，于是达到化学平衡状态。
这表明反应总是向着平衡状态变化，达到化学平衡状态，反应就达到了限度。
因此，只要找出一定条件下的化学平衡状态，求出平衡组成，那么化学反应的方向和限度问题就解决了。
化学平衡指动态平衡；反应并没有停止；正反应速率等于逆反应速率一、复习1) 化学反应的等温方程以及标准平衡常数； 2) 摩尔反应吉布斯函数与化学反应亲和势判断。
恒压及非体积功为零时化学反应进行的推动力。
5)a 0化学反应能自发进行a = 0产物及反应物处于平衡状态a 0不可能自发进行且其逆反应会自发进行下真实气体、液态混合物及液态溶液中的化学反应。
b转化率。
平衡时反应物转化成产物的百分数。
二、补充5.2,p164理想气体反应平衡常数的不同表示方法1) 平衡常数的表示形式有多种，上节课介绍的标准平衡常数没有量纲，而平衡常数有时具有一定的量纲。
k?＝(pl/p?)l(pm/p?)m/(pa/p?)a(pb/p?)b＝?(pb/p?) ? b (1) 式中?b表示参加反应各物质的计量数，对于，上式可化为压力无关。
2) 由于理想气体的分压与系统压力有下列关系：pb=pxb xb为各物质平衡时的物质的量分数。
注意：kp 、kx是气相反应的经验平衡常数。
3) xb=nb/n总，nb为各物质平衡时的物质的量。
将此式代入(5)式可得：【讲解】式中由于物质的量nb与pb 、xb不同，不具有浓度的内涵，因此，kn不是平衡常4) kp 、kx、kn与标准平衡常数的关系：k?＝kp = kx = kn 5.4 温度对标准平衡常数的影响化学平衡是在一定条件下的相对平衡，一旦该平衡条件改变，平衡就要发生移动。
第二章 第3节 化学平衡带答案
第三节 化学平衡第1课时 化学平衡状态一、可逆反应与不可逆反应 1．可逆反应(1)概念：在相同条件下，既向正反应方向进行又向逆反应方向进行的反应。
(2)表示方法：约定采用“”表示，把从左向右的反应称为正反应，从右向左的反应称为逆反应。
例如：SO 2与H 2O 反应可表示为SO 2＋H 2OH 2SO 3。
(3)特征：可逆反应发生的条件相同，反应不能进行到底，反应物不能实现完全转化，反应体系中，与化学反应有关的各种物质共存。
2．不可逆反应有些反应的逆反应进行程度太小因而可忽略，把几乎完全进行的反应叫不可逆反应，用“===”号表示。
例如：Ba 2＋＋SO 2－4===BaSO 4↓。
1．判断正误：(1)可逆反应是指在同一条件下能同时向正逆两个方向进行的反应。
(√) (2)Cl 2与水的反应是不可逆反应。
(×)(3)NH 3和HCl 生成NH 4Cl 与NH 4Cl 分解生成NH 3和HCl 互为可逆反应。
(×) (4)可逆反应中反应物的转化率能达到100%。
(×)[探究释疑] 可逆反应的特征(1)双向性：可逆反应分为方向相反的两个反应：正反应和逆反应。
(2)双同性：正逆反应在相同条件下是同时进行的。
(3)共存性：反应物和生成物共存于同一体系中，反应物的转化率小于100%。
(4)能量转化类型相反；若正反应放热，则逆反应吸热。
(5)完全不可逆的反应没有，只是某些反应中逆反应进行的程度太小而忽略。
例1、下列各组两个反应互为可逆反应的是( )C ①2H 2＋O 2=====点燃2H 2O 与2H 2O=====电解2H 2↑＋O 2↑②H 2SO 4(浓)＋2HBr===2H 2O ＋Br 2＋SO 2↑与Br 2＋SO 2＋2H 2O===2HBr ＋H 2SO 4 ③2NO 2===N 2O 4与N 2O 4===2NO 2 ④2SO 2＋O 22SO 3与2SO 32SO 2＋O 2A ．①②B ．②③C ．③④ D.．②④例2、在一定容积的密闭容器中进行反应：N 2(g)＋3H2(g)2NH3(g)。
化学反应的平衡常数变化因素
化学反应的平衡常数变化因素化学反应的平衡常数是描述化学反应系统平衡状态的重要物理量，它可以反映反应物和生成物之间的浓度关系。
化学反应的平衡常数K是在一定温度下反应物浓度与生成物浓度之比的恒定值。
然而，有许多因素可以影响化学反应的平衡常数，从而改变反应的平衡位置。
本文将探讨几个重要的化学反应平衡常数变化因素。
1. 温度变化温度是影响化学反应平衡常数的重要因素之一。
根据热力学原理，当反应伴随有放热过程时（ΔH<0），温度的升高会导致平衡常数的减小，即平衡位置向反应物的一侧移动。
相反，当反应伴随吸热过程时（ΔH>0），温度的升高会导致平衡常数的增大，即平衡位置向生成物的一侧移动。
因此，通过控制反应温度，可以调节反应平衡的位置。
2. 压力和体积变化对于气体反应，压力的变化会影响反应物和生成物的浓度，进而改变反应的平衡常数。
根据Le Chatelier原理，当增加气体的压力时，反应会倾向于产生体积较小的物质，以抵消压力增加所带来的影响；相反，当减小气体的压力时，反应会倾向于产生体积较大的物质。
因此，通过调节反应的压力和体积，可以改变反应的平衡常数。
3. 反应物浓度变化反应物浓度的改变也会对反应平衡的位置产生影响。
当增加某一个反应物的浓度时，反应会倾向于消耗这种多余的反应物，以达到新的平衡状态；相反，当减小某一个反应物的浓度时，反应会倾向于生成这种缺乏的反应物。
因此，通过控制反应物的浓度，可以调节反应的平衡位置。
4. 催化剂的存在催化剂是一种能够加速反应速率但不参与反应的物质。
催化剂的存在可以改变反应过渡态能量，从而影响反应的平衡常数。
催化剂可以降低反应的活化能，使得反应更容易发生，在给定反应条件下改变平衡位置。
催化剂的添加可以增加反应产物的产率，从而提高反应的效率。
综上所述，化学反应的平衡常数受多种因素的影响，包括温度变化、压力和体积变化、反应物浓度变化以及催化剂的存在。
通过调节这些因素，可以改变反应的平衡位置，从而实现对反应过程的控制。
04化学热力学初步.
第四章化学热力学初步学时：6化学热力学这部分知识将来在《物理化学》课程中要详细学，本章我们只是简要地介绍化学热力学的一些基本概念和公式，并会应用热力学中的一些结论解决无机化学反应中的一些问题。
第一节引言一.热力学热力学是讨论反应过程中能量相互转变规律的一门科学。
化学热力学主要从能量的角度来研究化学反应，并总结出规律。
方向从能量的角度研究化学反应限度化学热力学研究的范围能量变化速度（下章讲）比如：C石墨→C金刚石很难，很长时间不能实现转化。
后来，通过热力学手段解决这一难题，可以加热．加压．加催化剂（15000atm．高温）。
在学习热力学内容之前，必须首先了解一下热力学中常用术语。
二．热力学常用术语1.体系和环境例如：一杯水可把水作为体系，体系是我们研究的对象(指的是宏观物质)。
其它烧杯．空气作为环境，也可环境：体系以外的其它部分。
把水和烧杯作为体系。
根据体系和环境的关系，热力学体系又分为三种：①敞开体系：体系与环境之间既有物质交换，又有能量交换。
②封闭体系：体系与环境之间没有物质交换，只有能量交换。
③孤立体系：体系与环境之间既无物质交换，也无能量交换。
例如：把一个内盛有一定量热水的烧瓶作为体系，则此体系为敞开体系。
因为它既有水分子逸入空气中（环境），又和环境交换能量。
如果用塞子把瓶密闭起来，则此体系就成为封闭体系。
因为这时和环境只有热量交换。
假如再把所用的烧瓶改用保温瓶，则此体系就成为孤立体系。
理论上，理想气体可近似看成孤立体系。
2．状态和状态函数一个体系的状态可由它的一系列物理量来确定。
例如，气体的状态可由压力．体状态：某一条件下体系具有的性质。
那么决定体系状态的物理量叫状态函数积．温度等参数来决定，如果其中一个或多个参数发生改变时，体系的状态就发生了改变即由一种状态转变为另一种状态。
状态函数的特征：①体系状态一定，状态函数有一定值。
②体系状态变化时，状态函数的变化只取决于体系的初始状态和终止状态，与变化途径无关。
《物理化学Ⅲ》(80学时)课程大纲
《物理化学Ⅲ》课程教学大纲根据2015版化工类本科培养计划英文课程名称：Physical Chemistry I课程编号：B043022总学时：80总学分：5先修课程：高等数学、概率与统计、大学物理、无机化学、分析化学、有机化学等适用专业：应用化学、化学工程、制药、材料、材化、生物、生技、食品、轻化工等开课单位：化学工程学院 物理化学教研室执笔人： 审校人：一、课程教学内容绪论物理化学课的目的和基本内容；学习物理化学的要求及方法；物理化学量的表示及运算：物理量的表示；对数中的物理量；量值计算。
第一章 气体的P V T 关系第一节 理想气体的状态方程理想气体状态方程；理想气体模型；摩尔气体常数。
第二节 理想气体混合物混合物的组成；理想气体状态方程对理想气体混合物的应用；道尔顿定律；阿马加定律。
第三节真实气体的液化与临界参数液体的饱和蒸气压；临界参数；真实气体的m V p -图及气体的液化。
第四节 真实气体的状态方程真实气体的m V p -图及波义尔温度；范德华方程；维里方程；其他重要方程举例。
第五节 对应状态原理及普遍化压缩因子图压缩因子；对应状态原理；普遍化压缩因子图。
第二章 热力学第一定律第一节热力学基本概念及术语系统和环境；状态和状态函数；过程和途径。
第二节 热力学第一定律功；热；热力学能；热力学第一定律。
第三节 恒容热、恒压热及焓恒容热；恒压热；焓；H Q U Q P v ∆=∆=,两关系式的意义。
第四节 摩尔热容热容；气体恒容变温过程；气体恒压变温过程；凝聚态物质变温过程。
焦尔实验；焦尔实验的讨论；理想气体的热力学能；理想气体的焓。
第五节 相变焓相变焓；相变焓与温度的关系。
第六节化学反应焓化学计量数；反应进度；摩尔反应焓；标准摩尔反应焓。
第七节标准摩尔反应焓反应焓的计算由标准摩尔生成焓及由标准摩尔生成焓计算标准摩尔反应焓；标准摩尔燃烧焓及由标准摩尔燃烧焓计算标准摩尔反应焓；标准摩尔反应焓随温度的变化—基希霍夫公式；恒容反应热与恒压反应热之间的关系；燃烧和爆炸反应的最高温度。
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一、范特霍夫方程
d ln K r H m 2 dT RT H 当反应吸热， r m 0，如果升高温度，则
Kθ增大，反应向右边移动；
r Hm 0，如果升高温度，则 当反应放热，
Kθ减少，反应向左边移动；
二、
r Hm 为定值时பைடு நூலகம்特霍夫方程的积分式
a
例题：习题23、
在高温下，水蒸气通过灼热煤层反应生成水煤气：
C(s) H2O(g) H2 (g) CO(g)
已知在1000K及1200K时，Kθ 分别为2.472及
37.58。
(1)求算该反应在此温度范围内的 Δr Hθ ； m
(2) 求算1100K时该反应的K θ。
作业：习题25，习题27，习题29
K2 r H m ln K1 R
定积分式：
1 1 T T 1 2
不定积分式： ln K r H m C
RT
二、
r Hm 为温度的函数时范特霍夫方程的积分式
1 1 ln K (T ) ln T bT cT 2 I RT R 2R 6R
H 0
a
1 1 2 r Gm (T ) H 0 IRT aT ln T bT cT 3 2 6
ln K r Gm / RT
def
1 1 ln K (T ) ln T bT cT 2 I RT R 2R 6R
H 0