第六章 化学平衡常数(2012.9)
化学平衡常数的概念及应用
化学平衡常数的概念及应用1.概念在一定温度下，当一个可逆反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数，用符号K 表示。
2.表达式对于反应m A(g)＋n B(g)p C(g)＋q D(g)，K ＝c p (C )·c q (D )c (A )·c (B )(固体和纯液体的浓度视为常数，通常不计入平衡常数表达式中)。
如(1)C(s)＋H 2O(g)CO(g)＋H 2(g)的平衡常数表达式K ＝c (CO )·c (H 2)c (H 2O )。
(2)Fe 3＋(aq)＋3H 2O(l)Fe(OH)3(s)＋3H ＋(aq)的平衡常数表达式K ＝c 3(H ＋)c (Fe )3.意义及影响因素(1)K 值越大，反应物的转化率越大，正反应进行的程度越大。
(2)K 只受温度影响，与反应物或生成物的浓度变化无关。
(3)化学平衡常数是指某一具体反应的平衡常数。
4.应用(1)判断可逆反应进行的程度。
(2)判断反应是否达到平衡或向何方向进行。
对于化学反应a A(g)＋b B(g)c C(g)＋d D(g)的任意状态，浓度商：Q ＝c c (C )·c d (D )c (A )·c (B )。
Q ＜K ，反应向正反应方向进行； Q ＝K ，反应处于平衡状态； Q ＞K ，反应向逆反应方向进行。
(3)判断反应的热效应：若升高温度，K 值增大，则正反应为吸热反应；若升高温度，K 值减小，则正反应为放热反应。
(1)平衡常数表达式中，可以是物质的任一浓度(×) (2)催化剂既能改变速率常数，也能改变化学平衡常数(×) (3)对于同一可逆反应，升高温度，则化学平衡常数增大(×) (4)增大反应物的浓度，平衡正向移动，化学平衡常数增大(×)(5)Cl 2＋H 2OHCl ＋HClO 的平衡常数表达式K ＝c (H ＋)·c (Cl －)·c (HClO )c (Cl 2)(×)1.在一定温度下，已知以下三个反应的平衡常数： 反应①：CO(g)＋CuO(s)CO 2(g)＋Cu(s) K 1 反应②：H 2(g)＋CuO(s)Cu(s)＋H 2O(g) K 2 反应③：CO(g)＋H 2O(g)CO 2(g)＋H 2(g) K 3(1)反应①的平衡常数表达式为____________。
化学反应的平衡常数计算方法和公式例题
化学反应的平衡常数计算方法和公式例题化学反应的平衡常数是指在恒定温度下，反应物和生成物之间的浓度之比的乘积。
平衡常数的大小决定了反应的方向和反应的强弱，因此对于化学反应的平衡常数的计算方法和公式掌握至关重要。
本文将介绍平衡常数的计算方法，并给出一些例题，帮助读者更好地理解。
1. 平衡常数的定义平衡常数(K)是指在给定温度下，在一个封闭的系统中，反应物浓度与生成物浓度之比的乘积。
对于一般化学反应的平衡常数表达式为：aA + bB ⇌ cC + dD则反应的平衡常数表达式为：K = [C]^c[D]^d / [A]^a[B]^b其中，[X]表示物质X的浓度。
2. 平衡常数的计算方法（1）根据已知量的浓度计算平衡常数：如果在平衡状态下，反应物和生成物的浓度已知，就可以直接根据反应式中的系数来计算平衡常数。
例如，对于以下反应：2NO2 ⇌ N2O4若已知反应物NO2和生成物N2O4的浓度分别为0.2mol/L和0.1mol/L，则平衡常数为：K = [N2O4] / [NO2]^2 = 0.1 / (0.2)^2 = 2.5（2）根据反应物和生成物的反应度计算平衡常数：反应度是指单位时间内反应物消耗或生成物产生的物质的量。
若反应物和生成物的反应度已知，则可以通过反应度来计算平衡常数。
例如，对于以下反应：N2 + 3H2 ⇌ 2NH3若已知速度常数k1、k2和速度v1、v2，其中k1、k2分别表示反应物和生成物在正向和反向反应的速度常数，v1、v2分别表示正向和反向反应的速度，则平衡常数为：K = (v2 / (v1)^2) * (1 / (k1 * k2))3. 平衡常数的单位平衡常数的单位取决于反应式中物质的浓度单位。
一般来说，如果浓度用摩尔浓度表示（mol/L），则平衡常数不带单位；如果浓度用摩尔分数表示，则平衡常数带有浓度单位。
4. 平衡常数的意义和应用平衡常数的大小决定了反应的方向和反应的强弱。
化学平衡常数
标准平衡常数 由范特霍夫等温方程：
当反应达到平衡状态时
3
标准平衡常数表达式
对于气相反应：
H2 (g) I2 (g) 2HI(g)
K
[ p(HI) / p ]2
[ p(H2 ) / p ][p(I2 ) / p ]
对于溶液中的反应：
Sn2+(aq)+2Fe3+(aq) Sn4+ (aq)+2Fe2+(aq)
［Xe］=1.5 a mol/L( 400 ℃) 250 ℃ n(Xe) ： n(F2) =(1.4+1.0+0.01) ：(1.0+0.02) 400 ℃ n(Xe) ： n(F2) =(1.5+1.0+0.01) ：(1.0+0.02)
27
②－① XeF2+F 2=XeF4 K(250 ℃)=1200 K(400 ℃)=5.5
1
K1= ［ Cl2（aq) ］/P Cl2= 5.83 ×10－2 /100×103=5.83 ×10－7 mol·L－1Pa －1 K2 = K3/ K1= 1.8 ×10－10/ 5.83 ×10－7 =3.09 ×10－4
22 竞赛试题 第5题 （6分）配制KI(0.100mol·L-1)–I2的水溶液，用0.100mol·L-1 Na2S2O3标准溶 液测得c(I2)＝4.85×10-3 mol·L-1。量取50.0mL KI-I2溶液和50.0mL CCl4置于分液 漏斗中振荡达平衡，分液后测知CCl4相中c(I2)＝2.60×10-3 mol·L-1。已知实验温 度下CCl4从水溶液中萃取I2的分配比为85 : 1。求水溶液中I2＋I¯＝I¯3的平衡常数。
化学反应的平衡常数计算式
化学反应的平衡常数计算式化学反应平衡常数是描述反应物浓度与生成物浓度间关系的一个重要指标。
它可以用来评估反应的位置以及反应的进行速率。
平衡常数的计算式基于化学反应的平衡状态，考虑到各反应物和生成物的浓度。
平衡常数可以根据化学方程式中各物质的摩尔比例来计算。
当一个化学方程式的平衡状态被达到时，反应物和生成物之间的浓度比例将保持不变。
平衡常数可以通过以下的计算式得出：Kc = [C]^c [D]^d / [A]^a [B]^b在上述计算式中，A、B、C和D分别代表了化学反应中的反应物和生成物，a、b、c、d表示各物质的摩尔系数，[A]、[B]、[C]和[D]表示各物质的浓度。
需要注意的是，平衡常数计算式中只考虑了各物质的浓度，并且仅适用于无单位的浓度。
方程式中的各物质的摩尔系数可以通过化学反应方程式获得。
平衡常数的计算式也可以写作Kp，用来表示气体的压力。
具体来说，平衡常数的计算式有以下几个步骤：1. 确定化学反应方程式，并确定方程式中反应物和生成物的摩尔系数。
2. 确定测量方法，可以通过实验测量浓度或者压力。
3. 代入方程式中相应的数值。
4. 计算平衡常数的数值。
例如，对于以下的化学反应方程式：2A + 3B ⇌ 4C + 2D平衡常数计算式为：Kc = [C]^4[D]^2 / [A]^2[B]^3如果在实验中发现在平衡状态下，[A] = 0.1 mol/L，[B] = 0.2 mol/L，[C] = 0.3 mol/L，[D] = 0.4 mol/L，代入计算式可以得到：Kc = (0.3^4)(0.4^2) / (0.1^2)(0.2^3) = 1.8这意味着在该反应中，生成物的浓度高于反应物的浓度，表明正向反应占据主导地位。
并且，数值大于1表明在平衡状态下生成物的浓度更高。
通过计算平衡常数，可以对化学反应的方向和倾向性作出评估。
如果平衡常数远大于1，表明正向反应占绝对主导，而如果远小于1，表明反向反应占绝对主导。
化学化学平衡常数
化学化学平衡常数化学平衡常数化学平衡常数是描述化学反应进行到平衡时化学计量物质浓度之比的一个重要指标，它在化学平衡方程中起到非常关键的作用。
本文将探讨化学平衡常数的定义、计算方法以及对化学反应的影响等方面的内容。
一、化学平衡常数的定义化学平衡常数是指在一定温度下，当化学反应达到平衡时，平衡体系中各组分摩尔浓度的乘积与反应物摩尔浓度的乘积之比的值。
根据平衡体系，平衡常数可以表示为Keq。
对于一般的反应方程式：aA + bB ⇌ cC + dD其中a、b、c、d分别表示反应物和生成物的系数，Keq就可以用下面的表达式来表示：Keq = [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的摩尔浓度。
二、化学平衡常数的计算方法在实际计算中，通常需要考虑化学反应的浓度单位。
当浓度单位为摩尔/升时，化学平衡常数表示为乘积浓度（C）除以活度单位（a）。
如果浓度单位为摩尔/升，化学平衡常数表示为浓度（C）的次方。
化学平衡常数可以通过实验测量来确定。
当已知某一反应体系在特定温度下达到平衡时，可以测量各组分的浓度，然后根据平衡常数的定义进行计算。
在计算过程中，需要注意测量误差的影响，尽可能提高实验数据的准确性。
三、化学平衡常数对化学反应的影响化学平衡常数是描述反应物与生成物在平衡态中浓度比例的指标，它对化学反应的进行有很大的影响。
1. 影响反应的方向：根据化学平衡常数的大小，可以判断反应是向正向进行还是向逆向进行。
当Keq大于1时，反应偏向生成物的方向；当Keq小于1时，反应偏向反应物的方向；当Keq等于1时，反应达到平衡。
2. 影响反应速率：在反应物浓度给定的情况下，化学平衡常数与反应速率息息相关。
反应速率快的反应通常具有较大的化学平衡常数，而反应速率慢的反应则具有较小的化学平衡常数。
3. 影响化学平衡位置：当改变反应体系中的某一参数，如温度、压力或浓度等，均会对化学平衡常数产生影响。
化学平衡常数 课件
解析：反应Ⅰ，温度升高，A的转化率降低，说明化学平衡向逆 反应方向移动，则正反应为放热反应，ΔH<0，在温度一定时， 增大压强，化学平衡向正反应方向移动，A的平衡转化率应增 大，则p2>p1，A不正确；由反应Ⅱ的图示可知T1>T2，温度升高 时n(A)减少，说明平衡向正反应方向移动，故正反应为吸热反 应，ΔH>0，B不正确；对于反应Ⅲ若为放热反应，C的平衡体积 分数减小时，平衡向逆反应方向移动，则T2<T1，反之亦然，C正 确；同理对于反应Ⅳ，若ΔH<0，则A的平衡转化率减小，应在 一定压强下升温，即T1>T2，D不正确。 答案：C
精析：平衡时X的转化率为
0.1 mol/L－0.05 mol/L 0.1 mol/L
×100%＝
50%，A选项正确；根据表格中X、Y、Z浓度的变化值：(0.1
mol/L－0.05 mol/L)∶(0.2 mol/L－0.05 mol/L)∶(0.1 mol/L－0
mol/L)＝1∶3∶2，可推出反应为X＋3Y 2Z，K＝
c2Z cX·c3Y
＝
0.12 0.05×0.053
＝1
600，故B选项正确；平衡常数只
与温度有关，C选项错误，D选项正确。
答案：C
探究2：化学平衡的有关计算——“三段式”的分析法 如何应用？
1．模式 mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)
起始量 a
b
0
0
变化量 mx
nx
px qx
平衡量 a－mx b－nx
在25 ℃时，密闭容器中X、Y、Z三种气体的初始浓度 和平衡浓度如下表：
物质 初始浓度/mol·L－1 平衡浓度/mol·L－1
X
平衡常数的概念及计算方法
平衡常数的概念及计算方法平衡常数是化学反应在达到平衡时各组分浓度的比值的指数表示。
它是研究化学反应平衡状态的重要工具，可以用来描述反应的倾向性和反应的平衡浓度分布。
平衡常数的计算方法有多种，下面将介绍常用的计算平衡常数的方法。
一、概念在讨论平衡常数之前，首先需要明确平衡状态的概念。
平衡状态是指化学反应达到一种动态平衡，此时反应物和生成物之间的反应速率相等，系统呈现稳定的状态。
平衡常数(Kc)是在给定温度下，反应物浓度和生成物浓度的比值的指数表示。
平衡常数的表达式可以根据反应方程式得到，比如对于一般的化学反应aA + bB → cC + dD，平衡常数表达式为：Kc = [C]^c[D]^d / [A]^a[B]^b其中方括号表示浓度，上标表示物质的摩尔系数。
二、计算方法1. 罗格里斯法罗格里斯法又称平衡量法，是最基本的计算平衡常数的方法。
假设反应中有n个摩尔之物，可以通过平衡的系统计算出各组分浓度之比。
根据物质的摩尔系数，得到平衡常数的表达式。
2. 比例法比例法也是一种常用的计算平衡常数的方法。
通过比较反应物和生成物的浓度之比，可以得到平衡常数的值。
首先需要确定一个参考物质，然后根据其摩尔系数和浓度求得其他物质的浓度，最后代入平衡常数表达式计算。
3. 线性逼近法线性逼近法是一种近似计算平衡常数的方法。
通过根据已知条件和一些近似假设，将反应浓度表达式转化为线性表达式，从而得到平衡常数的估计值。
这种方法适用于当反应达到平衡时，某些物质的浓度非常小，可以忽略不计。
4. 减法法和代数法减法法和代数法是计算平衡常数的常用方法之一。
它们通过平衡反应前后的浓度差异来计算平衡常数的值。
减法法将反应前后浓度差异代入平衡常数表达式，并使用相关的数学方法求解。
代数法通过代数运算将浓度差异化简为平衡常数的表达式。
总结：平衡常数是研究化学反应平衡状态的重要工具，它可以描述反应的倾向性和反应的平衡浓度分布。
计算平衡常数的方法有罗格里斯法、比例法、线性逼近法、减法法和代数法等。
化学平衡常数
如果反应系统为一封闭系统，且反应在无非体 积功的条件下进行，则当ΣBvBμB＜0时，反应 可自动正向进行；当ΣBvBμB＞0时，反应反向 自动进行；当ΣBvBμB＝0时，系统达到化学平 衡状态。上述式中μB为反应系统在任一给定状 态下物质B的化学势。 定义 ，A称为化学反应的亲和势。 化学平衡的条件即为A＝0。 已经处于化学平衡的系统，如果环境条件发生 变化，则系统的平衡状态被破坏，系统的组成 发生变化，系统在新的条件下达到一个新的平 衡状态，这种情况称为平衡的移动。
§3.
浓度(concentration)对 化学平衡的影响
Байду номын сангаас
对于任意一化学反应，在等温下其自由 能变为：△rGm=RT㏑(Q/K) 如果反应商Q=K ， △rGm =0，反应达到平 衡态。如果增加反应物的浓度，将使 Q<K ，则 △rGm <0，即原有平衡将被破坏， 反应将自发正向进行，直到使Q=K ，反 应建立了新的平衡为止。反之，如果增 加生成物的浓度或减小反应物的浓度， 将导致Q> K ， △rGm >0，反应将逆向自 发进行，直至建立新的平衡为止。
温度、压力、惰性气体等因素的改变都可能引起 平衡的移动。简单描述为： ①只限一定条件下的可逆反应. ②正反应速率等于逆反应速率. ③反应混合物中各组成成分的摩尔分数或体积分 数保持不变. ④由正反应开始或从逆反应开始都可达到同一平 衡. ⑤已达平衡的系统,若稍改变条件(如浓度、温度、 压强等)则平衡立即被破坏,需重新建立新的平 衡
第六章 化学平衡常数
1. 化学平衡状态 2. 平衡常数 3. 浓度对化学平衡的影响 4. 压力对反应速率的影响 5. 温度对化学平衡的影响
§1. 化学平衡状态 (state of chemical equilibrium)
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2、化学平衡状态的特点：
（1）等温、封闭系统是前提。只有在等温条件下，封闭 系统中进行的可逆反应，才能建立化学平衡，这是建立 平衡的前提。
（2）自由能变等于零是平衡建立的实质条件。从动力学 上讲就是正逆反应的速率相等。
（3）平衡时各物质的浓度不变（不随时间改变）是建立 平衡的标志，平衡是封闭系统中可逆反应的最大限度。
和CO的平衡转化率。
解：
CO(g) + Cl2 (g)
开始c(mol·L-1) 0.0350
0.0270
COCl 2(g) 0
开始p/kPa
108.5
83.7
0
变化p/kPa
-(83.7-x) -(83.7-x)
(83.7-x)
平衡p/kPa
24.8+x
x
(83.7-x)
Kθ
[
pCOCl2 / pθ pCO/ pθ ][ pCl2
3. 计算平衡时各物种的组成
例：反应 CO(g)+Cl2 (g)
COCl 2(g) 在等温
等容条件下进行。 已知 373K 时K θ = 1.5 108。反应开始
时，c0(CO) = 0.0350mol·L-1, c0(Cl2) =0.0270mol · L-1, c0(COCl2) = 0。计算373K下，反应达到平衡时各组分的分压
相对的意义是：相对于标准态数值的倍数。 例: 浓度 [A] = 5mol·dm-3
故相对浓度和相对分压都是没有单位的量。平衡时, 相对浓度和相对分压不随时间而变化。
对一般反应: aA(aq) + bB(aq) —— gG(aq) + hH(aq)
对气相反应: aA(g) + bB(g) —— gG(g) + hH(g) 对于复相反应: CaCO3(s) —— CaO(s) + CO2(g) 注意: 纯固体、纯液体看作1，可以不写入平衡常数表达式中
6-5 温度对化学平衡的影响
6-1 化学平衡状态
6-1-1 化学平衡 6-1-2 勒沙特列原理
6-1-1 化学平衡
一. 化学反应的可逆性：
在同一条件下（如温度、压力等），一个化学反应既 可按反应方程式从左向右进行，也可从右向左进行,这样的 反应称为可逆反应。
热力学假行的反应称为正反应， 从右向左进行的反应称为逆反应。
Le Chatelier原理适用于处于平衡状 态的体系，也适用于相平衡体系。
注意：正确使用勒沙特列原理
（1）并不是改变任何条件，化学平衡都会移动，而 只有改变维持平衡的条件，平衡才会移动。 （2）勒沙特列原理指明的只是平衡移动的方向，并 没有说明移动的结果可以完全抵消这种引起平衡破坏 的因素而使平衡恢复到原来的状态。 （3）勒沙特列原理只是说明热力学的自发趋势，是 一种可能性。 （4）勒沙特列原理不是进行定量计算的方程，不能 首先判断系统是否处于平衡状态。
6.2 平衡常数
6-2-1 标准平衡常数 6-2-2 实验平衡常数 6-2-3 偶联反应的平衡常数
6-2-1 标准平衡常数
范特霍夫等温方程
气相系统 气相和溶液相系统
溶液相系统
可见，标准平衡常数是以平衡浓度或平衡分压分别 除以各自标准态的数值为基础（即得平衡时的相对 浓度或相对分压）求得的平衡常数。
p(Cl2) = 2.3 10-6 kPa p(COCl2) = 83.7 kPa
（4）化学平衡是相对的、有条件的动态平衡。当外界因 素改变时，正逆反应速率发生变化，原有平衡将受到破 坏，直到建立新的平衡。
6-1-2 勒沙特列原理
1848年，法国无机化学家巴黎大学教 授Le Chatelier 提出：
如果改变维持化学平衡的条件（浓度、 压力和温度），平衡就会向着减弱这种 改变的方向移动。
例： 求 2NO2(g) = N2O4(g) 298K 时的Kθ?
对于K的说明：
（1）K q 是无量纲的； （2）K q 是温度的函数；
（3）K θ 值与方程式的写法相关，方程式 写法不同，平衡常数不同； （4）固体、溶剂等（纯物质）不写在平 衡常数表达式中！
标准平衡常数的应用
1. 判断反应的进行程度
一般来说，任何化学反应都有一定程度的可逆性。表 示为：
aA + bB
cC + dD
但是，不同的化学反应的可逆性的程度相差很大。
CO2 + H2O Ag+ ＋I-
KClO3
H2CO3
AgI
KCl + O2 可看作不可逆反应
即使是同一反应，在不同条件下，表现的可逆性也不同。
600-1000℃占绝对优势 O2 + H2 4000-5000℃占绝对优势H2O
K愈大，反应进行得愈完全; K愈小，反应进行得愈不完全; 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(典型的可 逆反应。)
2. 预测反应的进行方向
J(反应商)作为反应进行方向的判 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。
第6章 化学平衡常数
Chapter 6 Equilibrium constant
本章要求
1. 建立化学平衡常数的概念。 2. 掌握反应产率或反应物转化为产
物的转化率的计算。 3. 学会讨论浓度、分压、总压和温
度对化学平衡的影响。。
内容提要
6-1 化学平衡状态 6-2 平衡常数 6-3 浓度对化学平衡的影响 6-4 压力对化学平衡的影响
反应的可逆性是化学反应的普遍特征。正是由于可逆反应的 存在，在一定条件下必然导致化学反应最终达到平衡。
二. 化学平衡及其特点
1、化学平衡状态
化学平衡状态是一个热力学概念，是指系统 内发生的化学反应既没有向正向进行的自发 性，又没有向逆向进行的自发性时的一种状 态。
在化学反应达到平衡时，反应物和生成物 的浓度或者分压都不再随时间延长而改变。 由此可知，平衡状态是在一定条件下化学反 应进行的最大限度。
/
pθ ]
83.7 - x/100 1.5108
24.8 x x
100 100
因为Kq很大, x 很小,
假设 83.7-x ≈ 83.7，24.8+x ≈ 24.8
83.7100 1.5108 24.8x
x 2.310-6
平衡时: p(CO) = 24.8 kPa