大学化学平衡的计算
化学平衡是什么它的计算方法有哪些
化学平衡是什么它的计算方法有哪些化学平衡是指化学反应在一定条件下达到的稳定状态。
这个平衡状态中反应物和生成物的浓度保持恒定，而且反应速率正好和反向反应速率相等。
这个平衡状态的存在让我们可以更好地理解和控制化学反应。
化学平衡符号表达式的形式为：aA + bB ⇄ cC + dD。
在这个化学反应中，A和B是反应物，C和D是生成物。
而a、b、c、d分别是它们的化学计量数。
在化学反应达到平衡时，它的反应物和生成物开始按一定比例转化，直到它们的比例和稳定的固定值相等。
这些稳态比值，也就是活性质量分数，可以使用质量作为单位。
在计算化学平衡反应时常用的活性质量分数公式是：Kc = （[C]^c *[D]^d）/（[A]^a *[B]^b），其中Kc是平衡常数，上标代表每种物质的化学计量数，Kc越大则生成物占据平衡反应中比例越大。
我们还可以通过活度系数来推导平衡常数。
活度系数是一个能够代表理想溶液和非理想溶液中平衡常数的无量纲系数。
活度系数通常由溶质和溶剂的摩尔分数、压强、温度等物理性质来计算。
我们可以运用Van Laar方程式和Debye-Huckel方程式，以及其他各种方程式，来证明活度系数的准确性。
除了使用上述平衡常数和活度系数公式来计算化学平衡，还可以通过质量平衡，热力学函数和元素平衡的方法来计算。
其中，质量平衡是指在一个化学平衡反应中物质质量不变的原理；热力学函数是指确定一个化学平衡反应方向的熵和焓；元素平衡是指确定在化学反应中元素的总量，因为元素数量通常起到平衡方程的稳定作用。
最后，一个化学平衡反应的计算方法，还可以涉及它的热力学、动力学和平衡常数等相关特性。
但是，无论使用哪种计算方法，我们必须要注意反应物和生成物的质量平衡，以及它们的活度系数。
这样，我们才能更好地理解并控制反应过程，从而在工业和实验室中实现目标。
化学平衡的计算
转化： mx nx
px qx
平衡：a - mx b - nx px qx
⑵基本关系
①反应物：平衡浓度＝起始浓度－转化浓度 生成物：平衡浓度＝起始浓度＋转化浓度
化学平衡的相关计算
②转化率α
转
化 (率 )起 转
化浓度 始 浓 10% 度 0
③气体的平均分子量
M m总 n总
MVm
化学平衡的相关计算
④ 几点定律
（1） 2 mol SO2和 1 mol O2相当于2 mol SO3. 故C=2mol
(2) 平衡（Ⅰ） 起始量（mol)
平衡（Ⅱ）
起始量（mol)
2SO2 + O2
2
1
0.5
b
转化量（mol) 1.5
一边倒后的总
起始量（mol)
2
故：b=1-0.75=0.25
0.75 1
C =1.5
2SO3 0
c 1.5 0
(2) 平衡（Ⅰ） 起始量（mol)
平衡（Ⅱ）
起始量（mol)
2SO2 + O2
2
1
a
b
转化量（mol) c
c/2
一边倒后的总
起始量（mol)
2
1
故：a+c=2 , b + c/2 = 1
2SO3 0
c c 0
练习6：t℃时，将3 mol A和 1 mol B气体通入体积
为2 L的密闭容器中（容积不变），发生如下反应：
X＋2Y 2Z达到平衡时，若它们的物质的量 满足：n（X）＋n（Y）＝n（Z），则Y的转 化率为（ B ）
A．a5b10% 0 C．2(5ab)10% 0
B．2(ab)10% 0
化学平衡的相关计算
化学平衡的相关计算化学平衡是指在化学反应中，反应物转化为产物的速度与产物转化为反应物的速度达到平衡的状态。
在化学平衡中，反应物和产物的浓度以及温度都是重要的因素，通过这些因素可以进行相关的计算。
本文将介绍化学平衡的相关计算方法。
一、化学平衡常数的计算方法化学平衡常数是描述化学平衡位置的物理量，用K表示。
对于一般的化学反应：aA+bB↔cC+dD反应物的浓度的分子数乘积除以产物的浓度的分子数乘积的比值，即可得到化学平衡常数K：K=([C]^c[D]^d)/([A]^a[B]^b)其中，[C]、[D]、[A]、[B]分别表示产物C、D和反应物A、B的浓度。
二、反应浓度的计算反应物和产物的浓度是进行化学平衡计算的重要因素。
根据反应物和产物的摩尔化学计量关系以及它们在平衡状态下的浓度，可以计算出平衡反应物和产物的浓度。
三、平衡常数的影响因素与计算1.温度：随着温度的升高，化学反应速率会增加，使得平衡位置发生变化。
根据反应热力学原理，可以利用反应焓变和温度的关系，计算出在不同温度下的平衡常数。
ΔG=ΔH-TΔS其中，ΔG表示反应的标准自由能变化，ΔH表示反应的标准焓变，T表示温度，ΔS表示反应的标准熵变。
2.压力：对于涉及气体的反应，可以通过改变压力来影响平衡位置。
根据Le Chatelier原理，当反应物和产物中有气体参与反应时，压力增大会使平衡位置向低压方向移动，反之亦然。
根据反应物和产物的分压与平衡常数的关系，可以计算出平衡常数与压力之间的关系。
3.浓度：根据浓度与平衡常数之间的关系，可以计算出化学平衡位置与浓度之间的关系。
当反应物或产物的浓度发生变化时，根据Le Chatelier原理，平衡位置会发生变化，使得浓度变化的方向尽量减小。
四、平衡计算实例以下为一个平衡计算的实例：反应为：2SO2(g)+O2(g)↔2SO3(g)假设在其中一温度下，反应物SO2和O2的初始浓度分别为0.2mol/L，产物SO3的初始浓度为0.1mol/L，求平衡浓度以及平衡常数。
化学平衡的相关计算
混合气体完全燃烧生成CO2和H2O,所需氧
气的物质的量是（ ）
练习
amolN2与bmolH2混合，要一定条件下
反应达到平衡，生成了cmolNH3，则NH3
在平衡体系中质量分数为
。
例题
差量法
1体积SO2和3体积空气混合后在450℃以 上通过V2O5催化剂发生反应。若同温同压 下测得反应前后混合气体的密度比为0.9：
A
）。
A．②③
B．②④
C．①③
D．①④
练习
某温度下，在密闭容器中发生如下反应: 2A（g） 2B（g）＋C（g），若开始 A气体，达平衡时，混合 时只充入2mol
气体的压强比起始时增大了20％，则平衡
时A的体积分数为
。
练习
在一定体积的密闭容器中放入3L气体R和 5L气体Q，在一定条件下发生反应： 2R（g）+5Q（g） 4X（g）+nY（g）反
应完全后，容器温度不变，混合气体的压强 是原来87.5%，则化学方程式中的n值是（ ）
A
A．2
B．3
C．4
D．5
例题——守恒法
mmolC2H2跟nmolH2在密闭容器中反
②转化率α
转化浓度 转化率 ( ) 100% 起始浓度
③气体的ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ均分子量
m总 M n总
M Vm
化学平衡的相关计算
④ 几点定律 a、如果保持P、T不变： 则气体的体积比等于物质的量之比，即 则气体的密度比等于摩尔质量之比，即
V1 n1 V2 n2
1 M 1 2 M 2
练习
在一密闭容器中，aA（g) bB（g）达平衡 后，保持温度不变，将容器体积增加一倍，当达 到新的平衡时，B的浓度是原来的60%，则( ) A．平衡向正反应方向移动了 B．物质A的转化率减少了 C．物质B的质量分数增加了 D．a>b
2-2有关化学平衡的基本计算及等效平衡问题
例题: 在等温，等容条件下有下列反应： 2A(g)＋2B(g) C(g)＋3D(g)。现分 别从两条途径建立平衡：Ⅰ.A和B的起始 浓度均为2mol/L；Ⅱ.C和D的起始浓度 分别为2mol/L和6mol/L。下列叙述正 确的是( )
(A)Ⅰ和Ⅱ两途径最终达到平衡时，体系内 混合气的体积分数不变
2、等效平衡的分类
(1)恒温、恒容条件下的等效平衡
可逆反应里，在恒温、恒容条件下，只 改变起始时加入的物质的量，根据化学 计量系数换算成同一方面的反应物或生 成物时，与原起始量相同，则为等效平 衡。
(2)在等温、等容条件下，对于反 应前后气体的总物质的量不变的 可逆反应，只要反应物(或生成物) 的物质的量之比与起始态相等， 则为等效平衡。属于(1)的特例
(A) 原 混 合 气 体 的 体 积 为 1.1V (B)原混合气体的体积为1.2V (C)反应达到平衡时，气体A消耗了0.2V (D)反应达到平衡时，气体B消耗了0.2V
9、Fe(NO3)2溶液是浅绿色，其中存在下列平衡： Fe2＋＋2H2O=== Fe(OH)2＋2H＋往该溶液中 逐滴加入盐酸，发生的变化( ) AC (A)平衡向逆反应方向移动 (B)平衡向正反应方向移动 (C)溶液由浅绿色变为黄色
(B)Ⅰ和Ⅱ两途径最终达到平衡时，体系内 混合气的物质的量浓度不变
(C)达平衡时，Ⅰ途径的反应速率VA等于Ⅱ 途径的反应速率VB (D)达平衡时，第Ⅰ条途径混合气体密度为 第Ⅱ途径混合气体密度的1/2
选A D
(3)定温、定压条件下的等效平衡
在T、P相同的条件下，改变起始加入 量，只要按可逆反应的化学计量数换算成 平衡式同一边，物质的量之比与原平衡相 同，则为原平衡等效。
在定温和定容的密闭容器中发生反应: 2HI(g) H2 (g)+I2 (g)按下列关系充入气 体 (1)充入2molHI (2)充入4molHI (3)充入3mol H2和3mol I2 (g)
有关化学平衡的计算
有关化学平衡的计算
根据Le Chatelier原理和反应系数，可以通过计算来确定化学平衡的相关参数。
下面将介绍一些常见的计算方法。
1. 平衡常数的计算
平衡常数（Keq）是评估化学平衡程度的重要参数。
它可以通过已知反应物和生成物浓度的比值来计算，公式如下：
Keq = [生成物A]^a * [生成物B]^b / [反应物X]^x * [反应物Y]^y
其中，a、b、x、y分别表示反应物和生成物的摩尔系数。
2. 反应物和生成物浓度的计算
当已知反应物和生成物的摩尔数和平衡常数时，可以通过计算来确定它们的浓度。
[生成物A] = [反应物X]^x * [反应物Y]^y / ([生成物B]^b / Keq)^(1/a)
[反应物X] = ([生成物A]^a * [生成物B]^b / Keq)^(1/x) / [反应
物Y]^(y/x)
3. 平衡位置的判断
根据平衡常数的大小，可以判断化学反应在平衡位置上的偏离
程度。
当Keq接近于1时，反应处于平衡位置；当Keq大于1时，反应向生成物方向偏离；当Keq小于1时，反应向反应物方向偏离。
4. 影响化学平衡的因素
除了已知的浓度和平衡常数，还有其他因素可以影响化学平衡
的位置。
温度是最重要的因素之一，根据Le Chatelier原理，温度
升高会促使可逆反应向反应物或生成物方向偏移，而温度降低则会
导致相反的偏移。
除了温度，压力和催化剂也可以影响化学平衡。
以上是关于化学平衡计算的简要介绍，希望对您有所帮助。
有关化学平衡的计算
有关化学平衡的计算一. 化学平衡计算公式对于可逆反应：1、各物质的变化量之比＝方程式中相应系数比2、反应物的平衡量＝起始量－消耗量生成物的平衡量＝起始量＋增加量表示为（设反应正向进行）：起始量（mol） a b c d变化量（mol）x（耗）（耗）（增）（增）平衡量（mol）3、反应达平衡时，反应物A（或B）的平衡转化率（%）说明：计算式中反应物各个量的单位可以是mol/L、mol，对于气体来说还可以是L或mL，但必须注意保持分子、分母中单位的一致性。
4、阿伏加德罗定律及阿伏加德罗定律的三个重要推论。
①恒温、恒容时：，即任何时刻反应混合气体的总压强与其总物质的量成正比。
②恒温、恒压时：，即任何时刻反应混合气体的总体积与其总物质的量成正比。
③恒温、恒容时：，即任何时刻反应混合气体的密度与其反应混合气体的平均相对分子质量成正比。
5、混合气体的密度6、混合气体的平均相对分子质量的计算。
①其中M（A）、M（B）……分别是气体A、B……的相对分子质量；a%、b%……分别是气体A、B……的体积（或摩尔）分数。
②7、化学平衡计算的技巧性较强，在平时的学习过程中要加强解题方法的训练，力争一题多解。
解题中常用的方法有：①差量法②极端假设法③守恒法④估算法等。
练习1 0.02molCO与0.02mol水蒸气在2L密闭容器里加热至1200℃经2min达平衡，生成CO2和H2，已知V（CO）=0.003mol／（L·min），求平衡时各物质的浓度及CO的转化率。
2 一定条件下，在密闭容器内将N2和H2以体积比为1∶3混合，当反应达平衡时，混合气中氨占25％（体积比），若混合前有100mol N2，求平衡后N2、H2、NH3的物质的量及N2的转化率。
3. X 、Y 、Z 为三种气体。
把a molX 和b molY 充入一密闭容器中。
发生反应X ＋2Y 2Z ，达到平衡时，若它们的物质的量满足：n (X) +n (Y)=n (Z)，则Y 的转化率为 ( )A.%1005⨯+b aB.%1005)(2⨯+bb a C.%1005)(2⨯+b a D. %1005⨯+aba 4.体积相同的甲、乙两个容器中，分别都充有等物质的量的SO 2和O 2，在相同温度下发生反应：2 SO 2+O 2 2 SO 3，并达到平衡。
化学反应平衡的计算方法
化学反应平衡的计算方法化学反应的平衡是指反应物转化为生成物的速率与生成物转化为反应物的速率相等的状态。
平衡条件可以通过计算来确定，而这涉及到一些基本的计算方法。
本文将介绍化学反应平衡的计算方法。
1. 化学平衡方程式的写法在计算化学反应平衡之前，首先需要写出化学平衡方程式。
平衡方程式应根据实验数据确定，并注意平衡反应的摩尔比例。
例如，对于以下反应：A +B ⇌C + D平衡方程式可以写作：aA + bB ⇌ cC + dD2. 平衡常数的计算平衡常数（K）是表示反应品和生成物浓度之比的定量指标，定义为各物质活度的乘积和各物质浓度的乘积之比。
平衡常数的计算公式为：K = ([C]^c * [D]^d) / ([A]^a * [B]^b)其中，[A]、[B]、[C]和[D]分别表示反应物A、B以及生成物C和D的浓度。
3. 浓度单位的选择在计算平衡常数时，需要选择适当的浓度单位。
常用的浓度单位包括摩尔/升和摩尔分数。
4. 幂次法和数值法的应用计算平衡常数时，一种常用的方法是幂次法。
幂次法基于平衡常数与反应物浓度之间的关系。
通过将反应物浓度的幂次依次分配给平衡常数的分子和分母，可以得到反应物浓度与平衡常数之间的关系式，从而解出平衡常数的值。
另一种常用的方法是数值法。
数值法基于数值计算和逼近技巧，通过连续调整反应物浓度的取值，使得平衡常数计算结果逼近实验测定值。
5. 平衡常数的应用平衡常数在化学反应中具有重要作用。
通过平衡常数的大小，可以判断反应向前或向后进行的趋势，从而预测反应的方向和速率。
当平衡常数大于1时，反应向生成物方向进行；当平衡常数小于1时，反应向反应物方向进行。
此外，平衡常数还可以用于计算给定反应条件下的反应物和生成物浓度。
通过已知条件和平衡常数，可以建立方程组求解反应物和生成物的浓度值。
总结：化学反应平衡的计算方法主要涉及化学平衡方程式的写法、平衡常数的计算、浓度单位的选择以及幂次法和数值法的应用。
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
第4 章化学平衡常数'4.1 写出下列各反应的标准平衡常数表达式和实验平衡常数表达式：( 1 ) 2SO 2(g) + O 2(g) = 2SO 3 (g)( 2 ) NH 4HCO(s)= NH 3(g)+CO 2(g)+H 2O(g) ( 3 ) CaCO 3(s) = CO 2(g)+CaO(S) ( 4 ) AgO=2Ag(s)+ l/2O 2(g) ( 5 ) CO 2(g)= CO 2(aq)( 6 ) Cl 2(g) + H 2O(l)=H +(aq) + Cl －(aq) + HClO(aq)( 7 ) HCN(aq)= H +(aq) + CN －(aq)( 8 ) Ag 2CrO 4(s) = 2Ag +(aq) + CrO 42－(aq)( 9 ) BaSO 4(s) + CO 32－－(aq)= CaCO 3(s) + SO 42－(aq)( 10 ) Fe 2+(aq) + 1/4O 2(g) + 2 H +(aq)= Fe 3+(aq)+ H 2O(l)解：(1) K ()()()2223/SO SO O p p p p p p θθθ⎡⎤⎡⎤⎡⎤=⋅⎢⎥⎢⎥⎢⎥⎢⎥⎢⎥⎢⎥⎣⎦⎣⎦⎣⎦排版注意：请将符号Θ改为θ下同。
()2222()()/p SO SO O K p p p =⋅(2) K 322()()()NH CO H O p p p p p p θθθ=⋅⋅ 322()()()p NH CO H O K p p p =⋅⋅(3) K2()CO p pθ=2()p CO K p =(4) K 21/2()O p p θ⎡⎤=⎢⎥⎣⎦2()p O K p =(5) K22()()/CO CO c p cpθθ=22()()/CO CO K c p =(6) K 2()()()/ClH Cl HClO c c p c c c c pθθθθ+-=⋅⋅ 2()()()/HClO Cl H Cl K c c c p +-=⋅⋅(7) K ()()()/CN H HCN c c c c c c θθθ-+⎡⎤=⋅⎢⎥⎢⎥⎣⎦()()()/c HCN H CN K c c c +-=⋅(8) K 242()()CrO Ag c c c c θθ-+⎡⎤=⋅⎢⎥⎢⎥⎣⎦ 242()()c A g C r O K c c +-=⋅ (9) K 2234()()/CO SO c c c cθθ--= 2243()()/c SO CO K c c --= (10) K 32221/2()()()()/O Fe Fe H c c c p c c p c θθθθ+++⎡⎤⎡⎤=⋅⋅⎢⎥⎢⎥⎢⎥⎣⎦⎣⎦ K实验3221/22()()()()/O Fe Fe H c c p c +++=⋅⋅评注：除非固体为混合物而且活度系数不等于1 ，在化学平衡中又会发生变化，否则在平衡常数表达式中没有固体。
4.2已知反应ICl(g) = l/2I 2(g) + l/2Cl 2(g)在25℃时的平衡常数为K =2.2 ×10－3试计算下列反应的平衡常数：(1) ICl(g) = l/2I 2(g) + l/2Cl 2(g) (2) l/2I 2(g) + l/2Cl 2(g)= Cl(g) 解：(1) K ’ =( K )2=(2.2 ×10－3)2=4.8×10－6(2) K ’=( K )－1=(2.2 ×10－3)－1=4.5×1024.3下列反应的K p 和K c 之间存在什么关系？( 1 ) 4H 2(g)+Fe 3O 4(s)=3Fe (s) + 4H 2O(g) ( 2 ) N 2(g)+3H 2(g)=2NH 2 (g) ( 3 ) N 2O 4=2NO 2 解：根据()vpc K K RT ∑=44231221(1)()(2)()()(3)()p c cp c c p c c K K RT K K K RT K RT K K RT K RT-----====== 4.4 实验测得合成氨反应在500℃的平衡浓度分别为：[H 2]=1.15mol·dm －3，[N 2]=0.75 mol·dm －3，[NH 3]=0.261 mol·dm －3求标准平衡常数K 、浓度平衡常数K c 以及分别用Pa 为气体的压力单位和用bar 为气体的压力单位的平衡常数K p 解：根据p=cRT22111()() 1.158.3147737391H H p c RT mol L L kPa mol K K kPa ---==⋅⋅⋅⋅⋅⋅=同理：2()(3)42801677N NH p kPa p kPa ==，23322()()()/p NH p H p N K p p pθθθθ⎡⎤⎡⎤=⋅⎢⎥⎢⎥⎣⎦⎣⎦25167773914820/ 1.4810101.325101.325101.325kPa kPa kPa K kPa kPa kPa θ-⎡⎤⎡⎤⎡⎤=⋅=⨯⎢⎥⎢⎥⎢⎥⎣⎦⎣⎦⎣⎦[][][]()()()22132223311220.261 5.98101.150.75c mol L NH K mol L H N mol L mol L -----⋅===⨯⋅⋅⋅ ()()()()()()221123332225231677() 1.4510()()7391482016.77 1.451073.9148.20p kPa p NH K Pa p H p N kPa kPa bar bar bar bar ----===⨯==⨯答：标准平街常数K 为1.48×10－5浓度平衡常数为戈为1.45×10－11Pa －2，压力平街常数1.45×10－11Pa －2或1.45×10－5bar －2．评注：此题的计算结果表明，以101325Pa 为标准压力的标准平衡常数与以Pa 或bar 为单位的压力平衡常数在数值上是不同的；以Pa 为单位的压力平衡常数和以bar 为单位的压力平衡常该在数值上也是不同的若取1bar 为标准压力．则标准平衡常数将与以bar 为单位的压力平衡常数在纯数上是相同的，但前者的量纲与后者的量纲不同。
4.5已知HCN = H + + CN －K 1=4.9×10－10NH 3 + H 2O=NH 4+ +OH －K 2=1.8×10－5. 求反应NH 3 + HCN= NH 4++ CN －的平衡常数K θ。
解：()()()10512143 4.910 1.8100.8821.010K K K K θθθθ---⨯⋅⨯⋅===⨯答：反应平衡常数K 为0.882 .4.6 反应CO(g)+H 2O(g)= CO 2 (g) +H 2(g)在749K 时的平衡常数K = 2. 6 ．设(l)反应起始时CO和H 2O 的浓度都为l mol·dm －3 。
(没有生成物，下同); ( 2 )起始时CO 和H 2O 的摩尔比为1：3 ，求CO 的平衡转化率。
用计算结果来说明勒沙特列原理。
解： ( l ) CO(g) + H 2O(g) = CO 2 (g) + H 2(g)起始浓度(mol · L －1 )： 1 1 0 0 平衡浓度(mol · L －1 )： (1－x ) (1－x ) x x2222()()()()2/ 2.6(1)H O CO H CO c c c c x K c c c c x θθθθθ=⋅⋅==- 解得，x ＝0.62故CO 的平衡转化率＝110.26100%62%1mol L mol L--⋅⨯=⋅ ( 2 ) ( l ) CO(g) + H 2O(g) = CO 2 (g) + H 2(g)起始浓度(mol · L －1 )： 1 3 0 0 平衡浓度(mol · L－1)： (1－3x) (1－x) x x222.6(13)x K x θ==- 解得，x ＝0.86这时CO 的平衡转化率＝110.86100%86%1mol L mol L--⋅⨯=⋅ 答： ( l)反应起始CO 和H 2O 的浓度都为l mol·dm －3时，转化率为62 %：(2) CO 和H 2O 的摩尔比由1；1 变为1：3 ，相当于增加反应物的浓度，平衡向增加生成物浓度方向移动。
评注：对于气相平衡，标准平衡常数应按气体的压力求得，但对于本压的反应，反应前后气体的总量是不变的，有K c ＝K p 的关系式，因此，可直接按平衡浓度求取K .4.7 将SO 3固体置于一反应器内，加热使SO 3气化并令其分解，测得温度为900K ，总压为p θ时，气体混合物的密度为p = 0.925g/dm －3，求SO 3的(平衡)解离度α . 解：PV=nRT → PM=ρRT气体混合物的平均分子量M=Ρrt/P=0.925g ·dm －3·8.314 dm 3·KPa·mol －1·900K/101.325Kpa=68.3 g ·mol －1SO 3 → SO 2 + O 2起始浓度(mol ·dm －3 )： 1 0 0 平衡浓度(mol ·dm －3 )： (1－x ) x x 平均分子量80(1)64320.568.3(1)0.5x x xM x x x⋅-+⋅+⋅==-++解得，x ＝0.342故330.324100%32.4%1mol dm mol dmα--⋅=⨯=⋅ 答：SO 3的(平衡)解离度是34.2%。
4.8 已知反应N 2O 4(g)=2NO 2(g)在308K 下的标准平衡常数K 为0.32 ．求反应系统的总压p 和2 p . N 2O 4的解离度及其比。
用计算结果说明勒沙特列原理。
解： 当总压为p 时，242()()N O NO p p p θ+=……………………①2242()()/0.32NO N O p p K p p p θθθθ⎡⎤==⎢⎥⎣⎦…… ② 由①、② 可得：242()()0.43,0.57N O NO p p p p θθ==又由n c V RTρ== 22()3()3110.430.0170.08206308NO NO atmc mol dm RTdm atm mol K Kρ---===⋅⋅⋅⋅⋅2424()3()3110.570.0230.08206308N O N O atmc mol dm RTdm atm mol K Kρ---===⋅⋅⋅⋅⋅ 现设N 2O 4的起始浓度为x mol · L －1，平衡时有a mol · L －1．的N 2O 4转化为NO 2N 2O 4NO 2起始浓度(mol · L －1)： x 0平衡浓度(mol · L －1 )： (x －a) 2a 由此可得：x －a=0.023. 2a=0.017 解得，x =0.031 ，a=0.0084110.0084100%27.1%0.03mol L mol L --⋅⨯=⋅同理，当总压为2 p ．时，可算出解离度为50.6%，方法同上．答：系统总压为p 时，N 2O 4的解离度为27.1 % ：当总压为2 p 时，解离度为50 . 6 % ; 其比是1.38．这是一个体积增大的反应，根据勒沙特列原理，压力增大体积减少时，平衡会向体积增大的方向移动，结果N 2O 4的解离度变大．4.9 为使Ag 2O 在常温下分解，真空泵需将氧的分压降至多大？ 解：查表知：Δf G (Ag 2O)＝－11.2 kJ• mol －1Δr G m ＝0－０－（－11.2kJ• mol －1）＝11.2 kJ• mol －1 ｅK ＝exp[]ｅ＝exp[]＝0.0109()21/2()/O K p p θθ=即2()0.0109(/101325)O p Pa =，解得，2()O p = 12Pa答：12 Pa 是氧化银分解反应在常温下达到平衡时氧气的分压(即“平衡分压”)，因此，需将氧的分压降至12Pa 以下，氧化银在常温下才会分解。