无机化学-化学平衡的移动
《无机化学》第三章 化学反应的方向和化学平衡
f Gθm(稳定单质) 0
4.标准摩尔吉布斯自由能变
r
G
θ m
：
KJmol-1
⑴定义：标准状态下，反应进度为1mol时反
应的吉布斯自由能变称为该反应 的标
准摩尔吉布斯自由能变。
通式：mA + nB pC + qD
rGm i f Gm (生成物) i f Gm (反应物)
p f Gm (C) q f Gm (D) m f Gm ( A) n f Gm (B)
5.694 213.8 197.7
r
H
m
2 (110.5)
(393.5)
172.5(kJ
mol1)
r
S
m
2 197.7
213.8
5.694
175.9(J
mol1
K
1 )
r
G
θ m
r Hθm
TrSθm
172 .5 (900 273 .15) 175 .910 3
33.86(KJ mol 1)
恒温恒压只做体积功条件下：
△rGm < 0 △rGm = 0 △rGm >0
反应自发进行 反应处于平衡状态 正反应不能自发进行，但逆反 应能自发进行
3.标准摩尔生成吉布斯自由能 f Gθm : KJmol-1
⑴定义：标态下，由稳定单质生成1mol某物质时 反应的标准摩尔吉布斯自由能变称为 该物 质的标准摩尔生成吉布斯自由能。
1.反应前后气体分子数不相等的反应△n≠0
例：N2O4(g)
2NO2(g)
一定温度下达平衡时：
K
( pNO2 p N 2O4
p )2 p
增加压力到原来的2倍：
大专无机化学教案化学平衡
大专无机化学教案-化学平衡第一章：化学平衡概述1.1 学习目标了解化学平衡的定义及重要性掌握化学平衡的表示方法理解平衡常数的概念及意义1.2 教学内容化学平衡的定义及实例化学平衡的表示方法：反应物与物的浓度比平衡常数的计算及应用1.3 教学活动引入实例，引导学生思考化学平衡的概念讲解化学平衡的表示方法，让学生通过实际例子理解练习计算平衡常数，巩固学生对平衡常数的理解1.4 作业与评估习题：计算平衡常数并解释结果小组讨论：探讨平衡常数在不同条件下的变化第二章：平衡移动原理2.1 学习目标理解平衡移动原理的概念掌握勒夏特列原理的应用能够分析外界条件变化对平衡的影响2.2 教学内容平衡移动原理的定义及勒夏特列原理勒夏特列原理的应用：浓度、温度、压力的变化实际例子：酸碱平衡的移动2.3 教学活动讲解平衡移动原理及勒夏特列原理，引导学生理解其应用通过实际例子，让学生分析外界条件变化对平衡的影响小组讨论：探讨勒夏特列原理在不同情况下的适用性2.4 作业与评估习题：应用勒夏特列原理分析平衡移动小组项目：设计实验，验证勒夏特列原理第三章：酸碱平衡3.1 学习目标理解酸碱平衡的概念及重要性掌握酸碱平衡的表示方法及计算理解pH值的概念及计算方法3.2 教学内容酸碱平衡的定义及实例酸碱平衡的表示方法：酸碱浓度比pH值的定义及计算方法3.3 教学活动引入实例，引导学生思考酸碱平衡的概念讲解酸碱平衡的表示方法，让学生通过实际例子理解练习计算pH值，巩固学生对pH值的理解3.4 作业与评估习题：计算pH值并解释结果小组讨论：探讨pH值在不同条件下的变化第四章：氧化还原平衡4.1 学习目标理解氧化还原平衡的概念及重要性掌握氧化还原平衡的表示方法及计算理解电位的概念及计算方法4.2 教学内容氧化还原平衡的定义及实例氧化还原平衡的表示方法：氧化剂与还原剂的浓度比电位的定义及计算方法4.3 教学活动引入实例，引导学生思考氧化还原平衡的概念讲解氧化还原平衡的表示方法，让学生通过实际例子理解练习计算电位，巩固学生对电位的理解4.4 作业与评估习题：计算电位并解释结果小组讨论：探讨电位在不同条件下的变化第五章：沉淀溶解平衡5.1 学习目标理解沉淀溶解平衡的概念及重要性掌握沉淀溶解平衡的表示方法及计算理解溶解度的概念及计算方法5.2 教学内容沉淀溶解平衡的定义及实例沉淀溶解平衡的表示方法：沉淀与离子的浓度比溶解度的定义及计算方法5.3 教学活动引入实例，引导学生思考沉淀溶解平衡的概念讲解沉淀溶解平衡的表示方法，让学生通过实际例子理解练习计算溶解度，巩固学生对溶解度的理解5.4 作业与评估习题：计算溶解度并解释结果小组讨论：探讨溶解度在不同条件下的变化第六章：化学平衡的实验技术6.1 学习目标掌握化学平衡实验的基本操作技能学会使用精密仪器进行平衡实验能够分析实验数据，验证平衡常数6.2 教学内容平衡实验的基本操作：溶液的配制、滴定等精密仪器的使用：滴定管、pH计等实验数据分析：误差分析、数据处理6.3 教学活动演示平衡实验的基本操作，指导学生进行实际操作讲解精密仪器的使用方法，让学生通过实际操作熟悉仪器分析实验数据，让学生掌握数据处理的方法6.4 作业与评估实验考核：操作精密仪器，完成平衡实验第七章：化学平衡在工业中的应用7.1 学习目标理解化学平衡在工业中的重要性掌握化学平衡在工业中的应用实例能够分析工业过程中平衡条件的优化7.2 教学内容化学平衡在工业中的应用实例：合成氨、硫酸工业等平衡条件的优化：Le Chatelier原理的应用工业过程的模拟与优化7.3 教学活动讲解化学平衡在工业中的应用实例，让学生理解其在工业中的重要性分析平衡条件的优化，让学生学会应用Le Chatelier原理模拟工业过程，让学生掌握过程优化方法7.4 作业与评估习题：分析工业过程中平衡条件的优化案例分析：分析实际工业过程中的平衡问题，提出优化方案第八章：化学平衡的现代研究方法8.1 学习目标了解化学平衡的现代研究方法掌握化学平衡的计算与模拟方法了解化学平衡实验技术的最新发展8.2 教学内容化学平衡的计算方法：分子模拟、量子化学计算等化学平衡的实验技术：核磁共振、质谱等化学平衡的研究软件与应用8.3 教学活动讲解化学平衡的计算与模拟方法，让学生了解其原理与应用演示化学平衡实验技术的实际操作，让学生熟悉其应用介绍化学平衡研究软件，让学生了解其功能与使用方法8.4 作业与评估习题：应用化学平衡计算方法解决实际问题第九章：化学平衡与生活9.1 学习目标理解化学平衡在日常生活中的重要性掌握化学平衡在生活中的应用实例能够分析生活中的平衡问题9.2 教学内容化学平衡在生活中的应用实例：饮食、健康等生活中的平衡问题：环境保护、资源利用等化学平衡在生活中的实际意义9.3 教学活动讲解化学平衡在生活中的应用实例，让学生理解其在日常生活中的重要性分析生活中的平衡问题，让学生学会应用化学平衡的知识讨论化学平衡在生活中的实际意义，让学生关注化学平衡与社会发展的关系9.4 作业与评估习题：分析生活中的平衡问题第十章：化学平衡的综合应用10.1 学习目标掌握化学平衡的综合应用能力能够分析复杂体系中的平衡问题了解化学平衡在科学研究中的前沿应用10.2 教学内容复杂体系中的平衡问题：多相体系、生物体系等化学平衡在科学研究中的应用实例：材料科学、环境科学等化学平衡的前沿应用与发展趋势10.3 教学活动分析复杂体系中的平衡问题，让学生掌握解决实际问题的能力讲解化学平衡在科学研究中的应用实例，让学生了解其在前沿领域的应用讨论化学平衡的发展趋势，让学生关注科学发展的动态10.4 作业与评估习题：分析复杂体系中的平衡问题重点和难点解析1. 教学内容的深度与广度：教案中涵盖了化学平衡的基本概念、原理、应用以及实验技术等多个方面。
无机化学第4章 化学平衡
若H生enr成i L物eCh的ât浓elie度r （或分压）比原平衡点增大，平衡向左
(1850-1936)
（逆反应方向）移动；
吕·查得里（Le Chatelier）原理或平衡移动原理：改变平 衡条件之一时，平衡系统就向削弱这一改变的方向移动。
第4章 化学平衡
§4.1 可逆反应和化学平衡 §4.2 平衡常数 §4.3 化学平衡的移动 §4.4 水溶液中的化学平衡
4.1 可逆反应和化学平衡
可逆反应（reversible reaction）：在同一条件下，
既能向一个方向进行，又能向相反方向进行的反
应称为可逆反应。
例如：aA+bB
dD+eE
v正
Q
Pxx Y y PAa Bb
Q<K；反应正向进行 Q=K；反应平衡 Q>K；反应逆向进行
例4：在某温度时，将2 mol O2、1 mol SO2 和 8 mol SO3 气体混合加入10 L的容器中，已知反应的平衡常数 Kc=100，问下列反应将向何方进行？
解：该反应方程为 2SO2 (g) O2 (g) 2SO3 (g)
多重平衡规则要点
一个平衡反应乘以系数q，其平衡常数K变为Kq ，就 是新平衡反应的平衡常数。q可为整数，也可为分数。
正逆反应的平衡常数互为倒数；
如果一个反应中可以表示为两个或更多个反应之和， 则总反应的K等于同温度时各反应的平衡常数的乘积 如：反应（3）=反应（1）+反应（2）K3 K1 K2
又如：H2还原Fe3O4的反应，如在密闭的容器中进 行，Fe3O4只能部分转变为Fe，若把生成的H2O不 断从反应体系中移去，Fe3O4就可以全部变为Fe：
无机化学2章-化学反应的方向,速率与限度
0
0
90.25
191.5 205.03 210.65
第2章 化学反应的方向、速率和限度
解：
⑴ N2(g) + 3H2(g) = 2NH3(g)
r
H
m
2
(46.11)
92.22(kJ
mol1
)
rSm 2192.3 (191.5 3130.57)
198.6(J K1 mol1)
对
r
H
m
即：系统有自动趋向于增大混乱度的倾向 为了描述体系混乱度, 定义了一
个新的物理量: 熵 (entropy，符号 S):
量度体系内部质点混乱度的物理量
体系混乱度越大，熵值越大。
第2章 化学反应的方向、速率和限度
熵值大小与其组成、结构、状态和物质的量等有关
Solid
Liquid
熵值大小规律：
Gas
⑴ 同一物质：S气＞ S液＞ S固 ⑵ 同一物态：S（复杂分子） ＞ S（简单分子）
⑶ S（高温）＞ S（低温）
⑷ S（低压气体） ＞ S（高压气体）
第2章 化学反应的方向、速率和限度
2. 化学反应的熵变 （1）标准摩尔熵的确定
0K时，一个完整无损的纯净晶体，其组分粒子(原 子、分子或离子)都处于完全有序的排列状态，因此， 可以认为：纯物质完整有序晶体在0 K时的熵值为 零。即
S0（完整晶体）= 0
第2章 化学反应的方向、速率和限度
在0K时，任何纯物质完整晶体的熵值 等于零。 S0 = 0
0K
稍大于0 K
第2章 化学反应的方向、速率和限度
熵是体系的状态函数
如将某纯晶体物质从0 K升温到任一温度(T)，体 系的熵增加，熵变量(ΔS)为：
无机化学第八章 化学平衡
方括号内表示的是物质的平衡浓度 Kc 是用平衡浓度表示的平衡常数
的表达式中可以看出, 从经验平衡常数 Kc 的表达式中可以看出,Kc 的单 即为浓度的某次幂. 位是: 位是:[mol dm-3]( e + d ) - ( a + b)即为浓度的某次幂. 当 (e + d) = (a + b) 时, Kc 无单位 对于气相反应: 对于气相反应: a A (g) +b B (g) eE (g) + dD (g)
§8-1
化学反应的可逆性和化学平衡
可逆反应:在一定条件下, 可逆反应:在一定条件下,一个化学反应即可从左 向右进行, 向右进行,又可以从右向左进行的反应 叫可逆反应. 叫可逆反应. 例如: CO2(g) + H2 (g) 例如:CO(g) + H2O(g) Ag +(aq) + Cl - (aq) AgCl (s) ↓ 化学反应的这种性质叫反应的可逆性. 化学反应的这种性质叫反应的可逆性.几乎所有 的反应都具有可逆性,只是可逆性程度不同.习惯上, 的反应都具有可逆性,只是可逆性程度不同.习惯上, 我们把可逆性显著的化学反应,称为可逆反应( 我们把可逆性显著的化学反应,称为可逆反应(用箭 头表示) 可逆性不显著的化学反应, 头表示);可逆性不显著的化学反应,称为不可逆反 用平行线表示) 应(用平行线表示).可逆反应最终将导致化学平衡 状态(即可逆化学反应可以完成的最大限度) 状态(即可逆化学反应可以完成的最大限度).
注意: 注意 平衡状态,平衡体系各物质浓度保持不变, (1)平衡状态,平衡体系各物质浓度保持不变,但各 物质浓度值与初始浓度有关. 物质浓度值与初始浓度有关. 平衡常数与各物质初始浓度无关但与温度有关. (2)平衡常数与各物质初始浓度无关但与温度有关. 2-2 平衡常数表达式的书写要求和多重平衡规则 1.平衡常数表达式的书写要求 1.平衡常数表达式的书写要求 反应体系中纯固体,纯液体及水溶液中的水的 反应体系中纯固体, 浓度不写入平衡常数表达式中. 浓度不写入平衡常数表达式中.如: Cr2O72-(aq) + H2O 2 CrO42-(aq) + 2H+(aq) Kc =
无机化学第二章
0.320 nNH 3 133 .0kPa p( NH 3 ) p总 1.20V
g h
PB BRT
PG G RT PH H RT
PG PH G H RT g hab Kp a b a b PA PB A B g h a b n Kp KcRT KcRT
P P
G A
P
P P P
θ g θ a
H B
P P
θ h θ b
P 1.00 10 Pa 1atm
θ 5
KPθ —标准平衡常数
讨论： 对液相反应来说， Kθ 与K数值相等。 对气相反应来说， KPθ与KP数值不一定相等。 当KP单位是(atm)Δn时，数值相等。 当KP单位是(Pa)Δn时，数值不相等（除Δn=0） 复相反应 CaCO 3 ( s)
g h
Kp KcRT
R取值： 8.314
n
3 1 1
Pa m mol K 1 1 kPa L mol K
已知反应 2SO3(g) 求Kp。 解：根据公式：
O2(g) + 2SO2(g)
3
Kc 在温度1000K和压强100kPa时， 3.54 10 ,
xX(g) yY(aq) zZ(l)
x y
PX Y K a b PA B
平衡转化率：
平衡时某反应物消耗量 100 % 该反应物起始的量 起始浓度 平衡浓度 100 % 起始浓度
因为平衡状态是封闭系统中可逆反应的 最大反应限度，所以，又叫最高转化率。
二、标准平衡常数和吉布斯自由能变化
当
Kp KcRT
3
《无机化学》课件——第4章第2节化学平衡
1.NH4Cl(s)
NH3(g)+HCl(g)
2.3H2(g)+N2(g)
2NH3(g)
3.N2H4(l) 4.H2O
N2(g)+2H2(g) H++O15H-
5.Ag2S(s)+H2(g)
2Ag(s)+H2S(g)
15
二、化学平衡常数
❖ 化学平衡常数是可逆反应的特征常数，它表示在 一定条件下，可逆反应进行的程度。K值越大，表 明在一定条件下反应物转化为生成物的程度越大 ； K值越小，表明在一定条件下反应物转化为生 成物的程度越小。所以，从K值的大小，可以推断
❖ 由于催化剂能同等程度地改变正反应和逆反应的 速率，因此它对化学平衡的移动没有影响。但因
34
为它能大大缩短反应达到平衡的时间，所以在工 业生产中广泛使用催化剂来提高生产效率。
34
【课堂互动】
1.N2与H2反应合成NH3是一个可逆反应，其热化学方 程式为：
N2(g)＋3H2(g)
2NH3(g) △H＝－92.4kJ·mol－1
A. 升高温度 B. 增大体系压强
C. 增大c(N2) D. 容器体3积6 增大
36
【课堂互动】
1. 压强变化不会使下列化学反应的平衡发生移动的 是( A )
A. H2(g)+I2(g) 2HI(g)
B. 3H2(g)+N2(g) 2NH3(g)
C. 2SO2(g)+O2(g) D. C(s)+CO2(g)
❖1． 可逆反应 ❖ 只能向一个方向进行到底的反应叫做不可逆反应. ❖ 如：
2KClO3 MnO2 2KCl + 3O2↑
❖像这种实际上只能向一个6 方向进行到底的反应叫 做不可逆反应。
无机化学第三章+化学平衡
解：
N2(g) + 3H2(g) = 2NH3(g)
平衡压力(106Pa) 4.13
Байду номын сангаас
12.36 3.53
K
( pN2
( pNH3 / p )2 / p ) ( pH 2 /
p )3
=
1.63 10-5
Kp
(
( pNH3 )2 pN2 ) ( pH 2 )3
＝ 1.598 10-15 (Pa)-2
Kp = Kc(RT)△n △n = -2
Kc = Kp/ (RT)-2 = 6.60 10-8 mol-2·L2
例3-2：在一个10 L 的密闭容器中，以一氧化碳与水蒸气混合加
热时，存在以下平衡, CO(g) + H2O(g)
CO2(g) ＋ H2(g),
在800ºC时，若Kc = 1, 用2 mol CO及2 mol H2O互相混合, 加热到
3. 对复相反应 a A(s) ＋ b B(aq)
c C(aq) ＋ d D(g)
Kθ
[cC
/ cθ ]c [cB
[ pD / / cθ ]b
pθ ]d
e.g. Zn (s) + 2H+ (aq)
H2 (g) + Zn2+ (aq)
K
( p(H2 ) / p )([Zn2 ] / c ) ([H ] / c )2
一、经验平衡常数（实验平衡常数）
1. 溶液中的反应
mA+ nB xC+ yD
[C]x [D]y Kc = [ A]m [B]n
• [A], [B], [C], [D] 分别为 A, B, C, D 在平衡 时的浓度；
大学无机化学之化学平衡(2024)
配位平衡常数计算及应用
配位平衡常数
表达配位反应平衡状态的物理量，与沉淀溶解平衡常数（Ksp）：表达式相似，沉淀溶解平衡常数的表达式中各 离子浓度项的次方数即为该离子的系数；而配位平衡常数的表达式中各离子浓度项的次方数则为该离子配体数的 负数。
应用
可用于预测和解释配位反应的结果，以及指导合成具有特定性质的配位化合物。
2024/1/29
氧化剂与还原剂
在氧化还原反应中，得电子的物质被称为氧化剂，失电子的物质 被称为还原剂。
氧化还原反应
指有电子转移的化学反应，包括还原过程和氧化过程两个同时进 行的半反应。
16
氧化还原反应方程式配平
01
氧化数法
通过比较反应前后各元素氧化数的变化，确定电子转移数目，从而配平
反应方程式。
配位化合物在材料科学中也有重要应 用，如用于制备荧光材料、磁性材料 等。
22
06
影响化学平衡因素及移动原理
2024/1/29
23
浓度对化学平衡影响
2024/1/29
沉淀溶解平衡
当溶液中存在难溶电解质时，其离子浓度的乘积会达到一 个定值，称为溶度积常数。当离子浓度改变时，沉淀溶解 平衡会发生移动。
3
深化对物质性质的认识
化学平衡研究有助于深入了解物质的性质和行为 ，为材料科学、环境科学等领域提供理论支持。
2024/1/29
5
化学平衡常数表达式
2024/1/29
沉淀溶解平衡常数（Ksp）
01
表达式为等于等于生成物浓度的幂之积，例如
Ksp(AgCl)=[Ag+][Cl-]。
酸的电离平衡常数（Ka）
7
沉淀溶解平衡原理
沉淀溶解平衡的定义
无机化学第四章 化学平衡
4.1.4
4.1.1
c / mol L
1
化学平衡的基本特征
υ 正 × 10
7.60 1.20 0.345
6
大多数化学反应都是可逆的.例如:
t/s 0
H2 (g) + I 2 (g)
0.0100
2HI(g)
0
mol L s
1
υ 逆 × 10 7
1
0.0100
0 2.04 3.43
2000 0.00397 0.00397 0.0121 4850 0.00213 0.00213 0.0157
化学平衡: 在一定条件下,可逆反应处于化学 平衡状态:
υ正 = υ 逆 ≠ 0
特征: (1)系统的组成不再随时间而变. (2)化学平衡是动态平衡. (3)平衡组成与达到平衡的途径无关.
4.1.2
标准平衡常数表达式
H 2 (g) + I 2 (g) 2HI(g)
对于气相反应:
[ p ( HI ) / p ] 2 K = [ p ( H 2 ) / p ][ p ( I 2 ) / p ]
100.0kPa
§4.2 标准平衡常数的应用
4.2.1 判断反应的程度 4.2.2 预测反应的方向 4.2.3 计算平衡的组成
4.2.1 判断反应的程度
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.
4.2.2 预测反应的方向
若反应开始时,GeO和W2O6 的分压均 为100.0kPa,平衡时 GeWO4 (g) 的分压为 98.0kPa.求平衡时GeO和W2O6的分压以及 反应的标准平衡常数.
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(三) 温度对化学平衡的影响
rGm ＝ - RTlnK ＝ rHm - T rSm
lg K r H m S 2.303 RT 2.303 R
H，S 在 T 不大，可认为是常数，可以写成如下形式：
lg K a 1 B T
a
r
H
m
2.303 R
（放热）
（吸热）
lg K
r
H
m
S
四、化学平衡的移动
平衡移动：从旧的平衡状态转到新的平衡状态 的过程，称为平衡移动。 改变平衡体系的条件之一，如温度、压力或浓 度，平衡就向减弱这个改变的方向移动。
(一) 浓度的影响
对于化学反应 a A + b B
g G + d D,
G = G + 2.303 RT lg Q
= － 2.303 RT lg Kp + 2.30 RT lg Q
＝ 2.303RT lg Q/ Kp
✓ 增大反应物浓度（或分压），减小生成物浓度时（或
分压），Q 减小，G < 0, 平衡正向移动，
✓ 减小反应物浓度（或分压），增大生成物浓度时（或
分压）， Q 增大，G > 0，平衡逆向移动。
(二) 压力的影响
压力变化对平衡的影响实质是通过浓度的变化起作用。
几点说明： 1．压力对固相或液相的平衡没有影响； 2．对反应前后计量系数不变的反应，压力对它们 的平衡也没有影响； 3．反应前后计量系数不同时： ① 增大压力，平衡向气体摩尔量减少的方向移动； ② 减少压力，平衡向气体摩尔量增加的方向移动。
2.303 RT 2.303 R
T1时，lg
KT1
H 2.303RT1
S 2.303R
T2时，lg
K T 2
H 2.303RT2
S 2.303R
两式相减：
lg
K
θ 2
K1θ
H θ 2.303R
K1θ
H θ 2.303R
1 T1
1 T2
对吸热反应， rHm > 0，
① T2 > T1 (升温），则 K2 > K1 , 平衡向正反应方向移动
② T2 < T1 (降温），则 K2 < K1 , 平衡向逆反应方向移动
对放热反应， rHm < 0，
① T2 > T1 (升温），则 K2 < K1 , 平衡向逆反应方向移动 ② T2 < T1 (降温），则 K2 > K1 , 平衡向正反应方向移动
升高温度，平衡向吸热方向移动 降低温度，平衡向放热方向移动
催化剂不能使化学平衡发生移动
Equilibrium mibile
催化剂使正、逆反应的活化能减小相同的量，同等 倍数增大正、逆反应速率系数，但不能改变标准平衡常 数，也不改变反应商。催化剂只能缩短反应达到平衡的 时间，不能改变平衡组成。
平衡移动原理
（1）增加（或减少）反应物的浓度，平衡将向正反应（或 逆反应）方向移动；
（2）增加（或减少）体系总压力，平衡将向气体分子总数 减少（或增大）的方向移动；
（3）升高（或降低）体系反应温度，平衡将向吸热（或放 热）方向移动；
（4）催化剂对化学平衡的移动无影响，它只能缩短或改变 达到化学平衡的时间。