化工热力学_第九章__化学反应平衡_之平衡常数与组成的关系
化学反应的平衡常数与化学平衡总结知识点总结
化学反应的平衡常数与化学平衡总结知识点总结化学平衡是化学反应中达到动态平衡的状态，此时反应物和生成物的浓度达到一定比例，并且在宏观上不再发生明显变化。
在化学平衡下，我们可以利用平衡常数来描述反应的偏向性和反应体系中不同组分的浓度。
一、平衡常数平衡常数（K）是描述在给定温度下，反应物和生成物的浓度之间的比例关系的无量纲常数。
对于一般的反应aA + bB ↔ cC + dD，平衡常数可以表示为K = [C]^c[D]^d/([A]^a[B]^b)。
平衡常数的大小表明化学反应在达到平衡时反应物和生成物的浓度比例。
当K＞1时，反应偏向生成物的方向；当K＜1时，反应偏向反应物的方向；当K＝1时，反应物和生成物处于几乎相等的浓度。
二、影响平衡常数的因素1. 温度：温度升高会增加平衡常数，同时也会改变反应物和生成物之间的比例关系。
2. 压力（仅适用于气相反应）：当反应物和生成物的摩尔数相等时，压力对平衡常数没有影响。
但当反应物和生成物的摩尔数不相等时，改变压力会改变平衡常数。
3. 反应物和生成物的浓度：改变反应物或生成物的浓度会改变平衡常数，但不会改变反应物和生成物浓度的比例关系。
三、化学平衡总结知识点总结1. 反应速率与平衡常数的关系：反应速率和平衡常数之间没有直接的关系。
反应速率由反应物的活性，反应物浓度和温度等因素决定，而平衡常数只与反应物和生成物浓度之间的比例关系有关。
2. 平衡常数与化学方程式的系数：平衡常数与化学方程式中的系数有关。
反应物和生成物的系数在平衡常数表达式中表明它们的摩尔比例关系。
3. 反应物和生成物的浓度对平衡常数的影响：改变反应物或生成物的浓度会改变平衡常数的数值。
增加反应物浓度会使平衡常数减小，而增加生成物浓度会使平衡常数增大。
4. Le Chatelier原理：当对处于平衡状态的反应体系施加压力时，系统会调整以减小压力。
当压力增加时，反应会偏向产生摩尔数较少的物质，以减小压力；当压力减小时，反应会偏向产生摩尔数较多的物质，以增加压力。
化学反应标准平衡常数PPT课件
溶度积Ksp的大小反映了难溶电解质的溶解能力。当化学式所表示的组成中阴、阳离子个数比相同时， Ksp越大，其溶解度越大。
平衡常数的表示方法
沉淀溶解平衡常数（Ksp）
表达式即为等于沉淀溶解平衡时，各离子浓度幂的乘积，例如 Ksp(AgCl)=[Ag+][Cl-]。
沉淀溶解平衡常数的意义
任意温度下的沉淀溶解平衡常数
01
根据公式 ΔG°=-RTlnKsp，可以计算出任意温度下的
Ksp。
非标准状态下的平衡常数计算
02
需要考虑离子强度、活度系数等因素对平衡常数的影响。
注意事项
03
在计算过程中，要注意将离子浓度换算为标准浓度，且
要考虑离子间的相互作用对平衡常数的影响。
平衡常数的单位与换算
沉淀溶解平衡常数的单位
一般为 mol/L 或者 mol^2/L^2 等，具体取决于化学方程式的形 式。
换算方法
可以通过公式进行换算，例如将 mol/L 换算为 mol/kg 时，需要 用到密度和摩尔质量等参数。
注意事项
在换算过程中，要注意单位的统一和换算公式的正确性。同时，也 要注意不同温度下平衡常数的换算方法可能有所不同。
生成和溶解这两个相反的过程它们相互斗争的结果，一方面要通过改变条件使 Qc 向 Ksp 转化；另一方面根据转化的结果判断沉淀是生成还是溶解：若 Qc<Ksp，则不会
有沉淀生成；若 Qc>Ksp，则会有沉淀析出；若 Qc=Ksp，则处于平衡状态。
02
标准平衡常数的计算
标准状态下平衡常数的计算
沉淀溶解平衡常数（Ksp）
溶度积Ksp的大小反映了难溶电解质的溶解能力。当化学式所表示的组成中阴、阳离子个数比相同时，Ksp越大， 其溶解度越大。
化学平衡与平衡常数的关系与计算方法
化学平衡与平衡常数的关系与计算方法化学平衡是指在封闭系统中，反应物与生成物浓度之间达到一定比例时，反应停止的状态。
在化学平衡中，反应物和生成物之间的浓度达到动态平衡，其比例可以用平衡常数来表示。
本文将探讨化学平衡与平衡常数的关系以及计算方法。
1. 平衡常数的定义平衡常数K是指在给定的温度下，反应物和生成物之间的浓度比例的稳定数值。
对于一般的化学反应aA + bB → cC + dD，平衡常数可以用以下公式表示：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和生成物C、D的浓度。
2. 平衡常数的意义平衡常数可以用来描述反应的方向性和平衡位置。
在反应物浓度较低的情况下，平衡常数大于1，表示反应向生成物方向进行；而在反应物浓度较高的情况下，平衡常数小于1，表示反应向反应物方向进行。
平衡常数越大，说明反应到达平衡的程度越高。
3. 平衡常数与化学平衡的关系当一个化学反应达到平衡状态时，反应物和生成物的浓度不再发生变化，此时平衡常数保持恒定。
平衡常数取决于温度，并且对于同一反应，在不同温度下其平衡常数值也会有所变化。
根据Le Chatelier原理，当系统处于平衡状态时受到扰动，系统会偏离平衡状态以抵消扰动，最终重新达到平衡。
4. 平衡常数的计算方法平衡常数的计算方法可以通过实验数据或者化学反应方程式得出。
一种常见的计算方法是通过测定反应物和生成物的浓度，然后代入平衡常数公式进行计算。
另一种常见的计算方法是通过已知反应物和生成物的摩尔比例，然后通过化学平衡方程式的系数来推导平衡常数的表达式。
5. 影响平衡常数的因素平衡常数的数值受到温度、压力和物质浓度的影响。
温度升高，平衡常数通常会增大；压强增加，会导致反应物浓度增加，从而使平衡常数向生成物方向移动；物质浓度增大，平衡常数有可能增大或减小，具体取决于化学反应的热力学特性。
6. 平衡常数的应用平衡常数的应用十分广泛。
化学平衡与平衡常数的关系
化学平衡与平衡常数的关系化学平衡是指在一个封闭反应体系中，各反应物和生成物之间的相对浓度达到一定比例的状态。
而平衡常数则是描述了在该平衡状态下，各物质浓度之间的数学关系。
本文将探讨化学平衡与平衡常数之间的关系，以及如何计算平衡常数。
1. 化学平衡的概念化学反应是指化学物质之间发生物质和能量的转化过程。
平衡态是指在一定温度、压力和浓度下，反应物和生成物之间的相对浓度保持不变的状态。
在平衡态下，前反应与后反应的速率相等。
2. 平衡常数的定义平衡常数（Keq）是在平衡态下，各反应物和生成物浓度的相对关系的数学表达式。
对于一个简单的化学反应：aA + bB ↔ cC + dD，平衡常数Keq的表达式为：Keq = [C]^c[D]^d / [A]^a[B]^b其中，[A]、[B]、[C]、[D] 分别表示参与反应的物质的浓度。
3. 平衡常数的计算平衡常数可以通过实验测量得到，也可以通过热力学数据计算得到。
在实验中，需要确定反应物和生成物的浓度，以及温度和压力等条件。
通过改变浓度或者温度等因素，可以得到不同平衡态下浓度的变化情况，从而计算出平衡常数。
4. 平衡常数的意义平衡常数反映了反应物转化为生成物的趋势和平衡状态的稳定程度。
平衡常数大于1表示生成物浓度相对较高，反应向生成物的方向进行；平衡常数小于1表示反应物浓度相对较高，反应向反应物的方向进行；平衡常数等于1表示反应物和生成物浓度相等，反应处于动态平衡状态。
5. 影响平衡常数的因素平衡常数受到温度、压力和浓度等因素的影响。
温度升高通常会导致平衡常数增大，但在某些反应中可能会导致平衡常数减小。
压力的增加对气相反应的平衡常数有影响，但对液相和固相反应影响较小。
浓度的变化会改变平衡常数的值。
6. 应用实例平衡常数的应用非常广泛。
例如，在酸碱中，平衡常数表达了酸碱溶液中酸碱浓度的相对关系；在溶解度平衡中，平衡常数描述了溶解度与自溶液的离子浓度之间的关系。
结论化学平衡与平衡常数密切相关，平衡常数是描述平衡反应的定量指标。
化学反应的平衡常数与反应均衡原理
平衡常数的类型
沉淀溶解平衡常数（Ksp）
酸的电离平衡常数（Ka）
表达式即为等于沉淀溶解平衡时，各离子 浓度幂的乘积。
表达式即为等于酸的电离平衡时，电离出 来的氢离子浓度的平方与未电离的氢离子 浓度的比值。
03
平衡常数与反应均衡的关 系
平衡常数与反应方向的关系
01
平衡常数大小反映反应进行的程度，平衡常数越大，正向反应 趋势越强。
02
当平衡常数远大于1时，反应几乎完全进行到正向生成物方向。
当平衡常数远小于1时，反应几乎完全进行到逆向反应物方向。
03
平衡常数与反应速率的关系
平衡常数与反应速率无直接关系，平 衡常数描述的是反应达到平衡时的状 态，而反应速率描述的是反应进行的 快慢。
化学反应的平衡常数 与反应均衡原理
汇报人：XX
20XX-01-29
目录
• 平衡常数概述 • 反应均衡原理 • 平衡常数与反应均衡的关系 • 平衡常数的测定与计算
目录
• 平衡常数在化学中的应用 • 影响平衡常数的因素及调控方法
01
平衡常数概述
定义与意义
平衡常数（Equilibrium Constant）：在一定温度下，可逆 反应达到平衡时，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K表示。
催化剂能够加速化学反应的速率，但不影响平衡常数的数值 。
02
催化剂通过降低反应的活化能来加速反应，但不影响反应物 和生成物的平衡浓度。
03
需要注意的是，某些催化剂可能具有选择性，即只催化某一 方向的反应，从而间接影响平衡常数的表现。但这种情况并 不改变催化剂本身不影响平衡常数的事实。
化学反应平衡与平衡常数平衡常数与反应方向的关系
化学反应平衡与平衡常数平衡常数与反应方向的关系化学反应平衡是指当反应达到一定条件时，反应物和生成物浓度之间的比率将保持不变。
平衡常数是用来描述反应平衡状态的一个量，它反映了反应物和生成物浓度之间的关系。
在化学反应中，平衡常数与反应的方向密切相关。
平衡常数（K）定义为反应物浓度的乘积与生成物浓度的乘积之比。
对于一般的化学反应，平衡常数可以表示为：K = [C]^c[D]^d / [A]^a[B]^b其中，A、B为反应物，C、D为生成物，a、b、c、d为反应物和生成物的摩尔系数。
根据上述公式，可以得出以下几个关系：1. 平衡常数大于1（K > 1）表示在平衡时生成物的浓度较高，反应朝生成物的方向进行。
这意味着生成物浓度高于反应物浓度，反应向右进行。
2. 平衡常数小于1（K < 1）表示在平衡时反应物的浓度较高，反应朝反应物的方向进行。
这意味着反应物浓度高于生成物浓度，反应向左进行。
3. 平衡常数等于1（K = 1）表示在平衡时反应物和生成物的浓度相等，反应处于动态平衡状态。
这意味着反应物浓度与生成物浓度相等，反应既向左进行又向右进行。
通过上述关系，我们可以推断出平衡常数与反应方向之间的关系。
平衡常数的大小表明了反应物和生成物在平衡时浓度差异的大体程度。
如果平衡常数很大，说明生成物浓度远大于反应物浓度，反应朝生成物的方向推进。
反之，如果平衡常数很小，反应物浓度远大于生成物浓度，反应朝反应物的方向推进。
需要注意的是，平衡常数仅描述了反应在平衡状态下的浓度比率，而不代表反应速率或者反应的完全程度。
一个反应的平衡常数并不会告诉我们反应到底进行了多少。
另外，平衡常数可以用于判断反应的可逆性。
如果平衡常数非常大（接近无穷大），表示反应是可逆的，反应物几乎被完全转化为生成物。
反之，如果平衡常数非常小（接近零），表示反应不可逆，反应物几乎不会转化为生成物。
总结而言，化学反应平衡与平衡常数之间存在着密切的关系。
化学反应的平衡常数与热力学关系
化学反应的平衡常数与热力学关系在化学反应中，平衡常数与热力学关系是研究反应平衡性质和热力学性质的重要内容。
通过研究平衡常数和热力学关系，可以更好地理解反应的进行和操控，对于工业生产和环境保护都有着重要的意义。
一、平衡常数的定义与计算平衡常数是指在特定温度下，化学反应达到平衡时各反应物和生成物的摩尔浓度比的固定值。
对于一般的化学反应：aA + bB ↔ cC + dD各组分的摩尔浓度比可以用如下公式表示：Kc = [C]^c [D]^d /[A]^a [B]^b其中，[A]、[B]、[C]、[D]分别代表反应物A、B和生成物C、D的摩尔浓度，在平衡状态下，该反应的平衡常数Kc是一个恒定值。
计算平衡常数的关键在于实验测定各组分的摩尔浓度，可以通过物质的摩尔浓度、气体的分压或溶液的浓度等方式进行测定。
同时，在考虑各反应物和生成物的物质状态时，需要根据反应的实际情况确定计算公式中的浓度项或分压项。
二、平衡常数与热力学关系化学反应的平衡常数与热力学关系主要包括Gibbs自由能变化、焓变和熵变等。
这些热力学参数与平衡常数之间存在着紧密的关系，可以从不同方面反映反应进行的方向和速率。
1. Gibbs自由能变化（ΔG）与平衡常数（K）之间的关系根据热力学基本原理，化学反应的ΔG与K之间存在如下关系：ΔG = ΔG° + RT ln K其中，ΔG°是标准状态下的ΔG值，R是理想气体常数，T是反应的温度，ln代表自然对数。
当ΔG＜0时，即ΔG为负值时，反应是自发进行的，K＞1，反应的生成物相对较多；当ΔG＞0时，即ΔG为正值时，反应不是自发进行的，K＜1，反应的反应物相对较多；当ΔG＝0时，即ΔG为零时，反应处于平衡状态，K＝1。
2. 焓变（ΔH）与平衡常数（K）之间的关系在某些情况下，焓变与平衡常数之间也存在一定的关系。
根据热力学的定义，焓变与平衡常数之间的关系如下：ΔG = ΔH - TΔS其中，ΔS代表反应的熵变，T是反应的温度。
化工热力学
（1）两个互溶的非反应组合，处于形成恒沸物的气液平衡状态的系统； （2）碳酸钙部分分解系统；
NH 4Cl 部分分解系统； （3）
（4）一气相系统，其中含有 CO、CO2、H 2、H 2O、CH 4 ，并处于化学平衡。
敬请雅正
G i G f ,i j G f,j
i 1 j 1
n
m
（9-22）
式中所有的 G f 必须是同一温度下的值。
（2）由标准反应热和标准反应熵变来估算
由式（9-19）得
RT ln K G H TS
（9-23）
9.2.3平衡常数的估算
（9-59）
对任一定质量的多元封闭系统，当任意两个独立变量指定后，该 系统的平衡状态即系统的性质就完全确定。（它对非反应系统和平衡 的反应系统都适用。
根据Duhem理论，当温度 T 和压力 P 固定时，即可求出已知初始 组成系统的化学反应平衡组成。
9.6反应系统的相律和Duhem理论
【例9.8】确定下列每个系统的自由度 F ：
G 是用来判断反应的方向；
当反应达平衡时， G 必须为零，而 G 一般不等于零。
9.2.3平衡常数的估算
计算平衡组成的关键是要知道K的值，获得K值得方法有两种： 第一种是实验测定法； 第二种是根据式（9-19）由基本热力学数据间接推算出K值。 反应标准性质 M 的变化可以写成
9.6反应系统的相律和Duhem理论
对于含有
个相、N 个独立组分的非反应系统，其自由度为
F N 2
（5-3）
若系统中有化学反应发生，相律必须加以修正。 对存在化学反应的系统，式（5-3）为每个独立反应提供了一 个平衡时的补充关系式。 因为i 是温度、压力和相组成的函数，式（5-3）代表相律变 量间的相互关系。 若系统中有 个独立反应并达到平衡，则就有 （ 1）N r 个的独立方程式。因此，系统的自由度为
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i
1.10
1.15
0.90
13
现求出反应平衡后各组分的摩尔分数及 总摩尔数
1 3 N H 2 2 2 2
NH
3
反应前
反应后
1 2 1 1 xe 2 2
3 2 3 3 xe 2 2
0
x
e
反应后的总摩尔数为
1 1 3 3 xe xe 2 2 2 2
x
e
2
x
e
14
因此，各组分的摩尔数为︰
1 yCH 3COOH 2 1 yC2 H 5OH 2 yCH 3COOC2 H 5 y H 2O
n
i
2
2
2
将上述值代入（a）得︰
2 0.208 y 0.104 K 0.0689, 解得 0.208, CH COOC H 2 2 1
3 2 5
25
9.4.3 非均相反应
亲们让你们自学成才 你们懂的
26
27
9-51
• 式中︰
20
例题9.6在373K及0.1013MPa下，液 体乙酸 在加入乙醇后发生酯化反应 生成乙酸乙酯与水,反应式如下︰
CH 3COOH l C2 H 5OH CH 3COOC 2 H 5 H 2O
若乙酸与乙醇的初始量各为1mol，而乙酸 乙酯和谁初始量为零。试求算平衡时反 应混合物中乙酸乙酯的摩尔分率。已知
解︰该反应的 H 和 G 为
H 463.25 285.83 484.50 277.69 13.11kJ
22
G 318.28 237.129 389.900 174.780 9.271kJ
由式9-19得︰
G 9.27110 ln K 3.740 RT 8.314 298
第九章
化学反应平衡
小组成员︰钱红林 鲜金垚 胡应川 陈再飞 邓原
1
9.4︰平衡常数与组成的关系
9.4.1 气相反应 9.4.2 液相反应 9.4.3 非均相反应
2
知识回顾︰
活度定义为溶液中组分的逸度 f 对该组分在标 准态时的逸度 f 之比，用 a 表示，它反映了 真实溶液对理想溶液的偏差。 活度系数定义为溶液中组分的逸度 f 与在理想 溶液中的逸度 f 之比，用 表示，为无量纲。 什么是理想溶液。 活度与活度系数之间关系，逸度与逸度系数关 系。
y
v
NH 3
2 xe
x
e
1 1 xe y 2 N2 2 xe
3 1 xe y 2 H2 2 xe
NH 3
1
1 vN 2 2
vH
2
3 2
将上述各项代入式9-42中，得︰
xe 0.0091 0.72 3 1 1 12 3 3 2 xe xe 2 2 2 2
23
假定该反应混合物为理想液体，则由式 9-50得︰
K K x xi vi
x x
CH 3COOC2 H 5
3
. xH O
2 2 5
. C HCOOH xC H OH
dnCH 3COOC2 H 5 1
2 5
（a）
dnH 2O 1
3 2
则有︰
dnCH
3 COOH
1
dnC2 H 5OH 1
0.589 y 41.6% NH 3 2 0.589
16
9.4.2 液相反应
（1）液体混合物中的反应
vi K ai
当反应在液相中发生时仍可用9-18描述反应系 统的化学平衡， 即 ︰
9-18
i
式中， f 液体混合物的标准态 f 为系统温 度及压力下的0.1013MPa时的纯液体 i 。由于 L fi L x f ， 其中f i 是在平衡的压力和温度下纯 液体i ，则 L
3 1
12
假定反应混合物是理想液体，则 各组分的逸度系数如下所示
i
气体
H2
N2
NH 3
vi 由9-43可知︰K 所以有 i ， NH 3 0.90 0.72 K 1/ 2 3/ 2 1/ 2 3/ 2 1.15 1.10 N 2 H 2
21
组分 1CH 3COOC 2 H 5 l
H / kJ .mol
f
1
1 G / kJ . mol f
2H 2Ol
3CH 3COOH l 4C2 H 5OH l
-463.25 -285.83 -484.50 -277.69
-318.28 -237.13 -389.90 -174.78
9-48
i
x
i
19
当平衡混合物是理想溶液时，所 有 的值都为1，则式9-49变为︰
i
K Kx
9-50
（2）溶质中溶质间的反应 如果溶质B间发生化学反应，则有︰
vB K a a B K x K v K B K x x vB B B
ai
i
fi L
L
i
i
i
• 由此可得︰
ai xi i
f f
i i
9-44
17
ln f 在等温下由3-115可知
所以在恒温下有
L
V p T RT L Vi L d ln f dT i RT
对该式子你知道 怎么推导么？参 见3-90与3-18
i
i
i
id i
i
i
3
9.4.1 气相反应
在讨论标准自由能变化与反应平 衡常数时定义化学平衡常数为：
vi K ai
9-18
注：它是各组分与其化学计量数 的函数
4
由4.7 讨论 过量性质与活度系数知︰
ai
fi
fi
4-81
注：其中气体标准态取1atm纯组分i的理想气体 根据理想气体的逸度等于压力 所以有标准气体逸度为1atm
3．应用举例 [ P246，例9.5]
例 9.5 试计算在 700K 和 30.39MPa 下合成氨反应的平衡 组成。已知反应物为75% H2和25% N2（均为摩尔分数）.
解：（1）写出反应式，确定出
1 3 N 2 H 2 NH 3 2 2
i
(1) (2）
1
1 2
(3)
3 2 2
作为液体而言，因为 V i 随压力的变化很小，可看 做常数。从哦0.1013MPa的标准态积分到P （单位为MPa）积分，则有︰
ln
f f
L
L i i
P 0.1013 V
L i
RT
9-45 9-46
18
或
L f i exp V i P 0.1013 RT fi
i
或9-39改写为︰ v K y v pi K p y K
i
f
i
Kp
9-40 9-41
v
vi
f
i
y
注︰式中 v vi ，式9-39仅适用于理想气体的反应，但可 以得出一些普遍合理的近似结论。
10
对比9-41与9-41可知︰
i
i
vi vi K f f i i y i
9-38
注︰由4.5理想溶液知在同温同压下，混合物处于理想溶液时存在
f
id i
f x
i
i
i
ห้องสมุดไป่ตู้
i
即符合lewis-Randall规则， i与组成无关
8
由3.6.1 纯组分的逸度与逸度系数 知︰ lim f
3
假定温度由298K升至373K，该反应的标准焓变不 随温度变化而为定值，则由式9-28积分得︰
K 373 H 1 1 13.11103 1 1 ln 1.063 K 298 R 373 298 8.314 373 298
3
d
0 0 0 0 0 时 m , n 1 , n 1 , n n CH COOH C H OH CH COOC H 5 H O 0） 将上式从初态（
2
积分到终态，则有
24
nCH 3COOH 1 nC2 H5OH 1 nCH 3COOC2 H5 nH 2O
30.39 0.10132 xe
1 1 3 2 2
15
试差法求得 x =0.589故平衡组成如下
e
3 3 0.589 y 2 2 43.8% H2 2 0.589 1 0.589 2 14.6% y 2 N 2 2 0.589
在压力足够低或温度足够 高时，平衡混合物实际上 表现为理想气体，由定义 式
p0 p 1
3-91 3-92
f p
• 也就是说理想气体状态下，其压力与逸度相等。所 以有 i 1
9
因此式9-37改写为︰
Kf
vi fi
y v
i
i
9-39
则9-18可以改写为︰
K
或