第三章 化学平衡
B N K
若 vB 0，则 0＜N ＜1 ， J1＜K ，表明缩 小体积增大压力时，化学平衡向正反应（气体分子 总数减少）方向移动。 若 vB 0 ，则 N B ＞ 1， J1＞K ，表明缩小 体积增大压力时，化学平衡向逆反应（气体分子总 数减少）方向移动。 在等温条件下，将系统的总压力减小到原来的 1/N，反应物和产物的分压也都减小到原来的 1/N。 此时，可逆反应的反应商为：
二、标准平衡常数表达式
对任意化学反应：
0 A A(cd) B B(aq) CC(g)
A B C
反应的摩尔吉布斯自由能变为：
C c B p r Gm RT ln K RT ln B C C p B c 由上式可得标准平衡常数表达式： B C ceq, B peq, C K B c C p
由上式得
K3 K1 /K 2
例题
第四节 标准平衡常数的应用
一、计算平衡组成 二、判断反应进行的限度 三、预测化学反应的方向
一、计算平衡组成
标准平衡常数确定了平衡系统中反应物和 产物的浓度或分压之间的关系。因此，可利用 标准平衡常数计算反应物和产物的平衡浓度或 平衡分压。
例题
二、判断反应进行的限度
如果某一可逆反应可以由几个可逆反应相加 (或相减) 得到，则该可逆反应的标准平衡常数等 于几个可逆反应的标准平衡常数的乘积 (或商)。 如果： 可逆反应(3) = 可逆反应(1) + 可逆反应(2) 则可逆反应(3)的标准摩尔吉布斯自由能变为：
r Gm,3 r Gm, 1 r Gm, 2
对气体混合物反应：
0 B B(g)
B
其标准平衡常数表达式为：
B B K ( peq,B /p ) [ p/( p neq,B )] (neq,B ) B
B B B
当气体混合物反应在温度 T 和压力 p 下达到 平衡时： B B J K [ p/p n ] (n )
对气体反应：
0 B B(g)
标准平衡常数表达式为：
B
K peq, B /p
B
B
对稀溶液中反应：
0 B B(aq)
B
标准平衡常数表达式为：
K ceq, B /c
例题
B
B
第三节
标准平衡常数的测定与计算
一、标准平衡常数的测定
二、标准平衡常数的计算
一、标准平衡常数的测定
vB
当增大反应物浓度或减小产物浓度时，反应 商减小，则 K J ，可逆反应正向进行，反应商 逐渐增大，当反应商增大到与标准平衡常数相等 时，系统又建立了新的平衡状态。达到新的平衡 状态时，产物的浓度比原平衡状态时增大了，化 学平衡正向移动。
同理，当减小反应物浓度或增大产物浓度时， 反应商增大，使 K J ，化学平衡逆向移动，反 应商逐渐减小，直至反应商重新等于标准平衡常数 时，又建立起新的化学平衡。 浓度对化学平衡的影响可归纳如下：在其他条 件一定时，增大反应物浓度或减小产物浓度，化学 平衡向正反应方向移动；增大产物浓度或减小反应 物浓度，化学平衡向逆反应方向移动。
在可逆反应中，把从左向右进行的反应称 为正反应，从右向左进行的反应称为逆反应。
二、化学平衡
在可逆反应中，正反应的反应速率等于逆反 应的反应速率时系统所处的状态称为化学平衡。 化学平衡具有以下几个重要特点： （1）正反应的反应速率和逆反应的反应速率 相等是建立化学平衡的条件。 （2）化学平衡是可逆反应进行的最大限度， 反应物和产物的浓度都不再随时间变化，这是建 立化学平衡的标志。 （3）化学平衡是一种相对的和有条件的动态 平衡，当外界条件改变时，原来的化学平衡被破 坏，直至在新条件下又建立起新的化学平衡。
可逆反应进行的程度也常用平衡转化率来 表示。反应物 A 的平衡转化率定义为：
aA
def
nA,0 nA,eq nA,0
标准平衡常数和平衡转化率都可以表示反 应进行的程度。在通常情况下，标准平衡常数 越大，反应物的平衡转化率也越大。
例题
三、预测化学反应的方向
在一定温度下，比较标准平衡常数与反应商 的相对大小，就能预测反应的方向。 r Gm RT ln K RT ln J 当 K J 时，化学反应正向自发进行； 当 K J 时，化学反应处于平衡状态；
温度对化学平衡的影响可归纳如下：在其他 条件一定时，升高温度，化学平衡向吸热反应方 向移动；降低温度，化学平衡向放热反应方向移 动。 将上式进行定积分：
三、温度对化学平衡的影响
可逆反应的标准平衡常数是温度的函数：
r Sm r H m ln K R RT 近似以为 r S m 和 r H m 与 T 无关，将上式对 T 微
分得：
d ln K dT r H m RT 2
对吸热反应， r H m 0，则 d ln K /dT 0，当 温度升高时，K 增大，使 K J ，化学平衡向正 反应（吸热反应）方向移动； 当温度降低时，K 减小，使 K J ，化学平衡向逆反应 (放热反应） 方向移动。 对放热反应， r H m 0，则 d ln K /dT < 0，当 温度升高时， 减小，使 K J ，化学平衡向逆 反应 (吸热反应)方向移动；当温度降低时， 增 大，使 ，化学平衡向正反应 (放热反应) 方 向移动。
方向移动。 压力对凝聚相反应的化学平衡影响很小，可以 忽略不计。
改变压力对化学平衡的影响归纳如下：在 一定温度下，增大压力，化学平衡向气体分子 总数减小的方向移动；减小压力，化学平衡向 气体分子总数增大的方向移动；对于气体分子 总数不变的反应，改变压力时，不能使化学平 衡发生移动。
（二）惰性气体对化学平衡的影响
B
vB J2 N K
当
v
B
0 时，则 J 2 K ，减小压力时，化
学平衡不发生移动。 当 vB 0 时，则 N B 1， J 2 >K ， 减小 压力时，化学平衡向逆反应（气体分子总数增加） 方向移动。
当 vB 0 时，则 0 N B <1， J 2 <K ，减 小压力时，化学平衡向正反应 (气体分子总数增加)
第二节
标准平衡常数
一、标准平衡常数的定义 二、标准平衡常数表达式
一、标准平衡常数的定义
化学反应可用通式表示如下：
0 A A(cd) B B(aq) C C(g)
A B C
反应的标准摩尔吉布斯自由能变为：
r Gm AGm, A BGm, B CGm, C
上述反应的标准平衡常数定义为： K exp(r Gm /RT ) 上式常改写为： r Gm RT ln K
A
B
C
标准平衡常数具有如下特点： （1）标准平衡常数只是温度的函数，与压 力和组成无关。 （2）标准平衡常数与反应物和产物的性质 及标准状态的定义有关。 （3）标准平衡常数与化学反应方程式的写 法有关。
B
惰性气体，化学平衡向逆反应方向移动，即向气 体分子数增加的方向移动。
惰性气体对化学平衡的影响可归纳如下： 对于 B 0 的气体混合物反应，在等温定
B
压下向平衡系统中加入惰性气体，化学平衡不发 生移动; 对于
B
B
0 的气体混合物反应，在等温定
压下向平衡系统中加入惰性气体，化学平衡向气 体分子数增加的方向移动。
当可逆反应达到平衡时，反应物转化为产 物已经达到了最大限度。若反应的标准平衡常 数很大，则平衡时产物的浓度或分压比反应物 的浓度或分压大得多，说明反应物已大部分转 化为产物，反应进行比较完全。若反应的标准 平衡常数很小，则平衡时产物的浓度或分压比 反应物的浓度或分压小得多，说明只有一小部 分反应物转化为产物，反应进行程度很小。
标准平衡常数可以通过实验测定。只要测定 出某温度下平衡时反应物和产物的浓度或分压， 就能计算出反应的标准平衡常数。通常是测定反 应物的起始浓度或分压及平衡时任一反应物或产 物的浓度或分压，根据化学反应方程式推算出其 他反应物和产物的平衡浓度或平衡分压，计算出 反应的标准平衡常数。
例题
二、标准平衡常数的计算
B
计算公式为：
r S m (298.15 K) B Sm, B (298.15 K)
B
2. 用标准摩尔生成吉布斯自由能计算 298.15 K 时计算公式为：
r Gm (298.15 K) B f Gm, B (298.15 K)
B
例题
(二) 利用多重平衡规则计算标准平衡 常数
(一) 用热力学数据计算反应的标准平衡 常数
ln K r Gm /RT 1. 用 r H m 和 r S m 计算 温度 T 时计算公式分别为： r Gm (T ) r H m (298.15 K) T r Sm (298.15 K)
r H m (298.15 K) B f H m, B (298.15 K)
由于 ( nD
n
B B
eq, B
) neq, B，因此：
B
0 [ neq, B /(nD neq, B )] 1
B
当
B
B
B
0 时， J 2 =K ，在等温定压下加入
惰性气体，化学平衡不发生移动。
当 B 0 时， J 2 K ，在等温定压下加入 惰性气体，化学平衡向正反应方向移动，即向气 体分子总数增加的方向移动。 当 B 0 时， J 2 K ，在等温定压下加入
在等温条件下，将系统的总压力增大到原来 的 N 倍，反应物和产物的分压也增大到为原来的 N 倍，B 的分压由 pB,eq 增大到 NpB,eq 。此时反应 商为：
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《无机化学》第三章 化学反应的方向和化学平衡
⑵标准：
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：
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：
化学平衡(答案解析)
=
Pθ
PSO 2 Pθ
⋅
(
PO 2 Pθ
)
1 2
=
8.05
>
Kθ 1000
K
∴反应不能自发进行，逆向进行
解：
①
PNO2
=
1 ⋅Pθ 10 +1
PN2O4
=
10 ⋅ Pθ 10 +1
Q1000k
=
(PNO2 Pθ )2 PN2O4
=1 110
<
K
θ p
Pθ
该反应往正反应方向进行
ΔfGmθ
＝-RTln
K
θ p
＝2.96(KJ/mol)
② 设：反应投入的N2O410a(mol)，则NO2a（mol） N2O4的离解百分率为 α
PCO(g) = (1 − 26.45%) × 260 = 191.23KPa
K1 = (PCO Pθ )2 =5.25 PCO 2 Pθ
T2=1473K
PCO(g) = (1 − 6.92%) × 232 =215.95KPa
PCO2(g) = 6.92% × 232 =16.05KPa
K 2 = (PCO Pθ )2 =28.68 PCO2 Pθ
K
θ p
=
(
P0α Pθ
)
2
P0(1 − α )
= 2.1
Pθ
6. 5 升容器中装入等摩尔数的PCl3和Cl2。在 523K时达到平衡，如PCl5的分压为 101.3KPa，此时： PCl5(g) ⇔ PCl3(g) + Cl2(g) 反应的Kp＝185KPa，问原来装入的
PCl3和Cl2为若干摩尔？
假设以纯的NH4Cl分解
《物理化学》第三章(化学平衡)知识点汇总
《物理化学》重要 知识点
第三章：化学平衡
第三章 化学平衡
化学反应的平衡条件
aA dD
dG SdT Vdp B dnB
B
gG hH
等温等压条件下：
AdnA DdnD GdnG HdnH
dG BdnB
B
35
根据反应进度的定义：
d
$
化学反应的等温方程式
40
平衡常数表示法
一、理想气体反应标准平衡常数
K$
pG pH p$ p$ eq eq p A pD p$ p$ eq eq
a d
g
h
K $ (1)
pNH3 $ p
g h nG nH a d nA nD
项减小，温度不变时， K
$
为一常数，则
项增大，平衡向右移动。
谢谢观看！！！
p Kn K p nB B
Kn
与温度、压力及配料比有关
45
复相化学反应 在有气体、液体及固体参与的多相体系中，如果凝聚相 （固相及液相）处于纯态而不形成固溶体或溶液，则在常 压下，压力对凝聚相的容量性质的影响可以忽略不计，凝 p p CaCO (s) CaO(s) CO ( g ) K p p 聚相都认为处于标准态。因此，在计算平衡常数时只考虑 气相成分。
$
$ ln K $ r H m 0, 0 T $ d ln K $ 0 r H m 0, dT
$ ln K $ r H m T RT 2 p
K $ 随温度的升高而增加 K
$
随温度的升高而降低
第三章：化学平衡
第三章 化学平衡
化学反应的平衡条件
aA dD
dG SdT Vdp B dnB
B
gG hH
等温等压条件下：
AdnA DdnD GdnG HdnH
dG BdnB
B
35
根据反应进度的定义：
d
$
化学反应的等温方程式
40
平衡常数表示法
一、理想气体反应标准平衡常数
K$
pG pH p$ p$ eq eq p A pD p$ p$ eq eq
a d
g
h
K $ (1)
pNH3 $ p
g h nG nH a d nA nD
项减小，温度不变时， K
$
为一常数，则
项增大，平衡向右移动。
谢谢观看！！！
p Kn K p nB B
Kn
与温度、压力及配料比有关
45
复相化学反应 在有气体、液体及固体参与的多相体系中，如果凝聚相 （固相及液相）处于纯态而不形成固溶体或溶液，则在常 压下，压力对凝聚相的容量性质的影响可以忽略不计，凝 p p CaCO (s) CaO(s) CO ( g ) K p p 聚相都认为处于标准态。因此，在计算平衡常数时只考虑 气相成分。
$
$ ln K $ r H m 0, 0 T $ d ln K $ 0 r H m 0, dT
$ ln K $ r H m T RT 2 p
K $ 随温度的升高而增加 K
$
随温度的升高而降低
第三章 化学平衡和化学反应速率
第一节 化学平衡
3.1.1 化学平衡的特征 在一定条件下，既能向正向进行又能向逆向进行的反应称为可逆反应。
可逆反应之所以不能进行到底，是由于正反应进行的同时，逆反应 也在进行。例如CO的变换反应：
CO(g)+H2O(g) ⇌ CO2(g)+H2(g)
反应开始，反应物的浓度很大，随着反应的进行，反应物浓度逐渐 减小，生成物浓度逐渐增大，根据速度方程，正反应速度逐渐减 小，逆反应速度逐渐增大，到某一时刻，正、逆反应速度相等，从 而建立了化学平衡
转化速率：反应进度随时间的变化率
−
J
=
1 Δn γV Δ t
式中γ为反应物或生成物前的化学计量系数（反应物取负值，生 成物取负值 ）。V为反应体积。
对于等容反应（大多数反应属于这类反应）， V不变，可用浓度的 变化率来表示反应速率。
υ− = 1 Δ c
ν Δt
随反应的不断进行，由于反应物的浓度不断减少，生成物的浓 度不断增加，因此，大部分化学反应都不是等速进行的，因此上述 所计算的反应速度是该段时间内的平均反应速度。
3.4.2 浓度对反应速度的影响—质量作用定律
无数实验事实表明：对绝大多数化学反应来说，在一定温度下，增 大反应物浓度会加快反应速度。
反应速度与反应物浓度的定量关系可用质量作用定律(反应速度定律) 描述：恒温下，基元反应的化学反应速度与各反应物浓度以其化学 计量系数绝对值为指数的成幂的乘积成正比。
即对于任一基元反应： aA+bB=mC+nD
到在新的条件下建立新的平衡。
3.1.2 平衡常数 如合成氨的反应： N2(g)+3H2(g) ⇌ 2NH3(g)
在一定温度下达平衡时，用平衡时各物质的浓度表示的平衡常数。即可用Kc 表示。浓度表示形式[ ]，单位mol/L
第三章 化学平衡和化学反应速率PPT课件
14
3.1.3 多重平衡规则
例 3-3 在同一个容器中发生下面的反应：
(1) C(s)＋ 1/2 O2(g) ⇋ CO(g)
p(CO) / p
K1
1
p (O 2 ) / p Θ 2
(2) CO(g)＋ 1/2 O2(g) ⇋ CO2(g)K 2
p(CO 2) / p
1
p (C O ) / p p (O 2 ) / p 2
ΔrGm= νiΔfGm(生)- νiΔfGm(反)
=ΔfGm(N2O4，g)-2ΔfGm(NO2，g) =(99.8-255.3)kJ mol-1
-2.8kJ mol-1
由 Δ rG m = -R TlnK 得
lnK = - Δ rG m RT
2 .8 1 0 3 J m o l -1 8.314 J m ol-1 K -1 298K
若Q> K
则ΔrGm > 0 非自发
9
例3-1 将1.5 mol H2和 1.5 mol I2充入某容器中，使其在 793K下达平衡，经分析，平衡系统中含 HI 2.4 mol。求 下列反应在该温度下的K。
H 2g I2(g ) 2 H Ig
解：由反应式得：
起始时n/ mol
H2 g + I2(g)
概况二
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概况三
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2
3.1 化学平衡
1、可逆反应：一定条件下，既能向正反向进行又能 向逆方向进行的反应。 如: H2(g)+ I2(g) ⇌ 2HI(g)
2、化学平衡 ： 可逆反应的正、逆反应速率相等的状态。 平衡时ΔrG =0 化学平衡规律适用于各种化学平衡（电离平衡，酸碱平衡、 沉淀平衡、氧化还原平衡、配位平衡）。
3.1.3 多重平衡规则
例 3-3 在同一个容器中发生下面的反应：
(1) C(s)＋ 1/2 O2(g) ⇋ CO(g)
p(CO) / p
K1
1
p (O 2 ) / p Θ 2
(2) CO(g)＋ 1/2 O2(g) ⇋ CO2(g)K 2
p(CO 2) / p
1
p (C O ) / p p (O 2 ) / p 2
ΔrGm= νiΔfGm(生)- νiΔfGm(反)
=ΔfGm(N2O4，g)-2ΔfGm(NO2，g) =(99.8-255.3)kJ mol-1
-2.8kJ mol-1
由 Δ rG m = -R TlnK 得
lnK = - Δ rG m RT
2 .8 1 0 3 J m o l -1 8.314 J m ol-1 K -1 298K
若Q> K
则ΔrGm > 0 非自发
9
例3-1 将1.5 mol H2和 1.5 mol I2充入某容器中，使其在 793K下达平衡，经分析，平衡系统中含 HI 2.4 mol。求 下列反应在该温度下的K。
H 2g I2(g ) 2 H Ig
解：由反应式得：
起始时n/ mol
H2 g + I2(g)
概况二
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概况三
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2
3.1 化学平衡
1、可逆反应：一定条件下，既能向正反向进行又能 向逆方向进行的反应。 如: H2(g)+ I2(g) ⇌ 2HI(g)
2、化学平衡 ： 可逆反应的正、逆反应速率相等的状态。 平衡时ΔrG =0 化学平衡规律适用于各种化学平衡（电离平衡，酸碱平衡、 沉淀平衡、氧化还原平衡、配位平衡）。
大学化学 第三章 化学平衡
第二节 平衡常数
一、经验平衡常数 定义：在一定温度下，可逆反应达平衡时，各生成物的浓度 （或分压力）以化学计量数为幂的乘积与各反应物的浓度 （或分压力）以化学计量数为幂的乘积之比是一个常数，称 为经验平衡常数（或实验平衡常数）。
平衡常数 1、浓度平衡常数
实 验 编 号 1 2 3 4
H ( gIg ) ( ) 2 H I ( g )( 7 1 8 K ) 2 2
5 M n ( ) p 2 2
K
nO 2 H M H2O
2 4 5
6
平衡常数 2、多重平衡规则 如果一个化学反应是若干个分反应的代数和（差）， 在相同温度下，这个化学反应的标准平衡常数就等于分 反应的标准平衡常数的积（商）。 假设有三个化学方程式①，②和③，它们之间与其平衡 常数之间的关系为： (1)化学方程式③= ①+②，则K3=K1· K2 (2)化学方程式③= ①-②，则K3=K1/K2 (3)化学方程式③= n×①，则K3=K1n
化学反应等温式
S O ( g ) O ( g ) 2 S O ( g ) 例3-3：求化学反应 2 2 2 3 在600K时的平衡常数Kθ。
解：计算600K时的
fHm /kJ.mol-1
0.0079 0.0192 0.0257 0.00205 0 0
0.0400 0.00435 0.00435
平衡常数 大量实验证明，对任一化学反应
A BY Z( 5 . 1 ) A B Y Z
在一定温度下，当反应达到平衡时
Y Z [ Y ] [ Z ] K ( 常 数 ) c A B [ A ] [ B ]
( 5 . 2 )
物理化学第三章化学平衡
恒压下两边对Ｔ求导得
rG m / T T
R
d ln K dT
rH T
2
m
即
d ln K dT
rH m RT
2
――等压方程微分式
3-5 化学反应等压方程―Ｋ 与温度的关系
二、积分式 设ΔrHm 不随温度变化，前式积分得：
ln K T
为比较金属与氧的亲和力，不是用氧化物的ΔfGm 而
是用金属与1mol氧气作用生成氧化物时的ΔGm ：
2x y
M (s) O 2 ( g )
2 y
M xO
y
常见氧化物的 G m T 参见下图。
Gm T
3-8
0 -100 -200 -300 -400
图及其应
Fe3O4 Co K Zn Cr Na Mn V C CO Al Ni
3-2 复相化学平衡
(1)ΔrGm (298)==178-298×160.5×10-3=130.2(kJ/mol)
p(CO2)/p = K = exp(-
130 . 2 1000 8 . 314 298
)=1.5x10-23
p(CO2)= 1.5×10-18(Pa)
(2) ΔrGm (1110)=178-1110×160.5×10-3=0
3-7 平衡组成的计算
二、已知平衡组成计算平衡常数
例题：在721℃、101325Pa时，以H2 还原氧化钴(CoO) ，测得平衡气相中H2的体积分数为0.025；若以CO还原 ，测得平衡气相中CO的体积分数0.0192。求此温度下 反应 CO(g)+H2O(g)=CO2(g)+H2(g) 的平衡常数。 分析：乍一看所求反应与题给条件无关，但将两个还 原反应写出来，可以找到他们之间的关系。
化学第六版电子课件第三章化学反应速率及化学平衡
（c）注意“真”变和“假”变。若体系的压强变化而使反应物
或生成物的浓度发生变化即“真”变，否则是“假”变。如：
2SO2+O2
2SO3恒压时充入He。由于SO2、O2、SO3的物质的量
不变，体积V变大，∴浓度降低相当于“减压”，反应速率降低，
恒容时充入He，由于反应物生成物浓度不变体系压强不变相当
于“假”变。
浓度变化=
2 5
×0.06=0.024mol·L-1，∴B错误，同理
X的浓度变化为0.12mol·L-1，Y的浓度的变化量应第三章 化学反应速率及化学平衡
练习3：把0.6molX气体和0.4molY气体混合于容积为2L的容器中，使 其发生如下反应：3X(g)+Y(g) 11Z(g)+2W(g)，5min末生成 0.2molW，若测知以Z浓度变化表示的平均反应速率为0.01mol·l1·min-1则n的值为（ ）
若选用V(A)作标准：
A
VA=
1 2
VD=0.2mol/(L·S)
B
VA=
1 2
VC=0.25mol/(L·S)
C
VA=
1 2
VB=0.2mol/(L·S)
比较四个选项的VA的值，可选B。
第三章 化学反应速率及化学平衡
练习5：某温度时，图中曲线x、y、z是在2L容器中x、y、z三种 物质的物质的量R有时间的变化曲线。由图中数据分析，该反应 的化学方程式为_________。反应开始到2min，z的平均反 应速率为______。
A. 30℃ B. 40℃ C. 50℃ D. 60℃
分析：根据经验公式：V2=1.6mol·L-1·S-1 V1=0.1mol·L-1·S-1 t1=10℃代入算出t2=50℃
第3章 化学反应速率和化学平衡
4
例如：硫酸钡的沉淀反应，基本上是向 一个方向进行，其逆反应觉察不到：
Ba2++SO42- →BaSO4↓ 再如：氯酸钾的分解反应，在分解过程中 逆反应的条件还不具备，反应物就已耗尽：
2KClO3 ===M=△n=O=2== 2KCl+3O2 象这些反应实际上只能向一个方向进行 到底的反应称为不可逆反应。
化学反应速率和化学平衡是两类不同性质的问 题。前者属于化学动力学范畴，后者属于化学热力 学范畴，因此研究他们的方法有所不同。
2
第一节 化学平衡 (p44)
概述：化学平衡普遍存在于各类化 学反应中，它涉及到在给定条件下，一 种化学反应所能达到的最大限度。本节 主要讨论化学平衡的一般规律。
3
一、可逆反应与化学平衡
K = 0.197
最大转化率：反应达平衡后，反应物转 化为产物的百分数，也叫平衡转化率或理论 转化率。
28
三、平衡浓度和转化率的计算 转化率概念： 平衡时已转化了的某反应物的
量与转化前该反应物的量之比。即：
转化率
已转化了的某反应物的量 转化前该反应物的总量
100%
在恒容条件下可表示为：
转化率
某反应物的起始浓度 平衡浓度 某反应物的起始浓度
生成物产生 ([C]、[D]会增加)，因此正反应 速率会逐渐降低，逆反应速率会逐渐增加。 直至某一時間t，正反应速率＝逆反应速率， 反应达「化学平衡」。如图示：
7
反应速度→
V正 V正=V逆 （平衡）
V逆
0
达到平衡时间
时间→
化学平衡建立示意图 8
以 2NO2(g)→ N2O4(g) 进行实验所得数据說明之：
4 0.1600 5 0.0000
例如：硫酸钡的沉淀反应，基本上是向 一个方向进行，其逆反应觉察不到：
Ba2++SO42- →BaSO4↓ 再如：氯酸钾的分解反应，在分解过程中 逆反应的条件还不具备，反应物就已耗尽：
2KClO3 ===M=△n=O=2== 2KCl+3O2 象这些反应实际上只能向一个方向进行 到底的反应称为不可逆反应。
化学反应速率和化学平衡是两类不同性质的问 题。前者属于化学动力学范畴，后者属于化学热力 学范畴，因此研究他们的方法有所不同。
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第一节 化学平衡 (p44)
概述：化学平衡普遍存在于各类化 学反应中，它涉及到在给定条件下，一 种化学反应所能达到的最大限度。本节 主要讨论化学平衡的一般规律。
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一、可逆反应与化学平衡
K = 0.197
最大转化率：反应达平衡后，反应物转 化为产物的百分数，也叫平衡转化率或理论 转化率。
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三、平衡浓度和转化率的计算 转化率概念： 平衡时已转化了的某反应物的
量与转化前该反应物的量之比。即：
转化率
已转化了的某反应物的量 转化前该反应物的总量
100%
在恒容条件下可表示为：
转化率
某反应物的起始浓度 平衡浓度 某反应物的起始浓度
生成物产生 ([C]、[D]会增加)，因此正反应 速率会逐渐降低，逆反应速率会逐渐增加。 直至某一時間t，正反应速率＝逆反应速率， 反应达「化学平衡」。如图示：
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反应速度→
V正 V正=V逆 （平衡）
V逆
0
达到平衡时间
时间→
化学平衡建立示意图 8
以 2NO2(g)→ N2O4(g) 进行实验所得数据說明之：
4 0.1600 5 0.0000
第三章 化学平衡与热力学势函数
二.化学平衡的条件 化学平衡的条件
dP 从物理化学基础可知： 从物理化学基础可知： dG = −sdT + v +
在等温等压条件下： 在等温等压条件下： 自动过程： 自动过程： 平衡的条件： 平衡的条件：
∑µ dn
i
i
dG = ∑ idni µ
∑µ dn < 0 ∑µ dn = 0
i i
i i
3
例：N2 + 3H2 dnmol 3dnmol
−3µH2 + 2µNH3 ) < 0 µ µ 即： 2 NH3 − (µN2 + 3 H2 ) < 0 (µN2 + 3µH2 )反应物 > (2µNH3 )生成物
2
②达到平衡的条件： (µN 达到平衡的条件：
+ 3µH2 )反应物 > (2µNH3 )生成物
4
对于一般反应： 对于一般反应：aA + bB 自发进行和平衡的条件是： 自发进行和平衡的条件是：
∆µ = R ln P T
o
2 FeO
/ P ⋅ P 2 / P ⋅ Po / PFe2O3 O
o2
1 2
1 o2
∆µo = R ln T
K′ =
P
2 FeO
⋅P 2 O
1 2
1 2
PFe2O3
2 FeO
⋅P
3 − o 2
设:
P
⋅P 2 O
PFe2O3
⋅P
3 o −2
(5)
则：∆µ°= RT lnK′ °
13
4.ΔG 4.ΔG°的作用 （1）实际过程中ΔG°的作用 实际过程中Δ 在实际过程中，反应物和产物往往不是处在标准状态， 在实际过程中，反应物和产物往往不是处在标准状态， 因此不能用∆G°来判断。但为什么在许多场合下仍用Δ ° 因此不能用 °来判断。但为什么在许多场合下仍用ΔG° 做判据呢? 做判据呢? ∵ ∆G = - RTlnK + RTlnJ ∆G =∆G°= -RTlnK ° ∆G =∆G°+ RTlnJ ° 在对数项内，所以∆G° 从上式看到 J 在对数项内，所以 °要比 J 对∆G 的 影响来得大。也就是说， 影响来得大。也就是说，当∆G°的绝对值为某一大数值时， °的绝对值为某一大数值时， ∆G 的正负号就由 °来决定。因此在许多场合下常 用 的正负号就由∆G°来决定。 ∆G°近似地代替 来判断反应进行的可能性。 °近似地代替∆G 来判断反应进行的可能性。