5化学平衡
5 化学平衡的移动(温度、催化剂)
rGm⊖ = ‒RTlnK
‒RTlnK
=
⊖
rHm
‒
TrSm⊖
⊖
rGm =
rHm⊖
‒
TrSm⊖
(吉布斯-亥姆霍兹方程)
⊖Leabharlann ⊖lnK = ‒ rHm + rSm 范特霍夫
RT
R
方程
不同温度 T1 ，T2 时,近似地认为rHm和⊖ rSm不⊖ 随温度变化。
⊖
⊖
lnK1 =
‒ rHm RT1
+
rSm R
⊖
⊖
lnK2 =
第三章 化学平衡
第一节 可逆反应与化学平衡 第二节 化学平衡常数 第三节 化学平衡移动
浓度对化学平衡的影响 压力对化学平衡的影响 温度、催化剂对化学平衡的影响 第四节 化学反应的方向和限度
第三节 化学平衡的移动
3. 温度对化学平衡的影响
K是温度的函数，T变化引起K的变化，导致化学平衡的移动.
热反应）方向移动；当降温（T2 < T1）时，可得K2 < K1，即平衡常 数随温度降低而降低，化学平衡向逆反应（放热反应）方向移动。
当ΔrH<0（放热反应），当升温（T2 ＞ T1）时，可得K2 < K1，即 平衡常数随温度升高而降低，化学平衡向逆反应（吸热反应）方向移
动。反之亦然。
温度的影响：升温时平衡向吸热反应方向移动； 降温时平衡向放热反应方向移动。
‒
rHm RT2
+ rSm R Shaanxi
⊖
ln K2= rHm
K1 R
1
(
T1
1
)
T2
⊖
ln K2= K1
rHm
化学关于平衡的知识点
化学关于平衡的知识点（经典版）编制人：__________________审核人：__________________审批人：__________________编制单位：__________________编制时间：____年____月____日序言下载提示：该文档是本店铺精心编制而成的，希望大家下载后，能够帮助大家解决实际问题。
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化学平衡
p
B
B
neq
B' B'
p
B
B
Kn
neq
B' B'
例1 已知反应
1 2
N
2
3 2
H
2
NH
3
在400℃、
30.4MPa时Kp=18.1×10-5kPa-1，原料气中N2
与H2的物质的量之比为1:3，试求N2的理论
转化率与平衡时NH3的摩尔分数。
解：
初始 1mol
3mol
0
平衡 (1-α)mol 3(1-α)mol
d
B
B
def
Kf
B
(
f
eq B
) B
( fGeq )g ( fReq )r L
(
f
eq D
)d
(
fEeq
)e
L
量纲为： p
B
B
以逸度表示 的平衡常数
K f =K d
pd
B
B
exp
ΔrGmd RT
pd
B
B
K f 只决定于反应本性和温度，与总压以及各物
质的平衡组成无关，也不受 pd 选取的影响
0
B
BB
DDEE
GG RR
B
B
B
DD
EE
GG
RR
< 0；未达到平衡 = 0；达到平衡 > 0；未达到平衡
1.标准平衡常数
K d def exp
B
B
Bd
RT
d B
BB
量纲为一
Bd
exp Bd
RT
K d 仅决定于反应本性和温度 p d 的不同取法也会影响 K d 的数值
自测习题 第5章 化学平衡
第5章 化学平衡思考题：1. 等温等压下，一个化学反应之所以能自发进行，是由于反应物的化学势的总和大于产物的化学势的总和，那么为什么反应总不能进行到底，而要达到平衡态？2. 对于理想气体反应，当气体开始浓度不同时，K \是不是相同？平衡组成是不是相同？3. 某一化学反应的标准摩尔吉布斯函数ΘΔm r G >0，这说明该反应不能自发进行，这个说法对么？为什么？4. 平衡移动原理（即勒沙特列原理）：如果对一个平衡系统施加外部影响，则平衡将向着减少此外部影响的方向移动。
试讨论温度、压力、惰性气体、添加某一反应物等对平衡移动的影响。
选择题：1. 有一理想气体反应A+B=2C ，在某一定温度下进行，按下列哪种条件可以用ΘΔm r G 直接判断反应方向和限度 （）A ．任意压力和组成；B ．总压100kPa ，物质的量分数x A =x B =xC =1/3C. 总压300kPa ，物质的量分数x A =x B =x C =1/3D. 总压400kPa ，物质的量分数x A =x B =1/4，x C =1/22. 气相反应2NO+O 2=2NO 2在27℃时的K p 与K c 之比约为 （）A ．4×10-4B ．4×10-3 C. 2.5×103 D. 2.5×1023. 实际气体的平衡常数K f 的数值与下列哪个因素无关 （）A ．标准态B ．温度 C. 压力 D. 体系的平衡组成4. 化学反应的平衡状态随哪个因素而改变 （）A ．体系组成B ．标准态C. 浓度标度D. 化学反应式中的计量系数 5. 在相同条件下有反应式 （1）A+B = 2C ， （2）1/2A+1/2B = C ，下列关系式正确的是A ．ΘΘΔ=Δ2,1,2m r m r G G ，ΘΘ=21K KB ．ΘΘΔ=Δ2,1,2m r m r G G ，221)(ΘΘ=K KC. ΘΘΔ=Δ2,1,m r m r G G ，221)(ΘΘ=K K D. ΘΘΔ=Δ2,1,m r m r G G ，ΘΘ=21K K 6. 反应2NO+O 2=2NO 2的Δr H m 为负值，反应达到平衡时，若要使平衡向产物方向移动，则 （）A ．升温加压B ．升温降压C. 降温加压D. 降温降压7. 反应C(s)+2H 2(g)=CH 4(g)在1000K 时Δr G m Θ=19.29kJ 。
物理化学核心教程(第二版)思考题习题答案—第5章 化学平衡
第五章 化学平衡一．基本要求1．掌握化学反应等温式的各种形式，并会用来判断反应的方向和限度。
2．了解标准平衡常数的定义，掌握标准平衡常数的各种表示形式和计算方法。
3．掌握标准平衡常数K 与r m G ∆在数值上的联系，熟练用热力学方法计算r m G ∆，从而获得标准平衡常数的数值。
4．了解标准摩尔生成Gibbs 自由能f m G ∆的定义和它的应用。
5．掌握温度对化学平衡的影响，记住van ’t Hoff 公式及其应用。
6．了解压力和惰性气体对化学平衡的影响。
二．把握学习要点的建议把本章放在多组分系统之后的目的，就是要利用多组分系统中介绍的化学势的概念和各种表示方式，来导出化学反应等温式，从而用来判断化学反应的方向与限度。
本章又用到了反应进度的概念，不过其值处在0 1 mol -的区间之内。
因为在利用化学势的表示式来计算反应的Gibbs 自由能的变化值时，是将化学势看作为一个定值，也就是在有限的反应系统中，化学进度为d ξ，如果在一个很大的系统中， 1 mol ξ=。
严格讲，标准平衡常数应该用绝对活度来定义，由于本教材没有介绍绝对活度的概念，所以利用标准态化学势来对标准平衡常数下定义，其含义是一样的。
从标准平衡常数的定义式可知，标准平衡常数与标准化学势一样，都仅是温度的函数，因为压力已指定为标准压力。
对于液相反应系统，标准平衡常数有其相应的形式。
对于复相化学反应，因为纯的凝聚态物质本身就作为标准态，它的化学势就是标准态化学势，已经归入r m G ∆中，所以在计算标准平衡常数时，只与气体物质的压力有关。
学习化学平衡的主要目的是如何判断反应的方向和限度，知道如何计算平衡常数，了解温度、压力和惰性气体对平衡的影响，能找到一个经济合理的反应条件，为科研和工业生产服务。
而不要过多地去考虑各种浓度表示式和各种平衡常数表示式之间的换算，否则会把自己搞糊涂了，反而没抓住主要内容。
由于标准平衡常数与r m G ∆在数值上有联系，r m ln p G RT K ∆=-，所以有了r m G ∆的值，就可以计算p K 的值。
高中化学 最困难考点系列 考点5 化学平衡移动原理 新人教版选修4
考点5 化学平衡移动原理【考点定位】本考点考查化学平衡移动原理的理解，重点是对勒夏特列原理的生疏与应用，涉及平衡的影响因素，特殊留意催化剂的使用不影响平衡的移动，无法用化学平衡移动原理解释，难点为平衡移动的结果只能减弱(不行能抵消)外界条件的变化。
【精确解读】1．化学平衡移动原理(勒夏特列原理)：转变影响平衡的一个条件(如浓度、压强、温度)，平衡就向能够减弱这种转变的方向移动，这就是勒夏特列原理．2．概念的理解：①影响平衡的因素只有浓度、压强、温度三种；②原理的适用范围是只有一项条件变化的状况，当多项条件同时发生变化时，状况比较简单；③定性角度：平衡移动的方向为减弱外界转变的方向；定量角度：平衡移动的结果只能减弱(不行能抵消)外界条件的变化。
【精细剖析】1．平衡移动原理是假如转变影响平衡的一个条件(如浓度、压强或温度等)，平衡就向能够减弱这种转变的方向移动，平衡移动原理适用的对象应存在可逆过程，如与可逆过程无关，则不能用平衡移动原理解释，平衡移动原理对全部的动态平衡都适用；2．平衡的移动只能减弱影响平衡的因素，不能消退这个因素。
【典例剖析】下列事实不能用平衡移动原理解释的是( )A．稀释重铬酸钾溶液，溶液颜色由橙变黄B．将氯气通入NaHCO3溶液中能得到较高浓度的HClO溶液C．含有Mn2+的草酸溶液中加入酸性高锰酸钾溶液，溶液颜色更易褪去D．酸碱中和滴定试验中，滴定终点指示剂颜色变化【答案】C【变式训练】下列事实不能用勒夏特列原理解释的是( )A．溴水中有下列平衡Br2+H2O⇌HBr+HBrO，当加入硝酸银溶液后，溶液颜色变浅B．合成氨反应(正反应为放热反应)，为提高氨的产率，理论上应实行降低温度的措施C．反应CO(g)+NO2(g)⇌CO2(g)+NO(g)(正反应为放热反应)，达平衡后，上升温度体系颜色变深D．对于2HI(g)⇌H2(g)+I2(g)，达平衡后，缩小容器体积可使体系颜色变深【答案】D【实战演练】1．下列事实不能用勒夏特列原理(平衡移动原理)解释的是( )①溴水中存在化学平衡：Br2+H2O⇌HBr+HBrO，当加入AgNO3溶液后，溶液颜色变浅②铁在潮湿的空气中易生锈③二氧化氮与四氧化二氮的平衡体系，增大压强后颜色加深④合成氨反应，为提高氨的产率，理论上应实行降低温度的措施⑤钠与氯化钾共融制备钾：Na(l)+KCl(l)⇌K(g)+NaCl(l)⑥反应CO(g)+NO2(g)⇌CO2(g)+NO(g)(正反应为放热反应)，达到化学平衡后，上升温度体系的颜色加深．A．①④B．②③C．②⑥D．②③⑥【答案】B【解析】A．加入AgNO3溶液后，AgNO3和HBr反应导致平衡正向移动，则溶液颜色变浅，能用平衡移动原理解释，故不选；②铁在潮湿的空气中易生锈是电化学腐蚀，不是可逆反应，故选；③增大压强，平衡正向移动，气体颜色变浅，但颜色加深是体积缩小，二氧化氮浓度变大，不能用平衡移动原理解释，故选；④合成氨反应是放热反应，降低温度平衡正向移动，提高氨的产率，故不选；⑤K为气体，减小生成物的浓度可使平衡正向移动，能用勒夏特列原理解释，故不选；⑥反应CO(g)+NO2(g)⇌CO2(g)+NO(g)(正反应为放热反应)，达到化学平衡后，上升温度平衡逆向移动，所以二氧化氮的浓度变大，体系的颜色加深，故不选；故答案为B。
高中化学五个平衡教案
高中化学五个平衡教案课题：化学平衡教学目标：1. 了解化学平衡的概念和特点。
2. 掌握化学平衡方程式的表示方法。
3. 理解平衡常数的意义和计算方法。
教学重点：1. 化学平衡的概念和特点。
2. 化学反应的平衡方程式。
3. 平衡常数的计算方法。
教学准备：1. 实验器材：试管、试剂等。
2. 教学工具：PPT、黑板、教案等。
教学过程：一、导入通过一个简单的化学反应例子引导学生思考化学反应的平衡过程。
二、讲解1. 理解化学平衡的概念和特点。
2. 掌握化学反应的平衡方程式的表示方法。
3. 讲解平衡常数的计算方法。
三、实验进行一个简单的化学反应实验，让学生观察反应平衡的过程。
四、总结总结本节课学习的内容，强调化学平衡的重要性。
五、作业布置相关作业，巩固学生对化学平衡的理解。
教案二课题：化学平衡教学目标：1. 了解化学平衡的概念和现象。
2. 掌握化学平衡方程式的表达方法。
3. 理解平衡常数的意义和计算方法。
教学重点：1. 化学平衡的概念和特点。
2. 化学反应的平衡方程式。
3. 平衡常数的计算方法。
教学准备：1. 实验器材：试管、试剂等。
2. 教学工具：PPT、黑板、教案等。
教学过程：一、导入通过一个简单的化学反应例子引导学生思考化学平衡的概念。
二、讲解1. 理解化学平衡的概念和特点。
2. 掌握化学反应的平衡方程式的表达方法。
3. 讲解平衡常数的意义和计算方法。
三、实验设计一个与化学平衡相关的实验，让学生亲身体验化学反应的平衡过程。
四、讨论组织学生讨论实验结果，引导他们对化学平衡的认识深化。
五、总结总结本节课学习的内容，强调化学平衡在化学反应中的重要性。
六、作业布置相关作业，巩固学生对化学平衡的理解。
以上是两个高中化学化学平衡的教案范本，希望能帮到您。
第五章化学平衡教程
=
Ky
c d yC yD
y y
a A
b B
y
B
B B
b. Ky与 K
Kp，Kc关系 ： K K y ( p / p ) B
B Ky p
Kp
Kc
B Ky p
( RT )
B
c. Ky是？函数： Ky=f（T,p）
01:02:20
（4）Kn ——用物质的量表示的平衡常数
（1） 化学反应的方向和限度；
（2） 平衡常数的热力学计算； （3） 各种因素（温度、压力等）对平衡的影响。
01:02:20
§ 1 化学反应的平衡条件和平衡常数的推导
§ 2 理想气体化学反应的等温方程
§ 3 平衡组成的计算
§ 4 化学反应的标准摩尔吉布斯函数与平衡常数的计算 § 5 温度对平衡常数的影响 § 6 影响化学平衡的其它因素 § 7 同时反应平衡组成的计算
ν
p 其中的 B p
/ B
是反应物及产物的 p p
νB
/ B
的连乘积。
νB
因为反应物计量系数 vB 为负，产物计量系数vB 为正，所以它 的形式是
p p
产物
/p
反应物
/p
ν产 物 ν反 应 物
，所以它被称作压力商 Jp 。
01:02:20
a. 表达式： K n
=
c d nC nD
n n
a A
b B
n
B
B B
b. Kn与 K
Kp，Kc关系 ： K K p / p n
B nB
c. Kn是？函数：Kn=f（T,p）
第5章 化学平衡
x2 (0.02 x)2
9
x 3, 0.02 x
x 0.015(mol dm3 )
已转化掉的 [ CO ] 为 0.015 mol ·dm－3 ，
所以，转化率 [CO]转化 100% 0.015 100% 75%
[CO]t0
0.02
若改变温度，使 Kc = 1， 求转化率 。
2NO2(g)
2NO2(g)
N2O4(g )
Kc = 1/ Kc ´= (Kc " )2
1/2 N2O4(g )
NO2(g)
⑵ 纯固体、纯液体的浓度或分压不写入平衡常数的表 达式。
CaCO3 (s)
CaO(s) +CO2(g)
⑶ 在稀水溶液中进行的反应，水的浓度视为常数，不写
入平衡常数表达式。
NH4+ + H2O
向进行，此时正反应的速率最大；随着反应的进行，CO
(g) 和H2O (g) 的数目减少，正反应速率逐渐降低。
随着反应的进行，CO2和H2分子数目增多，逆反应 速率逐渐增大，当体系内正反应速率等于逆反应速率时， 体系中各种物质的浓度不再发生变化，建立了一种动态 平衡，称做化学平衡。
化学平衡的特征：
1. 化学平衡是△rG = 0 时的状态 2. V正 = V逆 （动态平衡） 反应物和产物的浓度不再改变，平衡态是反应达 到的最大程度。 3. 化学平衡是有条件的平衡。
一、经验平衡常数
参与反应的物质按一定比例组成反应混合物。平衡时， 各组分的浓度不再改变。
对于一般可逆反应 a A + b B T g G + h H
平衡时，
[G]g [H]h [A]a [B]b
第5章 化学平衡原理要点
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rGmΘ
r
H
Θ m
Tr SmΘ
41.16 673 (0.042 )
12.89kJ mol 1
②求Kθ
lnK(T) ΔrGm T
RT
12.89 103 2.304 8.314 673
=-41.16kJ·mol-1 △Sθ(298.15K)={Sθ(CO2, g, 298.15K) + Sθ(H2, g, 298.15K)}
-{Sθ(CO, g, 298.15K) + Sθ(H2O, g, 298.15K)} ={213.64+130.574-197.56-188.72)}J·mol-1·K-1
用符号KΘ表示。
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标准平衡常数
K
pEeq pAeq
p e pFeq p a pDeq
p p
f d
B
pBeq p vB
0 rGm (T ) RT ln K
rGm (T ) RT ln K 或 ln K rGm (T ) RT
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如合成氨的反应：
N2(g) + 3H2(g)
2NH3(g)
K1
p p eq
2
NH3
peq N2
p
peq H2
p 3
1/2N2(g) + 3/2H2(g)
NH3(g)
K
2
peq N2
p p eq
NH3
1
p p 2 eq H2
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根据反应式，pNH3 2pCO2
2
p NH3
11.75 3
7.83(kPa)
21
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1
pCO2
11.75 3
3.92(kPa)
Kp
7.83 100
2
3.92 100
2.40 104
例: 已知CaCO3(s) 时
CaO(s)+CO2(g)在298K
△H =178 kJ·mol –1, △S =161J/mol·K， 计
CaCO3 (s)
CaO(s) +CO2(g) K p pCO2
10
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3. 在稀水溶液中进行的反应，水的浓度视 为常数，不写入平衡常数表达式。
例： NH4+ + H2O
NH3·H2O + H+
Kc
c c NH3H2O H cNH4
4. 反应相加,平衡常数相乘。
例：① H2S
H+ + HS-
)h )d
Qc
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28
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1. 若增大反应物的浓度或减少产物的浓度.
Qc < Kc , △G < 0 , 反应正向进行。 直到：Qc = Kc
2. 若增大产物的浓度或减少反应物的浓度. Qc > Kc , △G > 0 ，反应逆向进行。 到 Qc = Kc 止.
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29
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△G = - RT ln (pG / p )g (pH / p )h (pA / p )a (pD / p )d
pA、pD 、pG 、pH 分别是A、D、G、H
物质在平衡时的压力。
△G = - RT ln Kp Kp 称为标准压力平衡常数
Kp Kp (P )n
n (g h) (a d)
Kp
p2 NO2
p N 2O4
9
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2NO2(g)
N2O4(g )
K
' p
p N 2O4 p2
NO2
1/2 N2O4(g )
NO2(g)
K
'' p
pNO2
1
(pN2O4 ) 2
Kp = 1/ Kp´= (Kp " )2
2. 纯固体、纯液体的浓度或分压不写入平 衡常数的表 达式。例：
物质在平衡时的浓度。
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17
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G
RTln (cG / c (cA / c
)g (cH / c )a (cD / c
)h )d
G RTln Kc
Kc 称为标准浓度平衡常数。
Kc Kc (c )n
由于c = 1mol/L，数值上 Kc = Kc
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18
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等温方程式可写成： △G = - RT ln K + RT ln Q
2NH3(g)在 500K时的Kp .
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23
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解： N2 (g) + 3 H2(g)
△Hf 0
0
S 191.5 130.6
NH3(g) -46.2 kJ.mol-1 192.5 J.K-1. mol-1
△H298 = 2 (-46.2 ) – 0 - 0 = - 92.4(kJ.mol-1)
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例 ：已知氨基甲酸铵NH4CO2NH2 在蒸发时 完全解离为氨和二氧化碳：NH4CO2NH2（s）
2NH3(g)+CO2(g)，测得在25℃平衡时气体 的总压力11.75kPa，求反应 的平衡常数Kp .
解： NH4CO2NH2（s）
2NH3(g) + CO2(g)
Kp (pNH3 / p )2 (pCO2 / p )
0.0208(mol )
4
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5. 1 可逆反应与化学平衡
5.1.1 可逆反应
在同样的条件下，既可向一方向进行 又可向相反进行的反应称为可逆反应。
例： a A + d D
gG + hH
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5
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初始： 平衡：
v正 > v逆 v正 = v逆
平衡态的特点： 1. v正 = v逆 （动态） 2. 反应物和产物的浓度不再改变。平
6.75 = - 8.314×500×10-3lnK lnK = 6.75 /(- 8.314×500×10-3) = - 1.624
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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25
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例： 800℃时，反应CO(g)+ H2O(g) = CO2(g)+ H2(g) Kc =1,反应开始时CO的浓度为2mol/L, H2O 的浓度为为3mol/L，求平衡时各物质 的浓度及CO的转化率。
0.52升的氢气，计算氢气的分压和氢气
的物质的量。(已知293K时水的饱和蒸
气压为 2.338 k Pa).
解：根据分压定律 pH2 p总 pH2O pH2=100 - 2.338 = 97.66 (k Pa)
pH2 V nH2 RT
nH2
pH2 V RT
97.66 0.52 8.314 293
任意状态下的化学反应方向的判据： Q < K ，△G < 0 , 正反应自发进行。 Q > K ，△G > 0 , 逆反应自发进行。 Q = K ，△G = 0 , 反应达平衡。
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19
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标准平衡常数K 的有关计算： 例：求下列反应在25℃时的KP.
2SO2(g)+O2(g) 2SO3(g)
△G =△G +RT ln (pG' / p )g (p'H / p )h (p'A / p )a (p'D / p )d
上式称为化学反应的等温方程式。
p'A、p
'D、p
'G、p
' H
分别为任意状态下
的A、D、G、H 物质的压力。
13
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p / p p / 100kPa
相对压力
(pG' / p (p'A / p
)g (p'H / p )a (p'D / p
)h )d
Qp
Qp 称为相对压力商
反应达平衡时， △G = 0，等温方程式为：
△G =△G
+RT ln (pG' / p (p'A / p
)g (p'H / p )a (p'D / p
)h )d
0
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14
衡态是反应达到的最大程度。
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6
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5.1.2 平衡常数
实验证明：化学反应达平衡时，反 应物、产物浓度的比值是一常数。
可逆基元反应 ：aA + dD
gG + hH
v正 k 正caAcdD
v逆 k 逆cGg chH
平衡时： v正 = v逆
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KC
k正 k逆
cGg chH caA cdD
K1
cHS cH cH2S
11
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② HS-
H+ + S2-
K2
cH cS2 c HS
① + ② 得： H2S
2H+ + S2-
K
K1
K2
c2 H
c S
2
cH2S
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5.2 标准平衡常数与△G
气体反应：a A + d D gG + h H 等温等压下，热力学推导证明：
)
1 4 Kp
Qp< Kp , △G < 0 , 反应正向进行.
到 Qp = Kp 止。
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反之，总压力减小为原来的二分之一，则
Qp
1 ( 2 pNH3
/p
)2
1 ( 2 pH2
/p
)
3
(
1 2
p
N
2
/p
)
4Kp
Qp >Kp ， △G > 0 , 反应逆向进行。
直到 Qp = Kp 止。
△S298 = 2×192.5 - 191.5 - 3×130.6
= -198.3 J.K-1. mol-1 根据 △GT ≈ △H298 - T △S298
△G500≈-92.4-500×(-198.3)×10-3
= 6.75 (kJ/mol)
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代入 △G = - RT ln K
CO 的转化率 = ( 1. 2 / 2 )×100% = 60%
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5.3 化学平衡的移动
影响平衡的因素有浓度、压力、温度。
5.3.1 浓度对平衡移动的影响
aA+dD
gG + hH
△G = - RT ln Kc + RT ln Qc
(c'G / c (c'A / c
)g (c'H / c )a (c'D / c