化学反应速率及化学平衡.pptx

4.2 化学平衡及平衡常数化学平衡及平衡常数本章作业本章作业4.3 多重平衡原理多重平衡原理4.3 平衡常数的应用平衡常数的应用4.1 化学反应速率化学反应速率4.4 化学平衡的移动化学平衡的移动1第第4章章 化学反应速率与化学平衡化学反应速率与化学平衡(4h)2 4.1 化学反应速率理论基础化学反应速率理论基础4.1.1 化学反应速率化学反应速率4.1.2 影响化学反应速率的因素影响化学反应速率的因素第第4章章 化学反应速率与化学平衡化学反应速率与化学平衡(4h)1.平均速率平均速率(average rate)单位时间内反应物或生成物浓度的变化量单位时间内反应物或生成物浓度的变化量单位：单位：molL-1s-1 或或 molL-1min-1 或或 molL-1h-14.1.1 化学反应速率化学反应速率 4.1 化学反应速率理论基础化学反应速率理论基础2.瞬时速率瞬时速率(instantaneous rate)对于一般的化学反应对于一般的化学反应 aA +dD=eE +gG注：对于气相反应，也可用气体的分压代替浓度系统在某一时刻的反应速率系统在某一时刻的反应速率 4.1 4.1 化学反应速率理论基础化学反应速率理论基础例例1：N2(g)+3H2(g)=2NH3(g)t=0 s时时c(B)/molL-1 2.0 4.0 0.0 t=10 s时时c(B)/molL-1 1.0 1.0 2.0 4.1 4.1 化学反应速率理论基础化学反应速率理论基础1.碰撞理论碰撞理论气体气体 双双 分子间的反应分子间的反应(1)反应物分子发生碰撞是反应进反应物分子发生碰撞是反应进 行的先决条件，反应物分子碰行的先决条件，反应物分子碰 撞的频率越高，反应速率越快；撞的频率越高，反应速率越快；基本假设：基本假设：4.1.2 化学反应速率理论简介化学反应速率理论简介 4.1 4.1 化学反应速率理论基础化学反应速率理论基础（2）分子碰撞必须具备一定的）分子碰撞必须具备一定的能量能量 和方位和方位，才能发生，才能发生 有有 效效 碰碰 撞撞 化学反应。化学反应。例如：例如：4.1 4.1 化学反应速率理论基础化学反应速率理论基础无效碰撞无效碰撞有效碰撞有效碰撞有效碰撞：有效碰撞：能发生反应的碰撞能发生反应的碰撞 分子发生有效碰撞必须具备的能量分子发生有效碰撞必须具备的能量 能发生有效碰撞的分子能发生有效碰撞的分子 或：能量等于或大于临界能的分子或：能量等于或大于临界能的分子 活化分子的平均能量活化分子的平均能量 与反应物分子的平均能与反应物分子的平均能 量量 之差之差注：大多数反应的活化能在注：大多数反应的活化能在60250kJmol-1之间之间 4.1 4.1 化学反应速率理论基础化学反应速率理论基础临临 界界 能：能：活化分子：活化分子：活化能活化能(Ea)：4.1 4.1 化学反应速率理论基础化学反应速率理论基础只适用于及解释气体分子之间的反应问题只适用于及解释气体分子之间的反应问题不能解释反应的可逆性及副产物问题不能解释反应的可逆性及副产物问题不能解释反应过程的能量变化不能解释反应过程的能量变化碰撞理论的局限性碰撞理论的局限性2.过渡态理论过渡态理论(活化配合物理论活化配合物理论)化化学学反反应应不不是是通通过过反反应应物物分分子子间间的的简简单单碰碰撞撞就就能能完完成成，而而是是在在碰碰撞撞后后要要经经过过一一个个由由反反应应物物分分子子以以一定的构型存在的中间过渡状态一定的构型存在的中间过渡状态 4.1 4.1 化学反应速率理论基础化学反应速率理论基础活化配合物活化配合物 NO+O3 NO2+O2 O N O O O化学反应过程中能量变化曲线化学反应过程中能量变化曲线 4.1 4.1 化学反应速率理论基础化学反应速率理论基础1.不局限于气体分子之间的反应不局限于气体分子之间的反应2.可以很好的解释反应的可逆性及副产物问题可以很好的解释反应的可逆性及副产物问题3.可以解释反应过程的热效应可以解释反应过程的热效应过渡态理论的优点：过渡态理论的优点：4.1.3 影响化学反应速率的因素影响化学反应速率的因素内因：内因：反应物质的本性反应物质的本性外因：外界条件外因：外界条件浓度、温度、催化剂浓度、温度、催化剂 4.1 4.1 化学反应速率理论基础化学反应速率理论基础1.化学反应机理化学反应机理（1）基元反应基元反应(elementary reaction)由反应物分子直接碰撞发生相互由反应物分子直接碰撞发生相互作用一步生成产物分子的反应。作用一步生成产物分子的反应。特点：没有可用实验方法检测到的特点：没有可用实验方法检测到的中间产物中间产物2 NO2 2 NO+O2 4.1 4.1 化学反应速率理论基础化学反应速率理论基础例如：例如：（2）非基元反应）非基元反应(复合反应复合反应)由两个或两个以上的基元反应组合由两个或两个以上的基元反应组合而成的复杂反应而成的复杂反应特点：有可用实验检测到中间产物特点：有可用实验检测到中间产物的存在，但它被后面的一步或几步的存在，但它被后面的一步或几步反应消耗掉反应消耗掉 4.1 4.1 化学反应速率理论基础化学反应速率理论基础反应机理反应机理:注：绝大多数化学反应为非基元注：绝大多数化学反应为非基元 反应，基元反应为数很少反应，基元反应为数很少 4.1 4.1 化学反应速率理论基础化学反应速率理论基础例如：例如：反应过程中可以检测出反应过程中可以检测出H2O2(g)研究反应机理的意义：研究反应机理的意义：弄清反应如何进行，找出慢弄清反应如何进行，找出慢反应，有效控制反应的速度，以获得期望产物。反应，有效控制反应的速度，以获得期望产物。2.速率方程式速率方程式质量作用定律质量作用定律基元反应的瞬时反应速率与各反应物基元反应的瞬时反应速率与各反应物浓度以其配平系数为幂的乘积成正比浓度以其配平系数为幂的乘积成正比对于一般的基元化学反应对于一般的基元化学反应 4.1 4.1 化学反应速率理论基础化学反应速率理论基础k 速率常数速率常数关于速率方程式的几点说明：关于速率方程式的几点说明：（1）cA和和cD分别表示反应物分别表示反应物A和和D的初始浓度单位：的初始浓度单位：molL-1 （2）a、d分别称为反应对分别称为反应对A和和D的反应级数的反应级数反应总级数反应总级数:n=a+d n可为、和之间的分数可为、和之间的分数 4.1 4.1 化学反应速率理论基础化学反应速率理论基础 （3）反应速率常数反应速率常数 k 物理意义物理意义 单位反应物浓度时的反应速率或单位反应物浓度时的反应速率或 零级反应零级反应 molL-1 s-1 一级反应一级反应 s-1 二级反应二级反应 (molL-1)-1 s-1或或mol-1Ls-1 k的单位：的单位：（4）固体和纯液体不列入速率方程式中固体和纯液体不列入速率方程式中（5）气体反应物在速率方程式中可用分压代替浓度气体反应物在速率方程式中可用分压代替浓度(s)+O2(g)=CO2(g)4.1 4.1 化学反应速率理论基础化学反应速率理论基础(s)+O2(g)=CO2(g)注意：注意：k与与k在数值上不同在数值上不同（1）浓度浓度(或分压或分压)对化学反应速率的影响对化学反应速率的影响对于一般的基元化学反应对于一般的基元化学反应反应物浓度或分压增大，反应速率必然增大反应物浓度或分压增大，反应速率必然增大 4.1 4.1 化学反应速率理论基础化学反应速率理论基础3.影响化学反应速率的因素影响化学反应速率的因素（2）温度对化学反应速率的影响温度对化学反应速率的影响温度对化学反应速率温度对化学反应速率的影响主要体现在其的影响主要体现在其对速率常数对速率常数k的影响上的影响上多数反应随温度升高反应速率增大多数反应随温度升高反应速率增大 近似规律近似规律反应速率的反应速率的温度系数温度系数 4.1 4.1 化学反应速率理论基础化学反应速率理论基础式中：式中：k 反应速率常数反应速率常数 A 指前因子，对指定反应为常数指前因子，对指定反应为常数 e 自然对数的底（自然对数的底（e=2.71828）Ea 反应的活化能反应的活化能 R 理想气体常数理想气体常数经验式经验式 Arrhenius 公式公式 4.1 4.1 化学反应速率理论基础化学反应速率理论基础例如：例如：4.1 4.1 化学反应速率理论基础化学反应速率理论基础k-T 关系图关系图 k-T 图图 lnk-1/T 图图斜率：斜率：-12.4截距：截距：31.5 4.1 4.1 化学反应速率理论基础化学反应速率理论基础例例1.反应：反应：2N2O5(g)=4NO2(g)+O2(g)的的A=4.31013s-1，Ea=103.3kJ.mol-1，求，求300K和和400K时的反应速率常数时的反应速率常数k。（2）T=400K时时400K时的速率常数为时的速率常数为300K的的31500倍倍解解:(1)T=300k时时 4.1 4.1 化学反应速率理论基础化学反应速率理论基础例例2.试验测得反应试验测得反应 2NOCl(g)=2NO(g)+Cl2(g)在在300K和和400K的的反反应应速速率率常常数数分分别别为为：2.810-5和和7.010-1L.mol-1.s-1。求反应活化能、指前因子。求反应活化能、指前因子A值及值及500K时的时的k。解：解：T1=300K k1=2.810-5 L.mol-1.s-1 T2=400K k2=7.010-1 L.mol-1.s-1 4.1 4.1 化学反应速率理论基础化学反应速率理论基础 1、Ea处于方程的指数项中处于方程的指数项中,对对k有显著影响有显著影响,在室温下在室温下,每增每增加加 ,k值降低约值降低约80%；4、对不同反应，升高相同温度、对不同反应，升高相同温度,Ea大的反应大的反应k增大的倍数多。增大的倍数多。因此，升高温度对反应慢的反应有明显的加速作用。因此，升高温度对反应慢的反应有明显的加速作用。3、对同一反应，升高一定温度对同一反应，升高一定温度,在高温区值在高温区值增加较少，因此对于原本反应温度不高的反应增加较少，因此对于原本反应温度不高的反应，可采用升温的，可采用升温的方法提高反应速率；方法提高反应速率；2、温度升高、温度升高，k增大增大，一般反应温度每升高，一般反应温度每升高10oC，k将增大将增大24倍；倍；Arrhenius方程的进一步分析方程的进一步分析 4.1 4.1 化学反应速率理论基础化学反应速率理论基础 催化剂催化剂(catalyst)（3）催化剂对化学反应速率的影响）催化剂对化学反应速率的影响 正催化剂：能加快反应速率的催化剂正催化剂：能加快反应速率的催化剂能改变化学反应速率而本身能改变化学反应速率而本身质量和组成保持不变的物质质量和组成保持不变的物质 分分 类类 负催化剂：能减慢反应速率的催化剂负催化剂：能减慢反应速率的催化剂 又称抑制剂又称抑制剂 4.1 4.1 化学反应速率理论基础化学反应速率理论基础 催化作用的特点催化作用的特点只能对热力学上可能发生只能对热力学上可能发生 的反应起作用的反应起作用通过改变反应途径以缩短达到平衡的时间通过改变反应途径以缩短达到平衡的时间只有在特定的条件下催化剂才能表现活性只有在特定的条件下催化剂才能表现活性可同等程度地加快正、逆反应的速率可同等程度地加快正、逆反应的速率Ea减小，减小，k 增大增大 4.1 4.1 化学反应速率理论基础化学反应速率理论基础 催化作用催化作用(catalysis)的种类的种类 均相催化均相催化(homogenius)催化剂与反应物在同一相中的反应催化剂与反应物在同一相中的反应 多相催化多相催化(heterogenius)催化剂与反应物不属于同一相的反应催化剂与反应物不属于同一相的反应 酶酶(enzyme)催化催化:以酶为催化剂的反应以酶为催化剂的反应 4.1 4.1 化学反应速率理论基础化学反应速率理论基础催化剂对反应活化能的影响催化剂对反应活化能的影响 4.1 4.1 化学反应速率理论基础化学反应速率理论基础4.2 化学平衡及平衡常数化学平衡及平衡常数4.2.1 化学反应的可逆性及化学平衡化学反应的可逆性及化学平衡4.2.2 平衡常数平衡常数2024/4/22 周一周一 7:21314.2 4.2 化学平衡及平衡常数化学平衡及平衡常数32可逆性可逆性：在同一条件下在同一条件下，既能向一个方向进行，又能，既能向一个方向进行，又能 向相反方向进行向相反方向进行 化学反应是原子之间的化合或化合着的原子分解的化学反应是原子之间的化合或化合着的原子分解的过程，反应过程中矛盾的双方不能孤立存在过程，反应过程中矛盾的双方不能孤立存在 任何任何反应都具有一定的可逆性反应都具有一定的可逆性，但不同的反应，但不同的反应可逆可逆的程度不同的程度不同，各反应进行的，各反应进行的限度限度就不一样，就不一样，可逆程度小可逆程度小，反应进行的限度大，反之亦反之，反应进行的限度大，反之亦反之4.2.1 化学反应的可逆性及化学平衡化学反应的可逆性及化学平衡正、逆反应速率相等时体系所处的一种状态化学平衡：化学平衡：I2+H2 2HI 化学平衡条件平衡334.2 4.2 化学平衡及平衡常数化学平衡及平衡常数化学反应平衡的特征：化学反应平衡的特征：（1）化学平衡是动态平衡）化学平衡是动态平衡 （2）系统的组成不再随时间而变）系统的组成不再随时间而变 （3）平衡组成与达到平衡的途径无关）平衡组成与达到平衡的途径无关平衡状态平衡状态 化学反应达到的最大限度化学反应达到的最大限度344.2 4.2 化学平衡及平衡常数化学平衡及平衡常数354.2.2 平衡常数平衡常数 1.经验（试验）平衡常数经验（试验）平衡常数反应平衡时：反应平衡时：A、B、C、D的浓度不再改变，所以的浓度不再改变，所以浓度平衡常数浓度平衡常数对于可逆反应对于可逆反应 aA+bB eE+dD例如：H2(g)+I2(g)2HI(g)4.2 4.2 化学平衡及平衡常数化学平衡及平衡常数对于气相反应，平衡常数可以写为：对于气相反应，平衡常数可以写为：称为压力平衡常数称为压力平衡常数 对于同时有气、固和溶液参加的反应，如对于同时有气、固和溶液参加的反应，如：混合平衡常数混合平衡常数aA(g)+bB(aq)+f F(l)eE(s)+dD(g）364.2 4.2 化学平衡及平衡常数化学平衡及平衡常数在在一一定定温温度度下下，反反应应达达到到平平衡衡时时，有有关关物物质质的的浓浓度度（或或分分压压力力）以以其其相相应应的的化化学学计计量量系系数数为为幂幂的的乘乘积积是是一一个个常常数数称为试验（经验）平衡常数（称为试验（经验）平衡常数（K）。）。化学平衡定律化学平衡定律(试验平衡常数试验平衡常数具有单位具有单位)374.2 4.2 化学平衡及平衡常数化学平衡及平衡常数2.标准平衡常数标准平衡常数a-有关物种在平衡状态的相对浓度或相对分压力有关物种在平衡状态的相对浓度或相对分压力对于反应：对于反应：aA+bB=eE+f F当反应处于平衡状态时，其平衡常数可表示为当反应处于平衡状态时，其平衡常数可表示为对于气体：标准压力，100KPa对于溶液：标准浓度,1mol.L-14.2 4.2 化学平衡及平衡常数化学平衡及平衡常数39 K标准平衡常数标准平衡常数a 无单位，或单位为无单位，或单位为1标准平衡常数标准平衡常数K无单位，无单位，或单位为或单位为1 说明：相对平衡浓度用说明：相对平衡浓度用a表示，任意状态下浓表示，任意状态下浓 度用（度用（a）表示）表示4.2 4.2 化学平衡及平衡常数化学平衡及平衡常数对于气相反应对于气相反应如如40 对于溶液中的反应对于溶液中的反应 Sn2+(aq)+2Fe3+(aq)Sn4+(aq)+2Fe2+(aq)4.2 4.2 化学平衡及平衡常数化学平衡及平衡常数说明：说明：（1）K单位为单位为1（2）K只是温度的函数，与浓度、分压无关只是温度的函数，与浓度、分压无关41对于一般的化学反应对于一般的化学反应4.2 4.2 化学平衡及平衡常数化学平衡及平衡常数（3）标准平衡常数表达式必需与化学反应计量式相对应）标准平衡常数表达式必需与化学反应计量式相对应如：如：424.2 4.2 化学平衡及平衡常数化学平衡及平衡常数3.多重平衡原理多重平衡原理一种或几种物质（可以是反应物也可以是产一种或几种物质（可以是反应物也可以是产物）同时参与几个不同的反应，当体系中的物）同时参与几个不同的反应，当体系中的有关化学反应都达到平衡时，称为有关化学反应都达到平衡时，称为多重平衡多重平衡或同时平衡或同时平衡 多重平衡体系多重平衡体系多重平衡的平衡常数具有一定的关系多重平衡的平衡常数具有一定的关系多多重平衡原理重平衡原理4.2 4.2 化学平衡及平衡常数化学平衡及平衡常数例例3:已知25时反应 （1）2BrCl(g)Cl2(g)+Br2(g)的 =0.45（2）I2(g)+Br2(g)2IBr(g)的 =0.051计算反应（3）2BrCl(g)+I2(g)2IBr(g)+Cl2(g)的 。解：解：反应（1）+（2）得：2ClBr(g)+I2(g)2IBr(g)+Cl2(g)44方程式的和方程式的和平衡常数积平衡常数积4.2 4.2 化学平衡及平衡常数化学平衡及平衡常数例例4:已知25时反应（1）2BrCl(g)Cl2(g)+Br2(g)的 =0.45(2)2ClBr(g)+I2(g)2IBr(g)+Cl2(g)的计算反应（3）I2(g)+Br2(g)2IBr(g)的 。解：解：(2)-(1)得 I2(g)+Br2(g)2IBr(g)45方程式之差方程式之差平衡常数商平衡常数商4.2 4.2 化学平衡及平衡常数化学平衡及平衡常数4.平衡常数与热力学函数之间的关系平衡常数与热力学函数之间的关系平衡时：平衡时：J=K rG=0即：即：对于反应：对于反应：aA+bB=eE+f Fa-有关物种在任意状态下的相对浓度或相对分压力有关物种在任意状态下的相对浓度或相对分压力所以：所以：因为：因为：反应商反应商vant Hoff 等温式等温式4.2 4.2 化学平衡及平衡常数化学平衡及平衡常数所以：所以：假设假设 和和 不随温度变化，则不随温度变化，则 K只是温度的函数只是温度的函数可得：可得：4.2 4.2 化学平衡及平衡常数化学平衡及平衡常数例题例题5：已知：已知 ，求，求25时反应时反应 N2(g)+3H2(g)2 NH3(g)的标准平衡常数。的标准平衡常数。如此反应的如此反应的 ，试计算，试计算500 时该反应的平衡常数。时该反应的平衡常数。4.2 4.2 化学平衡及平衡常数化学平衡及平衡常数由由当反应温度为当反应温度为500 C时，由时，由可得：可得：则则从上述数据可看出，升高温度对合成氨不利从上述数据可看出，升高温度对合成氨不利 解：解：N2(g)+3H2(g)2NH3(g)25 C时，由时，由4.2 4.2 化学平衡及平衡常数化学平衡及平衡常数504.3.1 4.3.1 判断反应的程度判断反应的程度4.3.2 4.3.2 预测反应方向预测反应方向4.3 4.3 平衡常数的应用平衡常数的应用4.3.3 4.3.3 计算平衡组成计算平衡组成4.3.1 判断反应的程度判断反应的程度K愈大，反应进行得愈完全愈大，反应进行得愈完全K愈小，反应进行得愈不完全愈小，反应进行得愈不完全K不太大也不太小不太大也不太小(如如 10-3 K 103),反应物部分地转化为生成物反应物部分地转化为生成物4.3.2 预测反应方向预测反应方向 反应反应 aA(g)+bB(aq)+cC(s)=eE(g)+fF(aq)+dD(l)在任意状态下，有关物种的浓度关系可表示为：在任意状态下，有关物种的浓度关系可表示为：反应商反应商4.3 4.3 平衡常数的应用平衡常数的应用反应方向的商判据反应方向的商判据J K 反应逆向自发进行。反应逆向自发进行。52由由J 和和K的相对大小可以判断反应进行的方向的相对大小可以判断反应进行的方向4.3 4.3 平衡常数的应用平衡常数的应用例例6:反应反应 CO(g)+Cl2(g)COCl 2(g)在恒温恒容条件下进行。在恒温恒容条件下进行。已知已知373K时时K=1.5 108。反应开始时。反应开始时c0(CO)=0.0350molL-1，c0(Cl2)=0.0270 molL-1，c0(COCl2)=0。计算。计算373K反应达到平衡时各物种的分压和反应达到平衡时各物种的分压和CO的平衡转化率。的平衡转化率。4.3.3 4.3.3 计算平衡组成计算平衡组成解：解：CO(g)+Cl2(g)COCl 2(g)开始开始cB/(molL-1)0.0350 0.0270 0开始开始pB/kPa 108.5 83.7 0平衡平衡pB/kPa 108.5-(83.7-x)x (83.7-x)=24.8+x534.3 4.3 平衡常数的应用平衡常数的应用因K很大,x很小,则 83.7-x 83.7,24.8+x24.8平衡时:p(CO)=24.8kPa p(Cl2)=2.3 10-6 kPa p(COCl2)=83.7kPa544.3 4.3 平衡常数的应用平衡常数的应用554.4.1 4.4.1 浓度对化学平衡的影响浓度对化学平衡的影响4.4 4.4 化学平衡的移动化学平衡的移动4.4.2 4.4.2 压力对化学平衡的影响压力对化学平衡的影响4.4.3 4.4.3 温度对化学平衡的影响温度对化学平衡的影响4.4.4 Le Chatelier 4.4.4 Le Chatelier 原理原理4.4.1 浓度对化学平衡的影响浓度对化学平衡的影响对于溶液中的化学反应对于溶液中的化学反应，平衡时，平衡时，J=K 当当c(反应物反应物)增大或增大或c(生成物生成物)减小时减小时 J K 平衡向逆向移动平衡向逆向移动化学平衡的移动化学平衡的移动 当外界条件改变时，化学反应从一当外界条件改变时，化学反应从一种平衡状态转变到另一种平衡状态的过程种平衡状态转变到另一种平衡状态的过程4.4 4.4 化学平衡的移动化学平衡的移动例如：例如：25C时，反应时，反应 Fe2+(aq)+Ag+(aq)Fe3+(aq)+Ag(s)的的K=3.2。平衡时平衡时,J =K 当增大当增大Fe2+的浓度，的浓度，或减小或减小Fe3+的浓度时，会导致的浓度时，会导致 J K平衡向正向移动，可以提高平衡向正向移动，可以提高Ag+的转化率的转化率564.4.2 压力对化学平衡的影响压力对化学平衡的影响(1)部分物种分压的变化部分物种分压的变化 如如果果保保持持温温度度、体体积积不不变变，增增大大反反应应物物的的分分压压或或减减小小生生成成物物的的分分压压，使使J 减减小小，导导致致J K，平平衡衡向逆向移动。向逆向移动。(2)体积改变引起压力的变化体积改变引起压力的变化对于有气体参与的化学反应对于有气体参与的化学反应平衡时平衡时 aA(g)+bB(g)yY(g)+zZ(g)574.4 4.4 化学平衡的移动化学平衡的移动恒温下恒温下压缩为原体积的压缩为原体积的 时时即即对于气体分子数增加的反应对于气体分子数增加的反应即即向气体分子数减小的方向移动向气体分子数减小的方向移动x VB 1J K平衡向逆向移动平衡向逆向移动 B 0584.4 4.4 化学平衡的移动化学平衡的移动对于气体分子数减小的反应对于气体分子数减小的反应 例例7:某容器中充有某容器中充有N2O4(g)和和NO2(g)混合物，混合物，n(N2O4):n(NO2)=10.0:1.0。在。在308K,0.100MPa条件下条件下,发生反应发生反应:N2O4(g)NO2(g)K(308)=0.315 (1)计算平衡时各物质的分压；计算平衡时各物质的分压；(2)使使该该反反应应系系统统体体积积减减小小到到原原来来的的1/2，反反应应在在308K，0.200MPa条条件件下下进进行行，平平衡衡向向何何方方移移动动？在在新新的的平平衡衡条条件件下下，系统内各组分的分压改变了多少？系统内各组分的分压改变了多少？即即向气体分子数减小的方向移动向气体分子数减小的方向移动 B 0 x VB 1J K平衡向正向移动平衡向正向移动对于反应前后气体分子数不变的反应对于反应前后气体分子数不变的反应 平衡不移动平衡不移动 B=0 x B=1J=K4.4 4.4 化学平衡的移动化学平衡的移动解解：(1)反应在恒温恒压条件下进行反应在恒温恒压条件下进行 以以1molN2O4为计算基准，设平衡时消耗为计算基准，设平衡时消耗N2O4 x mol N2O4(g)2NO2(g)开始时开始时nB/mol 1.00 0.100平衡时平衡时nB/mol 1.00-x 0.10+2x平衡时平衡时pB/kPa 其中：其中：1.10+x=n总总4.4 4.4 化学平衡的移动化学平衡的移动（2）压缩后）压缩后平衡向逆反应方向移动平衡向逆反应方向移动此时有此时有 N2O4(g)2NO2(g)开开 始始 时时 nB/mol 1.00 0.100平衡平衡()时时nB/mol 1.00-y 0.10+2y平衡平衡()时时pB/kPa 614.4 4.4 化学平衡的移动化学平衡的移动624.4 4.4 化学平衡的移动化学平衡的移动4.4.3 温度对化学平衡的影响温度对化学平衡的影响 K是温度的函数。是温度的函数。温度变化引起温度变化引起K的变化，导致化的变化，导致化学平衡的移动学平衡的移动 对于放热反应，温度升高对于放热反应，温度升高，K减小减小 平衡向逆向移动平衡向逆向移动对于吸热反应，温度升高对于吸热反应，温度升高,K增大增大 平衡向正向移动平衡向正向移动634.4 4.4 化学平衡的移动化学平衡的移动温度对反应平衡的影响温度对反应平衡的影响温度对反应平衡的影响温度对反应平衡的影响N N2 2OO4 4N N2 2OO4 4 NO NO2 2 N N2 2OO4 4 NO NO2 2 低温低温低温低温 高温高温高温高温4.4 4.4 化学平衡的移动化学平衡的移动温度对反应平衡的影响温度对反应平衡的影响温度对反应平衡的影响温度对反应平衡的影响冰冰冰冰水水水水浴浴浴浴室室室室温温温温热热热热水水水水浴浴浴浴4.4 4.4 化学平衡的移动化学平衡的移动综合实例：工业合成氨循环生产工艺综合实例：工业合成氨循环生产工艺N2,H24.4 4.4 化学平衡的移动化学平衡的移动需要说明的问题需要说明的问题 催化剂不能使化学平衡发生移动催化剂不能使化学平衡发生移动 催化剂使正、逆反应的活化能减小相同的量，同等倍数增催化剂使正、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，不能改变平衡组成催化剂只能缩短反应达到平衡的时间，不能改变平衡组成4.4.4 Le Chatelier 原理原理 If a system at equilibrium is disturbed by a change in temperature,pressure,or the concentration of one of the components,the system will shift its equilibrium position so as to counteract the effect of the disturbance.）Le Chatelier原原理理只只适适用用于于处处于于平平衡衡状状态态的的系系统统，包包括括相相平平衡系统。衡系统。674.4 4.4 化学平衡的移动化学平衡的移动本章作业本章作业第二版教材第二版教材:P110-113习题习题 2（2）（）（3）（）（4）（）（6）、）、12、13、14、15、17、19、23