当前课程知识点：无机化学 > 第3章 化学反应速率与化学反应平衡 > 3.3 化学平衡理论 > 3.3.1 化学平衡理论
同学你好
这一小节我们要讲的是化学平衡理论
对于一个可逆反应来说
反应进行到一定程度
在一定的条件下
它会达到一个平衡状态
在这个平衡状态过程当中
正逆反应速率相等
从宏观上看
好像这个反应已经停止了
反应物和生成物的浓度
都不再随着时间的改变而改变
这个状态
就是一个化学平衡状态
化学平衡状态
对于一个化学反应来说也是非常重要的
因为它决定了一个反应在一定条件下
所能进行的最大程度
化学平衡状态是一个动态的平衡
在平衡状态下
正逆反应速率相等
它们都不为零
正逆反应
实际上都没有停止
只是因为速率相等
所以使得反应物和生成物的浓度
都不再随时间的改变而改变
对于一个化学平衡状态来说
它还有另外一个重要的特征
这个重要的 特征
就是平衡常数
对于一个化学反应来说
当它达到平衡状态的时候
它的平衡浓度
或者是平衡分压的比值是一个常数
所以下面
我们定义了标准平衡常数的概念
我们看一看标准平衡常数怎么表示
假如说这是一个溶液当中的反应
A加B生成C和D
ABCD都是溶液当中的溶质
在平衡状态下
它的标准平衡常数K0等于什么
等于C物质的浓度
除以C0
C0是热力学的标准态
就是一摩尔每升
然后C次幂乘以D物质的浓度
平衡浓度除以C0它的D次幂
然后下面
是反应物A的平衡浓度
C除以C0的A次幂
乘以B物质的平衡浓度除以C0的B次幂
这是溶液当中的反应
相当于用他们的平衡浓度除以它们的标准态
然后以相应的系数为幂指数
然后进行乘积进行计算
假如是一个气相当中的反应
ABCD都是气体
那它的标准平衡常数等于什么
等于C的平衡分压P比上P0
P0也是热力学的一个标准态
P0等于1个大气压等于100kPa
除以P0的C次幂
然后用D的平衡分压除以P0的D次幂
下面再除上A和B的平衡分压
除以P0分别以系数为幂指数
所以气相当中的反应
用的是他的平衡分压除以P0
然后以系数为幂指数进行乘积来进行计算
所以针对标准评常数表达式的写法
我们进一步给大家说明几点
第一点
如果反应方程式里面有固体液体
或者稀溶液的溶剂
比如说水分子
那么我们在计算标准平衡常数的时候
这样的物质在表达式当中一律是不出现的
如果这个反应放置当中有气体
有溶液当中的物质
那么我们大家要注意了
如果是气体就以相对分压来表示
如果是溶液当中的物质就是以相对浓度来表示
所以在标准平常和计算过程当中
如果一个反应方程式有气体有溶液当中的物质
那么就分别以P比P0和C比C0来进行计算
在平衡常数的表达式当中
我们是用各个物质的平衡浓度
或者是平衡分压除以相应的标准态
然后以系数为幂指数的
所以
平衡常数的表达式
它与反应方程式是一一对应的
那么也就是同一个反应
如果你变换不同的物质的系数
计算出来的平衡常数是不一样的
在标准平衡常数的计算过程当中
我们利用的是C比C0和P比P0
所以这样的话
K0就没有单位了
K0和速率常数K正K逆之间
存在着这样一个定量关系式
那么这个定量关系式
在下面的分析当中我们还要用到
K0作为化学平衡状态的一个重要的特征
它代表了这个反应所能进行的最大的限度
对于一个可逆反应来说
它的标准平衡常数K0要是越大
说明这个反应正向进行的程度越大
正反应进行得越完全
K0是温度的函数
它和反应的浓度变化是没有关系的
下面我们分别来探讨一下
对于吸热和放热反应K0
K0随温度T的变化关系
首先我们看看吸热反应
吸热反应它的焓变是大于零的
按照焓变和正逆反应活化能的关系
我们可以知道
正反应的活化能大于逆反应的活化能
按照活化能和速率常数K的关系
按照阿伦尼乌斯的方能是温度升高
正逆反应的速率常数都是增加的
但是由于正反应的活化能
大于逆反应的活化能
所以K正增加的倍数要大于
K逆增加的倍数
按照K0等于K正比K逆
所以这个K0是增加的
也就是说对于吸热反应来说
我们升高温度
它的平衡常数K0是增加的
放热反应和他的情况相反
放热反应得H小于零
正反应的活化能
小于逆反应的活化能
当我们升高温度的时候
正反应的速率常数K正增加的倍数
要小于K逆增加的倍数
所以K0是下降的
对于放热反应
我们升高温度
K0是降低的
对于不同的反应方程式
当它们相加或相减
得到另外一个反应方程式的时候
他们的标准平衡常数之间是什么样的关系
这里面有一个经验规则叫做多重平衡规则
当反应方程式相加或相减
得到另外一个反应式的时候
它的标准平衡常数会等于这几个反应的
平衡常数的乘积或者是商相加的时候
相加的时候对应的是乘积的关系
相减的时候对应的是商的关系
应用多重平衡规则
我们可以根据已知反应的平衡常数
来计算未知反应的平衡常数
比如说下面有道例题
我们已知一氧化氮和液溴反应生成溴化氧氮
它的标准平衡常数是这么多
我们还知道液溴的饱和蒸汽压是这么多
我们就可以计算
一氧化氮和溴蒸气反应生成溴化氧氮它的
标准平衡常数
大家利用课下的时间可以把它计算一下
下面
我再给大家讲一个热力学概念
叫做反应商J
反应商J是一个什么概念
对于任意的一个化学反应
A加D生成E和F
那么反应商J和我们前面讲的
标准平衡常数表达式它的要求是一模一样的
所以对于这个反应来说
A是溶液当中的物质
D是固体E是溶液当中的物质F是气体
它的反应商J等于E的浓度除以C0
然后E次幂
F的分压除以P0F次幂
A的浓度除以C0它的A次幂
D因为是固体
在反应商J的表达式当中是不出现的
反应商J和标准平衡常数有什么区别
大家注意
带入反应商J的这些数值CP
它是任意状态下的数据
而我们讲的
代入标准平衡常数里面的数据
必须是平衡状态下的数据
所以这是二者的区别
下面我们分析两个特殊状态
一个特殊状态
是我这个反应体系正好是处于热力学的标准态
那么也就是说我的反应物和生成物
都处于标准态下
意味着什么
溶液当中的物质浓度就是C01摩尔每升
那么它的分压
P等于P0等于100kPa
这种条件下
我们带入到J的表达式里面算
算出来的J的数值就是一个特殊的数就是1
相当于我们这个反应是在标准态下进行的
这时候这个反应的ΔG就等于ΔG0
这是第一个特殊状态
第二个特殊状态
是我这个反应正好是处于平衡状态
那不用说了
反应商J就和K0是相等的
按照最小自由能原理
ΔG就是等于0的
有了反应商J的概念
下面我们要介绍一个化学热力学
非常重要的关系式
就是范德霍夫的等温方程式
这个等温方程式
它解决了ΔG和ΔG0之间的计算关系
我们看一下
对于任意的一个可逆反应这是一个任意的反应
它在非标准态下反应的
吉布斯自由能变ΔG和标准态下的
吉布斯自由能变ΔG0
再加上RTlnJ
这个就是范德霍夫的等温方程式
对于一个化学反应来说
我们用ΔG可以判断反应进行的方向
之前我们学的都是ΔG0的计算
下面
应用范德霍夫等温方程式
我们就可以计算
这个反应在任意状态下的ΔG
在范德霍夫等温方程式的基础之上
我们之前讲了最小自由能原理
当一个反应达到平衡状态的时候
这时候这个反应ΔG是等于0的
我们把这个条件
带入到范德霍夫等温方程式
我们会得到下面这个关系式
ΔG0等于负的RTlnK0
这个公式
是非常重要的
它可以帮助我们解决什么问题
我们如果已知一个反应的ΔG0
那么我们就可以算出它的K0
这个K0
对于一个可逆反应来说
就是它正向进行的最大程度
这个计算
在我们反应设计的时候是非常重要的
这个公式
也有两个变化形式
就是lnK0等于负的ΔG0除以RT
和lgK0等于负的ΔG0÷2.303RT
所以这就反应了
温度TK0和ΔG0它们之间的关系
所以这个公式是非常重要的
在这个公式的基础之上
我们看看K0和T之间的定量关系式
第一个式子就
lgK0等于负的ΔG0÷2.303RT
这个是ΔG0等于焓变减去温度乘以商变
这是吉布斯函数的定义式
我们把下面的这个式子
带入到上面这个公式里面去
我们就得到什么
-2.303RT乘以
lgK0等于ΔH0减去T乘ΔS0
我们稍微做一下数学变换
我们就得到
lgK0等于-ΔH0÷2.303RT
加上ΔS0÷2.303R
这个公式
它就反应了K0和温度T之间的关系
因为在无机化学里面
我们对一个反应体系
我们可以近似的认为
焓变和商遍布随着温度的改变而改变
所以我们根据这个式就可以很方便地判断出
这个T和K0之间的变化关系
比如说我们讲现在一个吸热反应
一个吸热反应它的ΔH就是大于零的
负的ΔH就是小于零的
当我升高温度的时候
T分之一是减少的
但是前面有个负数就是增加的
所以这样的话算出来K0就是增加的
所以通过这个定量关系式
我们可以得到对于吸热反应我温度升高
K0是增加的
我们如果以lgK0对T分之一作图
我们会得到一条直线
这条直线的斜率就是-ΔH0÷2.303R
它的截距是ΔS0÷2.303R
所以我们可以根据这个定量关系式
进行一些相关计算
如果我们已知两个不同温度下的
T1K10和T2K20
它们的平衡常数之间
也会存在着一个这样的一个定量关系式
假如说我已知
反应的焓变已知任意一个温度下的T1K10
那么我们就可以求出
另外一个温度下的标准平衡常数
这部分计算我们书上都有相应的例题
大家回去自己看一下
以上就是这一小节知识点的内容
-1.1 物质的聚集状态和分压定律
--第1.1节讨论 应用理想气体状态方程的时候应注意哪些问题
--第1.1节测试 物质的聚集状态和分压定律
-1.2 稀溶液的依数性
--第1.2节讨论 为什么讨论稀溶液的依数性时将溶质限定为难挥发非电解质
--第1.2节测试 稀溶液的依数性
-第1章测试 物质的聚集状态
-2.1 化学热力学基本概念
--第2.1节测试 化学热力学基本概念
-2.2 化学反应热效应
--第2.2节测试 化学反应的热效应
-2.3 化学反应热效应计算
--第2.3节测试 化学反应热效应计算
-2.4 化学反应方向判据
--第2.4节测试 化学反应方向判据
-第2章测试 化学热力学基础
-3.1 影响化学反应速率的因素
--第3.1节测试 影响化学反应速率的因素
-3.2 化学反应速率理论
--第3.2节讨论 有人说根据反应方程式可以直接写出速率方程，这种说法对吗？
--第3.2节测试 化学反应速率理论
-3.3 化学平衡理论
--第3.3节测试 化学平衡理论
-3.4 化学平衡移动
--第3.4节测试 化学平衡移动
-第3章测试 化学反应速率与化学反应平衡
-4.1 酸碱理论
--第4.1节讨论 阿雷尼乌斯电离理论、酸碱质子理论和酸碱电子理论各有什么优缺点？
--第4.1节测试 酸碱理论
-4.2 水的电离平衡
--第4.2节测试 水的电离平衡
-4.3 弱酸弱碱平衡
--第4.3节测试 弱酸弱碱平衡
-4.4 盐水解平衡
--第4.4节测试 盐水解平衡
-4.5 缓冲体系
--第4.5节讨论 人体血浆中有哪些缓冲系统，最重要的是哪一个？
--第4.5节测试 缓冲体系
-第4章测试 酸碱平衡
-5.1 溶度积常数
--第5.1节测试 溶度积常数
-5.2 溶度积常数与溶解度换算关系
--第5.2节测试 溶度积常数与溶解度换算关系
-5.3 溶度积规则
--第5.3节测试 溶度积规则
-5.4 影响沉淀生成因素
--第5.4节测试 影响沉淀生成因素
-5.5 分步沉淀
--第5.5节测试 分步沉淀
-5.6 沉淀溶解
--第5.6节测试 沉淀溶解
-5.7 沉淀转化
--第5.7节测试 沉淀转化
-第5章测试 沉淀-溶解平衡
-6.1 原电池
--第6.1节测试 原电池
-6.2 电极电势
--第6.2节测试 标准电极电势
-6.3 Nernst方程
--第6.3节讨论 电池反应和电极反应的能斯特方程有什么异同点？
--第6.3节测试 电极电势Nernst方程
-6.4 电极电势的应用
--第6.4节讨论 怎么解释单质银不能从盐酸溶液中置换出氢气，但可从氢碘酸中置换出氢气
--第6.4节测试 电极电势应用
-6.5 元素电势图及其应用
--第6.5节测试 元素电势图及其应用
-第6章测试 氧化还原平衡
-7.1 玻尔氢原子模型
--第7.1节测试 玻尔氢原子模型
-7.2 波粒二象性
--第7.2节测试 波粒二象性
-7.3 薛定谔方程
--第7.3节测试 薛定谔方程
-7.4 四个量子数
--第7.4节测试 四个量子数
-7.5 波函数角度分布图
--第7.5节测试 波函数角度分布图
-7.6 多电子原子结构
--第7.6节测试 多电子原子结构
-7.7 元素性质的周期性变化
--第7.7节讨论 说说电离能和电子亲合能的变化趋势，其中有哪些特例
--第7.7节测试 元素性质的周期性变化
-第7章测试 原子结构与元素周期律
-8.1 现代价键理论
--第8.1节测试 现代价键理论
-8.2 杂化轨道理论
--第8.2节讨论 sp、sp2、sp3杂化轨道的成键能力的大小次序？
--第8.2节测试 杂化轨道理论
-8.3 价层电子对互斥理论
--第8.3节测试 价层电子对互斥理论
-8.4 分子轨道理论
--第8.4节测试 分子轨道理论
-第8章讨论 为什么说杂化轨道理论和价层电子对互斥理论存在互补关系
-第8章测试 分子结构
-9.1 晶体结构
--第9.1节测试 晶体结构
-9.2 金属键理论与金属晶体
--第9.2节测试 金属键与金属晶体
-9.3 离子键与离子晶体
--第9.3节测试 离子键与离子晶体
-9.4 离子极化理论
--第9.4节测试 离子极化理论
-9.5 分子间力与分子晶体
--第9.5节测试 分子间力与分子晶体
-9.6 氢键
--第9.6节测试 氢键
-第9章测试 晶体结构
-10.1 配位化合物组成及命名
--第10.1节测试 配位化合物组成和命名
-10.2 配合物解离平衡
--第10.2节测试 配合物解离平衡
-10.3 配合物解离平衡的移动
--第10.3节测试 配合物解离平衡移动
-10.4 配合物的化学键理论-杂化轨道理论
--第10.4节测试 配合物的化学键理论-杂化轨道理论
-10.5 配合物的晶体场理论
--第10.5节测试 配合物的晶体场理论
-第10章讨论 为什么大多数金属水合离子有颜色，但是锌离子、银离子无色
-第10章测试 配位化学基础
-第11章测试 氢和稀有气体
-第12章测试 碱金属和碱土金属
-第13章测试 硼族、碳族和氮族元素
-第14章测试 氧族元素和卤素
-第15章测试 过渡元素
-动植物体中微量元素的检测
-趣味实验小视频
--糖球烧焦案.m
--指纹重现江湖
--紫甘蓝汁的传奇
