第 17 章。化学平衡
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1. 平衡状态
2. 勒夏特列原理
1.平衡状态
⑴ 平衡状态：正向反应和逆向反应速率相等，化学物质浓度不再发生变化的状态。
① 均质：所有反应物和产物处于相同状态。
② 异构：当多种状态共存时。
⑵ 平衡常数：在平衡状态下保持恒定的常数。
① 浓度平衡常数，Kc：使用溶液的摩尔浓度计算。
② 压力平衡常数，Kp：用于气相反应。
③ 热力学平衡常数，K：引入活度的概念。
○ 气体活度
理想气体 = P ÷ P°, P° = 1 atm
⇔ 理想气体 = P（无单位）
○ 解决方案活动
解 = C ÷ C°, C° = 1 M
⇔ 解 = C（无单位）
○ 固体和液体的活性
固体 = 液体 = 1
○ 热力学平衡常数
○ 平均活度系数γ：各离子活度系数的几何平均值。
○ 例：CaCl2 平均活度系数 = (γCa2+ × γCl-)1/3
⑶ 平衡常数1的推导： 【热力学解释】(https://jb243.github.io/pages/1344)
A、B、C、D 的自由能表示如下。
此外，反应自由能的变化表示如下。
因此，得到以下结论。
对于平衡常数 K，以下方程成立。
由于 ΔG° 是常数，K 也是常数。
⑷ 平衡常数2的推导： 【动力学解释】(https://jb243.github.io/pages/1350)
如果正向反应的速率常数为 k1，逆向反应的速率常数为 k-1，则速率方程如下。
在平衡状态下，正向反应和反向反应的速率相等，因此：
补充： 在平衡时，可以将其视为单步反应并推导速率方程。
⑸ 反应商Q：表示给定时刻反应程度的常数。
① ΔGr（某一时刻的自由能变化）与标准自由能变化ΔGr°的关系
○ 标准吉布斯自由能变化ΔGr°：在标准条件下形成1摩尔产物时自由能的变化。
○ ΔGrº ＜ 0：标准条件下自发正向反应，K＞1
○ ΔGrº ＞ 0：标准条件下自发逆反应，K＜1
○ ΔGrº = 0：标准条件下达到平衡，K = 1
② 反应商Q与平衡常数K的关系
○ Q > K: 自发逆反应
○ Q < K: 自发正向反应
○ Q = K：平衡状态
⑹ 反应方程的处理
① 规则1： 如果平衡常数K0乘以系数k，则新的平衡常数为K = K0k。
② 规则 2： 如果平衡常数 K1 和 K2 对应于两个反应，则它们的相加得出 K = K1 × K2。
③ 规则 3： 如果平衡常数 K1 对应于一个反应减去平衡常数 K2 的另一个反应，则它们的相减结果为 K = K1 ÷ K2。
⑺ 根据平衡常数K预测反应程度
① K ＞ 103：产物主导反应
② K = 10-3 ~ 103：无主导方向
③ K ＜ 10-3：反应物主导反应
2.勒夏特列原理⑴ 定义：这一原理指出，处于平衡状态的系统会改变其位置，以尽量减少施加在其上的任何变化。
⑵ 浓度变化引起的变化
① 添加物质会导致添加物质减少的方向发生变化。
② 添加无关物质不会引起偏移。
⑶ 体积变化引起的偏移
① 气体体积的增加使平衡向气体分子增加的方向移动。
○ （注）自然倾向是抵制变化，但在这种情况下，可以观察到变化的放大。
② 增加气体压力会使平衡向气体分子减少的方向移动。
③ 增加溶液体积会使平衡向颗粒增加的方向移动。
④ 惰性气体添加的影响
○ 定容条件：平衡无变化
○ 恒压条件：惰性气体体积增加，导致气体分子增加的方向发生变化。
⑷ 温度变化引起的偏移
① 较高的温度有利于吸热反应。
② 温度较高时，放热反应的平衡常数减小，吸热反应的平衡常数增大。
③（注）随着温度升高，超过活化能的分子数量增加，导致正反应和逆反应增加。
3。挑战性问题类型：气体+化学平衡
⑴ 困难原因
① 平衡常数是用压力计算的，但化学反应本身要以摩尔来考虑，导致计算量增加。
② 提示： 仅使用压力解决问题。
⑵ 初始状态
① 根据 ⑶ 至 ⑸ 计算。
② 当温度变化时：由于平衡常数发生变化，将给定状态视为初始状态。
⑶ 固定容量仪
①定义A、B、C的初始压力为PA0、PB0、PC0。
② 由于压力比与摩尔比相同，因此最终压力可以表示如下。
③根据给定的平衡常数可确定α。
⑷ 总压力恒定
①定义A、B、C的初始压力为PA0、PB0、PC0。
② 首先进行化学反应并调整理想气体方程，得到相同的最终状态。
③考虑化学反应的摩尔比，A、B、C的后期压力可表示如下。
④ 考虑理想气体方程，A、B、C 的最终压力可表示为：
⑤ 根据给定的平衡常数可以确定α。
⑸ 恒定的最终体积
① 大多数问题询问 Pf = β 是否。
② 首先使用理想气体方程估算最终压力。
○ 计算nf
○ 计算 α
○ 计算个体压力
③ 代入给定的平衡常数，确认假设 Pf = β 是否成立。
输入： 2019.01.01 11:53