第三章化學反應速度與限度(好)

第三章化學反應速率和限度第一部分：化學反應速率1、化學速率的表示2、化學速率的理論3、化學速率的影響因素第二部分：化學反應平衡（限度）1、化學平衡常數2、平衡常數與ΔG的關系3、化學平衡的影響因素（平衡移動）一、化學反應速率的表示法1、平均速率：某物質濃度的變化值Δc與反應前后所用時間Δt的比值稱為平均速度，表示為：V=——————或(Δc)產ΔtV=——————-(Δc)反Δt常用單位：mol·L-1·s-1、mol·L-1·min-1、mol·L-1·h-1等等第一部分：化學反應速率當Δt趨近于0時的反應速度稱為瞬時速度，用符號“V”表示。對于一般反應：aA+bB=dD+eE不同物質表示的反應速度間的關系V=lim——————=————(Δc)產Δt0ΔtdC產dtV=lim——————=-————-(Δc)反Δt0ΔtdC反dtV(A):V(B):V(D):V(E)=a:b:d:e——=——=——=——V(A)V(B)V(D)V(E)abdeV=斜率=-———ΔcΔttCΔcΔt2、瞬時速率二、速率理論碰撞理論1、基本概念有效碰撞活化分子活化能化學反應的先決條件是反應物分子必須先發(fā)生碰撞，能引起化學反應的碰撞稱為有效碰撞，發(fā)生有效碰撞時形成的中間活化物分子稱為活化分子，活化分子的平均能量（E*）與反應物分子的平均能量（E）之差稱為化學反應的活化能EaEa＝E*－E活化配合物反應物產物能量abc△HEaEa‘反應進程圖基元反應的能量變化示意圖2、△H=Ea-Ea’=Ea（正）-Ea（逆）一般化學反應的活化能在60～250KJ·mol-1之間，活化能小于40KJ·mol-1的反應速度很快，一般方法不能測定其反應速度，活化能大于400KJ·mol-1的反應，反應速度就相當慢。1、濃度對化學反應速率的影響（1）速率方程aA+bB＝gG+hH

V＝k·cAa·cBb

1.k的大小取決于反應的本性,單位不同級數反應單位不同2.k值與濃度無關3.k值隨溫度的升高而增大n=a+b反應級數n=2+1=3三級反應，對于NO為二級，O2為一級反應三、影響反應速率的因素反應級數0123k的單位mol·L-1·s-1s-1L·mol-1·s-1(L·mol-1)2·s-1表1某些化學反應的速度方程化學反應速度方程1.2H2O2=2H2O+O22.S2O82-+2I-=2SO42-+I23.4HBr+O2=2H2O+2Br2

4.2NO+2H2=N2+2H2O5.CH3CHO=CH4+CO6.2NO2=2NO+O2

7.NO2+CO=NO+CO2(>523K時)v=k·c(H2O2)v=k·c(S2O82-)·c(I-)v=k·c(HBr)·c(O2)v=k·c2(NO)·c(H2)v=k·c3/2(CH3CHO

)v=k·c2(NO2)v=k·c(NO2)·c(CO)例1、340K時，N2O5濃度為0.160mol·L-1其分解反應（一級反應）的速度為0.056mol·L-1·min-1,計算該反應的速度常數k及N2O5濃度為0.100mol·L-1時的反應速度。解：(1)求速度常數k根據該實驗數據可以得出該反應的速率方程為:V=k·ck=——=——=0.35(min-1)Vc0.0560.160(2)求N2O5濃度為0.100mol·L-1時的反應速度:

V＝k×c＝0.35×0.100＝0.035(mol·L-1·min-1)答：反應速度常數k=0.35min-1,N2O5濃度為0.100mol·L-1時的反應速度為0.035(mol·L-1·min-1)N2O5的分解反應速度（2）反應級數的確定a、基元反應和非基元反應一步完成的反應稱基元反應，又稱簡單反應。分兩步或多步完成的反應稱為非基元反應，也叫復雜反應。(1)H++H2O2→H3O2+(快反應)(2)H3O2+→H++H2O2(快反應)(3)H3O2+＋Br-→H2O+HOBr(快反應)(4)HOBr+H++Br-→H2O+Br2(慢反應)總反應：H2O2+2H++2Br-＝Br2+2H2O決速步驟V＝k·c(HOBr)·c(H+)·c(Br-)速度方程不符合質量作用定律的反應一定是復雜反應。速度方程符合質量作用定律的反應不一定是基元反應。例2有一化學反應：aA+bB=C，在298K時，將A、B溶液按不同濃度混合，得到下列實驗數據：A的初時濃度/mol·L-1B的初時濃度/mol·L-1初時濃度/mol·L-11.02.04.01.01.01.01.01.01.01.02.04.01.2×10-22.3×10-24.9×10-21.2×10-24.8×10-21.9×10-1求此反應的速度方程和速度常數。解：設該反應的速度方程為V＝k·cAm·cBn

(1)保持B的濃度不變，分析<1>,<2>,<3>組數據，因為速度V與A的濃度成正比，所以m＝1；(2)保持A的濃度不變，分析<4>,<5>,<6>組數據，速度V與B濃度的平方成正比，所以n＝2。答：該反應的速度方程是V＝k·cA·cB2

速度常數是k=1.2×10-2(L2?mol-1·s-1)

因此該反應的速度方程為:V＝k·cA·cB2(3)將任一組數據代入方程均可求出速度常數k：

k=——————=1.2×10-2(L2?mol-1·s-1)VcA·cB2

習題3氣體A(g)的分解反應A→產物，當A濃度等于0.50mol·L-1

時，反應速度為0.014mol·L-1·s-1，如該反應為：(1)零級反應；(2)一級反應；(3)二級反應。A濃度等于1.0mol·L-1

時,反應速度分別是多少?解:設該反應的速度方程為:V=k·cm(1)零級反應:k=V=0.014mol·L-1·s-1，反應速度與濃度無關，A濃度等于1.0mol·L-1

時,反應速度還是0.014mol·L-1·s-1。(2)

一級反應:

k=——=——=0.028s-1VC0.0140.50c=1.0mol·L-1

時,V=0.028×1.0=0.028mol·L-1·s-1

(3)二級反應:

k=——=——=0.056L·mol-1·s-1VC20.0140.25c=1.0mol·L-1

時,V=0.056×1.02=0.056mol·L-1·s-1

如下列反應：H2+I2＝2HI實驗測得速度方程是V＝k·c(H2)·c(I2)符合質量作用定律，曾經很長時間一直把它看作是基元反應，然而最新的研究表明，它是一個復雜反應。用質量作用定律來判斷一個反應是否為簡單（基元）反應，只是一個必要條件，而不是充分條件。確定一個反應的歷程是一件復雜的工作。真正的基元反應例子是不多的。2、溫度對化學反應速度的影響（2）阿累尼烏斯公式（1）范特霍夫規(guī)則結論：（1）溫度對反應速率的影響比濃度大（2）絕大多數反應速率都隨著溫度升高而顯著增加（3）溫度變化相同時，活化能較大的反應，速率常數變化大（4）在低溫區(qū)內溫度的改變對反應速率的影響要比高溫區(qū)內大例1某反應的活化能Ea＝1.14×105J·mol-1。在600K時k＝0.75L·mol-1·s-1，計算700K的k。解：Ea＝1.14×105J·mol-1T2＝700KT1＝600K

k1＝0.75L·mol-1·s-1

k2=?k2＝26k1＝26×0.75＝20(L·mol-1·s-1)答:700K時的速度常數是k=20(L·mol-1·s-1)答：反應的活化能是Ea=101kJ·mol-1例2實驗測得下列反應：2NOCl(g)=2NO(g)+Cl(g)在300K時k1＝2.8×10-5L·mol-1·s-1；400K時k2＝7.0×10-1L·mol-1·s-1，求反應的活化能。解：已知T2＝400KT1＝300Kk2＝7.0×10-1L·mol-1·s-1k1＝2.8×10-5L·mol-1·s-1

求Ea＝?lg——=———·———k2k1T2-T1T1T2Ea2.303REa=—————lg——=——————————lg————2.303RT1T2T2-T1k2k12.303×8.31×300×400400-3007.0×10-12.8×10-5＝1.01×105

J·mol-1＝101kJ·mol-1（2）催化反應特點：１、催化劑對反應速度的影響是通過改變反應機理實現的。A+KAK+BAB+KE1E2EaA+B=ABⅠⅡ２、催經劑只能改變反應的速度而改變反應達到平衡的時間，但不能改變平衡狀態(tài)和平衡常數。它的作用純屬動力學問題。３、催化劑同等程度地改變正逆反應的速度，所以正反應的催化劑也必然是逆反應的A+K=AK+E1AK+B=AB+KE2催化劑的催化機理主要是改變了反應的途徑，從而使反應的活化能發(fā)生了改變（1）催化機理3、催化劑對化學反應速度的影響化學反應中的能量變化(a)(b)化學反應過程中能量變化示意(a)放熱反應(b)吸熱反應練習題：1、化學反應的快慢用（C）表示A.物質的量濃度

B.質量濃度

C.化學反應速度

D.平衡常數2、（D）是化學反應速度的單位A．1

B．mol

C．mol/L

D．mol/(L·s)3、改變反應物濃度，化學反應速度（C）A．增大

B．減小

C．改變

D．不變4、溫度升高，化學反應速度（A）A．增大

B．減小

C．改變

D．不變5、使用負催化劑，化學反應速度（B）A．增大

B．減小

C．改變

D．不變6、在同一條件下，只能向一個方向進行的反應，叫做（D）A．吸熱反應

B．放熱反應

C．可逆反應 D．不可逆反應選擇題7、在一定條件下，使CO2(g)和H2(g)在一密閉容器中進行反應: CO2(g)+H2(g)D CO(g)+H2O(g)下列說法中不正確的是（B）A．反應開始時，正反應速率最大，逆反應速率為零B．隨著反應的進行，正反應速率逐漸減小，最后為零C．隨著反應的進行，逆反應速率逐漸增大，最后不變D．隨著反應的進行，正反應速率逐漸減小，最后不變8、在2SO2(g)+O2(g)=2SO3(g)的反應中,工業(yè)生產上為了充分利用SO2所采用的方法是（）A.增加O2的濃度

B.增加SO2的濃度

C.使用催化劑

D.增加SO3的量9、N2+3H2

2NH3合成氨反應中,在下列情況下,不能使反應速度加快的是()A．加入氮氣

B．減小壓強，擴大容器體積

C．加入適量催化劑

D．適當升高溫度10、在N2+3H2=2NH3的反應中,各物質的起始濃度為[H2]=4摩/升,[N2]=3摩/升,[NH3]=0.5摩/升,經過3分鐘后,[NH3]=0.8摩/升,則該反應的反應速度為

A．VH2=0.7摩/(升·分)

B．VNH3=0.3摩/(升·分)

C.

VN2=0.2摩/(升·分)

D．VH2=0.15摩/(升·分)11、下列幾種條件變化中，能引起反應速率常數k值改變的是（）。A.反應溫度改變B.反應容器體積改變C.反應壓力改變D.反應物濃度改變14、對某一均為氣相物質參加的吸熱可逆化學反應，下列說法正確的是（）。A.溫度升高，正反應速率常數增加，逆反應的速率常數減小，從而導致反應速率加快。B.溫度降低，活化分子的百分數下降，從而導致反應速率減慢。C.溫度升高，正反應活化能降低，逆反應活化能增加，從而導致反應速率加快。D.溫度降低，正反應速率常數降低，逆反應的速率常數增加，從而導致反應速率減慢。12、由實驗測定，反應H2(g)+Cl2(g)====2HCl(g)的速率方程為：v=kc(H2)c(Cl2)，在其它條件不變的情況下，將每一反應物濃度加倍，此時反應速率為（

）。

①2v②4v③2.8v④2.5v13、測得某反應的正反應活化能Ea=70kJ·mol-1，逆反應活化能Ea=20kJ·mol-1，此反應的反應熱為（

）。

①50kJ·mol-1

②-50kJ·mol-1

③90kJ·mol-1

④-45kJ·mol-115、在298K時，反應2H2O2====2H2O+O2，未加催化劑前活化能Ea=71kJ·mol-1，加入Fe3+作催化劑后，活化能降至42kJ·mol-1，加入催化劑后反應速率為原來的（

）倍。

①29

②1×103

③1.2×105

④5×10216、某反應的速率常數為2.15L2·mol-2·min-1，該反應為（

）。

①零級反應

②一級反應

③三級反應

④二級反應17、已知反應2NO(g)+Cl2(g)====2NOCl(g)，其速率方程為V=kc2(NO)c(Cl2)故此反應（

）。

①一定是復雜反應

②一定是基元反應

③無法判斷18、下列敘述中正確的是()(A)在復合反應中,反應級數與反應分子數必定相等(B)通常,反應活化能越小,反應越快(C)加入催化劑,使Ea(正)和Ea(逆)減小相同的倍數(D)反應溫度升高,活化分子數降低,反應加快19、增大反應物濃度,使反應加快的原因是()(A)分子總數增大(B)活化分子數增大(C)反應級數增大(D)單位體積內活化分子總數增加20、反應2SO2(g)+O2(g)→2SO3(g)的反應速率可以表示為v=-d(O2)/dt,也可以表示為（）A.v1=2d[SO3]/dt

B.v2=d[SO3]/dtC.v3=-2d[SO2]/dt

D.v4=d[SO2]/dt21、反應A(g)+B(g)→C(g)的反應速率常數k的單位為（）A.s-1B.L·mol-1·s-1C.L2·mol-2·s-1D.不能確定22、25℃時反應N2(g)+3H2(g)→2NH3(g)的△Hθ=-92.38KJ·mol-1,若溫度升高時A.正反應速率增大，逆反應速率減小B.正反應速率減小，逆反應速率增大C.正反應速率增大，逆反應速率增大D.正反應速率減小，逆反應速率減小23、質量作用定律適用于（）。A.反應物、生成物系數都是1的反應B.那些一步完成的簡單反應

C.任何能進行的反應

D.多步完成的復雜反應

24、某種酶催化反應的活化能為50.0KJ·mol-1，正常人和體溫為37℃，若病人發(fā)燒至40℃，則此酶催化反應的反應速率增加了（）。

A.121%B.21%C.42%D.1.21%25、如果溫度每升高10℃，反應速率增大一倍，則65℃的反應速率要比25℃時的快（）。

A.8倍

B.16倍

C.32倍

D.4倍26、反應A(g)+B(g)→C(g)的速率方程為v=k[A]2[B]，若使密閉的反應容器增大一倍，則其反應速率為原來的（）。

A.1/6倍B.1/8倍C.8倍

D.1/4倍

27、若反應A+B→C,對于A和B來說均為一級的,下列說法中正確的是（）。A.此反應為一級反應

B.兩種反應物中，無論哪一種的濃度增大一倍，都將使反應速率增加一倍

C.兩種反應物的濃度同時減半，則反就速率也將減半

D.該反應速率常數的單位為s-128、影響化學反應速率的首要因素是（）。A.反應物的本性

B.反應物的濃度C.反應溫度D.催化劑29、升高溫度能加快反應速率的原因是（）。A.加快了分了運動速率，增加分子碰撞的機會

B.降低反應的活化能

C.增大活化分子百分數

D.以上說法都對30、某反應的速率方程是v=k[c(A)]x[c(B)]y,當c(A)減少50%時，v降低至原來的1/4，當c(B)增大2倍時，v增大1.41倍，則x,y分別為（）。A.x=0.5,y=1B.x=2,y=0.7C.x=2,y=0.5D.x=2,y=231、反應A和反應B，在25℃時B的反應速率較快；在相同的濃度條件下，45℃時A比B的反應速率快，則這兩個反應的活化能間的關系是（）。

A.A反應活化能較大

B.B反應的活化能較大

C.A、B活化能大小無法確定D.和A、B活化能大小無關32、800K時測定反應CH3CHO(g)→CH4(g)+CO(g)的反應速率數據如下，

則此反應的級數應為（）。

A.0

B.1

C.2D.41、催化劑只能改變化學反應速率，但不能使化學平衡移動。2、反應級數等于反應方程式中各反應物的計量數之和。3、降低CO2的分壓，可使反應CaCO3(s)

CaO(s)+CO2(g)的正反應速率增加。4、升高溫度對吸熱反應的速率增加較快，對放熱反應的速率增加較慢。5、催化劑能使正、逆反應速率同時增加，且增加的倍數相同。6、催化劑既可以加快反應速率，又可以提高反應物的轉化率。7、降低溫度可使放熱反應速率增加，吸熱反應速率減小。8、任何一個基元化學反應可根據質量作用定律的寫出它的速率方程。9、改變反應物濃度，化學反應速度會增加。10、在同一條件下，只能向一個方向進行的反應，叫做不可逆反應。11、對于一個化學反應來說，反應活化能越大，其反應速率就越快。12、溫度能影響反應速率，是由于它能改變反應的活化能。13、增加反應物濃度，可加快反應速率，使反應進行得更完全。14、反應物濃度不變時，溫度每升高10oC，反應速率一般增加1倍，則400K時的反應速率是350K時的25倍。15、對一切化學反應來說，如反應物濃度增大，則反應速率也將成倍增大。判斷題

高溫一、化學反應的可逆性和化學平衡可逆的化學反應進行到一定程度，達到動態(tài)平衡。CO2(g)+H2(g) CO(g)+H2O(g)v正=k正C

CO2·CH2v逆=k逆C

CO·CH2Ot分鐘后v正

=v逆第二部分化學平衡（限度）二、平衡常數標準平衡常數K

經驗平衡常數（或實驗平衡常數）KpKc1、表達式（1）濃度常數Kc（或實驗平衡常數）

對于一般可逆反應：aA+bB—dD+eEKc

的單位是：

[mol·dm－3](d+e)－(a+b)

即為濃度的某次冪。（2）壓強常數Kp氣體反應：aA(g)+bB(g)—dD(g)+eE(g)（3）Kc

和Kp

之間的相互換算

（1）

在書寫Kc或Kp

表達式時，只寫濃度或分壓可變的溶液相和氣相，純固態(tài)和純液態(tài)物質，不寫入。Cr2O72－(aq)+H2O(l) 2CrO42－(aq)+2H+(aq)

H2O為液相，不寫入。（2）平衡常數之間的下列關系，要熟練掌握。

N2+3H2 2NH3

1/2N2+3/2H2 NH3

如CaCO3(s)CaO(s)+CO2(g)Kp=固相不寫入。

2、平衡常數的表示的書寫要求

K′′c=(K′c)2，計量數擴大2倍，K乘2次方正反應aAbB逆反應bBaA

（3）

互逆反應，其平衡常數互為倒數。

2NO+O2 2NO2(1)

2NO2N2O4(2)

2NO+O2 N2O4(3)（4）反應方程式相加(減)，平衡常數相乘(除)。

(1)+(2)得（3），而K3=K1·K2

。3、平衡常數與化學反應的程度

例1：反應CO(g)+H2O(g)——H2(g)+CO2(g)某溫度時，Kc=9。CO和H2O的起始濃度皆為0.02mol·dm－3

時，求CO的平衡轉化率。

解:設平衡時，生成H2為Xmol/L

CO(g)+H2O(g)——H2(g)+CO2(g) t0 0.02 0.02 0 0 t平

0.02－x0.02－xx x

若改變溫度，使Kc=1，求轉化率。

在其余條件相同的前提下，K值越大，轉化率越高，反應進行程度越高。求得轉化率為50%。

已轉化掉的[CO]為0.015mol·dm－3

，所以，轉化率

例2

某溫度下反應N2(g)+3H2(g)——2NH3(g)達到平衡時，測得c(NH3)=4mol·dm－3

，c(N2）=3mol·dm－3

，從c（H2）=9mol·dm－3，求該溫度時反應的平衡常數Kc

。

Kc=7.310－3(mol·dm－3)－2

解:

例：

濃度 [A]=5mol·dm－3

相對濃度為

故相對濃度和相對分壓都是沒有單位的量。平衡時，相對濃度和相對分壓當然也將保持不變。

分壓 pA=101.013105Pa

相對分壓為4、標準平衡常數（1）規(guī)定：將濃度或分壓分別除以各自的標準態(tài)（C

=1mol/L,P

=100kPa）即得相對濃度或相對分壓。

對溶液反應aA(aq)+bB(aq)——dD(aq)+eE(aq)

平衡時

對氣相反應aA(g)+bB(g)——gG(g)+hH(g)

平衡時

對于復相反應，如CaCO3(s)——CaO(s)+CO2(g)

（2）K

標準平衡常數

對于不含氣相物質的反應，K

和經驗平衡常數K在數值上相等，因為標準態(tài)的值為1。但是，有氣相物質參加的反應，K

和K之間經常不相等，因為標準態(tài)p

≠1。

解：

例2：反應A(g)

2B(g)在某溫度達到平衡時，各組分的分壓均為1.013105Pa，求其經驗平衡常數Kp

和標準平衡常數K

。

二、標準平衡常數K和rGm的關系

rGm=rGm+RTlnQ1、范特荷甫(van’tHoff)等溫式：即rGm=－RTlnK即

例2：求2NO2(g)—N2O4(g)298K時的K

解：查表得fGm(NO2

，g)=51.30kJ·mol－1 fGm(N2O4，g)=97.82kJ·mol－1故K=6.88

rGm=fGm(N2O4，g)－2fGm(NO2，g) =97.82－51.302=－4.87(kJ·mol－1)

注意利用rGm

，通過公式求得的平衡常數一定是K

。

例3CaCO3(s)—CaO(s)+CO2(g)求反應平衡時CO2的分壓。解：查表得fGm值，計算出rGm=130kJ·mol－1

求出K=1.610－23

這說明，298K時CaCO3

表面CO2

的平衡分壓是1.610－18Pa。若CO2

分壓低于此值，則298K時CaCO3

將要分解。即這個數據的實際意義是什么？

=1.610－23p=1.610－231.013105Pa=1.610－18Pa

Q<K

時，反應正向進行，由公式得rGm<0；

Q>K

時，反應逆向進行，由公式得rGm>0；

Q=K時，反應達到平衡，由公式得rGm=0。

rGm=－RTlnK

代入化學等溫式，得

rGm=－RTlnK+RTlnQ1、濃度對化學平衡的影響

三、化學平衡的移動

導致平衡移動的原因，可以從反應商的改變和平衡常數的改變兩個方面去考慮。

即例1：反應CO(g)+H2O(g)—CO2(g)+H2(g)某溫度下達到平衡時c(CO)=c(H2O)=0.005mol·dm－3c(CO2)=c(H2)=0.015mol·dm－3向平衡體系中加H2O(g)，使c(H2O)=1mol·dm－3。試判斷平衡移動的方向，并求重新平衡時CO的轉化率。

解：平衡因濃度的改變而被破壞時，Q發(fā)生變化平衡將右移。

CO(g)+H2O(g)—CO2(g)+H2(g)t0 0.005 10.015 0.015t 0.005－x1－x 0.015+x0.015+x

若從c(CO)=0.02mol·dm－3

算起，第一次平衡時，轉化率為75%

。而此時轉化率

改變濃度將使平衡移動，增加一種反應物的濃度，可使另一種反應物的轉化率提高。這是工業(yè)上一項重要措施。解得轉化率某溫度下，反應N2(g)+3H2(g)—2NH3(g)達到平衡：

現將體系的總壓擴大2倍，試判斷平衡移動的方向。pi=p總Xi

，Xi

不變，p總擴大2倍，pi

將擴大2倍。故即

平衡右移。2、壓強對化學平衡的影響（1）、改變體系的總壓力2、改變體系的體積（改變了體系的總壓）aA(g)+dD(g)eE(g)+fF(g)

當體積V→V

p→xP①∑υB＞0（氣體分子數增多的反應）：Q＞Kθ，△rGm＞0，平衡逆向移動②∑υB＜0（氣體分子數減少的反應）：Q＜Kθ，△rGm＜0，平衡正向移動③∑υB=0（反應前后氣體分子數不變的反應）Q=Kθ，△rGm=0，平衡不發(fā)生移動同理，當體系的體積增大時：總壓力減小，平衡移動的方向與上述情況恰恰相反。在308K和100kPa下，某容器中反應：N2O4(g)2NO2(g)達平衡時，各物質的分壓分別為：p(N2O4)=58kPa，p(NO2)=42kPa。計算：上述反應體系的壓力增大到200kPa時，平衡將向何方移動？壓力增加一倍時:p(N2O4)=2×58kPa=116kPa，p(NO2)=2×43kPa=86kPa例9：解：3、加入惰性氣體（改變了體系的總壓力）①定溫定容下：加入惰性氣體p總增加，各組分的分壓不變

Q=Kθ，平衡不發(fā)生移動。②在定溫定壓下：加入惰性氣體p總不變，V增加，各組分的分壓下降平衡將向氣體分子數增加的方向移動∑υB＞0平衡正向移動∑υB＜0平衡逆向移動溫度的變化，將使Kθ

改變，從而影響平衡。

rGm=－RTlnK，rGm=rHm－TrSm

聯立，得－RTlnK=rHm－TrSm，這里，近似地認為rHm和rSm不隨溫度變化。不同溫度T1，T2

時，分別有等式(1)(2)3、溫度對化學平衡的影響

對于吸熱反應，rHm>0，當 T2>T1

時，K2>K1

，平衡右移；

T2<T1

時，K2<K1

，平衡左移。

對于放熱反應，rHm<0，當 T2>T1

時，K2<K1

，平衡左移；

T2<T1

時，K2>K1

，平衡右移。

(2)－(1),得例題：家用壓力鍋中，水沸騰時蒸汽壓力為150kPa,計算此時水的溫度。解：已知：H2O(l)=H2O(g)ΔrHθm=44.0kJ/mol

T2=384k4、催化劑對化學平衡的影響一定溫度下，加入催化劑后反應物（始態(tài)）和生成物（終態(tài)）仍保持不變，標準平衡常數也不變aA+dD+ZeE+fF+Z（Z為催化劑）無催化劑時：v正=k正ca（A）cd（D）v逆=k逆ce（E）cf（D）v正=v逆k正ca(A)cd(D)=k逆ce(E)cf(D)平衡時：有催化劑時：

v′正=k′正ca（A）cd（D）c(Z)

v′逆=k′逆ce（E）cf（D）c(Z)平衡時：

v’正=v’逆

k’正ca(A)cd(D)c(Z)=k’逆ce(E)cf(D)c(Z)

催化劑不能引起平衡的改變，只能加快化學反應速率，縮短到達平衡所需的時間。對正反應是一種優(yōu)良催化劑，對逆反應同樣也是一種優(yōu)良催化劑，催化劑對加快正、逆反應的速率倍數相等。練習題選擇題1、影響化學平衡常數的因素有（）。A.催化劑B.反應物的濃度C.總濃度D.溫度2、一定溫度下，某化學反應的平衡常數（）。A.恒為常數

B.由反應式決定

C.隨平衡濃度而變

D.隨平衡壓力而變3、25℃時反應2SO2(g)+O2(g)→2SO3(g)的△Hθ=-196.6KJ·mol-1,當其達到平衡時，K將（）。A.隨溫度升高而增大B.隨溫度升高而減小C.隨加熱而減小

D.隨產物的平衡濃度增大而增大4、反應平衡常數與溫度關系密切，它們的關系是（）。A.取決于反應的熱效應B.隨溫度升高，K值減小C.隨溫度升高，K值增大D.K與T呈直線關系5、對可逆反應來說，其正反應和逆反應的平衡常數間的關系為()。

A.相等

B.二者正、負號相反

C.二者之和為1

D.二者之積為14、若反應N(g)+H2(g)

NH(g)在某溫度下的標準平衡常數為2，那么在該溫度下氨合成反應N+3H2

2NH的標準平衡常數是（）A.4B.2C.1D.0.5E.0.255、已知升溫增壓都可使反應2A+B2

C的平衡向左移動，下列敘述中正確的是A.產物C發(fā)生分解的反應是放熱反應

B.反應的Kθ=

C.反應的Kθ=

D.反應的Kθ=6、已知25℃時反應AgBr(s)→Ag(aq)+Br(aq)的△Gθ=70.25KJ·mol-1，則此反應的平衡常數為（）。A.2.0×10B.7.2×10C.4.9×10D.5.6×107、若25℃時HCO3-(aq)和CO32-(aq)的各為-587.06和-528.10KJ·mol-1，則反應HCO3-(aq)→H(aq)+CO32-(aq)的△Gθ和平衡常數分別為（）。

A.1115.16KJ·mol-1和4.7×10B.58.96KJ·mol-1和4.7×10C.558KJ·mol-1和4.9×10

D.58.96KJ·mol-1和5×108、已知反應N2O4(g)→2NO2(g)在600℃時K1=1.78×104，轉化率為a%；在100℃時K2=2.82×104，轉化率為b%，并且b>a，則下列敘述中正確的是（）

A.由于1000℃時的轉化率大于600℃時的，所以此反應為吸熱反應B.因為K隨溫度升高而增大，所以此反應的△H>0C.此反應的Kp=Kc

D.因為K隨溫度升高而增大，所以反應的△H<09、已知乙苯脫氫的反應C6H5-C2H5(g)→C6H5-C2H3(g)+H2(g),在873K時Kp=0.178,則在該溫度及平衡壓力為101.325KPa下，純乙苯的轉化率為（）。A.18.9%B.15.1%C.30.2%D.38.9%10、反應(1)CoO(s)+CO(g)→Co(s)+CO2(g)(2)CO2(g)+H2(g)→CO(g)+H2O(l)(3)H2O(l)→H2O(g)的平衡常數各為K1、K2和K3。則反應CoO(s)+H2(g)→Co(s)+H2O(g)的K等于（）。A.K1+K2+K3B.K1-K2-K3C.K1K2K3D.K1K3/K2

11、已知反應NO(g)+CO(g)=1/2(g)+CO2(g)的DrH$=-373.2kJ·mol-1，若提高有毒氣體NO和CO的轉化率，可措施是：A．低溫低壓；B．低溫高壓；C．高溫高壓；D．高溫低壓12、已知反應A(g)+2B(l)<====>4C(g)的平衡常數K=0.123,那么反應2C(g)=1/2A(g)+B(l)的平衡常數K=()A．8.13；B．2.85；C．0.123；D．–0.246；13、為了提高CO在反應CO(G)+H2O(G)→CO2(G)+H2(G)中的轉化率，可以采取的措施是A．增加CO的分壓

B．增加水蒸氣的分壓

C．按比例增加H2O(G)和CO(G)的分壓D．增加H2的分壓14、有A+B

C型的可逆反應，如加壓可使A的平衡轉化率增大，已知B為固態(tài)物質，則A和C狀態(tài)是（）。A．A為固態(tài)，C為氣態(tài)

B．A．C均為氣態(tài)

C．A為氣態(tài)，C為固態(tài)

D．A．C均為固態(tài)15、在一放熱反應中，溫度升高10℃，將發(fā)生（）變化A．平衡常數減小

B．平衡常數增加一倍

C．平衡常數減小一半

D．不改變反應速度16、某一反應在一定條件下的平衡轉化率為25.3%,當有一催化劑存在時，其轉化率是：A．>25.3%

B．=25.3% C．<25.3% D．接近100%17、下列（）條件有利于3O2→2O3轉化ΔH=288.7KJ：A．高溫低壓 B．高溫高壓 C．低溫低壓 D．低溫高壓18、對一個化學反應來說，下列說法中正確的是（）A．ΔG0越負，反應速度越快

B．ΔH0越負，反應速度越快C．活化能越大，反應速度速快D．活化能越小，反應速度越快

19、在反應：CO2（g）+C（s）

2CO（g）-171.5KJ采用下列（）方法可使平衡向右移動

A．降低壓力，降低溫度

B．降低壓力，增加溫度

C．增加壓力，增加溫度

D．增加壓力，降低溫度填空題1、將等物質的量的A和B混合于2dm3密閉容器中,發(fā)生反應3A(g)+B(g)

xC(g)+2D(g),經5分鐘后反應達平衡時，測知D的濃度為0.500mol·dm-3，C的平均反應速率為0.1mol·dm-3·min-1，則B的平均反應速率為

，x值為

。2、某化學反應A+2B===C是一步完成的，開始時A的濃度為0.500mol·dm-3，B的濃度為0.100mol·dm-3，一秒鐘后，A的濃度下降