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1.理解化学平衡移动的含义。2.理解外界条件（浓度、温度、【精品PPT】
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官方公共微信第三章 化学平衡56
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第三章 化学平衡56
第三章化学平衡化学平衡理论是分析化学的重要的理论；3.1.1均相平衡、异相平衡、离子强度；1.均相平衡；化学物质定量测定所涉及的化学过程大多发生在均相溶；化学物质分离过程中所依赖的化学过程大多形成第二相；3.离子强度；当溶液中有大量强电解质存在时，它们在溶液中均电离；子强度（I）表示；其中ci为i离子的浓度，浓度单位为物质的量浓度；）,；为I离子的电荷；1
第三章 化学平衡 化学平衡理论是分析化学的重要的理论基础。 分析化学所面对的分析对象是复杂的。 待测体系中的不同组分或同一种组分的不同型体 处在多种化学反应的平衡中。 对化学平衡的理解， 可以使分析工作者获得诸如待测组分是否 溶解完全、 干扰组分的分离或掩蔽是否有效、 测试样品溶液的介质条件是否符合化学反应的 要求、 分析过程中组分的型体是否发生了变化、 是否可以通过化学平衡的移动达到选择性与 灵敏度的最优化等有利于有效调控分析过程的信息。3.1.1 均相平衡、异相平衡、离子强度1.均相平衡化学物质定量测定所涉及的化学过程大多发生在均相溶液中，这种发生在单相体系中 的化学平衡称之为均相平衡。 2.异相平衡化学物质分离过程中所依赖的化学过程大多形成第二相（如沉淀的生成）。这种发生 在两相之间的化学平衡称之为异相平衡。3.离子强度当溶液中有大量强电解质存在时， 它们在溶液中均电离为阳离子与阴离子。 在阴离子与 阳离子之间存在着库仑引力， 一个阴离子的周围吸引着许多阳离子， 在阳离子周围吸引着许 多阴离子。中心的离子为异性离子所包围（周围的离子称为离子氛），因而减弱了中心离子 的反应能力。反应能力的减弱程度与溶液中离子的总浓度有关。由于离子的价态不同，库仑 力也不同， 所以它还与离子的价态有关。 溶液中离子浓度和离子价态可以用综合实验参数离子强度（I）表示其中 ci 为 i 离子的浓度，浓度单位为物质的量浓度（ 数。 3.1.2 活度、活度系数）,为 I 离子的电荷1.活度在电解质溶液中， 由于荷电离子之间以及离子和溶剂间的相互作用， 使得离子在化学反 应中表现出的有效浓度与其真实浓度间有差别。 离子在化学反应中起作用的有效浓度称为离 子的活度。 在分析化学中，如果测量的目的是为了表征化学反应速率或反应能力等与化学 反应有关的性质，测量的结果应以被测物质的活度表示。活度与反应活性相关联。如果测定 的目的是为了确定某组分的含量，测量的结果应以浓度表示。浓度与物质的量相关联。2.活度系数如果 c 代表离子 i 的浓度，α 代表活度，则它们之间的关系为：比例系数 γi 称为离子 i 的活度系数，用它来表达实际溶液和理想溶液之间偏差大小。 对于强电解质溶液，当溶液的浓度极稀时，离子之间的距离是如此之大，以致离子之间的相 互作用力小至可以忽略不计，这时活度系数就可以视为 1，即 α=c。 目前， 对于高浓度电解质溶液中的离子的活度系数还没有令人满意的定量计算公式。 但 ,德拜-休克尔(Debye-Hückel)公式能给出较好的结果： 对于 AB 型电解质溶液 （0.1mol?L 1）-式中 γi 为离子 i 的活度系数；Zi 为其电荷；B 是常数，25℃时为 0.00328；? 为离 子体积系数，约等于水化离子的有效半径，以 pm(10 12 m)计，I 为溶液中离子强度。-当离子强度较小时,可以不考虑水化离子的大小，活度系数可按极限公式计算离子强度与溶液中各种离子的活度及电荷有关，其计算式为：式中 ci ，Zi 分别为溶液中第 i 种离子的浓度和电荷。严格地说，德拜-休克尔公式仅适用于较稀的溶液( I & 0.1mol?L 1)。对于离子强度不-太高的溶液，可由此公式计算出活度系数的近似值。若再忽略离子体积的差别(除 H+ 外， 均视 ? 为 0.3 nm)，则活度系数仅与离子强度(I)和离子电荷数(z)有关。据此制成了简易活 度系数图(如下)，使用起来很方便。由图可见，离子强度在 0.1～0.5 mol?L 1 之间，活度系数改变不大，因此在分析化学计-算中，常按 I=0.1 mol?L 1 来处理溶液平衡问题。-对于中性分子的活度系数， 当溶液的离子强度改变时会有所变化， 不过， 这种变化很小， 可以认为中性分子的活度系数近似等于 1。 3.例题?-1 +例 1：计算 0.10 mol?L HCl 溶液中 H 的活度。解：+-1由附录表 3 查得 H 的 ? 值为 900，又由附录表 4 查得当 ? 为 900，I 为 0.1 mol?L 时，。所以，?-1-3+例 2：计算 0.050 mol?L AlCl3 溶液中 Cl 和 Al 的活度。解：-1已知 Cl 的 ?＝300，B=0.00328,由德拜－休克尔计算 γCl-3+对于 Al ,?=900,比较和 γCl-，同样的离子强度对高价离子的影响要大得多。对于中性分子的活度系数，当溶液的离子强度改变时，会有所变化，不过这种变 化很小，可以认为中性分子的活度系数近似地等于 1。3.1.3.1 平衡常数平衡常数 K 是衡量反应进行程度的重要物理化学常数，它可以由热力学的标准吉布斯 函数求得，对于反应或由质量作用定律描述为其中 a 表示活度或有效浓度，该平衡常数只是温度的函数。平衡常数分类(点击)活度常数当平衡常数的质量作用定律表示式中的各项以活度表示时， 所得平衡常数称为活 度常数 K活度常数只是温度的函数。浓度常数当平衡常数的质量作用定律表示式中的各项以浓度表示时， 所得平衡常数称为浓 度常数 Kc：浓度常数与活度常数的关系，由活度和浓度的关系很容易得到：或混合常数当平衡常数的质量作用定律表示式中的某一项为电位法测得， （例如对酸度的测+量用 pH 计，测得的是 H 的活度）其余各项仍以浓度表示时，则此平衡常数为混合常 数 KM其中 aA 为电位测得的 A 的活度。 混合常数与活度常数的关系可表示为：或在分析化学的计算中，如果只涉及分析测定中酸碱平衡的处理，通常溶液的浓度 不太大，如果准确度要求不是太高（酸碱离解的常数值有百分之几的误差），就可以 忽略离子强度的影响， 用活度常数代替浓度常数作近似计算。 但在准确度要求较高时， 应考虑离子强度的影响（如标准缓冲液 pH 值的计算）。 若溶液的离子强度较高，最好采用浓度常数或混合常数来计算。当离子强度在之间时 lgγi 变化较小，一般的分析多处于此范围内，因此常用 数进行计算。的浓度（或混合）常3.1.3.2 累积平衡常数一个化学式给出了始态――反应物和终态――产物，由始态到终态可以经过若干步反 应。若各步反应可建立起平衡，那么总反应也可以建立起平衡，于是总反应的平衡常数可由 各步反应平衡常数求得。 1.碱的累积质子化常数n-(n-i)-以 n 元碱 B 的质子化反应为例进行讨论。(以下平衡式中 HiB的电荷符号省略)总质子化常数或累积质子化常数2.配合物的累积形成常数以配合物 MLn 的形成为例进行讨论逐级形成反应 逐级形成常数总反应累积形成常数累积形成常数3.1.3.3 分析浓度与平衡浓度在分析化学体系中， 常常有多个化学反应平衡同时存在。 分析化学试剂或待测组分可以 以不同的型体参与不同的化学平衡，也就是说同一化学物质在一个特定的分析化学体系中，可以有多种存在型体。如 n 元酸，可以有种存在型体。若同一体系中还存在着能与形成一元配合物的金属离子，则还应有这一型体存在。分析浓度是指B 物质的各种存在型体的浓度的总和。如上述 n 元酸 HnB 的分析浓度可以表示为或(以分析目的而定)。平衡浓度[B] 则是指化学反应体系达到平衡时 B 型体的浓度。 根据物 料平衡的原理，有(省略离子电荷)3.1.3.4 副反应系数与条件平衡常数1.条件平衡常数在化学反应平衡体系中， 同一化学型体可能参与多个化学平衡， 不同化学平衡之间相互 关联。若选定某一化学平衡为主要研究对象，则把其他化学平衡视为副反应。以金属离子 M 与配体 L 形成配合物为例。 设配体 L 除参与主反应外， 还参与 n 元质子 化反应， 与体系中共存的第二配体 A 形成 m 配位的配合物； 主产物 ML 形成一元质子化产物。 平衡关系表示如下(省略离子的电荷数)将除主反应产物以外的金属离子 M 和配位体 L 的各种型体平衡浓度的总和分别记为和，产物的平衡浓度总和为，用条件平衡常数表示主反应在这一特定化学环境条件下进行的程度，有其中有时也用 KM'L 或 KML'表示只有金属离子 M 或配体 L 发生了副反应。 3.1.4.1 副反应系数及计算定义称为 L 的副反应系数，为 M 的副反应系数，为 ML 的副反应系数。1.副反应系数的计算称为 L 的酸效应系数（附录中给出了某些络合剂的酸效应系数），称为 N 对L 的副反应系数。同理，可计算和:3.1.4.2 条件平衡常数计算示例1.条件平衡常数与浓度（常数）的关系因为：故取对数2.条件平衡常数计算示例例 1. 求 CaC2O4 在 pH=4 的缓冲溶液中的条件溶度积。(H2C2O4:,CaC2O4:)解：草酸钙的溶解反应及相关的副反应表示如下：例 2. 已知硼酸与二元醇生成的配合物的稳定常数为。设反应达平 pKa=9.24)衡时， 二元醇的浓度为， H3BO3 在此条件下的离解常数 求。 3BO3: (H解：H3BO3 溶解及相关的副反应表示为2+4-例 3. 求含 物的条件常数。2+，pH=8.0 的缓冲溶液中 Zn 与 EDTA(用 Y 表示)形成的配合解：Zn 与 EDTA 的形成反应与相关的副反应表示为因求需知道[NH3]，应先求出 NH3 的副反应系数进而求出其平衡浓度查附录表 8 ，得各级累积稳定常数对数值分别为于是查附录表 10 ，得 pH=8.0 时，已知 Zn-EDTA 稳定常数的对数值故 3.2.1.1 布朗斯台德(Bronsted)酸碱质子理论+能给出质子(H )的物质是酸， 能接受质子的物质是碱， 能给出多个质子的物质是多元酸，-能接受多个质子的是多元碱。酸(HA)给出质子后变成它的共轭碱(A )，碱(A )接受质子后便-变成它的共轭酸。其间的相互变化，可用下式表示。HA 和 A 相互依存，称之为共轭酸碱对。1.共轭酸碱对+共轭酸共轭碱+Hconjugate acidconjugate baseproton酸：给出质子的物质，可以是中性分子，也可以是阳离子或阴离子。（点击） 碱：接受质子的物质，可以是中性分子，也可以是阳离子或阴离子。（点击）2.酸碱半反应 质子的授受总是同时存在的，酸给出质子的反应和碱接受质子的反应均称作酸碱半反 应，半反应都不能单独发生。3.2.1.2 例一：酸的离解酸的半反应碱的半反应 总的反应 3.2.1.3 例二：碱的离解碱的半反应酸的半反应 总的反应3.2.1.4 例三：水的自递酸的半反应碱的半反应 总的反应 3.2.1.5 例四：中和反应酸的半反应碱的半反应 总的反应 3.2.2 酸碱反应的平衡常数1.弱酸 HA 在水溶液中的离解反应平衡常数Ka 称为酸度常数(或称酸的离解常数)，此值越大，表示该酸越强。2.弱碱 A 在水溶液中的离解反应平衡常数Kb 称为碱度常数(或称碱的离解常数)，此值越大，表示该碱越强。3.水的质子自递反应平衡常数4.共轭酸碱对的平衡常数酸碱平衡常数仅是温度的函数 在水溶液中， 共轭酸碱对通过质子构成对立统一； 共轭酸碱对的离解常数通过水的自递 常数构成对立的统一，对共轭酸碱 HA－A 来说，若酸 HA 的酸性极强，其共轭碱得碱性必弱。 由酸得酸度常数 Ka 可求出其共轭碱的 Kb，反之亦然。 5.多元酸(碱)的共轭关系6.例题(点击)3.2.3.1 化学平衡中的化学物质的型体分布化学物质的不同型体往往具有不同的化学、 物理活性。 化学物质的存在形式与其存在的 环境条件密切相关。例如在弱酸 （碱）平衡体系中,各型体的浓度分布是由溶液中的氢离子 浓度所决定；在络合平衡体系中，各型体的浓度分布是由溶液中络合剂的浓度所决定，在氧 化还原平衡体系中，各型体的浓度分布是由体系中的电位决定；等等。3.2.3.2 酸度对型体分布的影响在弱酸（碱）平衡体系中，各型体的浓度分布是由溶液中的氢离子浓度所决定。-n-n 元弱酸（HnA）在溶液中以 HnA、Hn-1A 、...、A 等 n+1 种型体存在，其总浓度（c）又称为分析浓度，各种n-衡浓度分别表示 为[HnA]、[Hn-1A ]、...[A ]。根据物料平衡关系有：酸度对弱酸（碱）型体分布的影响，可用型体的分布系数（有的参考书上亦叫分布分数）来表示。型体的分定义为：在固定 pH 值条件下，某型体的平衡浓度占总浓度的分数，用 δi 表示，下标 i 表示型体。 例如：对 n HnA 型体的分布系数为:3.2.3.3 一元弱酸（碱）型体分布系数1.分布系数-一元弱酸（HA）在溶液中以 HA 和 A 两种型体存在。在水溶液中存在如下的电离平衡：,酸数表示为:。根据分布系数的定义，有且有，δHA+δA-=1据物料平衡和化学平衡，-同样可以导出 A 的分布系数，由酸的 Ka 和溶液的 pH 值就可以计算出两种型体的分布系数，对指定的酸碱而言，分布系数是[H ]的函数，+液的 pH 值，就可以控制溶液中各型体的浓度。2.型体分布图下图为一元弱酸 HA 的 δi- pH 曲线。此图叫做酸碱型体分布图。图中 HA 为 CH3COOH ,其 pKa=4.74。3.2.3.4 一元弱酸型体分布特征共轭酸碱对最本质的联系是其相对应的酸(或碱)离解常数 Ka(或 Kb)。碱型体分布随 pH 的变化，决定于溶液的 pH 与 pKa 的相对关系。下图为一元体分布图， 可直观地了解酸碱型体分布的特点。图中的 HA 为醋酸，其 pK-（1）pH = pKa 时，δHA=δA-，有 [HA]=[A ]。随着 pH 值增大，δHA 在此点呈下降趋势，δA-在此点呈上升趋势，δH的变化率相等。一元酸（碱）型体分布图以 pH=pKa 为分界点，分为共轭酸-型体主要存在区（pH & pKa）和共轭碱（A ）型体主要存在区（pH & pKa）（2）pH & pKa-1 时，δHA && δA-，有 [HA] c，如图中 I 区。（3）pH & pKa+1 时, δHA && δA-，有 [A 包含各类专业文献、幼儿教育、小学教育、中学教育、专业论文、行业资料、第三章 化学平衡56等内容。　
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化学平衡向哪边移动是什么意思?
没说这个问题。但是突然发现一个问题，就是说跟移动前比起，反应物在新平衡时剩余的量占得百分比少了，根据书上说的。只能请教高人，B+C占得百分比变多了。跟上面总结的规律矛盾，生成物占得百分比变多了;==&gt。也就是说新平衡时剩余的A其实是多了;B+C
当平衡时增加A的物质的量。。老师跟着书BUG。假设有这个可逆反应编写书的人BUG了，用上面那个理论解释不通。根据上面总结的规律解释就是在新平衡时A剩余的量的百分比变少了。而再次更具书上说的。为此一直不解，A的转化率会减少：A&lt。我自认为化学平衡向哪边移动指的是平衡时那边的反应更彻底，反应会正向移动，也就是说反应正向移动，故来百度请教高人
提问者采纳
baidu,虽然剩余多://baike.A的转化率减少了.baidu,但是总量也增大了.htm" target="_blank">http平衡移动就是说向某一边反应以求新的平衡://baike.A增加了.并不矛盾你可以看这里.com/view/257614,剩余比重量增大,就正向移动,就是说装化得少了.com/view/257614:<a href="http,A变成B和C
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对这个体系进行加压，平衡总是向体积缩小的方向移动，这时旧的平衡要被打破，正逆反应速率相等，增加的压强即被减弱。比如一个可逆反应中，建立新的平衡时，不再是原平衡的两倍。如果改变影响平衡的一个条件（如浓度，你要反应，而是处于这两者之间，平衡就向能够减弱这种改变的方向移动，祝你成功。勒夏特列原理最通俗的解释，平衡时，平衡要向正反应方向移动。在有气体参加或生成的可逆反应中！化学平衡研究的对象是可逆反应。具体说，与旧的平衡体系中这种反应物的浓度相比而言，也不是与原平衡相同，当增加反应物的浓度时；但这种减弱不可能消除增加反应物浓度对这种反应物本身的影响，达到一个平衡后，比如在N2+3H2 =2NH3这个可逆反应中，勒夏特列原理是指在一个平衡体系中，但这种增加的压强不可能完全被消除，平衡时、压强或温度等），但不能回复原来的状态，还是增加了，即在本反应中向正反应方向移动，正反应与逆反应仍在同时进行，平衡总是要向能够减弱这种改变的方向移动，平衡向体积缩小的方向移动，若改变影响平衡的一个条件，是动态平衡，他不让你反应，比如压强增加为原来的两倍，平衡的移动使得增加的反应物浓度又会逐步减少，当增加压强时解析如下
我给你举个例子吧，还是你的那个例子A&==&B+C 假如一开始有1摩尔A，反应生成B、C各0.5摩尔，那么A的转化率为50%接着增加A1摩尔，也就相当于开始2摩尔A，而这时生成B、C个0.7摩尔，此时A的转化率为35%，比以前低了，这是为什么呢？因为你增加的A比你反应掉的A要多，导致分母大，分子小，所以A的转化率会减少。这就是平衡移动原理，及勒夏特列原理
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