大学化学——3化学平衡.ppt

理想气体 分压定律的应用 平衡常数的测定 实验数据表（373K） ∴ 对于理想气体和稀溶液，Kp、Kc只是T的函数。 例题 已知：973K时 SO2(g) + 1/2O2(g) = SO3(g) Kθ1=20 NO2(g) = NO(g) + 1/2O2(g) Kθ2=0.012 求： SO2(g) + NO2(g) = SO3(g) + NO(g) Kθ3=？ 解：∵ 方程3 = 方程1 + 方程2 ∴ Kθ3 = Kθ1 × Kθ2 = 20 ×0.012 = 0.24 温度对化学平衡的影响 设： T1 —— 平衡常数为K1θ T2 —— 平衡常数为K2θ 则：lnK1θ(T)＝-ΔrHθm / RT1 +ΔrSθm / R （1） lnK2θ(T)＝-ΔrHθm / RT2 +ΔrSθm / R （2） 2）ΔrHθm＜0，放热反应， T升高，T2＞T1，lnK2θ/K1θ＜ 0 ，K2θ ＜ K1θ 平衡向逆反应 (吸热)方向移动。 T降低，T2 ＜ T1，lnK2θ/K1θ ＞0 ，K2θ ＞ K1θ 平衡向正反应 (放热)方向移动。 结论： 升高温度，平衡将向吸热的方向移动 背景知识介绍 Ka中“a”表示Acid； Kb中“b”表示Base 在讨论电离平衡时，由于温度变化不大，所以不考虑温度对平衡常数的影响；又由于是液体，所以压力变化不影响平衡。 通常：Ka在10-2~10-7间的酸叫弱酸； Ka在小于10-7的酸叫极弱酸； 常见弱电解质的电离常数见附表8 一元弱酸(弱碱)溶液[H+]和pH值计算公式： 例：计算0.010 mol·L-1H2CO3溶液中的 H3O+、H2CO3、HCO3-、CO32- 、OH-浓度及溶液的pH值（已知Ka1? = 4.2×10-7, Ka2? = 4.7×10-11）。 ∵ Ka1? / Ka2? ＞103 ∴ 酸碱理论的发展 人们对酸碱的认识经历了一个由浅入深、由低级到 高级的认识过程。 ◆ 最初 酸：有酸味，能使蓝色石蕊试纸变红的物质 碱：有涩味、滑腻感，使红色石蕊试纸变蓝，并能与酸 反应生成盐和水的物质 ◆ 18世纪：所有的酸都含有O元素 ◆ 19世纪：酸中的共同元素是H，而不是O 酸碱理论的发展： 1884年，S.Arrhenius 提出酸碱电离理论； 1923年，J.N.Br?nsted、 T.M.Lowry分别 提出酸碱质子理论； 1923年，Lewis 提出酸碱电子理论。 酸碱电离理论： 电解质在水溶液中电离生成阴、阳离子。 酸是在水溶液中经电离只生成 H+ 一种阳离子 的物质；碱是水溶液中经电离只生成 OH- 一种 阴离子的物质。 即： 在水溶液中，能电离出 H+ 的是酸；能电离 出 OH- 的是碱。 酸碱反应——中和反应，其实质是 H+ 和OH- 作用生成 H2O: ⑵ 溶剂性质 ? 焓减、熵减、体积减少的反应； *从热力学角度考虑：应高压、低温为佳。 ? 但反应速率在常温下非常慢，无可操作性； ? 高压对成本的要求较高，能耗大； *综合各种因素，给出较可行的生产条件为 ? 中压法：50000~70000kPa； ? 适当提高反应温度：673~793 K（提高反应速率） ； ? 采用廉价的铁催化剂使反应速率增加到原来1010； ? 冷却液化氨，使之与反应混合物及时分离（利用平衡移动原理） 合成氨生产流程图 3.2.1一元弱酸(碱)的电离平衡 3.2弱电解质的电离平衡 初始浓度/ mol?dm-3 c(HAc) 0 0 以醋酸为例 HAc H+ + Ac- Kc ＝ c(H+) ×c(Ac-) c(HAc) Ka ＝ 平衡浓度/ mol?dm-3 c(HAc)－x x x 近似处理：若 c(HAc)/ Ka ≥400时，即c(H+) ＜5％ c(HAc)