第二章 化学反应速率与化学平衡
化学平衡移动
化学反应速率
影响平衡移动的因素
影响化学反应速率的因素
一、化学反应速率的表示方法
2.1 化学反应速率
1 平均速率
对化学反应，若在一定条件下，单位时间内反应
物的减少或生成物的增加
21
21
icccv
t t t
? ??
? ? ?
??
单位,mol.L-1.时间
21
R
21
21
p
21
( [ R ] [ R ] )
( [ P ] [ P ] )
r
tt
r
tt
??
?
?
?
?
?
它不能确切反映速率的变
化情况，只提供了一个平
均值，用处不大。
2 瞬时速率
在浓度随时间变化的图上，某时刻的速率即该时刻
切线的斜率。以后提到的速率均指瞬时速率。显然，反
应刚开始，速率大，然后不断减小，体现了反应速率变
化的实际情况。
R
p
RP
d [ R ]
d
d [ P ]
d
r
t
r
t
? ??
?
?
?
?在浓度随时间变化的图上，某时刻的速
率即该时刻切线的斜率。以后提到的速率
均指瞬时速率。显然，反应刚开始，速率
大，然后不断减小，体现了反应速率变化
的实际情况。
?反应是中各物质的化学计量数往往不同，
用不同的反应物或生成物的浓度变化所得的
反应速率，数值上可能不同。为统一起见，
根据国家标准，可将所得反应速率除以各物
质在反应式中的计量系数。
如：化学反应,
aA + bB = gG + dD
化学反应速率为,
反应速率,
① 某一时刻的反应速率、瞬时速率；
②平均速率的极限即为瞬时速率；
③用反应中的任何物质表示反应速率,
数值上都是一样的；
④ 瞬时速率的测定可以由作图法得到。
2.2 化学反应速率理论简介
1、化学反应历程（机理）
一个化学反应，在一定条件下，反应物变成生成物
实际经过的途径,
基元反应：在反应中反应物分子直接转化成生成物的反
应 —简单反应
复杂反应：在反应中反应物分子经过多步才转化成生成
物的反应 ----非基元反应
CO(g) + NO2(g) = CO2(g) + NO(g)
基元反应
非基元反应
H2(g) + I2(g) = 2HI(g)
I2(g) =2 I(g)
H2(g) + 2I(g) = 2HI(g) 慢
快
2、化学反应速率理论
化学反应发生的必要条件是反应物分
子（或原子、离子）间的碰撞。
只有极少数活化分子的碰撞才能发生化学
反应，称, 有效碰撞, ； 活化分子 是反应物
分子中能量较高的分子，其比例很小；
（ 1）有效碰撞理论
理论要点,
有效碰撞：能发生反应的碰撞
活化分子：具有较大的动能并且能发生有效碰撞的分子
活化能：活化分子所具有的最低能量与反应物分子的平均
能量之差
其他条件相同时，活化能越低的化学反应，反应速率越高。
Ea = E(最低 )- E(平 )
活化能是化学反应的
,能垒,, Ea越高，反
应越慢； Ea越低，反应
越快。 Ea可以通过实验
测定。
平 E C E
活 E
分
子
分
数%
分子的能量分布曲线
0
aE
RTfe??
活化
分子
一般化学反应的活化能约在 40~400 kj.mol-1之间
多数化学反应的活化能约在 60~250 kj.mol-1之间
反应的活化能小于 40 kj.mol-1时，反应速度很快
反应的活化能大于 400 kj.mol-1时，反应速度很慢
中和化学反应的活化能约在 13~25 kj.mol-1之间
（ 2）过渡状态理论
化学反应并不是通过反应物分子的简单 碰
撞完成的，在反应物到产物的转变过程中，
先形成一种过渡状态，即反应物分子活化形
成配合物的中间状态。
如 A + BC ABC
内因,反应的活化能
外因,浓度、温度、催化剂
一、浓度或分压对反应速率的影响
1．（基）元反应,对于简单反应，反应物分子在有效碰撞 中
经过一次化学变化 就能转化为产物的反应 。
2．（基）元反应的化学反应速率方程式,可由质量作用定律
描述。
2.3 影响化学反应速率的主要因素
CO(g) + NO2(g) = CO2(g) + NO(g)
基元反应
非基元反应
H2(g) + I2(g) = 2HI(g)
I2(g) =2 I(g) 快
H2(g) + 2I(g) = 2HI(g) 慢（速控步骤）
在一定温度下,对某一 基元反应,其
反应速率与各反应物浓度 (以化学方程式
中该物质的计量数为指数 )的乘积成正比。
如,aA + bB = gG + dD 为 基元反应,
则,
? ? ? ???v k c cabAB
称作质量作用定律数学表达式。
而对于 非基元反应,有,
? ? ? ???v k c cmnAB
称作反应速率方程式。其中 m,n要
通过实验来确定。
（ a+b）或（ m+n）称为 反应级数 ；
例 1,
222 8 4 332S O I S O I? ? ? ?? ? ?
非基元反应
228( ) ( )v k S O I??? 该反应为 2级反应 。
例 2,
2 2 2 2
1( ) ( ) ( )
2H O a q H O l O g??
该反应为 1级反应 。
k与温度、催化剂有关,而与浓度无关。对
于 n级反应其 单位 是 (mol?dm-3)(n-1)?s-1
k 称为 反应速率常数,可用来表征反应的
速率。
反应级数的意义,
① 表示了反应速率与物质的量浓度的关系；
②零级反应表示了反应速率与反应物浓度无关
速率常数的单位
零级反应, ? = k(cA)0 k的量纲为 mol·dm-3·s -1
一级反应,? = kcA； k的量纲为 s-1
二级反应,? = k(cA)2 k的量纲为 mol3·dm-1·s -1
气体反应
可用气体分压表示
2NO2 → 2NO + O2；； 或 ； kc ? kP
2
2
( N Ocv k c? ）
2
2
( N Opv k P? ）
零级反应
在一定温度下，该反应的速率与反应物浓度无关，为一常
数，反应速率 v = k 。如蔗糖的水解反应,
水是大量的，在反应过程中可视水的浓度不变，反应
速率只与蔗糖的浓度有关，而与水的浓度无关，即反应对
水是零级
C12H22O11 + H2O C6H12O6 + C6H12O6
（蔗糖） （葡萄糖）（果糖）
2N2O5(g) 4NO2(g) + O2(g)
r=kc (N2O5)
而不是 r=kc2(N2O5)
机理,
N2O5 NO3+NO2（慢）
NO3 NO + O2 (快 )
NO +NO3 2NO2 （快）
二、温度对反应速率的影响
一般情况下：在一定温度范围内，对化学反
应温度每 升高 10度反应速率大约增加到原来的
2~4倍 。
温度升高使反应速率显著提高的原因是：升
温是反应物分子的能量增加，大量的非活化分
子获得能量后变成活化分子，单位体积内活化
分子的百分数大大增加，由小碰撞次数增多，
从而反应速率明显增大。
范特霍夫规则
三、催化剂对反应速率的影响
催化剂能改变反应速率的作用叫催化作用。
正催化,加速反应速率 负催化,减慢反应速率
1.催化剂影响反应速率的原因
催化作用的实质是改变了反应的机理，降低了反
应的活化能，因而提高了反应速率。 不改变反应 前
后物质的组成和质量,也不改变平衡常数 K；缩短
平衡到达的时间，加快平衡的到来。
⑴ 高效性（用量少，作用大）
一种催化剂只能催化一种或几种反应；
同一反应用不同催化剂得到不同产物。
⑶ 反应前后组成和质量不变
特点,
(4) 酶的活性要在一定温度、一定 pH
范围时才最大。
⑵ 选择性
2.4 化学平衡
一、化学反应的可逆性和化学平衡
1.化学平衡及特征
在一定条件下, 既能向正方向进行又能向逆方向
进行的反应称 可逆反应 。 如反应,
CO（ g） +H2O（ g） H2（ g） +CO2（ g）
在高温下 CO与 H2O能反应生成 H2和 CO2，同时
H2与 CO2也能反应生成 CO和 H2O。对这样的反应，
为强调可逆性，在反应式中常用 代替等号。
化学平衡及特征
达到平衡的时间
?? ?????
??
（平衡线）
t
?
几乎所有反应都是可逆的, 只是有些反
应在已知的条件下逆反应进行的程度极为微
小, 以致可以忽略, 这样的反应通常称之为
不可逆 。 如 KClO3加热分解便是不可逆反应
的例子 。
可逆反应在进行到一定程度, 便会建立起平衡 。
例如, 一定温度下, 将一定量的 CO和 H2O加入到一
个密闭容器中 。 反应开始时, CO和 H2O的浓度较大,
正反应速率较大 。 一旦有 CO2和 H2生成, 就产生逆
反应 。 开始时逆反应速率较小, 随着反应进行, 反
应物的浓度减少, 生成物的浓度逐渐增大 。 正反应
速率逐渐减少, 逆反应速率逐渐增大 。 当正, 逆反
应速率相等时, 即达到平衡状态 。 正, 逆反应速率
相等时的状态叫做化学平衡 。
化学平衡有两个特征,
（ 1） 化学平衡是一种动态平衡 。 表面上看来反应
似乎已停止, 实际上正逆反应仍在进行, 只是单
位时间内, 反应物因正反应消耗的分子数恰等于
由逆反应生成的分子数 。
（ 2） 化学平衡是暂时的, 有条件的平衡 。 当外界
条件改变时, 原有的平衡即被破坏, 直到在新的
条件下建立新的平衡 。
2,化学平衡常数
(1)实验平衡常数
在一定温度下液相达平衡时, 都能建立如下的关系式,
( ) ( )
( ) ( )
de
cab
c D c E
K
c A c B
?
Kc为浓度平衡常数；单位,(mol·dm-3) ??B
??B = (g + d) – (a+b) ??B = 0 时, Kc量纲为 1,
??B ?0 时, Kc有量纲
aA + bB dD + eE
生成物浓度幂的乘积，除以反应物
浓度幂的乘积为一常数 Kc。由上式可见，
Kc值越大，表明反应在平衡时生成物浓
度的乘积越大，反应物浓度的乘积越小，
所以反应进行的程度越高。
对气体反应, 还可用气体的分压代替浓度 。 平衡
常数表达式可写成 Kp,称压力经验平衡常数 。
Kp为压力平衡常数
??B = 0 时, Kp量纲为 1
??B ?0 时, Kp有量纲
Kp = ( ) ( )
( ) ( )
de
ab
p D p E
p A p B
式中 (A),(B),(D),(E)分别代表 A,B,D,E各物质的平衡分压。
aA(g) + bB(g) dD(g) + eE(g)
例如生成 HI反应
H2(g) + I2(g) =2HI(g)
平衡常数表达式可写成 Kp,称压力经验平衡常数 。
2
p
22
( H I )
( H ) ( I )
p
K
pp
?
KP与 KC的关系
反应物生成物都近乎理想气体
气态方程 p = cRT
KP = KC(RT) (只应用于单纯气态反应 )
(2)标准平衡常数（热力学平衡常数）
[ ( ) / ] [ ( ) / ]
[ ( ) / ] [ ( ) / ]
dg
ab
p D p p G p
K
p A p p B p
??
?
??
?
式中 p(D)/pθ,p(G)/pθ,p(A)/pθ,p(B)/pθ分
别为 D,G,A,B平衡时的相对分压； 标准
压力 pθ＝ 100kPa。
?平衡常数表达式
对气相反应,
a A(g) + b B(g) gG(g) + dD(g)
[ ( ) / ] [ ( ) / ]
[ ( ) / ] [ ( ) / ]
dg
ab
c D c c G c
K
c A c c B c
??
?
??
?
式中 c(D)/cθ,c(G)/cθ,c(A)/cθ,c(B)/cθ分
别为 D,G,A,B平衡时的相对浓度，标准浓
度 cθ=1mol·L-1。 K θ的量纲为一。
溶液中的反应
aA + bB gG + dD
● 书写和应用平衡常数的几点说明,
① 平衡常数表达式需与计量方程式相对应, 同
一化学反应用不同计量方程式表示时, 平衡常
数表达式不同, 得到的数值也不同 。
例 N2 (g) + 3 H2 (g) 2NH3 (g)
K1 = 1.60 ? 10 ?5
1/2N2 (g) + 3/2 H2 (g) NH3 (g)
K2 = 3.87 ? 10 ?2
K1 ? K2, K1 = K22
如合成氨反应
① N2 + 3H2 = 2NH3 2
3
1 3
22
[ ( ) / ]
[ ( ) / ] [ ( ) / ]
o
o
oo
p N H pK
p N p p H p
?
② N2 + H2 = NH3 1
2
3
2
31
22
3
2
22
[ ( ) / ]
[ ( ) / ] [ ( ) / ]
o
o
oo
p N H p
K
p N p p H p
?
③ NH3= N2 + H2 3
2
1
2
31
22
22
3
3
[ ( ) / ] [ ( ) / ]
[ ( ) / ]
oo
o
o
p N p p H p
K
p N H p
?
显然,, 而是 = =1/ 000
1 2 3KKK??
0
1K 02K 03K
②纯固体与纯液态及水溶液中参加反应的水的
浓度在平衡常数表达式中不出现；
2()p C OK
p
?
?
?
例,Ca2CO3 (s) ＝ CaO + CO2
③ 写入平衡常数表达式中各物质的浓度或分压，
必须是在系统达到平衡状态时相应的值。气体只
可用分压表示。
④ 温度发生改变，化学反应的平衡常数也随之改
变，因此，在使用时须注意相应的温度。
● 平衡常数的意义
①平衡常数是可逆反应的特征常数。对同类反应
来说 K?越大，反应进行得越完全。
②由平衡常数可以判断反应是否处于平衡态和非
平衡态时反应进行的方向。
?多种平衡的平衡常数
多重平衡的规则：在相同条件下，如
有连个反应方程式相加或相减得到第
三个反应方程式，则第三个反应方程
式的平衡常数为前两个反应方程式平
衡常数之积或之商。
即 K3 = K1 × K2
或 K3 = K1/K2
3,平衡常数与平衡转化率
转化率,
a = 某反应物已转化的量 /某反应物的重量 × 100％
若反应前后体积不变，反应的量可以用浓度表示
a =（某反应物的起始浓度 - 某反应物的平衡浓度） /某
反应物的起始浓度 × 100％
附表 2-3
例 2-2,2-3
一、浓度对化学平衡的影响
在其它条件不变的情况下，增加反应物的浓度或
减少生成物的浓度，化学平衡向着正反应方向移动；
增加生成物的浓度或减少反应物的浓度，化学平衡向
着逆反应的方向移动。
在可逆反应中，为了尽可能利用某一反应物，经
常用过量的另一种物质和它作用。
不断将生成物从反应体系中分离出来，则平衡将
不断向生成产物的方向移动。
例 2-4
2.5 化学平衡的移动
二、压力对化学平衡的影响
等温下，增大总压强，平衡向气体分子数减少的方向移
动；减压，则平衡向气体分子数增加的方向移动。如,
673K时反应,N2(g)+3H2(g)?2NH3(g)
如果气态反应物的总分子数和气态生成物总分子数相等，
在等温下，增加或降低总压强，对平衡没有影响。如,
773K时反应 CO+H2O?H2+CO2
例 2-5
三、温度对化学平衡的影响
升高温度，使平衡向吸热方向移动；降低温度，
使平衡向放热方向移动。
四、催化剂与化学平衡
催化剂不会使平衡发生移动，但使用催化剂能
降低反应的活化能，加快反应速率，缩短达到平衡
的时间。
五、平衡移动原理 ——吕 ·查德里原理
如果改变平衡体系中某个条件（如
浓度、温度、压力），平衡总是向着减
弱这个改变的方向移动。这个规律叫做
吕 ·查德里原理。
2.6 反应速率与化学平衡的综合利用
1、使一种价廉易得的反应物过量，以提
高里一种原料的转化率。
2、升高温度能增大反应速率，对于吸热
反应还能增加转化率。
3、对于气体反应，增加压力会使反
应速率加快，对分子数减少的反应还
能提高转化率。
4、选用催化剂时，须考虑催化剂的
催化性、活化温度、价格等，对容易
中毒的催化剂须注意原料的纯化。
End
化学平衡移动
化学反应速率
影响平衡移动的因素
影响化学反应速率的因素
一、化学反应速率的表示方法
2.1 化学反应速率
1 平均速率
对化学反应，若在一定条件下，单位时间内反应
物的减少或生成物的增加
21
21
icccv
t t t
? ??
? ? ?
??
单位,mol.L-1.时间
21
R
21
21
p
21
( [ R ] [ R ] )
( [ P ] [ P ] )
r
tt
r
tt
??
?
?
?
?
?
它不能确切反映速率的变
化情况，只提供了一个平
均值，用处不大。
2 瞬时速率
在浓度随时间变化的图上，某时刻的速率即该时刻
切线的斜率。以后提到的速率均指瞬时速率。显然，反
应刚开始，速率大，然后不断减小，体现了反应速率变
化的实际情况。
R
p
RP
d [ R ]
d
d [ P ]
d
r
t
r
t
? ??
?
?
?
?在浓度随时间变化的图上，某时刻的速
率即该时刻切线的斜率。以后提到的速率
均指瞬时速率。显然，反应刚开始，速率
大，然后不断减小，体现了反应速率变化
的实际情况。
?反应是中各物质的化学计量数往往不同，
用不同的反应物或生成物的浓度变化所得的
反应速率，数值上可能不同。为统一起见，
根据国家标准，可将所得反应速率除以各物
质在反应式中的计量系数。
如：化学反应,
aA + bB = gG + dD
化学反应速率为,
反应速率,
① 某一时刻的反应速率、瞬时速率；
②平均速率的极限即为瞬时速率；
③用反应中的任何物质表示反应速率,
数值上都是一样的；
④ 瞬时速率的测定可以由作图法得到。
2.2 化学反应速率理论简介
1、化学反应历程（机理）
一个化学反应，在一定条件下，反应物变成生成物
实际经过的途径,
基元反应：在反应中反应物分子直接转化成生成物的反
应 —简单反应
复杂反应：在反应中反应物分子经过多步才转化成生成
物的反应 ----非基元反应
CO(g) + NO2(g) = CO2(g) + NO(g)
基元反应
非基元反应
H2(g) + I2(g) = 2HI(g)
I2(g) =2 I(g)
H2(g) + 2I(g) = 2HI(g) 慢
快
2、化学反应速率理论
化学反应发生的必要条件是反应物分
子（或原子、离子）间的碰撞。
只有极少数活化分子的碰撞才能发生化学
反应，称, 有效碰撞, ； 活化分子 是反应物
分子中能量较高的分子，其比例很小；
（ 1）有效碰撞理论
理论要点,
有效碰撞：能发生反应的碰撞
活化分子：具有较大的动能并且能发生有效碰撞的分子
活化能：活化分子所具有的最低能量与反应物分子的平均
能量之差
其他条件相同时，活化能越低的化学反应，反应速率越高。
Ea = E(最低 )- E(平 )
活化能是化学反应的
,能垒,, Ea越高，反
应越慢； Ea越低，反应
越快。 Ea可以通过实验
测定。
平 E C E
活 E
分
子
分
数%
分子的能量分布曲线
0
aE
RTfe??
活化
分子
一般化学反应的活化能约在 40~400 kj.mol-1之间
多数化学反应的活化能约在 60~250 kj.mol-1之间
反应的活化能小于 40 kj.mol-1时，反应速度很快
反应的活化能大于 400 kj.mol-1时，反应速度很慢
中和化学反应的活化能约在 13~25 kj.mol-1之间
（ 2）过渡状态理论
化学反应并不是通过反应物分子的简单 碰
撞完成的，在反应物到产物的转变过程中，
先形成一种过渡状态，即反应物分子活化形
成配合物的中间状态。
如 A + BC ABC
内因,反应的活化能
外因,浓度、温度、催化剂
一、浓度或分压对反应速率的影响
1．（基）元反应,对于简单反应，反应物分子在有效碰撞 中
经过一次化学变化 就能转化为产物的反应 。
2．（基）元反应的化学反应速率方程式,可由质量作用定律
描述。
2.3 影响化学反应速率的主要因素
CO(g) + NO2(g) = CO2(g) + NO(g)
基元反应
非基元反应
H2(g) + I2(g) = 2HI(g)
I2(g) =2 I(g) 快
H2(g) + 2I(g) = 2HI(g) 慢（速控步骤）
在一定温度下,对某一 基元反应,其
反应速率与各反应物浓度 (以化学方程式
中该物质的计量数为指数 )的乘积成正比。
如,aA + bB = gG + dD 为 基元反应,
则,
? ? ? ???v k c cabAB
称作质量作用定律数学表达式。
而对于 非基元反应,有,
? ? ? ???v k c cmnAB
称作反应速率方程式。其中 m,n要
通过实验来确定。
（ a+b）或（ m+n）称为 反应级数 ；
例 1,
222 8 4 332S O I S O I? ? ? ?? ? ?
非基元反应
228( ) ( )v k S O I??? 该反应为 2级反应 。
例 2,
2 2 2 2
1( ) ( ) ( )
2H O a q H O l O g??
该反应为 1级反应 。
k与温度、催化剂有关,而与浓度无关。对
于 n级反应其 单位 是 (mol?dm-3)(n-1)?s-1
k 称为 反应速率常数,可用来表征反应的
速率。
反应级数的意义,
① 表示了反应速率与物质的量浓度的关系；
②零级反应表示了反应速率与反应物浓度无关
速率常数的单位
零级反应, ? = k(cA)0 k的量纲为 mol·dm-3·s -1
一级反应,? = kcA； k的量纲为 s-1
二级反应,? = k(cA)2 k的量纲为 mol3·dm-1·s -1
气体反应
可用气体分压表示
2NO2 → 2NO + O2；； 或 ； kc ? kP
2
2
( N Ocv k c? ）
2
2
( N Opv k P? ）
零级反应
在一定温度下，该反应的速率与反应物浓度无关，为一常
数，反应速率 v = k 。如蔗糖的水解反应,
水是大量的，在反应过程中可视水的浓度不变，反应
速率只与蔗糖的浓度有关，而与水的浓度无关，即反应对
水是零级
C12H22O11 + H2O C6H12O6 + C6H12O6
（蔗糖） （葡萄糖）（果糖）
2N2O5(g) 4NO2(g) + O2(g)
r=kc (N2O5)
而不是 r=kc2(N2O5)
机理,
N2O5 NO3+NO2（慢）
NO3 NO + O2 (快 )
NO +NO3 2NO2 （快）
二、温度对反应速率的影响
一般情况下：在一定温度范围内，对化学反
应温度每 升高 10度反应速率大约增加到原来的
2~4倍 。
温度升高使反应速率显著提高的原因是：升
温是反应物分子的能量增加，大量的非活化分
子获得能量后变成活化分子，单位体积内活化
分子的百分数大大增加，由小碰撞次数增多，
从而反应速率明显增大。
范特霍夫规则
三、催化剂对反应速率的影响
催化剂能改变反应速率的作用叫催化作用。
正催化,加速反应速率 负催化,减慢反应速率
1.催化剂影响反应速率的原因
催化作用的实质是改变了反应的机理，降低了反
应的活化能，因而提高了反应速率。 不改变反应 前
后物质的组成和质量,也不改变平衡常数 K；缩短
平衡到达的时间，加快平衡的到来。
⑴ 高效性（用量少，作用大）
一种催化剂只能催化一种或几种反应；
同一反应用不同催化剂得到不同产物。
⑶ 反应前后组成和质量不变
特点,
(4) 酶的活性要在一定温度、一定 pH
范围时才最大。
⑵ 选择性
2.4 化学平衡
一、化学反应的可逆性和化学平衡
1.化学平衡及特征
在一定条件下, 既能向正方向进行又能向逆方向
进行的反应称 可逆反应 。 如反应,
CO（ g） +H2O（ g） H2（ g） +CO2（ g）
在高温下 CO与 H2O能反应生成 H2和 CO2，同时
H2与 CO2也能反应生成 CO和 H2O。对这样的反应，
为强调可逆性，在反应式中常用 代替等号。
化学平衡及特征
达到平衡的时间
?? ?????
??
（平衡线）
t
?
几乎所有反应都是可逆的, 只是有些反
应在已知的条件下逆反应进行的程度极为微
小, 以致可以忽略, 这样的反应通常称之为
不可逆 。 如 KClO3加热分解便是不可逆反应
的例子 。
可逆反应在进行到一定程度, 便会建立起平衡 。
例如, 一定温度下, 将一定量的 CO和 H2O加入到一
个密闭容器中 。 反应开始时, CO和 H2O的浓度较大,
正反应速率较大 。 一旦有 CO2和 H2生成, 就产生逆
反应 。 开始时逆反应速率较小, 随着反应进行, 反
应物的浓度减少, 生成物的浓度逐渐增大 。 正反应
速率逐渐减少, 逆反应速率逐渐增大 。 当正, 逆反
应速率相等时, 即达到平衡状态 。 正, 逆反应速率
相等时的状态叫做化学平衡 。
化学平衡有两个特征,
（ 1） 化学平衡是一种动态平衡 。 表面上看来反应
似乎已停止, 实际上正逆反应仍在进行, 只是单
位时间内, 反应物因正反应消耗的分子数恰等于
由逆反应生成的分子数 。
（ 2） 化学平衡是暂时的, 有条件的平衡 。 当外界
条件改变时, 原有的平衡即被破坏, 直到在新的
条件下建立新的平衡 。
2,化学平衡常数
(1)实验平衡常数
在一定温度下液相达平衡时, 都能建立如下的关系式,
( ) ( )
( ) ( )
de
cab
c D c E
K
c A c B
?
Kc为浓度平衡常数；单位,(mol·dm-3) ??B
??B = (g + d) – (a+b) ??B = 0 时, Kc量纲为 1,
??B ?0 时, Kc有量纲
aA + bB dD + eE
生成物浓度幂的乘积，除以反应物
浓度幂的乘积为一常数 Kc。由上式可见，
Kc值越大，表明反应在平衡时生成物浓
度的乘积越大，反应物浓度的乘积越小，
所以反应进行的程度越高。
对气体反应, 还可用气体的分压代替浓度 。 平衡
常数表达式可写成 Kp,称压力经验平衡常数 。
Kp为压力平衡常数
??B = 0 时, Kp量纲为 1
??B ?0 时, Kp有量纲
Kp = ( ) ( )
( ) ( )
de
ab
p D p E
p A p B
式中 (A),(B),(D),(E)分别代表 A,B,D,E各物质的平衡分压。
aA(g) + bB(g) dD(g) + eE(g)
例如生成 HI反应
H2(g) + I2(g) =2HI(g)
平衡常数表达式可写成 Kp,称压力经验平衡常数 。
2
p
22
( H I )
( H ) ( I )
p
K
pp
?
KP与 KC的关系
反应物生成物都近乎理想气体
气态方程 p = cRT
KP = KC(RT) (只应用于单纯气态反应 )
(2)标准平衡常数（热力学平衡常数）
[ ( ) / ] [ ( ) / ]
[ ( ) / ] [ ( ) / ]
dg
ab
p D p p G p
K
p A p p B p
??
?
??
?
式中 p(D)/pθ,p(G)/pθ,p(A)/pθ,p(B)/pθ分
别为 D,G,A,B平衡时的相对分压； 标准
压力 pθ＝ 100kPa。
?平衡常数表达式
对气相反应,
a A(g) + b B(g) gG(g) + dD(g)
[ ( ) / ] [ ( ) / ]
[ ( ) / ] [ ( ) / ]
dg
ab
c D c c G c
K
c A c c B c
??
?
??
?
式中 c(D)/cθ,c(G)/cθ,c(A)/cθ,c(B)/cθ分
别为 D,G,A,B平衡时的相对浓度，标准浓
度 cθ=1mol·L-1。 K θ的量纲为一。
溶液中的反应
aA + bB gG + dD
● 书写和应用平衡常数的几点说明,
① 平衡常数表达式需与计量方程式相对应, 同
一化学反应用不同计量方程式表示时, 平衡常
数表达式不同, 得到的数值也不同 。
例 N2 (g) + 3 H2 (g) 2NH3 (g)
K1 = 1.60 ? 10 ?5
1/2N2 (g) + 3/2 H2 (g) NH3 (g)
K2 = 3.87 ? 10 ?2
K1 ? K2, K1 = K22
如合成氨反应
① N2 + 3H2 = 2NH3 2
3
1 3
22
[ ( ) / ]
[ ( ) / ] [ ( ) / ]
o
o
oo
p N H pK
p N p p H p
?
② N2 + H2 = NH3 1
2
3
2
31
22
3
2
22
[ ( ) / ]
[ ( ) / ] [ ( ) / ]
o
o
oo
p N H p
K
p N p p H p
?
③ NH3= N2 + H2 3
2
1
2
31
22
22
3
3
[ ( ) / ] [ ( ) / ]
[ ( ) / ]
oo
o
o
p N p p H p
K
p N H p
?
显然,, 而是 = =1/ 000
1 2 3KKK??
0
1K 02K 03K
②纯固体与纯液态及水溶液中参加反应的水的
浓度在平衡常数表达式中不出现；
2()p C OK
p
?
?
?
例,Ca2CO3 (s) ＝ CaO + CO2
③ 写入平衡常数表达式中各物质的浓度或分压，
必须是在系统达到平衡状态时相应的值。气体只
可用分压表示。
④ 温度发生改变，化学反应的平衡常数也随之改
变，因此，在使用时须注意相应的温度。
● 平衡常数的意义
①平衡常数是可逆反应的特征常数。对同类反应
来说 K?越大，反应进行得越完全。
②由平衡常数可以判断反应是否处于平衡态和非
平衡态时反应进行的方向。
?多种平衡的平衡常数
多重平衡的规则：在相同条件下，如
有连个反应方程式相加或相减得到第
三个反应方程式，则第三个反应方程
式的平衡常数为前两个反应方程式平
衡常数之积或之商。
即 K3 = K1 × K2
或 K3 = K1/K2
3,平衡常数与平衡转化率
转化率,
a = 某反应物已转化的量 /某反应物的重量 × 100％
若反应前后体积不变，反应的量可以用浓度表示
a =（某反应物的起始浓度 - 某反应物的平衡浓度） /某
反应物的起始浓度 × 100％
附表 2-3
例 2-2,2-3
一、浓度对化学平衡的影响
在其它条件不变的情况下，增加反应物的浓度或
减少生成物的浓度，化学平衡向着正反应方向移动；
增加生成物的浓度或减少反应物的浓度，化学平衡向
着逆反应的方向移动。
在可逆反应中，为了尽可能利用某一反应物，经
常用过量的另一种物质和它作用。
不断将生成物从反应体系中分离出来，则平衡将
不断向生成产物的方向移动。
例 2-4
2.5 化学平衡的移动
二、压力对化学平衡的影响
等温下，增大总压强，平衡向气体分子数减少的方向移
动；减压，则平衡向气体分子数增加的方向移动。如,
673K时反应,N2(g)+3H2(g)?2NH3(g)
如果气态反应物的总分子数和气态生成物总分子数相等，
在等温下，增加或降低总压强，对平衡没有影响。如,
773K时反应 CO+H2O?H2+CO2
例 2-5
三、温度对化学平衡的影响
升高温度，使平衡向吸热方向移动；降低温度，
使平衡向放热方向移动。
四、催化剂与化学平衡
催化剂不会使平衡发生移动，但使用催化剂能
降低反应的活化能，加快反应速率，缩短达到平衡
的时间。
五、平衡移动原理 ——吕 ·查德里原理
如果改变平衡体系中某个条件（如
浓度、温度、压力），平衡总是向着减
弱这个改变的方向移动。这个规律叫做
吕 ·查德里原理。
2.6 反应速率与化学平衡的综合利用
1、使一种价廉易得的反应物过量，以提
高里一种原料的转化率。
2、升高温度能增大反应速率，对于吸热
反应还能增加转化率。
3、对于气体反应，增加压力会使反
应速率加快，对分子数减少的反应还
能提高转化率。
4、选用催化剂时，须考虑催化剂的
催化性、活化温度、价格等，对容易
中毒的催化剂须注意原料的纯化。
End
