第三章化学反应的速率和限度可以用化学方程式来表达化学反应，它可以表示反应物、产物以及它们之间相互转换的数量关系。
CaCO3（ s） =CaO（ s） +CO2（ g）
问题,1、反应进行的方向和程度问题，即反应物能否转化成产物和反应物转化为产物的限度 ——化学热力学
2、反应进行的速率和所经过的中间步骤 ——
化学动力学
3、化学平衡：在给定的条件下，反应进行到平衡时的有关问题。 回目录化学动力学 —研究化学反应的速率及途径化学热力学 —研究化学反应的方向及限度化学反应速率一、反应速率的表示方法：
1、平均速率：（定容条件下）
v =ci /? t 单位,mol· L-1 ·s-1
因规定 反应速率是正值，所以，反应物?ci 为负、
产物?ci 为正。
2、瞬时 速率：（定容条件下） （ 精确）
v =? lim?ci /? t =?d ci /dt 单位,mol· L-1 ·s- 1
t?0
3,反应速率表达式：
例,N2+3H2=2NH3 若 dt内 N2减少 dx，则：
V(N2)= -dc(N2)/ dt= -dx/dt
V(H2)= -dc(H2)/ dt= -3dx/dt 数值不等
V(NH3)= dc(NH3)/ dt= 2dx/dt
而一个化学反应只能有一个统一的反应速率 ——分别除以计量系数：
dt
dx
dt
NHdc
dt
Hdc
dt
Ndcv 322
2
1
3
1
dt
Zdc
vdt
Ydc
vdt
Bdc
vdt
Adc
v
v
zYBA
1111
通式：对化学反应
-?AA-?BB--- = ---+?YY-?ZZ
例：写出反应 4HI + O2= 2I2+2H2O的 v(i)及 v
解,V(HI)= -dc(HI)/ dt
V(O2)= -dc(O2)/ dt
V(I2)= dc(I2)/ dt
V(H2O)= dc(H2O)/ dt
dt
OHdc
dt
Idc
dt
Odc
dt
HIdcv 222
2
1
2
1
4
1
二、化学反应 速率理论：
1,化学反应历程（反应机理） —— 化学反应经历的途径。
2、基元反应 —— 由反应物分子一步就可转化为产物分子的反应。
3、简单反应 —— 只含有一个基元反应；
4、复杂反应 —— 含有二个以上基元反应；
5、定速步骤 —— 反应历程中速率最慢的基元反应；
例,H2+I2=2HI由二个基元反应组成：
I2?2I （快）
H2+2I?2HI （慢）（ 定速步骤）
故 H2+I2=2HI是由二个基元反应组成的复杂反应。
注意：化学反应历程要由实验决定！
（已知的为数不多）
6、化学反应 速率理论：
（ 1）有效碰撞理论：（ 1918、路易斯）
要点：少数具有较高能量的活化分子按一定取向的有效碰撞，才能使能量转化、形成新键、
从而转化为产物分子，完成反应。
活化分子 ——具有较高能量的能够发生有效碰撞的分子。
活化分子百分数 f——活化分子在总分子中占的百分数,f大、有效碰撞多,反应 速率快。
RT
E a
ef
活化能 Ea—— 1mol平均能量的分子变为 活化分子所需要的最低能量。单位,kJ.mol-1
特点,Ea小、反应 速率快（小于 40 kJ.mol-1,很快 ）
Ea 由 化学反应本性决定（ T影响小,K大）
*碰撞理论认为：（ 基元反应）
V= pfZ = pf Z0 ca(A) cb(B)=k ca(A) cb(B)
k= pf Z0 = pZ0 =A
p— 方位因子,Z— 碰撞频率,k— 速率常数
f— 活化分子百分数 A— 指前因子
RT
Ea
e? RT
Ea
e?
（ 2）过渡状态理论反应物?活化配和物?产物
E 活化配和物 (不稳定 )
Ea,正 Ea,逆反应物 Q
产物反应历程
Q= Ea,正 - Ea,逆化学反应的限度 ——化学平衡一、可逆反应与化学平衡
1、可逆反应,在一定条件下，既可向正反应方向进行，又可向逆反应方向进行的反应。
eg,CO(g)+H2O(g)? H2(g)+CO2(g)
不可逆反应,理论上可以认为几乎所有的反应都可逆，但有些反应在已知条件下的逆反应进行的速率极其微小，以至于可忽略，称为不可逆反应。
2、化学平衡及特征化学平衡状态：在一定条件下，可逆反应的正、
逆反应速率相等的状态化学平衡特征：
a、动态平衡 反应还在进行，只是正、逆反应速率相等、浓度不在变化，称为平衡浓度；
b、有条件的平衡,C,T,P有确定值，只要有一个被破坏，旧平衡就会打破，产生新平衡，称为化学平衡移动；
3、化学平衡常数 ——在一定温度下，任何可逆反应达平衡时各生成物浓度以其计量系数为指数的乘积与各反应物浓度以其计量系数为指数的乘积的比值为一常数，称化学平衡常数。
（ 1）实验平衡常数 KC,KP,由实验测出。
例如 H2(g)+I2(g)=2HI (g)达平衡时
)()( 22
2
IcHc
HIc
K C?
KC— 浓度平衡常数对气相反应，或可：
)()( 22
2
IpHp
HIp
K p? KP— 压力平衡常数
KP,KC一般有单位
（ 2）标准平衡常数 K?：
设反应 aA+bB=dD+eE 在一定温度达平衡若均为气相：
若均为溶液：
P(i)/p?----平衡时的相对分压（无量纲）；
c(i)/ c?----平衡时的相对浓度（无量纲）；
故 K?无量纲；且 气相、溶液反应均为 K?
ba
ed
pBppAp
pEppDpK
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ba
ed
cBccAc
cEccDcK
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K?可由实验测出，也可由热力学计算；
K?越大,反应进行的越完全（ K?>106,完全）
K?与 反应本性及 T有关，与 C,P无关
（例,P76 3-2,3-3）
（ 3）书写和应用 K?应注意：
平衡常数表达式要与方程式相对应。同一反应：
若 1式?2= 2式，（ K?1） 2 = K?2? 2 K?1
若 1式?2= 2式，（ K?1） 1/2 = K?2? 1/ 2
K?1
若 1式,2式可逆,K?1=1/ K?2 （ K?1? -K?2 ）
纯固体、纯液体在平衡常数表达式中不写出。
水：水溶液中的反应,K?中不写出； 非水溶剂中的反应 若有 水参加,K?中必须写出。
K?与 T有关，应注明 T（ 298K 为 K? ）
（ 4）多重平衡规则：对二个（或多个） 反应若 1式 +2式 = 3式,K?3 = K?1 K?2?K?1
+K?2
若 1式 -2式 = 3式,K?3 = K?1 /K?2?K?1 -
K?2
反应 相同 T、且状态一致方可用
用途：由已知 反应 K?经加减组合求未知 反应 K?
P79：例 3-4
二、化学反应等温方程式
（目的：求非标准态 △ rGmθ,判断方向 ）
1、等温方程式恒温恒压下，化学热力学已经证明，对于化学反应任意状态下的 △ rGm和标准状态下的 △ rGmθ,
△ rGm,T=△ rGm,Tθ + RTlnQT ---求△ rGm,T
△ rGm,Tθ = -RTlnKT? ----求 KT?
△ rGm,T= -RTlnKT?+ RTlnQT ---Q/K? 判据
Q定义为反应 商注意：“商”非“熵”,Q非热；
分压反应商浓度反应商
(P/Pθ )’,任意状态下的气体相对分压
(C/Cθ )’,任意状态下的气体相对浓度
Kθ,Q关系,Kθ是 Q的特例，平衡时 Q=Kθ,
未达到平衡时用 Q
ba
ed
pBppAp
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ba
ed
cBccAc
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讨论：
（ 1） △ rGm,T=△ rGm,Tθ +2.303RTlgQ
---系统在任意状态下的△ rGm,T由两部分组成：
△ rGm,Tθ 和修正项,主要由△ rGm,Tθ 决定 ；
（ 2） lgKθ= -△ rGm,Tθ /2.303RT
---当体系达平衡时△ rGm,Tθ 和 Kθ的关系，即能量和质量的关系 。 非标态下 求 Kθ也用 △ rGm,Tθ
而不用 △ rGm,T！（ Kθ 与 T有关与浓度无关）
（ 3）△ rGm,T=2.303RTlgQ/Kθ------等温方程式，
用 Q/Kθ判断 非标态 下 反应方向注意,各 式中温度一致、单位一致
2,反应方 向判据,
标态下,用 △ rGm,Tθ 判断非标态下,
（ 1） 用 △ rGm,T判断
（ 2）根据 Q/Kθ判断
Q<Kθ △ rGm,T<0 正向自发
Q=Kθ △ rGm,T=0 平衡
Q>Kθ △ rGm,T>0 逆向自发
（ 3） 用 △ rGm,Tθ 近似 判断
△ rGm,Tθ <-40kJ.mol-1 正向自发
△ rGm,Tθ > 40kJ.mol-1 逆向自发
△ rGm,Tθ 在二者之间,方 向不一定例 3-5,3-6
三、化学平衡的移动因条件改变从旧的平衡状态转变为新的平衡状态的过程称为化学平衡的移动平衡移动的总规律,(1887 法 吕查德里 )
假如改变平衡体系的条件之一（ C,P,T），
平衡就向减弱这种改变的方向移动,(定性 )
化学平衡移动的方向本节讲定量计算方法。
（一）浓度对化学平衡移动的影响：化学平衡移动的方向就是反应自发进行的方向，由 △ rGm,T
决定，可根据 Q/Kθ判断 。
对反应 aA+bB=dD+eE
在一定温度达平衡时,Q= K?；若改变平衡体系某物浓度,平衡将移动，则 Q? K?，
（ 1）若 C反 减或 C产 增,Q将增,Q>K，△ rGm,T>0
反应向 逆向 进行至达新的平衡；
（ 2）若 C反 增或 C产 减,Q将减,Q<Kθ △ rGm,T<0
反应向 正向 进行至达新的平衡；
ba
ed
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浓度可使化学平衡移动，但不改变 K?
在新的平衡体系中，各物质的浓度均不同于前一个平衡态时的浓度。（但 K? 不变）
例 3-7（ P82）
(1)由 K? 求 x
(2)
(3)
38.033.133.0 667.0)417.0667.0(]'/)([]'/)([ ]'/)([]'/)([ ba
ed
cBccAc
cEccDcQ
%7.66%1 0 000.1 6 6 7.0%1 0 0
0
cx?
（二）压力对化学平衡移动的影响：
固、液相反应受 P影响小；主要讨论气相反应。
对气相反应 aA+bB=dD+eE 达平衡时
Q=K?
（ 1）总压力 P增 X倍,相应各物质的分压 Pi将同时增 X倍（ ∵ Pi =PXi）则：
因?n=(d+e) – (a+b) 不同，有 3种情况：
ba
ed
pBppAp
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KX
pBpxpApx
pEpxpDpxQ n
ba
ed
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n >0,X?n >1,Q>Kθ,△ rGm,T>0 逆向移动
n < 0,X?n <1,Q<Kθ,△ rGm,T<0 正向移动
n=0,X?n =1,Q=Kθ,△ rGm,T=0 不移动
（ 2）总压力 P减为 1/Y,各分压 Pi将降低 1/Y，
则,Q=(1/Y)?n Kθ =Y-?n Kθ
n >0,Y-?n <1,Q<Kθ,正向移动
n < 0,逆向移动；?n=0,平衡不移动
KX
pBpxpApx
pEpxpDpxQ n
ba
ed
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即：总压 P增加（减小），平衡将向?n 减小
（增大）的方向 移动；但总压 P变化对
n=0的反应无影响。
（ 3）加入惰性气体：
n=0的反应，亦无影响
等温等容时,∵ Pi=niRT/V,故分压不变，
Q=Kθ不变，无论?n怎样,平衡均不移动。
等温等压时,加入惰性气体会使总压增大，
为维持恒压,V需增加，则各物质的分压 Pi将降低，如前分析,Q=Y-?n Kθ
n >0,正向移动 ；?n < 0,逆向移动；
总结：
S,L反应
n=0 总压 P对平衡 无影响等温等容加惰气
g反应 P增 ---Pi增,Q= X?n Kθ?n >0，逆向移动；
n < 0，正向移动 ；
P降 --- Pi降,Q=Y-?n Kθ?n >0，正向移动等温等压加惰气?n < 0，逆向移动；
例 3-8（ P82）
（ 1）方法二,P增 2倍,X=2,?n =2-1
例 3-8（ P82）
（ 1）方法二,P增 2倍,X=2,?n =2-1
Q= X?n Kθ=2 Kθ > Kθ,逆向移动；
(2) 对比平衡分压 p(N2O4) p(NO2) Kθ
前（ P=100） 58.4 43 0.316
后（ P=200 ） 134.8 65.3 0.316
压力可使化学平衡移动，但不改变 K?
在新的平衡体系中，各物质的平衡分压均不同于前一个平衡态时的浓度。（但 K?不变）
（三）温度对化学平衡移动的影响：
-------- 温度可使 Kθ 改变 （ C,P不 改变 Kθ ）
（ 1）范特霍夫公式：
利用 △ rGmθ = -RTlnK?
△ rGmθ = △ rHmθ -T△ rSmθ 可推出,
注意：近似式，忽略了 △ rHmθ,△ rSmθ 受 T的影响，故△ rHmθ 可用 298K的值计算；
)(
303.2
lg
21
12
1
2
TT
TT
R
H
K
K mr
（ 2） 温度对平衡移动的影响吸热反应，△ rHmθ >0，升温,K2θ > K1θ 右 移,
降温,K2θ < K1θ 左 移,
放热反应，△ rHmθ < 0,降 温,K2θ > K1θ 右 移,
升 温,K2θ < K1θ 左 移
（ 3）形似；区别；用途。（例 3-9）
)(
303.2
lg
21
12
1
2
TT
TT
R
H
K
K mr
回目录化学平衡的移动小结：
温度 T 改变 Kθ
浓度 C、压力 P不 改变 Kθ
CaCO3（ s） =CaO（ s） +CO2（ g）
问题,1、反应进行的方向和程度问题，即反应物能否转化成产物和反应物转化为产物的限度 ——化学热力学
2、反应进行的速率和所经过的中间步骤 ——
化学动力学
3、化学平衡：在给定的条件下，反应进行到平衡时的有关问题。 回目录化学动力学 —研究化学反应的速率及途径化学热力学 —研究化学反应的方向及限度化学反应速率一、反应速率的表示方法：
1、平均速率：（定容条件下）
v =ci /? t 单位,mol· L-1 ·s-1
因规定 反应速率是正值，所以，反应物?ci 为负、
产物?ci 为正。
2、瞬时 速率：（定容条件下） （ 精确）
v =? lim?ci /? t =?d ci /dt 单位,mol· L-1 ·s- 1
t?0
3,反应速率表达式：
例,N2+3H2=2NH3 若 dt内 N2减少 dx，则：
V(N2)= -dc(N2)/ dt= -dx/dt
V(H2)= -dc(H2)/ dt= -3dx/dt 数值不等
V(NH3)= dc(NH3)/ dt= 2dx/dt
而一个化学反应只能有一个统一的反应速率 ——分别除以计量系数：
dt
dx
dt
NHdc
dt
Hdc
dt
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2
1
3
1
dt
Zdc
vdt
Ydc
vdt
Bdc
vdt
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v
v
zYBA
1111
通式：对化学反应
-?AA-?BB--- = ---+?YY-?ZZ
例：写出反应 4HI + O2= 2I2+2H2O的 v(i)及 v
解,V(HI)= -dc(HI)/ dt
V(O2)= -dc(O2)/ dt
V(I2)= dc(I2)/ dt
V(H2O)= dc(H2O)/ dt
dt
OHdc
dt
Idc
dt
Odc
dt
HIdcv 222
2
1
2
1
4
1
二、化学反应 速率理论：
1,化学反应历程（反应机理） —— 化学反应经历的途径。
2、基元反应 —— 由反应物分子一步就可转化为产物分子的反应。
3、简单反应 —— 只含有一个基元反应；
4、复杂反应 —— 含有二个以上基元反应；
5、定速步骤 —— 反应历程中速率最慢的基元反应；
例,H2+I2=2HI由二个基元反应组成：
I2?2I （快）
H2+2I?2HI （慢）（ 定速步骤）
故 H2+I2=2HI是由二个基元反应组成的复杂反应。
注意：化学反应历程要由实验决定！
（已知的为数不多）
6、化学反应 速率理论：
（ 1）有效碰撞理论：（ 1918、路易斯）
要点：少数具有较高能量的活化分子按一定取向的有效碰撞，才能使能量转化、形成新键、
从而转化为产物分子，完成反应。
活化分子 ——具有较高能量的能够发生有效碰撞的分子。
活化分子百分数 f——活化分子在总分子中占的百分数,f大、有效碰撞多,反应 速率快。
RT
E a
ef
活化能 Ea—— 1mol平均能量的分子变为 活化分子所需要的最低能量。单位,kJ.mol-1
特点,Ea小、反应 速率快（小于 40 kJ.mol-1,很快 ）
Ea 由 化学反应本性决定（ T影响小,K大）
*碰撞理论认为：（ 基元反应）
V= pfZ = pf Z0 ca(A) cb(B)=k ca(A) cb(B)
k= pf Z0 = pZ0 =A
p— 方位因子,Z— 碰撞频率,k— 速率常数
f— 活化分子百分数 A— 指前因子
RT
Ea
e? RT
Ea
e?
（ 2）过渡状态理论反应物?活化配和物?产物
E 活化配和物 (不稳定 )
Ea,正 Ea,逆反应物 Q
产物反应历程
Q= Ea,正 - Ea,逆化学反应的限度 ——化学平衡一、可逆反应与化学平衡
1、可逆反应,在一定条件下，既可向正反应方向进行，又可向逆反应方向进行的反应。
eg,CO(g)+H2O(g)? H2(g)+CO2(g)
不可逆反应,理论上可以认为几乎所有的反应都可逆，但有些反应在已知条件下的逆反应进行的速率极其微小，以至于可忽略，称为不可逆反应。
2、化学平衡及特征化学平衡状态：在一定条件下，可逆反应的正、
逆反应速率相等的状态化学平衡特征：
a、动态平衡 反应还在进行，只是正、逆反应速率相等、浓度不在变化，称为平衡浓度；
b、有条件的平衡,C,T,P有确定值，只要有一个被破坏，旧平衡就会打破，产生新平衡，称为化学平衡移动；
3、化学平衡常数 ——在一定温度下，任何可逆反应达平衡时各生成物浓度以其计量系数为指数的乘积与各反应物浓度以其计量系数为指数的乘积的比值为一常数，称化学平衡常数。
（ 1）实验平衡常数 KC,KP,由实验测出。
例如 H2(g)+I2(g)=2HI (g)达平衡时
)()( 22
2
IcHc
HIc
K C?
KC— 浓度平衡常数对气相反应，或可：
)()( 22
2
IpHp
HIp
K p? KP— 压力平衡常数
KP,KC一般有单位
（ 2）标准平衡常数 K?：
设反应 aA+bB=dD+eE 在一定温度达平衡若均为气相：
若均为溶液：
P(i)/p?----平衡时的相对分压（无量纲）；
c(i)/ c?----平衡时的相对浓度（无量纲）；
故 K?无量纲；且 气相、溶液反应均为 K?
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K?可由实验测出，也可由热力学计算；
K?越大,反应进行的越完全（ K?>106,完全）
K?与 反应本性及 T有关，与 C,P无关
（例,P76 3-2,3-3）
（ 3）书写和应用 K?应注意：
平衡常数表达式要与方程式相对应。同一反应：
若 1式?2= 2式，（ K?1） 2 = K?2? 2 K?1
若 1式?2= 2式，（ K?1） 1/2 = K?2? 1/ 2
K?1
若 1式,2式可逆,K?1=1/ K?2 （ K?1? -K?2 ）
纯固体、纯液体在平衡常数表达式中不写出。
水：水溶液中的反应,K?中不写出； 非水溶剂中的反应 若有 水参加,K?中必须写出。
K?与 T有关，应注明 T（ 298K 为 K? ）
（ 4）多重平衡规则：对二个（或多个） 反应若 1式 +2式 = 3式,K?3 = K?1 K?2?K?1
+K?2
若 1式 -2式 = 3式,K?3 = K?1 /K?2?K?1 -
K?2
反应 相同 T、且状态一致方可用
用途：由已知 反应 K?经加减组合求未知 反应 K?
P79：例 3-4
二、化学反应等温方程式
（目的：求非标准态 △ rGmθ,判断方向 ）
1、等温方程式恒温恒压下，化学热力学已经证明，对于化学反应任意状态下的 △ rGm和标准状态下的 △ rGmθ,
△ rGm,T=△ rGm,Tθ + RTlnQT ---求△ rGm,T
△ rGm,Tθ = -RTlnKT? ----求 KT?
△ rGm,T= -RTlnKT?+ RTlnQT ---Q/K? 判据
Q定义为反应 商注意：“商”非“熵”,Q非热；
分压反应商浓度反应商
(P/Pθ )’,任意状态下的气体相对分压
(C/Cθ )’,任意状态下的气体相对浓度
Kθ,Q关系,Kθ是 Q的特例，平衡时 Q=Kθ,
未达到平衡时用 Q
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讨论：
（ 1） △ rGm,T=△ rGm,Tθ +2.303RTlgQ
---系统在任意状态下的△ rGm,T由两部分组成：
△ rGm,Tθ 和修正项,主要由△ rGm,Tθ 决定 ；
（ 2） lgKθ= -△ rGm,Tθ /2.303RT
---当体系达平衡时△ rGm,Tθ 和 Kθ的关系，即能量和质量的关系 。 非标态下 求 Kθ也用 △ rGm,Tθ
而不用 △ rGm,T！（ Kθ 与 T有关与浓度无关）
（ 3）△ rGm,T=2.303RTlgQ/Kθ------等温方程式，
用 Q/Kθ判断 非标态 下 反应方向注意,各 式中温度一致、单位一致
2,反应方 向判据,
标态下,用 △ rGm,Tθ 判断非标态下,
（ 1） 用 △ rGm,T判断
（ 2）根据 Q/Kθ判断
Q<Kθ △ rGm,T<0 正向自发
Q=Kθ △ rGm,T=0 平衡
Q>Kθ △ rGm,T>0 逆向自发
（ 3） 用 △ rGm,Tθ 近似 判断
△ rGm,Tθ <-40kJ.mol-1 正向自发
△ rGm,Tθ > 40kJ.mol-1 逆向自发
△ rGm,Tθ 在二者之间,方 向不一定例 3-5,3-6
三、化学平衡的移动因条件改变从旧的平衡状态转变为新的平衡状态的过程称为化学平衡的移动平衡移动的总规律,(1887 法 吕查德里 )
假如改变平衡体系的条件之一（ C,P,T），
平衡就向减弱这种改变的方向移动,(定性 )
化学平衡移动的方向本节讲定量计算方法。
（一）浓度对化学平衡移动的影响：化学平衡移动的方向就是反应自发进行的方向，由 △ rGm,T
决定，可根据 Q/Kθ判断 。
对反应 aA+bB=dD+eE
在一定温度达平衡时,Q= K?；若改变平衡体系某物浓度,平衡将移动，则 Q? K?，
（ 1）若 C反 减或 C产 增,Q将增,Q>K，△ rGm,T>0
反应向 逆向 进行至达新的平衡；
（ 2）若 C反 增或 C产 减,Q将减,Q<Kθ △ rGm,T<0
反应向 正向 进行至达新的平衡；
ba
ed
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浓度可使化学平衡移动，但不改变 K?
在新的平衡体系中，各物质的浓度均不同于前一个平衡态时的浓度。（但 K? 不变）
例 3-7（ P82）
(1)由 K? 求 x
(2)
(3)
38.033.133.0 667.0)417.0667.0(]'/)([]'/)([ ]'/)([]'/)([ ba
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%7.66%1 0 000.1 6 6 7.0%1 0 0
0
cx?
（二）压力对化学平衡移动的影响：
固、液相反应受 P影响小；主要讨论气相反应。
对气相反应 aA+bB=dD+eE 达平衡时
Q=K?
（ 1）总压力 P增 X倍,相应各物质的分压 Pi将同时增 X倍（ ∵ Pi =PXi）则：
因?n=(d+e) – (a+b) 不同，有 3种情况：
ba
ed
pBppAp
pEppDpK
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KX
pBpxpApx
pEpxpDpxQ n
ba
ed
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n >0,X?n >1,Q>Kθ,△ rGm,T>0 逆向移动
n < 0,X?n <1,Q<Kθ,△ rGm,T<0 正向移动
n=0,X?n =1,Q=Kθ,△ rGm,T=0 不移动
（ 2）总压力 P减为 1/Y,各分压 Pi将降低 1/Y，
则,Q=(1/Y)?n Kθ =Y-?n Kθ
n >0,Y-?n <1,Q<Kθ,正向移动
n < 0,逆向移动；?n=0,平衡不移动
KX
pBpxpApx
pEpxpDpxQ n
ba
ed
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即：总压 P增加（减小），平衡将向?n 减小
（增大）的方向 移动；但总压 P变化对
n=0的反应无影响。
（ 3）加入惰性气体：
n=0的反应，亦无影响
等温等容时,∵ Pi=niRT/V,故分压不变，
Q=Kθ不变，无论?n怎样,平衡均不移动。
等温等压时,加入惰性气体会使总压增大，
为维持恒压,V需增加，则各物质的分压 Pi将降低，如前分析,Q=Y-?n Kθ
n >0,正向移动 ；?n < 0,逆向移动；
总结：
S,L反应
n=0 总压 P对平衡 无影响等温等容加惰气
g反应 P增 ---Pi增,Q= X?n Kθ?n >0，逆向移动；
n < 0，正向移动 ；
P降 --- Pi降,Q=Y-?n Kθ?n >0，正向移动等温等压加惰气?n < 0，逆向移动；
例 3-8（ P82）
（ 1）方法二,P增 2倍,X=2,?n =2-1
例 3-8（ P82）
（ 1）方法二,P增 2倍,X=2,?n =2-1
Q= X?n Kθ=2 Kθ > Kθ,逆向移动；
(2) 对比平衡分压 p(N2O4) p(NO2) Kθ
前（ P=100） 58.4 43 0.316
后（ P=200 ） 134.8 65.3 0.316
压力可使化学平衡移动，但不改变 K?
在新的平衡体系中，各物质的平衡分压均不同于前一个平衡态时的浓度。（但 K?不变）
（三）温度对化学平衡移动的影响：
-------- 温度可使 Kθ 改变 （ C,P不 改变 Kθ ）
（ 1）范特霍夫公式：
利用 △ rGmθ = -RTlnK?
△ rGmθ = △ rHmθ -T△ rSmθ 可推出,
注意：近似式，忽略了 △ rHmθ,△ rSmθ 受 T的影响，故△ rHmθ 可用 298K的值计算；
)(
303.2
lg
21
12
1
2
TT
TT
R
H
K
K mr
（ 2） 温度对平衡移动的影响吸热反应，△ rHmθ >0，升温,K2θ > K1θ 右 移,
降温,K2θ < K1θ 左 移,
放热反应，△ rHmθ < 0,降 温,K2θ > K1θ 右 移,
升 温,K2θ < K1θ 左 移
（ 3）形似；区别；用途。（例 3-9）
)(
303.2
lg
21
12
1
2
TT
TT
R
H
K
K mr
回目录化学平衡的移动小结：
温度 T 改变 Kθ
浓度 C、压力 P不 改变 Kθ
