普通化学/化学平衡/平衡

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封面 · 引言 · v • d • e
单元: 物质 · 原子结构 · 键合 · 反应 · 溶液 · 物质状态 · 平衡 · 动力学 · 热力学 · 元素
附录: 元素周期表 · 单位 · 常数 · 方程 · 还原电势 · 元素及其性质

化学平衡是指当可逆反应以相同速率向正向和逆向进行时发生的现象。它是化学反应的平衡点，看起来反应停止了。虽然一些反应（如丙烷燃烧）会进行到底（没有逆反应），但大多数反应都同时进行正向和逆向反应。其中一个反应的速度会比另一个更快，从而导致净结果。随着反应的进行，正向反应速度会减慢，而逆向反应速度会加快。当速率相等时，就达到了平衡。反应看起来已经停止，反应物和生成物的总量保持稳定。

平衡常数

生成物与反应物的比率，或 $K_{eq}$ ，称为平衡常数。对于一般反应 mA + nB → xC + yD，平衡常数为

K_{eq}={\frac {[C]^{x}[D]^{y}}{[A]^{m}[B]^{n}}}

其中 [X] 表示 X 的活度。X 的活度为

如果 X 是气体或溶液，则为其浓度
如果 X 是纯固体或纯液体，则为 1

换句话说，只要有足够的纯固体和纯液体让反应进行，它们就不会影响平衡常数。它们的活度为 1，因此不需要写到平衡常数中。

K_p 和 K_c

存在两种类型的 $K_{eq}$ 。一种是 $K_{c}$ ，活度为浓度。您已经熟悉此表达式；它是常用的 $K_{eq}$ 。对于气相反应，可以使用浓度平衡。也可以使用分压代替浓度。此表达式表示为 $K_{p}$ 。活度为分压而不是浓度。这只能在所有产物和反应物都处于气相时使用。

要将 $K_{p}$ 和 $K_{c}$ 进行转换，存在一个方程

K_{p}=K_{c}(RT)^{\Delta n}

R 是通用气体常数，T 是反应发生的温度。 $\Delta n$ 是产物和反应物之间气体分子变化量（以摩尔计）。它可能是零（在这种情况下，K_p = K_c）。

示例

示例 1

15.0 摩尔的 X 和 20.0 摩尔的 Y 被放入一个空的 2.0 升容器中。它们发生反应，最终根据假设方程式与 7.0 摩尔的 Z 达成平衡

{\hbox{X}}+2{\hbox{Y}}\to {\hbox{Z}}

计算平衡常数。

解决方案：因为容器最初是空的，并且在平衡时，所有的 7.0 摩尔的 Z 都是由反应产生的。因此，在反应中消耗了 7.0 摩尔的 X 和 14.0 摩尔的 Y，因此在平衡时，剩余 8.0 摩尔的 X、6.0 摩尔的 Y 和 7.0 摩尔的 Z。将这些值除以 2.0 升以确定浓度，然后代入平衡表达式

K_{eq}={\frac {[Z]}{[X][Y]^{2}}}={\frac {[3.5]}{[4.0][3.0]^{2}}}=0.097

示例 2

5.00 摩尔的氢气被放入一个空的 1.00 升容器中，其中含有 5.00 摩尔的碘，它们根据以下方程式发生反应

{\hbox{H}}_{2}+{\hbox{I}}_{2}\to 2{\hbox{HI}}

反应温度下的平衡常数为 51.5。计算将形成的 HI 的摩尔数。

解决方案：假设形成 2y 摩尔的 HI。那么，消耗了 y 摩尔的 H₂ 和 I₂。因此，在平衡时，有 2y 摩尔的 HI，以及 (5.00 - y) 摩尔的 H₂ 和 I₂。除以 1.00 升（以求浓度）并写出平衡表达式得到

51.5={\frac {[2y]^{2}}{[5.00-y][5.00-y]}}

求解此方程得到 y = 3.91（拒绝另一个解，因为它大于 5.00）。在平衡时，有 7.82 摩尔的 HI。

用 K 进行计算

K 的确切值并不重要。重要的是它的大小。

K > 1	反应有利于产物
K < 1	反应有利于反应物

如果反应有利于产物，它将在正向（从左到右）方向上进行。如果 K 非常大，反应将主要完成，消耗几乎所有反应物。

如果反应有利于反应物，它将在逆向（从右到左）方向上进行。如果 K 非常小，反应将消耗几乎所有产物并将其转化为反应物。逆反应是优先的。

反应算术

如果你反转反应（改变箭头的方向，或翻转左右两侧），K_eq 的新值将是它的倒数。

A → B	(K = x)
B → A	(K = 1/x)

如果你添加两个反应，它们的平衡常数将相乘。

A → B G → H	(K = x) (K = y)
A + G → B + H	(K = xy)

这些基本原理可以帮助你通过结合已知常数来确定未知平衡常数。

Q

K_eq 仅在反应处于平衡状态时使用。要找到它，请写出它的浓度（或分压）表达式，然后代入所有测量值。得到的 K 可用于预测其他平衡位置。

如果反应没有处于平衡状态，你仍然可以代入测量的浓度。不将其称为 K_eq，而是将其称为 Q。

Q > K	产物必须减少，反应物将增加。
Q = K	处于平衡状态。
Q < K	反应物必须减少，产物将增加。

因此，如果你知道一个反应的平衡常数，并且你知道所有浓度，你就可以预测反应将向哪个方向进行。

ICE 图表

假设你知道一个反应的 K，并且你知道一些浓度。你可以使用“初始-变化-平衡”图表来计算最终（平衡）浓度。以下是一个示例。

{\hbox{CO}}_{(g)}+{\hbox{H}}_{2}{\hbox{O}}_{(g)}\to {\hbox{CO}}_{2(g)}+{\hbox{H}}_{2(g)}

在 25°C 时，此反应的 K_c = 23.2。

首先，写出平衡表达式。

K_{c}={\frac {[H_{2}][CO_{2}]}{[CO][H_{2}O]}}

在一个 2.00 L 的密闭容器中：加入了 3 摩尔的 H₂O、4 摩尔的 CO 和 1 摩尔的 H₂。（写出 ICE 图表）

	CO	H₂O	CO₂	H₂
初始	2	1.5	0	0.5
变化	-x	-x	+x	+x
平衡	2-x	1.5-x	x	0.5+x

现在，将“平衡”值代入 K 表达式中。代入所有已知值并求解 x。然后，用 x 代替最终值以确定平衡浓度。

将所有值代入 K 表达式后，我们有

23.3={\frac {(0.5+x)\times (x)}{(2-x)\times (1.5-x)}}

求解此方程需要使用二次方程。使用近似值或图形计算器可能会更容易。求解后， $x=1.34$ （忽略会导致负浓度的 x 值）。将 x 代入 ICE 图表中的“平衡”值，我们可以确定反应达到平衡时所有物质的浓度。

CO	H₂O	CO₂	H₂
0.66 M	0.16 M	1.34 M	1.84 M

要检查您的答案，您可以将这些值代入平衡表达式，看看它是否等于 23.3（给定的 K_eq 值）。

这样做是为了观察化学反应中涉及的物质的最终浓度。除非 K_eq 非常大，否则不会消耗所有反应物。

平衡详解

本书接下来的几章将提供有关平衡的更多详细信息。

平衡的移动

勒沙特列原理指出，一个系统将适应以最小化变化。如果添加反应物，它们将被消耗，并形成产物。同样，如果添加产物，它们将被消耗（通过逆反应），并形成反应物。

影响 K_eq 值的唯一系统变化是温度。K_eq 的值永远不会因物质的浓度或压力而改变。

特殊常数

$K_{a}={\frac {[H^{+}][A^{-}]}{[HA]}}$	酸和碱具有特殊的电离常数，它们显示了它们如何与水反应。酸电离常数或 K_a 表明酸的强度。
$K_{b}={\frac {[{\mbox{OH}}^{-}][{\mbox{BH}}]}{[{\mbox{B}}]}}$	碱电离常数 K_b 同样表明碱的强度。
$K_{sp}={\frac {[A^{+}][B^{-}]}{[AB]}}$	溶解度积 K_sp 表明离子物质在溶解时会解离多少。

与 E 的关系

氧化还原反应的标准电势与平衡常数 $E={\frac {0.0592\log K}{n}}$ 之间存在着特殊的关系，其中 n 是转移电子的摩尔数。这是一个重要的方程，因为它允许我们从易于测量的 E 计算难以测量的 K。