一、经验平衡常数1．溶液中的反应mA+nBxG+yDKc=[A]、[B]、[G]、[D]:A、B、G、D在平衡时的浓度；Kc为浓度平衡常数；单位：(mol·dm-3)BB=(x+y)–(m+n)B1mol·dm-3=[H2]=[CO]=[H2O]反应物或生成物中同时存在溶液状态、气体状态、固体状态时，纯液相和纯固相不出现在平衡常数表达式中，该反应平衡常数表达式的气体用分压表示，溶液用浓度表示，平衡常数KX，称为杂平衡常数。即现实性问题；31kJ·mol-1>0KTθ==1.8)-(-296.rGT=0，平衡状态。QTθ>KTθ，rGT>0正向反应非自发；fH/kJ·mol-10241.Kθ=(pA/p)m·(pB/p)n例：Zn(S)+2H+(aq)H2(g)+Zn2+(aq)rGm=rGm+RTlnQTcHF=1mol·dm-3K1=1/K2=K3cxr=cx/cpxr=px/p(pA/p)m·(pB/p)npG、pD、pA、pB：气态物质A、B、G、D平衡时的分压Kp为压力平衡常数KP量纲：(Pa)(kPa)(atm)=0时，KP无量纲，0时，KP有量纲，②浓度平衡常数Kc=同一温度，上述各反应平衡常数之间的关系是83110.Zn(S)+2H+(aq)H2(g)+Zn2+(aq)cHF=1mol·dm-3rGT<0，正向自发；cHF=1mol·dm-3是吸热反应，T升高，KθT增大，转化率增加。例1:2NO(g)+O2(g)2NO2K1②减少压力，平衡向气体摩尔量增加的方掌握化学反应等温式rG=rG+RTlnQTθ的意义及应用.志，即进行程度；对于反应mA+nB=xG+yD(pA/pθ)m·(pB/pθ)nK1=K2=K3;B.rGT=0，平衡状态。(pA/p)m·(pB/p)n例：Zn(S)+2H+(aq)H2(g)+Zn2+(aq)Kx=Kx：Pa·(mol·dm3)1，kPa·(mol·dm3)1，atm·(mol·dm3)1，二、标准平衡常数(K)相对浓度或相对压力标准平衡常数KθT以平衡时的反应物及生成物的相对压力，相对浓度的数值应用到平衡常数表达式中，(标准平衡常数)对于反应mA+nB=xG+yD则相对浓度或相对压力为：cir=ci/cc=1mol·dm-3－溶液pir=pi/pp=1.0105Pa－气体cxr=cx/cpxr=px/p1.气相反应的KθmA(g)+nB(g)xG(g)+yD(g)2.溶液相的反应KθmA+nBxG+yD3.对于复相反应Zn(S)+2H+(aq)H2(g)+Zn2+(aq)4.平衡常数的几点说明：①平衡常数表达式需与反应方程式相对应例N2(g)+3H2(g)2NH3(g)K1=1.601051/2N2(g)+3/2H2(g)NH3(g)K2=3.87102K1K2，K1=K22②纯固体与纯液态在平衡常数表达式中不出现；例1：Cr2O72+H2O2CrO42+2H+Kθ=例2：Ca2CO3(s)===CaO+CO2Kθ=③平衡常数只表现反应进行的程度，即可能性问题，而不表现到达平衡所需的时间，即现实性问题；Kθ越大，反应越彻底，反应倾向性越大；K>107正向进行；K<107逆向进行。例2SO2(g)+O2(g)====2SO3(g)298K时，Kθ=3.61024④多重平衡规则若干方程式相加(减)，则总反应的平衡常数等于分步平衡常数之乘积(商)例1:2NO(g)+O2(g)2NO2K12NO2(g)N2O4K22NO(g)+O2(g)N2O4(g)K=K1K2例2:C(s)+CO2(g)2CO(g)KC(s)+H2O(g)CO(g)+H2(g)K1CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)K2K=K1/K2⑤标准平衡常数Kθ与温度有关，因此要注明Kθ的温度条件，通常一个温度下同一化学反应只有一个Kθ。⑥上述平衡常数与平衡体系各组分分压或浓度的关系，严格地说只是对于气体分压不太高，溶质的浓度比较稀的情况下适用。化学反应等温式●标准态下：rGm<0，自发过程；rGm>0，非自发过程；rGm=0，平衡状态。●非标准态下:rG>0，rGm<0，rGm=0判断反应过程的自发性。化学反应均是在非标准状态下的反应，rGm、rGm之间的关系？rGm=rGm+RTlnQT当rG=0时，反应达平衡状态，此时QT即为KT