高一化学

Question

关于化学平衡的移动，谁能给我一个详细的说明啊？

Answer 1

四． 平衡常数
1． 标准平衡常数
我们在上面曾经指出过范特霍夫等温方程的重要关系式：
△rGm（T）=△rGmΘ（T）+RT㏑J
其中△rGm（T）是T温度下的非标态反应自由能，△rGmΘ（T）是T温度下的标准态自由能，J的定义，对于气相反应系统，为J=∏（pi/pΘ）vi 。若系统中既有气体又有溶液，J的定义为J=∏（pi/pΘ）vi•∏（ci/cΘ）vi ，若系统中只有溶液，则定义为J=∏（ci/cΘ）vi 。
化学反应达到平衡状态是“热力学推动力”——反应的自由能△rGm等于零的状态，因此，在一定温度下，上述范特霍夫等温方程可改写为:
△rGmΘ（T）+RT㏑J平衡=0
将上式的第二项移到等号右边，并定义平衡态下的J=平衡=KΘ，就得到下式：
△rGmΘ（T）=-RT㏑KΘ
显然，在一定温度（T）下，上式中的△rGmΘ（T）、R和T都是定值，即K是一个常数。这一常数被称为标准平衡常数。
KΘ的表达当然是与J一样的，但不要忘记它是平衡态下的，初学时，最好在表达式中标注“平衡”二字（或“eq” ）：
KΘ=∏[（pi/pΘ）vi]平衡
KΘ=∏[（pi/pΘ）vi•∏（ci/cΘ）vi]平衡
KΘ=∏[∏（ci/cΘ）vi]平衡
以上三个方程分别适用于气相平衡、气体与溶液同时存在的平衡以及溶液中的平衡。由这些方程，我们可以理解到，标准平衡常数的物理意义如下：在一定温度下，当气相系统达到化学平衡时，参与反应的各气体的分压与热力学标压之比以方程式中的计量系数为幂的连乘积是一个常数。（第一个式子）当溶液系统达到化学平衡时，参与反应的各溶质的浓度与热力学标准浓度之比以方程式中的计量系数为幂的连乘积是一个常数。（第三个式子）对于第二个式子，你可以自己试着说明。
以上表述中包含着如下要素：（1）平衡常数是温度的函数。温度不变，平衡常数不变。（2）以上面第一个式子为例，对于一个特定气象系统，在一定温度下，无论化学平衡是如何达成的，达到平衡时每一气体的分压具体数值可大可小，但是总体来看，所有气体分压之间的关系，必须遵从平衡常数的制约。（3）同一反应，在同一温度下，平衡常数的具体数值是与方程的写法相关的，方程式写法不同，表达式中的指数不同，平衡常数不同。（4）平衡常数表达式中没有固体、容剂等浓度不发生变化的物质。
2． 实验平衡常数
上一小节指出，利用热力学数据可以获得平衡常数，但归根结底，热力学数据也是实验获得的，可见，利用热力学数据获得平衡常数只是间接通过实验获得平衡常数而已。事实上，通过实验直接测定平衡常数也是经常要做的工作，而且，测定平衡常数也是获得热力学数据（如标准自由能）的重要方法。在此仅作初步介绍。
通过气相色谱和质谱等现代物理方法已经不难测得混合气体中各组分气体的分压或浓度。下面是一组实验数据：
在500℃下使用催化剂在一个密闭系统内使用不同的初始浓度进行合成氨的实验，测定达到平衡态时氢气、氮气和氨气的浓度，结果可发现，氨的平衡浓度的2次方除以氢的平衡浓度的三次方和氮的平衡浓度的乘积是一个几乎一样的常数：
[H2]/mol•dm-3 [N2]/mol•dm-3 [NH3]/mol•dm-3 K= [NH3]2
[H2]3×[N2]
1.15 0.75 0.261 5.98×10-2
0.51 1.00 0.087 6.05×10-2
1.35 1.15 0.412 6.00×10-2
2.43 1.85 1.27 6.08×10-2
1.47 0.75 0.376 5.93×10-2
平均值：6.010-2
实验得到的平衡常数叫做实验平衡常数或经验平衡常数。气体系统的实实验平衡常数有两种，一种是如上的实验平衡常数，常用Kc表示，还有一种分压平衡常数，常用Kp表示。这两种平衡常数可以互相换算，写成通式可表示如下：
Kc=∏civi
Kp=∏pivi
Kp={=∏（ciRT）vi=（RT）∑v•∏civi}= Kc（RT）∑v
实验平衡常数不同于标准平衡常数，量纲不一定等于1，或者说可能有单位。
不过，尽管取不同单位的R值得到的实验平衡常数的具体数据不同，但无 疑求得的标准平衡常数是完全相同的。这正是标准平衡常数的好处。还需提醒 的是，气体的浓度平衡常数必须换算成分压平衡和常数后，才能求得标准平衡常数，这是气相系统的标准平衡常数的定义决定的。
3． 偶联反应的平衡衡常数
偶联反应，是指两个化学平衡组合起来，形成一个新的反应。在化学实践中，这样的例子是很多的。例如：在常温下：
（1） H2O（l）+1/2O2（g）==H2O2（aq） △rGmΘ（1）=119kJ/mol
（2） Zn（s）+1/2O2（g）==ZnO（s） △rGmΘ（2）=-319kJ/mol
反应（1）的自由能△rGmΘ（1） 〉0，表明热力学标态下反应在常温下没有自发向右进行的趋势。若在一个系统里使两个反应同时发生，偶联成一个新的反应，而且达到平衡，就有：
（3）H2O（l）+Zn（s）+O2（g）==ZnO（s）+H2O2（aq）
（1）+（2）=（3）
△rGmΘ（1）+△rGmΘ（2）=△rGmΘ（3）
K1Θ•K2Θ= K3Θ
如果反应（3）在动力学上没有障碍，即具有可观的反应速率，我们就使原先不可能发生的用水合成过氧化氢的反应成为可能，而且，如上所示，其平衡常数可根据两个单独反应的平衡常数求出。
但需注意的是，单独反应加和时若改写了化学方程式，不应忘记加和时应取与其对应的化学方程式的△rGmΘ和平衡常数。
五． 温度对化学平衡的影响
可用勒沙特列原理定性地说明浓度对化学平衡的影响——增加反应物浓度或减小生成物浓度，平衡向生成物方向移动，增加生成物浓度或减小反应物浓度，平衡向反应物方向移动。
利用化学平衡的概念，对比K和J大小，可以判断系统中的反应混合物是否达到平衡，以及平衡将向哪个方向移动。即：J 〉K，平衡向左移动；J〈 K，平衡向右移动；J = K，达到平衡状态。这一关系式被称为化学平衡的质量判据，是与上面的能量判据相对应的。为便于记忆，可缩写为：
J K
自然，我们作此判断时假设反应不存在动力学的障碍。若系统的动力学性 质不明，以上判断仅为反应方向的预测。
六． 压力对化学平衡的影响
压力有分压和总压两个含义。故压力对化学平衡的影响应分为组分气体分压对化学平衡的影响和系统总压对平衡的影响两个方面来讨论。上面我们讨论的浓度对平衡的影响完全适用于分压对平衡的影响，因为由理想气体方程可导出p=cRT的变式，说明分压与浓度是成正比的，而总压对平衡是否有影响，须看反应前后气体分子的总数是否变化。为加深理解这一关系，我们可以利用分压pi与总压p的关系式——xip=pi——将分压平衡常数表达式作适当变形如下：
Kp= ∏pivi= ∏（xip）vi=p∑v•∏xivi
定义∏xivi≡Jx ，上式可改为：
Kp= Jx•p∑v
这表明：在一定温度时，若反应前后气体分子总数不变，∑vi=0，则Jx•p0=Jx=Kp ，Jx是一个常数，表明平衡不会随系统总压的改变而发生改变；若反应前后气体分子总数有变化，∑vi≠0，Jx的变化就与p∑v的变化有关：若∑vi 〉0，即反应后气体分子总数增加，总压p增大时，p∑v的值将变大，由于Jx•p∑v是一个常数，Jx就应变小；以及∑vi 〈 0，p增大以及p减小平衡移动的方向。
例如，对于合成氨反应N2（g）+3H2（g）〈==〉2NH3（g），∑vi 〈 0，增大总压，平衡向右移动。下表是按方程式计量系数配比的氮气和氢气反应合成氨的体积分数受系统总压影响的热力学计算结果：
总压对反应N2（g）+3H2（g）〈==〉2NH3（g）的影响（200℃，[N2]：[H2]=1：3）
总压p/pΘ 10 50 100 300 600 1000
NH3的体积分数φ（NH3）/% 50.7 74.4 81.5 90.0 95.4 98.3

七． 浓度对化学平衡的影响
勒沙特列原理定性地概括了温度对化学平衡的影响。下面我们给出定量计算的方程。
温度对化学平衡的影响主要是改变平衡常数，因为平衡常数是温度的函数，随温度变化而变化（温度变化引起气体体积的变化的效应应当归如上一小节进行讨论）。
由 △rGmΘ=-RT㏑KΘ；△rGmΘ=△rHmΘ-T△rSmΘ
得 -RT㏑KΘ=△rHmΘ-T△rSmΘ
△rHmΘ
RT
△rSmΘ
R

㏑KΘ= -

设T1下平衡常数为K1，T2下平衡常数为K2，且T1 〉T2，记住我们假设焓变和熵变不随温度变化而变化，我们可得到：

△rSmΘ（298K）
R
△rHmΘ（298K）
RT1

㏑K1Θ≈ -

△rSmΘ（298K）
R
△rHmΘ（298K）
RT2

㏑K2Θ≈ -

用后式减前式即得：

K2Θ
K1Θ
-△rHmΘ（298K）
R
T1–T2
T1T2

㏑≈

或
K2Θ
K1Θ
△rHmΘ（298K）
R
T2–T1
T1T2

㏑≈

此式表明，温度对平衡常数的影响与反应的焓变的正负号是有关的，对于吸热反应，反应焓为正值，温度升高，平衡常数增大，对于放热反应，反应焓为负值，温度升高，平衡常数减小。下面是两个具体反应的例子：
从热力学数据表中可查获，氮气和氧气化合为NO的反应N2（g）+O2（g）〈==〉2NO（g）的焓变为180kJ/mol（298K），是一个吸热反应，温度升高，平衡常数增大：
反应温度/℃ 1538 2404
平衡常数 0.86×10-4 64×10-4

相反，合成氨反应是一个放热反应，N2（g）+3H2（g）〈==〉2NH3（g）的焓变为-92.22 kJ/mol（298K），温度升高，平衡常数减小：
T/K 473 573 673 773 873 973
KΘ 4.4×10-2 4.9×10-3 1.9×10-4 1.6×10-5 2.8×10-6 4.8×10-7

在讨论温度与平衡常数的关系时，常常会引起初学者的如下疑惑：由吉布斯-亥姆霍兹方程的一般式△GΘ=△HΘ-T△SΘ可见，对于放热熵增大反应，△HΘ是负值，-T△SΘ也是负值，随温度升高，T△SΘ增大，将导致反应的-△GΘ增大，这不是意味着反应向右进行的趋势增大吗？而放热反应的平衡常数随温度升高下降，这不是意味着反应向右进行的趋势减小吗？两者岂不是矛盾了吗？
需知：△GΘ和KΘ各自的意义是不同的。一个反应的-△GΘ越大，表明当反应系统中各物质都处于热力学标准状态下时，平衡点是否更靠近产物一方，或者说反应是否更彻底，而后者却是KΘ的物理意义。由-△GΘ=RT㏑KΘ，当温度升高，-△GΘ、T、KΘ同时在变化，-△GΘ和KΘ的变化不一定成正相关性，由此可以看 出：
放热熵增大反应，温度升高，-△GΘ变大，KΘ变小
放热熵减小反应，温度升高，-△GΘ变小，KΘ变小
吸热熵增大反应，温度升高，-△GΘ变大，KΘ变大
吸热熵减小反应，温度升高，-△GΘ变小，KΘ变大
△GΘ只能判断系统中各物质均处于标准状态时反应的方向，用它来判断一个在标态下的反应能否发生。而要判断反应物变成产物在理论上最高转化率多大，反应才会停止（达到平衡），只能用KΘ来判断。

Answer 2

不会是答案错了吧，还是你故意把答案写错，呵呵
第一个反应中，方程式：2H+
+CO32-
=H2O
+CO2
2
:
1
:
1
也就是说只要盐酸足够，一个碳酸根就生成一个二氧化碳,由于盐酸量不足，即以盐酸来算气体体积，所以气体物质的量是盐酸物质的量的一半，即0.035摩尔
第二个反映中，由于氢离子不够将碳酸根完全反应，方程式：
H+
+CO32-
=HCO3-
H+
+HCO3-
=H2O
+CO2
所以要先将碳酸根转化为碳酸氢根，消耗0.05的氢离子，剩下的0.025摩尔氢离子再与碳酸氢根生成0.025摩尔的二氧化碳
呵呵，希望可以帮到你啊

Answer 3

1.某
气态烃
含C
85.7％，含H
14.3％，在标准状况下的密度是2．5g／L。该烃能使
酸性
高锰酸钾
溶液
或
溴水
褪色。求该烃的
分子式
，并写出它的各种
同分异构体
的结构简式。
烃的分子量＝摩尔质量＝2.5*22.4=56
C数＝56*85.7%/12＝4
H数＝56*14.3％＝8
烃分子式：C4H8
异构体：
CH3
|
CH3—CH＝CH—CH3
CH2＝CH—CH2—CH3
CH2＝CH—CH3
2—丁烯
1—丁烯
2—甲基丁烯
2.、在标准状况下，2.24L的某
气态
烷烃
和具有一个
双键
的
烯烃
的
混合气体
完全燃烧后，将产生的
气体
缓慢通过
浓硫酸
，浓硫酸增重4.05g，剩余气体通过
碱石灰
，碱石灰增重6.60g。另再取2.24L标准状况下的该混合气体，将它通入过量的溴水中，溴水增重1.05g。问：
（1）混合气体由哪两种烃组成，写出它们的结构简式。
（2）混合气体中两种烃的
体积分数
φ各为多少？
CO2＝6.6/44=0.15mol
H2O=4.05/18=0.225mol
H=0.45mol
2.24L混合烃的质量＝0.15×12＋0.45＝2.25
烷烃质量＝2.25-1.05＝1.2g
烯烃质量＝1.05g
混和烃的平均分子量＝2.25/2.24
*22.4=22.5
因此可以确定其中之一的烃是烷烃——甲烷<22.5
(乙烯>22.5）
甲烷的物质的量＝1.2/16＝0.075
烯烃的分体积＝2.24-0.075×22.4＝0.56
分子量＝(1.05/0.56)
*22.4=42
CnH2n
14n=42
n=3
C3H6--
丙烯
16×A＋42×（1-A）＝22.5
A=0.75
结构是甲烷和丙烯。甲烷的体积分数＝0.75
丙烯的体积分数＝0.25
蛮难的一道题。
　3．某含有一个双键的气态烯烃和另一气态烷烃的混合气体，在同温同压下其密度是H2的13．2倍。在标准状况下将4．48L混合气体通过足量的溴水，结果溴水增重3．36g，求原混合气体中各烃的体积分数。
混和气体平均分子量＝13.2×2＝26.4
由此可知。烷烃组成是---甲烷。
（原因：
乙烷30>乙烯28>26.4）
甲烷的质量
26.4/22.4＝（3.36＋X）/4.48
X=
1.92
甲烷的分体积：
1.92×22.4/16=2.688
甲烷的体积分数＝2.688/4.48＝0.6
烯烃的体积分数＝1-0.6＝0.4
（烯烃的分体积：
4.48-2.688＝1.792
烯烃的分子量＝3.36/1.792
×22.4＝42（由上题中知是丙烯））

Answer 4

我觉的应该选C吧····假设浓度为C1的溶液密度为；a1，浓度为C2的密度为a2，并设两溶液质量相等，C1=m1*w1/98÷（m1/a1）
C2同样的等式，只是把m1，w1，a1换成m2，w2，a2，应为溶液质量相等，所以m1=m2，应为w2大于w1，所以a2大于a1，所以c2大于2c1

Answer 5

首先，氮气与磷与氢气的反应条件，不是导致氢化物稳定性强弱的根本原因。是两方面的内容。
先来说说为什么氨气比磷化氢的稳定性强，那是由于N得非金属性比P的非金属性强（可参考元素周期表，元素周期律的相关知识），非金属性强的元素与氢化合形成的氢化物的稳定性强，故氨气稳定。
氮气和磷蒸汽与H2的反应时与其化学键的键能有关，由于反应开始先要进行旧键断裂而氮气中的三键键能比P的键能大，所以反应条件复杂。