化学平衡原理复习课课件

化学平衡原理复习课亲爱的同学们，欢迎参加化学平衡原理复习课化学平衡是化学反应中一个至关重要的概念，它解释了为什么某些反应不会完全进行到底，而是在一定条件下达到动态平衡状态本次复习课将系统地帮助大家回顾化学平衡的基本概念、特征、平衡常数以及勒夏特列原理等重要内容，并通过典型例题和习题讲解加深理解，为高考做好充分准备让我们一起探索这个既神奇又实用的化学平衡世界！课程目标复习化学平衡的基本概掌握化学平衡的特征和12念条件通过本课程，同学们将重新回我们将深入探讨化学平衡的动顾化学平衡的定义、可逆反应态性质、平衡状态的特征以及的特点以及化学平衡的微观与达到化学平衡的必要条件理宏观表现这些基础概念是理解这些特征有助于我们判断反解后续内容的关键，也是解决应是否达到平衡状态，这在实相关问题的理论基础验和理论分析中都非常重要理解平衡常数和平衡移动原理3重点学习平衡常数的意义、影响化学平衡的各种因素以及勒夏特列原理的应用这些知识对于预测和控制化学反应的方向和程度至关重要，也是高考的重点考察内容化学平衡的定义平衡状态的本质平衡的特点数学表达化学平衡是指在封闭体系中，可逆反应的化学平衡是一种动态平衡，而非静止状态对于反应⇌，当系统达aA+bB cC+dD正反应速率等于逆反应速率时所达到的状反应没有停止，只是正、逆反应速率相到平衡时，我们可以用平衡常数表示K K态在这种状态下，反应物和生成物的浓等，宏观上表现为系统组成保持不变这其中方括号表=[C]^c[D]^d/[A]^a[B]^b度不再发生宏观变化，但微观上分子间的种状态可以从任何方向（正反应或逆反应示物质的平衡浓度（或分压）这个比值反应仍在持续进行）达到，且在封闭条件下能长期稳定存在在特定温度下是一个常数可逆反应与不可逆反应不可逆反应不可逆反应是指反应只能沿一个方向进行，直到反应物完全转化为生成物这类反应通常能量变化较大，如燃烧反应特点是反应进行到底，生成物不能自发转化回反应物可逆反应可逆反应是指反应可以在正、逆两个方向进行，最终达到动态平衡状态这类反应的能量变化通常较小，如酯化反应可逆反应不会完全进行，而是在一定条件下达到平衡反应的可逆性理论上，所有化学反应都是可逆的，但实际上许多反应的逆反应速率极小，可以忽略不计，因此被视为不可逆反应反应的可逆性与反应的热力学和动力学性质密切相关化学平衡的动态性质正反应进行正反应速率1反应物分子碰撞并克服活化能垒，转化为生成随着反应物浓度减小，正反应速率逐渐降低2物达到平衡4逆反应开始3正、逆反应速率相等，系统组成不再变化生成物浓度增加，逆反应速率逐渐增大化学平衡的动态性质是指在宏观组成不变的情况下，微观层面上分子间的化学反应仍在不断进行这种动态性可以通过同位素标记实验证明如果在达到平衡的系统中引入同位素标记的分子，会发现标记原子逐渐分布到反应物和生成物中正是由于这种动态特性，化学平衡能够对外界条件的变化做出响应，系统会朝着抵消这种变化影响的方向移动，这正是勒夏特列原理的本质化学平衡的微观解释从微观角度看，化学平衡是分子动力学和统计力学共同作用的结果当反应开始时，反应物分子通过有效碰撞克服活化能垒形成生成物随着反应进行，反应物浓度减少导致有效碰撞减少，正反应速率下降；同时生成物浓度增加，逆反应速率提高在平衡状态，分子能量分布遵循玻尔兹曼分布，每单位时间内具有足够能量越过正反应活化能垒的分子数等于越过逆反应活化能垒的分子数这种微观上的动态变化与宏观上的稳定性共同构成了化学平衡的本质特征化学平衡的宏观特征浓度恒定反应速率相等在平衡状态下，各组分的浓度保持不变这是化学平衡最直观的宏观表平衡状态下，正反应速率等于逆反应速率这一特征无法直接测量，但现，可通过测定系统中各物质的浓度来确认尽管微观上分子仍在不断可以通过同位素示踪等间接方法验证正是由于反应速率的平衡，系统转化，但宏观上各物质的量始终保持恒定才能保持宏观稳定性可从任一方向达到可受外界因素影响无论是从反应物出发还是从生成物出发，只要系统封闭且条件相同，最尽管平衡状态具有稳定性，但当外界条件（如温度、压力、浓度）改变终都将达到相同的平衡状态这一特征说明平衡状态仅与系统的热力学时，平衡状态会发生移动，系统将重新达到新的平衡状态这种响应遵性质有关，与达到平衡的路径无关循勒夏特列原理达到化学平衡的条件封闭系统系统必须是封闭的，不与外界进行物质交换这确保了反应物和生成物不会因外部添加或移除而影响平衡的建立在实验中，通常使用密闭容器来满足这一条件恒定的外部条件温度、压力等外部条件必须保持恒定温度变化会影响反应的平衡常数，而压力变化会影响气相反应的平衡位置因此，要达到稳定的平衡状态，这些条件必须维持不变反应进行足够时间反应必须有足够的时间达到平衡有些反应达到平衡的速度很快，而有些则需要很长时间催化剂可以加速反应达到平衡，但不会改变平衡位置可逆反应反应必须是可逆的，即正反应和逆反应都能在给定条件下进行如果反应是不可逆的，则不会达到化学平衡，而是会完全进行到底化学平衡的基本特征

（一）动态平衡可逆性稳定性化学平衡是一种动态平衡状态，而非静止达到化学平衡的反应必须是可逆的在微一旦达到平衡状态，在外部条件不变的情状态在平衡状态下，正反应和逆反应同观层面，分子不断地从反应物转化为生成况下，系统将保持这种状态这种稳定性时以相等的速率进行，导致宏观上系统组物，又从生成物转化回反应物这种可逆使得平衡状态可以长时间存在，但这并不成不变这种动态特性可以通过同位素标性是化学平衡形成的基础，也是区别于不意味着系统是静止的，而是处于动态平衡记实验得到证实可逆反应的关键特征中化学平衡的基本特征

（二）浓度恒定1在化学平衡状态下，各物质的浓度（或分压）保持不变这是判断反应是否达到平衡的重要依据通过测量反应混合物中各组分的浓度，如果在一段时间内浓度不再变化，则可认为反应已达到平衡速率相等2平衡状态下，正反应速率与逆反应速率完全相等这种速率平衡导致了浓度的恒定值得注意的是，这里的相等是指总体反应速率，而非每个分子的转化速率相同可从任一方向达到3无论反应最初是从反应物开始，还是从生成物开始，只要在相同条件下，最终都将达到相同的平衡状态这一特性表明平衡状态只由系统的热力学性质决定，与起始状态无关受条件影响4尽管平衡状态具有稳定性，但当温度、压力、浓度等条件发生变化时，平衡状态会发生相应的移动，系统将达到新的平衡状态这种响应遵循勒夏特列原理化学平衡常数的定义平衡常数的概念1平衡常数是表征化学平衡状态的一个重要量化参数，它反映了平衡状态下生成物与反应物浓度之间的关系数学表达式2对于一般反应aA+bB⇌cC+dD，平衡常数K=[C]^c[D]^d/[A]^a[B]^b，其中方括号表示物质的平衡浓度（或分压）平衡常数的特点在给定温度下，平衡常数是一个固定值，不受起始浓度、压力或体积3的影响，也不受催化剂的影响，但温度变化会导致平衡常数值的改变平衡常数实际上是反应达到平衡时的质量作用表达式的值它是一个无量纲的数值，尽管在不同的表示方法中可能会带有单位平衡常数的大小直接反映了反应在平衡状态下进行的程度值越大，表明平衡时生成物的量越多，反应越趋向于正反应方向；反之，值越小，则表明平衡时反应物占优势K K，反应越趋向于逆反应方向化学平衡常数的表示方法浓度平衡常数K_c以物质的摩尔浓度表示的平衡常数，适用于溶液中的反应对于反应aA+bB⇌cC+dD，K_c=[C]^c[D]^d/[A]^a[B]^b，其中方括号表示物质的摩尔浓度（mol/L）分压平衡常数K_p以气体的分压表示的平衡常数，适用于气相反应K_p=P_C^cP_D^d/P_A^aP_B^b，其中P表示各气体的分压（常用atm或Pa单位）K_p与K_c之间存在数学关系K_p=K_cRT^Δn，其中Δn为气体摩尔数变化热力学平衡常数K以物质的活度表示的平衡常数，是最严格的平衡常数表达方式K=a_C^ca_D^d/a_A^aa_B^b，其中a表示各物质的活度在理想状态下，活度可以用浓度或分压代替其他表示方法在特定情况下，还可以使用溶解度积K_sp（适用于难溶电解质）、酸解离常数K_a（适用于弱酸）、碱解离常数K_b（适用于弱碱）等特殊形式的平衡常数这些都是化学平衡常数在特定体系中的应用平衡常数的单位反应类型示例反应平衡常数表达式单位K_c气相反应N₂+3H₂⇌2NH₃K_c=mol/L⁻²[NH₃]²/[N₂][H₂]³液相反应CH₃COOH+C₂H₅OH K_c=无单位⇌CH₃COOC₂H₅+[CH₃COOC₂H₅][H₂O]/H₂O[CH₃COOH][C₂H₅OH]异相反应CaCO₃s⇌CaOs+K_c=[CO₂]mol/LCO₂g溶解平衡AgCls⇌Ag⁺aq+K_sp=[Ag⁺][Cl⁻]mol/L²Cl⁻aq平衡常数的单位取决于反应方程式中各物质的化学计量数对于浓度平衡常数，其单位可以通过反K_c应物和生成物的摩尔浓度单位计算得出一般来说，当反应两侧的气体分子总数相等时，无单位；K_c当不相等时，有单位K_c值得注意的是，在固液相或固气相反应中，固体的浓度被视为常数，不包含在平衡常数表达式中，这会影响平衡常数的单位而对于热力学平衡常数，由于使用的是活度（无量纲量），因此始终没有单位K平衡常数的意义K1正反应优势当平衡常数K远大于1时，表示平衡状态下生成物浓度远高于反应物浓度，反应趋向于正反应方向进行，生成物在平衡混合物中占优势K=1平衡状态当平衡常数K等于1时，表示平衡状态下反应物和生成物的浓度（考虑计量数后）大致相等，反应既不明显偏向正反应也不明显偏向逆反应K1逆反应优势当平衡常数K远小于1时，表示平衡状态下反应物浓度远高于生成物浓度，反应趋向于逆反应方向进行，反应物在平衡混合物中占优势ΔG°热力学关联平衡常数与反应的标准吉布斯自由能变化ΔG°有关ΔG°=-RT·lnK当ΔG°0时，K1；当ΔG°0时，K1；当ΔG°=0时，K=1影响化学平衡的因素浓度浓度变化的影响原理根据勒夏特列原理，当平衡系统中某一组分的浓度发生变化时，平衡会朝着减弱这种变化影响的方向移动即增加反应物浓度，平衡向生成物方向移动；增加生成物浓度，平衡向反应物方向移动增加反应物浓度当增加反应物浓度时，正反应速率增大，打破了原有的平衡状态系统为重新达到平衡，会消耗部分新增反应物，生成更多生成物，使平衡向正反应方向移动最终达到新的平衡状态，平衡常数值不变K增加生成物浓度当增加生成物浓度时，逆反应速率增大，打破原有平衡系统为重新达到平衡，会消耗部分新增生成物，形成更多反应物，使平衡向逆反应方向移动最终达到新的平衡状态，平衡常数值仍不变K移除某一组分当从系统中移除部分物质时，效果与增加其他组分相反例如，移除部分生成物会使平衡向正反应方向移动；移除部分反应物会使平衡向逆反应方向移动这在实际生产中常用于提高产率影响化学平衡的因素压力压力变化的影响机制气体分子数变化的反应气体分子数不变的反应压力变化主要影响含有气体的反应根据对于反应⇌，正反对于反应⇌，反应前N₂g+3H₂g2NH₃g H₂g+I₂g2HIg勒夏特列原理，当压力增加时，平衡会向应方向气体分子数从个减少到个当压后气体分子总数不变（都是个）在这422减少总气体分子数的方向移动；当压力减力增加时，平衡向正反应方向移动，有利种情况下，压力变化不会影响平衡位置，小时，平衡会向增加总气体分子数的方向于的生成；当压力减小时，平衡向逆平衡常数和各物质的平衡浓度比例保持不NH₃移动这是因为减少分子数可以减轻压力反应方向移动，不利于的生成变NH₃增加的压力值得注意的是，通过改变容器体积来改变压力会影响平衡，而通过添加惰性气体（如氦气、氮气等）来改变总压力通常不会影响平衡位置，因为这不会改变反应物和生成物的分压这一点在工业生产中具有重要意义影响化学平衡的因素温度温度与平衡常数吸热反应温度是唯一能改变平衡常数值的因素对于吸热反应，温度升高有利于正反应K1温度升高时，吸热反应的值增大；温度进行，平衡向生成物方向移动；温度降K降低时，放热反应的值增大2低则有利于逆反应进行，平衡向反应物K方向移动放热反应温度对反应速率的影响对于放热反应，温度升高有利于逆反应4温度升高会同时增大正反应和逆反应的进行，平衡向反应物方向移动；温度降3速率，但对平衡常数较小的反应方向影低则有利于正反应进行，平衡向生成物响更大，因此会导致平衡位置的移动方向移动温度对化学平衡的影响是通过改变反应的热力学性质实现的根据范特霍夫方程，温度与平衡常数之间存在定量关系dlnK/dT=，其中是反应的标准焓变这一方程清楚地表明了温度变化与反应热、平衡常数之间的关系ΔH°/RT²ΔH°影响化学平衡的因素催化剂催化剂的作用机理催化剂对平衡的影催化剂的实际应用响催化剂通过提供新的反尽管催化剂不改变平衡应路径，降低反应的活催化剂不影响化学平衡位置，但在工业生产中化能，从而加速化学反的位置，不改变平衡混仍有重要应用它能缩应的进行它能同时加合物中各组分的平衡浓短反应时间，提高生产速正反应和逆反应，使度或平衡常数K值这效率，降低能耗例如反应更快地达到平衡状是因为催化剂对正反应，在氨的合成中，铁催态，但不会改变平衡位和逆反应的加速作用是化剂的使用大大提高了置和平衡常数等效的，只改变达到平反应速率，使工业生产衡的时间，而不改变平成为可能衡状态勒夏特列原理介绍原理的基本表述原理的物理基础原理的适用范围123勒夏特列原理（勒夏特列原理的本质是系统对外界干扰勒夏特列原理不仅适用于化学平衡，还Le ChateliersPrinciple）是由法国化学家亨利勒夏特列于的自我调节能力，反映了自然界的一种适用于物理平衡和生物平衡在化学平·年提出的该原理指出当处于平普遍规律从热力学角度看，它表明系衡中，它可用于预测浓度、压力、温度1884衡状态的系统受到外界条件（如温度、统总是趋向于最小自由能的状态当外等因素变化对平衡的影响，是化学平衡压力、浓度等）变化的干扰时，系统会界条件改变时，系统通过平衡位置的移研究的重要指导原则朝着抵消这种干扰影响的方向移动，从动来重新达到最小自由能状态而建立一个新的平衡状态勒夏特列原理的应用

（一）浓度变化增加反应物浓度增加生成物浓度移除某一组分当增加反应物浓度时，系统的平衡会朝着当增加生成物浓度时，系统的平衡会朝着当从系统中移除某一组分时，平衡会朝着消耗反应物的方向移动，即向正反应方向消耗生成物的方向移动，即向逆反应方向生成该组分的方向移动例如，在CO+移动例如，在⇌反应中，移动例如，在上述反应中，增加的浓⇌反应中，不断移除生成的N₂+3H₂2NH₃NH₃H₂O CO₂+H₂H₂增加或的浓度会使平衡向生成的方度会使平衡向生成和的方向移动，减会使平衡不断向正反应方向移动，提高N₂H₂NH₃N₂H₂CO₂向移动，从而提高的产率少了正反应的产率的产率这种方法在工业生产中常用来提NH₃高产物的产率勒夏特列原理的应用

（二）压力变化压力变化主要影响含有气体的反应系统根据勒夏特列原理，当压力增加时，系统会朝着减少气体分子总数的方向移动，以减轻压力增加的压力；当压力减小时，系统会朝着增加气体分子总数的方向移动对于反应⇌，反应前气体分子数为，反应后为，因此增加压力有利于正反应进行，生成更多的而对于反应N₂g+3H₂g2NH₃g42NH₃⇌，反应前气体分子数为，反应后为，因此增加压力有利于逆反应进行，生成更多的值得注意的是，如果通过N₂O₄g2NO₂g12N₂O₄添加惰性气体（如、等）来改变系统的总压力，而不改变反应物和生成物的分压，则通常不会影响平衡位置He Ar勒夏特列原理的应用

（三）温度变化工业应用的权衡放热反应在工业生产中，温度的选择常涉及平衡位置和反应速率的权衡以氨的合成为例对于放热反应（），如⇌热量，温度升高会使平衡向吸热，低温有利于提高平衡产率，但反应速率太低；高温虽然平衡产率降低，但反应ΔH0N₂+3H₂2NH₃+方向移动，即向逆反应方向移动，不利于的生成；温度降低则使平衡向放热方速率显著提高实际生产中常选择适中的温度，并结合高压和催化剂来优化生产NH₃向移动，即向正反应方向移动，有利于的生成条件NH₃123吸热反应对于吸热反应（），如热量⇌，温度升高会使平衡向吸热方向ΔH0N₂O₄+2NO₂移动，即向正反应方向移动，有利于的生成；温度降低则使平衡向放热方向移NO₂动，即向逆反应方向移动，有利于的生成N₂O₄勒夏特列原理的应用

（四）催化剂催化剂的基本作用催化剂在化学平衡中的特点催化剂的工业应用催化剂通过提供另一条活化能较低的反催化剂对正反应和逆反应的活化能降低尽管催化剂不改变平衡位置，但它在工应路径，加速化学反应的进行它能同程度相同，因此对两个方向的反应速率业生产中具有重要作用缩短反应时间时加速正反应和逆反应，使反应更快地有相同的加速作用这导致反应更快地，提高生产效率；降低反应所需温度，达到平衡状态，但不会改变平衡位置和达到平衡，但平衡状态下各物质的浓度节约能源；提高产物选择性，减少副产平衡常数值这是因为催化剂不改变反保持不变催化剂不能改变不利反应条物例如，在硫酸生产中，催化剂K V₂O₅应的热力学性质，只影响反应的动力学件下的低产率问题的使用大大提高了氧化为的速率SO₂SO₃性质化学平衡的计算

（一）平衡常数已知平衡浓度计算由初始浓度和平衡浓度计算由计算K KK₁K₂当已知反应达到平衡时各物质的浓度时，当已知初始浓度和平衡时某一物质的浓度当反应方程式发生倒置、系数倍增或拆分可直接将这些值代入平衡常数表达式计算变化时，可通过化学计量比计算出其他物组合时，新反应的平衡常数与原反应的平值例如，对于反应⇌，质的平衡浓度，然后代入平衡常数表达式衡常数之间存在一定关系若方程式倒置K N₂+3H₂2NH₃如果平衡时，这种方法通常需要设未知数表示反应，；若方程式的系数扩大倍，[N₂]=

0.2mol/L[H₂]=

0.1x K₂=1/K₁n，，则的进度，然后通过已知条件求解；若方程式是几个反应的和，mol/L[NH₃]=

0.04mol/L K=x K₂=K₁ⁿK₂[NH₃]²/[N₂][H₂]³=

0.04²/

0.2×

0.1³==K₁×K₃×...800化学平衡的计算

（二）平衡浓度列平衡方程1确定反应方程式和初始条件设定未知量x2用x表示反应进度建立关系式3根据反应计量比计算各物质平衡浓度代入平衡常数4利用已知K值建立方程求解方程5求出x值并计算各平衡浓度计算平衡浓度是化学平衡计算中的重要内容通常我们已知反应的初始浓度和平衡常数K值，需要求出系统达到平衡时各物质的浓度这类问题的标准解法是设未知量x表示反应的进度，建立方程后求解例如，对于反应N₂+3H₂⇌2NH₃，若初始时[N₂]=

0.5mol/L，[H₂]=

1.5mol/L，[NH₃]=0，K=

4.0，则可设反应进度为x，则平衡时[N₂]=

0.5-x，[H₂]=

1.5-3x，[NH₃]=2x代入平衡常数表达式

4.0=2x²/

0.5-x

1.5-3x³，解得x值后即可计算各物质的平衡浓度化学平衡的计算

（三）反应进度α反应的转化率反应进度通常用转化率α表示，它表示反应物转化的百分比α=反应物减少的量/反应物初始量×100%转化率反映了反应进行的程度，α值越大，表明反应越充分Kc平衡常数与转化率对于给定的反应和初始浓度，平衡常数K与转化率α之间存在数学关系一般来说，K值越大，反应的转化率越高；K值越小，转化率越低但这种关系通常是非线性的x反应进度与浓度设反应进度为x，对于反应aA+bB⇌cC+dD，若初始时A和B的浓度分别为[A]₀和[B]₀，则平衡时[A]=[A]₀-ax，[B]=[B]₀-bx，[C]=cx，[D]=dx%影响转化率的因素反应的转化率受多种因素影响平衡常数大小、反应物的初始浓度比例、是否有过量反应物、是否移除产物等在工业生产中，常通过优化这些条件来提高目标产物的转化率化学平衡的图像表示化学平衡可以通过多种图形方式直观表示常见的图像表示包括浓度时间曲线、反应速率曲线和自由能图浓度时间曲线显示了反应过程中--各物质浓度随时间的变化，当曲线趋于水平时表明系统达到平衡反应速率曲线展示了正反应速率和逆反应速率如何随时间变化并最终相等自由能图则从热力学角度展示了化学平衡，图中的最低点对应平衡状态此外，反应进度转化率图、平衡常数温度关系图等也是理解和分析--化学平衡的有用工具这些图形化表示帮助我们直观理解平衡的建立过程和影响因素，对于解决复杂平衡问题具有重要辅助作用平衡移动方向的判断应用扰动原理确定移动方向当系统受到浓度、压力、温度等外将与比较Q K若QK，逆反应速率大于正反应速界因素扰动时，可以应用勒夏特列计算反应商Q比较反应商Q与平衡常数K的大小关率，系统将消耗部分生成物，生成原理判断平衡移动方向系统总是反应商Q与平衡常数K具有相同的表系当Q=K时，系统处于平衡状态更多反应物，直到Q=K；若QK，朝着抵消外界扰动影响的方向移动达式形式，但使用的是任意状态下；当QK时，系统将向逆反应方向正反应速率大于逆反应速率，系统，以建立新的平衡状态（非平衡状态）的浓度值例如，移动；当QK时，系统将向正反应将消耗部分反应物，生成更多生成对于反应aA+bB⇌cC+dD，Q=方向移动这一判断基于系统总是物，直到Q=K[C]^c[D]^d/[A]^a[B]^b，其中方括号趋向平衡状态的原理表示任意状态下的浓度典型例题氨的合成哈伯法合成氨反应条件的优化平衡计算示例哈伯法是工业上合成氨的重要方法，其反应为工业生产中，氨的合成通常在℃、例题在容积为的密闭容器中，初始时加入400-500150-10L⇌热量这是一个放个大气压和铁催化剂存在的条件下进行虽和，在一定条件下反应达到N₂g+3H₂g2NH₃g+

3000.2mol N₂

0.6mol H₂热的气相反应，气体分子总数由个减少到个然低温有利于提高平衡产率，但过低的温度会平衡，测得容器中的量为求平42NH₃

0.2mol1根据勒夏特列原理，高压低温有利于氨的生导致反应速率太慢；虽然高压有利于氨的生成衡时和的量；该条件下的平衡常数N₂H₂2Kc成，但过高的压力会增加设备成本和安全风险解设反应，则消耗，生成x molN₂3x mol H₂2x由已知，得因此平衡时mol NH₃2x=

0.2x=

0.1，，平衡常N₂=

0.1mol H₂=

0.3mol NH₃=

0.2mol数Kc=[NH₃]²/[N₂][H₂]³=

0.147典型例题硫酸的制备硫燃烧氧化SO₂1，放热反应⇌，放热反应S+O₂=SO₂2SO₂+O₂2SO₃2产品纯化水化4SO₃3浓硫酸提纯和质量控制，放热反应SO₃+H₂O=H₂SO₄硫酸制备的关键步骤是的催化氧化⇌热量这是一个放热反应，且气体分子总数由个减少到个根据勒夏特列原理，低温SO₂2SO₂g+O₂g2SO₃g+32高压有利于的生成，但实际工业生产中，通常采用℃的中等温度和个大气压的中等压力，并使用催化剂SO₃400-4501-2V₂O₅例题在一定条件下，反应⇌的平衡常数若在容器中加入和，求平衡时的量及转化率解设2SO₂g+O₂g2SO₃g K=2510L1mol SO₂1mol O₂SO₃x mol反应，则消耗，生成平衡时，，带入表达式，解得SO₂

0.5x molO₂x mol SO₃[SO₂]=1-x/10[O₂]=1-

0.5x/10[SO₃]=x/10K25=[SO₃]²/[SO₂]²[O₂]x=

0.82因此的量为，的转化率为SO₃

0.82molSO₂82%典型例题一氧化碳与水蒸气的反应反应原理1一氧化碳与水蒸气反应是一个重要的工业反应，称为水煤气变换反应COg+⇌热量这是一个放热反应，反应前后气体分子总数不变H₂Og CO₂g+H₂g+根据勒夏特列原理，温度是影响该平衡的主要因素，低温有利于的生成H₂工业应用2该反应在工业上用于生产氢气，尤其是在合成氨和甲醇等过程中需要大量氢气时工业上通常采用℃温度和铁铬氧化物催化剂进行反应反应器采用绝热操作，400-500随着反应的进行，温度升高，转化率下降计算示例3例题在℃下，反应⇌的平衡常数若初始时700COg+H₂Og CO₂g+H₂g K=

1.0仅有和，且，求平衡时的转化率解设的初始量为CO H₂O nCO:nH₂O=1:3CO COa，的初始量为，的转化率为则平衡时，molH₂O3a molCO xnCO=a1-x nH₂O=3a-，代入表达式，解得所以ax nCO₂=nH₂=ax K

1.0=ax·ax/[a1-x·3a-ax]x=

0.5的转化率为CO50%。