分子極性和化學平衡常數

1、中文名稱：極性英文名稱：polarity定義：細胞的結構或物質分布形成軸性梯度，產生不對稱極的特性。極性：jíxìng，polarity物體在相反部位或方向表現出相反的固有性質或力量，對特定事物的方向或吸引力(如傾斜、感覺或思想)；向特定方向的傾向或趨勢，對兩極或起電(如物體的)特定正負狀態(tài)。在化學中，極性指一根共價鍵或一個共價分子中電荷分布的不均勻性。如果電荷分布得不均勻，則稱該鍵或分子為極性；如果均勻，則稱為非極性。物質的一些物理性質（如溶解性、熔沸點等）與分子的極性相關。1：物體在相反部位或方向表現出相反的固有性質或力量。2：對特定事物的方向或吸引力（如傾斜、感覺或思

2、想）；向特定方向的傾向或趨勢。3：對兩極或起電(如物體的)特定正負狀態(tài)。4：在化學中，極性指一根共價鍵或一個共價分子中電荷分布的不均勻性。如果電荷分布得不均勻，則稱該鍵或分子為極性；如果均勻，則稱為非極性。物質的一些物理性質（如溶解性、熔沸點等）與分子的極性相關。分子極性一個共價分子是極性的，是說這個分子內電荷分布不均勻，或者說，正負電荷中心沒有重合。分子的極性取決于分子內各個鍵的極性以及它們的排列方式。在大多數情況下，極性分子中含有極性鍵，非極性分子中含有非極性鍵。 然而，非極性分子也可以全部由極性鍵構成。只要分子高度對稱，各個極性鍵的正、負電荷中心就都集中在了分子的幾何中心上，這樣便消去了

3、分子的極性。這樣的分子一般是直線形、三角形或四面體形。2 分子極性對性質的影響： 溶解性分子的極性對物質溶解性有很大影響。極性分子易溶于極性溶劑，非極性分子易溶于非極性溶劑，也即“相似相溶”。蔗糖、氨等極性分子和氯化鈉等離子化合物易溶于水。具有長碳鏈的有機物，如油脂、石油的成分多不溶于水，而溶于非極性的有機溶劑。2 熔沸點在分子量相同的情況下，極性分子比非極性分子有更高的沸點。這是因為極性分子之間的取向力比非極性分子之間的色散力大。配位鍵示意圖配位鍵，又稱配位共價鍵，是一種特殊的共價鍵。當共價鍵中共用的電子對是由其中一原子獨自供應時，就稱配位鍵。配位鍵形成后，就與一般共價鍵無異。成鍵的兩原子間

4、共享的兩個電子不是由兩原子各提供一個，而是來自一個原子。例如氨和三氟化硼可以形成配位化合物：圖片式中表示配位鍵。在N和B之間的一對電子來自N原子上的孤對電子?；瘜W平衡常數化學平衡常數，是指在一定溫度下,可逆反應無論從正反應開始,還是從逆反應開始,也不管反應物起始濃度大小,最后都達到平衡,這時各生成物濃度的化學計量數次冪的乘積除以各反應物濃度的化學計量數次冪的乘積所得的比值是個常數,用K表示,這個常數叫化學平衡常數。平衡常數一般有濃度平衡常數和壓強平衡常數。平衡常數表達式及其意義對于化學反應 mA+nB（可逆號）pC+qD   在一定溫度下達到化學平衡時，其平衡常數表達式為：

5、 k=c(C)p*c(D)q/c(A)m*c(B)n, 在高中階段，我們將平衡常數表達式書寫成如右圖所示的形式。 在書寫平衡常數表達式時，要注意以下問題： 在應用平衡常數表達式時，稀溶液中的水分子濃度可不寫。因為稀溶液的密度接近于1 gmL。水的物質的量濃度為55.6 molL。在化學變化過程中，水量的改變對水的濃度變化影響極小，所以水的濃度是一個常數，此常數可歸并到平衡常數中去。 對于非水溶液中的反應，溶劑的濃度同樣是常數。 當反應中有固體物質參加時，分子間的碰撞只能在固體表面進行，固體的物質的量濃度對反應速率和平衡沒有影響，因此，固體的“濃度”作為常數，在平衡常數表達式中，就不寫固體的濃度

6、。 化學平衡常數表達式與化學方程式的書寫方式有關。同一個化學反應，由于書寫的方式不同，各反應物、生成物的化學計量數不同，平衡常數就不同。但是這些平衡常數可以相互換算。 不同的化學平衡體系，其平衡常數不一樣。平衡常數大，說明生成物的平衡濃度較大，反應物的平衡濃度相對較小，即表明反應進行得較完全。因此，平衡常數的大小可以表示反應進行的程度。 平衡常數的測定平衡常數可以用實驗方法測定，也可以利用熱力學數據計算而得。 實驗方法通常有化學方法和物理方法。 化學方法是通過化學分析法測定反應達到平衡時各物質的濃度。但必須防止因測定過程中加入化學試劑而干擾了化學平衡。因此，在進行化學分析之前必須使化學平衡“凍

7、結”在原來平衡的狀態(tài)。通常采用的方法是采取驟冷、稀釋或加入阻化劑使反應停止，然后進行分析。例如，要測定反應2H2+O2（可逆號）2H2O在2 000 達到平衡時的平衡常數，可以將一定量的水置于耐高溫的合金管中加熱，在2 000 時保持一段時間，使之達到化學平衡。然后，將管子驟然冷卻，再分析其中H2O、H2、O2的含量，便可計算出在2 000 時這個反應的平衡常數。 物理方法就是利用物質的物理性質的變化測定達到平衡時各物質濃度的變化，如通過測定體系的折光率、電導、顏色、壓強或容積的改變來測定物質的濃度。物理方法的優(yōu)點是在測定時不會干擾或破壞體系的平衡狀態(tài)。 平衡常數的單位平衡常數有標準平衡常數和

8、非標準平衡常數之分，前者的量綱唯一，后者的量綱取決于平衡常數的表達式。 根據標準熱力學函數算得的平衡常數是標準平衡常數，記作K,又稱之為熱力學平衡常數；用平衡時生成物對反應物的壓力商或濃度商表示的平衡常數是經驗平衡常數（Kp或Kc）,或稱作非標準平衡常數。中學教材中涉及的平衡常數是經驗平衡常數。 大家知道，一些重要的熱力學函數，如U、H、F、G等的絕對值是無法確定的。為了計算它們的相對大小，需要統(tǒng)一規(guī)定一個狀態(tài)作為比較的標準，這樣才不致引起混亂。所謂標準狀態(tài)是指在溫度T和標準壓力 (273.15K（0），100kPa)下物質的特定狀態(tài)，簡稱標準態(tài)。熱力學數據表中的標準態(tài)，國際上都已有明確規(guī)定。

9、 對于反應物計量系數之和等于生成物計量系數之和的反應，其經驗平衡常數是無量綱的純數，與壓力、濃度所用的單位無關，而且也等于標準平衡常數之值。 對于反應物計量系數之和不等于生成物計量系數之和的反應，則其經驗平衡常數是有量綱的量，其數值就與壓力、濃度所用的單位有關。也只有當壓力、濃度的單位與熱力學數據表中對應標準態(tài)的單位相同時，所計算的經驗平衡常數數值才能與標準平衡常數數值相同。 催化劑對化學平衡的影響對于一個確定的可逆反應來說，由于反應前后催化劑的化學組成、質量不變，因此，無論是否使用催化劑，反應的始、終態(tài)都是一樣的，則反應的標準吉布斯函數變化是相等的，催化劑對化學平衡無影響。也就是說，催化劑只是改變了化學反應的動力學途徑，而熱力學卻僅僅關注變化的始、終兩態(tài)。 一個化學反應采用同一種催化劑，可以同等程度改變正、逆反應速率，而使化學平衡保持原有的狀態(tài)。因此，催化劑對化學平衡常數亦無影響。 平衡常數的影響因素在中學階段，通常認為化學平衡常數只與溫度有關，吸熱反應平衡常數隨溫度升高而增大，放熱反應則相反。但是嚴格說來，化學反應平衡常數是溫度與壓力的函數，對于不同的化學平衡常數，其情況也有所不同。 在氣相反應中，所有的標準平衡