高中化學(xué)競(jìng)賽 化學(xué)平衡

高中化學(xué)競(jìng)賽輔導(dǎo)五

化學(xué)平衡

初賽基本要求

11.化學(xué)平衡。平衡常數(shù)與轉(zhuǎn)化率。弱酸、弱堿的電離常數(shù)。溶度積。利用平衡常數(shù)的計(jì)算。熵（混亂度）的初步概念及與自發(fā)反應(yīng)方向的關(guān)系。

決賽基本要求

6.

化學(xué)動(dòng)力學(xué)基礎(chǔ)。反應(yīng)速率基本概念。速率方程。反應(yīng)級(jí)數(shù)。用實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)推求反應(yīng)級(jí)數(shù)。一級(jí)反應(yīng)積分式及有關(guān)計(jì)算（速率常數(shù)、半衰期、碳-14法推年代等）。阿累尼烏斯方程及計(jì)算（活化能的概念與計(jì)算；速率常數(shù)的計(jì)算；溫度對(duì)速率常數(shù)影響的計(jì)算等）。反應(yīng)進(jìn)程圖?；罨芘c反應(yīng)熱的關(guān)系。反應(yīng)機(jī)理一般概念及推求速率方程（決速步驟、平衡假設(shè)和穩(wěn)態(tài)假設(shè)）。離子反應(yīng)機(jī)理和自由基反應(yīng)機(jī)理基本概念及典型實(shí)例。催化劑對(duì)反應(yīng)的影響（反應(yīng)進(jìn)程圖）。多相反應(yīng)的反應(yīng)分子數(shù)和轉(zhuǎn)化數(shù)。[考題回顧]1、（2000全初2．）今年是勒沙特列（LeChatelier1850－1936）誕生150周年。請(qǐng)用勒沙特列原理解釋如下生活中的常見現(xiàn)象：打開冰鎮(zhèn)啤酒瓶把啤酒倒入玻璃杯，杯中立即泛起大量泡沫。（1）啤酒瓶中二氧化碳?xì)怏w與啤酒中溶解的二氧化碳達(dá)到平衡：CO2(氣)

CO2(溶液)，打開啤酒瓶，二氧化碳?xì)怏w的壓力下降，根據(jù)勒沙特列原理，平衡向放出二氧化碳?xì)怏w的方向移動(dòng)，以減弱氣體壓力下降對(duì)平衡的影響。（2）溫度是保持平衡的條件，玻璃杯的溫度比冰鎮(zhèn)啤酒的溫度高，根據(jù)勒沙特列原理，平衡應(yīng)向減弱溫度升高的方向移動(dòng)，即應(yīng)向吸熱方向移動(dòng)，從溶液中放出二氧化碳?xì)怏w是吸熱的，因而，應(yīng)從溶液中放出二氧化碳?xì)怏w。注：壓力和溫度各3分，不與勒沙特列原理掛鉤不給分。2、（2006年第3題）下面四張圖是用計(jì)算機(jī)制作的在密閉容器里，在不同條件下進(jìn)行的異構(gòu)化反應(yīng)X?Y的進(jìn)程圖解。圖中的“”是X，“”是Y。

ABCD（1）圖中的縱坐標(biāo)表示

。（填入物理量，下同）；橫坐標(biāo)表示

。（2）平衡常數(shù)K最小的圖是

。（3）平衡常數(shù)K最大的圖是

。（4）平衡常數(shù)K=1的圖是

。

A和B的摩爾百分?jǐn)?shù)（或答：物質(zhì)的量的分?jǐn)?shù)或物質(zhì)的量的百分?jǐn)?shù)）時(shí)間，分（或答：以分為單位的反應(yīng)進(jìn)程）

B

CA化學(xué)反應(yīng)速率1、平均速率衡量化學(xué)反應(yīng)過程進(jìn)行的快慢，表示為單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物濃度的減少，或單位時(shí)間內(nèi)生成物濃度的增加。用單位時(shí)間內(nèi)，反應(yīng)物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示。

=

一般的化學(xué)反應(yīng)：

aA+dD=gG+hH2、瞬時(shí)速率

時(shí)間間隔Δt趨于無限小時(shí)的平均速率的極限。

瞬時(shí)速率只能用作圖的方法得到，例如對(duì)于反應(yīng)（45℃）：

2N2O5→4NO2+O2為導(dǎo)數(shù)，它的幾何意義是c-t曲線上某點(diǎn)的斜率。例如270s時(shí)的瞬時(shí)速率：A點(diǎn)的斜率=mol·L-1·s-1反應(yīng)速率理論簡(jiǎn)介碰撞理論

反應(yīng)物分子(或原子、離子)之間必須相互碰撞，才有可能發(fā)生化學(xué)反應(yīng)。但是反應(yīng)物分子之間并不是每一次碰撞都能發(fā)生反應(yīng)。

活化分子:是指一些動(dòng)能特大,且能發(fā)生有效碰撞的分子.

活化能（Ea）:活化分子的平均能量與反應(yīng)物分子的平均能量之差，即：Ea＝活化分子Ea*－普通分子E

一般化學(xué)反應(yīng)的活化能約在40～400KJ.mol-1之間。在一定溫度下，反應(yīng)時(shí)活化能（Ea）越大，活化分子所占的百分?jǐn)?shù)越小，反應(yīng)速度越慢。反之Ea越小，活化分子所占的百分?jǐn)?shù)越大，反應(yīng)速度越快。過渡狀態(tài)理論

過渡狀態(tài)理論認(rèn)為：化學(xué)反應(yīng)不只是通過反應(yīng)物分子之間簡(jiǎn)單碰撞就能完成的，而是在碰撞后先要經(jīng)過一個(gè)中間的過渡狀態(tài)，即首先形成一種活性集團(tuán)(活化配合物)A+B-C[A···B···C]

A-B+C

活化絡(luò)合物快慢活化絡(luò)合物不穩(wěn)定，或是恢復(fù)為反應(yīng)物，或是變成產(chǎn)物。若產(chǎn)物分子能量比一般反應(yīng)物分子低，多余能量便以熱的形式釋放出來，就是放熱反應(yīng)；反之，即是吸熱反應(yīng)反應(yīng)進(jìn)程勢(shì)能反應(yīng)熱與活化能的關(guān)系:A2+B2

A2B2

2ABrHm°=Ea--Ea’

A2+B22ABA

BA

BEaEa’H正反應(yīng)的活化能逆反應(yīng)的活化能反應(yīng)熱

活化能有如下特征1.均為正值

2.活化能的大小僅由反應(yīng)物本性及反應(yīng)的途徑?jīng)Q定，而與反應(yīng)物的濃度無關(guān)，在溫度變化不大時(shí)，也與溫度無關(guān)

3.一般地說，Ea愈小的反應(yīng)，活化分子數(shù)愈多，單位體積內(nèi)碰撞次數(shù)愈多，其反應(yīng)速率愈大>400,通常條件下都慢得難以覺察

404.一般化學(xué)反應(yīng)的活化能在kJ·mol-1

400<40,化學(xué)反應(yīng)通常十分快!!影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素內(nèi)因:與反應(yīng)的本性(物質(zhì)的分子結(jié)構(gòu)、化學(xué)鍵等)有關(guān)外因:反應(yīng)條件，濃度、溫度、催化劑.1、濃度對(duì)化學(xué)反應(yīng)速率的影響——速率定律

恒T條件下,V主要決定于反應(yīng)物濃度，反應(yīng)物濃度越大,V越快,這個(gè)現(xiàn)象可用碰撞理論來解釋:

在恒T條件下,對(duì)某一化學(xué)反應(yīng)來說,反應(yīng)物中活化分子的百分?jǐn)?shù)是一定的.增加反應(yīng)物濃度時(shí),單位體積的活化分子數(shù)目增多,反應(yīng)物分子有效碰撞的頻率增大,V增大。40℃，CCl4中N2O5分解反應(yīng)的υ：c(N2O5)化學(xué)反應(yīng)速率方程

N2O5的分解速率與N2O5濃度的比值是恒定的，即反應(yīng)速率υ與c(N2O5)成正比?？梢姡?1)基元反應(yīng)的速率方程

反應(yīng)物分子在有效碰撞中一步直接轉(zhuǎn)化為產(chǎn)物的反應(yīng)稱為基元反應(yīng)（由一個(gè)基元反應(yīng)構(gòu)成的化學(xué)反應(yīng)稱為簡(jiǎn)單反應(yīng)）。對(duì)基元反應(yīng)A+B→產(chǎn)物v∝c(A)v∝c(B)v∝c(A)c(B)即v=k

c(A)c(B)

或v=kc

2(A)(A=B)對(duì)一般基元反應(yīng)，則v=k

ca(A)c

b(B)‥·(質(zhì)量作用定律）k為速率常數(shù)：▲與T有關(guān)，與c無關(guān)▲n=a+b+‥·(反應(yīng)級(jí)數(shù))在多相反應(yīng)中,固態(tài)反應(yīng)物的濃度和不互溶的純液體反應(yīng)物的濃度不寫入速率方程。C(s)+O2(g)CO2(g)

2Na(l)+2H2O(l)

2NaOH(aq)+H2(g)

速率方程分別為：反應(yīng)速率=kc(O2)

反應(yīng)速率=k對(duì)氣相反應(yīng)和有氣相參與的反應(yīng),速率方程中的濃度項(xiàng)可用分壓代替。碳與氧生成二氧化碳反應(yīng)的速率常數(shù)亦可表示為:反應(yīng)速率=k’p(O2)（顯然k’不是k）氣相和固相中的K復(fù)雜反應(yīng)由兩個(gè)或多個(gè)基元反應(yīng)步驟完成的反應(yīng)：

實(shí)際是兩步完成

如,H2(g)+I2(g)=2HI(g)I2(g)=I(g)+I(g)通過實(shí)驗(yàn)可以找出決速步驟(Ratedeterminingstep)

所以v=k

c(A2)

復(fù)雜反應(yīng)的速率方程一般只能通過實(shí)驗(yàn)獲得！A2+B→A2BA2→2A

Slowreaction

2A+B→A2B

FastreactionH2(g)+I

(g)+I(g)=HI(g)+HI(g)(3)反應(yīng)級(jí)數(shù)在速率方程中，各反應(yīng)物濃度的指數(shù)之和稱為反應(yīng)的反應(yīng)級(jí)數(shù)。一般的化學(xué)反應(yīng):aA+bB→gG+hH

若α=1，對(duì)于A為一級(jí)反應(yīng)；若β=2，對(duì)于B為二級(jí)反應(yīng)，α+β=3，總反應(yīng)級(jí)數(shù)為3?；磻?yīng)的α＝a，β＝b，復(fù)雜反應(yīng)可通過實(shí)驗(yàn)確定其值．反應(yīng)級(jí)數(shù)的意義：①表示了反應(yīng)速率與物質(zhì)的量濃度的關(guān)系；②零級(jí)反應(yīng)表示了反應(yīng)速率與反應(yīng)物濃度無關(guān)

【例】已知反應(yīng)aA+bB=C在某溫度下實(shí)驗(yàn)測(cè)得的數(shù)據(jù)如下表，求該反應(yīng)的速率方程和速率常數(shù)k。

起始濃度(mol·L-1)編號(hào)

cAcB初速(mol·L-1·s-1)

vC12346.00×10-36.00×10-31.00×10-32.00×10-31.00×10-32.00×10-36.00×10-36.00×

10-33.10×10-36.36×

10-30.48×

10-31.92×10-3解:

ν=kcAx

cB

y

推出

y=1x=2同理：計(jì)算

k值將（1）的數(shù)據(jù)代入ν=kcA2cB

ν=k(6.00×10-3)2(1.00×10-3)=3.10×10-3k=8.61×104(L2·mol-2·

s-1)練：對(duì)反應(yīng)NH4+(aq)+N2(g)+2H2O(l)：實(shí)驗(yàn)

初始c(NH4+)初始c(NO2–)初始速率(moldm–3·s–1)1.35×10-70.005moldm–320.200moldm–30.010moldm–35.40×10-730.100moldm–30.010moldm–32.70×10-70.100moldm–31由實(shí)驗(yàn)1和2可知：v2:v1=2.00=(2.0)m∴m=1同理可得n=1

∴v=k

c()c()

1.35×10-7mol·dm-3·s-1

(0.100mol·dm-3)(0.005mol·dm-3)k==2.7×10-4mol-1·dm3·s-1注意：

1.反應(yīng)級(jí)數(shù)越大，則反應(yīng)物濃度對(duì)反應(yīng)速率的影響越大。

2.反應(yīng)級(jí)數(shù)可以是整數(shù)，也可是分?jǐn)?shù)或零．零級(jí)反應(yīng)中反應(yīng)物濃度對(duì)反應(yīng)速率無影響，如多相催化反應(yīng)。

3.常見的簡(jiǎn)單反應(yīng)級(jí)數(shù)有：零級(jí)反應(yīng)、一級(jí)反應(yīng)、二級(jí)反應(yīng)、三級(jí)反應(yīng)。速率常數(shù)k的單位與反應(yīng)級(jí)數(shù)的關(guān)系

反應(yīng)級(jí)數(shù)速率方程k的單位

1V=k(A)s-1

2V=k(A)2dm3mol-1s

NV=k(A)N(dm3mol-1)N-1s-2

0V=kmoldm-3s-1

因此，由k的單位，可判斷出反應(yīng)的級(jí)數(shù).

(4).

反應(yīng)的分子數(shù)

反應(yīng)的分子數(shù):從微觀上用來說明各反應(yīng)物分子經(jīng)碰撞而發(fā)生的過程中所包含的分子數(shù)，所以反應(yīng)分子數(shù)僅對(duì)基元反應(yīng)而言。

按反應(yīng)物的分子數(shù),基元反應(yīng)可分為三類：

①單分子反應(yīng):分解反應(yīng)或異構(gòu)化反應(yīng)

②雙分子反應(yīng):多數(shù)反應(yīng)

③三分子反應(yīng):少數(shù)反應(yīng)

三個(gè)質(zhì)點(diǎn)同時(shí)碰撞的幾率很小

對(duì)于基元反應(yīng)反應(yīng)分子數(shù)與反應(yīng)級(jí)數(shù)是一致的。

2N2O(g)=2N2(g)+O2(g)H2(g)＋2I(g)=2HI(g)濃度與時(shí)間的關(guān)系（一）一級(jí)反應(yīng)(reactionofthefirstorder)

反應(yīng)速率與反應(yīng)物濃度的一次方成正比的反應(yīng)。定積分◆以lnc～t作圖，得一直線，斜率為-k/截距為lncA0。一級(jí)反應(yīng)特征：◆

k的單位：[時(shí)間]-1?！舭胨テ?half-life)：反應(yīng)物反應(yīng)掉一半所需要的時(shí)間，用t1/2表示。

!!!

例：已知藥物A在人體內(nèi)的代謝服從一級(jí)反應(yīng)規(guī)律。設(shè)給人體注射0.500g該藥物，然后在不同時(shí)間測(cè)定血中某藥物的含量，得如下數(shù)據(jù)：服藥后時(shí)間t/h：46810121416血中藥物A含量ρ/(mgL-1)4.63.93.22.82.52.01.6試求：(1)藥物A代謝的半衰期；(2)若血液中藥物A的最低有效量相當(dāng)于3.7mgL-1，則需幾小時(shí)后注射第二次？k=-2.303(-0.038h-1)=0.088h–1t1/2=0.693/k=0.693/0.088h–1=7.9h解：零級(jí)、一級(jí)、二級(jí)反應(yīng)的速率方程總結(jié)：2、溫度對(duì)反應(yīng)速度的影響（1）范托夫(van’tHoff)規(guī)則

若溫度升高10度，k值增大2倍(或3倍)，則當(dāng)溫度升高100度時(shí)：（2）阿侖尼烏斯(Arrhenius)經(jīng)驗(yàn)公式A：反應(yīng)的特征常數(shù)，稱為指前因子e：自然對(duì)數(shù)的底數(shù)，2.718R：氣體常數(shù)，為8.314J·mol-1·K-1T：熱力學(xué)溫度(K)Ea：活化能(kJ·mol-1)上式兩邊對(duì)對(duì)數(shù)：阿侖尼烏斯公式的應(yīng)用求出任一溫度下該反應(yīng)的k值①作圖法

Y=aX+b

做圖斜率②根據(jù)二點(diǎn)進(jìn)行計(jì)算

或已知T1—k1，T2—k2，則有：①②②—①【例】已知某反應(yīng)的Ea=70kJ·mol-1,300K時(shí)的k=0.1s-1。試計(jì)算(1)400K時(shí)反應(yīng)速率為原來的多少倍？(2)溫度由1000K升到1100K時(shí)，反應(yīng)速率為1000K時(shí)的多少倍？解：(1)(2)【例】反應(yīng)S2O82-+2I-=2SO42-+I2，已知273K時(shí)的速率常數(shù)為8.2×10-4，293K時(shí)速率常數(shù)4.1×10-3，計(jì)算該反應(yīng)的活化能。解：根據(jù)Ea=53.5(kJ·mol-1)3、催化劑對(duì)反應(yīng)速率的影響催化劑:存在少量就能顯著改變反應(yīng)速率，反應(yīng)結(jié)束時(shí)，其自身的質(zhì)量、組成和化學(xué)性質(zhì)基本不變的物質(zhì)。催化作用的特點(diǎn)：(1)催化劑與催化作用1.高效性，可以大大地加快反應(yīng)速率。3.同等程度地加快正、逆反應(yīng)的速率。4.不能改變反應(yīng)的可能性和平衡常數(shù).2.選擇性，反應(yīng)不同，催化劑不同?！纠恳阎胰┑拇呋纸馀c非催化分解反應(yīng)分別為:①CH3CHO=CH4+COEa催=136kJ·mol-1②CH3CHO=CH4+COEa=190kJ·mol-1若反應(yīng)①與②的指前因子A近似相等，試求在300K時(shí)，反應(yīng)①的反應(yīng)速度是反應(yīng)②的多少倍。催

均相催化和多相催化均相催化：反應(yīng)物與催化劑處于同一相。

例：2SO2(g)+O2(g)=2SO3(g)NO作催化劑

S2O82-+2I-=2SO42-+I2Cu2+作催化劑多相催化：催化劑與反應(yīng)物處于不同的相中，反應(yīng)在催化劑表面進(jìn)行。例:C2H4+H2=C2H6Ni作催化劑

N2+3H2=2NH3Fe作催化劑

多相催化原理：反應(yīng)物被吸附在催化劑的表面，使反應(yīng)物部分化學(xué)鍵被削弱，從而較易進(jìn)行反應(yīng)生成產(chǎn)物，反應(yīng)后產(chǎn)物從催化劑表面解吸。催化劑表面的吸附示意圖

多相催化作用僅僅發(fā)生在催化劑表面,所以催化作用能力的大小與催化劑的表面積大小密切相關(guān)。酶催化生物體內(nèi)存在著的一類具有催化能力的蛋白質(zhì)稱為酶。酶催化的特點(diǎn)：高效性，比普通催化劑高得多。選擇性更強(qiáng)。溫度過高、酸堿度過大會(huì)使酶失去活性。k催k=108~1020=化學(xué)平衡（一）平衡常數(shù)1、經(jīng)驗(yàn)平衡常數(shù)可逆反應(yīng)：aA+bB=cC+dD若均為氣體，且在溫度為T(K)時(shí)達(dá)到平衡：其中，[PA]等為平衡分壓，Kp

為壓力平衡常數(shù)若在溶液中，平衡時(shí)的濃度分別為[A],Kc

為濃度平衡常數(shù)Kp、Kc

可由實(shí)驗(yàn)測(cè)定，稱之為經(jīng)驗(yàn)平衡常數(shù)Kp=Kc(RT)Δυ2、標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)cθ=1mol·L-1標(biāo)準(zhǔn)濃度；c(B):平衡濃度Pθ=100kpa

標(biāo)準(zhǔn)大氣壓;PB:平衡分壓

對(duì)于不含氣相物質(zhì)的反應(yīng)，K

和經(jīng)驗(yàn)平衡常數(shù)

K在數(shù)值上相等，因?yàn)闃?biāo)準(zhǔn)態(tài)的值為1。但是，有氣相物質(zhì)參加的反應(yīng)，K

和

K之間經(jīng)常不相等，因?yàn)闃?biāo)準(zhǔn)態(tài)p≠1。

多相反應(yīng)

例：反應(yīng)A(g) 2B(g)在某溫度達(dá)到平衡時(shí)，各組分的分壓均為1.013105

Pa，求其經(jīng)驗(yàn)平衡常數(shù)Kp

和標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)K。解：3.平衡常數(shù)與反應(yīng)速率系數(shù)4、標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)K和rGm的關(guān)系（1）、化學(xué)反應(yīng)等溫式化學(xué)反應(yīng)aA(aq)+bB(aq)——gG(aq)+hH(aq)在某時(shí)刻，各物質(zhì)的濃度并非標(biāo)準(zhǔn)態(tài)，此時(shí)的反應(yīng)商為Q。rGm=rGm+RTlnQ

化學(xué)熱力學(xué)中有如下關(guān)系式，表明rGm，Q和rGm

三者之間的關(guān)系：

<0

自發(fā)反應(yīng) rGm

=0 可逆途徑，平衡態(tài)

>0 非自發(fā)當(dāng)體系處于平衡時(shí)，rGm

=0

， 同時(shí) Q=K

故化學(xué)反應(yīng)等溫式rGm=rGm+RTlnQ

變?yōu)?=rGm+RTln

K

即rGm=－RTln

KrGm=rGm+RTlnQ

這一公式極為重要，它將兩個(gè)重要的熱力學(xué)數(shù)據(jù)rGm

和K

聯(lián)系起來。

這個(gè)式子將非標(biāo)準(zhǔn)態(tài)下的兩種判據(jù)聯(lián)系起來：

Q<K

時(shí)，反應(yīng)正向進(jìn)行，由公式得rGm<0；

Q>K

時(shí)，反應(yīng)逆向進(jìn)行，由公式得rGm>0；

Q=K時(shí)，反應(yīng)達(dá)到平衡，由公式得rGm=0。

將 rGm=－RTlnK

代入化學(xué)等溫式，得

rGm=－RTlnK+RTlnQ即

例：求2NO2(g)———N2O4(g)298K時(shí)的K

查表得 fGm(NO2

，g)=51.30kJ·mol－1 fGm(N2O4，g)=97.82kJ·mol－1

故K=6.88

解：rGm=fGm(N2O4，g)－2fGm(NO2，g) =97.82－51.302=－4.87(kJ·mol－1)

又如 CaCO3(s)———

CaO(s)+CO2(g)

查表得fGm值，計(jì)算出rGm=130kJ·mol－1

求出

K=1.610－23

這說明，298K時(shí)CaCO3

表面CO2

的平衡分壓是

1.610－18

Pa。

若CO2

分壓低于此值，則298K時(shí)CaCO3

將要分解。即

這個(gè)數(shù)據(jù)的實(shí)際意義是什么？=1.610－23p=1.610－231.013105Pa=1.610－18Pa化學(xué)平衡的移動(dòng)

導(dǎo)致平衡移動(dòng)的原因，可以從反應(yīng)商的改變和平衡常數(shù)的改變兩個(gè)方面去考慮。

某溫度下反應(yīng) aA bB達(dá)到平衡。此時(shí)，有Q=K，V+=V－

。

當(dāng)體系中加入A，Q的分母增大，Q變小，導(dǎo)致Q<K，反應(yīng)向右進(jìn)行。過一段時(shí)間，又達(dá)到平衡，即平衡右移。

這是由于改變Q，使Q≠K

造成的平衡移動(dòng)。導(dǎo)致Q變化的因素一般有濃度，壓強(qiáng)，體積等外界條件。

溫度的改變，將會(huì)影響反應(yīng)的rGm，因?yàn)?/p>

rGm=rHm

－TrSm(吉布斯方程)

同時(shí)，也導(dǎo)致K

的變化。因?yàn)?/p>

故溫度變化，將引起K變化，使K≠Q(mào)，平衡將移動(dòng)。

向平衡體系中加H2O(g)，使[H2O]=1mol·dm－3。試判斷平衡移動(dòng)的方向，并求重新平衡時(shí)CO的轉(zhuǎn)化率。

平衡因濃度的改變而被破壞時(shí)，Qc

發(fā)生變化解：平衡將右移。1、濃度對(duì)化學(xué)平衡的影響

例1

反應(yīng)CO(g)+H2O(g)——CO2(g)+H2(g)

某溫度下達(dá)到平衡時(shí)[CO]=[H2O]=0.005mol·dm－3

[CO2]=[H2]=0.015mol·dm－3

CO(g)+H2O(g)———CO2(g)+H2(g)t0 0.005 1 0.015 0.015t 0.005－x1－x 0.015+x0.015+x

若從[CO]=0.02mol·dm－3

算起，第一次平衡時(shí)，轉(zhuǎn)化率為75%

。而此時(shí)

轉(zhuǎn)化率

改變濃度將使平衡移動(dòng)，增加一種反應(yīng)物的濃度，可使另一種反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率提高。這是工業(yè)上一項(xiàng)重要措施。解得轉(zhuǎn)化率2、壓強(qiáng)對(duì)化學(xué)平衡的影響

某溫度下，反應(yīng)N2(g)+3H2(g)———2NH3(g)