[理学]无机及分析化学 第三章 化学反应速率与化学平衡.pdf

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第三章化学反应速率与化学平衡
学****要求
、化学平衡和标准平衡常数的基本概念;
、活化分子的概念及其意义;
、有效碰撞理论、影响化学反应速率的因素、标准平衡常
数及平衡的有关计算、影响化学平衡移动的因素;
工厂每天都在生产,人们总希望在生产中用一定的原料以最快的速度来生产最
多的产品,以提高经济效益。化工生产是以化学反应为基础生产的,对于反应人们
不仅关心其质量关系、能量关系(前面已讨论过),还关心化学反应进行的快慢和反
应进行的程度,即化学反应速率和化学平衡。这两方面的理论在生产中直接关系着
产品的质量、产量、原料的转化率等,同样也在人类生活、科学研究等领域具有十
分重要的意义。
本章将引入活化能、活化分子的概念,从微观的角度讨论影响化学反应速率的
各种因素;并以此为基础,论述化学平衡理论及相关计算。
第一节化学反应速率
化学反应有些进行得很快,一瞬间就能完成,例如酸碱中和反应、爆炸反应、
沉淀反应等。有的反应进行得很慢,例如煤和石油的形成需要几万年甚至几十万年。
即使是同一反应,在不同条件下,反应速率也不相同。例如钢铁在低温时氧化较慢,
高温时氧化较快。因而对生产有利的一些反应常需要采取措施来加快反应速率以便
缩短生产周期,例如氨、橡胶的合成、钢铁的冶炼等。而有些反应(如金属的腐蚀)
则应设法抑制其发生,所以我们必须掌握化学反应速率的变化规律。
一、化学反应速率的表示方法:
化学反应速率是指给定条件下反应物通过化学反应转化为产物的速率,常用单
位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。为使反应速率是正值,当
用反应物浓度的减少来表示时,要在反应物浓度的变化值△C前加一个负号。
例如,对于化学反应:A+B→Y+Z,
c(Y)c(A)
其反应速率,或。
tt
浓度单位通常用mol·L-1,时间单位常用s、min、h等,反应速率单位则为
mol·L-1·s-1、mol·L-1·min-1或mol·L-1·h-1等。下面以NO在CCI中的分解反应为例
254
来说明反应速率的表示。在25℃测定NO分解反应(2NO=4NO+O)速率的实
252522
验中,数据如表3-1。
/筱:.
*
表3-1N2O5在CCI4中的分解反应速率(25℃)
t/c(NO)/c(NO/c(O)/
222(N2O5)/(NO2)/(O2)/
t/s
smol·L-1mol·L-1mol·L-1
mol·L-1·s-1mol·L-1·s-1mol·L-1·s-1

×10-×10-×10-4
×10-×10-×10-4
×10-×10-×10-4
×10-×10-×10-4
×10-×10-×10-4

如果实验测定的是某一段时间间隔内的浓度变化,这样可得到平均反应速率。
如在第一个时间间隔100s内:
c()()
()25103mol·L-1·s-1
25t(1000)
c()(0)
()2103mol·L-1·s-1
2t(1000)
c()(0)
()2104mol·L-1·s-1
2t(1000)
以下类推。

从表3-1可知随着反应的进行,各物质的浓度每时每刻都在变化着,化学反应
速率随时间不断变化,在某一时间间隔内的平均速率不能真实地反映实际变化,而
要用瞬时速率才能表示化学反应在某一时刻的真实速率。瞬时速率等于时间间隔t
趋于无限小时的平均速率的极限值。
c(NO)dc(NO)
瞬时速率:(NO)=lim[-25]-25
瞬25tdt
t0
反应速率由实验测定,实验中只能测出不同时刻的浓度。然后通过作图法求得
不同时刻的瞬时速率。如图3-1所示,先作出浓度c(纵坐标)-时间t(横坐标)
图,得浓度随时间变化的曲线。曲线上各点切线的斜率就是该时刻的瞬时速率。图
3-1中A点所对应的纵坐标表示560秒时的浓度,A点切线的斜率就是560秒时的
瞬时速率。
/筱:.
*
0
A点切线的斜率=104
20000
560秒时的瞬时速率为:
(NO)=×10-4mol·L-1·s-1
瞬25
由表3-1可以看出,用不同物质来表示反应速率时,其数值就可能不一致。这是
由于反应式中各物质的化学计量数不同。如用(NO)、()、()来表示反
2522
应速率时,由于这三种物质的化学计量数分别为2、4、1,所得的反应速率在数值上
的关系为:
因此,为避免混淆在表示反应速率时必须指明具体物质。通常用易于测定其浓
度的物质来表示。还需注意,以后提到的反应速率均指瞬时速率。
第二节反应速率理论简介
化学反应速率千差万别,爆炸反应、中和反应可在约10-9秒内完成,反应:
2H+O=%的水,若用铂绒催化或点燃(873K
222
以上),即可以爆炸的形式完成(H、O混合物中,%~%时才发
222
生爆炸)。由此可见,反应速率除了与反应物本性有关外,还与一些外界条件有关,
为了说明这些情况,需要介绍反应速率理论:碰撞理论和过渡状态理论。
一、碰撞理论
1918年,路易斯()运用气体分子运动理论的成果,提出了反应速率的碰撞理
论。
(一)碰撞理论基本要点
(或原子、粒子)相互碰撞是化学反应发生的前提。
路易斯假定把起反应的分子、离子或原子看成是一个没有内部结构和没有内部
运动的刚性球体,相互反应的粒子之间必须碰撞才有可能发生化学反应。
、单位体积内反应物分子的碰撞次数成正比。
反应物分子碰撞的频率越高,反应速率越大。下面以碘化氢气体的分解为例,
对碰撞理论进行讨论。
通过理论计算,×10-3mol·L-1的HI气体,在973K时,分子碰撞次数为
×1028L-1·s-1。如果每次碰撞都发生反应,×104mol·L-1·s-1。但
实验测得,×10-8mol·L-1·s-1。这个数据告诉我们,在
为数众多的碰撞中,大多数碰撞并不引起反应,是无效的弹性碰撞。只有极少数碰
撞可以发生化学反应,是有效的碰撞。我们把能够发生化学反应的碰撞称为有效碰
撞。
:
/筱:.
*
(1)反应物分子在碰撞时必须有适当的取向,使相应的原子能互相接触而形成
生成物。
(2)相互碰撞的分子必须具有足够的能量。这样在碰撞时原子的外电子层才能
相互渗透,成键电子重新排列,使旧键破裂,形成新键(即发生化学反应)。
只有具有较高能量的分子,在适当的碰撞方向上,反应才能发生。以下面反应
来说明这个问题,见图3-2。
图3-2CO和NO2分子间几种可能的碰撞
反应中必须有一个氧原子从NO分子转移到CO分子上去。但是在碰撞时两种分
2
子的多种取向都是无效的,不可能实现这种转移,如图3-2(a)(b)(c)。只有当CO
分子中的碳原子与NO中的氧原子相互碰撞时如图3-2(d),才能发生重排反应。
2
还需指出,当的氧原子向CO的碳原子靠近时,二者的外电子层有相互排斥作
2
用,导致它们在靠近到一定距离之前就分开了,如图3-3(a)。只有当分子运动速度
足够快、动能超过了某一限定值,电子之间的排斥不足以使它们分开时,才可能发
生反应,如图3-3(b)。这种具有足够能量、能够发生有效碰撞的分子称为活化分子。
图3-3运动速度不同的CO和NO2分子碰撞示意图
一定温度下气体能量分布情况如图3-4所示。横坐标为分子的能量,纵坐标表
示分子能量处于E―E+△E区间内的分子数△N占总分子数N的百分数,故曲线下的
总面积表示分子百分数的总和为100%。E为该温度下气体分子的平均能量,E是
平均活化
活化分子应具有的最低能量,E是活化分子的平均能量,只有能量大于E的分
活化平均活化
子碰撞后才能发生反应。活化分子的平均能量(E)与反应物分子的平均能量E
活化平均
之差叫做活化能Ea①(或把E与E之差称为活化能)。活化能Ea可以理解为:
平均活化平均
要使1mol具有平均能量的分子变成活化分子所需吸收的最低能量。图3-4(a)中阴影
部分的面积表示活化分子所占的百分数。如果反应的活化能Ea越大,阴影部分越向
右移[见图3-4(b)]。活化分子百分数越小,反应就越慢;反之,反应活化能越小,
活化分子百分数就越大,反应就越快。(①具有的最低能量是指个体,平均能量是指群体,
后者具有统计性。我们研究的对象是群体,故本书采用E与E之差表示活化能。)
活化平均平均
活化能可通过实验测定。一般化学反应的活化能约在40~400kJ·mol-1之间。活
化能小于40kJ·mol-1的反应速率很大可瞬间完成,如中和反应等。活化能大于400
kJ·mol-1的反应速率就非常小。大多数反应的活化能为60~250kJ·mol-1。表3-2列举
了一些反应的活化能。
表3-2一些反应的活化能
化学反应方程式Ea/kJ·mol-1

/筱:.
*

(有催化剂)
183
13~25
碰撞理论比较直观,用于简单的双分子反应比较成功。而对分子结构比较复杂
的反应,如分子量较大的有机物发生的反应,这个理论通常不能解释。这是由于碰
撞理论简单地把分子看成没有内部结构和内部运动的刚性球。随着原子结构和分子
结构理论的发展,1930年代艾林(Eyring)在量子力学和统计力学的基础上提出了
化学反应速率的过渡状态理论。
二、过渡状态理论
过渡状态理论认为,化学反应不是只通过反应物分子之间的简单碰撞就能完成,
在反应物相互接近时,要经过一个中间过渡状态,即反应物分子先形成活化配合物
(因此过渡状态理论也叫活化配合物理论)。这时,由于分子的化学键要重排,分
子的能量也要重新分配。中间状态的活化配合物的势能既高于始态也高于终态,因
此它是不稳定的,本身既可以分解为反应物分子,也可以分解为产物分子。图3-5
表示了反应历程的变化。
由图可见,活化配合物和反应物(或生成物)存在能垒,这一能垒被称为正反
应(或逆反应)的活化能。显然,在活化配合物理论中,活化能的概念与碰撞理论
中活化能的定义有本质的区别,它将活化能与键能联系起来,被赋予更明确的意义,
揭示了活化能的本质。
由图3-5可知,正、逆反应活化能之差就是反应热:
Ea-Ea=△H
正逆r
由于不同分子的化学键不同,键能也不同,所以在反应中要改组这些键需消耗
的能量也不同(活化能不同)。因此,不同物质的反应有不同的反应速率,即是说,
活化能是决定反应速率的内在因素。
第二节影响反应速率的因素
化学反应速率的大小首先决定于反应物的本性,此外还受浓度、温度、催化剂
等外界条件的影响,以下分别给以讨论。
一、浓度对反应速率的影响
大量实验表明,在一定温度下,增加反应物的浓度可以加快反应速率。这是由
于在一定温度下,对某一化学反应来说,反应物中活化分子分数是一定的。单位体
积内反应物的活化分子数与反应物分子总数成正比,即与反应物的浓度成正比。当
增加反应物浓度时,单位体积内分子总数增多,活化分子数也相应地增多,从而增
加了单位时间内的有效碰撞次数,导致速率加快。
/筱:.
*
1863年古德贝克()和瓦格()从大量的实验中得出,在一
定温度下,对某一基元反应(反应物分子只经过一步反应就直接转变为生成物分子
的反应称为基元反应),其化学反应速率与各反应物浓度(以化学方程式中该物质
的计量数为指数)的乘积成正比,此即为质量作用定律。
对于基元反应:
cAacBbkcAacBb
(3-1,a)
式(3-1,a)也称为经验速率方程。式中,k为用浓度表示的速率常数,它可以被
理解为当反应物浓度都为单位浓度时的反应速率。如为气体反应,因体积恒定时,
各组分气体的分压与浓度成正比,故速率方程也可表示为:
k'pAapBb
(3-1,b)
式中,k'为用分压表示的速率常数。
k或k'是由化学反应本身决定的,是化学反应在一定温度下的特征常数。在相
同条件下,k值越大,反应速率越大;反之则小。对一定的反应,k的数值与反应
物浓度无关,而与温度、催化剂等因素有关。
根据反应速率的质量作用定律,以下基元反应的反应速率方程可以很容易地写
出:
对于非元反应(即反应物分子需经几步反应才能转化为生成物的反应),质量
作用定律不适用于总反应,但适用于其中每一步变化。非元反应的速率方程是由实
验确定的。
二、温度对反应速率的影响
温度是影响反应速率的重要因素。实验表明,对多数反应来说,在浓度一定时,
反应温度每升高10℃,反应速率大约增加到原来的2~4倍。对此的直观解释是由于
升高温度时,分子的运动速度增大,活化分子数目增多,有效碰撞次数随之增大,
反应速率增大。例如,食物在夏天***变质要比冬天快得多。高压锅煮饭要比常压
下快,是由于在高压锅内沸腾的温度比常压下高出10℃左右。表3-3列出了温度对
HO与HI反应速率的影响。
22
表3-3温度对H2O2与HI反应速率的影响
t/℃01020304050

对于每升高10℃,反应速率增大一倍的反应,100℃时的反应速率约为0℃时的
210倍,即在0℃需要7天才能完成的反应,在100℃只需10分钟左右。
三、催化剂对反应速率的影响
/筱:.
*
催化剂(又称触媒)是一种能显著地改变反应速率而其本身的化学组成、质量、
化学性质在反应前后保持不变的物质。催化剂能改变反应速率的作用叫催化作用。
根据催化剂对反应速率影响的不同,催化剂可分为正催化剂(加快反应速率)和负
催化剂(减慢反应速率)。由于负催化剂压抑了反应进行,常称为抑制剂,如橡胶、
塑料工业中采用的抗老化剂等等。本书提到的催化剂都指正催化剂。
催化剂为什么能改变化学反应速率?这是由于催化剂参加了反应,改变了反应
历程,降低了反应的活化能,提高了反应的活化分子分数,因而提高了反应速率。
如图3-6所示。
图3-6催化剂对反应历程的改变
既然活化能可以用实验测定,我们就可以用实验数据来证实上述判断。例如:
NO分解反应,活化能为250kJ·mol-1,而在金的表面上,其活化能变为120kJ·mol-1;
2
又如在527℃时,氨的分解反应,·mol-1,当用铁催化剂时,反应
·mol-1,由于催化作用,使氨的分解速率在527℃时竟提高了
×1013倍。催化剂除可以大大地提高化学反应速率外,它还具有独特的选择性。一
种催化剂往往只对某些特定的反应具有催化作用,这一性质叫做催化剂的选择性。
如VO宜于SO氧化成SO,铁宜于合成氨等等。此外,相同的反应物如采用不同的
2523
催化剂,会得到不同的产物。例如,以乙醇为原料,使用不同的催化剂可以得到下
述不同的产物:
根据催化剂的这一特性,可由一种原料制取多种产品。
值得一提的是在生命过程中,酶(生物体内的催化剂)起着重要作用。研究表
明,人体内的部分能量是由蔗糖氧化产生的。蔗糖在纯水溶液中几年也不与氧发生
反应,但在特殊酶的催化下,只需几小时就能完成反应。人体内有许多种酶,它们
不但选择性高,而且能在常温、常压和近于中性的条件下加速某些反应的进行。而
工业生产中不少催化剂往往需要高温、高压等比较苛刻的条件。因此,为了适应发
展新技术的需要,模拟酶的催化作用已成为当今重要的研究课题。我国科学工作者
在化学模拟生物固氮酶的研究方面已处于世界前列。
在采用催化剂的反应中,少量杂质往往会使催化剂的催化活性大大降低,这种
现象就是催化剂的中毒。因此,在使用催化剂的反应中,必须保持原料的纯净。
四、其它因素对反应速率的影响
系统中任何化学组成均匀,物理和化学性质完全相同且可用机械方法分离出来
的部分称为相。相与相之间有明显的界面存在。从相的角度,我们可以把反应体系
分为均匀系统(单相系统)和非均匀系统(多相系统)。在非均匀系统中进行的反
应,如固体和液体、固体和气体或液体和气体的反应等,除了上述几种影响因素外,
还与反应物接触面积的大小和接触机会有关。对固液反应来说,如将大块固体破碎
/筱:.
*
成小块或磨成粉末,反应速率必然增大。对于气液反应,可将液态物质采用喷淋的
方式以扩大与气态物质的接触面。对反应物进行搅拌,同样可以增加反应物的接触
机会。此外,让生成物及时离开反应界面,也能增大反应速率。紫外光、激光、高
能射线和超声波等会对某些反应的速率产生影响。
第三节化学平衡及化学平衡的移动
以上我们讨论了化学反应速率的问题,下面讨论化学反应进行的程度,即有关
化学平衡的问题。
一、可逆反应与化学平衡
各种化学反应中,反应物转化为生成物的程度各有不同。有些反应几乎能进行
到底,既使在密闭容器中,这类反应的反应物实际上全部转化为生成物。例如***酸
钾的分解反应:
反应逆向进行的趋势很小。通常认为,KCl不能与O反应生成KClO。像这种实际上
23
只能向一个方向进行“到底”的反应,叫不可逆反应。但是,大多数化学反应都是
可逆的。即在一定条件下反应既能按反应方程式从左向右进行(正反应),也能从
右向左进行(逆反应),这种同时能向正、逆两个方向进行的反应,称为可逆反应。
例如氢气和碘蒸气相互作用生成气态碘化氢,同样条件下气态碘化氢也能分解成碘
蒸气和氢气。这两个反应可用方程式表示为:
在一定温度下把定量氢气和碘蒸气置于一密闭容器中,反应开始后,每隔一定
时间取样分析,发现反应物H(g)、I(g)的分压逐渐减小,而生成物HI(g)的分
22
压逐渐增大。若保持温度不变,待反应进行到一定时间,将发现混合气体中各组分
的分压维持恒定,不再随时间而改变,此时即达到化学平衡状态。这一过程可用反
应速率解释。反应刚开始,反应物浓度或分压
最大,具有最大的正反应速率,此时尚无生
正
成物,故逆反应速率为零=0。随着反应进
逆
行,反应物不断消耗,浓度或分压不断减小,
正反应速率随之减小。另一方面,生成物浓度
或分压不断增加,逆反应速率增大,至某一时
刻0(图3-7),即单位时间内因
正逆
正反应使反应物减小的量等于因逆反应使反应
物增加的量。此时宏观上,各种物质的浓度或
分压不再改变,达到平衡状态;微观上,反应
并未停止,正、逆反应仍在进行,只是两者速
/筱:.
*
率相等而已,故化学平衡是一种动态平衡。
必须指出,化学平衡是有条件的、相对的和可以改变的。当平衡条件改变时,
系统内各物质的浓度或分压就会发生改变,原平衡状态随之破坏。
二、平衡常数的物理意义
为了定量的研究化学平衡,必须找出平衡时,反应系统内各组分之间的关系,
平衡常数就是衡量平衡状态的一种数量标志。
(一)实验平衡常数
对反应,经实验测定,不管怎样改变反应
C(HI)2
系统的开始组成,当在一定温度下,达到平衡时,这一比值总是常数
C(H)C(I)
22
(见表3-4)。这一关系可以表示为:
C(HI)2
K(3-2,a)
cC(H)C(I)
22
表3-4445℃时反应系统的组成
开始浓度/mol·L-1平衡浓度/mol·L-1C(HI)2
C(H)C(I)
C(H)C(I)C(HI)C(H)C(I)C(HI)22
2222





人们从大量实验事实总结出:对任何可逆反应,在一定温度下,达到平衡时以
化学计量数为指数的各生成物浓度的乘积与各反应物浓度乘积的比值是一常数。这
个常数叫做化学反应平衡常数。用符号K表示。如:
c
C(Y)yC(Z)z
K(3-3)
cab
C(A)C(B)c
相应各物质的浓度。显然,K的量纲为(mol·L-1)(y+z)-(a+b),令Δv=(y+z)-(a+b)。
c
在Δv=0时,K无量纲;在Δv≠0时,K有量纲。对于气相反应,在恒温恒容
cc
/筱:.
*
下,气体的分压与浓度成正比,因此,在平衡常数表达式中,可以用平衡时气体的
分压来代替浓度。仍以氢气与碘蒸气反应生成HI气体为例。其平衡常数表达式为:
p(HI)2
K(3-2,b)
pp(H)p(I)
22
式中p(HI)、p(H)、p(I)分别表示HI、H、I的平衡分压。
2222
K为压力平衡常数。显然,K的量纲随选用压力单位不同而不同,常见的有
pp
(Pa)v、(kPa)v等。在Δv=0时,K无量纲;在Δv≠0时,K有量纲。
pp
对于复相反应(反应物或生成物中同时存在固体状态、气体状态、溶液状态),
例如:
这里,K具有混合单位的量纲,称为混合平衡常数。
K、K、K统称为实验平衡常数。这些平衡常数在应用时会产生一系列
cp
问题:它应该是有量纲还是没有量纲?一个反应式为什么具有不同单位、不同数值
的平衡常数?这些问题在进一步讨论热力学时会引起不必要的混乱。因此,为避免
混乱引入热力学平衡常数。
(二)标准平衡常数
标准平衡常数也叫热力学平衡常数,以K表示。它只是温度的函数。因为最新
的国家标准中将标准压力p定为100kPa,所以本书的计算,均采用00kPa下的热
力学数据。

对于反应:
系统达平衡时,其标准平衡常数表达式为
即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。溶液的相对浓度为:c/c(c=1mol·L-1)。气体的相对压力为:p/p(p=
100kPa)。在标准平衡常数表达式中使用的都是浓度与标准浓度之比,或分压与标
准压力之比,因此标准平衡常数是一个无因次的量(它们的单位都互相抵消)。
标准平衡常数K,无浓度平衡常数与压力平衡常数之分。在以后提到的平衡常
数均指标准平衡常数。
:
(1)写入平衡常数表达式中的各物质的浓度或分压,须是系统达平衡状态时的值。
指数就是反应方程式中相应的化学计量数,气体只能用分压表示,这与气体规定的
/筱:.
*
标准状态有关。
(2)平衡常数表达式必须与反应方程式相对应,同一化学反应以不同计量方程式
表示时,平衡常数表达式不同,其数值也不同。例如在500℃时,合成氨反应:
KKK=(K)2
1212
因此在使用平衡常数的数据时,必须注意它所对应的反应方程式。
(3)反应方程式中若有纯固体、纯液体或稀溶液中的溶剂,它们的浓度可看作常
数不列入平衡常数表达式。例如
在稀溶液中进行的反应,如反应有水参加,由于作用掉的水分子数与总水分子
数相比很少,故水的浓度可视为常数,合并入平衡常数,不必出现在平衡关系式中
(但在非水溶液中的反应,若有水参加反应,则水的浓度不可以视为常数,必须写
在平衡常数表达式中)。例如:
(4)K只表示反应达到平衡时,体系中反应物或生成物之间量的关系,即反应
进行的程度,而不能表示反应达到平衡时所需的时间(反应的快慢)。
(5)标准平衡常数是温度的函数,无单位。使用时需注明相应的温度(若未注
明温度,一般是指T=)。一个确定的化学反应在一个确定的温度下,只有唯
一的一个K。
(6)多重平衡规则
当一个反应是另外几个反应的加和时,总反应的平衡常数等于另外各个反应平
衡常数之积;当一个反应是另外两个反应之差时,总反应的平衡常数等于另外两个
反应平衡常数之商。例如:
K
1
K
2
K=K×K
12
又如:K
1
K
2
K=K/K
12
一个化学过程中若有多个平衡同时存在,并且一种物质同时参与几种平衡,这
种现象叫做多重平衡。若干反应方程式相加(减),所得到的反应的平衡常数等于
这些反应的平衡常数之积(商),此即多重平衡规则。
(7)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,在高压及高浓度下,由于分子间
或离子间的相互作用,应加以一定的修正。修正方法可参考相关的书籍。
/筱:.
*
:
(1)K是可逆反应的特征常数,是一定条件下可逆反应进行程度的标志。同一
反应,K越大,只说明该反应进行的越彻底,反应倾向性越大。通常K在10-7~107
范围内可以认为反应是可逆的;K>107或K<10-7可以认为是单向反应。K=1是
典型的可逆反应。
(2)由K可以判断反应是否处于平衡状态以及处于非平衡状态时反应进行的
方向。若将任意量的A、B、Y、Z放入一容器中,在一定温度下有下列可逆反应:
此时系统是否处于平衡态?若处于非平衡态。则反应进行的方向如何?为回答该问
题,引入反应商Q的概念。在一定温度下对于任一可逆反应(包括平衡态或非平衡
态),将其各物质的浓度或分压按平衡常数的表达式列成分式,即得反应商Q。对
于溶液中的反应或气体反应分别有:
C(Y)/cyC(Z)/czp(Y)/pyp(Z)/pz
Q和Q
