選修四：第二章第3節(jié)《化學平衡》

第二章第3節(jié)化學平衡主要內(nèi)容：

1、化學平衡狀態(tài)的概念、特征2、化學平衡移動3、化學平衡狀態(tài)的判斷依據(jù)與方法4、平衡常數(shù)、轉(zhuǎn)化率5、等效平衡原理6、化學平衡圖像題、計算題一、化學平衡狀態(tài)的概念與特征

化學平衡狀態(tài)，就是在一定條件下可逆反應里，當正反應速率與逆反應速率相等時，反應混合物中各組成成分的百分含量保持不變的狀態(tài)。1、定義：強調(diào)四點條件：一定條件（溫度、濃度與壓強）對象：可逆反應本質(zhì)：正反應速率=逆反應速率現(xiàn)象：各組分百分含量(或質(zhì)量)、濃度（或體積分數(shù)）等保持不變2、化學平衡狀態(tài)的特征(逆、動、等、定、變)(1)逆：研究對象可逆反應。(2)動：動態(tài)平衡（正逆反應仍在進行）(3)等：正反應速率=逆反應速率≠0(4)定：反應混合物中各組分的濃度保持不變，各組分的百分含量一定。(5)變：條件變化，化學平衡狀態(tài)將被破壞,直到在新的條件下建立新的平衡。在一定溫度下，向aL的密閉容器中加入1molX氣體和2molY氣體，發(fā)生如下反應：

X(g)+2Y(g)2Z(g)，此反應達到平衡的標志是A、容器內(nèi)壓強不隨時間變化B、容器內(nèi)各物質(zhì)的濃度不隨時間變化C、容器內(nèi)X、Y、Z的濃度之比為1：2：2D、單位時間內(nèi)消耗0.1molX同時生成0.2molZAB2、一定溫度下在容積恒定的密閉容器中進行反應：A(s)+2B(g)

C(g)+D(g),當下列物理量不發(fā)生變化時，能表明該反應達到平衡的是：①混合氣體的密度②容器內(nèi)氣體的壓強③混合氣體總物質(zhì)的量④B的物質(zhì)的量濃度A、①④B、②③C、②③④D、只能④A3、在一定溫度下，向aL的密閉容器中加入2molNO2(g)發(fā)生如下反應：2NO2(g)2NO

(g)+O2(g)，不能作為此反應達到平衡的標志的是A、混合氣體的密度不再變化B、混合氣體的顏色不再變化C、混合氣體的相對分子質(zhì)量不再變化D、容器內(nèi)的壓強不再變化A4、化學平衡狀態(tài)的判斷：舉例反應mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)

混合物體系中各成分的含量①各物質(zhì)的物質(zhì)的量或各物質(zhì)的物質(zhì)的量分數(shù)一定②各物質(zhì)的質(zhì)量或各物質(zhì)的質(zhì)量分數(shù)一定③各氣體的體積或體積分數(shù)一定④總壓強、總體積、總物質(zhì)的量一定正、逆反應速率的關系①在單位時間內(nèi)消耗了mmolA同時生成mmolA，即

v正=v逆②在單位時間內(nèi)消耗了nmolB同時生成pmolC，均指v正③vA:vB:vC:vD=m:n:p:q，v正不一定等于v逆④在單位時間內(nèi)生成了nmolB，同時消耗qmolD，因均指v逆平衡平衡平衡不一定平衡不一定不一定不一定化學平衡移動的概念

[定義]

可逆反應中,舊化學平衡的破壞、新化學平衡的建立過程叫做化學平衡的移動。研究對象：已建立平衡狀態(tài)的體系平衡移動的標志：1、V正≠V逆2、反應混合物中各組分的濃度發(fā)生改變

影響化學反應速率的外界條件主要有哪些？化學反應速率濃度溫度壓強催化劑一、濃度對化學平衡的影響：Fe3++3SCN-Fe(SCN)3(硫氰化鐵)溶液變成紅色A.加少量FeCl3——紅色加深；B.加少量KSCN——紅色也加深；增加Fe3+或SCN-的濃度，平衡向生成Fe(SCN)3的方向移動，故紅色加深?，F(xiàn)象：結論：原因分析:速率-時間關系圖：增大反應物濃度

t（s）

V（molL-1S-1）V正V逆V正=V逆平衡狀態(tài)ⅠV”正=V”逆平衡狀態(tài)ⅡV,正V’逆增加反應物的濃度,V正>V逆，平衡向正反應方向移動；

小結：濃度對化學平衡的影響在其它條件不變的情況下，增加反應物的濃度(或減少生成物的濃度)，平衡向正反應方向移動；反之，增加生成物的濃度(或減少反應物的濃度)，平衡向逆反應方向移動。意義：增大成本較低的反應物的濃度，提高成本較高的原料的轉(zhuǎn)化率。結論思考：

1、在二氧化硫轉(zhuǎn)化為三氧化硫的過程中，應該怎樣通過改變濃度的方法來提高該反應的程度？

2、可逆反應H2O(g)＋C(s)CO(g)＋H2(g)在一定條件下達平衡狀態(tài)，改變下列條件，能否引起平衡移動？CO濃度有何變化?①增大水蒸氣濃度②加入更多的碳③增加H2濃度增加氧氣的濃度①③

濃度對化學平衡移動的幾個注意點①對平衡體系中的固態(tài)和純液態(tài)物質(zhì)，其濃度可看作一個常數(shù)，增加或減小固態(tài)或液態(tài)純凈物的量并不影響V正、V逆的大小，所以化學平衡不移動。②只要是增大濃度，不論增大的是反應物濃度，還是生成物濃度，新平衡狀態(tài)下的反應速率一定大于原平衡狀態(tài)；減小濃度，新平衡狀態(tài)下的速率一定小于原平衡狀態(tài)。③反應物有兩種或兩種以上,增加一種物質(zhì)的濃度,該物質(zhì)的平衡轉(zhuǎn)化率降低,而其他物質(zhì)的轉(zhuǎn)化率提高。二、壓強對化學平衡的影響：N2十3H22NH3實驗數(shù)據(jù)：壓強(MPaH3%2.09.216.435.553.669.4NH3%隨著壓強的增大而增大，即平衡向正反應的方向移動。解釋：加壓→體積縮小→濃度增大→正反應速率增大逆反應速率增大→V正>V逆→平衡向正反應方向移動。說明：增大壓強,正逆反應速率均增大，但增大倍數(shù)不一樣，平衡向著體積縮小的方向移動1.前提條件：反應體系中有氣體參加且反應前后總體積發(fā)生改變。

aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g)a+b≠c+d2.結論：

對于反應前后氣體體積發(fā)生變化的化學反應，在其它條件不變的情況下，增大壓強，會使化學平衡向著氣體體積縮小的方向移動，減小壓強，會使化學平衡向著氣體體積增大的方向移動。說明:體積縮?。杭礆怏w分子數(shù)目減少體積增大：即氣體分子數(shù)目增多3.速率-時間關系圖：增大壓強aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g)a+b>c+dV正=V逆V正V逆t1

t（s）V”正=V”逆t2思考：對于反應

H2O+COH2+CO2如果增大壓強,反應速率是否改變,平衡是否移動？高溫催化劑速率-時間關系圖：V(molL-1S-1)T(s)0V正=V逆t2V’正=V’逆增大壓強,正逆反應速率均增大，但增大倍數(shù)一樣，V’正=V’逆(1+1=1+1)，平衡不移動。練習1：下列反應達到化學平衡時，增大壓強，平衡是否移動？向哪個方向移動？①2NO(g)+O2(g)2NO2(g)②H2O(g)+CO(g)CO2(g)+H2(g)③H2O(g)+C(s)CO(g)+H2(g)④CaCO3(s)CaO(s)+CO2(g)⑤H2S(g)H2(g)+S(s)正向移動不移動逆向移動逆向移動不移動練習2.恒溫下,反應aX(g)bY(g)+cZ(g)達到平衡后,把容器體積壓縮到原來的一半且達到新平衡時,X的物質(zhì)的量濃度由0.1mol/L增大到0.19mol/L,下列判斷正確的是:

A.a＞b+cB.a＜b+c

C.a＝b+cD.a＝b=c

A三、溫度對化學平衡的影響：2NO2N2O4△H<0紅棕色

無色氣體的顏色平衡移動的方向熱水冷水加深逆向移動變淺正向移動在其它條件不變的情況下：(1)結論:(2)v-t圖像：N2＋3H22NH3△H<0平衡向吸熱方向移動（逆向）平衡向放熱方向移動（正向）2、溫度變化對化學平衡的影響v逆v正

v正v逆溫度降低,化學平衡向放熱方向移動。溫度升高,化學平衡向吸熱方向移動；vtT↑v正v逆vtT↓v正v逆V正=V逆V正=V逆催化劑同等程度改變化學反應速率，V’正=V’逆，只改變反應到達平衡所需要的時間，而不影響化學平衡的移動。例：對如下平衡

A(氣)

＋B(氣)2C(氣)

＋D(固)

V正V逆0t1t2V正′=V逆′t3正的對化學平衡的影響V正V逆0t1t2V正′=V逆′t3負的對化學平衡的影響四、催化劑可見，要引起化學平衡的移動，必須是由于外界條件的改變而引起V正≠

V逆。平衡移動的本質(zhì)：化學平衡為動態(tài)平衡，條件改變造成V正≠

V逆[平衡移動原理（勒沙特列原理）]

如果改變影響平衡的條件（如濃度、壓強、或溫度）等，平衡就向能減弱這種改變的方向移動。外界條件對化學反應速率與化學平衡的影響

可逆反應mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)△H=+QkJ·mol-1條件變化反應特征化學反應速率υ正與υ逆的關系平衡移動方向υ正υ逆增大c(A)可逆反應增大c(C)減小c(A)可逆反應減小c(C)增大壓強m+n＞p+qm+n=p+qm+n＜p+q加快加快加快加快正反應方向加快加快加快加快加快加快減慢減慢減慢減慢逆反應方向逆反應方向平衡不移動正反應方向正反應方向逆反應方向υ正＞υ逆υ正＜

υ逆υ正＜υ逆υ正＞υ逆υ正＞υ逆υ正=υ逆υ正＜υ逆外界條件對化學反應速率與化學平衡的影響條件變化反應特征化學反應速率υ正與υ逆的關系平衡移動方向υ正υ逆減小壓強m+n＞p+qm+n=p+qm+n＜p+q升高溫度△H＜0△H

＞0降低溫度△H

＜0△H

＞0

可逆反應mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)△H=QkJ·mol-1減慢減慢減慢減慢逆反應方向加快加快減慢減慢減慢減慢減慢加快減慢加快平衡不移動正反應方向正反應方向正反應方向逆反應方向逆反應方向υ正＜υ逆υ正=υ逆υ正＞υ逆υ正＜υ逆υ正＞υ逆υ正＞υ逆υ正＜υ逆在高溫下，反應2HBr(g)H2(g)+Br2(g)（正反應吸熱）達到平衡，要使混氣顏色加深，可采取的方法是A．減壓 B．縮小體積C．升溫 D．增大H2濃度B、C練習1

2、一定量的混合氣體在密閉容器中發(fā)生反應：

mA(g)+nB(g)pC(g)達到平衡后，溫度不變，將氣體體積縮小到原來的1/2但達到平衡時，C的濃度為原來的1.8倍，則下列說法正確的是

A、m+n>pB、A的轉(zhuǎn)化率降低C、平衡向正反應方向移動D、C的體積分數(shù)增加(

B

)1.定義：在一定溫度下，當一個可逆反應達到平衡狀態(tài)時，生成物平衡濃度的冪之積與反應物平衡濃度的冪之積的比值是一個常數(shù)，這個常數(shù)稱是該反應的化學平衡常數(shù)(簡稱平衡常數(shù))，用符號K表示。由于該常數(shù)是以濃度冪之積的比值表示，故又稱濃度平衡常數(shù)，用KC表示。二、化學平衡常數(shù)與轉(zhuǎn)化率

對于反應:mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)cp(C)·cq(D)cm(A)·cn(B)

平衡常數(shù)的數(shù)學表達式K=2.數(shù)學表達式：1、如果反應中有固體和純液體參加，它們的濃度不應寫在平衡關系式中，因為它們的濃度是固定不變的，化學平衡關系式中只包括氣態(tài)物質(zhì)和溶液中各溶質(zhì)的濃度。如：CaCO3(s)CaO(s)+CO2(g)K=[CO2]CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(l)K=[CO]/([CO2][H2])三、書寫平衡常數(shù)關系式的規(guī)則例

N2(g)+3H2(g)2NH3(g)

K1=1.601051/2N2(g)+3/2H2(g)NH3(g)

K2=3.87102

K1

K2

，

K1=K222、同一化學反應，可以用不同的化學反應式來表示，每個化學方程式都有自己的平衡常數(shù)關系式及相應的平衡常數(shù)。3)多重平衡規(guī)則：若干方程式相加(減)，則總反應的平衡常數(shù)等于分步平衡常數(shù)之乘積(商)例題:

2NO(g)+O2(g)2NO2

2NO2(g)N2O4

2NO(g)+O2(g)N2O4(g)(1)平衡常數(shù)K與溫度有關，與濃度無關，由K隨溫度的變化可推斷正反應是吸熱反應還是放熱。若正反應是吸熱反應,升高溫度,K增大;若正反應是放熱反應,升高溫度,K減少;例如：不同溫度時，反應:H2(g)+I2(g)2HI(g),的濃度平衡常數(shù)與溫度的關系如下：△溫度623K698K763K濃度平衡常數(shù)66.954.445.9

通過改變溫度，平衡常數(shù)大小的變化趨勢可以判斷上可逆反應的正方向是放熱反應.4、影響平衡常數(shù)的因素及平衡常數(shù)的意義(2)平衡常數(shù)K值的大小，可推斷反應進行的程度。

K值越大，表示反應進行的程度越大，反應物的轉(zhuǎn)化率越大；K值越小，表示反應進行的程度越小，反應物的轉(zhuǎn)化率越小。(3)反應的平衡常數(shù)與反應可能進行的程度。一般來說，反應的平衡常數(shù)K≥105，認為正反應進行得基本完全；K≤10-5則認為這個反應的正反應很難進行(逆反應較完全）。達到平衡后各物質(zhì)的濃度變化關系，在計算中注意。（2）生成物：平衡濃度=初始濃度+轉(zhuǎn)化濃度生成物D:c平(D)=c0(D)+△c(D)（3）各物質(zhì)的轉(zhuǎn)化濃度之比等于它們在化學方程式中相應的化學計量數(shù)之比。△c(A):△c(D)=a:d（1）反應物：平衡濃度=初始濃度-轉(zhuǎn)化濃度；反應物A:c平(A)=c0(A)-△c(A)5、有關化學平衡常數(shù)的計算

對于反應:aA+bBcC+dD平衡常數(shù)的計算例1:合成氨的反應N2+3H22NH3在某溫度下各物質(zhì)的濃度平衡是:[N2]=3mol·L-1,[H2]=9mol·L-1,[NH