化學平衡常數(shù)教案

《化學平衡常數(shù)》教案［教學要求］.了解化學反應的可逆性，掌握化學平衡和平衡常數(shù)的概念。.掌握標準平衡常數(shù)和吉布斯能變；熟悉多重平衡。.掌握濃度、壓力、溫度對化學平衡移動的影響；了解從熱力學和動力學等方面來選擇合理的生產(chǎn)條件。［教學重點］.標準平衡常數(shù)和吉布斯能變：Van'tHoff等溫式、反應商、標準平衡常數(shù)及其有關計算、利用反應商和標準平衡常數(shù)判斷反應進行的方向。.濃度、壓力、溫度對化學平衡移動的影響及其相關計算。［教學難點］標準平衡常數(shù)和吉布斯能變：Van'tHoff等溫式、反應商、標準平衡常數(shù)及其有關計算［教學時數(shù)］4學時［主要內(nèi)容］.化學反應的可逆性和化學平衡。.平衡常數(shù)表達式(化學平衡定律)及其書寫、經(jīng)驗平衡常數(shù)(實驗平衡常數(shù))和標準平衡常數(shù)，濃度平衡常數(shù)和壓力平衡常數(shù)概念及其關系。標準平衡常數(shù)和吉布斯能變：Van'tHoff等溫式、反應商、標準平衡常數(shù)及其有關計算、利用反應商和標準平衡常數(shù)判斷反應進行的方向；標準平衡常數(shù)與實驗平衡常數(shù)的關系。多重平衡及多重平衡規(guī)則。.化學平衡的移動：濃度、壓力、溫度對化學平衡移動的影響及其相關計算；從熱力學和動力學等方面來選擇合理的生產(chǎn)條件。［教學內(nèi)容］6-1化學平衡狀態(tài)一、化學反應研究的重要問題(1)反應的方向性；(2)反應的轉(zhuǎn)化率，化學平衡問題；(熱力學問題)(3)反應所需時間，反應的速率。(動力學問題)二、反應的可逆性.可逆反應；CO+h2o=co2+h2.不可逆反應；2KC1O3=2KCl+3O2.條件下可逆反應2H2O(g)=2H2(g)+O2(g)在等溫等壓條件下，標準態(tài)下反應的ArG=0是過程平衡的標志。6-2平衡常數(shù)一、質(zhì)量作用定律、經(jīng)驗平衡常數(shù).對于溶液中的反應aA+bB=gG+dDKc=［A］、［B］、［G］、［D］分別代表了物質(zhì)A、B、G、D在平衡時的濃度；Kc為濃度平衡常數(shù)；單位：(mol?dm-3)AnAn=(g+A)—(a+b)An=0時，Kc無量綱，An*(時，Kc有量綱，.對于氣相中的反應aA+bB=gG+dD①壓力平衡常數(shù)Kp=②濃度平衡常數(shù)Kc=③KP與KC的關系反應物生成物都近乎理想氣體氣態(tài)方程p=cRT時KP=KC(RT)An(只應用于單純氣態(tài)反應)An=0時，KP=Kc.復相反應反應物或生成物中同時存在溶液狀態(tài)、氣體狀態(tài)、固體狀態(tài)時，純液相和純固相不出現(xiàn)在平衡常數(shù)表達式中，該反應平衡常數(shù)表達式的氣體用分壓表示，溶液用濃度表示，平衡常數(shù)KX，稱為雜平衡常數(shù)。.經(jīng)驗平衡常數(shù)(實驗平衡常數(shù))濃度平衡常數(shù)、壓力平衡常數(shù)和雜平衡常數(shù)都屬于經(jīng)驗平衡常數(shù)(實驗平衡常數(shù))二、相對平衡常數(shù)相對濃度或相對壓力？相對平衡常數(shù)KrT(r表示relative，相對的)對于反應aA+bB=gG+dD則相對濃度或相對壓力為：pir=pi/=1.013x105Pa一氣體cir=ci/=1mol?dm-3一溶液pxr=px/cxr=cx/表示物質(zhì)的量的相對大小，是純數(shù)；平衡時，它們之間數(shù)值上的關系定義為相對平衡常數(shù)Kr.氣相反應的KraA(g)+bB(g)=gG(g)+dD(g)(pG/)g-(pA/)AKr=(pA/)a-(pB/)bKr：(1)無量綱(2)對于稀薄氣體或稀溶液，Kr數(shù)值近似于熱力學平衡常數(shù)平衡時：氣態(tài)物質(zhì)的分壓為px則物質(zhì)X的相對壓力為px/為標準壓力，1x105Pa,1x102kPa,1atm.溶液相的反應KraA+bB=gG+dDKr=溶液中物質(zhì)X的濃度為cxmol-dm-3,物質(zhì)X的相對濃度為cx/,為標準濃度1mol-dm-3.對于復相反應Zn(S)+2H+(aq)=H2(g)+Zn2+(aq)Kr=.相對平衡常數(shù)對某一化學反應式，以平衡時的反應物及生成物的相對壓力，相對濃度的數(shù)值應用到質(zhì)量作用定律中，得到唯一的無量綱純數(shù)，稱為該反應在該溫度下的平衡常數(shù)(相對平衡常數(shù))化學反應等溫式------范德荷浦方程?標準態(tài)下：<0，自發(fā)過程；>0，非自發(fā)過程；=0，平衡狀態(tài)。?非標準態(tài)下：AG>0，AG<0，AG=0判斷反應過程的自發(fā)性?；瘜W反應均是在非標準狀態(tài)下的反應，非標態(tài)下的自由能變AG與標態(tài)下的自由能變AGq之間具有怎樣的關系式？根據(jù)熱力學推導，二者之間的關系為：ArG=+RTlnQTr——化學反應等溫式Qtr稱為反應商'平衡時，ArG=0，則QTr=KTr=-RTlnK丁TrKTr>107，或KTr<10-7是單向正向或逆向進行的標志；<—40kJ-mol-1或>40kJ-mol-1是反應正向進行或逆向進行的標志。=-RTlnKTr，4.化學反應等溫式，范德荷甫(Van'tHoff)等溫式ArGT=+RTlnQTr在QTr=1時，在熱力學標準態(tài)下lnQTr=0,ArGT=注意：Qtr與KTr的不同之處’表示溫度為T,反應物和生成物相對濃度及相對壓力都為1時的反應自由能變。<0，過程正向自發(fā)；>0，過程逆向自發(fā)；二0，平衡狀態(tài).4rGT:在任意狀態(tài)下，體系在某一時刻的自由能變AGT<0,過程正向自發(fā)；ArGT>0,過程逆向自發(fā)；ArGT=0,體系處于平衡狀態(tài)。體系處于平衡狀態(tài)：0=+RTlnK丁Tr=-RTlnK.Tr代入：ArGT=+RTlnQTr，得到：ArGT=RTlnQTr/KTr說明：.Qtr>KTr，/rGT>0正向反應非自發(fā)；.QTr<K；r，/:GT<0正向反應自發(fā)；⑶.Q；=K；，/『GT=0體系處于平衡狀態(tài).結(jié)論：‘ ‘(1)/GT是化學反應方向性的判據(jù)；(2)是化學反應所能進行的限度的標志，即進行程度；(3)公式AG=+RTlnQT，單位是kJ-mol-1；R：8.314J-mol-1-K-1；T：K；(4)40kJ-mol-1>AGJ->40kJ-mol-1時；KTr在10-7~107之間，屬于可逆反應的范疇可用于計算ArG的公式有：=(生成物)-(反應物)-標準態(tài)，298K=-T，標準態(tài)，TK=-RTlnKTr，T溫度下的平衡常數(shù)ArGT=ArH-TArS，任何狀態(tài)/'GT=+RTlnQT;任何狀態(tài)化學平衡的計算'(1)利用平衡常數(shù)求物質(zhì)或產(chǎn)物的濃度，求反應物的轉(zhuǎn)化率。(2)利用實驗數(shù)據(jù)求經(jīng)驗平衡常數(shù)及熱力學平衡常數(shù)?；瘜W平衡的移動平衡移動：從舊的平衡狀態(tài)轉(zhuǎn)到新的平衡狀態(tài)的過程，稱為平衡移動。改變平衡體系的條件之一，如溫度、壓力或濃度，平衡就象減弱這個改變的方向移動。6-3濃度對化學平衡的影響對于化學反應aA+bB=gG+dD,ArG=-RTlnKT+RTlnQT=RTlnQT/KT增大反應物濃度（或分壓），減小生成物濃度時（或分壓），qtr減小，4G<0,平衡正向移動，減小反應物濃度（或分壓），平衡逆向移動「 '6-4壓力對化學平衡的影響.壓力對固相或液相的平衡沒有影響；.對反應前后計量系數(shù)不變的反應，壓力對它們的平衡也沒有影響;.反映前后計量系數(shù)不同時：①增大壓力，平衡向氣體摩爾量減少的方向移動；②減少壓力，平衡向氣體摩爾量增加的方向移動。6-5溫度對化學平衡的影響ArGmo=-RTlnKTr1gKT=-/2.303rT+/2.303R,在rAT不大，可認為是常數(shù)，可以寫成如下形式：Y=-a-1/T+B1gKTr=-a/T+B以1gKT對1/T作圖得一直線，斜率a=-/2.303R結(jié)論：r吸熱反應：>0，直線斜率<0,對吸熱反應：T升高，Kr增大；放熱反應：V0,直線斜率>0。對放熱反應：T升高，Kr減小。由Van'tHoof方程（4-23）式，在T1時，lnKT1r=-/RT1+/R在T2時，InKT2r=-/RT2+/R>0時，T2>T1,（升高體系溫度）KrT2>KrT1<0時，T2>T1（升高體系溫度）KrT2<KrT1四、平衡移動原理?增加（或減少）體系總壓力，平衡將向氣體分子總數(shù)減少（或增大）的方向移動；??增加（或減少）體系總壓力，平衡將向氣體分子總數(shù)減少（或增大）的方向移動；（3）升高（或降低）體系反應溫度，平衡將向吸熱（或放熱）方向移動;（4）催化劑對化學平衡的移動無影響，它只能縮短或改變達到化學平衡的時間。本章教學要點：.掌握實驗平衡