新高考化學一輪復習化學平衡課件（49張）

第2節(jié) 化學平衡考點42考點43考點44化學平衡狀態(tài)化學平衡常數(shù)及轉(zhuǎn)化率的相關計算化學平衡的移動和化學反應的方向考點42化學平衡狀態(tài)考點42 化學平衡狀態(tài)考法1 化學平衡狀態(tài)的判斷方法★★★★★考點42

化學平衡狀態(tài)”表示。1．可逆反應定義：在相同條件下，既能向

正反應

方向進行，同時又能向

逆反應

方向進行的反應。特點：不能進行到底，正、逆反應

同時 進行；任一組分的轉(zhuǎn)化率都

小于

100%；反應物和生成物同時存在；化學方程式中用“2．化學平衡狀態(tài)定義：在一定條件下，當正、逆反應的速率

相等 時，反應物和生成物的濃度均保持不變，即體系的組成不隨時間而改變，這表明該反應中物質(zhì)的轉(zhuǎn)化達到了“限度”，這時的狀態(tài)我們稱之為化學平衡狀態(tài)，簡稱化學平衡?？键c42化學平衡狀態(tài)(2)建立過程在一定條件下，把某一可逆反應的反應物加入固定容積的密閉容器中。反應過程如下：以上過程可用下圖表示：減小減小增大增大考點42

化學平衡狀態(tài)(3)化學平衡狀態(tài)的特征化學平衡狀態(tài)的特征可以概括為“逆”“等”“動”“定”和“變”。①“逆”：化學平衡的研究對象必須是

可逆 反應。②“等”：化學平衡的本質(zhì)是v(正)

＝ v(逆)

≠ 0。③“動”：化學平衡是_動態(tài)平衡

，即處于化學平衡狀態(tài)時，化學反應并沒有停止，正反應和逆反應仍在繼續(xù)進行。④“定”：達到化學平衡狀態(tài)時，反應混合物中各組分的含量保持恒定。⑤“變”：化學平衡是有條件的、相對的、暫時的，而“動”則是絕對的。當改變影響化學平衡的條件(如溫度、壓強、濃度)時，原有的化學平衡狀態(tài)會被破壞，直至在新的條件下建立新的平衡狀態(tài)?？键c42

化學平衡狀態(tài)3．化學平衡狀態(tài)的標志本質(zhì)標志①對于同種物質(zhì)而言，消耗速率與生成速率

相等 。②對于不同的物質(zhì)而言，一種物質(zhì)所代表的正反應速率與另一種物質(zhì)所代表的逆反應速率之比等于二者在化學方程式中的

化學計量數(shù) 之比。特征標志：可用體系中某組分的濃度、百分含量、體系的總物質(zhì)的量、總壓強、平均相對分子質(zhì)量、密度、顏色等來判斷反應是否達到平衡狀態(tài)。總之，達到平衡狀態(tài)就達到了一種相對靜止狀態(tài)，體系中任何物理量或外觀特征都不再發(fā)生變化?？键c42化學平衡狀態(tài)考法1 化學平衡狀態(tài)的判斷方法

★★★★★1．根據(jù)平衡狀態(tài)的本質(zhì)標志直接判斷考點42

化學平衡狀態(tài)2．根據(jù)平衡狀態(tài)的特征間接判斷考點42化學平衡狀態(tài)考點42

化學平衡狀態(tài)例[浙江2020年1月·29題節(jié)選]研究NOx之間的轉(zhuǎn)化具有重要意義。已知：N2O4(g) 2NO2(g) ΔH>0將一定量N2O4氣體充入恒容的密閉容器中，控制反應溫度為T1。下列可以作為反應達到平衡的判據(jù)是

AE

(填序號)。氣體的壓強不變v正(N2O4)＝2v逆(NO2)C．K不變D．容器內(nèi)氣體的密度不變E．容器內(nèi)顏色不變考點42

化學平衡狀態(tài)【解析】A項，正反應是一個氣體分子數(shù)增加的反應，氣體的壓強不變，說明各物質(zhì)濃度保持不變，反應達到平衡狀態(tài)，正確；B項，v正(N2O4)＝2v逆(NO2)，說明正、逆反應速率不相等，反應沒有達到平衡狀態(tài)，錯誤；C項，該反應是在恒溫下進行的，溫度不變，化學平衡常數(shù)K不變，則K不變不能說明反應達到平衡狀態(tài)，錯誤；D項，由質(zhì)量守恒定律可知，反應前后氣體質(zhì)量不變，恒容容器的容積不變，密度始終不變，則容器內(nèi)氣體的密度不變不能說明反應達到平衡狀態(tài)，錯誤；E項，容器內(nèi)顏色不變，說明NO2濃度保持不變，反應達到平衡狀態(tài)，正確?？键c43化學平衡常數(shù)及轉(zhuǎn)化率的相關計算考點43 化學平衡常數(shù)及轉(zhuǎn)化率的相關計算考法2 化學平衡常數(shù)的理解和應用★★★★考法3 化學平衡常數(shù)與轉(zhuǎn)化率的計算★★★

考法4 等效平衡★★★★★考點43

化學平衡常數(shù)及轉(zhuǎn)化率的相關計算衡時：K＝

?！緞澲攸c】①代入平衡常數(shù)表達式中的濃度是平衡濃度，若代入任意時刻的濃度，則求得濃度商(常用Qc表示)；②固體或純液體的濃度視為常數(shù)，通常不計入平衡常數(shù)和濃度商表達式中；③化學平衡常數(shù)表達式與具體的熱化學方程式相對應，同一個化學反應，用不同的熱化學方程式表示時，其平衡常數(shù)表達式不同。1．化學平衡常數(shù)概念在一定溫度下，一個可逆反應達到化學平衡時，生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的

比值 是一個常數(shù)，用符號K表示。表達式對于一般的可逆反應：mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)，在一定溫度下達到平[cp（C）·cq（D）]/

[cm（A）·cn（B）]考點43

化學平衡常數(shù)及轉(zhuǎn)化率的相關計算【劃重點】K是表明化學反應限度的一個特征值，通常情況下只受溫度影響。2．平衡轉(zhuǎn)化率定義：平衡時某反應物已轉(zhuǎn)化的物質(zhì)的量與其初始的物質(zhì)的量之比，用符號α表示。即：(3)意義平衡常數(shù)的大小反映了化學反應進行的程度，K值越大，表示反應進行得越_完全 ，反應物的平衡轉(zhuǎn)化率

越大 ；K值越小，表示反應進行得越

不完全

，反應物的平衡轉(zhuǎn)化率

越小 。一般認為，K>_10_5

時，該反應進行得基本完全。考點43化學平衡常數(shù)及轉(zhuǎn)化率的相關計算(2)特點①不同反應物的平衡轉(zhuǎn)化率的值可能不同，所以轉(zhuǎn)化率應針對具體的反應物而言。②在有多個反應物參與的化學反應中，增大某一反應物的濃度，可以增大其他反應物的平衡轉(zhuǎn)化率，而該反應物的平衡轉(zhuǎn)化率減小。③平衡轉(zhuǎn)化率是指在一定條件下一個化學反應進行到最大限度時的轉(zhuǎn)化率。考點43考法2化學平衡常數(shù)及轉(zhuǎn)化率的相關計算化學平衡常數(shù)的理解和應用★★★★1．化學平衡常數(shù)的理解(1)化學平衡常數(shù)與化學方程式書寫形式的關系①對于同一可逆反應，正反應的平衡常數(shù)等于逆反應的平衡常數(shù)的倒數(shù)，即②若化學方程式中的化學計量數(shù)等倍擴大或縮小，盡管是同一反應，平衡常數(shù)也會發(fā)生改變。③兩反應加和得到的新反應，其化學平衡常數(shù)是兩反應平衡常數(shù)的乘積；兩反應相減得到的新反應，其化學平衡常數(shù)是兩反應平衡常數(shù)相除得到的商。考點43化學平衡常數(shù)及轉(zhuǎn)化率的相關計算如：對于反應(2)化學平衡常數(shù)與平衡移動的關系對于給定可逆反應，即使化學平衡發(fā)生移動，只要溫度不變，平衡常數(shù)就不會改變，利用此規(guī)律可以計算恒定溫度下平衡移動后反應再次達到平衡時各物質(zhì)的轉(zhuǎn)化率等物理量。2．化學平衡常數(shù)的應用利用K值可以推測可逆反應進行的程度。利用K值可判斷反應的熱效應。若升高溫度，K值增大，則正反應為吸熱反應；若升高溫度，K值減小，則正反應為放熱反應。考點43

化學平衡常數(shù)及轉(zhuǎn)化率的相關計算利用平衡常數(shù)的表達式確定化學方程式。根據(jù)平衡常數(shù)的書寫原則確定出反應物、生成物以及各物質(zhì)在化學方程式中的化學計量數(shù)。利用平衡常數(shù)判斷化學平衡狀態(tài)及反應進行的方向。對于可逆反應mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)，在一定溫度下的任意時刻，通過濃度商(Qc)與K值相對大小的比較來確定反應是否達到平衡狀態(tài)。例[全國Ⅲ2019·28題節(jié)選]Deacon發(fā)明的直接氧化法為：4HCl(g)＋O2(g)===2Cl2(g)＋2H2O(g)。如圖為剛性容器中，進料濃度比c(HCl)∶c(O2)分別等于1∶1、4∶1、7∶1時HCl平衡轉(zhuǎn)化率隨溫度變化的關系：考點43

化學平衡常數(shù)及轉(zhuǎn)化率的相關計算可知反應平衡常數(shù)K(300℃)

大于

K(400

℃)(填“大于”或“小于”)。設HCl初始濃度為c0，根據(jù)進料濃度比c(HCl)∶c(O2)＝1∶1的數(shù)據(jù)計算K(400

℃)＝(列出計算式)。按化學計量比進料可以保持反應物高轉(zhuǎn)化率，同時降低產(chǎn)物分離的能耗。進料濃度比c(HCl)∶c(O2)過低、過高的不利影響分別是O2和C_l_2_分_離能耗較高_、H_Cl轉(zhuǎn)化率較低 ?？键c43

化學平衡常數(shù)及轉(zhuǎn)化率的相關計算【解析】由題圖可知，當氯化氫與氧氣的進料濃度比相同時，氯化氫的平衡轉(zhuǎn)化率隨著溫度升高逐漸減小，說明溫度升高該反應的平衡向吸熱的逆反應方向移動，正反應為放熱反應，由于放熱反應的平衡常數(shù)隨溫度升高而減小，故K(300

℃)大于K(400

℃)。溫度相同時，氯化氫的平衡轉(zhuǎn)化率隨c(HCl)∶c(O2)的增大而減小，據(jù)此可知400

℃，c(HCl)∶c(O2)＝1∶1時氯化氫的平衡轉(zhuǎn)化率為84%，起始時HCl和O2的濃度均為c0，列三段式：=== 2Cl2(g)＋2H2O(g)0 04HCl(g)＋O2(g)起始濃度

c0

c0變化濃度

00 0 0平衡濃度 (1－0.84)c0 (1－0.21)c0 0 0進料濃度比c(HCl)∶c(O2)過低，氧氣過量，不利影響是氧氣和氯氣分離能耗較高；進料濃度比c(HCl)∶c(O2)過高，氯化氫過量，不利影響是氯化氫的轉(zhuǎn)化率較低。考點43

化學平衡常數(shù)及轉(zhuǎn)化率的相關計算考法3 化學平衡常數(shù)與轉(zhuǎn)化率的計算★★★如mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)，令A、B起始物質(zhì)的量濃度分別為amol·L－1、b

mol·L－1，達到平衡后消耗A的物質(zhì)的量濃度為mx

mol·L－1。mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)a bc始/(mol·L－1)c轉(zhuǎn)/(mol·L－1)c平/(mol·L－1)mx nxa－mx b－nx0pxpx0qxqx(1)反應物的平衡量＝起始量－轉(zhuǎn)化量(2)生成物的平衡量＝起始量＋轉(zhuǎn)化量(3)各物質(zhì)濃度轉(zhuǎn)化量之比等于它們在化學方程式中的化學計量數(shù)之比。濃度轉(zhuǎn)化量是聯(lián)系化學方程式、平衡濃度、起始濃度、轉(zhuǎn)化率、化學反應速率的橋梁，因此抓住濃度轉(zhuǎn)化量是解題的關鍵?？键c43化學平衡常數(shù)及轉(zhuǎn)化率的相關計算【劃重點】平衡常數(shù)(K)表達式中，若用平衡時各氣體的分壓代替其平衡濃度，得到平衡常數(shù)： ，其中分壓＝總壓×氣體的物質(zhì)的量分數(shù)。①反應物的轉(zhuǎn)化率＝×100%(反應前后體積相同)考點43

化學平衡常數(shù)及轉(zhuǎn)化率的相關計算②平衡時混合物組分的百分含量＝×100%例[全國Ⅰ2020·28題節(jié)選]硫酸是一種重要的基本化工產(chǎn)品。接觸法制硫酸生產(chǎn)中的關鍵工序是SO2的催化氧化：影響α的因素有

?；卮鹣铝袉栴}：(1)當SO2(g)、O2(g)和N2(g)起始的物質(zhì)的量分數(shù)分別為7.5%、10.5%和82%時，在

MPa、

MPa和

MPa壓強下，SO2平衡轉(zhuǎn)化率α隨溫度的變化如圖甲所示。反應在

MPa、550

℃時的α＝

0_._9_7_5

，判斷的依據(jù)是

該反應氣體分子數(shù)減少，增大壓強，α_提高。

M_Pa_>_2_._5_MP_a＝p_2_，所以p_1_＝5_._0_MP_a 。溫度、壓強和反應物的起始濃度(組成)考點43

化學平衡常數(shù)及轉(zhuǎn)化率的相關計算(2)將組成(物質(zhì)的量分數(shù))為2m%SO2(g)、m%O2(g)和q%

N2(g)的氣體通入反應器，在溫度t、壓強p條件下進行反應。平衡時，若SO2轉(zhuǎn)化率為α，則SO3壓強為

，平衡常數(shù)Kp＝ (以分壓表示，分壓＝總壓×物質(zhì)的量分數(shù))。(3)研究表明，SO2催化氧化的反應速率方程為：考點43

化學平衡常數(shù)及轉(zhuǎn)化率的相關計算式中：k為反應速率常數(shù)，隨溫度t升高而增大；α為SO2平衡轉(zhuǎn)化率，α′為某時刻SO2轉(zhuǎn)化率，n為常數(shù)。在α′＝0.90時，將一系列溫度下的k、α值代入上述速率方程，得到v～t曲線，如圖乙所示。曲線上v最大值所對應溫度稱為該α′下反應的最適宜溫度tm。t<tm時，v逐漸提高；t>tm后，v逐漸下降。原因是_升高溫度，k_增大使v_逐漸提高，但α降低使v_逐漸下降。_t_<_t_m_時，k_增大對_v_的提高大于_α引_起的降低；_t_>tm_后，_k_增大對v_的提_高小于α_引起的_降低 ?？键c43化學平衡常數(shù)及轉(zhuǎn)化率的相關計算【解析】正反應是一個氣體分子數(shù)減少的放熱反應，增大壓強可以使化學平衡向正反應方向移動，即相同溫度下，壓強越大，SO2的平衡轉(zhuǎn)化率越大，故在550

℃、壓強為

MPa時，SO2的平衡轉(zhuǎn)化率一定高于相同溫度、壓強為

MPa時SO2的平衡轉(zhuǎn)化率，因此，p1

MPa，由圖中數(shù)據(jù)可知。影響α的因素就是影響化學平衡移動的因素，結(jié)合題中信息，主要有反應物(SO2和O2)的起始濃度、溫度、壓強等。(2)設通入反應器的氣體的物質(zhì)的量為x

mol，則SO2、O2和N2的物質(zhì)的量分別為2m%x

mol、m%x

mol和q%xmol，2m%＋m%＋q%＝100%，SO2的平衡轉(zhuǎn)化率為α，列三段式如下：起始量/mol 2m%x m%x 0轉(zhuǎn)化量/mol 2m%αx m%αx 2m%αx平衡量/mol 2m%(1－α)x m%(1－α)x 2m%αx考點43化學平衡常數(shù)及轉(zhuǎn)化率的相關計算【解析】考點43

化學平衡常數(shù)及轉(zhuǎn)化率的相關計算【解析】考點43化學平衡常數(shù)及轉(zhuǎn)化率的相關計算等效平衡★★★★★考法41．等效平衡的含義在一定條件(恒溫恒容或恒溫恒壓)下，同一可逆反應體系，不管是從正反應開始，還是從逆反應開始，還是反應物和生成物同時投料，達到化學平衡狀態(tài)時，任何相同組分的百分含量(質(zhì)量分數(shù)、物質(zhì)的量分數(shù)、體積分數(shù)等)均相同，這樣的化學平衡互稱等效平衡。2．對等效平衡的理解外界條件：通?？梢允呛銣睾闳莼蚝銣睾銐?。平衡狀態(tài)只與始態(tài)有關，而與途徑無關(如：無論反應從正反應方向開始，還是從逆反應方向開始；投料是一次投放還是分成幾次投放；反應容器經(jīng)過擴大→縮小還是縮小→擴大的過程)，只要外界條件及起始濃度相當，就能達到相同的平衡狀態(tài)。考點43

化學平衡常數(shù)及轉(zhuǎn)化率的相關計算3．等效平衡的類型和特征等效類型①(等比)②(等同)③(等比)條件恒溫恒壓恒溫恒容恒溫恒容反應的特點任何可逆反應任何可逆反應反應前后氣體分子數(shù)相等起始投料換算為化學方程式同一邊物質(zhì)；其“量”符合同一比例換算為化學方程式同一邊物質(zhì)；其“量”相同換算為化學方程式同一邊物質(zhì)；其“量”符合同一比例平衡特點質(zhì)量分數(shù)(w)相同相同相同濃度(c)相同(氣體)相同成比例物質(zhì)的量(n)成比例相同成比例考點43

化學平衡常數(shù)及轉(zhuǎn)化率的相關計算4．“中間法”構(gòu)建等效平衡構(gòu)建等溫等容平衡思維模式(見圖示)新平衡體系可認為是兩個原平衡體系簡單的疊加并壓縮而成，相當于增大壓強。(2)構(gòu)建等溫等壓平衡思維模式(見圖示)新平衡狀態(tài)可認為是兩個原平衡狀態(tài)簡單的疊加，壓強不變，平衡不移動。考點43

化學平衡常數(shù)及轉(zhuǎn)化率的相關計算[江蘇2018·15，4分](雙選)一定溫度下，在三個容積相同的恒容密閉容器中按不同方式投入反應物，發(fā)生反應2SO2(g)＋O2(g) 2SO3(g)(正反應放熱)，測得反應的相關數(shù)據(jù)如下。下列說法正確的是( )例B．K1>K3，p2>2p3A．v1<v2，c2<2c1C．v1<v3，α1(SO2)>α3(SO2)D．c2>2c3，α2(SO3)＋α3(SO2)<1CD考點43

化學平衡常數(shù)及轉(zhuǎn)化率的相關計算【解析】比較容器1、2，容器2中投料相當于容器1中的2倍，相當于容器2中起始壓強是1中的2倍，所以平衡時用2中各物質(zhì)表示的反應速率均大于1中；由于2中壓強大，更有利于反應正向移動，故平衡時c2>2c1，A錯誤。比較容器1、3，3中溫度高，由正反應放熱可知，升高溫度平衡向逆反應方向移動，平衡常數(shù)減小，所以K1>K3;

比較容器2、3中投料，

2中投料相當于3中2倍，3中溫度高，且平衡逆向移動，所以一定有p2<2p3，B錯誤。比較容器1、3，只有溫度不同，3中溫度高，反應速率快，則有v1<v3；3中更有利于反應逆向進行，SO2的轉(zhuǎn)化率低，則有α1(SO2)>α3(SO2)，C正確。比較容器2、3，2中投料相當于3中2倍，若建立相同平衡，則c2＝2c3，但2中壓強大，溫度低，有利于反應向生成SO3的方向進行，則c2>2c3；容器2、3分別從不同方向建立平衡，若建立相同平衡則有α2(SO3)＋α3(SO2)＝1，但由于2中溫度低、壓強大，更利于反應向生成SO3的方向進行，α2(SO3)減小，故α2(SO3)＋α3(SO2)<1，D正確。考點44化學平衡的移動和化學反應的方向考點44 化學平衡的移動和化學反應的方向考法5 化學平衡的影響因素和平衡移動★★★★★考法6 平衡轉(zhuǎn)化率的分析與判斷★★★★考法7 利用化學平衡常數(shù)判斷化學反應的方向★★★★考點44

化學平衡的移動和化學反應的方向1．化學平衡的移動概念：在一定條件下，當可逆反應達到平衡狀態(tài)后，如果改變反應條件，平衡狀態(tài)被破壞，平衡體系的物質(zhì)組成也會隨著改變，直至達到新的平衡狀態(tài)。這種由原有的平衡狀態(tài)達到新的平衡狀態(tài)的過程叫作化學平衡的移動。影響化學平衡的外界因素在一定條件下，aA(g)＋bB(g) mC(g) ΔH＜0達到平衡后，若其他條件不變，改變下列條件對平衡的影響如下：改變的條件(其他條件不變)化學平衡的移動濃度增大反應物濃度或減小生成物濃度向

正反應

方向移動向

逆反應

方向移動減小反應物濃度或增大生成物濃度考點44化學平衡的移動和化學反應的方向【劃重點】壓強對化學平衡的影響主要看改變壓強是否引起反應物和生成物的濃度發(fā)生變化，只有引起物質(zhì)濃度變化才可能造成平衡移動。類似地，“惰性氣體”對化學平衡的影響，也取決于“惰性氣體”的加入是否會引起物質(zhì)濃度的變化。壓強(對于有氣體存在的反應)a＋b≠m增大壓強向氣體總體積

減小

的方向移動減小壓強向氣體總體積

增大

的方向移動a＋b＝m改變壓強平衡不移動改變的條件(其他條件不變)化學平衡的移動溫度升高溫度向

吸 熱方向移動降低溫度向

放 熱方向移動催化劑使用催化劑平衡不移動考點44化學平衡的移動和化學反應的方向①恒溫恒容時(3)勒夏特列原理(平衡移動原理)如果改變影響平衡的一個因素(如溫度、壓強及參加反應的物質(zhì)的濃度)，平衡就向著能夠減弱這種改變的方向移動。不變不發(fā)生不變不變減小氣體物質(zhì)的量增大的方向考點44

化學平衡的移動和化學反應的方向2．化學反應的方向(1)自發(fā)過程是指在一定條件下不需要借助外力就能自發(fā)進行的過程。(2)反應焓變與反應方向①焓判據(jù)：體系總是趨向于從

高能狀態(tài)

轉(zhuǎn)變?yōu)?/p>

低能狀態(tài)

，這一經(jīng)驗規(guī)律就是能量判據(jù)。②多數(shù)自發(fā)反應是放熱反應，但也有很多吸熱反應能自發(fā)進行。因此，只根據(jù)焓變來判斷反應進行的方向是不全面的。(3)反應熵變與反應方向①熵：表示體系混亂或無序程度的物理量。②熵值的大小判斷：對于同一種物質(zhì)，物質(zhì)的量相等時，S(g)>S(l)>S(s)；對于同一狀態(tài)的同一物質(zhì)，物質(zhì)的量越大，熵值越大。③反應熵變ΔS＝生成物總熵－反應物總熵?？键c44

化學平衡的移動和化學反應的方向【劃重點】ΔS的單位為J·mol－1·K－1，ΔG的單位為kJ·mol－1，過程的自發(fā)性只能用于判斷過程的方向，不能確定過程是否一定會發(fā)生和過程發(fā)生的速率。④熵判據(jù)：自發(fā)過程的體系趨向于由

混亂度小(有序)

轉(zhuǎn)變?yōu)?/p>

混亂度大(無序)

，導致體系的熵增加，這一經(jīng)驗規(guī)律叫作熵增原理，也是反應進行方向的熵判據(jù)。⑤熵增的過程具有自發(fā)進行的傾向，但是熵變不是決定反應能否自發(fā)進行的唯一因素。(4)焓變與熵變對反應進行方向的共同影響在等溫、等壓條件下的封閉體系中，化學反應的方向是由反應的焓變和熵變共同影響的結(jié)果，反應方向的判據(jù)為ΔG＝ΔH－TΔS。當ΔG<0時，反應能自發(fā)進行；當ΔG＝0時，反應處于平衡狀態(tài)；當ΔG>0時，反應不能自發(fā)進行?？键c44

化學平衡的移動和化學反應的方向考法5 化學平衡的影響因素和平衡移動★★★★★1．判斷化學平衡移動的一般思路考點44

化學平衡的移動和化學反應的方向2．應用上述規(guī)律分析問題時的注意事項不要把v(正)增大與平衡向正反應方向移動等同，只有當v(正)＞v(逆)時，平衡才向正反應方向移動。改變固體或純液體的量時，對平衡基本無影響。反應混合物中不存在氣態(tài)物質(zhì)時，改變壓強對平衡無影響。不要把平衡向正反應方向移動與原料轉(zhuǎn)化率的提高等同起來，增大一種反應物的濃度，使平衡向正反應方向移動時，其他反應物的轉(zhuǎn)化率提高，而該反應物的轉(zhuǎn)化率降低。同等程度地改變氣體混合物中各物質(zhì)的濃度時，可視為壓強的影響?？键c44化學平衡的移動和化學反應的方向例[浙江2018年11月·22，2分]已知2SO2(g)＋O2(g)

2SO3(g)

ΔH＝－197.8kJ·mol－1。起始反應物為SO2和O2(物質(zhì)的量之比為2∶1，且總物質(zhì)的量不變)。SO2的平衡轉(zhuǎn)化率(%)隨溫度和壓強的變化如下表：下列說法不正確的是( B )一定壓強下降低溫度，SO2平衡轉(zhuǎn)化率增大在不同溫度、壓強下，轉(zhuǎn)化相同物質(zhì)的量的SO2所需要的時間相等C．使用催化劑可