資源簡介

第二節 化學平衡
第2課時 化學平衡常數
教學目標
1.認識化學平衡常數是表征反應限度的物理量。
2.知道化學平衡常數的含義，能書寫化學平衡常數的表達式。
3.了解濃度商和化學平衡常數的相對大小與反應方向間的聯系，能利用平衡常數和濃度商的關系判斷化學反應是否達到平衡及平衡移動的方向。
4.能進行平衡常數、轉化率的簡單計算。
教學重難點
化學平衡常數表達式的書寫、化學平衡常數的意義、化學平衡常數的應用。
教學過程
【新課導入】
我們已經知道，合成氨反應起始時可以加入N2 和H2 ，也可以加入NH3 ，二者最終可以達到同一平衡狀態，其他可逆反應也存在一定的限度，如何定量描述化學反應的限度呢？本節課我們就來學習化學平衡常數。
【新知講解】
【閱讀理解】閱讀教材p31、32、33化學平衡常數的內容。
【交流討論】
閱讀課本P31表2—1，請思考：當可逆反應達到化學平衡狀態時，反應物和生成物的濃度之間有什么樣的關系
【學生1】 分析數據特征得出規律：可逆反應無論從正向開始還是從逆向開始，無論起始濃度多大，都能達到化學平衡。
【學生2】 溫度在457.6℃時，是個定值，與反應的起始濃度大小、正向建立還是逆向建立無關。
【講解】
在一定溫度下，可逆反應無論是從正反應開始，還是從逆反應開始，又無論反應物起始濃度為多少，最后都能達到化學平衡。這時是一個常數，這個常數叫做該反應的化學平衡常數，簡稱平衡常數，用符號K表示。
一、化學平衡常數
1.定義：在一定溫度下，當一個可逆反應達到平衡時，生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值。
2.數學表達式：對于一般的可逆反應，mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，當在一定溫度下達到平衡時，K＝。
【交流討論】
寫出下列反應的平衡常數的表達式
Cr2O72- (aq)+H2O(l) 2CrO2- (aq)+2H+(aq)
Fe3O4(s)+4H2(g) 3Fe(s)+4H2O(g)
N2(g)+3H2(g) 2NH3(g) K1
1/2N2(g)+3/2H2(g) NH3(g) K2
2NH3(g) N2(g)+3H2(g) K3
K1 K2 K3有什么關系，由以上平衡常數的表達式可以得出什么結論
【學生】K1＝K 、K2·K3＝1 、K1·K＝1
3、注意事項：①化學平衡常數表達式中各物質的濃度必須是平衡時的濃度，且不出現固體或純液體的濃度。②化學平衡常數表達式與化學方程式的書寫方式有關。
4.平衡常數表示的意義：
【交流討論】
已知：25 ℃時，鹵化氫生成反應的平衡常數：
化學方程式 平衡常數K
F2＋H22HF 6.5×1095
Cl2＋H22HCl 2.57×1033
Br2＋H22HBr 1.91×1019
I2＋H22HI 8.67×102
請比較表中K值的相對大小，說明平衡常數與反應進行程度的關系是什么？
平衡常數的大小反映了化學反應進行的程度(也叫反應的限度)。K值越大，說明平衡體系中生成物所占的比例越大，正反應進行的程度越大，即該反應進行得越完全，平衡時反應物的轉化率越大；反之，K值越小，該反應進行得越不完全，平衡時反應物的轉化率越小。一般來說，當K＞105，該反應就進行的基本完全了。
5.化學平衡常數影響因素
【交流討論】
已知：N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)的平衡常數與溫度的關系如下：
T/K 373 473 573 673 773
K 3.35×109 1.00×107 2.45×105 1.88×104 2.99×103
由上表數據分析，可得出什么結論？
溫度升高，K值減小，則正反應為放熱反應。
【講解】平衡常數是表明化學反應限度的一個特征值，通常只受溫度影響。如果正反應為放熱反應，溫度升高，K值減小；如果正反應為吸熱反應，溫度升高，K值增大；
平衡常數的應用
1.判斷反應的熱效應
【提問】如何利用溫度對平衡常數的影響關系，判斷反應反應的熱效應？
N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)的平衡常數與溫度的關系如下：
T/K 373 473 573 673 773
K 3.35×109 1.00×107 2.45×105 1.88×104 2.99×103
CO2(g)＋H2(g)??CO(g)＋H2O(g)，其化學平衡常數K和溫度T的關系如下表：
T(℃) 700 800 1000
K 0.6 1.0 1.7
【學生】若升高溫度，K增大，則正反應為吸熱反應；若升高溫度，K減小，則正反應為放熱反應。
2.判斷正在進行的可逆反應是否處于平衡狀態。
【交流討論】思考任意時刻的濃度冪之積的比值與平衡常數有何關系？
任意時刻的濃度冪之積的比值稱為濃度商，用Q表示，如mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，Q＝。以平衡常數的值為標準，可以判斷正在進行的可逆反應是否處于平衡狀態，以及將向哪個方向進行最終建立新的平衡。Q與K相比較：
Q＞K：可逆反應向逆反應方向進行；
Q＝K：可逆反應處于平衡狀態；
Q＜K：可逆反應向正反應方向進行。
三、化學平衡常數的有關計算
【閱讀理解】閱讀教材【例題1】、【例題2】，思考什么是“三段式”計算法？
【交流討論】“三段式”計算法模型
計算模型——三段式法
aA(g) ＋ bB(g) cC(g)＋dD(g)
起始濃度/mol·L－1 n1 n2 0 0
變化濃度/mol·L－1 x x x x
平衡濃度/mol·L－1 n1－x n2－x x x
平衡常數K＝
特點：①“三段”指起始量、變化量、平衡量；②變化量與化學方程式中各物質系數成比例；③這里的變量可指物質的量、濃度、氣體的分壓等。
【講解】
化學平衡的計算一般涉及化學平衡常數、各組分的物質的量、濃度、轉化率、百分含量等，通過寫出化學方程式，先列出相關量(起始量、變化量、平衡量)，然后根據已知條件建立關系式進行解題。
【課堂練習】
1.恒溫下，在容積為2 L的恒容密閉容器A中通入1 mol N2與1 mol H2的混合氣體，發生如下反應：N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)　ΔH<0，一段時間后，達到平衡，若平衡時氫氣的物質的量為0.4 mol。
(1)計算此溫度時該反應的K值為________。
(2)若在此溫度下，向另一容積為1 L的恒容密閉容器B中按物質的量分別為2 mol、1 mol、1 mol充入N2、H2、NH3，此時，該反應是否處于平衡狀態________(填“是”或“否”)，此時若沒有達到平衡，反應向________(填“正反應”或“逆反應”)方向進行。
【答案】(1)12.5　(2)否；正反應
【解析】
K＝＝＝12.5 。
(2)c(N2)＝2 mol·L－1，c(H2)＝1 mol·L－1，c(NH3)＝1 mol·L－1，Qc＝＝2.已知：Fe(s)＋CO2(g)FeO(s)＋CO(g)　ΔH＝a kJ·mol－1，平衡常數為K，測得在不同溫度下，K值如下：
溫度/℃ 500 700 900
K 1.00 1.47 2.40
(1)若500 ℃時進行上述反應，CO2起始濃度為2 mol·L－1，CO的平衡濃度為________。
(2)方程式中的a______(填“大于”“小于”或“等于”)0。
【答案】　(1)1 mol·L－1　(2)大于　
【解析】　(1)設500 ℃時，CO的平衡濃度為x mol·L－1，則
Fe(s)＋CO2(g)FeO(s)＋CO(g)
起始/mol·L－1 2 0
變化/mol·L－1 x x
平衡/mol·L－1 2－x x
則K＝＝＝1，解得x＝1。
故CO的平衡濃度為1 mol·L－1。
(2)由表格中數據可知，溫度越高K值越大，推知溫度升高平衡向正反應方向移動，故此反應的正反應為吸熱反應，即a大于0。
3.H2S與CO2在高溫下發生反應：H2S(g)＋CO2(g)COS(g)＋H2O(g)。在610 K時，將0.10 mol CO2與0.40 mol H2S充入2.5 L的空鋼瓶中，反應平衡后水的物質的量分數為0.02。
(1)H2S的平衡轉化率α1＝________%，反應平衡常數K＝________。
(2)在620 K重復實驗，平衡后水的物質的量分數為0.03，H2S的轉化率α2________α1，該反應的ΔH________0(填“>”“<”或“＝”)。
【答案】　(1)2.5　2.8×10－3　(2)>　>　
【解析】　(1) H2S(g) + CO2(g) COS(g）+ H2O(g)
起始/mol 0.40 0.10 0 0
變化/mol x x x x
平衡/mol 0.40－x 0.10－x x x
由題意得：＝0.02，解得：x＝0.01
H2S的平衡轉化率α1＝×100%＝2.5%。
K＝ ＝ ＝ ≈ 2.8×10－3。
(2)溫度升高，水的平衡物質的量分數增大，說明升溫平衡右移，則H2S的轉化率增大，故α2>α1。溫度升高，平衡向吸熱反應方向移動，故ΔH>0。
【課堂小結】
【課堂檢測】
1.在某溫度下，可逆反應aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)的平衡常數為K，下列說法正確的是(　　)
A． 正、逆反應的平衡常數數值相同，符號相反
B． 升高溫度，K值增大
C．K越大，說明該反應的進行程度越大，轉化率越高
D． 該反應的K＝
【答案】C
【解析】可逆反應aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)，K＝， 逆反應cC(g)＋dD(g)aA(g)＋bB(g) ，K＝，A、D錯誤；反應吸熱放熱未知，K值變化不能確定，B錯誤；K越大，說明該反應的進行程度越大，轉化率越高， C正確。
2.在淀粉—KI溶液中存在下列平衡：I2(aq)＋I－(aq)I3-(aq)。測得不同溫度下該反應的平衡常數K如表所示：
下列說法正確的是(　　)
A． 反應I2(aq)＋I－(aq)I3-(aq)的ΔH>0
B． 其他條件不變，升高溫度，溶液中c(I3-)減小
C． 該反應的平衡常數表達式為K＝
D． 25 ℃時，向溶液中加入少量KI固體，平衡常數K大于689
【答案】B
【解析】根據題中提供的數據知溫度升高，平衡常數減小，則平衡向逆反應方向移動，逆反應為吸熱反應，故正反應為放熱反應，ΔH<0，A錯；其他條件不變，升高溫度，平衡向逆反應方向移動，溶液中c(I3-)減小，B對；該反應的平衡常數表達式為K＝，C錯；平衡常數只與溫度有關，25 ℃時，向溶液中加入少量KI固體，雖然平衡向正方向移動，但平衡常數不變，D錯。
3.某溫度下，在密閉容器中進行SO2的催化氧化反應。若起始時c（SO2）=c（O2）=6 mol·L－1，平衡時測得c（O2）=4.5 mol·L－1，則下列敘述中正確的是（　）
A． SO2的轉化率為60%
B． SO3的產率為60%
C． 平衡時總壓強與起始壓強之比為7∶8
D． 平衡時v（SO2）∶v（O2）∶v（SO3）=3∶3∶1
【答案】C
【解析】若起始時c（SO2）=c（O2）=6 mol·L－1，平衡時測得c（O2）=4.5 mol·L－1，則
SO2的轉化率為×100%=50%，故A錯誤；理論上完全轉化生成SO3的濃度為6 mol·L－1，則產率為×100%=50%，故B錯誤；平衡時總壓強與起始壓強之比為=7∶8，故C正確；平衡時v（SO2）∶v（O2）∶v（SO3）=3∶4.5∶3=2∶3∶2，故D錯誤；故選C。
4.一定條件下，在密閉容器中進行反應：2SO2(g)＋O2(g) 2SO3(g)。SO2的起始濃度是0.4 mol·L－1，O2的起始濃度是1 mol·L－1，當SO2的轉化率為80%時，反應達到平衡狀態。
(1)求反應在該溫度下的平衡常數。
(2)若將平衡時體系的壓強增大1倍，試利用平衡常數及有關計算判斷反應向哪個方向進行。
【答案】K＝ 反應向正反應方向進行
【解析】(1)反應達到平衡時SO2的轉化濃度為0.4 mol·L－1×80%＝0.32 mol·L－1。
2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)
起始濃度/(mol·L－1) 0.4 1 0
變化濃度/(mol·L－1) 0.32 0.16 0.32
平衡濃度/(mol·L－1) 0.08 0.84 0.32
平衡常數K＝＝。
(2)壓強增大1倍，即體積縮小1倍，各組分的濃度增大1倍。
Q＝＝<。
即Q5.　在一定體積的密閉容器中，進行如下化學反應：CO2(g)＋H2(g)??CO(g)＋H2O(g)，其化學平衡常數K和溫度T的關系如下表：
T(℃) 700 800 1000
K 0.6 1.0 1.7
回答下列問題：
(1)該反應的化學平衡常數表達式為K＝_____。
(2)正反應為_____(填“吸熱”或“放熱”)反應。
(3)某溫度下，各物質的平衡濃度符合下式：c(CO2)·c(H2)＝c(CO)·c(H2O)，試判斷此時的溫度為_____℃。
【答案】 吸熱 800
【解析】(1)K＝
(2)由表中數據可以看出T升高，K增大。所以判斷出正反應為吸熱反應。
(3)因為c(CO2)·c(H2)＝c(CO)·c(H2O)，所以K＝1.0，對應表中溫度為800 ℃。
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