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第二章 化學反應速率與化學平衡
第二節 化學平衡
第1課時 化學平衡狀態
教學目標
1、教學目標
1) 認識化學平衡狀態，知道化學平衡常數的含義，能書寫化學平衡常數表達式并進行簡單計算；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，提升從定量的角度分析化學反應的能力。
2) 通過實驗探究，理解溫度、濃度、壓強對化學平衡狀態的影響，進一步構建“化學變化是有條件的”這一學科觀念。
3) 理解勒夏特列原理，能依據原理分析平衡移動的方向，體會理論對實踐的指導作用。
2、教學重點和難點
1) 重點：化學平衡常數；從定性和定量兩個角度判斷化學平衡移動的方向。
2) 難點：反應條件對化學平衡的影響；對勒夏特列原理的理解。
引入新課
在科學研究和化工生產中，只考慮化學反應速率是不夠的。還需要考慮怎樣使原料盡可能多地轉化為產品，這就涉及到化學反應進行的限度，即：化學平衡。
化學平衡狀態的建立
N2
H2
NH3
0
t
時間
物質的量濃度
時間
t
反應速率
v逆
v正
v正＝v逆
以合成氨反應N2(g)＋3H2(g) 2NH3(g)為例
(1)反應剛開始時：
c反最大，c生為0，此時v正最大，v逆為0
(2)反應過程中：
(3)反應到某一時刻(t)：
化學平衡狀態的建立
N2
H2
NH3
0
t
時間
物質的量濃度
時間
t
反應速率
v逆
v正
v正＝v逆
(2)反應過程中：
c反由最大值逐漸減小，c生由0逐漸最大，同步地v正由最大值開始逐漸減小，v逆由0開始逐漸增大
(3)反應到某一時刻：
v正＝v逆，單位時間內正反應消耗的某物質和逆反應生成的該物質的物質的量相等，體系中各物質的濃度保持不變，這種表面靜止的狀態稱之為化學平衡狀態，此狀態下反應物的轉化達到“限度”。
化學平衡狀態的概念
1) 概念：在一定條件下的可逆反應體系中，當正、逆反應速率相等時，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的轉化達到了“限度”，這時的狀態我們稱之為化學平衡狀態，簡稱化學平衡。
注：化學平衡狀態是可逆反應在該條件下所能達到或完成的最大程度，即該反應進行的限度
化學平衡狀態的特征
五
大
特
征
逆
動
等
定
變
可逆反應
平衡時反應沒有停止，是動態平衡
v正＝v逆 ≠ 0
反應物和生成物的含量保持一定
若外界條件(濃度、溫度、壓強等)改變，平衡可能發生移動，并在新條件下建立新的平衡。
說明：任何化學平衡狀態都是暫時的、相對的、有條件的
化學平衡狀態的建立
練、將0.2 mol/L的KI溶液和0.05 mol/L的Fe2(SO4)3溶液等體積混合充分反應后，取混合液分別完成下列是實驗，能說明溶液中存在化學平衡2Fe3＋＋2I 2Fe2＋＋I2的是( )
A. 向混合液中滴入KSCN溶液，溶液變紅色
B. 向混合液中滴入AgNO3溶液，有黃色沉淀生成
C. 向混合液中滴入K3[Fe(CN)6]溶液，有藍色沉淀生成
D. 向混合液中滴入淀粉溶液，溶液變藍色
判斷化學平衡狀態的判斷
判斷化學平衡狀態的依據
1) 直接判斷法：等、定
① 速率標志
※ 同種物質:
※ 不同物質:
v正＝v逆
必須標明是“異向”的反應速率關系，且速率之比等于方程式中各物質的化學計量數之比。
如：aA(g)＋bB(g) cC(g)＋dD(g)，當v正(A) : v逆(B)＝ 時，反應達到平衡狀態。
a : b
② 含量標志：
各物質的濃度保持不變
或：bv正(A)＝av逆(B)
判斷化學平衡狀態的判斷
2) 間接判斷法：
并非直接反應“等”和“定”而間接反映“等”和“定” (體系中的某些物理量保持不變)
④ 反應物的轉化率或生成物的產率保持不變
② 各物質的百分含量(物質的量分數、質量分數、體積分數)不變
① 各物質的質量、物質的量或濃度保持不變
③ 反應體系的溫度、壓強、顏色等保持不變
判斷可逆反應是否達到化學平衡狀態的方法—— 異向相等、變量不變
判斷化學平衡狀態的依據
判斷化學平衡狀態的判斷
3) 綜合分析
舉例 mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g) 狀態
混物體系中合各組分的含量 各物質的質量或 各物質的質量分數一定
各氣體的體積或體積分數一定
總物質的量、總壓強一定
平衡
平衡
不一定平衡
m + n ≠ p + q (非等體反應) 平衡
m + n＝p + q (等體反應) 不平衡
判斷化學平衡狀態的依據 ——異向相等、變量不變
判斷化學平衡狀態的判斷
舉例 mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g) 狀態
正逆反應 速率關系 在單位時間內消耗了m molA，同時生成m molA，即v正=v逆
在單位時間內消耗了 n molB， 同時生成 p molC
vA : vB : vC : vD = m : n : p : q， v正不一定等于v逆
在單位時間內生成了 n molB， 同時消耗了 q molD
(續表)
平衡
不一定平衡
不一定平衡
不一定平衡
判斷化學平衡狀態的依據 ——異向相等、變量不變
判斷化學平衡狀態的判斷
舉例 mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g) 狀態
混合氣體的平均相 對分子質量( Mr ) 一定，當m+n≠p+q時
一定，當m+n＝p+q時
溫度 絕熱體系內溫度不變
密度 密度不變
顏色 含有有色物質的體系 顏色不再變化
平衡
不一定平衡
平衡
不一定平衡
平衡
(續表)
判斷化學平衡狀態的依據 ——異向相等、變量不變
判斷化學平衡狀態的判斷
練、判斷：對于可逆反應：NH2COONH4(s) 2NH3(g)＋CO2(g)，
當NH3的體積分數保持不變時，該反應達到化學平衡狀態。
練、在恒溫恒容容器中，當下列物理量不再發生變化時，不能表明A(s)＋3B(g) 2C(g)＋D(g)已達平衡狀態的是 ( )
A. 混合氣體的壓強
B. 混合氣體的密度
C. 3v逆(C)＝2v正(B)
D. 混合氣體的平均相對分子質量
A
思考與交流
思考與交流：當一定溫度下，化學平衡體系中反應物濃度與生成物濃度之間有什么關系呢？
閱讀教材P31~ 32表2 1中的數據思考下列問題：
1) 一定溫度下達到平衡時， 的數值有什么特點？
c2(HI)
c(H2)
c(I2)
·
2) 與起始濃度大小及建立平衡途徑有無關系
c2(HI)
c(H2)
c(I2)
·
3) 表達式中的冪與化學計量數之間有何關聯？
c2(HI)
c(H2)
c(I2)
·
化學平衡常數的概念
1) 概念：在一定溫度下，當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是一個常數，這個常數就是該反應的化學平衡常數(簡稱平衡常數)，用符號K表示。
如：mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)
則：K＝
cm(A)·cn(B)
cp(C)·cq(D)
練、寫出下列反應的平衡常數表達式
1) C(s)＋H2O(g) CO(g)＋H2(g)
2) Cr2O72 (aq)＋H2O(l) 2CrO42 (aq)＋2H＋(aq)
K＝
K＝
c(H2O)
c(H2)·c(CO)
c(Cr2O72 )
c2(H＋)·c2(CrO42 )
1) 固體、純液體及溶液中的水的濃度可視為常數，一般不列入平衡常數表達式中
2) 關系式中一般只包括氣態物質和溶液中各溶質的濃度
化學平衡狀態的建立
1) N2＋3H2 2NH3
2) 2NH3 N2＋3H2
3) 2N2＋6H2 4NH3
K1＝
K2＝
K3＝
c(N2)·c3(H2)
c2(NH3)
c2(NH3)
c(N2)·c3(H2)
c2(N2)·c6(H2)
c4(NH3)
K1
K2＝
1
K3＝K1
2
1) 化學平衡常數表達式與化學方程式的書寫形式有關，同一個化學反應，書寫的方式不同，K的表達式也不同
2) 對于同一可逆反應的正、逆反應的平衡常數互為倒數
練、寫出下列反應的平衡常數表達式
化學平衡狀態的建立
1) CO(g)＋CuO(s)? CO2(g)＋Cu(s)
2) H2(g)＋CuO(s) ? H2O (g)＋Cu(s)
3) CO(g)＋H2O(g) ? CO2(g)＋H2(g)
K1＝
K2＝
K3＝
c(CO)
c(CO2)
c(H2)
c(H2O)
c(CO)·c(H2O)
c(CO2)·c(H2)
(3)＝(1) (2)
K3＝K1÷K2
某個反應可表示為兩個反應的和 (或差) ，則總反應的K等于各分步反應的平衡常數的積(或商)。
練、寫出下列反應的平衡常數表達式
影響化學平衡常數的因素
1) 內因：
2) 外因：
反應物本身的性質
只受反應體系的溫度的影響，與其他外界因素(如反應物或生成物濃度、壓強以及是否使用催化劑)無關
理解：對于給定的化學反應，K只與溫度有關，溫度改變K一定發生變化，但溫度升高，K不一定增大，其他條件的改變，只要溫度不變，K就不變。
化學平衡常數的應用
1) 表明化學反應的限度
K值越大
K值越小
正反應進行的程度越大
正反應進行的程度越小
平衡時反應物的轉化率越大
平衡時反應物的轉化率越小
注：一般來說，當K >105時，認為該反應基本進行完全；當K<10 5時，認為該反應很難進行。
化學平衡常數的應用
2) 判斷反應是否達到化學平衡狀態及反應進行的方向
濃度商(Qc)：
任意狀態的生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值
如：mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)
則：Qc＝
cm(A)·cn(B)
cp(C)·cq(D)
K＝
cm(A)·cn(B)
cp(C)·cq(D)
區別：化學平衡常數(K)中的濃度是平衡濃度；濃度商(Qc)中的濃度是任意時刻的濃度。
化學平衡常數的應用
2) 判斷反應是否達到化學平衡狀態及反應進行的方向
① Qc＞K
② Qc＝K
③ Qc＜K
可逆反應處于平衡狀態
可逆反應向逆反應方向進行
可逆反應向正反應方向進行
3) 判斷反應的熱效應 (多數資料書均出現，后續課程再講解)
化學平衡常數的應用
4) 利用平衡常數可計算平衡時各物質的濃度、物質的量分數和轉化率等
平衡轉化率(α)：平衡時已轉化的某反應物的量與轉化前(初始時)該反應物的量之比。
α(A)＝
A起始量﹣A平衡量
A起始量
×100%
特點：平衡轉化率能更直觀地表示化學反應進行的程度
解決化學反應速率、化學平衡計算的基本方法——“三段式”
1) 確定反應物和生成物的初始加入量
2) 確定反應過程轉化量：改變量之比＝計量數比
3) 確定反應某一時刻量或平衡量
4) 依據題目中的量建立等式關系，進行計算
例1、例2 (P32 ~ 33)
關于多重平衡體系中平衡常數的計算
練、將固體NH4I置于密閉容器中，在一定溫度下發生下列反應:
① NH4I(s) NH3(g)＋HI(g)；
② 2HI(g) H2(g)＋I2(g)
達到平衡時，c(H2)＝0.5mol·L 1，c(HI)＝4mol·L 1， 則此溫度下反應①的平衡常數為( )
A. 9 B. 16 C. 20 D. 25
C
注意：表達式中的物質的量濃度一定是平衡狀態下體系的濃度
第二章 化學反應速率與化學平衡
第二節 化學平衡
第2課時 影響化學平衡的因素
影響化學平衡的因素——濃度
濃度對化學平衡的影響
實驗2 1：
向盛有5mL 0.005 mol/L FeCl3溶液的試管中加入5mL 0.015 mol/L KSCN溶液，溶液呈紅色。
將上述溶液平均分裝在a、b、c三支試管中，向試管b中加入少量鐵粉，向試管c中滴加4滴1 mol/L KSCN溶液，觀察試管b、c中溶液顏色的變化，并均與試管a對比。
向試管b中加入少量鐵粉
向試管c中滴加4滴1 mol/L KSCN溶液
實驗
操作
現象
實驗原理
Fe3＋ ＋ 3SCN－ Fe(SCN)3
淺黃色 無色 紅色
影響化學平衡的因素——濃度
影響化學平衡的因素——濃度
濃度對化學平衡的影響
實驗2 1：
向盛有5mL 0.005 mol/L FeCl3溶液的試管中加入5mL 0.015 mol/L KSCN溶液，溶液呈紅色。
將上述溶液平均分裝在a、b、c三支試管中，向試管b中加入少量鐵粉，向試管c中滴加4滴1 mol/L KSCN溶液，觀察試管b、c中溶液顏色的變化，并均與試管a對比。
向試管b中加入少量鐵粉
向試管c中滴加4滴1 mol/L KSCN溶液
實驗
操作
現象
實驗原理
Fe3＋ ＋ 3SCN－ Fe(SCN)3
淺黃色 無色 紅色
溶液顏色變淺
溶液顏色加深
實驗證明：當可逆反應達到平衡時，在其他條件不變的情況下，
1) 如果增大反應物濃度，平衡向正反應方向移動；
2) 如果減小反應物濃度，平衡向逆反應方向移動；
數據驗證：增大反應物濃度，平衡向正反應方向移動
K＝
cm(A)·cn(B)
cp(C)·cq(D)
則：Qc＜K
→ 正反應方向移動
影響化學平衡的因素——濃度
3) 如果增大生成物濃度，平衡向逆反應方向移動；
4) 如果減小生成物濃度，平衡向正反應方向移動。
思考：若改變生成物的濃度，對平衡的移動又會產生怎樣的影響呢？
1) 概念：在一定條件下，當可逆反應達到平衡狀態后，如果改變反應條件，平衡狀態被破壞，平衡體系的組成也會隨著改變，直至達到新的平衡狀態。這種由原有的平衡狀態達到新的平衡狀態的過程。
條件改變
化學平衡移動
v(正) ≠ v(逆)
新平衡
平 衡 I
v(正)＝v(逆)
一定時間后
平 衡 II
v(正) ＝ v(逆)
v(正) > v(逆) 正向(向右)移動
v(正) < v(逆) 逆向(向左)移動
v(正) = v(逆) 平衡不移動
舊平衡
化學平衡的移動的概念
速率 時間關系圖分析——增大反應物的濃度
v正＝v逆
v正
v逆
0 t1 t2 t3 t(s)
v
平衡狀態Ⅰ
v′正＝v′逆
v′逆
v′正
平衡狀態Ⅱ
影響化學平衡的因素——濃度
v(逆)
v
v(正)
t
v(正)= v(逆)
0
t1
t2
v (正)
v (逆)
v (正)=v (逆)
t3
t2
v (正)
v (逆)
v (正)= v (逆)
t3
0
v
t
v(正)
v(逆)
v(正) = v(逆)
t1
t2
v (逆)
v (正)
v (正)= v (逆)
t3
0
v
t
v(正)
v(逆)
v(正) = v(逆)
t1
v(逆)
v
v(正)
t
v(正)= v(逆)
0
t1
t2
v (逆)
v (正)
v (正)= v (逆)
t3
增大反應物濃度
減小生成物濃度
減小反應物濃度
增大生成物濃度
速率 時間關系圖——濃度
濃度對化學平衡的影響：
1) 濃度：指與反應有關的氣體或溶液中實際參加反應的離子濃度(改變固體或純液體的量，不會對化學平衡造成影響)。
2) 不論增大反應物的濃度，還是生成物的濃度，新平衡狀態下的反應速率一定大于原平衡狀態下的反應速率；降低濃度，新平衡狀態下的反應速率一定小于原平衡狀態下的反應速率。
濃度對化學平衡影響的應用：
小結：濃度對化學平衡的影響及其應用
在工業生產中，常通過適當增大廉價的反應物的濃度，使化學平衡向正反應方向移動，可提高價格較高的原料的轉化率，從而降低生產成本。
再看濃度對化學平衡移動的影響
如果增大反應物濃度，平衡向正反應方向移動；
如果減小反應物濃度，平衡向逆反應方向移動；
如果增大生成物濃度，平衡向逆反應方向移動；
如果減小生成物濃度，平衡向正反應方向移動。
規律：改變反應體系中某物質濃度，平衡就向著能夠減弱這種改變的方向移動。
1888年法國科學家勒夏特列就發現了其中的規律，并總結出著名的勒夏特列原理(化學平衡移動原理)
勒夏特列原理(化學平衡移動原理)
勒夏特列原理(化學平衡移動原理)
1) 內容：如果改變影響平衡的一個因素(如濃度、溫度、或壓強等)，平衡就向著能夠減弱這種改變的方向移動。
2) 對勒沙特列原理的解讀
研究對象
適用條件
判斷內容
移動結果
處于平衡狀態的可逆反應
只適用于改變影響平衡體系的一個條件
只可判斷平衡移動的方向
只能“減弱”這個改變，而不能徹底抵消 (有特列)
壓強對化學平衡的影響
實驗2 2：
用50 mL注射器吸入20 mL NO2和N2O4的混合氣體(使注射器的活塞位于Ⅰ處)，將細管端用橡膠塞封閉。然后把活塞拉到Ⅱ處，觀察管內混合氣體顏色的變化。當反復將活塞從Ⅱ處推到Ⅰ處及從Ⅰ處拉到Ⅱ處時，觀察管內混合氣體顏色的變化。
體系壓強增大
體系壓強減小
實驗操作
現象
實驗原理
2NO2 N2O4
紅棕色 無色
結論
影響化學平衡的因素——壓強
影響化學平衡的因素——壓強
壓強對化學平衡的影響
實驗2 2：
用50 mL注射器吸入20 mL NO2和N2O4的混合氣體(使注射器的活塞位于Ⅰ處)，將細管端用橡膠塞封閉。然后把活塞拉到Ⅱ處，觀察管內混合氣體顏色的變化。當反復將活塞從Ⅱ處推到Ⅰ處及從Ⅰ處拉到Ⅱ處時，觀察管內混合氣體顏色的變化。
體系壓強增大
體系壓強減小
實驗操作
現象
實驗原理
2NO2 N2O4
紅棕色 無色
結論
混合氣體的顏色先變深又逐漸變淺
混合氣體的顏色先變淺又逐漸變深
增大壓強，平衡向氣體體積減小反應方向移動；
減小壓強，平衡向氣體體積增大反應方向移動。
影響化學平衡的因素——壓強
實驗證明：對于有氣體參加的可逆反應，當達到平衡時，在其他條件不變的情況下：
1) 增大壓強會使化學平衡向氣體體積縮小的方向移動；
2) 減小壓強會使化學平衡向氣體體積增大的方向移動。
溫馨提示：固體或液體物質的體積受壓強影響很小，可以忽略不計
影響化學平衡的因素——壓強
v(逆)
v
v(正)
t
v(正)= v(逆)
0
t1
t2
v (正)
v (逆)
v (正)= v (逆)
t3
t2
v (正)
v (逆)
v (正)= v (逆)
t3
0
v
t
v(正)
v(逆)
v(正) = v(逆)
t1
t2
v (逆)
v (正)
v (正)= v (逆)
t3
0
v
t
v(正)
v(逆)
v(正) = v(逆)
t1
v(逆)
v
v(正)
t
v(正)= v(逆)
0
t1
t2
v (逆)
v (正)
v (正)= v (逆)
t3
增大壓強
m+n ___ p
減小壓強
m+n ___ p
增大壓強
m+n ___ p
減小壓強
m+n ___ p
影響化學平衡的因素——壓強
mA(g)＋nB(g) pC(g)
影響化學平衡的因素——壓強
練、某溫度下，密閉容器中發生反應如下：aX(g) bY(g)＋cZ(g)，
達到平衡后，保持溫度不變，將容器的容積壓縮到原來容積的一半，當達到新平衡時，物質Y和Z的濃度均是原來的1.8倍。則下列敘述正確的是(　　)
A. 可逆反應的化學方程式的化學計量數：a＞b＋c
B. 壓縮容器的容積時，v正增大，v逆減小
C. 達到新平衡時，物質X的轉化率減小
D. 達到新平衡時，混合物中Z的質量分數增大
C
思考: 對于反應A(g)＋B(g) 2C(g)
如果增大壓強，反應速率是否改變，平衡是否移動？
v
t(s)
0
v正 = v逆
t1
增大壓強
K＝
c(A)·c(B)
c2(C)
此時刻A、B、C均變為原先的n倍
將容器的體積壓縮至原先的1/n
則：Qc＝
nc(A)·nc(B)
[nc(C)]2
＝
c(A)·c(B)
c2(C)
＝K
平衡不移動
v 正 = v 逆
結論: 對于等體反應，改變壓強，反應速率發生改變，化學平衡不移動。
影響化學平衡的因素——壓強
1) 增大壓強對應_____、減小壓強對應______
2) 保持體積不變，充入惰性氣體對應_______
3) 保持壓強不變，充入惰性氣體對應_______
圖1
圖2
圖3
圖2
練、對于反應H2O(g)＋CO H2＋CO2
v
t(s)
0
v正 = v逆
v 正 = v 逆
t1
圖1
v
t(s)
0
v正 = v逆
v 正 = v 逆
t1
圖2
v
t(s)
0
v正 = v逆
v 正 = v 逆
t1
圖3
影響化學平衡的因素——壓強
影響化學平衡的因素——溫度
溫度對化學平衡的影響
實驗2 3：
把NO2和N2O4的混合氣體通入兩只連通的燒瓶，然后用彈簧夾夾住乳膠管；把一只燒瓶浸泡在熱水中，另一只燒瓶浸泡在冰水中，觀察混合氣體顏色的變化。
浸泡在熱水中
浸泡在冰水中
實驗操作
現象
實驗原理
2NO2(g) N2O4(g) ΔH＝ 56.9 kJ/mol
結論
影響化學平衡的因素——溫度
影響化學平衡的因素——溫度
溫度對化學平衡的影響
實驗2 3：
把NO2和N2O4的混合氣體通入兩只連通的燒瓶，然后用彈簧夾夾住乳膠管；把一只燒瓶浸泡在熱水中，另一只燒瓶浸泡在冰水中，觀察混合氣體顏色的變化。
浸泡在熱水中
浸泡在冰水中
實驗操作
現象
實驗原理
2NO2(g) N2O4(g) ΔH＝ 56.9 kJ/mol
結論
浸泡在熱水中的
燒瓶內紅棕色加深
升高溫度，平衡向吸熱反應方向移動；
降低溫度，平衡向放熱反應方向移動。
浸泡在冷水中的
燒瓶內紅棕色變淺
影響化學平衡的因素——溫度
v(逆)
v
v(正)
t
v(正)= v(逆)
0
t1
t2
v (正)
v (逆)
v (正)= v (逆)
t3
t2
v (正)
v (逆)
v (正)= v (逆)
t3
0
v
t
v(正)
v(逆)
v(正) = v(逆)
t1
t2
v (逆)
v (正)
v (正)= v (逆)
t3
0
v
t
v(正)
v(逆)
v(正) = v(逆)
t1
v(逆)
v
v(正)
t
v(正)= v(逆)
0
t1
t2
v (逆)
v (正)
v (正)= v (逆)
t3
升溫
ΔH __0
降溫
ΔH __0
升溫
ΔH __0
降溫
ΔH __0
影響化學平衡的因素——催化劑
催化劑對化學平衡的影響
v
0 t1 t(s)
v正 = v逆
加入催化劑
分析：催化劑能夠同等程度地改變正反應速率和逆反應速率，因此它化學平衡的移動無影響，但是使用催化劑能改變反應達到平衡所需的時間。
v 正 = v 逆
α(反)
t
t1
t2
使用催化劑
隨堂檢測
練、下列不能用勒夏特列原理解釋的事實是( )
A. 紅棕色的NO2加壓后顏色先變深后變淺
B. H2、I2、HI氣體組成的平衡體系加壓后顏色變深
C. 黃綠色的氯水光照后顏色變淺
D. 合成氨工業使用高壓以提高氨的產量
B
練、對于O2(g)＋2SO2(g)? 2SO3(g) ΔH<0
能使該反應的化學平衡常數K增大的是( )
A. 加入催化劑 B. 增大SO2濃度
C. 增大壓強 D. 降溫
D
隨堂檢測
練、如圖所示，表示反應N2(g)＋3H2(g) 2NH3(g) ΔH<0，在某一時間段內反應速率與反應過程的曲線關系圖。
(1)氨的質量分數最高的一段時間是_____(填字母)。
A. t0～t1 B. t2～t3
C. t3～t4 D. t5～t6
(2)t1、t3、t4改變的條件分別是
t1 ___________________；
t3 ___________________；
t4 ___________________。
A
減小壓強
升高溫度
使用催化劑
化學平衡移動與平衡轉化率的關系
練、已知反應如下：COCl2(g) CO(g)＋Cl2(g) ΔH＞0，
當反應達到平衡時，下列措施：①升溫　②恒容通入惰性氣體
③增加CO濃度　④減壓　⑤加催化劑　⑥恒壓通入惰性氣體，
其中能提高COCl2轉化率的是(　　)
A. ①②④ B. ①④⑥ C. ②③⑤ D. ③⑤⑥
B
化學平衡移動與平衡轉化率的關系
平衡狀態
在其他條件
不變的情況下
改變溫度或改變壓強
平 衡正 向移 動
平 衡逆 向移 動
反應物的
轉化率增大
反應物的
轉化率減小
1) 溫度、壓強對平衡轉化率的影響
化學平衡移動與平衡轉化率的關系
2) 濃度對平衡轉化率的影響
(1)反應物只有一種，如：aA(g) bB(g)＋cC(g)
恒溫恒壓：增加A的量，平衡右移，但是A的轉化率不一定增大，與氣態物質的系數有關。(可視為加壓處理)
若a＜b＋c，視為加壓，平衡逆向移動，反應物轉化率減小；
若a＞b＋c，視為加壓，平衡正向移動，反應物轉化率增大；
若a＝b＋c，視為加壓，平衡不移動， 反應物轉化率不變。
(2)反應物不止一種，如：aA(g)＋bB(g) cC(g)＋dD(g)
規律：若只增加A的量，平衡向正反應方向移動，B的轉化率一定增大， 但A的轉化率減小。
化學平衡移動與平衡轉化率的關系
練、一真空密閉容器中盛有a mol A，在一定溫度時發生反應：
nA(g) B(g)＋C(g)
反應達到平衡時A的體積分數為M%。若再向容器中投入一定量的A，在相同的溫度下再次達到平衡時，A的體積分數為N%。則M和N的正確關系是( )
A. M＞N B. M＜N
C. M＝N D. A、B、C項都有可能
D
隨堂檢測
練、一定條件下，在密閉容器里進行如下可逆反應：
S2Cl2(橙黃色液體)＋Cl2(g) 2SCl2(鮮紅色液體) ΔH﹤0
下列說法正確的是( )
A. 增大壓強，平衡常數將增大
B. 達到平衡時，單位時間里消耗nmol S2Cl2的同時也生成nmolCl2
C. 達到平衡后，若升高溫度，氯氣的濃度減小
D. 恒容時加入氯氣，平衡向正反應方向移動，平衡后氯氣的濃度增大
勒夏特列原理的局限性：
勒夏特列原理只是一條經驗規律，有其局限性的。利用勒夏特列原理判斷平衡移動的方向有可能給出錯誤的結論，利用反應濃度商Qc和平衡常數K的大小關系對平衡移動的方向進行判定，這種方法具有普遍性。
拓展：勒夏特列原理的局限性
1) 非單一因素對化學平衡的影響
假設稀釋后溶液體積增大為原來的n倍(n＞1)，各離子濃度瞬間變為原平衡濃度的1/n
Kc＝
c(Cr2O72 )
c2(CrO42 )·c2(H＋)
Qc＝
c(Cr2O72 )/n
[c(CrO42 )/n]2 · [c(H＋)/n]2
n3
1
c(Cr2O72 )
c2(CrO42 )·c2(H＋)
＝
n3
1
＝
Kc
即：Qc ＜Kc，反應向正方向移動
如：用蒸餾水稀釋K2Cr2O7溶液，則平衡向____方向移動。
[已知：Cr2O72 (aq)＋H2O(l) 2CrO42 (aq)＋2H＋(aq)]
拓展：勒夏特列原理的局限性
2) “減弱”真的不能“抵消”嗎？
例、一定溫度下，在恒容密閉容器中存在平衡：
CaCO3(s) CaO(s)＋CO2(g)，
此時CO2的濃度為c1。若向容器中再充入一定量的CO2，則再次達到平衡時，容器內的CO2濃度c2_______c1。
分析：若按照勒夏特列原理的“減弱”不能“抵消”的說法，則恒溫恒容條件下充入CO2氣體，增大了CO2的濃度，那么達新平衡后CO2的濃度必然增大。則c2＞c1。
但是Kc＝c(CO2)；顯然只要充入的CO2的物質的量在已有CaO的承受范圍之內，由于Kc僅與溫度有關，因此恒溫條件下，達到新平衡后的CO2濃度c2＝c1。
拓展：勒夏特列原理的局限性
此例告訴我們，即使只改變一個影響平衡的因素，用勒夏特列原理對非均相反應體系的判斷仍會帶來錯誤。因此勒夏特列原理的一種更嚴謹的表述為：均相、封閉體系，只改變一個可以影響平衡的條件，平衡將向著能夠減弱這種改變的方向移動。
隨堂檢測
練、一定條件下，向三個相同體積的密閉容器中充入一定量的Q和P，
Q(g)＋3P(g) 2R(g) 。下列說法錯誤的是( )
A. 該反應是放熱反應
B. 反應達平衡時，容器甲中的平均反應速率：v(Q)＝0.045mol/(L min)
C. 反應達平衡時，容器乙中，物質P的轉化率為90%
D. 反應達平衡時，向容器丙中再充入0.1 mol L 1的Q、0.2 mol/L的P、 和0.2 mol/L的R、 則反應將向正反應方向進行
容 器 溫度 (oC) 物質起始濃度/mol L 1 物質起始濃/mol L 1 達平衡所需時間/s
Q P R
甲 280 1.5 3.0 1.8 20
乙 280 4.5 9.0 15
丙 360 1.5 3.0 1.2 8
隨堂檢測
練、研究表明，一定條件下活性炭可有效地將NO轉化為N2，反應的熱化學方程式為C(s)＋2NO(g) N2(g)＋CO2(g) ΔH。已知：v正＝k正·c2(NO)，v逆＝k逆·c(N2)·c(CO2) (k正、k逆為速率常數，只與溫度有關)。在某密閉容器中加入足量C(s)和一定量的NO發生上述反應，測得NO的轉化率與溫度的關系如圖所示。下列說法正確的是( )
A. 該反應的ΔH ＞ 0 B. q點處，v正＞ v逆
C. 1050K溫度下， Kc＝2 D. 1100K溫度下， k正 : k逆＝1 : 9
900 950 1000 1050 1100 1150 1200 T/K
100
80
60
40
20
0
NO的轉化率/%
q
m
n











拓展：壓強平衡常數
Kp＝
[P(C)]p·[P(D)]q
[P(A)]m·[P(B)]n
注：Kp為該反應在溫度T時的壓強平衡常數
依據：pV＝nRT
p＝ RT＝cRT
n
V
Kp＝
[c(C)RT]p·[c(D)RT]q
[c(A)RT]m·[c(B)RT]n
＝
[c(C)]p·[c(D)]q
[c(A)]m·[c(B)]n
×(RT)(p+q)－(m+n)
結論：Kp＝Kc·(RT)(p+q)－(m+n)
可逆反應mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)，在溫度T時達到化學平衡，各氣態物質的平衡分壓有如下關系：
拓展：基元反應的速率方程與平衡常數間的關系
可逆反應mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)，若為基元反應，則正反應和逆反應的速率方程分別為：
v正＝k正·[c(A)]m·[c(B)]n
v逆＝k逆·[c(C)]p·[c(D)]q
當反應達平衡時，則v正＝v逆可得：
k正·[c(A)]m·[c(B)]n ＝k逆·[c(C)]p·[c(D)]q
[c(C)]p·[c(D)]q
[c(A)]m·[c(B)]n
k正
k逆
＝
＝ Kc
拓展：平衡常數與溫度的關系
Kc＝
k正
k逆
由此可以看出：
1) H位于指數位，因此| H|越大的反應，K值受溫度的影響越大；
2) 對于放熱反應( H＜0)，溫度升高，平衡常數減小；溫度降低，平衡常數增大；
3) 對于吸熱反應( H＞0)，溫度升高，平衡常數增大；溫度降低，平衡常數減小。
＝A·e ×
Ea－E'a
RT
＝A·e
H
RT
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