資源簡介

(共51張PPT)
知識回顧：化學平衡狀態（化學平衡）
在一定條件下，可逆反應體系中，當正、逆反應的速率相等時，
反應物濃度和生成物濃度均保持不變，即體系的組成不隨時間的而改變，
這表明該反應的轉化達到了“限度”，
這時的狀態稱之為化學平衡狀態，簡稱化學平衡。
當達到化學平衡狀態時究竟有多少反應物轉化成生成物？
平衡體系中反應物的濃度和生成物的濃度之間有什么關系呢？
分析課本P31頁表2—1
第二章 化學反應速率與化學平衡
第二節 化學平衡
第二課時 化學平衡常數
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？
在457.6℃時，反應體系各物質的濃度如下表所示：
從正反應開始
從逆反應開始
幾乎相等
457.6℃達到平衡時， 是一個常數。
c2(HI)
c(H2) · c(I2)
結論：
通過分析實驗數據得出結論：
1、溫度不變時，反應達到平衡， 為常數用K表示；
2、平衡常數K與反應的起始濃度大小無關；
3、平衡常數K與正向建立還是逆向建立平衡無關即與平衡建立的過程無關。
前提
查閱文獻
4、平衡常數K與溫度有關。
溫度改變，
平衡常數K改變。
表2: 在500 ℃ 時，3H2(g) + N2(g) 2NH3(g)反應體系中各物質的濃度
序號 平衡時的濃度/( mol·L-1) 平衡時
c(H2) c(N2) c(NH3)
1 1.15 0.75 0.261
2 0.51 1.00 0.087
3 1.35 1.15 0.412
4 2.43 1.85 1.27
5 1.47 0.75 0.376
6.00×10－2
5.98×10－2
5.71×10－2
5.93×10－2
6.08×10－2
幾乎相等
總結：表達式與化學反應方程式的關系
H2(g) + I2(g) 2HI(g)
3H2(g) + N2(g) 2NH3(g)
結論：生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值
濃度商
對于一般的可逆反應：mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)，
在任意時刻，生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值，
稱為濃度商，常用Q表示。
Q =
平衡時的濃度商稱化學平衡常數(K)
一、化學平衡常數
1.概念：
2.表達式:
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是一個常數，該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。
對于一般的可逆反應：mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)，
比較：Q與K
①表達式相同。但Q中是任意時刻的各組分的濃度而K中是平衡濃度；
②當 Q=K 說明已達到平衡狀態。
一定
溫度下
任意時刻
Q＝
cp(C) cq(D)
cm(A) cn(B)
生成物濃度冪之積
反應物濃度冪之積
＝
平衡時
K ＝
cp(C) cq(D)
cm(A) cn(B)
生成物濃度冪之積
反應物濃度冪之積
＝
濃度商
平衡常數
【例題1】
在某溫度下，將H2和I2各0.10mol的氣態混合物充入10L的密閉容器中，充分反應，達到平衡后，測得c(H2)=0.0080mol/L 。
(1)求反應的平衡常數。
【解】
H2 + I2 2HI
起始濃度/mol·L-1 0.010 0.010 0
變化濃度/mol·L-1
平衡濃度/mol·L-1
0.0020
0.0020
0.0040
0.0080
0.0080 0.0040
K ＝
c2(HI)
c(H2) · c(I2)
＝
（0.0040）2
（0.0080）2
＝
0.25
第一問
課堂練習、寫出下列可逆反應的K的表達式
Fe3O4(s) + 4H2(g)
高溫
3Fe(s) + 4H2O(g)
K
=
)
H
(
c
)
O
H
(
c
2
4
2
4
CO2(g)+H2(g) CO(g)+H2O(g)
K
=
Cr2O72-(aq) +H2O(l） 2CrO42- (aq) +2H+ (aq)
K
=
)
Cr2O72-
(
c
)
CrO42-
(
c
2
)
H+
(
c
2
C2H5OH+CH3COOH CH3COOC2H5+H2O（l）
K
=
一、化學平衡常數
3、書寫化學平衡常數關系式注意事項
(2)對于水的處理要分情況
①氣態水H2O(g)或非水溶液中的反應，以及有機反應，
此時水要代入平衡常數公式。
②在稀溶液中進行的反應，如有水參加，水的濃度視為常數“1”而不代入平衡常數公式。
(1)固體或純液體（比如液態水），由于其濃度可看作常數“1”，
而不代入平衡常數公式。
(3)離子反應先寫離子方程式，再寫平衡常數公式。
課堂練習、寫出下列可逆反應的化學平衡常數的表達式
N2+3H2 2NH3
K1=
2NH3 N2+ 3H2
K2=
一、化學平衡常數
4、平衡常數與方程式的關系
結論1：正、逆反應，K互為倒數
ΔH1、ΔH2二者關系為:
ΔH2= - ΔH1
K1、K2 二者關系為:
K2 =1/K1
K正× K逆＝1
N2 + H2 NH3
1
2
3
2
K2=
一、化學平衡常數
4、平衡常數與方程式的關系
課堂練習、寫出下列可逆反應的化學平衡常數的表達式
N2+3H2 2NH3
K1=
ΔH2 = 2ΔH1
K2 = K12
結論2：化學計量數變為原來n倍，K變為Kn
ΔH1、ΔH2二者關系為:
K1、K2 二者關系為:
一、化學平衡常數
4、平衡常數與方程式的關系
課堂練習、寫出下列可逆反應的化學平衡常數的表達式
K1、K2、K3 三者關系為:
ΔH1、ΔH2、ΔH3 三者關系為:
方程① + ② = ③ 則有
ΔH3 = ΔH1 + ΔH2
K3 = K1 K2
方程③ — ② = ①
則有
結論3：方程式相加(減)，則K相乘(除)
①2NO(g) + O2 (g) 2NO2 (g) K1=
②2NO2(g) N2O4 (g) K2=
③2NO (g) +O2(g) N2O4 (g) K3=
4、平衡常數與方程式的關系
一、化學平衡常數
課堂練習、已知下列反應的平衡常數：
①H2(g) + S(s) H2S(g) K1
②S(s) + O2(g) SO2(g) K2
則反應③H2(g) + SO2(g) O2(g) + H2S(g)的平衡常數是( )
A、K1+K2 B、K1–K2 C、K1×K2 D、K1/K2
D
多個反應合并的平衡常數之間的關系:若干方程式相加(減)，則總反應的平衡常數 等于分步平衡常數之乘積(商)
結論4：化學平衡常數的單位與方程式的表示形式相對應，
由方程式對應系數推導出來，故化學平衡常數沒有固定單位。
一、化學平衡常數
例 mA + nB pC + qD
K
=
生成物濃度冪之積
反應物濃度冪之積
=
cp(C)·cq(D)
cm(A)·cn(B)
其中c為各組分的
平衡時濃度;
注意規范書寫：
c小寫，位于左下角；
圓點要實心且顯眼。
單位：
K 的單位為(mol·L-1) n
n=(p+q)-(m+n)
故化學平衡常數沒有固定單位
思考與討論
平衡常數受哪些因素影響？請根據以下資料提供的數據，分析影響平衡常數的因素。
表1: 25 ℃ 時，生成鹵化氫反應的平衡常數
內因：平衡常數的大小，主要與反應中物質的性質有關
二、影響化學平衡常數的因素
思考與討論
平衡常數受哪些因素影響？請根據以下資料提供的數據，分析影響平衡常數的因素。
表2：H2(g) + I2(g) 2HI(g) △H<0 不同條件下的平衡常數
外因： 同一個化學反應的平衡常數不受濃度的影響，只受溫度影響
二、影響化學平衡常數的因素
體系壓強改變會影響平衡常數嗎？
壓強改變可能會影響體系中物質的濃度，
而濃度的改變不影響平衡常數。
因此壓強不影響平衡常數的大小。
放熱反應（ΔH＜0）：T升高，K減小； T降低，K增大。
吸熱反應（ΔH＞0） ： T升高，K增大； T降低，K增大。
二、影響化學平衡常數的因素
1、內因：反應中物質的性質。
2、外因：對于同一可逆反應，化學平衡常數只與溫度有關。
在化學方程式一定的情況下（內因相同），
外因：K 只受 溫度 影響。
與濃度、壓強、催化劑（催化劑僅能改變化學反應速率）均無關。
溫度不變，化學平衡常數不變。可以利用這一點求相同溫度下，不同體系的平衡狀態。
思考與討論
請結合平衡常數的表達式和表中數據思考，K的大小表示什么含義？
m A(g) + n B(g) p C(g) + q D(g)
K ＝
cp(C) cq(D)
cm(A) cn(B)
表1: 25 ℃ 時，生成鹵化氫反應的平衡常數
三、化學平衡常數的意義
對于同類型的反應，K越大，反應進行的程度越大，反應物轉化率α越大。
一般：當K ≥ 105，正反應進行得基本完全。
　　　 10-5 ＜K ＜105 ：可逆反應。
當K＜ 時，正反應很難進行。
例如：N2(g)+O2(g) 2NO(g) K=1×10-30(298K)
這意味著298K時，N2和O2基本上沒有進行反應。
注意：化學平衡常數只反映是反應進行的程度，
不表示化學反應速率。
即：化學反應進行的程度大（K大），化學反應速率不一定快。
正誤判斷
(1)K 越大，表明可逆反應正向進行的程度越大
(2)濃度、溫度變化時，平衡常數都會改變
(3)K 越大，反應越容易進行
(4)K 越大，該可逆反應的速率越快
(5)升高溫度，平衡常數增大
√
×
×
×
×
四、化學平衡常數的應用
1、判斷反應進行的程度
K 越大，反應進行的程度越大，反應物的轉化率α越大。
2、判斷反應進行的方向
3、運用“三段式”結合K進行相關計算。
對于一般的可逆反應：mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)，
Q=
溫度相同時
Q＜K，
反應向正方向進行
Q = K，
反應達到平衡狀態
Q ＞K，
反應向逆方向進行
V正＞V逆
V正＝V逆
V正＜V逆
課堂練習、已知800℃時，化學反應CO(g) + H2O(g) CO2(g)+ H2(g) K = 1，推導在下列濃度下反應進行的方向 。
Q＞K ，逆
Q＝K ，平衡狀態
Q＜K ，正
課堂練習、在一定條件下，二氧化硫和氧氣發生如下反應：
2SO2（g）+O2 （g） 2SO3（g）
(1)寫出該反應的化學平衡常數表達式K=_______________．
(2)降低溫度，K值增大，判斷該反應是________(“放熱”或“吸熱”)反應。
二氧化硫轉化率______，化學反應速率______
（以上均填增大、減小或不變）。
放熱
增大
減小
平衡常數的大小不僅可以判斷反應進行的程度，
并且從其受溫度的影響還可以判斷該反應的熱效應。
若升高溫度，K值減小，則反應程度減小，則正反應為放熱反應。
若升高溫度，K值增大，則正反應為吸熱反應。
【例題1】
在某溫度下，將H2和I2各0.10mol的氣態混合物充入10L的密閉容器中，充分反應，達到平衡后，測得c（H2）=0.0080mol/L 。
（2）在上述溫度下，該容器中通入H2和I2蒸氣各0.20mol,
試求達到化學平衡時各物質的濃度。
【解】
H2 + I2 2 HI
起始濃度/mol·L-1 0.020 0.020 0
變化濃度/mol·L-1
平衡濃度/mol·L-1
x
x
2x
0.020-x
0.020-x
2x
K ＝
c2(HI)
c(H2) · c(I2)
＝
（2 x）2
（0.020-x）2
＝
0.25
x = 0.0040
第二問
除了化學平衡常數外，還有沒有其他方法能用來表示化學反應進行的限度呢？
某反應物B的轉化率(α)＝
該反應物已轉化的量
該反應物的起始總量
×100%
＝
CB(始）－CB (平)
CB(始）
×100%
對于可逆反應: mA(g)+nB (g) pC(g)+qD(g)
用平衡常數來表示反應的限度有時不夠直觀，
常用平衡轉化率α來表示反應限度。
轉化率越大，反應越完全！
⑴基本模式——“三段法”起、轉、平
例： mA + nB pC + qD
起始濃度：a b 0 0
(mol/L)
轉化濃度：mx nx px qx
(mol/L)
平衡濃度：a-mx b-nx px qx
(mol/L)
⑵常見的計算量
各物質的變化量之比
= 化學計量系數之比
化學平衡的相關計算方法
巧設未知數：具體題目要具體分析，靈活設立，
一般設某物質的轉化量為x。
①平衡常數K＝
②平衡時A的物質的量濃度：
③平衡時A的轉化率 ：
c(A)＝ mol·L－1
α＝×100%
化學平衡的相關計算方法
⑵常見的計算量
④平衡時A的體積分數：φ(A)＝
⑤平衡時和開始時的壓強之比：
⑥生成物產率＝
在容積不變的密閉容器中，將2.0 mol CO與10 mol H2O混合加熱到830 ℃，達到下列平衡:
此時該反應的K為1.0。求達到平衡時CO轉化為CO2的轉化率。
CO(g)＋H2O(g) CO2(g)＋H2(g)
c(CO) : c(H2O) = 1:1 時
CO + H2O CO2 + H2
起始c 1 1 0 0
轉化c -x -x +x +x
平衡c 1-x 1-x x x
解得 x = 0.5 α(CO)= 50%
α(H2O)= 50%
c(CO) : c(H2O) = 1:4 時
CO + H2O CO2 + H2
起始c 1 4 0 0
轉化c -x -x +x +x
平衡c 1-x 4-x x x
解得 x = 0.8 α(CO)= 80%
α(H2O)= 20%
(1-x)(1-x )
x2
K = =1
(1-x)(4-x )
x2
K = =1
投料濃度不影響化學反應的平衡常數，僅改變投料濃度后，平衡時物質的轉化率會改變嗎？
將0.1 mol CO與0.1 mol H2O氣體混合充入10 L密閉容器中，加熱到800 ℃ ，充分反應達到平衡后，測得CO的濃度為0.005 mol·L-1 。
在上述溫度下，CO的量不變，將氣態H2O的投料改為0.3 mol，達到平衡時， CO的濃度為多少？CO的轉化率為多少？
平衡常數只與溫度有關
【解】設達到平衡狀態時CO濃度的變化量為x mol·L-1
CO(g) + H2O(g) CO2(g) + H2(g)
起始濃度/(mol·L-1 ) 0.01 0.03 0 0
變化濃度/(mol·L-1 ) x x x x
平衡濃度/(mol·L-1 ) 0.01 x 0.03 x x x
＝ 1
K ＝ ＝
c(CO2) c(H2)
c(CO) c(H2O)
x2
(0.01 x) (0.03 x）
x ＝ 0.0075
平衡時CO的濃度為0.0025 mol·L-1
CO的轉化率為：
0.0075 mol·L-1
0.01 mol·L-1
× 100%
＝75%
結論：
增大一種反應物的濃度，能提高另一種反應物的轉化率，
而本身的轉化率減小
CO(g) + H2O(g) CO2(g) + H2(g)
序號 起始濃度/（mol·L-1） 平衡時CO的轉化率 平衡時H2O的轉化率
CO（g） H2O（g）
1 0.01 0.01 50% 50%
2 0.01 0.03 75%
25%
H2O的轉化率為：
0.0075 mol·L-1
0.03 mol·L-1
× 100%
＝25%
增大H2O(g)濃度，CO轉化率增大，H2O(g)轉化率減小
——“舍己為人”
例、加熱N2O5時，發生下列兩個分解反應：
N2O5 N2O3＋O2 ， N2O3 N2O＋O2；
在1L密閉容器中加熱4mol N2O5達到化學平衡時O2的濃度為4.50 mol/L， N2O3的濃度為1.62 mol/L，求其他各物質的平衡濃度。
連續平衡
解：
N2O5 N2O3＋O2
N2O3 N2O＋O2
起
變
平
4 mol
0
0
x
x
x
4 mol - x
x
0
x
y
y
y
x - y
y
x +y
x – y = 1.62
x +y = 4.50
連續平衡
例、密閉容器中，固體NH4I在一定溫度下發生下列反應：
①NH4I(s) NH3(g)+HI(g)；
②2HI(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：代入平衡常數表達式的物質的量濃度是平衡時的濃度。
T℃時，在剛性反應容器中投料比為1：3的NO（g）與O2（g)發生反應，其中NO2（g）二聚為N2O4（g）的反應可以迅速達到平衡。體系的總壓強P隨時間t的變化入表所示。
連續平衡
t/min 0 40 80 160 260 700 800
p/kPa 32.8 30.7 29.9 29.4 29.2 28.8 28.8
①t = 44min時，若測得體系中O2的分壓p(O2)=22.4kPa,則0—44min內V(NO)= kPa·min-1
②達到平衡時N2O4的分壓p(N2O4)=1.6kPa,
NO的轉化率為 ％(計算結果保留一位小數，下同)。
反應N2O4(g) 2NO2(g)的平衡常數Kp= kPa
(Kp為以分壓表示的平衡常數)。
0.1
58.5
1.6
2021年高考考查《化學平衡常數計算及應用》統計
全國甲 全國乙 北京 天津 海南 浙江1月 浙江6月
Kp K K K Kp K
廣東 河北 湖北 湖南 山東 遼寧 福建 江蘇
Kp(標準) K Kp K(標準） Kx Kp K
五、其它類型平衡常數
1.分壓平衡常數Kp
分壓和總壓
分壓：一種氣體單獨存在于容器內時的壓強
總壓：混合氣體總壓強等于組成該混合氣體各成分的分壓強之和
P總=P1+P2+P3+……
PV=nRT
五、其它類型平衡常數
1.分壓平衡常數Kp
體積分數—分體積
分體積：混合氣體中某一組分B的分體積VB是該組分單獨存在并具有與混合氣體相同溫度和壓力時所占有的體積。
V總=V1+V2+V3+……
PV=nRT
V1
V總
＝
n1
n總
五、知識拓展：其它類型平衡常數
1.分壓平衡常數Kp
一定溫度下，氣相反應: mA (g)+nB (g) eC(g)+fD(g)達平衡時，
在濃度平衡常數表達式中，用分壓代替濃度，
即氣態生成物分壓冪之積與氣態反應物分壓冪之積的比值為一個常數，用符號Kp表示，
pe (C) · pf (D)
pm (A) ·pn (B)
Kp =
①某氣體的分壓=氣體總壓×該氣體的體積分數(物質的量分數)
②分壓平衡常數的單位一般要求寫出
(只受溫度影響)
Kp的表達式如下：
三段式
平衡時n或c
Kc
氣體組分的
物質的量分數
Kp
五、知識拓展：其它類型平衡常數
練習1：一定溫度下，在1 L恒容密閉容器中充入2 mol NO(g)和1 mol Cl2(g)，起始總壓強為P0，發生反應：2NO(g)+Cl2(g) 2NOCl(g)
達到平衡后，壓強為原來的5/6。
該溫度下反應的平衡常數K = 、Kp= 。
2
6/P0
練習2：一定溫度下，在初始體積為1L的恒壓密閉容器中充入2 mol NO(g)和1 mol Cl2(g)，起始總壓強為P0 ，發生反應：
2NO(g)+Cl2(g) 2NOCl(g)
達到平衡后，體積為原來的5/6。
該溫度下反應的平衡常數K = 、Kp= 。
5/3
5/P0
點撥：反應前后氣體分子數不相等時，
(1)恒溫恒容，P變，算Kp要小心；
(2)恒溫恒壓，V變，算Kc要小心!
(1)理解Kp含義 在化學平衡體系中,用各氣體物質的分壓代替濃度,
計算的平衡常數叫壓強平衡常數。
(2)運用計算技巧
五、知識拓展：其它類型平衡常數
2.物質的量分數平衡常數Kx
mA(g)+nB(g) eC(g)+fD(g)
達平衡時，令各物質的量分數分別為x(A)、x(B)、x(C)、x(D)，
則有物質的量分數平衡常數Kx= 。
【2017·全國卷Ⅰ，28(3)①改編】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，壓強為P0 Pa，反應平衡后水的物質的量分數為0.02。
H2S的平衡轉化率α1＝ %，
反應平衡常數Kc＝ 、Kp＝ 、Kx＝ 。
2.5
2.8×10－3
2.8×10－3
2.8×10－3
結論：當△n(g)=0時，Kc=Kp=Kx
(只受溫度影響)
五、知識拓展：其它類型平衡常數
3.標準平衡常數Kθ (相對分壓平衡常數)
一定溫度下，氣相反應: mA (g)+nB (g) eC(g)+fD(g)達平衡時，在濃度平衡常數表達式中，用相對分壓代替濃度，
所得的平衡常數為標準平衡常數，用符號Kθ表示，
Kθ的表達式如下：
①某氣體的相對分壓=該氣體的分壓÷pθ，其中pθ=100kPa（標準壓力）
②標準平衡常數的量綱為1
(只受溫度影響)
練習：【2021·湖南新高考·節選】某興趣小組對反應
2NH3(g) N2(g) ＋3H2(g)進行了實驗探究。在一定溫度和催化劑的條件下，將0.1molNH3通入3L的密閉容器中進行反應(此時容器內總壓為200kPa)，各物質的分壓隨時間的變化曲線如圖所示。
NH3
H2
N2
0.48
化學平衡常數
表達式及書寫注意事項
意義及影響因素
應用
K越大，反應進行程度越大。只與溫度有關
用濃度商Q 與K 比較：
Q＜K，反應向正反應方向移動；
Q＝K，反應處于平衡狀態；
Q＞K，反應向逆反應方向移動
三段式做有關計算題方法
課堂小結
2020年全國
高考I卷-28
2020年全國
高考II卷-28
2020年全國
高考III卷-28
考查角度完全一樣
化學平衡常數計算
濃度平衡常數
[2017·全國卷Ⅰ，28（3）]近期發現，H2S是繼NO、CO之后第三個生命體系氣體信號分子，它具有參與調節神經信號傳遞、舒張血管減輕高血壓的功能。回答下列問題：
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＝________。
啟示1：濃度平衡常數，注意體積
啟示2：反應前后氣體分子數相等的反應，可用平衡時物質的量計算常數（注：列式計算時，還是要除以體積，意思一下）
濃度平衡常數
壓強平衡常數
反應過程（I）
標準平衡常數

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