資源簡介

(共75張PPT)
化學反應的限度
在工業生產和實驗室中，人們會遇到各種各樣的可逆反應，如合成氨的反應：
該反應在一定條件下不可能進行完全，即存在一定的限度。反應限度對人類的生產活動和日常生活有著重要影響。因此，對化學反應來說，僅研究化學反應的方向是遠遠不夠的，還需要關注化學反應的限度問題。那么，怎樣才能定量地描述化學反應的限度呢？
研究表明，可逆反應在適當條件下進行一段時間后一定會達到化學平衡狀態。此時，平衡混合物的組成不再隨時間的延續而變化，反應達到一定的限度。在研究了大量實驗的基礎上，人們發現可以用化學平衡常數來定量描述化學反應的限度。
第1課時
化學平衡常數
那么什么是化學平衡常數？
該如何表示？
如何計算？
怎么用它來比較反應的限度大小呢？
序號 初始濃度×10-2 mol/L 平衡濃度×10-2 mol/L
c始(H2) c始(I2) c始(HI) c平(H2) c平(I2) c平(HI)
1 1.067 1.196 0 0.183 0.313 1.767
2 1.135 0.904 0 0.356 0.125 1.559
3 1.134 0.751 0 0.457 0.074 1.354
4 0 0 1.069 0.114 0.114 0.841
5 0 0 0.449 0.048 0.048 0.353
根據表中數據計算平衡時 的值，并分析其中規律。
c平2(HI)
c平(H2)c平(I2)
c平2(HI)
c平(H2)c平(I2)
54.5
54.6
54.4
54.3
54.3

表中所列為測量反應I2(g) +H2(g) 2HI(g)在698.6K時各物質的初始濃度和平衡濃度所獲得的數據。
再對比反應I2(g) +H2(g) 2HI(g)在730.6K時各物質的初始濃度和平衡濃度所獲得的數據，尋找其中的規律。
序號 初始濃度×10-2 mol/L 平衡濃度×10-2 mol/L
c始(H2) c始(I2) c始(HI) c平(H2) c平(I2) c平(HI)
1 1.197 0.694 0 0.561 0.059 1.270 48.38
2 1.228 0.996 0 0.384 0.152 1.687 48.61
3 1.201 0.840 0 0.458 0.097 1.486 49.54
4 0 0 1.520 0.169 0.169 1.181 48.48
5 0 0 1.287 0.143 0.143 1.000 48.71
6 0 0 3.777 0.421 0.421 2.934 48.81
c平2(HI)
c平(H2)c平(I2)
分析實驗數據，思考下列問題：
(1)相同溫度，達到化學平衡狀態時 的數值相同嗎？
(2)這個常數與反應的起始濃度大小有關嗎？
(3)這個常數與正向建立還是逆向建立平衡有關系嗎？
無關。即與平衡建立的過程無關。
無關。
相同，是個常數。
c平2(HI)
c平(H2)c平(I2)
一定溫度下，當可逆反應aA(g)+bB(g) cC(g)+dD(g)達到平衡狀態時，生成物平衡濃度的冪之積與反應物平衡濃度的冪之積的比值是一個常數，這個常數稱為化學平衡常數，簡稱平衡常數。
K =
意義：
反映了化學反應可能進行的程度，平衡常數的數值越大，說明反應進行得越完全。
寫出下表中各反應的平衡常數表達式和單位。
交流研討
序號 反應 K 單位
① 1/2N2(g)+3/2H2 (g) NH3(g) (mol·L-1)-1
② N2(g)+3H2 (g) 2NH3 (g) (mol·L-1)-2
③ 2NH3(g) N2(g)+3H2 (g) (mol·L-1)2
④ NH3 H2O(aq) NH4+(aq)+OH—(aq) mol·L-1
⑤ FeO(s)+CO(g) Fe(s)+CO2(g) 1
⑥ AgCI(s) Ag+(aq)+CI—(aq) (mol·L-1)2
c平(NH3)
c平(N2)1/2c平(H2)3/2
c平(NH3)2
c平(N2)c平(H2)3
c平(N2)c平(H2)3
c平(NH3)2
c平(NH4+)c平(OH—)
c平(NH3 H2O)
c平(CO2)
c平(CO)
c平(Ag+)c平(Cl—)
純固體和液體濃度為1，不列入K 的表達式
1.對于一化學反應，K的表達式是唯一嗎 平衡常數的表達式與哪些因素有關？
不唯一。化學平衡常數的表達式取決于化學方程式的系數，對于確定反應還與溫度有關。
2.對于一可逆反應，其正反應和逆反應的K有什么關系？
互為倒數，單位不同。
3.如果濃度的單位是mol L—1，將濃度單位代入化學平衡常數表達式，可得到K的單位。由上述結果分析K的單位與反應的化學方程式存在什么關系？
K的單位與化學方程式的書寫方式相對應。
序號 反應 K 單位
① 1/2N2(g)+3/2H2 (g) NH3(g) (mol·L-1)-1
② N2(g)+3H2 (g) 2NH3 (g) (mol·L-1)-2
③ 2NH3(g) N2(g)+3H2 (g) (mol·L-1)2
c平(NH3)
c平(N2)1/2c平(H2)3/2
c平(NH3)2
c平(N2)c平(H2)3
c平(N2)c平(H2)3
c平(NH3)2
K1
K2
K3
K12 =K2 = 1/K3
平衡常數的表達式與方程式的書寫相對應
化學平衡常數是指某一具體反應的平衡常數。若反應方向改變，則平衡常數改變。若方程式中各物質的系數等倍擴大或縮小，盡管是同一個反應，平衡常數也會改變。
多重平衡規則：若干化學方程式相加(減)，則總反應的平衡常數等于分步平衡常數之乘(除)
例如: 2NO(g) + O2(g) 2NO2(g) K1
2NO2(g) N2O4 (g) K2
2NO(g) +O2(g) N2O4 (g) K 3
K 3 = K1 K2
1.比較同一可逆反應在不同條件下進行的程度。
K的數值越大，反應程度越大。
2.判斷化學反應可能進行的程度。
K＞105或106時 ，反應進行的較完全；
10-5K＞10-5或10-6時，反應很難正向進行。
二、K的應用
對于可逆反應aA(g)+bB(g) cC(g)+dD(g)
達到平衡狀態時, K=
任意狀態時：
濃度商Q =
在某溫度下，用濃度商Q與K比較大小來判斷是否達到平衡。
3.判斷可逆反應是否達到平衡狀態。
cc(C)·cd(D)
ca(A)·cb(B)
對于可逆反應aA(g)+bB(g) cC(g)+dD(g)
cc(C)·cd(D)
ca(A)·cb(B)
任意狀態時：
濃度商Q =
達到平衡狀態時, K=
Q = K 反應狀態_________________ 。
Q < K 反應狀態 ________________。
Q > K 反應狀態________________ 。
平衡狀態
反應正向進行
反應逆向進行
已知一定條件下，A(g) 2B(g)達到平衡，再加入一定量的A，平衡向________反應方向移動。
平衡時，K =
加入一定量的A后，
平衡向正反應方向移動
4.判斷可逆反應平衡移動的方向
c平(B)2
c平(A)
Q 正
根據某反應的平衡常數K隨溫度變化的情況，可判斷該反應是放熱反應還是吸熱反應。
①若升高溫度，K值增大，則正反應為吸熱反應；
②若升高溫度，K值減小，則正反應為放熱反應。
5.利用K可判斷反應的熱效應
第2課時
平衡轉化率
在工業生產中，合成氨的反應：
聯想質疑
該反應在一定條件下存在一定的限度。但是在實際生產中，用平衡常數K表示反應限度有時不夠直觀，不知道反應物到底反應了多少，同時生成了多少產物。因此在實際應用中，常用平衡轉化率α來表示一定條件下的反應限度。
對于化學反應：aA + bB cC + dD，反應物A的平衡轉化率可以表示為：
二、平衡轉化率
α(A) = ———————————————————×100%
初始時A的物質的量 - 平衡時A的物質的量
初始時A的物質的量
★物質的平衡轉化率越大，表示反應程度越大。
★對于溶液體系和恒容的氣態反應體系，可以用物質的量濃度進行計算。
某溫度下將H2和I2各0.1 mol的氣態混合物充入10 L密閉容器中充分反應,達到平衡后,測得H2的濃度為0.008 mol·L-1。
(1)求該溫度下的平衡常數。
(2)求H2的轉化率。
化學反應2SO2(g)+O2(g) 2SO3(g)是硫酸制造工業的基本反應。將0.050mol SO2(g)和0.030mol O2(g)注入體積為1.0L的密閉反應器，并置于某較高溫度下的恒溫環境中，達到化學平衡后，測得反應器中有0.044mol SO3(g)，求該溫度下反應的平衡常數及SO2、O2的平衡轉化率。
解析： 2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g)
初始濃度/(mol·L－1) 0.050 0.030 0
轉化濃度/(mol·L－1) 0.044 0.022 0.044
平衡濃度/(mol·L－1) 0.006 0.008 0.044
K = =
c平2(SO2) c平(O2)
c平2(SO3)
α(SO2)= ×100%
=
c始(SO2)-c平(SO2)
c始(SO2)
×100%
=80%
=6.7×103mol-1·L
(0.006 mol·L-1)2×0.008 mol·L-1
(0.044 mol·L-1)2
0.050 mol·L-1-0.006 mol·L-1
0.050 mol·L-1
α(O2)= ×100%
=
c始(O2)-c平(O2)
c始(O2)
×100%
=73%
0.030 mol·L-1-0.008 mol·L-1
0.030 mol·L-1
答： 該溫度下反應的平衡常數為6.7×103mol-1·L，SO2的平衡轉化率為88%，O2的平衡轉化率為73%。
對于一個已標明化學方程式的化學反應，溫度一定時只有一個平衡常數，但不同反應物的平衡轉化率卻可能不同。因此，脫離具體的反應物談化學反應的平衡轉化率是沒有意義的。
歸納總結
1200℃時測得反應H2(g)+CO2(g) H2O(g)+CO(g)的平衡常數K為2.25。若反應從H2(g)和CO2(g)開始，且H2(g)和CO2(g)的初始濃度均為0.0100mol L—1時，計算各物質的平衡濃度及H2和CO2的平衡轉化率。
解析：設平衡時生成的H2O(g)的濃度為X。
H2(g) + CO2(g) H2O(g) + CO(g)
初始濃度/(mol·L－1) 0.0100 0.0100 0 0
轉化濃度/(mol·L－1) x x x x
平衡濃度/(mol·L－1)0.0100-x 0.0100-x x x
解方程得：x1=0.0060mol·L-1，x2=0.0300mol·L-1
x2＞c始(H2)不合理，應舍去，則：c平(H2)=c平(CO2)=0.0100
mol·L-1-x=0.0100mol·L-1-0.0060mol·L-1=0.0040mol·L-1
K = =
c平(H2) c平(CO2)
=2.25
(0.0100 mol·L-1-x)2
x2
c平(H2O)c平(CO)
c平(H2O)=c平(CO)=x=0.0060mol·L-1
α(H2)= ×100%
=
c始(H2)-c平(H2)
c始(H2)
×100%
=60%
0.0100 mol·L-1-0.0040 mol·L-1
0.0100 mol·L-1
α(CO2)= ×100%
=
c始(CO2)-c平(CO2)
c始(CO2)
×100%
=60%
0.0100 mol·L-1-0.0040 mol·L-1
0.0100 mol·L-1
答： c平(H2)和c平(CO2)都是0.0040mol-1·L，c平(H2O)和c平(CO)都是0.0060mol-1·L，H2和CO2的平衡轉化率都是60%。
平衡濃度的求算
在有關化學平衡的計算中，平衡濃度的求算始非常關鍵的環節。通常將反應物轉化的量設為x，利用已知條件找到關于x的等量關系，然后列方程求解。例如，本題的解題思路為：①設反應物轉化的量為x；②用含x的式子表示出各物質的平衡濃度；③通過平衡常數表達式列出方程式；④求解所列方程式。
方法導引
有關于化學平衡問題的計算，可按一定步驟建立模式，確定各個量之間的關系進行計算。我們把這種方法稱為“三段法”。
完成下述表格，并驗證你的結論是否正確。
在1 200 ℃時測得反應CO2(g)＋H2(g) CO(g)＋H2O(g)達平衡時，K＝2.25。試計算CO2(g)和H2(g)的初始濃度分別為下列三種情況下的CO2、H2的平衡轉化率，填寫下表：
44
初始濃度/(mol L-1) 平衡轉化率/%
c始(CO2) c始(H2) α(H2) α(CO2)
A 0.010 0 0.010 0
B 0.010 0 0.012 0
C 0.010 0 0.008 0
初始濃度/(mol L-1) 平衡轉化率/%
c始(CO2) c始(H2) α(H2) α(CO2)
A 0.010 0 0.010 0
B 0.010 0 0.012 0
C 0.010 0 0.008 0
60%
60%
54%
65%
66%
53%
分析上表計算結果，可得出的結論是
(1)同一化學反應，不同物質的平衡轉化率 。
(2)增大H2的濃度，CO2轉化率的變化是 ，H2轉化率的變化是 。
(3)減小H2的濃度，CO2轉化率的變化是 ，H2轉化率的變化是 。
可能相同，也可能不同
增大
減小
減小
增大
由以上分析可以發現，提高氫氣在原料氣組成中的比例，可使二氧化碳的平衡轉化率提高；同理，提高二氧化碳在原料氣組成中的比例，可使氫氣的平衡轉化率提高。在化工生產中，根據以上原理，常常通過增加某一種廉價、易得的反應物的濃度來提高另一種昂貴、稀缺的反應物的轉化率，從而降低生產成本。
結論1：兩種反應物參加反應時，提高一種反應物的濃度，可以提高另一種反應物的轉化率，而該反應物的轉化率會降低。
結論2：當兩種反應物按照方程式系數比進行投料時，平衡時反應物的平衡轉化率相等。
化學反應限度的定量描述
化學平衡常數
計算（三段法）
表達式
平衡轉化率
影響因素
課堂小結
第3課時
反應條件對化學平衡的影響
可逆反應aA+bB cC+dD
通過比較平衡常數 Kc與濃度商Qc的大小，可以判斷反應狀態。
濃度商Qc= Kc 反應狀態： 。
QcQc> Kc 反應狀態： 。
復習鞏固
平衡狀態
反應正向進行
反應逆向進行
在19世紀后期,人們發現煉鐵高
爐所排出的高爐氣中含有相當數量
的一氧化碳。有的工程師認為,
這是由于一氧化碳和鐵礦石的接觸
時間不夠長造成的,于是英國耗費了大量資金建造了一個高大的煉鐵高爐,以增加一氧化碳和鐵礦石的接觸時間。
聯想質疑
可是后來發現,用這個高爐煉鐵,所排出的高爐氣中的一氧化碳并沒有減少,其原因是什么 如果繼續增大鐵礦石的量能減少一氧化碳的含量嗎
高爐煉鐵的原理是利用CO還原氧化鐵,此反應為可逆反應,當反應達到平衡時,增加反應時間不能改變各種物質的百分含量;增加鐵礦石的量不能減少一氧化碳的含量。
反應條件對化學平衡的影響
預測
某化學反應mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)的ΔH＞0。溫度、濃度或壓強改變時，化學平衡狀態是否改變？如果發生改變，化學平衡將向哪個方向移動？說明預測理由。
活動探究
資料在線
溫度與化學平衡常數的關系
溫度變化 反應焓變ΔH 平衡常數K 溫度變化 反應焓變ΔH 平衡常數K
升高 ＞0 增大 降低 ＞0 減小
＜0 減小 ＜0 增
溫度與化學平衡常數的關系溫度改變時，化學平衡常數會發生變化，變化關系見表 2-2-3。
請按下列表格中要求的內容設計、實施實驗方案，并完成表格。
思考
1.請描述你發現的外界條件(溫度、濃度)對化學平衡的影響規律，并結合實驗現象對你的觀點進行論證
2.你還發現了哪些“意外”的現象 能否嘗試利用濃度商與化學平衡常數之間的關系對這些現象進行分析
1.溫度的影響
通過對比裝有二氧化氮-四氧化二氮混合氣體的裝置兩端的球形容器在室溫和分別浸人冷水與熱水中的實驗可知，升高溫度時，二氧化氮-四氧化二氮反應體系顏色加深，表明二氧化氮濃度增大，即化學平衡向吸熱方向移動，足夠時間后反應體系顏色不再改變，表明在新的溫度下體系達到新的平衡狀態;
降低溫度時，二氧化氮-四氧化二氮反應體系顏色變淺，表明平衡向放熱方向移動。
實驗結果證實，升高溫度，化學平衡向吸熱方向移動;降低溫度，化學平衡向放熱方向移動。
研究表明，溫度對化學平衡的影響是通過改變化學平衡常數實現的:升高溫度使吸熱反應的平衡常數飛增大，平衡向吸熱反應方向移動:降低溫度體放熱反應的平衡常數K增大，平衡向放熱反應方向移動。
例如，由表2-2-4可知，升高溫度時該放熱反應的平衡常數K減小，引起平衡逆向移動。
在同一溫度下，對于一個已達化學平衡狀態的反應，反應物濃度增大或反應產物濃度減小時,濃度商減小Q反之，反應物濃度減小或反應產物濃度增大時則 Q>K，化學平衡只有向消耗反應產物的方向移動，即平衡逆向移動，才能使Q=K反應達到新的平衡狀態。以上關系如圖 2-2-3 所示。
為了提高產率，生產過程中常常將反應產物及時從體系中移走，使反應所建立的化學平衡不斷地正向移動。
3.壓強的影響
研究發現，對于有氣態物質參與的反應，在一定溫度下，增大體系壓強，各氣態物質的濃度也同等倍數增大。因此，對于 。 △vg =0的反應，增大壓強，Q仍然等于K，化學平衡狀態不變。
對于△vg <0的反應，增大壓強，Q 同理，對于 △vg >0的反應，增大壓強，Q>K，化學平衡向氣態物質系數減小的方向移動，即:
氧氣、一氧化碳與血紅蛋白結合過程中的平衡移動
生命過程與化學平衡移動密切相關。例如，在人體利用氧氣的過程中，血紅蛋白與氧氣的結合過程就涉及化學平衡的移動。人體中的血紅蛋白分子(Hb)與氧氣分子結合，形成合血紅蛋白分子Hb(O2)，這一過程可以表示為
當人吸入新鮮空氣時，由于氧氣濃度增大，Q一氧化碳分子與血紅蛋白分子結合的能力比氧氣分子強，大約是氣分子與血紅蛋白分子結合能力的 200 倍。在正常情況下，空氣中一氧化碳濃度很低，血液中與一氧化碳分子結合的血紅蛋白分子極少。當空氣中一氧化碳的濃度增大時，更多的 Hb(CO)取代 Hb(O2 ),造成人體缺氧，嚴重時導致死亡。
如果發現有人一氧化碳中毒，應馬上切斷一氧化碳源并將中毒者移至空氣流通處，必要時應將其放入高壓氧艙中，使氣的濃度遠大于一氧化碳的濃度。此時，由于一氧化碳的濃度低于平衡濃度(Q>K)，一氧化碳分子結合 Hb 反應的化學平衡左移，Hb(CO)分解:而此時氧氣的濃度大于平衡濃度(Q根據上述討論，可以將化學平衡移動規律簡單地總結為:
升高溫度，有利于平衡向吸熱方向移動
改變濃度，若Q>K，平衡逆向移動;若Q改變壓強，若Q>K，平衡逆向移動;若Q利用化學平衡移動規律，人們可以在反應限度允許的前提下盡可能地讓化學反應向人們需要的方向進行，以更科學、有效地利用化學反應。
勒·夏特列原理
歷史上，勒·夏特列曾經提出了一個經驗性的“平衡移動原理”:如果改變平衡體系的一個條件(如溫度、濃度或壓強)，平衡將向減弱這個改變的方向移動。例如，增大反應體系中反應物的濃度，平衡向消耗反應物的方向移動;增大平衡體系的壓強，平衡向氣態物質分子數減小的方向移動:升高溫度，平衡向吸熱方向移動;等等。
后人將這一經驗規律稱為“勒·夏特列原理”后來的研究表明，在均相、封閉體系中，只改變平衡體系中的一個條件時，勒·夏特列原理對平衡移動的分析與實際相符。

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