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化學平衡
適用對象：可逆反應
內在本質：v(正)=v(逆)≠0
外在標志：反應混合物中各組分的濃度保持不變
適用條件：一定條件
一定條件下，可逆反應里，正反應速率和逆反應速率相等，
反應混合物中各組分的濃度保持不變的狀態。
1.化學平衡狀態概念
一、化學平衡狀態
2.化學平衡狀態特征：
逆：可逆反應（或可逆過程）
等： v正 = v逆 (不等于零)
動：正逆反應均未停止，只是速率相等,是動態平衡
定：平衡時，各組分的濃度或含量保持不變
變：條件改變，原平衡被破壞，在新的條件下建立新的平衡。平衡移動
v正=v逆≠0
（1）用同一種物質來表示反應速率時，該物質的生成速率與消耗速率相等。即單位時間內生成與消耗某反應物（生成物）的量相等。
②速率之比化學方程式中相應的化學計量數之比。
①表示兩個不同的方向。
（2）用不同種物質來表示反應速率時必須符合兩方面
直接判斷法
1.等
二、化學平衡狀態的判斷
例如，一定條件下，可逆反應 N2＋3H2 2NH3，對該可逆反應，表示正、逆反應速率可以用N2或H2或NH3來表示：
（1）單位時間內，消耗1molN2，同時1molN2生成
（2）單位時間內，消耗3molH2，同時有2molNH3反應掉
（3）1個 N≡N 斷裂的同時，有6個N—H 鍵斷裂
各組分的濃度保持不變
2.定
①各組分的物質的量或物質的量分數保持不變
②各氣體的體積或體積分數保持不變
③各組分的質量或質量分數保持不變
④體系的顏色和溫度不變
⑤轉化率不變
（注意不是相等，也不是成一定的比值）
間接判斷法
3.氣體的平均相對分子質量M
（1）若各物質均為氣體
以mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g) 為例
若m+n≠p+q
若m+n=p+q
一 定
不一定
例如： 2SO2(g)+O2(g) 2SO3(g) ，
當平均相對分子質量不變時，一定是化學平衡狀態
H2(g)+I2(g) 2HI(g)
當平均相對分子質量不變時，不一定是化學平衡狀態
（變量不變即可判斷平衡）
（2）若有非氣體參與，無論等計量數或非等計量數反應，
M不變時一定是化學平衡狀態。
例如： C(s)+O2(g) CO2(g)
當平均相對分子質量不變時，一定是化學平衡狀態
CO2(g)+C(s) 2CO(g)
當平均相對分子質量不變時，一定是化學平衡狀態
二、間接判斷法（變量不變即可判斷平衡）
3.氣體的平均相對分子質量M
特例：單一氣體的反應，氣體平均相對分子質量一定時，
不能作為判斷平衡的標志
二、間接判斷法
4.氣體密度
恒容：ρ總為恒值，不一定是平衡狀態。
以mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g) 為例
若m+n≠p+q
若m+n=p+q
一 定
不一定
（1）若各物質均為氣體
ρ
=
m總
V容器
恒壓：
例如： 2SO2(g)+O2(g) 2SO3(g) ，
恒容條件下，當氣體密度不變時，不一定是化學平衡狀態
恒壓條件下，當氣體密度不變時，一定是化學平衡狀態
H2(g)+I2(g) 2HI(g)
恒容條件下，當氣體密度不變時，不一定是化學平衡狀態
恒壓條件下，當氣體密度不變時，不一定是化學平衡狀態
ρ
=
m總
V容器
二、間接判斷法
4.氣體密度
（2）若有非氣體參與，無論等計量數或非等計量數反應， 恒壓或是恒容 ， ρ不變時一定是化學平衡狀態 。
例如： C(s)+O2(g) CO2(g)
恒容條件下，當氣體密度不變時，一定是化學平衡狀態
恒壓條件下，當氣體密度不變時，一定是化學平衡狀態
CO2(g)+C(s) 2CO(g)
恒容條件下，當氣體密度不變時，一定是化學平衡狀態
恒壓條件下，當氣體密度不變時，一定是化學平衡狀態
ρ
=
m總
V容器
因為恒容、恒溫條件下，n(g)越大則壓強P就越大，則無論各成份是否均為氣體，只需考慮Δn(g)。
當Δn(g)=0，則P為恒值，不一定是化學平衡狀態。
當Δn(g)≠0，則P一定時，一定是化學平衡狀態。
二、間接判斷法
5.體系總壓強
PV=nRT
例如：恒容、恒溫條件下 ，
C(s)+O2(g) CO2(g)
當體系總壓強不變時，不一定是化學平衡狀態
CO2(g)+C(s) 2CO(g)
當體系總壓強不變時，一定是化學平衡狀態
2SO2(g)+O2(g) 2SO3(g) ，
當體系總壓強不變時，一定是化學平衡狀態
H2(g)+I2(g) 2HI(g)
當體系總壓強不變時，不一定是化學平衡狀態
PV=nRT
觀察課本P31 表2-1 457.6℃時反應體系H2(g)+I2(g) 2HI(g) 中各物質的濃度。 從中我們可以發現：
C2(HI)
C(H2).C(I2)
該反應在457.6℃達到平衡時，
是個常數
對于一般的可逆反應
mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g)
在任意時刻時，
稱為濃度商
三、化學平衡常數
當該反應在一定溫度下達到化學平衡時
=K
K是常數，稱為化學平衡常數，簡稱平衡常數
三、化學平衡常數
1.化學平衡常數的表達式
K=
mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g)
化學平衡常數：
濃度商：
c為平衡濃度
c為任一時刻濃度
三、化學平衡常數
2.化學平衡常數的意義
化學平衡常數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
當反應中有關物質的濃度商等于平衡常數時，表明反應達到限度，即達到化學平衡狀態
三、化學平衡常數
2.化學平衡常數的意義
K值越大，反應進行得越完全，反應物平衡轉化率越高；
K值越小，反應進行越不完全，反應物平衡轉化率越低。
一般來說，K>105時，反應就進行得基本完全
易錯警示
（1）平衡常數必須指明溫度，反應必須達到平衡狀態
（2）平衡常數表示反應進行的程度，不表示 反應的快慢，
即速率大，K值不一定大
（ 3）在進行K值的計算時，純固體、純液體不作考慮，
表達式中不需表達
Fe3O4(s) + 4H2(g)
高溫
3Fe(s) + 4H2O(g)
如：
一定溫度下
（4）平衡常數的表達式與方程式的書寫有關
N2+3H2 2NH3
2NH3 N2+3H2
某溫度下
1/2N2+3/2H2 NH3
易錯警示
方程式的系數擴大n倍，K變為Kn；
正反應與逆反應的K，互為倒數
例1.在某溫度下,將H2和I2各0.01mol/L的氣態混合物充入10L密閉容器中,充分反應,達到平衡后,測得c(H2)=0.008mol/L.
(1)求反應的平衡常數.
H2(g) + I2(g) 2HI(g)
始（mol/L） 0.010 0.010 0
變（mol/L）
平（mol/L） 0.0080
0.0040
0.0020
0.0020
0.0040
0.0080
K=
C2(HI)
C(H2).C(I2)
=
(0.0040)2
(0.0080)2
=0.25
例1.在某溫度下,將H2和I2各0.01mol/L的氣態混合物充入10L密閉容器中,充分反應,達到平衡后,測得c(H2)=0.008mol/L.
(1)求反應的平衡常數.
(2)在上述溫度下,將H2和I2各0.20mol的氣態混合物充入該密閉容器中,試求達到平衡時各物質的濃度.
(2)根據題意：c(H2)=0.020mol/L， c(I2)=0.020mol/L
設H2的變化濃度為xmol L-1
H2 + I2 2HI
始 0.020 0.020 0
變
平
2x
x
x
2x
0.020-x
0.020-x
K只隨溫度發生變化，因此
K=
C2(HI)
C(H2).C(I2)
=
(2x)2
(0.020-x)2
=0.25
解得x=0.0040mol/L
C(H2)=C(I2)=0.016mol/L
C(HI)=0.0080mol/L
例2:在容積不變的密閉容器中，將 2.0mol CO和 10mol H2O(g)混合加熱到830℃,達到下列平衡：CO(g)+H2O(g) CO2(g)+H2(g) ，此時該反應的k=1.0。求達到平衡時CO轉化為CO2的轉化率。
起：
K=
C(CO2) ·C(H2)
C(CO) ·C(H2O)
=
(x/y)2
(2.0-x)/y· (10-x)/y )
=1
x=5/3
CO(g) + H2O(g) CO2(g) + H2(g)
催化劑
高溫
變：
平：
【解】設達到平衡時CO轉化為CO2的物質的量為x mol，容器的容積為yL


轉化率為=
×100%
=83%
Q＜K ，反應向正方向進行
Q＝K ，反應處于平衡狀態
Q＞K ，反應向逆方向進行
三、化學平衡常數
3.化學平衡常數的應用
（1）判斷平衡移動的方向
三、化學平衡常數
3.化學平衡常數的應用
（2）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
現有一定溫度下的密閉容器中存在如下反應：
2SO2+O2 2SO3
已知c(SO2)始=0.4mol/L，c(O2)始=1mol/L經測定該反應在該溫度下的平衡常數K≈19，試判斷，當SO2轉化率為50％時，該反應是否達到平衡狀態，若未達到，哪個方向進行？
Q﹤19，未達到平衡，向正方向進行。
課堂練習
謝謝
觀看
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