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《化學反應限度》
人教版必修2第六章第二節
《化學反應速率和限度》
（第2課時）
煉鐵高爐尾氣之謎
C + O2==== CO2
C + CO2 ==== 2CO
Fe2O3 + 3CO ==== 2Fe + 3CO2
點燃
高溫
高溫
直到19世紀下半葉，法國化學家勒夏特列經過深入研究，才將這一謎底揭開。
情景引入
C + O2 ==== CO2
C + CO2 2CO
Fe2O3 + 3CO 2Fe + 3CO2
點燃
高溫
高溫
知識回顧——可逆反應
1.定義：在同一條件下，既能向正反應方向進行，同時又能向逆反應方向進行的反應。
2.特點：
雙向性
雙同性
共存性
既能正向進行，又能逆向進行
正、逆反應是在同一條件下同時進行的
反應物無法完全轉化為生成物，反應物與生成物同時存在
可逆反應存在“反應限度”！
典型的可逆反應
2SO2 + O2 2SO3
催化劑

NH3 + H2O NH3·H2O
Cl2 + H2O HCl+HClO
N2 + 3H2 2NH3
催化劑
高溫、高壓
SO2 + H2O H2SO3
I2 + H2 2HI

可逆反應的限度決定了反應物在該條件下轉化為生成物的最大轉化率。
2Fe3++2I- 2Fe2++I2
思考以下問題：
在一定條件下向反應容器中加入SO2和O2發生反應：
2SO2 + O2 2SO3
催化劑

此條件下，何時達到了反應的限度？達到反應限度時，該反應是否停止了？
化學平衡的建立過程：
開始
反應進行
平衡
濃度和速率的變化
反應物濃度————
v正————
生成物(SO3)濃度————
v逆————
反應物濃度逐漸————
v正————
生成物(SO3)濃度————
v逆————
正、逆反應速率相等，
反應物、生成物濃度不變
v正
v逆
速率時間圖像
v正=v逆
(1) v正＞v逆 反應正向進行
(2) v正=v逆 化學平衡
(3) v正＜v逆 反應逆向進行
最大 最大
為0 為0
減小 減小
增大 增大
2mol SO2
1mol O2
恒溫恒容
化學平衡狀態：
1.定義：在一定條件下，可逆反應中，當正、逆兩個方向的反應速率相等時，反應物的濃度和生成物的濃度都不再改變，達到一種表面靜止的狀態，我們稱之為“化學平衡狀態”。
2.特征：
逆
等
動
定
變
可逆反應
v正=v逆≠0
動態平衡
各組分濃度保持不變
條件改變，原平衡被破壞，在新的條件下建立新的平衡
同一物質，正逆反應速率相等，
對于不同物質，正逆反應速率之比=化學計量數之比。
判斷可逆反應是否達到化學平衡的直接標志。
紙上得來終覺淺，唯有實踐才保險
【例1】下列關于可逆反應的化學平衡的說法中，正確的是(　　)
A．當達到化學平衡時，反應物已完全轉化為生成物
B．化學平衡是一定條件下的平衡，當條件改變時，平衡可能會遭到破壞
C．當達到化學平衡時，反應混合物中各成分的濃度相等
D．當達到化學平衡時，正逆反應均已停止
對點訓練
對點訓練
(1)1 mol N2和3 mol H2在一定條件下可完全生成2 mol NH3 ( )
(2)可逆反應達到平衡狀態時，各反應物、生成物的濃度相等( )
(3)在一定條件下，一個可逆反應達到的平衡狀態就是該反應所能達到的最大限度，此時反應物達到最大轉化率( )
(4)化學反應達到化學平衡狀態時正、逆反應速率相等，是指同一物質的消耗速率和生成速率相等，若用不同物質表示時，反應速率不一定相等( )
濃度保持不變而不是相等
√
×
×
√
判斷正誤：
教學過程
判斷化學平衡的標志— 直接標志
速率標志：
先看方向，必須滿足一正一逆才能判斷平衡。
①同種物質——消耗速率與其生成速率相等，即v正(A)=v逆(A)
②不同物質—— 速率之比=化學計量數之比
如aA + bB cC + dD，
N2 + 3H2 2NH3
催化劑
高溫、高壓
v正(NH3):NH3的生成速率
v逆(NH3):NH3的消耗速率
(1)v正(NH3)=v逆(NH3) (2)N2、H2、NH3的速率之比為1:3:2
(3)3v正(NH3)= 2v逆(H2) (4)v正(NH3)=v逆(H2)
(3)單位時間內消耗a mol N2同時消耗2a mol NH3
(4)單位時間內消耗1 mol N2同時生成3 mol H2
(5)單位時間內消耗1 mol N2同時生成1 mol N2
(6)斷裂3mol H-H鍵同時，斷裂6mol N-H鍵
N2 + 3H2 2NH3
催化劑
高溫、高壓
判斷下列情況，反應 是否達到平衡，是的打√
√
×
√
×
√
√
√
√
對點訓練
教學過程
判斷化學平衡的標志— 直接標志
各組分濃度不變：
反應混合物中各組分的濃度、含量（百分含量）保持不變。
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含有色氣體體系的顏色不變
體系的顏色與有色物質的濃度有關
一般情況
I2(g) + H2(g) 2HI(g)
恒溫恒容密閉容器中， ，下列能判斷反應處于平衡狀態的是（ ）
a. H2 、 I2 、HI的物質的量不變
b.混合氣體的顏色保持不變
c. I2 的體積分數不變
d.H2 、 I2 、HI濃度之比為1：1：2
對點訓練
abc
判斷平衡的標志是各物質濃度和含量不變
注意：不是各組分濃度相等，也不是成一定的比例。
判斷化學平衡的標志—間接標志 -“變量”不變
—平衡觀
①首先分析該量是“變量”還是“恒量”；
②如為“變量”,即該量隨反應進行而改變，當其“不變”時，則為平衡狀態。
即：
變量不變
化學反應達到平衡狀態
間接標志——“變量”不變
氣體的平均相對分子質量
以mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g)為例
①若各物質均為氣體
m總為定值
若m + n ≠ p+ q
n總為變量
為變量
不變時，
即為平衡狀態
若m + n = p+ q
n總為定值
為定值
不變時，
不一定為平衡狀態
②若有非氣體參與
m總為變量
對點訓練
1.2SO2 + O2 2SO3
催化劑

當平均相對分子質量不變時，——————是化學平衡狀態。
I2 + H2 2HI
當平均相對分子質量不變時，——————是化學平衡狀態。
2.C(s) + O2(g) CO2 (g)
點燃
當平均相對分子質量不變時，——————是化學平衡狀態。
C + CO2 2CO
高溫
當平均相對分子質量不變時，——————是化學平衡狀態。
一定
不一定
一定
一定
間接標志——“變量”不變
以mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g)為例
①若各物質均為氣體
m總為定值
若為恒容
若為恒壓
V容器為變量
氣體密度
為定值
不變時，
不一定為平衡狀態
若m + n ≠ p+ q
若m + n = p+ q
為變量
不變時，
一定為平衡狀態
V容器為定值
為定值
不變時，
不一定為平衡狀態
②若有非氣體參與
m總為變量
氣體密度
1.2SO2 + O2 2SO3
催化劑

恒容條件下，氣體密度不變時，————是化學平衡狀態。
2.I2 + H2 2HI
3.C(s) + O2(g) CO2 (g)
點燃
4.C + CO2 2CO
高溫
一定
不一定
一定
恒壓條件下，氣體密度不變時，————是化學平衡狀態。
恒容條件下，氣體密度不變時，————是化學平衡狀態。
恒壓條件下，氣體密度不變時，————是化學平衡狀態。
恒容條件下，氣體密度不變時，————是化學平衡狀態。
恒壓條件下，氣體密度不變時，————是化學平衡狀態。
恒容條件下，氣體密度不變時，————是化學平衡狀態。
恒壓條件下，氣體密度不變時，————是化學平衡狀態。
不一定
不一定
一定
一定
一定
對點訓練
混合氣體總壓強
P
若為恒容、恒溫條件下，氣體的物質的量與壓強成正比，則只需考慮氣體的物質的量。
當氣體的物質的量不變，則壓強P為恒值，不一定是化學平衡狀態。
當氣體的物質的量改變，則壓強P不變時，一定是化學平衡狀態。
1.2SO2 (g)+ O2(g) 2SO3(g)
催化劑

I2(g) + H2(g) 2HI(g)
2.C(s) + O2(g) CO2 (g)
點燃
C(s) + CO2 (g) 2CO(g)
高溫
一定
不一定
不一定
一定
恒容、恒溫條件下，
當體系總壓強不變時，————是化學平衡狀態。
當體系總壓強不變時，————是化學平衡狀態。
當體系總壓強不變時，————是化學平衡狀態。
當體系總壓強不變時，————是化學平衡狀態。
溫度
T
恒溫
絕熱
化學反應除了有物質的變化，
還伴隨有能量的變化
當系統恒溫時，則溫度T為恒值，不一定是化學平衡狀態。
當系統絕熱時，則溫度T不變時，一定是化學平衡狀態。
化學平衡狀態的判斷標志
間接標志
直接標志
(1)速率：v正=v逆
(2)各組分的濃度保持不變
各組分的質量分數、物質的量分數 、體積分數不隨時間的改變而改變
①同種物質：即v正(A)=v逆(A)
②不同物質：速率之比=
化學計量數之比
總壓強、總物質的量、混合氣體的平均摩爾質量、體系的密度等。
（根據具體情況分析）
某恒容密閉容器中有反應：2NO2 2NO+O2，達到平衡的是( )
A.單位時間內生成n mol O2 同時生成2n mol NO2
B.單位時間內生成n mol O2 同時生成2n mol NO
C. c(NO2):c(NO):c(CO2)=2:2:1
D.混合氣體的顏色不再改變
E.混合氣體的密度不再改變
F.混合氣體的平均相對分子質量不再改變
H.混合氣體各組分的體積分數不再改變
ADFH
在一個恒容密閉容器中，發生反應：
2SO2 (g)+ O2(g) 2SO3(g)
催化劑

下列說法能夠證明上述反應已達平衡狀態的是：
①各物質的物質的量濃度不再改變
②SO2 (g)、 O2(g)、SO3(g)的濃度之比為2：1：2
③SO2 的轉化率不再改變
④SO3的體積分數不再改變
⑤混合物的總質量不再改變
⑥混合氣體的密度不再改變
⑦混合物的顏色不再改變
⑧混合物的平均摩爾質量不再改變
⑨絕熱容器中反應體系的溫度不再改變
⑩恒溫容器中混合氣體的壓強一定
①③④⑧⑨⑩
化學反應條件額控制
在生產和生活中，人們希望促進有利的化學反應（提高反應速率，提高反應物的轉化率即原料的利用率），抑制有害的化學反應（降低反應速率，控制副反應的發生，減少甚至消除有害物質的產生），這就需要進行化學反應條件的控制。
趨利避害！
控制化學反應條件的基本措施
基本措施
改變反應速率
改變反應限度
改變溫度、濃度、氣體的壓強、
固體的表面積以及催化劑的合理使用等
改變溫度、濃度、氣體的壓強等
合成氨工業反應條件的控制
達到平衡時混合物中NH3的含量（體積分數） 投料V(N2):V(H2)=1:3
N2 + 3H2 2NH3
催化劑
高溫、高壓
溫度升高，氨的含量越低
合成氨時，壓強越大越好，溫度越低越好。但，壓強越大，對材料的強度和設備的制造要求就越高，會大大增加生產投資，溫度越低反應速率也低，單位時間內產率很低。
實驗數據
溫度400-500℃
壓強10-30MPa
使用催化劑
合成氨的生產在溫度較低時，氨的產率較高；壓強越大，氨的產率越高。但溫度低，反應速率小，生產成本高，工業上通常選擇在400-500℃下進行。壓強越大，對動力和生產設備的要求也越高，采用的壓強通常為10-30MPa。
化工生產中控制反應條件的原則
控制生產成本
反應實際可能性
以“提高煤的燃燒效率”為例
提高煤的燃燒效率
煤的狀態
空氣用量
爐壁材料的選擇
熱能的利用
煤被研得越細，與空氣中氧氣的接觸面積越大，燃燒越充分，反應速率越大
過多的空氣會帶走大量的熱量，降低反應溫度，減小燃燒速率，甚至會使燃燒停止
少量的空氣會使煤燃燒不充分，造成資源浪費，污染環境
適當用量
采用隔熱的耐高溫材料，減小熱量的損失
燃燒后廢氣中的熱能可用于供暖或發電等
對點訓練
下列措施可以提高燃料燃燒效率的是（ ）
①提高燃料的著火點 ②降低燃料的著火點 ③將固體燃料粉碎④將液體燃料霧化 ⑤將煤氣化處理 ⑥通入足量的空氣
A.①③④⑤ B.②③⑤⑥
C.③④⑤⑥ D.①②③④
燃料的著火點不可改變且與燃燒效率無關。
C
逆
等
動
定
變
可逆反應
v正=v逆≠0
動態平衡
各組分濃度保持不變
條件改變，原平衡被破壞，在新的條件下建立新的平衡
同一物質，正逆反應速率相等，
對于不同物質，正逆反應速率之比=化學計量數之比。
判斷可逆反應是否達到化學平衡的直接標志。
特例：只有生成物有氣體時，體積分數始終保持不變，不是變量。
恒溫下，在兩個密閉容器中分別進行下列兩個可逆反應：
甲：C(s) + H2O(g) CO(g) + H2(g)
乙： CO(g) + H2O(g) CO2(g) + H2(g)
現有下列狀態，判斷甲、乙是否平衡
①混合氣體的平均相對分子質量不再改變
②混合氣體的總物質的量
③氣體總壓強不再改變
④絕熱時反應體系中的溫度保持不變
⑤混合氣體密度
⑥單位時間內消耗水的質量與生成氫氣
的質量為9：1
①甲———— 乙————
②甲———— 乙————
③甲———— 乙————
④甲———— 乙————
⑤甲———— 乙————
⑥甲———— 乙————
平衡 不一定
平衡 不一定
一定 不一定
平衡 平衡
平衡 不一定
不一定 不一定
首先明確反應前后
氣體物質的量變沒變

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