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第2章 化學反應的方向、限度與速率
章末復習
一、用焓變與熵變綜合判斷反應方向
ΔH－TΔS<0
反應正向能自發進行
ΔH－TΔS=0
反應達到平衡狀態
ΔH－TΔS＞0
反應正向不能自發進行
焓變 熵變 反應的自發性
ΔH＜0 ΔS＞0
ΔH＜0 ΔS＜0
ΔH＞0 ΔS＞0
ΔH＞0 ΔS＜0
反應能夠自發進行
反應不能自發進行
低溫利于自發進行
高溫利于自發進行
二、化學平衡常數
對于： a A(g)＋b B(g) c C(g)＋d D(g)
c平(A) c平(B)
K＝
c
c平(C) c平(D)
d
a
b
注意：對于有純固體或純液體參與的反應，純固體或純液體不列入平衡常數的表達式中。
(1)K與化學計量數等倍擴大或縮小成冪指數關系。
(2)對于給定的化學反應，正、逆反應的平衡常數互為倒數。
(3)若兩反應的平衡常數分別為K1、K2，則：
①若兩反應相加，則總反應的平衡常數K＝K1·K2。
②若兩反應相減，則總反應的平衡常數K＝ 。
注意：
1.影響化學平衡常數的因素
(1)內因：反應物本身的性質，同一溫度下，不同的反應化學平衡常數不同。
(2)外因：同一化學反應，平衡常數與濃度、壓強無關，與溫度有關，升高溫度，吸熱反應的平衡常數增大，反之減小。
二、化學平衡常數
2.意義及應用
K值 <10－5 10－5～105 >105
反應程度 很難進行 可逆 進行得較完全
(1)判斷可逆反應進行的程度
平衡常數的大小反映了化學反應可能進行的程度(即反應限度)。
K值
正反應進行的程度越大
正反應進行的程度越小
反應進行得越完全
反應進行得越不完全
越大
越小
(2)判斷可逆反應是否達到化學平衡狀態及反應進行的方向
對于可逆反應：mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)，在一定溫度下的任意狀態，反應物與反應產物的濃度有如下關系：
濃度商Q＝
Q
＜K　反應向正反應方向進行；
＝K　反應處于化學平衡狀態；
＞K　反應向逆反應方向進行。
三、平衡轉化率
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：
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
注意：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。
化學平衡的計算方法——“三段式法”
a A(g)＋b B(g) c C(g)＋d D(g)
初始濃度／ (mol·L-1）
轉化濃度／ (mol·L-1)
平衡濃度／ (mol·L-1）
m
n
0
0
ax
bx
cx
dx
cx
dx
m－ax
n－bx
對于反應物：n平＝n始－n變
對于生成物：n平＝n始＋n變
轉化物質的量之比等于化學方程式中各物質系數之比。
四、反應條件對化學平衡的影響
反應
條件
對化
學平
衡的
影響
溫度
濃度
壓強
升高溫度，平衡向吸熱方向移動
降低溫度，平衡向放熱方向移動
改變濃度，若Q < K，平衡正向移動
改變濃度，若Q > K，平衡逆向移動
改變壓強，若Q < K，平衡正向移動
改變壓強，若Q > K，平衡逆向移動
勒·夏特列原理
惰性氣體對化學平衡的影響
(1)恒溫、恒容條件
原平衡體系
惰性氣體
體系中各組
分濃度不變
Q = K
平衡不移動
(2)恒溫、恒壓條件
原平衡體系
平衡體系容
器容積增大
惰性氣體
各組分濃度
同比例減小
減壓
五、化學反應速率
v(A)=
mol/(L·s)
mol·L-1·s-1
mol/(L·min)
mol·L-1·min-1
對于同一反應，用不同物質表示反應速率時，要先統一單位。
歸一法：根據化學反應速率之比等于化學計量數之比，將用不同物質表示的化學反應速率換算成為同一物質表示的化學反應速率，最后依據數值大小進行比較。
a∶b∶c∶d
a A(g)＋b B(g) c C(g)＋d D(g)
v(A)：v(B)：v(C)：v(D)=
v(A) v(B) v(C) v(D)
a b c d
＝
＝
＝
六、影響化學反應速率的因素
活化能
濃度
壓強
溫度
催化劑
固體表面積
反應物性質越活潑，活化能越小
加入催化劑降低活化能
溫度越高k越大
關系表達式： υ = k cm(A)·cn(B)
氣體濃度變化
影響化學反應速率的因素
內因
外因

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