.,化學反應速率和化學平衡,化學反應速率與化學平衡復習課件,.,知識提綱：,濃度,壓強,溫度,催化劑,其它,濃度,壓強,溫度,一、化學反應速率,1、化學反應速率,2、影響反應速率的條件,二、化學平衡,1、定義及判定,2、影響平衡的條件,3、等效平衡,化學反應速率和化學平衡,三、化學反應進行的方向,.,化學反應速率,一、通常，當體系為氣態或溶液時，在容積不變的容器中，用單位時間內，_表示，即v=注意：一般不用固體或純液體表示速率值。,反應物濃度的減小或生成,物濃度的增加,.,1、在1L的密閉容器中，加入8molN2和20molH2，發生N2+3H22NH3，在5min末時，測得容器中含有6mol的N2，求用不同物質表示的該反應的化學反應速率。,v(N2)=0.4mol/(Lmin),v(H2)=1.2mol/(Lmin),v(NH3)=0.8mol/(Lmin),.,速率關系和反應快慢比較,一、同一反應的同一方向上，各物質的速率比等于方程式的化學計量數之比，即對于反應aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g)v(A):v(B):v(C):v(D)=a:b:c:d或二、速率大小比較：換算成同一物質的速率進行比較,.,2、已知4NH3+5O24NO+6H2O，若反應速率分別用v(NH3)、v(O2)、v(NO)、v(H2O)表示，正確的關系是Av(NH3)=v(O2)Bv(O2)=v(H2O)Cv(NH3)=v(H2O)Dv(O2)=v(NO)3反應2AB3C4D在四中不同的情況下進行，表示該反應速率最快的是A.v(A)0.5mol11Bv(B)0.3mol11Cv(C)0.8mol11Dv(D)1mol11,23,D,B,.,影響速率的因素,對反應aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g),增多,增多,增多,不變,增大,增多,不變,增多,不變,增大,不變,增多,增多,增大,增大,不變,增多,增多,增大,增大,.,4一定條件下的可逆反應：2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)，改變下列條件，可以提高反應物中的活化分子百分數的是A升高溫度B降低溫度C增大壓強D增大反應物濃度5下列說法中，正確的是（）A具有較高能量的分子是活化分子B活化分子間的碰撞一定是有效碰撞C不同化學反應需要的活化能有可能差別很大D反應的活化能大小不會影響化學反應速率,.,6、某溫度時，在2L的容器中，X、Y、Z三種物質的量隨時間的變化曲線如下圖所示，由圖中數據分析，該反應的化學方程式和反應開始至2min時Z的平均速率分別為A3X+Y2Z0.05mol/（Lmin）B2X+Y2Z0.1mol/（Lmin）CX+2YZ0.1mol/（Lmin）DX+3Y2Z0.05mol/（Lmin）,1.0,0.9,0.7,X,Y,Z,0.2,t/min,.,7、對于反應2L(g)+3M(g)xQ(g)+3R(g)，在容積為1L的密閉容器中，將1mol氣體L和1.5mol氣體M混合，當反應經2min后達平衡時生成1.2mol氣體R，并測得Q的濃度為0.4mol/L，則x的值為，L的轉化率為，v(M)=平衡常數K=_,1,80%,0.6mol/(l.min),640,.,化學平衡狀態,一定條件下，可逆反應中，正反應速率和逆反應速率相等，反應混合物中各組分的含量保持不變的狀態。,注：此時的反應速率是指瞬時速率。,特征：逆、動、等、定、變,.,平衡標志的判斷,V正=V逆,各組分的m、n、V、C不變（單一量）,各組分的百分含量不變,各物質的轉化率不變,反應達平衡的本質判斷是能夠變化的量不再變化表示到達平衡狀態；能變不變,通過摩爾質量和密度，需具體分析兩項的變化,其它：如顏色等（實際上是濃度）,.,1、能夠說明N2+3H22NH3反應在密閉容器中已達到平衡狀態的是：,容器內N2、H2、NH3三者共存容器內N2、H2、NH3三者濃度相等容器內N2、H2、NH3的濃度比恰為1:3:2tmin內，生成1molNH3同時消耗0.5molN2tmin內，生成1molN2同時消耗3molH2某時間內斷裂3molH-H鍵的同時，斷裂6molN-H鍵容器內質量不隨時間的變化而變化容器內壓強不隨時間的變化而變化容器內密度不再發生變化容器內的平均摩爾質量不再發生變化,.,二、影響化學平衡的條件,影響化學平衡的條件,其他條件不變的情況下，增大反應物的濃度或減小生成物的濃度，平衡正向移動；減小反應物的濃度或增大生成物的濃度，平衡逆向移動,1、濃度對化學平衡的影響,.,增反應物,正反應方向,減反應物,逆反應方向,增生成物,逆反應方向,減生成物,正反應方向,A,B,A,B,A,B,生產實際中，常常通過增大廉價原料的濃度使平衡向正反應方向移動，來提高另一種價格較高的原料的轉化率。,.,規律：其他條件不變的情況下，增大壓強，平衡向氣體體積縮小的方向移動；減小壓強，平衡向氣體體積增大的方向移動。,增壓,氣體縮小反應方向,減壓,氣體擴大反應方向,C,D,2、壓強對化學平衡的影響,.,.,結論：其他條件不變的情況下，溫度升高，平衡向吸熱方向移動；溫度降低，平衡向放熱方向移動。,升溫,吸熱反應方向,降溫,放熱反應方向,3、溫度對化學平衡的影響,.,4、催化劑對化學平衡無影響,.,化學平衡常數,對于反應mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)當在一定溫度下達平衡時，總有：,這個常數就是該反應在該溫度下的化學平衡常數（簡稱平衡常數，用“K”表示）,.,平衡常數具有的特點,K只受溫度影響，與反應物或生成物的濃度無關；2.K值越大，平衡體系中生成物所占比例越大，反應物轉化率越大；一般來說，K105，該反應基本進行完全，通常認為該反應不可逆；一個反應的正向平衡常數為K，其逆向平衡常數為1/K；平衡常數沒有固定的單位，故一般不寫單位。,正反應為吸熱反應，升高溫度，K會變大，降溫，K變小正反應為放熱反應，升高溫度，K會變小，降溫，K變大,7.若反應物或生成物中有固體或純液體存在，它們的濃度不應寫在平衡常數表達式中。,.,2、在溫度為850K時，將0.050molSO2和0.030molO2充入容積為1升的密閉容器中，反應達平衡時混合物中SO3的濃度為0.040mol/L，計算：該條件下反應的平衡常數為_；SO2的轉化率為_；若升溫，該反應平衡常數將_（填“增大”、“減小”或“不變”下同）SO2的轉化率將_。,1600,80%,減小,減小,.,3、一定溫度下，將4molPCl3和2molCl2充入容積不變的密閉容器中，發生PCl3+Cl2PCl5(物質均為氣態)。達平衡后，測得PCl5為0.8mol。若此時把2molPCl3和1molCl2移走，在相同溫度下再次達平衡時，PCl5的物質的量為多少？,.,0.8mol,0.8mol,0.8mol,0.8mol,1.2mol,3.2mol,0.8-x,xmol,xmol,xmol,0.2+x,1.2+x,=,X=0.53,最終PCl5的物質的量為0.27mol。,.,平衡移動原理（勒夏特列原理）,如果改變影響平衡的一個條件（濃度、溫度、壓強等），平衡就向能夠使這種改變減弱的方向移動。,具體分述如下：,催化劑對化學平衡移動沒有影響，但能縮短達到平衡所需的時間。,正反應方向,逆反應方向,吸熱反應方向,放熱反應方向,氣體體積縮小的方向,氣體體積增大的方向,.,.,2.已知：CO(g)+NO2(g)CO2(g)+NO(g)在一定條件下達到化學平衡后，降低溫度，混合物的顏色變淺下列關于該反應的說法正確的是_A.該反應為放熱反應B.降溫后CO的濃度增大C.降溫后NO2的轉化率增加D.降溫后NO的體積分數增大E.增大壓強混合氣體的顏色不變F.恒容時，通入He氣體，混合氣體顏色不變G.恒壓時，通入He氣體，混合氣體顏色不變,A,C,D,F,.,正逆反應速率圖像,對于反應aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g)H0，達平衡時：畫出增大B的濃度之后的圖像畫出減少C濃度之后的圖像畫出增大壓強之后的圖像畫出升高溫度之后的圖像畫出降低溫度之后的圖像畫出加入催化劑之后的圖像,.,平衡圖像題,1.下圖為可逆反應A(g)2B(g)nC(g)(正反應放熱)生成物C的濃度隨壓強變化并建立平衡的關系圖，則n值與壓強p1、p2的關系正確的是A.p2p1，n3B.p2p1，n3C.p1p2，n3D.p1p2，n3,看圖技巧：看拐點，定時間；判速率，定大小；觀變量，定數值。,p2”、“”或“=”)。,1107pa,1106pa,C%,時間,看圖技巧：看壓強，定方向，判大小。,.,等效平衡,一、對任何可逆反應來說，不管是從反應物方向加物質，還是從生成物方向加物質，只要按照方程式的化學計量數關系加入，則建立的平衡是相等的，即等效。如2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)始2mol1mol0002mol轉1.2mol0.6mol1.2mol0.8mol0.4mol0.8mol平0.8mol0.4mol1.2mol0.8mol0.4mol1.2mol,.,二、對于反應前后分子數不等的反應：1.在恒溫，固定容積的情況下，只有每次加入的物質換算后對應相等，則建立的平衡中各物質的濃度、百分含量相等，即等效。,.,1、在一個固定體積的密閉容器中，2molA和1molB發生反應2A(g)+B(g)3C(g)+D(g)，達到平衡時，C的濃度為Wmol/L。維持容器體積和溫度不變，按下列四種配比作為起始物質，達到平衡后，C的濃度仍為Wmol/L，該配比是A3molC+1molBB1molA+0.5molB+1.5molC+0.5molDC4molA+2molBD3molC+1molD+2molA+1molB,.,2、在密閉容器中，對于反應N2(g)+3H2(g)2NH3(g)，N2和H2起始的量分別為20mol和60mol，達到平衡時H2的轉化率30%。若從氨氣開始進行反應，在相同條件下欲使平衡時各成分的含量與前者相同，則起始時NH3物質的量和NH3的轉化率分別是A.30mol和70%B.20mol和80%C.20mol和70%D.40mol和70%,.,2.在恒溫等壓情況下，只要每次加入的物質對應成比例，則建立的平衡中各物質的濃度、百分含量相等，即等效。,1molN23molH2,2molN26molH2,平衡時，NH320%,平衡時，NH320%,.,有一個體積可變的密閉容器中，加入2molA和1molB發生反應，2A(g)+B(g)3C(g)+D(g)達到平衡時，C的濃度為Wmol/L，若保持溫度不變，按下列五種方法改變起始物質，達平衡時C的濃度仍為Wmol/L的是A4molA+2molBB2molA+1molB+3molCC3molC+1molD+1molBD3molC+1molDE.1molA+0.5molB+1.5molC+0.5molD,.,2molI26molH2,三、對于反應前后分子數相等的反應：不管是恒容，還是恒壓，只要每次加入的物質對應成比例，則建立的平衡中各組分的百分含量是相等的（但濃度不一定相等），即等效。,1molI23molH2,2molI26molH2,平衡時，HI40%,.,1、在固定體積的密閉容器內，加入2molA、1molB，發生反應：A(g)+B(g)2C(g)達到平衡時，C的質量分數為W%。在相同(T、V)條件下，按下列情況充入物質達到平衡時C的質量分數仍為W%的是A.2molCB.4molA、2molBC.3molCD.1molA、2molC,.,化學反應的方向判定,一、自發過程和自發反應自發過程：在一定條件下不需要外界作用就能自發進行的過程。自發反應：在給定條件下，能自發進行到顯著的程度的反應。自發過程的特點：能量趨于最低，或體系混亂度增大。,.,一、自發過程趨向于最低能量狀態。1.放熱反應使體系能量降低，因此大多數放熱反應具有自發進行的傾向，即H0。許多熵增加的反應在常溫常壓下可以自發進行，如產生氣體的反應、氣體量增多的反應等。（這就是人們所說的熵增原理，即熵判據）2.有些熵增的反應在常溫下不能自發進行，而在高溫下能自發進行。3.有些熵減的反應在一定條件下也能自發進行。（因此熵判據單獨使用有局限性）,.,三、體系自由能的變化綜合考慮了焓變和熵變對體系的影響，即G=H-TS。1.當H0，即G0，S0的反應是非自發的；3.H0，S0的反應是否自發進行與溫度有關。G=0的反應是處于平衡狀態的反應。（這就是復合判據）,.,1、下列說法正確的是A焓減小的反應通常是自發的，能夠自發進行的反應都是焓減小的反應B熵增加的反應通常是自發的，能夠自發進行的反應都是熵增加的反應C由焓判據和熵判據組合而成的復合判據，更適合于過程自發性的判斷D焓減小的反應通常是自發的，因此不需要任何條