1、第三節化學平衡一、什么是可逆反應?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,叫做可逆反應. NH3+H2O NH3·H2O 注意:可逆反應總是不能進行到底,得到的總是反應物與生成物的混合物二、什么是飽和溶液?在一定溫度下,在一定量的溶劑里,不能再溶解某種溶質的溶液,叫做這種溶質的飽和溶液飽和溶液中溶質的溶解過程完全停止了嗎?沒有!以蔗糖溶解于水為例,蔗糖分子離開蔗糖表面擴散到水中的速率與溶解在水中的蔗糖分子在蔗糖表面聚集成為晶體的速率相等即:溶解速率= 結晶速率。達到了溶解的平衡狀態,一種動態平衡三、化學平衡狀態定義:化學平衡狀態,就是指在一定條件下的可逆反

2、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。注意三點:1前提條件:可逆反應2實質:正反應速率=逆反應速率3標志:反應混合物中各組分的濃度保持不變的狀態四、化學平衡狀態的特征(1逆:可逆反應(2動:動態平衡(正逆反應仍在進行(3等:正反應速率=逆反應速率(4定:反應混合物中各組分的濃度保持不變,各組分的含量一定。(5變:條件改變,原平衡被破壞,在新的條件下建立新的平衡。(6“同”:化學平衡的建立與反應途徑無關。對同一可逆反應,只要條件相同(溫度、濃度、壓強,不論從正反應、逆反應或正逆反應同時進行,均能達到同一平衡狀態。判斷化學平衡狀態的標志(1任何情況下均可作為標志

3、的:正=逆(同一種物質各組分含量(百分含量、物質的量、質量、物質的量濃度不隨時間變化某反應物的消耗(生成速率:某生成物的消耗(生成速率=化學計量數之比反應物轉化率不變(2在一定條件下可作為標志的是對于有色物質參加或生成的可逆反應體系,顏色不再變化。對于有氣態物質參加或生成的可逆反應體系,若反應前后氣體的物質的量變化不為0,則混合氣體平均相對分子質量M和反應總壓P不變(恒溫恒容。對于恒容絕熱體系,體系的溫度不再變化。(3不能作為判斷標志的是各物質的物質的量或濃度變化或反應速率之比=化學計量數之比。(任何情況下均適用有氣態物質參加或生成的反應,若反應前后氣體的物質的量變化為0,則混合氣體平均相對分

4、子質量M和反應總壓P不變(恒溫恒容。以xA(g+yB(g zC(g為例,分析化學反應達到平衡狀態的標志:1直接:速率:v正=v逆(即任何一種物質的生成速率等于其消耗速率各成分的含量保持不變2間接:混合氣體的總壓、總體積、總物質的量不隨時間的延長而改變(x+yz各物質的物質的量,物質的量濃度不隨時間的延長而改變注意(1對于反應前后的氣體物質的分子總數不相等的可逆反應(如2SO2+O2 2SO3來說,可利用混合氣體的總壓、總體積、總物質的量是否隨著時間的改變而改變來判斷是否達到平衡。(2對于反應前后氣體物質的分子數相等的可逆反應:(如H2+I2(g 2HI,不能用此標志判斷平衡是否到達,因為在此反

5、應過程中,氣體的總壓、總體積、總物質的量都不隨時間的改變而改變。(3對于不同類型的可逆反應,某一物理量不變是否可作為平衡已到達的標志,取決于該物理量在平衡到達前(反應過程中是否發生變化。若是則可;否則,不行。化學平衡移動可逆反應中舊化學平衡的破壞、新化學平衡的建立過程叫做化學平衡的移動。研究對象:已建立平衡狀態的體系平衡移動的標志:1、反應混合物中各組分的濃度發生改變2、V正V逆一、濃度對化學平衡的影響:Fe3+ + 3SCN- Fe(SCN3 (硫氰化鐵增加Fe3+ 或SCN-的濃度,平衡向生成Fe(SCN3的方向移動,故紅色加深。增加反應物的濃度, V正> V逆,平衡向正反應方向移動

6、速率-時間關系圖1.結論:在其它條件不變的情況下,增加反應物的濃度(或減少生成物的濃度,平衡向正反應方向移動;反之,增加生成物的濃度(或減少反應物的濃度,平衡向逆反應方向移動。2.意義:增大成本較低的反應物的濃度,提高成本較高的原料的轉化率。思考:1、在二氧化硫轉化為三氧化硫的過程中,應該怎樣通過改變濃度的方法來提高該反應的程度?增加氧氣的濃度2、可逆反應H2O(g+C(s CO(g+H2(g 在一定條件下達平衡狀態,改變下列條件,能否引起平衡移動?CO濃度有何變化?增大水蒸氣濃度加入更多的碳增加H2濃度3、濃度對化學平衡移動的幾個注意點對平衡體系中的固態和純液態物質,其濃度可看作一個常數,增

7、加或減小固態或液態純凈物的量并不影響V正、V逆的大小,所以化學平衡不移動只要是增大濃度,不論增大的是反應物濃度,還是生成物濃度,新平衡狀態下的反應速率一定大于原平衡狀態;減小濃度,新平衡狀態下的速率一定小于原平衡狀態。反應物有兩種或兩種以上, 增加一種物質的濃度, 該物質的平衡轉化率降低, 而其他物質的轉化率提高。二、壓強對化學平衡的影響:增大壓強,正逆反應速率均增大,但增大倍數不一樣,平衡向著體積縮小的方向移動1.前提條件:反應體系中有氣體參加且反應前后總體積發生改變。2.結論:對于反應前后氣體體積發生變化的化學反應,在其它條件不變的情況下,增大壓強,會使化學平衡向著氣體體積縮小的方向移動,

8、減小壓強,會使化學平衡向著氣體體積增大的方向移動。體積縮小:即氣體分子數目減少體積增大:即氣體分子數目增多3.速率-時間關系圖思考:對于反應H2O+CO H2+CO2如果增大壓強,反應速率是否改變,平衡是否移動?增大壓強,正逆反應速率均增大,但增大倍數一樣,V正= V逆,平衡不移動。三、溫度對化學平衡的影響1.結論:在其它條件不變的情況下,升高溫度,平衡向吸熱反應方向移動。降低溫度,平衡向放熱反應方向移動2.原因:在其它條件不變的情況下, 升高溫度,不管是吸熱反應還是放熱反應,反應速率都增大,但吸熱反應增大的倍數大于放熱反應增大的倍數,故平衡向吸熱反應的方向移動.3.速率-時間關系圖四、催化劑

9、對化學平衡的影響:催化劑對可逆反應的影響:同等程度改變化學反應速率,V正= V逆,只改變反應到達平衡所需要的時間,而不影響化學平衡的移動。可見,要引起化學平衡的移動,必須是由于外界條件的改變而引起V正V逆平衡移動的本質:化學平衡為動態平衡,條件改變造成V正V逆平衡移動原理(勒沙特列原理:如果改變影響平衡的條件(如濃度、壓強、或溫度等,平衡就向能減弱這種改變的方向移動。等效平衡一、等效平衡原理:在相同條件下,同一可逆反應體系,不管從正反應開始,還是從逆反應開始都可以建立同一平衡狀態,也就是等效平衡,還可以從中間狀態(既有反應物也有生成物開始,平衡時各物質的濃度對應相等。由于化學平衡狀態與條件有關

10、,而與建立平衡的途徑無關,因而,同一可逆反應,從不同狀態開始,只要達到平衡時條件(溫度,濃度,壓強等完全相同,則可形成等效平衡。二、等效平衡規律:等效平衡的廣泛定義:只因投料情況的不同,達到平衡后,各組分的物質的量(或能轉化為物質的量分數相等的平衡狀態,互為等效平衡狀態。在定溫,定容條件下,對于反應前后氣體分子數改變的可逆反應只改變起始加入物質的物質的量,如通過可逆反應的化學計量數比換算成同一半邊的物質的物質的量與原平衡相同,則兩平衡等效。簡言之,定溫,定容下,歸零后,等量即為等效平衡在定溫,定容條件下,對于反應前后氣體分子數不變的可逆反應,只要反應物(或生成物的物質的量的比值與原平衡相同,兩

11、平衡等效。簡言之,定溫,定容下,歸零后,等比例即為等效平衡在定溫,定壓下,改變起始時加入物質的物質的量,只要按化學計量數,換算成同一半邊的物質的物質的量之比與原平衡相同,則達平衡后與原平衡等效. 簡言之,定溫,定容下,歸零后,等比例即為等效平衡化學平衡常數一定溫度下,對于已達平衡的反應體系中,生成物以它的化學計量數為乘冪的濃度之積除以反應物以它的化學計量數為乘冪的濃度之積是個常數,這個常數叫做該反應的化學平衡常數二、平衡常數的數學表達式及單位:對于一般的可逆反應:mA+ n B p C + q D 。其中m 、n 、p 、q 分別表示化學方程式中個反應物和生成物的化學計量數。當在一定溫度下達到

12、化學平衡時,這個反應的平衡常數可以表示為: k=n m qp B A D C 濃度的單位為mol ·L-1K 的單位為(mol ·L-1n三、書寫平衡常數關系式的規則1、如果反應中有固體和純液體參加,它們的濃度不應寫在平衡關系式中,因為它們的濃度是固定不變的,化學平衡關系式中只包括氣態物質和溶液中各溶質的濃度。如: CaCO3(sCaO(s+CO2(gK =CO2CO2(g+H2(gCO(g+H2O(lK =CO/(CO2H22、同一化學反應,可以用不同的化學反應式來表示,每個化學方程式都有自己的平衡常數關系式及相應的平衡常數。例 N2 (g + 3 H2 (g 2NH3

13、(gK1 = 1.60 10 -51/2N2 (g + 3/2 H2 (g NH3 (gK2 = 3.87 10 -2K1 K2 , K1 = K223、多重平衡規則若干方程式相加(減,則總反應的平衡常數等于分步平衡常數之乘積(商.平衡轉化率平衡轉化率是指平衡時已轉化了的某反應物的量與轉化前該反應物的量之比。第四節化學反應進行的方向一、化學反應原理的重要組成部分反應的快慢程度化學反應原理 化學反應的限度反應進行的方向如何判斷反應能否發生?化學反應進行的方向是一個復雜問題,如果反應已經發生了,方向其實也已確定;但如果反應還沒有發生,我們則要通過互相關聯的能量(H 判據(力圖使自身能量趨于最低和熵

14、判據(由有序變為無序的現象。自發過程:在一定條件下,不借助外部力量就能自動進行的過程二、反應焓變與反應方向日常生活中長期積累的經驗而總結得到一條經驗規律能量判據體系趨向于從高能狀態轉變為低能狀態(這時體系會對外做功或者釋放熱量H 0。多數能自發進行的化學反應是放熱反應,如常溫、常壓下,氫氧化亞鐵被氧化為氫氧化鐵的反應是自發的,反應放熱4Fe(OH2(s+2H2O(l+O2(g= 4Fe(OH3(s;H=-444.3KJ/mol但是,有不少吸熱反應也能自發進行,如NH4HCO3(s+CH3COOH(aq=CO2(g+CH3COONH4(aq+H2O(l;H(298K=+37.3KJ/mol還有一些吸熱反應在室溫條件下不能自發進行,但在較高溫度下則能自發進行運用焓判據主要依據反應焓變,而焓變(H的確是一個與反應能否自發進行的因素,但不是決定反應能否自發進行的唯一因素三、反應熵變與反應方向1、在密閉條件下,體系由有序自發地轉變為無序的傾向稱為熵。由大量粒子組成的體系中,用熵來描述體系的混亂度,2、符號用S表示。3、熵值越大,體系混亂度越大。同一物質,S(gS(lS(s。4、熵變和熵增原理(1熵變(S化學反應中要發生物質的變化或物質狀態的變化,因此存在著熵變。S=S反應產物-S反應物產生氣體的反應、氣體物質的物質的量增大的反應,熵變通常都是正值(S >0