第三節化學平衡其中c為各組分的平衡濃度，溫度一定，K為定值。即化學平衡常數只與溫度有關，而與反應物或生成物的濃度無關。2．表達式對于一般的可逆反應mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)表達式為：K＝平衡常數的單位∵濃度的單位為mol·L-1∴K的單位為(mol·L-1)n；一、化學平衡常數1.定義：在一定溫度下，當一個可逆反應達到化學平衡時，生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值是一個常數，這個常數就是該反應的化學平衡常數。通常用符號K表示。4．平衡常數表達式(1)書寫平衡常數表達式時，固體、純液體的濃度可視為1，不寫。例：Cr2O72-＋H2O

2CrO42-＋2H+平衡常數K＝Fe3O4(s)＋4H2(g)

3Fe(s)＋4H2O(g)平衡常數K＝化學平衡常數是指某一具體反應的平衡常數。若反應方向改變，則平衡常數改變。若方程式中各物質的系數等倍擴大或縮小，盡管是同一個反應，平衡常數也會改變。(2)方程式與平衡常數的表達式關系①N2+3H22NH3②2NH3N2+3H2③1/2N2+3/2H2NH3(3)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)例如:2NO(g)+O2(g)2NO2(g)K12NO2(g)

N2O4(g)K22NO(g)+O2(g)

N2O4(g)K35.利用K值可判斷某狀態是否處于平衡狀態如某溫度下，可逆反應mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)平衡常數為K，若某時刻時，反應物和生成物的濃度關系如下：Qc＝K，V正＝V逆，反應處于平衡狀態Qc＜K，V正＞V逆，反應向正方向進行Qc＞K，V正＜V逆，反應向逆方向進行【例1】現有一定溫度下的密閉容器中存在如下反應：2SO2+O22SO3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，(1)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？(2)達平衡狀態時，SO2的轉化率應為多少？6．平衡常數與溫度的關系(1)化學平衡常數只是溫度的函數，只隨著溫度的改變而改變。當溫度一定時，可逆反應無論從正反應開始，還是從逆反應開始，又無論反應物起始濃度的大小，K都是一個常數。(2)平衡常數隨溫度變化的規律和應用①規律：對于吸熱反應：T增大，K增大；對于放熱反應：T減小，K增大。②應用：利用溫度改變時K的變化來判斷反應的熱效應：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。(1)將2.0molSO2和1.0molO2置于10L密閉容器中，反應達到平衡后，體系總壓強為0.10MPa。該反應的平衡常數等于___。(2)平衡狀態由A變到B時，平衡常數K(A)_______K(B)【例2】硫酸生產中，SO2催化氧化生成SO3：2SO2(g)＋O2(g)

2SO3(g)

某溫度下，SO2的平衡轉化率(α)與體系總壓強(p)的關系如右圖所示。類型ⅠⅡⅢ條件恒溫、恒容恒溫、恒容恒溫、恒壓起始投料換算為方程式同一邊物質，其“量”相同換算為方程式同一邊物質，其“量”符合同一比例換算為方程式同一邊物質，其“量”符合同一比例對反應的要求任何可逆反應反應前、后氣體體積相等任何可逆反應二、等效平衡1．等效平衡原理一定條件下(恒溫、恒容或恒溫、恒壓)，對同一可逆反應，只要起始時加入的物質的物質的量不同，而達到化學平衡時，各物質的百分含量(體積分數或物質的量分數)均相同，這樣的平衡互稱為等效平衡。平衡特點質量分數(w%)相同相同相同濃度(c)相同成比例相同(氣體)物質的量(n)相同成比例成比例質量(m)相同成比例成比例分子數(N)相同成比例成比例等效情況完全等效不完全等效不完全等效【小結】“等效平衡”的規律比較繁瑣,準確掌握的關鍵是:(1)看可逆反應建立平衡的條件,如:恒溫恒容、恒溫恒壓等;(2)看該條件下的可逆反應特點，如：反應前后氣體分子數有無變化、正反應是吸熱反應還是放熱反應等；(3)看等效平衡的要求，如：平衡濃度相等，還是平衡混合物中某物質的體積、物質的量的百分含量不變等；(4)看投料方式與化學計量數是否一致，是投料相同，還是投料比相同?！纠?】Ⅰ.恒溫、恒壓下，在一個容積可變的容器中發生如下反應：A(g)＋B(g)

C(g)。(1)若開始時放入1molA和1molB，達到平衡后，生成amolC。這時A的物質的量為________mol。(2)若開始時放入3molA和3molB，達到平衡后，生成C的物質的量為________mol。(3)若開始時放入xmolA、2molB和1molC，達到平衡后，A和C的物質的量分別是ymol和3amol，則x＝________mol，y＝________mol。平衡時，B的物質的量________(填一個編號)。

(甲)大于2mol(乙)等于2mol(丙)小于2mol(丁)可能大于、等于或小于2molⅡ.若維持溫度不變，在一個與(1)反應前起始體積相同且容積固定的容器中發生上述反應。(5)開始時放入1molA和1molB，達到平衡后生成bmolC，將b與(1)小題的a進行比較則___(填一個編號)(甲)a＜b

(乙)a＞b(丙)a＝b

(丁)不能比較a和b的大小作出此判斷的理由是________。作出此判斷的理由是____________________。(4)若在(3)的平衡混合物中再加入3molC，待再次達到平衡后，C的物質的量分數是________。答案(1)(1－a)(2)3a(3)2(3－3a)(丁)若3a＞1，B的物質的量小于2mol；若3a＝1，B的物質的量等于2mol；若3a＜1，B的物質的量大于2mol(4)2－a(a)(5)(乙)因為(5)小題中容積不變，而(1)小題中容器的容積縮小，所以(5)小題的容器中的壓強小于(1)小題容器中的壓強，有利于逆向反應，故反應達到平衡后a＞b【例4】有A、B兩只密閉容器，A容器有1個可以移動的活塞，能使容器內保持恒壓，B容器能保持恒容。起始時向A容器中充入2molSO2、1molO2，向B容器充入4molSO2、2molO2，并使A、B容積都為1L，保持在400℃的條件下，發生2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)，平衡時，A容器的體積為0.8L。(1)A容器中SO2的轉化率為________；(2)A、B兩容器中SO2轉化率是A___B(3)當A、B兩容器連接后，打開開關使互通一段時間后又重新達到平衡時，A容器的體積為_____L(4)若開始時B中充入2molSO2、1molO2，則連通A、B后，A容器的容積為________L。(1)模式mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)起始濃度mol/L

a

b

0

0變化濃度mol/L

mx

nx

px

qx平衡濃度mol/La－mx

b－nx

px

qx(2)常用計算關系①反應物：c(平)＝c(始)－c(變)；生成物：c(平)＝c(始)＋c(變)．可逆反應mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)，假定反應物A、B的起始加入量分別為amol、bmol，達到平衡時，設A物質轉化的物質的量為mxmol.【專題三】化學平衡的計算②各物質的轉化濃度之比等于化學方程式中化學計量數之比．③轉化率＝×100%.④平衡混合物中A的體積分數＝×100%.⑤在恒溫恒容下，反應前后的壓強之比等于物質的量之比，即＝.(1)移動方向判斷法:適用于溫度變化和壓強變化時.若向正反應方向移動,轉化率增大;若向逆反應方向移動,轉化率減小.小結:轉化率與濃度變化的關系(2)等效平衡法：①當有兩種反應物時,增加其中一種反應物的量,該反應物的轉化率減小,另一種反應物的轉化率增大.②當有兩種反應物時,如果按比例同倍數增加反應物的量,平衡正移,轉化率如下:方程式系數恒T恒VI2(g)+H2(g)=2HI(g)△V=0轉化率不變4NH3(g)+5O2(g)=4NO

(g)+6H2O(g)V>0轉化率減小2SO2(g)+O2(g)=

2SO3(g)△V<0轉化率增大小結:大就大,小就小,相等就不變(指反應物分子數)(3)當反應物只有一種時,加入反應物的轉化率變化加入反應物恒T恒VPCl5(g)PCl3(g)+Cl2(g)轉化率減小2HI(g)I2(g)+H2(g)轉化率不變2NO2(g)N2O4(g)轉化率增大【例5】已知CO(g)+H2O(g)CO2

(g)+H2

(g)800℃K=1.0；求恒溫恒容體系中，用c(CO):c(H2O)=1:1或1:4開始，達到平衡時CO和H2O(g)的轉化率。結論：增大一種反應物的濃度，能提高另一種反應物的轉化率，而本身的轉化率減小第四節化學反應進行的方向一、自發過程和自發反應自發過程自發反應含義在一定條件下，不用借助于外力就能自發進行的過程在給定的一組條件下，可以自發地進行到顯著程度的化學反應特征具有方向性

,即反應的某個方向在一定條件下是自發的,而其逆方向在該條件下是肯定不自發

的舉例高山流水,自由落體運動鋼鐵生銹應用(1)可被用來完成有用功。如H2燃燒可設計成原電池(2)非自發過程要想發生，必須對它做功。如通電將水分解為H2和O2二、化學反應進行方向的判據1.焓判據2．熵判據(1)熵①體系傾向(密閉容器)：②含義：科學家用熵(符號為S)來量度這種混亂(或無序)的程度。③特點:同一種物質不同狀態時熵值大小為S(g)>S(l)>S(s)(2)熵增原理在與外界隔離的體系中，自發過程將導致體系的熵增大，即熵變(符號ΔS)大于零。(3)熵判據體系有自發地向混亂度增加(即熵增)的方向轉變的傾向，因此可用熵變來判斷反應進行的方向。3．復合判據綜合考慮焓判據和熵判據的復合判據，將更適合于所有的過程，只根據一個方面來判斷反應進行的方向是不全面的。特點放熱反應過程中體系能量降低，具有自發進行的傾向自發反應與焓變的關系多數放熱反應能自發進行(ΔH<0)NaOH(aq)+HCl(aq)=NaCl(aq)+H2O(l)2Na(s)+2H2O(l)=2NaOH(aq)+H2(g)很多吸熱反應也能自發進行(ΔH>0)NH4HCO3(s)+CH3COOH(aq)=CO2(g)+CH3COONH4(aq)+H2O(l)一些吸熱反應常溫下不能自發進行,但較高溫度下則能自發進行(ΔH>0)CaCO3(s)=CaO(s)＋CO2(g)

結論多數自發進行的化學反應是放熱反應，但也有很多吸熱反應能自發進行，因此，反應焓變是與反應進行的方向有關的因素之一，但不是決定反應能否自發進行的唯一因素(1)與焓變的關系特點化學反應有趨向于最大混亂度的傾向自發反應與熵變的關系許多熵增加的反應在常溫、常壓下可以自發進行。產生氣體的反應，氣體物質的量增加的反應，熵變通常都是正值，為熵增反應2H2O2(aq)=2H2O(l)+O2(g)有些熵增的反應在常溫、常壓下不能自發進行，但在較高溫度下可以自發進行CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g)C(s,石墨)+H2O(g)=CO(g)+H2(g)少數熵減的