化學反應的限度第二章化學反應的方向、限度與速率第2課時第二節一、可逆反應在相同條件下能向正反應方向進行同時又能向逆反應方向進行的反應稱為可逆反應。特點雙同性共存性雙向性反應物生成物正反應方向逆反應方向在相同條件下，正、逆反應同時進行反應物和生成物共同存在注：在可逆反應的化學方程式中用“”代替“”。二、化學平衡狀態什么叫化學平衡？在一恒容的密閉容器中，通入2molSO2和1mol

O2，并加入適當催化劑發生反應，思考并回答下列問題：1、剛開始反應有什么特點？2SO2+O22SO3催化劑可逆反應2、反應進行后有什么特點？3、反應達到平衡有什么特點？1．化學平衡狀態的建立二、化學平衡狀態(1)開始c(SO2)、c(O2)最大，

c(SO3)＝02SO2+O2

2SO3

v(正)最大，v(逆)=0反應速率v(正)v(逆)t1時間（t）0反應速率v(正)v(逆)t1時間（t）0v(正)v(逆)(3)平衡(2)變化v(正)減小，v(逆)增大v(逆)≠0，v(正)＞v(逆)

v(正)=v(逆)

≠0c(SO2)、c(O2

)減小,c(SO3)增大2SO2+O2

2SO3

c(SO2)、c(O2

)不變,c(SO3)不變2SO2+O22SO3催化劑△反應速率t1時間（t）0反應物濃度最大，生成物濃度為0反應物濃度不變，生成物濃度不變反應物濃度減小，生成物濃度增大時間濃度0c(反)c(生)時間濃度0c(生)c(反)二、化學平衡狀態t0在可逆反應中，當

v正

=

v逆

時，

c反

和

c生都不再改變，達到一種表面靜止的狀態；在化學上稱之為化學平衡狀態，簡稱化學平衡。平衡狀態反應沒有停止，即：

v正

=

v逆

≠0動態平衡從外表上看，反應好象“停止”

2．化學平衡狀態的定義二、化學平衡狀態(1)逆：研究對象是可逆反應(2)等：同一物質v正=v逆≠0(3)動：一種動態平衡；化學反應達到平衡時，反應并沒有停止。(4)定：在平衡混合物中，各組成成分的含量保持不變(5)變：當外界條件發生改變，原來的化學平衡就會被破壞，并在新的條件下建立新的化學平衡。化學平衡的本質化學平衡的標志逆、等、動、定、變3．化學平衡狀態的特征二、化學平衡狀態4．化學平衡狀態的判據直接依據（1）V正=V逆≠0（1）V生成（N2）=V消耗（N2）（2）單位時間內，消耗1molN2，同時生成1molN2a、用同一物質表示：V消耗=V生成例如，一定條件下，可逆反應N2＋3H22NH3，對該可逆反應，表示正、逆反應速率可以用N2或H2或NH3來表示：b、用不同物質表示：方向相反，各種量之比=系數之比（3）單位時間內，消耗3molH2，同時生成1molN2二、化學平衡狀態根據各組分的量首先分析該量是“變量”還是“恒量”，如為“恒量”，即隨反應的進行永遠不變，則不能作為判斷平衡狀態的依據；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壓強、密度、平均相對分子質量、總物質的量、百分含量、溫度、顏色等（2）各組分的濃度（或百分含量）不再變化間接依據4．化學平衡狀態的判據變量不變則平衡間接依據二、化學平衡狀態4．化學平衡狀態的判據以m

A(g)+n

B(g)p

C(g)+q

D(g)為例①混合物體系中各成分的含量各物質的物質的量或物質的量分數一定時各物質的質量或質量分數一定時各氣體的體積或體積分數一定時一定是化學平衡狀態一定一定總體積、總壓強、總物質的量一定時不一定

②體系總壓強PV=nRT間接依據二、化學平衡狀態4．化學平衡狀態的判據以m

A(g)+n

B(g)p

C(g)+q

D(g)為例恒溫恒容下且

m＋n=p＋q時，總壓強一定時不一定平衡恒溫恒容下且

m＋n≠p＋q時，總壓強一定時一定平衡PV=nRT例如：恒容、恒溫條件下，C(s)+O2(g)CO2(g)

當體系總壓強不變時，CO2(g)+C(s)2CO(g)當體系總壓強不變時，2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)

當體系總壓強不變時，H2(g)+I2(g)2HI(g)當體系總壓強不變時，

②體系總壓強間接依據二、化學平衡狀態4．化學平衡狀態的判據不一定平衡一定平衡不一定平衡一定平衡間接依據二、化學平衡狀態4．化學平衡狀態的判據③混合氣體的平均相對分子質量()

一定，且m+n≠p+q時一定，且m+n=p+q

時一定平衡不一定平衡間接依據二、化學平衡狀態4．化學平衡狀態的判據例如：2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)，當平均相對分子質量不變時，

CO2(g)+C(s)2CO(g)當平均相對分子質量不變時，③混合氣體的平均相對分子質量()一定平衡不一定平衡一定平衡H2(g)+I2(g)2HI(g)當平均相對分子質量不變時，間接依據二、化學平衡狀態4．化學平衡狀態的判據ρ=m總V容器④體系的密度(ρ)恒溫恒容條件下，當密度一定時不一定平衡間接依據二、化學平衡狀態4．化學平衡狀態的判據⑤溫度一定平衡在絕熱體系中，當體系溫度一定時⑥顏色一定平衡含有色物質的體系，當顏色不再變化時三、化學平衡常數化學平衡體系反應物濃度與生成物濃度關系457.6℃時反應體系H2(g)+I2(g)=2HI(g)中個物質的濃度起始時各物質的濃度/（mol·L）平衡時各物質的濃度/（mol·L）平衡時c(H2)c(I2)c(HI)c(H2)c(I2)c(HI)c2(HI)/c(H2)·c(I2)1.197×10-26.944×10-305.617×10-35.936×10-41.270×10-248.371.228×10-29.964×10-303.841×10-31.524×10-31.687×10-248.621.201×10-28.403×10-304.580×10-39.733×10-41.486×10-249.54001.520×10-21.696×10-31.696×10-31.181×10-248.49001.287×10-21.433×10-31.433×10-31.000×10-248.70003.777×10-24.213×10-34.213×10-32.934×10-248.50c2(HI)/c(H2)·c(I2)平均值48.70忽略試驗誤差，457.6℃達到平衡時可以視為常數三、化學平衡常數結論2：結論1：平衡常數和反應的起始濃度大小無關=常數平衡常數K與正向建立還是逆向建立平衡無關，即與平衡建立的過程無關結論3：溫度一定，K值相同化學平衡常數(K)三、化學平衡常數1、概念：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，這個常數叫做該反應的化學平衡常數2、表達式：例mA+nB?pC+qDK=生成物濃度冪之積反應物濃度冪之積=cp(C)·cq(D)cm(A)·cn(B)3、單位：K的單位為(mol·L-1)

n；

n=(p+q)-(m+n)故化學平衡常數沒有固定單位其中c為各組分的平衡時濃度;注意規范書寫：c小寫，位于左下角；圓點要實心且顯眼。三、化學平衡常數(1)反應物或生成物中有固體或純液體存在時,由于其濃度可看作“1”而不代入公式。書寫化學平衡常數關系式注意事項(2)水的處理①稀溶液中進行的反應，如有水參加，水的濃度視為常數“1”而不代入公式②氣態水或非水溶液中的反應，如有水生成或有水參加反應，此時水的濃度不可視為常數。Fe3O4(s)+4H2(g)

高溫3Fe(s)+4H2O(g))H(c)OH(c2424K=K=)Cr2O72-(c)CrO42-(c2)H+(c2Cr2O72-(aq)+H2O(l）

2CrO42-(aq)+2H+(aq)C2H5OH+CH3COOH

CH3COOC2H5+H2OK=

三、化學平衡常數書寫化學平衡常數關系式注意事項N2+3H22NH32NH3N2+3H2（3）某溫度下1/2N2+3/2H2NH3方程式的系數擴大n倍，K變為Kn；正反應與逆反應的K，互為倒數三、化學平衡常數K、ΔH的相關轉化1、(1)2NO(g)+O2(g)?2NO2

K1(2)2NO2(g)?N2O4

K2(3)2NO(g)+O2(g)?N2O4(g)K3K3=K1K2ΔH1、ΔH2、ΔH3三者關系為:K1、K2、K3三者關系為:ΔH3=ΔH1+ΔH2結論1：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)K2=1/K1

ΔH1、ΔH2二者關系為:K1、K2二者關系為:ΔH2=-ΔH1結論2：同一化學反應，正、逆反應的平衡常數互為倒數2、(1)2NO(g)+O2(g)?2NO2(g)K1(2)2NO2(g)?2NO(g)+O2(g)K2三、化學平衡常數書寫化學平衡常數關系式注意事項ΔH1、ΔH2二者關系K1、K2二者關系相反數倒數相加（減）相乘（除）倍數指數3、(1)1/2N2(g)＋3/2H2(g)?NH3(g)

K1(2)N2(g)＋3H2(g)?2NH3(g)

K2K2=K12

ΔH1、ΔH2二者關系為:K1、K2二者關系為:ΔH2=2ΔH1結論3：同一化學反應，化學計量數等倍擴大或縮小(n倍)，化學平衡常數成指數倍或開n次方三、化學平衡常數化學平衡常數的意義化學平衡常數是表明化學反應限度的一個特征值，通常情況下，只受溫度影響K值越大，反應進行得越完全，反應物平衡轉化率越高；K值越小，反應進行越不完全，反應物平衡轉化率越低。一般來說，K>105時，反應就進行得基本完全若升高溫度，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三、化學平衡常數對于一般的可逆反應：mA(g)+nB(g)?pC(g)+qD(g)在任意時刻時，稱為濃度商Q＜K

，反應向正方向進行Q＝K，反應處于平衡狀態Q＞K

，反應向逆方向進行三、化學平衡常數H2(g)

+I2(g)

?2HI(g)

開始（mol/L）

0.010

0.010

0變化（mol/L）

平衡（mol/L）

0.0080

0.0020

0.0020

K=C2(HI)C(H2).C(I2)=(0.0040)2(0.0080)2=0.25例.在某溫度下,將H2和I2各的氣態混合物充入10L密閉容器中,充分反

應,達到平衡后,測得c(H2(1)求反應的平衡常數.(2)在上述溫度下,將H2和I2各的氣態混合物充入該密閉容器中,試求達到

平衡時各物質的濃度.三、化學平衡常數(2)根據題意：c(H2，c(I2設H2的變化濃度為xmol?L-1

H2

+I2

?2HI始

0.020

0.020

0變

平

2xxx2xK只隨溫度發生變化，因此K=C2(HI)C(H2).C(I2)=(2x)2(0.020-x)2=0.25解得C(H2)=C(I2四、平衡轉化率

用平衡常數來表示反應的限度有時不夠直觀，常用平衡轉化率α來表示反應限度。對于可逆反應:mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)反應物A的平衡轉化率（該條件最大轉化率）可表示：課堂練習例題.現有一定溫度下的密閉容器中存在如下反應：H2(g)

+I2(g)2HI(g)

已知c(H2)始，c(I2)始=1mol/L經測定該反應在該溫度下的平衡常數K=64，試判斷，達平衡狀態時，H2的轉化率應為多少？解：

設氫氣的轉化濃度為xmol/LH2+I22HI起始濃度/mol·L-10.410轉化濃度/mol·L-1

xx2x平衡濃度/mol·L-10.4-x1-x

2x解得x=0.385mol/L，則氫氣的轉化率為影響化學平衡的因素第2課時第2課時FACTORSTHATAFFECTCHEMICALEQUILIBRIUM溫故知新化學平衡狀態有哪些特征？條件改變，平衡如何變化？是否像影響速率因素一樣變化？逆等動定變溫故知新影響化學反應速率的外界條件主要有哪些？化學反應速率濃度壓強溫度催化劑一、化學平衡的移動2.移動的原因：外界條件發生變化。V正=V逆≠0條件改變V正=V逆≠0′′一定時間V正≠V逆′′平衡1

不平衡平衡2概念：改變外界條件，破壞原有的平衡狀態，建立起新的平衡狀態的過程。破壞舊平衡建立新平衡一、化學平衡的移動3.平衡移動與反應速率的關系外界條件對化學平衡移動的影響是通過改變反應速率來實現的。條件改變時:(1)若v(正)

v(逆),平衡

移動;

(2)若v(正)>v(逆),平衡向

反應方向移動;

(3)若v(正)<v(逆),平衡向

反應方向移動。

=不正逆二、溫度對化學平衡的影響把NO2和N2O4混合氣體通入兩只連通的燒瓶，然后用彈簧夾夾住乳膠管；把一只燒瓶浸泡在熱水中，另一只浸泡在冰水中。觀察顏色變化。

實驗12NO2(g)

(紅棕色)N2O4(g)ΔH=-56.9kJ·mol-1

(無色)

將NO2球浸泡在冰水和熱水中

冰水中熱水中現象

解釋

升溫→顏色變深→平衡向吸熱方向移動。降溫→顏色變淺→平衡向放熱方向移動;紅棕色變淺

其他條件不變時,升高溫度平衡向著

的方向移動,降低溫度平衡向著

的方向移動。

二、溫度對化學平衡的影響吸熱放熱由于任何反應都伴隨著能量(熱能)變化，所以對于任一平衡反應，改變溫度，平衡一定發生移動。升高溫度，正逆反應速率都加快降低溫度，正逆反應速率都減慢二、溫度對化學平衡的影響0vV正V逆V正=V逆升高溫度aA(g)+bB(g)cC(g)圖象解釋0vV正V逆V正=V逆降低溫度ΔH>0V

正=V

逆V’正V’逆V

正=V

逆V’逆V’正二、溫度對化學平衡的影響0vV正V逆V正=V逆升高溫度aA(g)+bB(g)cC(g)圖象解釋0vV正V逆V正=V逆降低溫度ΔH<0V

正=V

逆V’逆V’正V

正=V

逆V’正V’逆三、濃度對化學平衡的影響將上述溶液平均分裝在a、b、c三支試管中,向b試管中加入少量鐵粉,溶液紅色

;向c試管中滴加4滴1mol·L-1KSCN溶液,溶液紅色

。這些現象說明當向平衡混合物中加入鐵粉或硫氰化鉀溶液后,平衡混合物的

發生了變化。

變淺加深硫氰化鐵

實驗實驗操作

向盛有5mL0.05mol·L-1FeCl3溶液的試管中加入5mL0.15mol·L-1KSCN溶液實驗原理Fe3++3SCN-Fe(SCN)3(淺黃色)

(無色)

(紅色)實驗現象

溶液呈

色

紅三、濃度對化學平衡的影響濃度的改變導致

的改變,但K

,使Q

K,從而導致平衡移動。濃度商不變≠在可逆反應達到平衡時,在其他條件不變的情況下:(1)c(反應物)增大或c(生成物)減小,平衡向

方向移動。

(2)c(反應物)減小或c(生成物)增大,平衡向

方向移動。

結論正反應逆反應理論解釋三、濃度對化學平衡的影響0vtV(正)V(逆)V(正)=V(逆)V

(正)=V

(逆)V’(正)V’(逆)平衡狀態2平衡狀態10vtV(正)V(逆)V(正)=V(逆)V

(正)=V

(逆)V’(逆)V’(正)平衡狀態1平衡狀態2增大反應物濃度減小反應物濃度C反↑?瞬v正↑、v逆未變?v正＞v逆?正移C反↓?v正瞬↓、v逆未變?v正＜v逆?逆移三、濃度對化學平衡的影響0vtV(正)V(逆)V(正)=V(逆)V

(正)=V

(逆)V’(逆)V’(正)0vtV正V逆V正=V逆V

正=V

逆V’正V’逆增大C生，平衡逆移減小C生，平衡正移C生↑?v逆瞬↑、v正未變?v正＜v逆?逆移C生↓?v逆瞬↓、v正未變?v正＞v逆?正移三、濃度對化學平衡的影響①對平衡體系中的固態和純液態物質，濃度可看作一個常數，增加或減小固態或液態純凈物的量并不影響ν正、ν逆的大小，所以化學平衡不移動。②“濃度對化學平衡移動的影響”中的“濃度”是指與反應有關的氣體或溶液中實際參加反應的離子的濃度。如FeCl3溶液中滴加KSCN溶液，若增加Cl-或k+的濃度，對化學平衡無影響。③工業生產中，常通過適當增大成本較低的反應物的濃度來提高成本較高的反應物的轉化率，以降低生產成本。注意四、壓強對化學平衡的影響(1)若為反應前后氣體體積不等的反應,如N2+3H22NH3:

增大壓強后,平衡向氣體計量數和

的方向移動;

減小壓強后,平衡向氣體計量數和

的方向移動。

減小增大(2)若為等體積反應,如H2+I22HI:改變壓強后,平衡

。

不移動四、壓強對化學平衡的影響0vV正V逆V正=V逆V

正=V

逆V’正V’逆增大壓強aA(g)+bB(g)cC(g)（a+b>c）圖象解釋0vV正V逆V正=V逆V

正=V

逆V’逆V’正減小壓強四、壓強對化學平衡的影響0vV正V逆V正=V逆V

正=V

逆V’逆V’正增大壓強aA(g)+bB(g)cC(g)（a+b<c）圖象解釋0vV正V逆V正=V逆V

正=V

逆V’正V’逆減小壓強四、壓強對化學平衡的影響0vV正V逆V正=V逆增大壓強aA(g)+bB(g)cC(g)（a+b=c）圖象解釋