化学反应平衡

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1、第三节 化学平衡 一、 可逆反应与不可逆反应1、可逆反应的概念：在 下，既可以向 进行，同时，又可以向 进行的反应。如：2、不可逆反应：能进行到底的反应如：H2的燃烧： 酸碱中和：生成沉淀的发应：生成气体的反应：一些氧化还原反应：二、化学平衡状态思考1：对于不可逆反应存在化学平衡吗？化学平衡的研究对象是什么？1、化学平衡的建立类比：溶解平衡的建立：（以蔗糖为例）开始时：平衡时：结论：。那么对于可逆反应来说，又是怎样的情形呢?我们以CO和H2O (g)的反应为例来说明化学平衡的建立过程。CO + H2O (g) CO2 + H2 开始浓度 001 001 0 0一段时间后0005 0005 00

2、05 0005如图：归纳：反应开始：反应过程中：一定时间后：思考：当可逆反应达到平衡状态时，反应是否停止了?2、化学平衡的定义：在 下的 反应里，正反应和逆反应速率 ，反应混合物中各组分的 或 保持不变的状态。3、化学平衡的特征：(1)条件：(2)对象：(3) 等：(4) 动：(5) 定：4、应用：例1、可逆反应2NO22NO + O2在密闭容器中反应，达到平衡状态的标志是( )单位时间内生成n mol O2 的同时生成2n mol NO2 单位时间内生成n mol O2的同时，生成2n mol NO 用NO2 、NO、O2的物质的量浓度变化表示的反应速率的比为221的状态 混合气体的颜色不再

3、改变的状态 混合气体的密度不再改变的状态 混合气体的平均相对分子质量不再改变的状态lA B C D 反馈练习：1、可以说明密闭容器中可逆反应P（g） + Q（g） R（g） + S（g）在恒温下已达平衡的是（ ）A.容器内压强不随时间变化 B.P和S生成速率相等C.R和S的生成速率相等 D.P、Q、R、S的物质的量相等3、在一定温度下，可逆反应：A2(气)+B2(气) 2AB(气)达到平衡的标志是( )(A) A2、B2、AB的浓度不再变化 (B) 容器中的压强不再随时间变化 (C) 单位时间内生成n mol的A2同时生成2n mol的AB (D) A2、B2、AB的浓度之比为1:1:2 第三

4、节 化学平衡 【实验探究一】：探究浓度变化对化学平衡的影响实验原理：已知在K2Cr2O7的溶液中存在如下平衡： Cr2O72 + H2O 2CrO42 + 2H+ K2Cr2O7为橙色，K2CrO4为黄色。实验步骤：取两支试管各加入5ml0.1mol/L K2Cr2O7溶液，然后按下表步骤操作，观察并记录溶液颜色的变化。步骤滴加310滴浓H2SO4滴加1020滴6 mol/LNaOHK2Cr2O7溶液实验结论：（1）浓度对化学平衡的影响的规律在其他条件不变的情况下，增大反应物浓度或减小生成物浓度，都可以使平衡向着 移动；增大生成物浓度或减小反应物浓度，都可以使平衡向着 移动。（2）用v-t图表

5、示化学平衡的移动：V正V正 v vV逆V正例：V逆V逆 t t 旧的化学平衡 增大反应物的浓度请同学们用v-t图表示下列平衡的移动：减少反应物的浓度增大生成物的浓度减少生成物的浓度【实验探究三】：温度对化学平衡的影响化学反应速率、化学平衡、平衡移动三者之间的关系以一般反应：mA（气）+n B（气）= p C（气）+qD（气）+Q（千焦）通式为例来讨论浓度，温度，压强，催化剂等对三者的影响极其规律。反应特征改变条件vt图象改变条件瞬间达到平衡前平衡移动方向达到新平衡v正v逆v正与v逆的关系A转化率B转化率Q0升高温度降低温度Q 降低温度m+nV变小增大压强减小压强m+n=p+q加入惰性气体V不变

6、=V变大=V变小增大压强减小压强m+np+q加入惰性气体V不变=V变大V变小增大压强减小压强 注:用“=”表示相等 “”表示升高或增加 “”表示降低或减少 “”表示无关或不变 “V”表示体积 “v”表示速率反馈练习：1、在密闭容器中存在下列平衡： ，CO2的平衡浓度为C1摩/升，现再充入CO2使其浓度达到2C1摩/升，重新达到平衡后， CO2的浓度为C2摩/升(设温度不变)，则C1和C2的关系是（ ） A. C1 C2 D. 2C1 = C22、现有可逆反应2A + B + H2O C + D已达到平衡，往平衡体系中加水稀释，平衡向_方向移动，理由是_3、对于mA(气)+nB(气) pC(气)

7、+qD(气)的平衡体系，当升高温度时，体系对氢气的相对密度从16.5变成16.9，则下列说法正确的是 （ ） A.m+np+q 正反应是放热反应 B.m+np+q 正反应是吸热反应C.m+np+q 逆反应是放热反应 D.m+n0处于平衡状态（已知m+np+q），下列说法正确的是 （ ） 升温时C（B）/C（C）的值减小 降温时，体系内混合气体的平均相对分子质量增大加入B后，A的转化率变大 ABCD2、在2L密闭容器中，盛有2mol X和2molY物质进行如下反应：X(s)+3Y(g) Z(g)，当反应进行到10s后，测得生成0.5mol Z，这期间的平均反应速率为 A、 vX=0.05mols

8、-1 B、vX=0.025molL-1s-1 C、vy=0.05molL-1s-1 D、 vy=0.075molL-1s-1 5、对处于化学平衡的体系，以化学平衡与化学反应速率的关系可知： A、化学反应速率变化时，化学平衡一定发生移动。 B、化学平衡发生移动时、化学反应速率一定变化。 C、正反应进行的程度大、正反应速率一定大。 D、只有催化剂存在下，才会发生化学反应速率变化，而化学平衡不移动的情况。 6、在容积一定的密闭窗口中，反应A B(g)+C(s)达平衡，若继续升高温度，容器内气体的密度增大，下列判断正确的是A、 压强对该反应的平衡移动没有影响B、 在平衡体系中加入C，混合气体平均分子量

9、增大C、 若正反应为吸热反应，则A为非气态D、 若正反应为放热反应，则A为气态7 某温度下，反应H2(g)+I2(g) 2HI(g)+Q,在一带有活塞的密闭容器中达到平衡，下列说法不正确的是A、 恒温压缩体积，平衡不移动，颜色加深B、 恒压迅速充入HI，开始时正反应速率减小C、 恒容，升温正反应速率减小D、 恒容，充入H2，I2的百分比含量降低化学平衡常数 一、化学平衡常数1、定义：在一定温度下，当一个可逆反应达到平衡状态时，生成物浓度以系数为指数的幂的乘积与反应物浓度以系数为指数的幂的乘积的比值是一个常数。这个常数就是该反应的化学平衡常数（简称平衡常数）2、表达式：对于一般的可逆反应，mA（

10、g）+ nB（g）pC（g）+ qD（g）当在一定温度下达到平衡时，K=cp(C)cq(D)/cm(A)cn(B) 3、平衡常数的意义：（1）平衡常数的大小反映了化学反应进行的 程度 （也叫 反应的限度 ）。K值越大，表示反应进行得 越完全 ，反应物转化率 越大 ；K值越小，表示反应进行得 越不完全 ，反应物转化率 越小 。（2）判断正在进行的可逆是否平衡及反应向何方向进行：对于可逆反应：mA(g)+ nB(g)pC(g)+ qD(g)，在一定的温度下的任意时刻，反应物的浓度和生成物的浓度有如下关系：Qc=Cp(C)Cq(D)/Cm(A)Cn(B)，叫该反应的浓度商。QcK ，反应向 正反应方

11、向 进行QcK ，反应处于平衡状态QcK ，反应向 逆反应方向 进行（3）利用可判断反应的热效应若升高温度，值增大，则正反应为 吸热 反应(填“吸热”或“放热”)。若升高温度，值减小，则正反应为 放热 反应(填“吸热”或“放热”)。 二、使用平衡常数应注意的几个问题：、化学平衡常数只与 有关，与反应物或生成物的浓度无关。2、在平衡常数表达式中：水(液态)的浓度、固体物质的浓度不写 C(s)+H2O(g)CO(g)+H2(g)，K=c(CO)c(H2)/c(H2O) Fe(s)+CO(g)Fe(s)+CO2(g)，K=c(CO2)/c(CO)3、化学平衡常数表达式与化学方程式的书写有关例如：N2

12、(g)+3H2(g)2NH3(g)的平衡常数为K1，1/2N2(g)+3/2H2(g)NH3(g)的平衡常数为K2，NH3(g)1/2N2(g)+3/2H2(g)的平衡常数为K3；写出K1和K2的关系式： K1=K22 。 写出K2和K3的关系式： K2K3=1 。 写出K1和K3的关系式： K1K32=1 。三、某个指定反应物的转化率=100%或者=100%或者=100%转化率越大，反应越完全！四、有关化学平衡常数的计算： 1、设在某温度时，在容积为1L的密闭容器内，把氮气和氢气两种气体混合，反应后生成氨气。实验测得，当达到平衡时，氮气和氢气的浓度各为2mol/L，生成氨气的浓度为3mol/

13、L，求这个反应在该温度下的平衡常数和氮气、氢气在反应开始时的浓度。 2、现有一定温度下的密闭容器中存在如下反应：CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)，知CO和H2O的起始浓度均为2mol/L经测定该反应在该温度下的平衡常数K=2.60，试判断，（1）当CO转化率为50时，该反应是否达到平衡状态，若未达到，哪个方向进行？（2）达平衡状态时，CO的转化率应为多少？（3）当CO的起始浓度仍为2mol/L，H2O的起始浓度为6mol/L时，CO的转化率为多少？ 3、在一定体积的密闭容器中，进行如下反应：CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g)，其化学平衡常数K和温度t的关系如下表所

14、示：t70080083010001200K0.60.91.01.72.6回答下列问题：该反应化学平衡常数的表达式： ；该反应为 （填“吸热”或“放热”）反应；下列说法中能说明该反应达平衡状态的是 A、容器中压强不变 B、混合气体中c(CO)不变C、混合气体的密度不变 D、c(CO) = c(CO2)E、化学平衡常数K不变 F、单位时间内生成CO的分子数与生成H2O的分子数相等某温度下，各物质的平衡浓度符合下式：c(CO2)c(H2)=c(CO)c(H2O)，试判此时的温度为 830 。第三章 第一节：电离平衡1弱电解质电离过程 2当 则弱电解质电离处于平衡状态，叫“电离平衡”，此时溶液中的电解

15、质分子数、离子数保持恒定，各自浓度保持恒定。 3与化学平衡比较 （1）电离平衡是动态平衡：即弱电解质分子电离成离子过程和离子结合成弱电解质分子过程仍在进行，只是其速率相等。 （2）此平衡也是有条件的平衡：当条件改变，平衡被破坏，在新的条件下建立新的平衡，即平衡发生移动。 （3）影响电离平衡的因素A内因的主导因素。 B外国有： 温度：电离过程是一个吸热过程，所以，升高温度，平衡向电离方向移动。浓度：在的平衡体系中：加入：加入：加入：各离子分子浓度如何变化：、溶液如何变化？（“变高”，“变低”，“不变”） （4）电离平衡常数 （）一元弱酸： （3）一元弱碱 电离平衡常数化是温度函数，温度不变K不变

16、。值越大，该弱电解质较易电离，其对应的弱酸弱碱较强；值越小，该弱电解质越难电离，其对应的弱酸弱碱越弱；即值大小可判断弱电解质相对强弱。多元弱酸是分步电离的，一级电离程度较大，产生，对二级、三级电离产生抑制作用。如： 练习2是比碳酸还要弱的酸，为了提高氯水中的浓度，可加入（ ）A B C D3浓度和体积都相同的盐酸和醋酸，在相同条件下分别与足量固体（颗粒大小均相同）反应，下列说法中正确的是（ ）A盐酸的反应速率大于醋酸的反应速率B盐酸的反应速率等于醋酸的反应速率C盐酸产生的二氧化碳比醋酸更多D盐酸和醋酸产生的二氧化碳一样多4下列叙述中可说明酸甲比酸乙的酸性强的是（ ）A溶液导电性酸甲大于酸乙B钠

17、盐溶液的碱性在相同物质的量浓度时，酸甲的钠盐比酸乙的钠盐弱C酸甲中非金属元素比酸乙中非金属元素化合价高D酸甲能与酸乙的铵盐反应有酸乙生成5有两种一元弱酸的钠盐溶液，其物质的量浓度相等，现将这两种盐的溶液中分别通入适量的，发生如下反应：和的酸性强弱比较，正确的是（ ）A较弱 B较弱 C两者相同 D无法比较第二课时 一、电解质，非电解质1定义：在水溶液中或熔融状态下，能导电的化合物叫电解质。思考，在水溶液中，不导电，它属于非电解质吗？为什么？ 溶于水能导电，则氨气是电解质吗？为什么？ 共价化合物在液态时，能否导电？为什么？2电解质导电实质，电解质溶液导电能力强弱的原因是什么？二、强电解质，弱电解质

18、1区分电解质强弱的依据：电解质在溶液中“电离能力”的大小。2电离方程式：电离方程式书写也不同 （1）强电解质： （2）弱电解质： 3强弱电解质与结构关系。 （1）强电解质结构：强碱，盐等离子化合物（低价金属氧化物）； 强酸，极性共价化合物； （2）弱电解质结构：弱酸，弱碱具有极性共价位的共价化合物。三、弱电解质电离平衡 1电离平衡定义 在一定条件下（如温度，浓度），当电解质分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速度相等时，电离过程就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。 2电离平衡与化学平衡比较 “等”：电离速率与离子结合成分子的速率相等。 “定”：离子、分子的浓度保持一定。 “动”：电离过程与

19、离子结合成分子过程始终在进行。 “变”：温度、浓度等条件变化，平衡就被破坏，在新的条件下，建立新的平衡。 3影响电离平衡的外界因素 （1）温度：温度升高，电离平衡向右移动，电离程度增大。 温度降低，电离平衡向左移动，电离程度减小。 （2）浓度：电解质溶液浓度越大，平衡向右移动，电离程度减小； 电解质溶液浓度越小，平衡向左移动，电离程度增大； 4电离平衡常数 （1）一元弱酸电离平衡常数： （2）一元弱碱电离平衡常数： （3）多元弱酸是分步电离，每步各有电离常数。如： （4）电离平衡常数只随温度变化而变化，而与浓度无关。 （5）K的意义：K值越大，弱电解质较易电离，其对应弱酸、弱碱较强。K值越小，

20、弱电解质较难电离，其对应弱酸、弱碱较弱。第二节 水的电离和溶液的pH1、水的电离 H2O + H2O H3O+ + OH 简写为：H2O H+ + OH实验测定：25 H+=OH-=1mol/L 100 H+ = OH- = 1mol/L水的电离与其它弱电解质的电离有何异同？不同点：水是“自身”作用下发生的极微弱的电离。相同点：均是部分电离，存在电离平衡2、水的离子积 Kw = c（H+）c（OH）由于250C时，c（H+）= c（OH）= 110-7mol/L所以250C时，Kw = c（H+）c（OH）=110-14（定值）（省去单位）提问：当温度升高时，Kw如何变化？影响Kw的因素是什么

21、？（电离过程是吸热过程） 1000C时，Kw = c（H+）c（OH）=110-12影响因素：温度越高，Kw越大，水的电离度越大。对于中性水，尽管Kw,电离度增大，但仍是中性水，H+=OH-.注：温度升高时Kw增大，所以说Kw时要强调温度。练习：影响因素条件改变平衡移动溶液中的c(H+)溶液中的c(OH-)Kw温度升高温度向右增大增大变大降低温度向左减小减小变小酸碱性加入酸向左增大减小不变加入碱向左减小增大不变在常温时，由于水的电离平衡的存在，不仅是纯水，就是在酸性或碱性的稀溶液里，H+ 浓度和OH浓度的乘积总是一个常数110-14，请考虑一下，当纯水中加入盐酸或氢氧化钠时，c（H+）和c（O

22、H）如何变化？二、溶液的酸碱性和pH（常温下）：1、 溶液的酸碱性与c（H+）和c（OH）的关系： 电解质溶液对水电离平衡的影响溶 液 中c（H+）（mol/L）溶 液 中c（OH）（mol/L）c（H+）与c（OH）比较c（H+）c（OH）溶液酸碱性纯水=10-7=10-7相 等10-14中性盐酸加HCl，c（H+）增大，平衡左移10-7c（OH）10-14酸性氢氧化钠加NaOH，c（OH）增大，平衡左移10-7c（H+） c（OH），c（H+） 110-7mol/L碱性溶液c（H+） c（OH），c（H+）1mol/L时，pH值为负数，当C(OH-)1mol/L时，pH14。对于C(H+)

23、或C(OH-)大于1mol/L的溶液，用pH值表示反而不方便，所以pH值仅适用于C(H+)或C(OH)小于等于1mol/L的稀溶液。也可用pOH来表示溶液的酸碱性，pOH=-lgC(OH-)，因为C(H+)C(OH-)=10-14，若两边均取负对数，得pH+pOH=14。可用pH试纸来测定溶液的pH值。方法：用洁净的干玻璃棒直接蘸取少许待测液，滴在pH试纸上（注意不能将pH试纸先用水沾湿或用湿的玻璃棒，因为这样做，实际上已将溶液稀释，导致所测定的pH不准确）将pH试纸显示的颜色随即（半分钟内）与标准比色卡对照，确定溶液的pH值（因为时间长了，试纸所显示的颜色会改变，致使测得的pH不准。）作业练

24、习1、下列方法中可以证明A(s) + 2B2(g) 2C2(g) +D2(g) 已经达到平衡状态的是_.、单位时间内生成了2molC2的同时也生成了1molA、一个B B键的断裂的同时有一个C C键的生成、反应速率v(B2)=v(C2)=1/2v(D2)、C(B2):C(C2):C(D2) = 2:2:1、温度、体积一定时，B2、C2、D2浓度不再变化、温度、体积一定时，容器内的压强不再变化、条件一定时，混合气体的平均相对分子质量不再变化、温度、体积一定时，混合气体的密度不再变化、百分组成 B2% = C2% = D2%2、在PCl5(g) PCl3(g)+Cl2(g)，达到平衡后，其它条件不

25、变，向平衡体系中加入37Cl2，达到新平衡后，含37Cl的PCl3的物质的量与原平衡相比 A、增大 B、减小 C、不变 D、不能确定3、下列事实不能用勒沙特列原理说明的是A：往氢硫酸溶液中加入盐酸，S2-降低。B：温度不变时，敞口久置于空气中的饱和KNO3溶液含有晶体析出。C：在合成氨的工业生产中，使用较高的温度有利于提高产量。D：在密闭容器中，水面上方的蒸气压强随温度升高而增大。 4、在CuCl2水溶液中存在如下平衡：Cu(H2O)42+4Cl- CuCl42-+4H2O能使黄绿 （蓝） （绿）色CuCl2溶液向蓝色转化的操作是 A、蒸发浓缩 B、加水稀释 C、加入AgNO3 D、加入食盐晶

26、体5、在1大气压390时，可逆反应：2NO2 2NO+O2达到平衡，此时平衡混合气体的密度是相同条件下H2密度的19.6倍，求NO2的分解率。6、对于反应A2+3B2 2AB3以下表示的反应速率中，速率最大的是A、vA=0.4molL-1min-1 B、vB=0.8molL-1min-1C、v=0.6molL-1min-1 D、 v=0.01molL-1S-17、现有三个体积相等的密闭容器中都进行如下反应：CO2+H2 CO+H2O(g)，反应所处的温度相同，但反应的起始浓度不同，其中甲：H2=CO=amol 乙：CO2=amol H2=2amol 丙CO2=H2=H2O=amol，达到平衡时，CO的浓度由大到小的顺序排列正确的是A、丙甲乙 B、甲乙丙 C、乙丙甲 D、乙甲丙8足量镁和一定量的盐酸反应，为减慢反应速率，但又不影响的总量，可向盐酸中加入下列物质中的（ ）A B C D9 求下列溶液的pH：（1）某H2SO4溶液的浓度是0005mol/L 求此溶液的pH用水稀释到原来体积的100倍再继续稀释至104倍（2）pH=3的盐酸与pH=5的硫酸等体积混合