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第二章 化学反应速率与化学平衡
第二节 化学平衡
第1课时 化学平衡状态
教学目标
1、教学目标
1) 认识化学平衡状态，知道化学平衡常数的含义，能书写化学平衡常数表达式并进行简单计算；能利用平衡常数和浓度商的关系判断化学反应是否达到平衡及平衡移动的方向，提升从定量的角度分析化学反应的能力。
2) 通过实验探究，理解温度、浓度、压强对化学平衡状态的影响，进一步构建“化学变化是有条件的”这一学科观念。
3) 理解勒夏特列原理，能依据原理分析平衡移动的方向，体会理论对实践的指导作用。
2、教学重点和难点
1) 重点：化学平衡常数；从定性和定量两个角度判断化学平衡移动的方向。
2) 难点：反应条件对化学平衡的影响；对勒夏特列原理的理解。
引入新课
在科学研究和化工生产中，只考虑化学反应速率是不够的。还需要考虑怎样使原料尽可能多地转化为产品，这就涉及到化学反应进行的限度，即：化学平衡。
化学平衡状态的建立
N2
H2
NH3
0
t
时间
物质的量浓度
时间
t
反应速率
v逆
v正
v正＝v逆
以合成氨反应N2(g)＋3H2(g) 2NH3(g)为例
(1)反应刚开始时：
c反最大，c生为0，此时v正最大，v逆为0
(2)反应过程中：
(3)反应到某一时刻(t)：
化学平衡状态的建立
N2
H2
NH3
0
t
时间
物质的量浓度
时间
t
反应速率
v逆
v正
v正＝v逆
(2)反应过程中：
c反由最大值逐渐减小，c生由0逐渐最大，同步地v正由最大值开始逐渐减小，v逆由0开始逐渐增大
(3)反应到某一时刻：
v正＝v逆，单位时间内正反应消耗的某物质和逆反应生成的该物质的物质的量相等，体系中各物质的浓度保持不变，这种表面静止的状态称之为化学平衡状态，此状态下反应物的转化达到“限度”。
化学平衡状态的概念
1) 概念：在一定条件下的可逆反应体系中，当正、逆反应速率相等时，反应物和生成物的浓度均保持不变，即体系的组成不随时间而改变，这表明该反应中物质的转化达到了“限度”，这时的状态我们称之为化学平衡状态，简称化学平衡。
注：化学平衡状态是可逆反应在该条件下所能达到或完成的最大程度，即该反应进行的限度
化学平衡状态的特征
五
大
特
征
逆
动
等
定
变
可逆反应
平衡时反应没有停止，是动态平衡
v正＝v逆 ≠ 0
反应物和生成物的含量保持一定
若外界条件(浓度、温度、压强等)改变，平衡可能发生移动，并在新条件下建立新的平衡。
说明：任何化学平衡状态都是暂时的、相对的、有条件的
化学平衡状态的建立
练、将0.2 mol/L的KI溶液和0.05 mol/L的Fe2(SO4)3溶液等体积混合充分反应后，取混合液分别完成下列是实验，能说明溶液中存在化学平衡2Fe3＋＋2I 2Fe2＋＋I2的是( )
A. 向混合液中滴入KSCN溶液，溶液变红色
B. 向混合液中滴入AgNO3溶液，有黄色沉淀生成
C. 向混合液中滴入K3[Fe(CN)6]溶液，有蓝色沉淀生成
D. 向混合液中滴入淀粉溶液，溶液变蓝色
判断化学平衡状态的判断
判断化学平衡状态的依据
1) 直接判断法：等、定
① 速率标志
※ 同种物质:
※ 不同物质:
v正＝v逆
必须标明是“异向”的反应速率关系，且速率之比等于方程式中各物质的化学计量数之比。
如：aA(g)＋bB(g) cC(g)＋dD(g)，当v正(A) : v逆(B)＝ 时，反应达到平衡状态。
a : b
② 含量标志：
各物质的浓度保持不变
或：bv正(A)＝av逆(B)
判断化学平衡状态的判断
2) 间接判断法：
并非直接反应“等”和“定”而间接反映“等”和“定” (体系中的某些物理量保持不变)
④ 反应物的转化率或生成物的产率保持不变
② 各物质的百分含量(物质的量分数、质量分数、体积分数)不变
① 各物质的质量、物质的量或浓度保持不变
③ 反应体系的温度、压强、颜色等保持不变
判断可逆反应是否达到化学平衡状态的方法—— 异向相等、变量不变
判断化学平衡状态的依据
判断化学平衡状态的判断
3) 综合分析
举例 mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g) 状态
混物体系中合各组分的含量 各物质的质量或 各物质的质量分数一定
各气体的体积或体积分数一定
总物质的量、总压强一定
平衡
平衡
不一定平衡
m + n ≠ p + q (非等体反应) 平衡
m + n＝p + q (等体反应) 不平衡
判断化学平衡状态的依据 ——异向相等、变量不变
判断化学平衡状态的判断
举例 mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g) 状态
正逆反应 速率关系 在单位时间内消耗了m molA，同时生成m molA，即v正=v逆
在单位时间内消耗了 n molB， 同时生成 p molC
vA : vB : vC : vD = m : n : p : q， v正不一定等于v逆
在单位时间内生成了 n molB， 同时消耗了 q molD
(续表)
平衡
不一定平衡
不一定平衡
不一定平衡
判断化学平衡状态的依据 ——异向相等、变量不变
判断化学平衡状态的判断
举例 mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g) 状态
混合气体的平均相 对分子质量( Mr ) 一定，当m+n≠p+q时
一定，当m+n＝p+q时
温度 绝热体系内温度不变
密度 密度不变
颜色 含有有色物质的体系 颜色不再变化
平衡
不一定平衡
平衡
不一定平衡
平衡
(续表)
判断化学平衡状态的依据 ——异向相等、变量不变
判断化学平衡状态的判断
练、判断：对于可逆反应：NH2COONH4(s) 2NH3(g)＋CO2(g)，
当NH3的体积分数保持不变时，该反应达到化学平衡状态。
练、在恒温恒容容器中，当下列物理量不再发生变化时，不能表明A(s)＋3B(g) 2C(g)＋D(g)已达平衡状态的是 ( )
A. 混合气体的压强
B. 混合气体的密度
C. 3v逆(C)＝2v正(B)
D. 混合气体的平均相对分子质量
A
思考与交流
思考与交流：当一定温度下，化学平衡体系中反应物浓度与生成物浓度之间有什么关系呢？
阅读教材P31~ 32表2 1中的数据思考下列问题：
1) 一定温度下达到平衡时， 的数值有什么特点？
c2(HI)
c(H2)
c(I2)
·
2) 与起始浓度大小及建立平衡途径有无关系
c2(HI)
c(H2)
c(I2)
·
3) 表达式中的幂与化学计量数之间有何关联？
c2(HI)
c(H2)
c(I2)
·
化学平衡常数的概念
1) 概念：在一定温度下，当一个可逆反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比是一个常数，这个常数就是该反应的化学平衡常数(简称平衡常数)，用符号K表示。
如：mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)
则：K＝
cm(A)·cn(B)
cp(C)·cq(D)
练、写出下列反应的平衡常数表达式
1) C(s)＋H2O(g) CO(g)＋H2(g)
2) Cr2O72 (aq)＋H2O(l) 2CrO42 (aq)＋2H＋(aq)
K＝
K＝
c(H2O)
c(H2)·c(CO)
c(Cr2O72 )
c2(H＋)·c2(CrO42 )
1) 固体、纯液体及溶液中的水的浓度可视为常数，一般不列入平衡常数表达式中
2) 关系式中一般只包括气态物质和溶液中各溶质的浓度
化学平衡状态的建立
1) N2＋3H2 2NH3
2) 2NH3 N2＋3H2
3) 2N2＋6H2 4NH3
K1＝
K2＝
K3＝
c(N2)·c3(H2)
c2(NH3)
c2(NH3)
c(N2)·c3(H2)
c2(N2)·c6(H2)
c4(NH3)
K1
K2＝
1
K3＝K1
2
1) 化学平衡常数表达式与化学方程式的书写形式有关，同一个化学反应，书写的方式不同，K的表达式也不同
2) 对于同一可逆反应的正、逆反应的平衡常数互为倒数
练、写出下列反应的平衡常数表达式
化学平衡状态的建立
1) CO(g)＋CuO(s)? CO2(g)＋Cu(s)
2) H2(g)＋CuO(s) ? H2O (g)＋Cu(s)
3) CO(g)＋H2O(g) ? CO2(g)＋H2(g)
K1＝
K2＝
K3＝
c(CO)
c(CO2)
c(H2)
c(H2O)
c(CO)·c(H2O)
c(CO2)·c(H2)
(3)＝(1) (2)
K3＝K1÷K2
某个反应可表示为两个反应的和 (或差) ，则总反应的K等于各分步反应的平衡常数的积(或商)。
练、写出下列反应的平衡常数表达式
影响化学平衡常数的因素
1) 内因：
2) 外因：
反应物本身的性质
只受反应体系的温度的影响，与其他外界因素(如反应物或生成物浓度、压强以及是否使用催化剂)无关
理解：对于给定的化学反应，K只与温度有关，温度改变K一定发生变化，但温度升高，K不一定增大，其他条件的改变，只要温度不变，K就不变。
化学平衡常数的应用
1) 表明化学反应的限度
K值越大
K值越小
正反应进行的程度越大
正反应进行的程度越小
平衡时反应物的转化率越大
平衡时反应物的转化率越小
注：一般来说，当K >105时，认为该反应基本进行完全；当K<10 5时，认为该反应很难进行。
化学平衡常数的应用
2) 判断反应是否达到化学平衡状态及反应进行的方向
浓度商(Qc)：
任意状态的生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值
如：mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)
则：Qc＝
cm(A)·cn(B)
cp(C)·cq(D)
K＝
cm(A)·cn(B)
cp(C)·cq(D)
区别：化学平衡常数(K)中的浓度是平衡浓度；浓度商(Qc)中的浓度是任意时刻的浓度。
化学平衡常数的应用
2) 判断反应是否达到化学平衡状态及反应进行的方向
① Qc＞K
② Qc＝K
③ Qc＜K
可逆反应处于平衡状态
可逆反应向逆反应方向进行
可逆反应向正反应方向进行
3) 判断反应的热效应 (多数资料书均出现，后续课程再讲解)
化学平衡常数的应用
4) 利用平衡常数可计算平衡时各物质的浓度、物质的量分数和转化率等
平衡转化率(α)：平衡时已转化的某反应物的量与转化前(初始时)该反应物的量之比。
α(A)＝
A起始量﹣A平衡量
A起始量
×100%
特点：平衡转化率能更直观地表示化学反应进行的程度
解决化学反应速率、化学平衡计算的基本方法——“三段式”
1) 确定反应物和生成物的初始加入量
2) 确定反应过程转化量：改变量之比＝计量数比
3) 确定反应某一时刻量或平衡量
4) 依据题目中的量建立等式关系，进行计算
例1、例2 (P32 ~ 33)
关于多重平衡体系中平衡常数的计算
练、将固体NH4I置于密闭容器中，在一定温度下发生下列反应:
① NH4I(s) NH3(g)＋HI(g)；
② 2HI(g) H2(g)＋I2(g)
达到平衡时，c(H2)＝0.5mol·L 1，c(HI)＝4mol·L 1， 则此温度下反应①的平衡常数为( )
A. 9 B. 16 C. 20 D. 25
C
注意：表达式中的物质的量浓度一定是平衡状态下体系的浓度
第二章 化学反应速率与化学平衡
第二节 化学平衡
第2课时 影响化学平衡的因素
影响化学平衡的因素——浓度
浓度对化学平衡的影响
实验2 1：
向盛有5mL 0.005 mol/L FeCl3溶液的试管中加入5mL 0.015 mol/L KSCN溶液，溶液呈红色。
将上述溶液平均分装在a、b、c三支试管中，向试管b中加入少量铁粉，向试管c中滴加4滴1 mol/L KSCN溶液，观察试管b、c中溶液颜色的变化，并均与试管a对比。
向试管b中加入少量铁粉
向试管c中滴加4滴1 mol/L KSCN溶液
实验
操作
现象
实验原理
Fe3＋ ＋ 3SCN－ Fe(SCN)3
浅黄色 无色 红色
影响化学平衡的因素——浓度
影响化学平衡的因素——浓度
浓度对化学平衡的影响
实验2 1：
向盛有5mL 0.005 mol/L FeCl3溶液的试管中加入5mL 0.015 mol/L KSCN溶液，溶液呈红色。
将上述溶液平均分装在a、b、c三支试管中，向试管b中加入少量铁粉，向试管c中滴加4滴1 mol/L KSCN溶液，观察试管b、c中溶液颜色的变化，并均与试管a对比。
向试管b中加入少量铁粉
向试管c中滴加4滴1 mol/L KSCN溶液
实验
操作
现象
实验原理
Fe3＋ ＋ 3SCN－ Fe(SCN)3
浅黄色 无色 红色
溶液颜色变浅
溶液颜色加深
实验证明：当可逆反应达到平衡时，在其他条件不变的情况下，
1) 如果增大反应物浓度，平衡向正反应方向移动；
2) 如果减小反应物浓度，平衡向逆反应方向移动；
数据验证：增大反应物浓度，平衡向正反应方向移动
K＝
cm(A)·cn(B)
cp(C)·cq(D)
则：Qc＜K
→ 正反应方向移动
影响化学平衡的因素——浓度
3) 如果增大生成物浓度，平衡向逆反应方向移动；
4) 如果减小生成物浓度，平衡向正反应方向移动。
思考：若改变生成物的浓度，对平衡的移动又会产生怎样的影响呢？
1) 概念：在一定条件下，当可逆反应达到平衡状态后，如果改变反应条件，平衡状态被破坏，平衡体系的组成也会随着改变，直至达到新的平衡状态。这种由原有的平衡状态达到新的平衡状态的过程。
条件改变
化学平衡移动
v(正) ≠ v(逆)
新平衡
平 衡 I
v(正)＝v(逆)
一定时间后
平 衡 II
v(正) ＝ v(逆)
v(正) > v(逆) 正向(向右)移动
v(正) < v(逆) 逆向(向左)移动
v(正) = v(逆) 平衡不移动
旧平衡
化学平衡的移动的概念
速率 时间关系图分析——增大反应物的浓度
v正＝v逆
v正
v逆
0 t1 t2 t3 t(s)
v
平衡状态Ⅰ
v′正＝v′逆
v′逆
v′正
平衡状态Ⅱ
影响化学平衡的因素——浓度
v(逆)
v
v(正)
t
v(正)= v(逆)
0
t1
t2
v (正)
v (逆)
v (正)=v (逆)
t3
t2
v (正)
v (逆)
v (正)= v (逆)
t3
0
v
t
v(正)
v(逆)
v(正) = v(逆)
t1
t2
v (逆)
v (正)
v (正)= v (逆)
t3
0
v
t
v(正)
v(逆)
v(正) = v(逆)
t1
v(逆)
v
v(正)
t
v(正)= v(逆)
0
t1
t2
v (逆)
v (正)
v (正)= v (逆)
t3
增大反应物浓度
减小生成物浓度
减小反应物浓度
增大生成物浓度
速率 时间关系图——浓度
浓度对化学平衡的影响：
1) 浓度：指与反应有关的气体或溶液中实际参加反应的离子浓度(改变固体或纯液体的量，不会对化学平衡造成影响)。
2) 不论增大反应物的浓度，还是生成物的浓度，新平衡状态下的反应速率一定大于原平衡状态下的反应速率；降低浓度，新平衡状态下的反应速率一定小于原平衡状态下的反应速率。
浓度对化学平衡影响的应用：
小结：浓度对化学平衡的影响及其应用
在工业生产中，常通过适当增大廉价的反应物的浓度，使化学平衡向正反应方向移动，可提高价格较高的原料的转化率，从而降低生产成本。
再看浓度对化学平衡移动的影响
如果增大反应物浓度，平衡向正反应方向移动；
如果减小反应物浓度，平衡向逆反应方向移动；
如果增大生成物浓度，平衡向逆反应方向移动；
如果减小生成物浓度，平衡向正反应方向移动。
规律：改变反应体系中某物质浓度，平衡就向着能够减弱这种改变的方向移动。
1888年法国科学家勒夏特列就发现了其中的规律，并总结出著名的勒夏特列原理(化学平衡移动原理)
勒夏特列原理(化学平衡移动原理)
勒夏特列原理(化学平衡移动原理)
1) 内容：如果改变影响平衡的一个因素(如浓度、温度、或压强等)，平衡就向着能够减弱这种改变的方向移动。
2) 对勒沙特列原理的解读
研究对象
适用条件
判断内容
移动结果
处于平衡状态的可逆反应
只适用于改变影响平衡体系的一个条件
只可判断平衡移动的方向
只能“减弱”这个改变，而不能彻底抵消 (有特列)
压强对化学平衡的影响
实验2 2：
用50 mL注射器吸入20 mL NO2和N2O4的混合气体(使注射器的活塞位于Ⅰ处)，将细管端用橡胶塞封闭。然后把活塞拉到Ⅱ处，观察管内混合气体颜色的变化。当反复将活塞从Ⅱ处推到Ⅰ处及从Ⅰ处拉到Ⅱ处时，观察管内混合气体颜色的变化。
体系压强增大
体系压强减小
实验操作
现象
实验原理
2NO2 N2O4
红棕色 无色
结论
影响化学平衡的因素——压强
影响化学平衡的因素——压强
压强对化学平衡的影响
实验2 2：
用50 mL注射器吸入20 mL NO2和N2O4的混合气体(使注射器的活塞位于Ⅰ处)，将细管端用橡胶塞封闭。然后把活塞拉到Ⅱ处，观察管内混合气体颜色的变化。当反复将活塞从Ⅱ处推到Ⅰ处及从Ⅰ处拉到Ⅱ处时，观察管内混合气体颜色的变化。
体系压强增大
体系压强减小
实验操作
现象
实验原理
2NO2 N2O4
红棕色 无色
结论
混合气体的颜色先变深又逐渐变浅
混合气体的颜色先变浅又逐渐变深
增大压强，平衡向气体体积减小反应方向移动；
减小压强，平衡向气体体积增大反应方向移动。
影响化学平衡的因素——压强
实验证明：对于有气体参加的可逆反应，当达到平衡时，在其他条件不变的情况下：
1) 增大压强会使化学平衡向气体体积缩小的方向移动；
2) 减小压强会使化学平衡向气体体积增大的方向移动。
温馨提示：固体或液体物质的体积受压强影响很小，可以忽略不计
影响化学平衡的因素——压强
v(逆)
v
v(正)
t
v(正)= v(逆)
0
t1
t2
v (正)
v (逆)
v (正)= v (逆)
t3
t2
v (正)
v (逆)
v (正)= v (逆)
t3
0
v
t
v(正)
v(逆)
v(正) = v(逆)
t1
t2
v (逆)
v (正)
v (正)= v (逆)
t3
0
v
t
v(正)
v(逆)
v(正) = v(逆)
t1
v(逆)
v
v(正)
t
v(正)= v(逆)
0
t1
t2
v (逆)
v (正)
v (正)= v (逆)
t3
增大压强
m+n ___ p
减小压强
m+n ___ p
增大压强
m+n ___ p
减小压强
m+n ___ p
影响化学平衡的因素——压强
mA(g)＋nB(g) pC(g)
影响化学平衡的因素——压强
练、某温度下，密闭容器中发生反应如下：aX(g) bY(g)＋cZ(g)，
达到平衡后，保持温度不变，将容器的容积压缩到原来容积的一半，当达到新平衡时，物质Y和Z的浓度均是原来的1.8倍。则下列叙述正确的是(　　)
A. 可逆反应的化学方程式的化学计量数：a＞b＋c
B. 压缩容器的容积时，v正增大，v逆减小
C. 达到新平衡时，物质X的转化率减小
D. 达到新平衡时，混合物中Z的质量分数增大
C
思考: 对于反应A(g)＋B(g) 2C(g)
如果增大压强，反应速率是否改变，平衡是否移动？
v
t(s)
0
v正 = v逆
t1
增大压强
K＝
c(A)·c(B)
c2(C)
此时刻A、B、C均变为原先的n倍
将容器的体积压缩至原先的1/n
则：Qc＝
nc(A)·nc(B)
[nc(C)]2
＝
c(A)·c(B)
c2(C)
＝K
平衡不移动
v 正 = v 逆
结论: 对于等体反应，改变压强，反应速率发生改变，化学平衡不移动。
影响化学平衡的因素——压强
1) 增大压强对应_____、减小压强对应______
2) 保持体积不变，充入惰性气体对应_______
3) 保持压强不变，充入惰性气体对应_______
图1
图2
图3
图2
练、对于反应H2O(g)＋CO H2＋CO2
v
t(s)
0
v正 = v逆
v 正 = v 逆
t1
图1
v
t(s)
0
v正 = v逆
v 正 = v 逆
t1
图2
v
t(s)
0
v正 = v逆
v 正 = v 逆
t1
图3
影响化学平衡的因素——压强
影响化学平衡的因素——温度
温度对化学平衡的影响
实验2 3：
把NO2和N2O4的混合气体通入两只连通的烧瓶，然后用弹簧夹夹住乳胶管；把一只烧瓶浸泡在热水中，另一只烧瓶浸泡在冰水中，观察混合气体颜色的变化。
浸泡在热水中
浸泡在冰水中
实验操作
现象
实验原理
2NO2(g) N2O4(g) ΔH＝ 56.9 kJ/mol
结论
影响化学平衡的因素——温度
影响化学平衡的因素——温度
温度对化学平衡的影响
实验2 3：
把NO2和N2O4的混合气体通入两只连通的烧瓶，然后用弹簧夹夹住乳胶管；把一只烧瓶浸泡在热水中，另一只烧瓶浸泡在冰水中，观察混合气体颜色的变化。
浸泡在热水中
浸泡在冰水中
实验操作
现象
实验原理
2NO2(g) N2O4(g) ΔH＝ 56.9 kJ/mol
结论
浸泡在热水中的
烧瓶内红棕色加深
升高温度，平衡向吸热反应方向移动；
降低温度，平衡向放热反应方向移动。
浸泡在冷水中的
烧瓶内红棕色变浅
影响化学平衡的因素——温度
v(逆)
v
v(正)
t
v(正)= v(逆)
0
t1
t2
v (正)
v (逆)
v (正)= v (逆)
t3
t2
v (正)
v (逆)
v (正)= v (逆)
t3
0
v
t
v(正)
v(逆)
v(正) = v(逆)
t1
t2
v (逆)
v (正)
v (正)= v (逆)
t3
0
v
t
v(正)
v(逆)
v(正) = v(逆)
t1
v(逆)
v
v(正)
t
v(正)= v(逆)
0
t1
t2
v (逆)
v (正)
v (正)= v (逆)
t3
升温
ΔH __0
降温
ΔH __0
升温
ΔH __0
降温
ΔH __0
影响化学平衡的因素——催化剂
催化剂对化学平衡的影响
v
0 t1 t(s)
v正 = v逆
加入催化剂
分析：催化剂能够同等程度地改变正反应速率和逆反应速率，因此它化学平衡的移动无影响，但是使用催化剂能改变反应达到平衡所需的时间。
v 正 = v 逆
α(反)
t
t1
t2
使用催化剂
随堂检测
练、下列不能用勒夏特列原理解释的事实是( )
A. 红棕色的NO2加压后颜色先变深后变浅
B. H2、I2、HI气体组成的平衡体系加压后颜色变深
C. 黄绿色的氯水光照后颜色变浅
D. 合成氨工业使用高压以提高氨的产量
B
练、对于O2(g)＋2SO2(g)? 2SO3(g) ΔH<0
能使该反应的化学平衡常数K增大的是( )
A. 加入催化剂 B. 增大SO2浓度
C. 增大压强 D. 降温
D
随堂检测
练、如图所示，表示反应N2(g)＋3H2(g) 2NH3(g) ΔH<0，在某一时间段内反应速率与反应过程的曲线关系图。
(1)氨的质量分数最高的一段时间是_____(填字母)。
A. t0～t1 B. t2～t3
C. t3～t4 D. t5～t6
(2)t1、t3、t4改变的条件分别是
t1 ___________________；
t3 ___________________；
t4 ___________________。
A
减小压强
升高温度
使用催化剂
化学平衡移动与平衡转化率的关系
练、已知反应如下：COCl2(g) CO(g)＋Cl2(g) ΔH＞0，
当反应达到平衡时，下列措施：①升温　②恒容通入惰性气体
③增加CO浓度　④减压　⑤加催化剂　⑥恒压通入惰性气体，
其中能提高COCl2转化率的是(　　)
A. ①②④ B. ①④⑥ C. ②③⑤ D. ③⑤⑥
B
化学平衡移动与平衡转化率的关系
平衡状态
在其他条件
不变的情况下
改变温度或改变压强
平 衡正 向移 动
平 衡逆 向移 动
反应物的
转化率增大
反应物的
转化率减小
1) 温度、压强对平衡转化率的影响
化学平衡移动与平衡转化率的关系
2) 浓度对平衡转化率的影响
(1)反应物只有一种，如：aA(g) bB(g)＋cC(g)
恒温恒压：增加A的量，平衡右移，但是A的转化率不一定增大，与气态物质的系数有关。(可视为加压处理)
若a＜b＋c，视为加压，平衡逆向移动，反应物转化率减小；
若a＞b＋c，视为加压，平衡正向移动，反应物转化率增大；
若a＝b＋c，视为加压，平衡不移动， 反应物转化率不变。
(2)反应物不止一种，如：aA(g)＋bB(g) cC(g)＋dD(g)
规律：若只增加A的量，平衡向正反应方向移动，B的转化率一定增大， 但A的转化率减小。
化学平衡移动与平衡转化率的关系
练、一真空密闭容器中盛有a mol A，在一定温度时发生反应：
nA(g) B(g)＋C(g)
反应达到平衡时A的体积分数为M%。若再向容器中投入一定量的A，在相同的温度下再次达到平衡时，A的体积分数为N%。则M和N的正确关系是( )
A. M＞N B. M＜N
C. M＝N D. A、B、C项都有可能
D
随堂检测
练、一定条件下，在密闭容器里进行如下可逆反应：
S2Cl2(橙黄色液体)＋Cl2(g) 2SCl2(鲜红色液体) ΔH﹤0
下列说法正确的是( )
A. 增大压强，平衡常数将增大
B. 达到平衡时，单位时间里消耗nmol S2Cl2的同时也生成nmolCl2
C. 达到平衡后，若升高温度，氯气的浓度减小
D. 恒容时加入氯气，平衡向正反应方向移动，平衡后氯气的浓度增大
勒夏特列原理的局限性：
勒夏特列原理只是一条经验规律，有其局限性的。利用勒夏特列原理判断平衡移动的方向有可能给出错误的结论，利用反应浓度商Qc和平衡常数K的大小关系对平衡移动的方向进行判定，这种方法具有普遍性。
拓展：勒夏特列原理的局限性
1) 非单一因素对化学平衡的影响
假设稀释后溶液体积增大为原来的n倍(n＞1)，各离子浓度瞬间变为原平衡浓度的1/n
Kc＝
c(Cr2O72 )
c2(CrO42 )·c2(H＋)
Qc＝
c(Cr2O72 )/n
[c(CrO42 )/n]2 · [c(H＋)/n]2
n3
1
c(Cr2O72 )
c2(CrO42 )·c2(H＋)
＝
n3
1
＝
Kc
即：Qc ＜Kc，反应向正方向移动
如：用蒸馏水稀释K2Cr2O7溶液，则平衡向____方向移动。
[已知：Cr2O72 (aq)＋H2O(l) 2CrO42 (aq)＋2H＋(aq)]
拓展：勒夏特列原理的局限性
2) “减弱”真的不能“抵消”吗？
例、一定温度下，在恒容密闭容器中存在平衡：
CaCO3(s) CaO(s)＋CO2(g)，
此时CO2的浓度为c1。若向容器中再充入一定量的CO2，则再次达到平衡时，容器内的CO2浓度c2_______c1。
分析：若按照勒夏特列原理的“减弱”不能“抵消”的说法，则恒温恒容条件下充入CO2气体，增大了CO2的浓度，那么达新平衡后CO2的浓度必然增大。则c2＞c1。
但是Kc＝c(CO2)；显然只要充入的CO2的物质的量在已有CaO的承受范围之内，由于Kc仅与温度有关，因此恒温条件下，达到新平衡后的CO2浓度c2＝c1。
拓展：勒夏特列原理的局限性
此例告诉我们，即使只改变一个影响平衡的因素，用勒夏特列原理对非均相反应体系的判断仍会带来错误。因此勒夏特列原理的一种更严谨的表述为：均相、封闭体系，只改变一个可以影响平衡的条件，平衡将向着能够减弱这种改变的方向移动。
随堂检测
练、一定条件下，向三个相同体积的密闭容器中充入一定量的Q和P，
Q(g)＋3P(g) 2R(g) 。下列说法错误的是( )
A. 该反应是放热反应
B. 反应达平衡时，容器甲中的平均反应速率：v(Q)＝0.045mol/(L min)
C. 反应达平衡时，容器乙中，物质P的转化率为90%
D. 反应达平衡时，向容器丙中再充入0.1 mol L 1的Q、0.2 mol/L的P、 和0.2 mol/L的R、 则反应将向正反应方向进行
容 器 温度 (oC) 物质起始浓度/mol L 1 物质起始浓/mol L 1 达平衡所需时间/s
Q P R
甲 280 1.5 3.0 1.8 20
乙 280 4.5 9.0 15
丙 360 1.5 3.0 1.2 8
随堂检测
练、研究表明，一定条件下活性炭可有效地将NO转化为N2，反应的热化学方程式为C(s)＋2NO(g) N2(g)＋CO2(g) ΔH。已知：v正＝k正·c2(NO)，v逆＝k逆·c(N2)·c(CO2) (k正、k逆为速率常数，只与温度有关)。在某密闭容器中加入足量C(s)和一定量的NO发生上述反应，测得NO的转化率与温度的关系如图所示。下列说法正确的是( )
A. 该反应的ΔH ＞ 0 B. q点处，v正＞ v逆
C. 1050K温度下， Kc＝2 D. 1100K温度下， k正 : k逆＝1 : 9
900 950 1000 1050 1100 1150 1200 T/K
100
80
60
40
20
0
NO的转化率/%
q
m
n











拓展：压强平衡常数
Kp＝
[P(C)]p·[P(D)]q
[P(A)]m·[P(B)]n
注：Kp为该反应在温度T时的压强平衡常数
依据：pV＝nRT
p＝ RT＝cRT
n
V
Kp＝
[c(C)RT]p·[c(D)RT]q
[c(A)RT]m·[c(B)RT]n
＝
[c(C)]p·[c(D)]q
[c(A)]m·[c(B)]n
×(RT)(p+q)－(m+n)
结论：Kp＝Kc·(RT)(p+q)－(m+n)
可逆反应mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)，在温度T时达到化学平衡，各气态物质的平衡分压有如下关系：
拓展：基元反应的速率方程与平衡常数间的关系
可逆反应mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)，若为基元反应，则正反应和逆反应的速率方程分别为：
v正＝k正·[c(A)]m·[c(B)]n
v逆＝k逆·[c(C)]p·[c(D)]q
当反应达平衡时，则v正＝v逆可得：
k正·[c(A)]m·[c(B)]n ＝k逆·[c(C)]p·[c(D)]q
[c(C)]p·[c(D)]q
[c(A)]m·[c(B)]n
k正
k逆
＝
＝ Kc
拓展：平衡常数与温度的关系
Kc＝
k正
k逆
由此可以看出：
1) H位于指数位，因此| H|越大的反应，K值受温度的影响越大；
2) 对于放热反应( H＜0)，温度升高，平衡常数减小；温度降低，平衡常数增大；
3) 对于吸热反应( H＞0)，温度升高，平衡常数增大；温度降低，平衡常数减小。
＝A·e ×
Ea－E'a
RT
＝A·e
H
RT
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