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化学平衡
适用对象：可逆反应
内在本质：v(正)=v(逆)≠0
外在标志：反应混合物中各组分的浓度保持不变
适用条件：一定条件
一定条件下，可逆反应里，正反应速率和逆反应速率相等，
反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态。
1.化学平衡状态概念
一、化学平衡状态
2.化学平衡状态特征：
逆：可逆反应（或可逆过程）
等： v正 = v逆 (不等于零)
动：正逆反应均未停止，只是速率相等,是动态平衡
定：平衡时，各组分的浓度或含量保持不变
变：条件改变，原平衡被破坏，在新的条件下建立新的平衡。平衡移动
v正=v逆≠0
（1）用同一种物质来表示反应速率时，该物质的生成速率与消耗速率相等。即单位时间内生成与消耗某反应物（生成物）的量相等。
②速率之比化学方程式中相应的化学计量数之比。
①表示两个不同的方向。
（2）用不同种物质来表示反应速率时必须符合两方面
直接判断法
1.等
二、化学平衡状态的判断
例如，一定条件下，可逆反应 N2＋3H2 2NH3，对该可逆反应，表示正、逆反应速率可以用N2或H2或NH3来表示：
（1）单位时间内，消耗1molN2，同时1molN2生成
（2）单位时间内，消耗3molH2，同时有2molNH3反应掉
（3）1个 N≡N 断裂的同时，有6个N—H 键断裂
各组分的浓度保持不变
2.定
①各组分的物质的量或物质的量分数保持不变
②各气体的体积或体积分数保持不变
③各组分的质量或质量分数保持不变
④体系的颜色和温度不变
⑤转化率不变
（注意不是相等，也不是成一定的比值）
间接判断法
3.气体的平均相对分子质量M
（1）若各物质均为气体
以mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g) 为例
若m+n≠p+q
若m+n=p+q
一 定
不一定
例如： 2SO2(g)+O2(g) 2SO3(g) ，
当平均相对分子质量不变时，一定是化学平衡状态
H2(g)+I2(g) 2HI(g)
当平均相对分子质量不变时，不一定是化学平衡状态
（变量不变即可判断平衡）
（2）若有非气体参与，无论等计量数或非等计量数反应，
M不变时一定是化学平衡状态。
例如： C(s)+O2(g) CO2(g)
当平均相对分子质量不变时，一定是化学平衡状态
CO2(g)+C(s) 2CO(g)
当平均相对分子质量不变时，一定是化学平衡状态
二、间接判断法（变量不变即可判断平衡）
3.气体的平均相对分子质量M
特例：单一气体的反应，气体平均相对分子质量一定时，
不能作为判断平衡的标志
二、间接判断法
4.气体密度
恒容：ρ总为恒值，不一定是平衡状态。
以mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g) 为例
若m+n≠p+q
若m+n=p+q
一 定
不一定
（1）若各物质均为气体
ρ
=
m总
V容器
恒压：
例如： 2SO2(g)+O2(g) 2SO3(g) ，
恒容条件下，当气体密度不变时，不一定是化学平衡状态
恒压条件下，当气体密度不变时，一定是化学平衡状态
H2(g)+I2(g) 2HI(g)
恒容条件下，当气体密度不变时，不一定是化学平衡状态
恒压条件下，当气体密度不变时，不一定是化学平衡状态
ρ
=
m总
V容器
二、间接判断法
4.气体密度
（2）若有非气体参与，无论等计量数或非等计量数反应， 恒压或是恒容 ， ρ不变时一定是化学平衡状态 。
例如： C(s)+O2(g) CO2(g)
恒容条件下，当气体密度不变时，一定是化学平衡状态
恒压条件下，当气体密度不变时，一定是化学平衡状态
CO2(g)+C(s) 2CO(g)
恒容条件下，当气体密度不变时，一定是化学平衡状态
恒压条件下，当气体密度不变时，一定是化学平衡状态
ρ
=
m总
V容器
因为恒容、恒温条件下，n(g)越大则压强P就越大，则无论各成份是否均为气体，只需考虑Δn(g)。
当Δn(g)=0，则P为恒值，不一定是化学平衡状态。
当Δn(g)≠0，则P一定时，一定是化学平衡状态。
二、间接判断法
5.体系总压强
PV=nRT
例如：恒容、恒温条件下 ，
C(s)+O2(g) CO2(g)
当体系总压强不变时，不一定是化学平衡状态
CO2(g)+C(s) 2CO(g)
当体系总压强不变时，一定是化学平衡状态
2SO2(g)+O2(g) 2SO3(g) ，
当体系总压强不变时，一定是化学平衡状态
H2(g)+I2(g) 2HI(g)
当体系总压强不变时，不一定是化学平衡状态
PV=nRT
观察课本P31 表2-1 457.6℃时反应体系H2(g)+I2(g) 2HI(g) 中各物质的浓度。 从中我们可以发现：
C2(HI)
C(H2).C(I2)
该反应在457.6℃达到平衡时，
是个常数
对于一般的可逆反应
mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g)
在任意时刻时，
称为浓度商
三、化学平衡常数
当该反应在一定温度下达到化学平衡时
=K
K是常数，称为化学平衡常数，简称平衡常数
三、化学平衡常数
1.化学平衡常数的表达式
K=
mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g)
化学平衡常数：
浓度商：
c为平衡浓度
c为任一时刻浓度
三、化学平衡常数
2.化学平衡常数的意义
化学平衡常数是表明化学反应限度的一个特征值，通常情况下，只受温度影响
当反应中有关物质的浓度商等于平衡常数时，表明反应达到限度，即达到化学平衡状态
三、化学平衡常数
2.化学平衡常数的意义
K值越大，反应进行得越完全，反应物平衡转化率越高；
K值越小，反应进行越不完全，反应物平衡转化率越低。
一般来说，K>105时，反应就进行得基本完全
易错警示
（1）平衡常数必须指明温度，反应必须达到平衡状态
（2）平衡常数表示反应进行的程度，不表示 反应的快慢，
即速率大，K值不一定大
（ 3）在进行K值的计算时，纯固体、纯液体不作考虑，
表达式中不需表达
Fe3O4(s) + 4H2(g)
高温
3Fe(s) + 4H2O(g)
如：
一定温度下
（4）平衡常数的表达式与方程式的书写有关
N2+3H2 2NH3
2NH3 N2+3H2
某温度下
1/2N2+3/2H2 NH3
易错警示
方程式的系数扩大n倍，K变为Kn；
正反应与逆反应的K，互为倒数
例1.在某温度下,将H2和I2各0.01mol/L的气态混合物充入10L密闭容器中,充分反应,达到平衡后,测得c(H2)=0.008mol/L.
(1)求反应的平衡常数.
H2(g) + I2(g) 2HI(g)
始（mol/L） 0.010 0.010 0
变（mol/L）
平（mol/L） 0.0080
0.0040
0.0020
0.0020
0.0040
0.0080
K=
C2(HI)
C(H2).C(I2)
=
(0.0040)2
(0.0080)2
=0.25
例1.在某温度下,将H2和I2各0.01mol/L的气态混合物充入10L密闭容器中,充分反应,达到平衡后,测得c(H2)=0.008mol/L.
(1)求反应的平衡常数.
(2)在上述温度下,将H2和I2各0.20mol的气态混合物充入该密闭容器中,试求达到平衡时各物质的浓度.
(2)根据题意：c(H2)=0.020mol/L， c(I2)=0.020mol/L
设H2的变化浓度为xmol L-1
H2 + I2 2HI
始 0.020 0.020 0
变
平
2x
x
x
2x
0.020-x
0.020-x
K只随温度发生变化，因此
K=
C2(HI)
C(H2).C(I2)
=
(2x)2
(0.020-x)2
=0.25
解得x=0.0040mol/L
C(H2)=C(I2)=0.016mol/L
C(HI)=0.0080mol/L
例2:在容积不变的密闭容器中，将 2.0mol CO和 10mol H2O(g)混合加热到830℃,达到下列平衡：CO(g)+H2O(g) CO2(g)+H2(g) ，此时该反应的k=1.0。求达到平衡时CO转化为CO2的转化率。
起：
K=
C(CO2) ·C(H2)
C(CO) ·C(H2O)
=
(x/y)2
(2.0-x)/y· (10-x)/y )
=1
x=5/3
CO(g) + H2O(g) CO2(g) + H2(g)
催化剂
高温
变：
平：
【解】设达到平衡时CO转化为CO2的物质的量为x mol，容器的容积为yL


转化率为=
×100%
=83%
Q＜K ，反应向正方向进行
Q＝K ，反应处于平衡状态
Q＞K ，反应向逆方向进行
三、化学平衡常数
3.化学平衡常数的应用
（1）判断平衡移动的方向
三、化学平衡常数
3.化学平衡常数的应用
（2）判断反应的热效应
若升高温度，K值增大，则正反应为吸热反应
若升高温度，K值减小，则正反应为放热反应
现有一定温度下的密闭容器中存在如下反应：
2SO2+O2 2SO3
已知c(SO2)始=0.4mol/L，c(O2)始=1mol/L经测定该反应在该温度下的平衡常数K≈19，试判断，当SO2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？
Q﹤19，未达到平衡，向正方向进行。
课堂练习
谢谢
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化学平衡

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