《2018-2019版高中化學 第2章 化學反應的方向、限度與速率 微型專題3課件 魯科版選修4.ppt》由會員分享，可在線閱讀，更多相關《2018-2019版高中化學 第2章 化學反應的方向、限度與速率 微型專題3課件 魯科版選修4.ppt（36頁珍藏版）》請在裝配圖網上搜索。

1、微型專題3化學平衡,第2章化學反應的方向、限度與速率,學習目標定位 1.學會化學平衡狀態(tài)及其移動方向的判斷。 2.掌握化學平衡常數(shù)的表示方法及應用。 3.學會化學平衡的計算方法。 4.掌握圖像與等效平衡的分析方法。,,一、化學平衡及其移動,,1.化學平衡狀態(tài)的判斷 例1在一定溫度下的定容容器中，當下列哪些物理量不再發(fā)生變化時，表明反應A(g)2B(g)C(g)D(g)已達到平衡狀態(tài)的是 混合氣體的壓強混合氣體的密度B的物質的量濃度混合氣體的總物質的量混合氣體的平均相對分子質量v(C)與v(D)的比值混合氣體的總質量混合氣體的總體積C、D的分子數(shù)之比為11 A. B. C. D.,答案,解析,,

2、解析要理解化學平衡狀態(tài)的特點“等、動、定”的含義，在判斷化學平衡狀態(tài)時還要注意反應前后氣體體積是否相等。題給反應是一個反應前后氣體體積不相等的反應，因此在定容容器中，若混合氣體的壓強、B的物質的量濃度、混合氣體的總物質的量、混合氣體的平均相對分子質量不再變化，均能證明該反應達到化學平衡狀態(tài)。而中 始終不變化，中沒指明反應進行的方向，m(g)始終不變化，在定容容器中，混合氣體的總體積不能作為判斷依據，反應未達到平衡時，C、D氣體的分子數(shù)之比也為11。,規(guī)律方法,判斷化學平衡狀態(tài)的基本思路 (1)分析反應容器的特點：恒溫恒壓、恒溫恒容。 (2)分析反應方程式的特點：反應物的狀態(tài)、反應前后氣態(tài)物質

3、計量數(shù)的相對大小。 (3)采用“變量不變”法判斷所給物理量是否能作為化學平衡狀態(tài)的判斷依據。,,教師用書獨具,相關鏈接化學平衡狀態(tài)的判斷方法 (1)“兩審” 一審題干條件，是恒溫恒容還是恒溫恒壓； 二審反應特點：全部是氣體參與的等體積反應還是非等體積反應；有固體或液體參與的等體積反應還是非等體積反應。 (2)“兩標志” 本質標志 v正v逆0。對于某一可逆反應來說，正反應消耗掉某反應物的速率等于逆反應生成該反應物的速率。,等價標志 a.全部由氣體參加的反應前后非等體積反應，體系的壓強、平均相對分子質量不再隨時間而變化。 b.體系中各組分的物質的量濃度、體積分數(shù)、物質的量(或質量)分數(shù)保持不變。

4、c.對同一物質而言，斷裂的化學鍵的物質的量與形成的化學鍵的物質的量相等。 d.對于有色物質參加或生成的可逆反應，體系的顏色不再隨時間而變化。 e.體系中某反應物的轉化率或某生成物的產率達到最大值且不再隨時間而變化。,特別提示(1)從反應速率的角度來判斷反應是否達到平衡時，速率必須是一正一逆(不能同是v正或v逆)，且反應速率之比等于化學系數(shù)之比。 (2)在可逆反應過程中，能發(fā)生變化的物理量(如各組分的濃度、反應物的轉化率、混合氣體的密度、顏色、平均摩爾質量等)，若保持不變，說明可逆反應達到了平衡狀態(tài)。,2.化學平衡移動方向的分析及判斷 例2利用反應：2NO(g)2CO(g)2CO2(g)N2(g

5、) H746.8 kJmol1，可凈化汽車尾氣，如果要同時提高該反應的速率和NO的轉化率，采取的措施是 A.降低溫度 B.增大壓強同時加催化劑 C.升高溫度同時充入N2 D.及時將CO2和N2從反應體系中移走,答案,解析,,解析該反應具備氣體分子數(shù)減少、向外釋放熱量的特征，降溫，平衡右移，NO的轉化率提高，但反應速率降低，A項錯誤； 增大壓強，平衡右移，NO的轉化率提高，加入催化劑可大幅度加快反應速率，B項正確； 升溫和充入N2，平衡都左移，NO的轉化率降低，C項錯誤； 移走CO2和N2，平衡右移，但反應速率降低，D項錯誤。,規(guī)律方法,若將外界條件對反應速率的影響等同于對平衡移動的影響，則會導

6、致錯選。外界條件的改變可能會使正、逆反應速率都發(fā)生變化或只有一方發(fā)生變化，而平衡移動的方向由v正和v逆的相對大小決定，條件改變時平衡有可能不發(fā)生移動。,,教師用書獨具,相關鏈接化學平衡移動的分析方法 (1)根據勒夏特列原理判斷 如果改變影響平衡的一個條件(如濃度、壓強或溫度等)，平衡將向能夠減弱這種改變的方向移動。 (2)根據圖示中v正、v逆的相對大小判斷 若v正v逆，則平衡向正反應方向移動(注意v正增大，平衡不一定向正反應方向移動)； 若v正

7、衡向逆反應方向移動； 若KQ，則平衡不移動。,下列有關敘述不正確的是 A.該反應的化學方程式是CO(g)H2O(g)CO2(g)H2(g) B.上述反應的正反應是放熱反應 C.若在1 L的密閉容器中通入CO2和H2各1 mol,5 min后溫度升高到830 ， 此時測得CO為0.4 mol，則該反應達到平衡狀態(tài) D.若平衡濃度符合下列關系式： 則此時的溫度為1 000 ,3.化學平衡常數(shù)及其應用 例3已知某化學反應的平衡常數(shù)表達式為K 在不同的溫度下該反應的平衡常數(shù)如表所示：,答案,解析,,解析平衡常數(shù)的表達式中，分子中的物質是生成物，分母中的物質是反應物，A項正確； 由表中

8、數(shù)據可知該反應的平衡常數(shù)隨著溫度的升高而降低，故該反應的正反應是放熱反應，B項正確； 利用化學反應方程式確定各種物質的物質的量，代入平衡常數(shù)表達式可知該反應沒有達到平衡，C項不正確； 將所給關系式進行變化，可知該條件下平衡常數(shù)為0.60，D項正確。,規(guī)律方法,改變溫度，若化學平衡向正反應方向移動，則化學平衡常數(shù)增大，反之，若化學平衡向左移動，則化學平衡常數(shù)減小。,,教師用書獨具,相關鏈接化學平衡常數(shù)表達式及其應用 (1)平衡常數(shù)表達式書寫注意的問題 不要把反應體系中純固體、純液體以及稀溶液中水的濃度寫進平衡常數(shù)表達式，但非水溶液中，若有水參加或生成，則此時水的濃度不可視為常數(shù)，應寫進平衡常數(shù)表

9、達式中。 同一化學反應，化學反應方程式寫法不同，其平衡常數(shù)表達式及數(shù)值亦不同。因此書寫平衡常數(shù)表達式及數(shù)值時，要與化學反應方程式相對應。,(2)平衡常數(shù)的意義 化學平衡常數(shù)可表示反應進行的程度。K越大，反應進行的程度越大，反應物的轉化率越大。K105時，可以認為該反應已經進行完全。 (3)平衡常數(shù)的應用 判斷可逆反應進行的方向 判斷反應的焓變符號 若升高溫度，K值增大，則正反應為吸熱反應，反之，K值減小，則正反應為放熱反應。 用于計算平衡濃度、轉化率等化學平衡相關計算。,,4.平衡轉化率的判斷 例4反應X(g)Y(g)2Z(g)H<0，達到平衡時，下列說法不正確的是 A.減小容器體積，平衡不移

10、動，X的轉化率不變 B.增大c(X)，X的轉化率減小 C.保持容器體積不變，同時充入0.1 mol X和0.2 mol Y，X的轉化率增大 D.加入催化劑，正反應速率增大，Z的產率增大,答案,解析,,解析該反應為反應前后氣體物質的量不變的反應，平衡不受壓強影響，減小容器體積，平衡不移動，X的轉化率不變，A項正確； 增大c(X)，平衡正向移動，Y的轉化率增大，X的轉化率減小，B項正確； 相當于只增加Y的濃度，X的轉化率會增大，C項正確； 催化劑不能使平衡移動，不改變產物的產率，D項錯誤。,誤區(qū)警示,根據平衡移動分析平衡轉化率的變化時常見錯誤有：(1)誤認為平衡正向移動轉化率一定增大，如果通過加入

11、一種反應物而使平衡正向移動，該物質的轉化率減小，其他反應物的轉化率增大。(2)若反應物或生成物只有一種物質，改變該物質的濃度，不能根據濃度變化去分析，而應該根據壓強的變化去分析。,,教師用書獨具,相關鏈接平衡轉化率的變化規(guī)律 (1)反應物不止一種時，如mA(g)nB(g)pC(g)qD(g)只增大一種反應物的濃度，該物質本身轉化率減小，其他反應物轉化率增大。如增大c(A)，則平衡正向移動，(A)減小，(B)增大。 (2)反應物只有一種時，如aA(g)bB(g)cC(g)，增大c(A)則平衡正向進行，其影響結果相當于增大壓強，若abc，(A)不變；若abc，(A)增大；若a

12、5.等效平衡的理解和應用 例5已知H2(g)I2(g)2HI(g)H<0，有相同容積的定容密閉容器甲和乙，甲中加入H2和I2各0.1 mol，乙中加入HI 0.2 mol，相同溫度下分別達到平衡。欲使甲中HI的平衡濃度大于乙中HI的平衡濃度，應采取的措施是 A.甲、乙提高相同溫度 B.甲中加入0.1 mol He，乙不改變 C.甲降低溫度，乙不變 D.甲增加0.1 mol H2，乙增加0.1 mol I2,答案,解析,,解析本題考查化學平衡移動和恒溫恒容條件下的等效平衡原理。根據化學平衡只與始、終態(tài)有關，與路徑無關。甲、乙能達到同一平衡狀態(tài)，HI濃度相等。升高溫度HI濃度都減小，不能判斷甲中H

13、I的平衡濃度大于乙中HI的平衡濃度，A選項錯誤； 向甲中充入氦氣，因為容積不變，各物質濃度不變，平衡不移動，甲、乙中HI的平衡濃度相等，B選項錯誤； 對甲降溫，平衡向右移動，HI濃度增大，乙中HI濃度不變，C選項正確； 甲增加0.1 mol H2，乙增加0.1 mol I2，甲、乙中HI濃度增大程度相等，甲、乙中HI的平衡濃度相等，D選項錯誤。,規(guī)律方法,化學平衡與起始反應物投料有關，與路徑無關。采用“一邊倒法”，將產物全部轉化成反應物，在等溫等容條件下，只要起始物質濃度相等，都能達到同一平衡狀態(tài)。,,教師用書獨具,,相關鏈接運用“化歸思想”理解等效平衡原理 (1)等效平衡的概念 在相同條件下

14、(恒溫恒容或恒溫恒壓)，同一可逆反應體系，不管是從正反應方向開始，還是從逆反應方向開始，只要按化學方程式中各物質的化學計量數(shù)之比投入反應物或生成物，在達到化學平衡狀態(tài)時，任何相同組分的百分含量(體積分數(shù)、物質的量分數(shù)等)均相同，這樣的化學平衡互稱為等效平衡。,(2)等效平衡與等同平衡的異同,,二、化學平衡的有關計算,,1.有關化學平衡常數(shù)的計算 例6將CO2在一定條件下與H2反應轉化為甲醇(CH3OH)是變廢為寶的好方法，一定條件下，每轉化1 kg CO2放出的熱量為1 113.64 kJ，CO2轉化為甲醇過程中濃度隨時間的變化曲線如圖所示(已知反應物和生成物在此條件下均為氣體)，下列敘述中正

15、確的是,A.CO2的平衡轉化率為62.5% B.此反應的熱化學方程式為CO2(g)3H2(g) CH3OH(g)H2O(g)H 49.0 kJmol1 C.此條件下反應的平衡常數(shù)K D.降低溫度，此反應的平衡常數(shù)可能為0.8,,答案,解析,解析由題圖可知該反應的方程式為CO2(g)3H2(g)CH3OH(g)H2O(g)，由題中信息“每轉化1 kg CO2放出的熱量為1 113.64 kJ”可知，每轉化1 mol CO2放出的熱量約為49.0 kJ，則該反應的熱化學方程式為CO2(g)3H2(g)CH3OH(g)H2O(g)H49.0 kJmol1，B項正確； 平衡常數(shù)K 1.07

16、，C項錯誤； 降低溫度，平衡向正反應方向移動，平衡常數(shù)增大，會大于1.07，不可能為0.8，D項錯誤。,易誤辨析,(1)不能把反應體系中的固體、純液體及稀溶液中水的濃度寫入平衡常數(shù)的表達式中，而在非水溶液的反應體系中有水存在則需把水的濃度寫入平衡常數(shù)的表達式中。(2)平衡常數(shù)只受溫度的影響，與壓強、濃度變化無關，與平衡的移動方向也沒有必然聯(lián)系。,2.有關平衡轉化率的計算 例7已知可逆反應：M(g)N(g)P(g)Q(g)H0，請回答下列問題。 (1)某溫度下，反應物的起始濃度分別為c(M)1 molL1，c(N)2.4 molL1；達到平衡后，M的轉化率為60%，此時N的轉化率為______。

17、,答案,解析,25%,解析用“平衡三段式法”，借助平衡常數(shù)來串聯(lián)計算： M(g)N(g)P(g)Q(g) 起始(molL1) 1 2.4 0 0 變化(molL1) 0.6 0.6 0.6 0.6 平衡(molL1) 0.4 1.8 0.6 0.6,(2)若反應溫度不變，反應物的起始濃度分別為c(M)4 molL1，c(N)a molL1；達到平衡后，c(P)2 molL1，則a_____。,答案,解析,6,(3)若反應溫度不變，反應物的起始濃度為c(M)c(N)b molL1，達到平衡后，M的轉化率為________。,答案,解析,41.4%,

18、,教師用書獨具,相關鏈接化學平衡計算模式與公式 (1)計算模式 化學平衡計算的最基本的方法模式是“平衡三段式法”。具體步驟是在化學方程式下寫出有關物質起始時的物質的量、發(fā)生轉化的物質的量、平衡時的物質的量(也可以是物質的量濃度或同溫同壓下氣體的體積)，再根據題意列式求解。 mA(g)nB(g)pC(g)qD(g) n(起始)/mol a b 0 0 n(轉化)/mol mx nx px qx n(平衡)/mol amx bnx px qx,起始、轉化、平衡是化學平衡計算的“三步曲”。,(2)計算公式,若用任意狀態(tài)的生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值稱為濃度商，用Q表示。則其與K比較，當QK，v正v逆。,