2021学年第二节化学平衡集体备课ppt课件

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这是一份2021学年第二节化学平衡集体备课ppt课件，共35页。PPT课件主要包含了化学平衡状态，N2+3H2，NH3，二建立，用含量判断，化学平衡常数，一定义，二表达式，四说明，五应用等内容，欢迎下载使用。

（一）研究对象：可逆反应
（三）定义：一定条件下的可逆反应，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。
（四）特点——逆、等、动、定、变
1、逆：研究对象是可逆反应
2、等：平衡时，同一物质的正逆反应速率相等即v正=v逆
3、动：化学平衡是动态平衡，即达平衡时正逆反应仍在进行，只不过同一物质的v正=v逆
4、定：在平衡体系的混合物中，各组分的含量（物质的量、质量、浓度、质量百分数、物质的量百分数、体积百分数等）保持一定
注：化学平衡状态是在一定条件下可逆反应所能达到的最大程度，即该反应进行的限度。化学反应的限度决定了反应物在该条件下的最大转化率
（5）变：任何化学平衡状态均是暂时的，相对的，有条件的，与达平衡的过程无关（即化学平衡状态既可以从正反应方向开始达平衡，也可以从逆反应方向开始达平衡，还可以从正逆两个方向开始达平衡）当外界条件变化时，原来的化学平衡也会发生相应的改变，直至在新的条件下建立新的平衡状态
（五）判断达化学平衡的标志
1、用速率判断：方法：先找出正、逆反应速率，再看物质
若同一物质，则正逆速率相等
例：一定温度下，可逆反应A(g)＋3B(g) 2C(g)未达到平衡的是（）A. C的生成速率与C的分解速率相等B. 单位时间内生成n ml A的同时消耗4n ml BC. A、B、C的浓度不再变化D. C的百分含量达到最大值
若不同物质，则速率之比=系数之比
（1）平衡时，各组分的物质的量、质量、浓度、体积、物质的量分数、质量分数、体积分数、转化率、产率都不变
（2）若反应中有颜色变化，颜色不变时可认为达平衡
（3）绝热的恒容反应体系中温度或压强保持不变，说明已达平衡
（4）有固态、液态、气态不同状态物质参与的反应，混合气体的总质量不变，或混合气体的密度不变，都可以判断达平衡
（5）对于反应前后气态物质前面的总系数发生改变的反应，混合气体的总物质的量不变，或混合气体的摩尔质量不变，或混合气体的压强不变都可以用来判断达平衡
例1：可逆反应2NO2(g) 2NO(g)＋O2(g)在体积固定的密闭容器中进行，达到平衡状态的标志是(　　)①单位时间内生成n ml O2的同时生成2n ml NO2②单位时间内生成n ml O2的同时生成2n ml NO③用NO2、NO、O2表示的反应速率的比为2∶2∶1的状态④混合气体的颜色不再改变的状态⑤混合气体的密度不再改变的状态⑥混合气体的压强不再改变的状态⑦混合气体的平均相对分子质量不再改变的状态A.①④⑥⑦ B.②③⑤⑦C.①③④⑤ D.全部
例2：一定温度下，在一容积不变的密闭容器中发生可逆反应2X(g) Y(g)＋Z(s)，以下不能说明该反应达到化学平衡状态的是(　　)A．混合气体的密度不再变化B．反应容器中Y的质量分数不变C．X的分解速率与Y的消耗速率相等D．单位时间内生成1 ml Y的同时生成2 ml X
例3：一定温度下，在容积恒定的密闭容器中进行如下反应：A(s)＋2B(g) C(g)＋D(g)。当下列物理量不发生变化时，能表明该反应已达到平衡状态的是（）①混合气体的总物质的量②B的物质的量浓度③容器内气体的压强④混合气体的密度
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），用符号K表示
对于一般的可逆反应：mA(g)+nB(g)
pC(g)+qD(g)，
K只与温度有关，与反应物或生成物的浓度、压强、催化剂无关
（1）表达式的浓度必须是平衡时的浓度，系数决定幂次
（2）有固体或纯液体（H2O）参与的反应，其浓度视为“常数”不计入表达式中
（3）K有单位，但一般不写
（4）K表示某一具体反应的平衡常数，当反应方向改变或系数改变时，K也相应发生改变
（5）对于同一可逆反应，正反应的平衡常数等于逆反应的平衡常数的倒数，即
（五）应用：
1、判断反应进行的程度
K增大→产物所占的比例增大→正反应进行程度增大→反应进行越完全→反应物转化率增大
一般来说，当K>105时，反应基本完全（不可逆反应）；当K<10-5时，反应很难进行
当温度升高→K增大→正反应为吸热反应；当温度升高→K减小→正反应为放热反应
3、判断反应进行的方向
当Q=K时，反应达平衡，正反应速率=逆反应速率，不移动
当Q逆反应速率，正向移动
当Q>K时，反应要达平衡→生成物的浓度减小，反应物的浓度升高→正反应速率<逆反应速率，逆向移动
【例题1】在某温度下，将含有H2和I2各0.10ml的气态混合物充入容积为10L的密闭容器中，充分反应并达到平衡后，测得c(H2)=0.0080ml·L-1
(1)计算该反应的平衡常数。(2)在上述温度下，若起始时向该容器中通入H2和I2(g)各0.20ml,试求达到化学平衡时各物质的浓度。
(2)在上述温度下，若起始时向该容器中通入H2和I2(g)各0.20ml,试求达到化学平衡时各物质的浓度。
【例题2】在容积不变的密闭容器中，将2.0ml CO与10mlH2O混合加热到830℃,达到下列平衡：CO(g)+H2O CO2(g)+H2(g)此时该反应的K为1.0。求达到平衡时CO转化为CO2的转化率。
1、表达方式：对于有气体参与的反应，用气体的平衡压强代替物质的量浓度来表示压强平衡常数。
例如：对于反应：mA(g)+nB(g)
pC(g)+qD(g)
（1）应用“三段式”法计算出化学平衡体系中各反应物或生成物的物质的量。
（2）计算各气体的物质的量分数或体积分数，从而确定各气体反应物或生成物的分压。
某气体的分压=平衡时所有气体的总压强×该气体的物质的量分数或体积分数
（3）应用压强平衡常数计算公式进行计算。
2NH3的压强平衡常数的表达式为：
三、影响化学平衡的因素
（一）化学平衡移动的定义：
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，平衡体系的物质组成也会随着改变，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叫做化学平衡的移动。
（二）化学平衡移动的根本原因：
v'(正)=v'(逆)
（三）化学平衡移动方向的判断：
若v(正)>v(逆),平衡向正反应向移动；
若v(正)若v(正)=v(逆),平衡不移动。
（四）化学平衡移动的影响因素：
1、内因：物质本身的性质
溶液颜色比a试管中的浅
溶液颜色比a试管中的深
（1）浓度：在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减小生成物的浓度，都可以使平衡向正反应方向移动
说明：①增加固体或纯液体的量，平衡不移动
②改变的浓度必须是真正参与反应的物质的浓度，否则平衡不移动
意义：工业生产中，适当增加廉价反应物的浓度，可提高较高价格原料的转化率，降低成本
③在溶液中进行的反应，稀释溶液，平衡向方程式中化学计量数之和增大的方向移动
气体的红棕色先变深，然后慢慢变浅，但比压强增大前深
气体的红棕色先变浅，然后慢慢变深，但比压强减小前浅
其他条件不变，增大压强，化学平衡向气体体积减小的方向移动；减小压强，化学平衡向气体体积增大的方向移动
在其他条件不变的情况下：增大压强，平衡向气体体积减小的反应方向移动；减小压强，平衡向气体体积增大的反应方向移动
①只适用于有气体参与的反应
②压强对平衡的影响实际上就是浓度对平衡的影响，只有当这些“改变”能改变反应物或生成物的浓度时，平衡才能移动
I、恒温恒容条件下，充入无关气体，平衡不移动
II、恒温恒压条件下，充入无关气体，平衡发生移动
③对于反应前后气体体积不变的反应，改变压强，平衡不移动
④溶液稀释或浓缩与气体减压或增压的化学平衡移动规律相似
⑤同等程度改变反应混合物中各物质的浓度时，可视为压强的改变
其他条件不变，升高和降低温度，都能使化学平衡发生移动
在其他条件不变的情况下:升高温度，平衡向吸热反应的方向移动；降低温度，平衡向放热反应的方向移动。
催化剂同等程度的改变正、逆反应速率，所以平衡不受到催化剂的影响，不移动。
使用催化剂能改变反应达到平衡所需的时间
如果改变影响平衡的条件之一（如温度、压强及参加反应的物质的浓度），平衡将向着能够减弱这种改变的方向移动。
总结——勒夏特列原理：
（1）说明：“减弱这种改变的正确理解”
1、增大反应物的浓度，平衡向减小反应物浓度的方向移动；增大压强，平衡向气体体积减小即气体的物质的量减小、压强减小的方向移动升高温度，平衡向吸热方向移动也就是使温度降低的方向移动
2、平衡能够“减弱”这种改变，但不能消除改变更不能超越外界条件的改变。
这种移动可以理解为与条件改变 “对着干”
即外界因素对物质的影响大于平衡移动对物质的影响
1、已达平衡的体系：化学平衡、溶解平衡、电离平衡、水解平衡等
2、用来判断移动的方向，不能判断达新平衡的时间
（3）适用条件：只限于改变影响平衡的一个条件
结论：化学平衡的本质特征是v正=v逆，那么平衡移动的根本原因是v正≠v逆，凡是导致v正≠v逆的变化都能使平衡发生移动
四、平衡移动方向与转化率的关系
1、若反应物只有一种，如aA(g)
量，平衡正向移动，A的转化率变化如下：
bB(g)+cC(g)，增加A的
①若在恒温、恒压条件下，A的转化率不变；
②若在恒温、恒容条件下，相当于（等效于）加压，A的转化率与气态物质的化学计量数有关：
a=b+c时，A的转化率不变；
a>b+c时，A的转化率增大；
a