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1、第二章 化学平衡复习,化学反应速率和化学平衡,知识点:,化学反应速率,化学平衡,基本概念,表示方法,影响因素,有关计算,平衡状态的建立,平衡状态的移动,平衡状态的标志,平衡状态的特征,有关平衡的计算,化学反应速率用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示化学反应进行快慢的物理量,一、化学反应速率,例1:反应：3A（g）B（g）2C（g）2D（g），在不同条件下的反应速率分别为：vA=0.6mol /(L min) vB=0.45mol/(L min) vC=0.4mol /(L min) vD=0.45mol /(L min) 。 则此反应在不同条件下， 进行得最快的是( )（A）
2、（B）和 （C）和 （D）,A,定义：,浓度对反应速率的影响,规律：其他条件不变时，增大反应物浓度，可以增大化学反应速率；减小反应物浓度，可以减小化学反应速率。,二、影响化学反应速率的因素-外因,2. 压强对反应速率的影响,规律：对于有气体参加的反应，若其他条件不变，增大压强，反应速率加快，减小压强，反应速率减慢。,3. 温度对反应速率的影响,规律：若其他条件不变，升高温度，反应速率加快，降低温度，反应速率减慢。,影响速率的因素,对反应aA(g) + bB(g) cC(g) + dD(g),增多,增多,增多,不变,增大,增多,不变,增多,不变,增大,不变,增多,增多,增大,增大,不变,增多,增
3、多,增大,增大,4一定条件下的可逆反应：2SO2(g)+O2(g) 2SO3(g)，改变下列条件，可以提高反应物中的活化分子百分数的是 A升高温度 B降低温度 C增大压强 D增大反应物浓度 5下列说法中，正确的是（ ）A具有较高能量的分子是活化分子 B活化分子间的碰撞一定是有效碰撞C不同化学反应需要的活化能有可能差别很大 D反应的活化能大小不会影响化学反应速率,1. 化学平衡特点： （1）逆 （2）等 （3）动 (4)定 (5)变,达到平衡态的标准：m A + n B = p C + q D V正=V逆 化学键断裂=化学键生成 各组分浓度保持不变 质量分数不变 压强 混合气体的平均分子量 密度
4、 体系颜色 ,第二节 化学平衡,B,平衡标志的判断, V正=V逆,各组分的m、n、V、C不变（单一量）,各组分的百分含量不变,各物质的转化率不变,反应达平衡的本质判断是能够变化的量不再变化表示到达平衡状态；能变 不变,通过摩尔质量和密度，需具体分析两项的 变化,其它：如颜色等（实际上是浓度）,二、影响化学平衡的条件,第三节 影响化学平衡的条件,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，平衡正向移动；减小反应物的浓度或增大生成物的浓度，平衡逆向移动,1、浓度对化学平衡的影响,增反应物,正反应方向,减反应物,逆反应方向,增生成物,逆反应方向,减生成物,正反应方向,A,B,A,B,A
5、,B,生产实际中，常常通过增大廉价原料的浓度使平衡向正反应方向移动，来提高另一种价格较高的原料的转化率。,平衡移动原理（勒沙特列原理）,如果改变影响平衡的一个条件（浓度、温度、压强等）， 平衡就向能够使这种改变减弱的方向移动。,具体分述如下：,催化剂对化学平衡移动没有影响，但能缩短达到平衡所需的时间。,正反应方向,逆反应方向,吸热反应方向,放热反应方向,气体体积缩小的方向,气体体积增大的方向,三、平衡移动原理（勒夏特列 原理）,如果改变影响平衡的一个条件（浓度、压强、温度），平衡就向着能够减弱这种改变的方向移动。,化学平衡移动原理是一条普遍规律。勒夏特列原理适用于所有动态平衡的体系（化学平衡、
6、溶解平衡、电离平衡等），不适用于未达到平衡的体系。,化学平衡常数,对于反应mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g)当在一定温度下达平衡时，总有：,这个常数就是该反应在该温度下的化学平衡常数 （简称平衡常数，用“K”表示）,平衡常数具有的特点,K只受温度影响，与反应物或生成物的浓度无关； 2. K值越大，平衡体系中生成物所占比例越大，反应物转化率越大； 一般来说，K105，该反应基本进行完全，通常认为该反应不可逆； 一个反应的正向平衡常数为K，其逆向平衡常数为1/K； 平衡常数没有固定的单位，故一般不写单位。,正反应为吸热反应，升高温度，K会变大，降温，K变小 正反应为放热反应，升
7、高温度，K会变小，降温，K变大,7. 若反应物或生成物中有固体或 纯液体 存在，它们的浓度不应写在平衡常数表达式中。,2、在温度为850K时，将0.050molSO2和0.030mol O2充入容积为1升的密闭容器中，反应达平衡时混合物中SO3的浓度为0.040mol/L，计算：该条件下反应的平衡常数为_；SO2的转化率为_；若升温，该反应平衡常数将_（填“增大”、“减小”或“不变”下同）SO2的转化率将_。,2 . 已知：CO(g) + NO2(g) CO2(g) + NO(g) 在一定条件下达到化学平衡后，降低温度，混合物的颜色变浅下列关于该反应的说法正确的是_A. 该反应为放热反应B.
8、降温后 CO 的浓度增大C. 降温后 NO2的转化率增加D. 降温后 NO 的体积分数增大E. 增大压强混合气体的颜色不变F. 恒容时，通入 He 气体，混合气体颜色不变G. 恒压时，通入 He 气体，混合气体颜色不变,A,C,D,F,平衡图像题,1.下图为可逆反应A(g)2B(g) nC(g)(正反应放热)生成物C的浓度随压强变化并建立平衡的关系图，则n 值与压强p1、p2的关系正确的是A. p2p1，n3 B. p2p1，n3C. p1p2，n3 D. p1p2，n3,看图技巧：看拐点，定时间； 判速率，定大小；观变量，定数值。,p2”、“”或“=”)。,1107pa,1106pa,C%,
9、时间,看图技巧：看压强，定方向， 判大小。,1.01107Pa,1.01106Pa,C%,=,2. 对反应mA(g)+B(g) nC(g)有如图所示关系，问：（1）P1_P2, m+1_n; （2）T1_T2, H_0,T2 P1,T1 P1,T1 P2,C%,t,3. 如图所示，图中a曲线表示 X(g) + Y(g) 2Z(g) + W(s) H,等压线,等效平衡,一、对任何可逆反应来说，不管是从反应物方向加物质，还是从生成物方向加物质，只要按照方程式的化学计量数关系加入，则建立的平衡是相等的，即等效。 如 2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g) 2SO2(g) + O2(g) 2S
10、O3(g)始 2mol 1mol 0 0 0 2mol转1.2mol 0.6mol 1.2mol 0.8mol 0.4mol 0.8mol平0.8mol 0.4mol 1.2mol 0.8mol 0.4mol 1.2mol,二、对于反应前后分子数不等的反应：1. 在恒温，固定容积的情况下，只有每次加入的物质换算后对应相等，则建立的平衡中各物质的浓度、百分含量相等，即等效。,1、在一个固定体积的密闭容器中，2molA和1mol B发生反应2A(g)+ B(g) 3C(g)+D(g)，达到平衡时，C的浓度为W mol/L。维持容器体积和温度不变，按下列四种配比作为起始物质，达到平衡后，C的浓度仍为
11、W mol/L，该配比是A3molC + 1molB B1molA + 0.5molB + 1.5molC + 0.5molDC4molA + 2molBD3molC + 1molD + 2molA + 1molB,2、在密闭容器中，对于反应N2(g) +3H2(g) 2NH3(g)，N2和H2起始的量分别为20mol和60mol，达到平衡时H2的转化率30%。若从氨气开始进行反应，在相同条件下欲使平衡时各成分的含量与前者相同，则起始时NH3物质的量和NH3的转化率分别是A. 30mol和70% B. 20mol和80% C. 20mol和70% D. 40mol和70%,2. 在恒温等压情况
12、下，只要每次加入的物质对应成比例，则建立的平衡中各物质的浓度、百分含量相等，即等效。,1mol N2 3mol H2,2mol N2 6mol H2,平衡时，NH320%,平衡时，NH320%,2mol I2 6mol H2,三、对于反应前后分子数相等的反应：不管是恒容，还是恒压，只要每次加入的物质对应成比例，则建立的平衡中各组分的百分含量是相等的（但浓度不一定相等），即等效。,1mol I2 3mol H2,2mol I2 6mol H2,平衡时， HI 40%,1、在固定体积的密闭容器内，加入2mol A、1mol B，发生反应： A(g)+B(g) 2C(g)达到平衡时，C的质量分数为W
13、%。在相同(T、V)条件下，按下列情况充入物质达到平衡时C的质量分数仍为W%的是A. 2mol C B. 4mol A、2mol B C. 3mol C D.1mol A、2mol C,化学反应的方向判定,一、自发过程和自发反应自发过程：在一定条件下不需要外界作用就能自发进行的过程。自发反应：在给定条件下，能自发进行到显著的程度的反应。自发过程的特点：能量趋于最低，或体系混乱度增大。,一、自发过程趋向于最低能量状态。1. 放热反应使体系能量降低，因此大多数放热反应具有自发进行的倾向，即H0。 许多熵增加的反应在常温常压下可以自发进行，如产生气体的反应、气体量增多的反应等。（这就是人们所说的熵增原理，即熵判据） 2. 有些熵增的反应在常温下不能自发进行，而在高温下能自发进行。 3. 有些熵减的反应在一定条件下也能自发进行。（因此熵判据单独使用有局限性）,
