大学无机化学化学平衡公开课一等奖省优质课大赛获奖课件

化学平衡§4.1化学反应可逆性和化学平衡§4.2平衡常数§4.3化学平衡移动§4.1化学反应可逆性和化学平衡4.1.1化学反应可逆性4.1.2化学平衡4.1.1化学反应可逆性1、不可逆反应：只能向一个方向进行反应。2、可逆反应（1）概念：在同一条件下，既能向一个方向又能向相反方向进行化学反应。a.可逆程度不一样,有彻底向右进行,有则不然.b.对于同一反应,在不一样条件下,可逆性也会不一样.例:2H2(g)+O2(g)≒2H2O(g)873K-1273K时,生成水方向占优势4273-5273K时,分解过程占优势4.1.2化学平衡

N2O4气体N2O4(g)≒2NO2(g)无色棕红色tVV正V逆动态平衡V正＝V逆在可逆反应体系中,正反应和逆反应速率相等时反应物和生成物浓度不再随时间改变状态,即动态平衡.≠0平衡类型氧化还原平衡配位平衡沉淀溶解平衡电离平衡§4.2平衡常数4.2.1经验平衡常数4.2.2标准平衡常数和吉布斯自由能改变4.2.3多重平衡混合气体总压力等于各组分气体分压之和.P=P1+P2+P3+…+Pin=n1+n2+n3+…+ni=xi∴Pi=xi

P分压定律4.2.1经验平衡常数(液相反应)(气相反应)若a+b=g+h,则Kc和Kp都没有单位;若a+b≠g+h,则Kc和Kp都有单位(普通都省略).在373K时：对于任一个可逆反应aA+bB≒gG+hH(1)定义：在一定温度下，当可逆反应到达平衡状态时，生成物浓度幂乘积与反应物浓度幂乘积之比为常数。浓度平衡常数：压力平衡常数：(2)Kc和Kp关系∴Kp=Kc(RT)△n,△n=g+h-(a+b)。△n是反应式中生成物和反应物计量系系数之差。当△n=0时，Kp=Kc当△n≠0时，Kp≠Kc(3)平衡常数表示式地书写规则①纯固体,液体和稀溶液中水浓度不写入K表示式;②K值与反应方程式写法相关:N2O4(g)≒2NO2(g)例：在373K时，1/2N2O4(g)≒NO2(g)1/3N2O4(g)≒2/3NO2(g)K1=(K2)2=(K3)3③K正×K逆=1(4)平衡转化率转化率就是反应物转化为产物百分数，即：H2(g)+CO2(g)≒CO(g)+H2O(g)起始浓度：0.020.0200mol/L平衡浓度：0.0050.0050.0150.015mol/L转化浓度：0.0150.015mol/L【例1】反应CO+H2O≒H2+CO2，在某温度T时，Kc＝9，若CO和H2O起始浓度均为0.02mol.L-1，求CO平衡转化率。解：设消耗了CO浓度为xmol.L-1CO+H2O≒H2+CO2起始浓度0.020.0200mol.L-1平衡浓度0.02-x0.02-xxxmol.L-1x＝0.015mol.L-1，[H2]=[CO2]=0.015mol.L-1转化率为：（0.015/0.02）×100％＝75％同理，可求得当Kc＝4和Kc＝1时，CO转化率分别为67％和50％。所以，K越大，转化率越大。4.2.2标准平衡常数和吉布斯自由能改变利用热力学相关公式间接求算得到平衡常数。(1)标准平衡常数Kcø(无量纲)对于可逆反应aA+bB≒gG+hH（液相反应）称为相对浓度，其中Cø

＝1mol.L-1

Kcø=Kc(Cø)

a+b-g-h=Kc

(2)标准平衡常数Kpø(无量纲)对于气相反应aA+bB≒gG+hH称为相对压力，其中Pø

＝101325PaKpø=Kp(P

ø)

a+b-g-h[例2]某温度下反应A(g)≒2B(g)到达平衡时，PA=PB=1.00×105Pa,求Kpø。解：若以分压直接代入公式，则得经验平衡常数：计算Kpø时，一定要代入相对分压值，不能将气体得分压值Pi直接代入，不然会产生错误。(3)化学平衡与⊿rG关系温故而知新

自发反应过程判断依据:⊿rGT,P＜0反应自发进行⊿rGT,P＝0反应是可逆，处于平衡状态⊿rGT,P＞0反应不能自发进行对于液相反应aA+bB≒gG+hH当体系处于平衡状态时，△rG=0，则：此时，CA’、CB’、CG’和CH’分别等于平衡浓度。化学等温式浓度商同理，对于气相反应：Q=K

ø,⊿rGT,P＝0,反应处于平衡状态Q<Kø,⊿rGT,P＜0,正向自发进行，至Q=K为止Q>K

ø,⊿rGT,P＞0,逆向自发进行，至Q=K为止QP为分压商4.2.3利用多重平衡规则计算平衡常数<1>SO2+1/2O2≒SO3

<2>NO2≒NO+1/2O2<3>SO2+NO2≒SO3+NO从反应式看:<3>=<1>+<2>从经验平衡常数表示式推导：K3=K1×K2⊿rG1ø

⊿rG2ø

⊿rG3ø

⊿rG3ø

=⊿rG1ø

+⊿rG2ø

K3ø

=K1ø

×K2ø【例3】已知以下反应平衡常数：(1)HCN⇋H++CN－K1ø

=4.9×10-10

(2)NH3+H2O⇋NH4++OH－K2ø

=1.8×10-5(3)H2O⇋H++OH－Kwø

=1.0×10-14

试计算下面反应平衡常数：(4)NH3+HCN⇋NH4++CN－解：(4)=(1)+(2)－(3)依据多重平衡规则：§4.3化学平衡移动3.3.1浓度对化学平衡影响3.3.2压力对化学平衡影响3.3.3温度对化学平衡影响3.3.4选择合理生产条件普通标准4.3.1浓度对化学平衡影响(液相反应)1、增大反应物浓度或降低产物浓度，使浓度商Q减小，Q<Kø，所以平衡向正反应方向移动2、降低反应物浓度或增大产物浓度，Q＞Kø，化学平衡向逆反应方向移动3、反应物和产物同时增大或减小时：(1)若a+b=d+e，平衡不移动；(2)若a+b≠d+e，C↑，平衡向分子数目降低方向移动；C↓，平衡向分子数目增多方向移动。aA+bB≒gG+hHP61-例3-94.3.2压力对化学平衡影响1.增大反应物分压或降低产物分压，平衡向正向移动。2.降低反应物分压或增大产物分压，平衡向逆向移动。3.改变平衡体系总压力时：(1)若a+b=g+h，平衡不移动；(2)若a+b≠g+h，P总↑，平衡向气体分子数目降低方向移动；P总↓，平衡向气体分子数目增多方向移动。aA+bB≒gG+hH4.3.3温度对化学平衡影响(改变平衡常数)(1)当△rHmø>0，升高温度，平衡向正向(吸热)移动;降低温度，平衡向逆向(放热)移动。△rGmø=△rHmø–T.△rSmø-RTlnKø=△rHmø–T.△rSmø(2)当△rHmø<0，升高温度，平衡向逆向(吸热)移动;降低温度，平衡向正向(放热)移动。LeChatelier(勒厦特列)原理即平衡移动原理：假如改变平衡状态任一条件，如浓度、压力和温度等，平衡就向能消除外来影响，恢复原有状态方向移动。4.3.4催化剂影响：不能改变平衡状态，它只不过缩短了到达平衡时间。4.3.4选择合理生产条件普通标准①增大反应物浓度（或分压），不但可提升反应速率，还可促使平衡正向进行。②对于气体分子数目降低气相反应，增加压力不但可使平衡向正反应方向移动，还能提高反应物产率。③升高温度能够提升化学反应速率，对于吸热反应可使平衡向正反应方向移动。本章小结试验平衡常数Kp(或Kc)和标准平衡常数Kpø

(或Kcø)区分；平衡常数表示式书写规则和多重平衡；反应物转化率概念；4.化学反应等温式，利用反应商Q与Kø相互大小判断自发进行方向；5.化学平衡移动影响原因及LeChatelier原理练习1.到达平衡时，各反应物和生成物浓度一定相等。2.标准平衡常数数值大，说明正反应一定进行；标准平衡常数数值小，说明正反应不能进行。3.对于放热反应来说，升高温度会使其标准平衡常数变小，反应转化率降低。4.某物质在298K时分解率为15%，在373K时分解率为30%，由此可知该物质分解反应为放热反应。当反应2NO2(g)≒N2O4(g)到达平衡时，降低温度混合物颜色会变浅，说明此反应逆反应是A.△rHmø=0反应B.△rHmø>0反应C.△rHmø<0反应D.气体体积减小反应2.在1073K，反应CaO(s)+CO2(g)≒CaCO3(s)Kø=3.1×10-5，则CO2相对平衡分压为A.3.1×10-5B.(3.1×10-5)1/2

C.1/(3.1×10-5)D.(3.1×10-5)2

3.已知反应H2(g)+Br2(g)≒2HBr(g)标准平衡常数K1ø=4×10-2，则同温度下反应HBr(g)≒½H2(g)+1/2Br2(g)K2ø=A.(4×10-2)-1B.2×10-1

C.4×10-2D.(4×10-2)-1/2

例：P67-9解：PCl5(g)⇋PCl3(g)+Cl2(g)平衡浓度：1.000.2040.204（mol·L－1）反应浓度：0.2040.2040.204（mol·L－1）起始浓度：1.2040