教案5-化学平衡

null第五章 化学平衡－反应的限度第五章 化学平衡－反应的限度一、化学平衡及其特点 二、平衡常数K及平衡转化率 1 平衡常数 1）经验平衡常数 2） 标准 excel标准偏差excel标准偏差函数exl标准差函数国标检验抽样标准表免费下载红头文件格式标准下载 平衡常数 3）书写平衡常数时要注意的事项 2 平衡常数与Gibbs自由能关系 1）用热力学数据求算K 2）反应商Q的引入 3）化学反应方向的判断 4）化学反应限度的判断 3 多重平衡 三、化学平衡的移动 1 浓度对化学平衡的影响 2 压力对化学平衡的影响 3 温度对化学平衡的影响第五章 化学平衡－反应的限度第五章 化学平衡－反应的限度一、 化学平衡及其特点 Fe2O3(s) + 3 CO(g) = 2 Fe(s) + 3 CO2(g) 炼一吨 Fe 需多少焦炭（C）？ C(s) + 0.5 O2(g) = CO(g) 是否全部的C(s) 能转化成CO(g)，全部的Fe2O3(s) 和CO 能全部转化成Fe(s) 和 CO2(g)？ 答案 八年级地理上册填图题岩土工程勘察试题省略号的作用及举例应急救援安全知识车间5s试题及答案 ：否！ • 可逆反应，动态平衡（G = 0） （化学可逆反应与热力学上的可逆反应的区别） 正向反应速率 = 逆向反应速率 • 平衡常数以及平衡的移动化学平衡及其特点化学平衡及其特点动态平衡浓度速率时间 A Bkfkr化学平衡及其特点化学平衡及其特点化学平衡：在可逆反应体系中，正反应和逆反应的速 率相等时 反应物和生成物的浓度不再随时间改变的状态。 化学平衡特点： (1) 平衡时，v（正）= v（逆），但不等于0，是动态平衡； (2) 各物种的浓度和分压不变，即平衡组成（同一相中各物 种的摩尔分数）不变； (3) 平衡是有条件的、相对的。当条件改变时，体系将从一 种平衡状态变化到另一种平衡状态－平衡移动； (4) 体系的平衡组成与达到平衡所经历的途径无关； (5) 平衡常数是衡量平衡状态的数量标志。二、平衡常数二、平衡常数1、 平衡常数（K） 1）经验平衡常数（实验） 可逆反应：aA + bB = cC + dD 若均为气体，且在温度为 T (K) 时达到平衡： 其中，[PA] 等为平衡分压，Kp 为压力平衡常数 若在溶液中，平衡时的浓度分别为[A]  , Kc 浓度平衡常数。只有反应计量系数差为0时，K无单位。 Kp、Kc 可由实验测定，称之为经验平衡常数 表 关于同志近三年现实表现材料材料类招标技术评分表图表与交易pdf视力表打印pdf用图表说话 pdf 表 例: H2(g) + I2(g) = 2 HI(g)注：（ ）中的为起始浓度；[ ]中的为平衡浓度。 • 在一定温度下，Kc 为常数 • 测定平衡时各组分的浓度（或分压），通过平衡常数表达式，可求出K.Kp 与 Kc 的关系：Kp 与 Kc 的关系：设为理想气体 PV = nRT  P = (n/V)RT = CRT 对于反应前后总计量系数相等的反应： Kp = Kc 如： H2(g) + I2(g) = 2 HI(g) 对于反应前后总计量系数不相等的反应 如： N2(g) + 3 H2(g) = 2NH3(g) ng: 生成物与反应物气体总计量数之差。2）标准平衡常数（K)：2）标准平衡常数（K)：如： N2(g) + 3 H2(g) = 2NH3(g) 平衡压力： 4.17 12.52 3.57 (106 kPa) = 1.56 × 105 P = 1.00 × 105 Pa = 1 bar 标准平衡常数无量纲，数值上与经验平衡常数往往不同。 （液相反应，Kc与K在数值上相等，而气相反应Kp与K不同。） 3）书写平衡常数时应注意的事项：3）书写平衡常数时应注意的事项：（1）反应方程式的书写不同，平衡常数值不同。 如：273 k 时，反应 N2O4(g) = 2NO2(g) 的平衡常数 = 0.36, 则 反应 2NO2(g) = N2O4(g) = 1/0.36 = 2.78 反应 NO2(g) = 0.5 N2O4(g) = (1/0.36)0.5 = 1.7 （2）纯液体、纯固体参加反应时，其浓度（或分压）可认为是常数，均不写进平衡常数表达式中。 Fe3O4(s) + 4 H2(g) = 3 Fe(s) + 4 H2O(g) （3）K 与温度有关， 但与反应物浓度无关。 K 还取决于反应物本性。 (4) K 适用用于压力不太大或稀溶液体系，这样可忽略质点间 的相互作用。化学反应的限度与平衡常数 K化学反应的限度与平衡常数 KK 反映了在给定温度下，反应的限度。 K值大，反应容易进行。 一般认为， （1） K  10+7 自发，反应进行较彻底 （2） K  10 -7 非自发，不能进行 （3） 10+7  K  10 -7 一定程度进行 反应程度受浓度、压力、温度等条件的影响。可通过实验条件促进平衡的移动。 怎样求K? （1）实验测定 （2）热力学计算2、 平衡常数与Gibbs自由能的关系2、 平衡常数与Gibbs自由能的关系   推导不要求  是温度T(K) 时，反应物和生成物的起始压力均为标准压力（或标准浓度）时的Gibbs自由能变。可查表得到。可由 公式近似计算。 因为H和S随温度变化小。例例分别计算在 298K 和 673K 时 N2(g) + 3 H2(g) = 2 NH3(g) 反应的平衡常数。解： 298K时，解： 673 K时，解： 673 K时，= 2 ×192.51-191.49-3×130.6 = - 198.3 (J·mol-1 ·K-1)非标准状态下的化学反应的方向：非标准状态下的化学反应的方向： 实际情况下，往往反应物与生成物的浓度（或压力）不是标准状态。 Van’t Hoff 等温式：(不要求公式推导） 非平衡 平衡Q： 起始分压商 QP ，或起始浓度商QC 如：3 H2 (g) + N2 (g) = 2 NH3 (g)在非标态、指定温度下(注意Q与K的一致性）在非标态、指定温度下(注意Q与K的一致性） Q/K < 1 GT < 0 正向自发 Q/K > 1 GT > 0 正向非自发 Q/K = 1 GT = 0 处于平衡= -2.30 RT lg K +2.30 RT lgQ当 GT = 0 时，体系处于平衡状态， 有则：nullQ 与 K 的关系与反应的方向例1 2000 °C 时，下列反应的 = 9.8 × 10-2 N2(g) + O2(g) = 2NO(g) 判断在下列条件下反应进行的方向：例1 2000 °C 时，下列反应的 = 9.8 × 10-2 N2(g) + O2(g) = 2NO(g) 判断在下列条件下反应进行的方向： (kPa) ① 82.1 82.1 1.00 ② 5.1 5.1 1.6 ③ 2.0×103 5.1×103 4.1×103解 ：①= （0.0100)2/(0.821)(0.821) = 1.48 × 10-4= (1.48 × 10-4)/ 9.8 × 10-2 < 1 正向自发② Qp = 9.8 × 10-2 = 1 平衡 ③ Qp = 1.6 = 1.6/ 9.8 × 10-2 > 1 正向非自发例2 由MnO2(s)和HCl 制备Cl2(g)的反应的 为： MnO2(s) + 4H+(aq) + 2Cl－(aq) = Mn2+ (aq) + Cl2(g) + 2H2O(l) -465.2 0 -131.3 -228.0 0 -237.2例2 由MnO2(s)和HCl 制备Cl2(g)的反应的 为： MnO2(s) + 4H+(aq) + 2Cl－(aq) = Mn2+ (aq) + Cl2(g) + 2H2O(l) -465.2 0 -131.3 -228.0 0 -237.2解 ：①(kJ/mol)问： ① 标态下、298 K 时，反应能否自发？ ② 若用12.0 mol/dm3 的HCl，其它物质仍为标态，298 K时，反应能否自发？= [-228.0 + 2 (-237.2)] - [(-4465.2) + 2 (-131.3)] = 25.4 (kJ/mol) > 0 反应非自发例2 下列反应的 为： MnO2(s) + 4H+(aq) + 2Cl－(aq) = Mn2+ (aq) + Cl2(g) + 2H2O(l) -465.2 0 -131.3 -228.0 0 -237.2例2 下列反应的 为： MnO2(s) + 4H+(aq) + 2Cl－(aq) = Mn2+ (aq) + Cl2(g) + 2H2O(l) -465.2 0 -131.3 -228.0 0 -237.2解 ：②(kJ/mol)问： ① 标态下、298 K 时，反应能否自发？ ② 若用12.0 mol/dm3 的HCl，其它物质仍为标态，298 K 时反 应能否自发？ G = 25.4 + 2.30×8.31×10-3 ×298 ×(-6.47) = - 11.5 (kJ/mol) < 0 反应自发 说明一些反应在标态下不能进行，但在非标态下可以进行根据：根据实践经验，一般认为：根据实践经验，一般认为：① ≤ - 40 kJ/mol K ≥ 10+7 反应自发、完全 ② ≥ +40 kJ/mol K ≤ 10–7 反应不可能 ③ -40 ≤ ≤ +40 10–7 ≤ K ≤ 10+7 可通过改变条件 来促进反应进行 能否用标态下的数据来判断非标态下的反应？（即用 来代替 GT）当 - 40 kJ/mol ≥ ≥ +40 kJ/mol 时，要由 GT 来决定。例3 某反应 A(s) = B(g) + C(s) 的 = 40.0 kJ/mol (1) 计算该反应在298 K 下的 (2) 当B 的分压降为1.00 × 10-3 kPa 时，正向反 应能否自发进行？例3 某反应 A(s) = B(g) + C(s) 的 = 40.0 kJ/mol (1) 计算该反应在298 K 下的 (2) 当B 的分压降为1.00 × 10-3 kPa 时，正向反 应能否自发进行？= - 40.0/2.30 × 8.31× 10-3 × 298 = -7.023 = 9.48 × 10-8  1.00 × 10-7 解: (1)例3 某反应 A(s) = B(g) + C(s) 的 = 40.0 kJ/mol (1) 计算该反应在298 K 下的 (2) 当B 的分压降为1.00 × 10-3 kPa 时，正向反 应能否自发进行？例3 某反应 A(s) = B(g) + C(s) 的 = 40.0 kJ/mol (1) 计算该反应在298 K 下的 (2) 当B 的分压降为1.00 × 10-3 kPa 时，正向反 应能否自发进行？= 2.30 × 8.31× 10-3 × 298 × lg(1.00 × 10-5 / 9.48 × 10-8) = 11.5 kJ/mol > 0 非自发解: (2)Qp = PB/P = (1.00 × 10-3)/100 = 1.00 × 10-5 Q 改变几个数量级，仍不能改变反应的方向3. 多重平衡3. 多重平衡 在一个平衡体系中，有若干个平衡同时存在时，一种物质可同时参与几个平衡，这种现象称多重平衡。 例 700 °C时， （1）SO2(g) + 0.5 O2(g) = SO3(g) = - RT ln （2）NO2(g) = NO(g) + 0.5 O2(g) = - RT ln （3）SO2(g) + NO2(g) = SO3(g) + NO(g) = - RT ln 反应（3）= 反应（1） + 反应（2） G是状态函数，具有加合性 G是状态函数，具有加合性 = + - RT ln = - RT ln – RT ln ln = ln + ln 若干反应方程式相加（减）所得到的反应的平衡常数为这些反应的平衡常数之积（商）。例：例：已知：(1) CO2(g) + H2(g) = CO(g) + H2O(g) Kp1 = 0.14 (823 K) (2) CoO(s) + H2(g) = Co(s) + H2O(g) Kp2 = 67 (823 K) 试求在823 K，反应 (3) CoO(s) + CO(g) = Co(s) + CO2(g) 的平衡常数Kp3。解：反应（3）= 反应（2）- 反应（1）  Kp3 = Kp2 / Kp1 = = 67/0.14 = 4.8 × 102 (823 K) Kp3 > Kp2, 用CO 还原剂更易反应。三、化学平衡的移动三、化学平衡的移动 条件改变使平衡态变化： 浓度、压力和温度 1. 浓度对化学平衡的影响 在一定温度下，K 是定值，Q在变化且趋向平衡态。 例如： H2(g) + I2(g) = 2HI(g) 713 K 时，Kp = Kc = 50.3 H2和I2 化合的反应商Q 和反应的方向H2和I2 化合的反应商Q 和反应的方向 *转化率() = （反应掉的量 / 起始量）× 100 % 结论：1 Q/K 的比值，决定反应进行的方向； 2 Q 与 K 的差距，预示了平衡移动的多少； 3 增加一种反应物的浓度，可提高另一种反应物的转化率； 4 标态下, Q=1， 但K不一定等于1。2. 压力对化学平衡的影响2. 压力对化学平衡的影响 压力对反应 H2(g) + I2(g) = 2HI(g) 无影响 对于反应如 N2O4(g) = 2 NO2(g) 增加压力，平衡向气体计量系数减小的方向移动。例 已知在 325 K 与100 kPa时，N2O4(g) 2 NO2(g) 例 已知在 325 K 与100 kPa时，N2O4(g) 2 NO2(g) 反应中， N2O4的摩尔分解率为50.2%。若保持温度不变， 压力增加为1000kPa时， N2O4的摩尔分解率为多少？ 解：设有 1 mol N2O4, 它的分解率为 ，则 N2O4(g) 2 NO2(g) 起始 n 1.0 0 平衡 n 　　　　1.0 -  2 平衡时 n总= (1.0- ) + 2 = 1+  设平衡时总压力为 p， 那么当 p = 100 kPa 时，p / p = 1.00,  = 0.502,  Kp = 1.35 p = 1000 kPa 时，p / p = 10.00, Kp = 1.35，   = 0.181 < 0.5023. 温度对化学平衡的影响3. 温度对化学平衡的影响设T1时的平衡常数为 ， T2时的平衡常数为 ，则浓度、压力变化，平衡常数 K 不变； 温度变化，K 改变。将代入上面右式， 得两式相减，得或Van't Hoff 方程式对Van‘t Hoff 方程式的讨论对Van‘t Hoff 方程式的讨论判断： （1） 当 H < 0 （放热反应），T  (T2  T1), < （2） 当 H > 0 （吸热反应），T  (T2  T1), > 即：升高温度，平衡向吸热方向移动 降低温度，平衡向放热方向移动 利用Van‘t Hoff 方程式： （1） 已知 H 时，从 T1、 求T2 时的 （2） 求 H （当已知不同温度下的 值时）里 ·查德里（Le Chatelier) 原理：里 ·查德里（Le Chatelier) 原理： 改变平衡体系的外界条件时，平衡向着削弱这一改变的方向移动。（也称为化学平衡移动原理）。 浓度：增加反应物浓度，平衡向生成物方向移动； 压力：增加压力，平衡向气体计量系数减小方向移动； 温度：升高温度，平衡向吸热方向移动。 体积：相当于改变浓度或压力。 注意： （1） K 与温度有关， 但与反应物浓度无关。K越大，说明 反应进行的程度越大。 （2）催化剂不影响化学平衡，只是缩短化学平衡实现的时 间，即增加反应速度。 （3）对于一定T和体积V下的反应，增加惰性气体，平衡不动。 （4）对于一个可逆平衡体系，增加反应物浓度，再次平衡时物 质的平衡浓度增加。化学反应方向的判据（非标态任意指定温度下）化学反应方向的判据（非标态任意指定温度下）化学反应的限度化学反应的限度 1. K 反映了在给定温度下，反应的限度。 K值大，反应容易进行。 一般认为（经验）： （1） K  10+7 反应进行较彻底 （2） K  10 -7 反应不能进行 （3） 10+7  K  10 -7 反应一定程度进行 反应程度受浓度、压力、温度等条件的影响。可通过实验条件促进平衡的移动。 2. 转化率() =（反应掉的量 / 起始量）×100% （1）转化率可以通过实验条件的改变得到提高， 但K只与温度有关。 （2）相同条件下，K越大，平衡转化率则越大。第五章 化学平衡－反应的限度 （ 小结 学校三防设施建设情况幼儿园教研工作小结高血压知识讲座小结防范电信网络诈骗宣传幼儿园师德小结 ）第五章 化学平衡－反应的限度 （小结） 中心是平衡常数 K 1. 表达式书写， K 与 Q 的异同； 平衡状态与起始状态；了解化学平衡及其特点 2. K 的计算: ① 实验法； ②热力学计算 ③多重平衡中K 的计算 3. K 的应用 ① 反应限度的判断； ② 转化率；（3）物质浓度或分压的计算 4. 浓度、压力、温度等对化学平衡移动的影响规律五章：习题：P110: 2, 4，5，8，14，16，18，19