(共48张PPT)
第二章 化学反应速率与化学平衡
氢氧化钠与盐酸混合即可自动发生反应生成氯化钠和水，为什么氯化钠与水混合不会自动发生反应生成氢氧化钠和盐酸呢？用氢气和氮气合成氨时，即使氢气和氮气的物质的量之比为3︰1，它们也不能全部反应，这是为什么？氢气与氧气的混合物一经点燃立即发生爆炸式反应，但在常温下氢气与氧气的混合物却能长期存在，这又是为什么？以上问题分别涉及化学反应的方向、限度和速率问题。
本章内容探究化学反应速率、化学平衡和化学反应进行的方向等化学反应原理知识，是中学化学的重要理论之一 ，也是后面学习的基础。
本章知识在结构上分为四节：第一节主要学习化学反应速率——化学反应速率的计算，影响化学反应速率的因素，活化能；第二节主要学习化学平衡——化学平衡状态，化学平衡常数，浓度、压强、温度、催化剂对化学平衡的影响；第三节主要学习化学反应方向；第四节主要学习化学反应的调控。
1．联系生产，能力升。
本章虽然没有具体的化工生产内容，但选择化工生产最适宜的条件必然涉及化学反应速率和化学平衡等理论内容。
2．巧用数学，分数提。
无论化学反应速率还是化学平衡问题均涉及计算的考查，能用数学知识巧妙计算，提高计算能力也是解决本部分内容的关键点。
3．妙用实例，更易懂。
通过生活实例，知识浅显易懂，如利用扑克牌和火柴的排列方式，从混乱度的角度对熵的概念形成粗浅的认识。利用化学原理解释生活中的化学现象，使思考问题更全面、更理性、更形象。
第一节 化学反应速率
第1课时 化学反应速率
1．了解化学反应速率的定义，会定量表示化学反应速率。
2．掌握化学反应速率的简单计算。
3．学会化学反应速率的测定方法，会比较反应速率的大小。
1．通过学习“化学反应速率的计算”，培养证据推理与模型认知的思维。
2．通过学习“探究反应速率的测定方法”，培养科学探究和创新意识。
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北京的故宫是世界著名的古建筑群，是世界珍贵的文化遗产。在保和殿后，有一块巨大的“云龙陛石”，上面雕刻有精美的蟠龙图案。但是，近些年浮雕已开始受损，一些细小的花纹已变得模糊不清。在太和殿周围的汉白玉护栏的蟠龙柱以及吐水龙头上的花纹也不同程度地受到腐蚀。据统计，世界上的古建筑在20世纪所遭受的腐蚀比过去几百年甚至上千年所遭受的腐蚀还要严重，有的已面目全非，这真是一场大的灾难。那么，这场灾难的罪魁祸首是谁呢？
我们知道CaCO3在风吹日晒、雨淋时会和H2O、CO2反应生成可溶性的Ca(HCO3)2而使石雕、建筑受损，但是历史上几千年这种腐蚀都是很慢的，为什么上世纪的腐蚀就这么快呢？现在就让我们带着这些问题一起走进本章知识的学习，揭开化学反应神秘的面纱吧！
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新知预习
一、化学反应速率
1．概念：化学反应速率是用来衡量化学反应_____________的物理量，通常用单位时间内反应物______________或生成物______________来表示。
2．表达式：___________。其中Δt表示__________变化；Δc表示__________变化(取其绝对值)，常用单位mol·L－1；v表示平均速率，常用单位是mol·L－1·min－1或mol·L－1·s－1。
进行快慢
浓度的减小
浓度的增加
时间
浓度
m︰n︰p︰q
二、化学反应速率的测定
1．测定原理：利用化学反应中与某一种化学物质的__________(或__________)相关的性质进行测定。
2．测定方法：
①利用能够直接观察的某些性质测定：如通过测量释放出一定体积气体的__________来测定反应速率，或通过测定一定时间内气体压强的变化来测定反应速率。
②利用科学仪器测量：如在溶液中，当反应物或产物本身有较明显的颜色时，可利用______________和___________________________来跟踪反应的过程和测量反应速率。
浓度
质量
时间
颜色深浅
显色物质浓度间的正比关系
预习自测
1．下列说法正确的是( )
A．化学反应速率通常用单位时间内反应物或生成物的质量变化来表示
B．用不同物质的浓度变化表示同一时间内同一反应的速率时，其数值之比等于反应方程式中对应物质的化学计量数之反比
C．化学反应速率的单位通常由时间单位和物质的量浓度的单位决定
D．在化学反应过程中，反应物的浓度逐渐变小，所以用反应物表示的化学反应速率为负值
C
解析： 化学反应速率通常用单位时间内反应物或生成物的物质的量浓度的变化来表示，A项错误、C项正确；化学反应速率之比等于化学计量数之比，B项错误；反应速率均为正值，D项错误。
B
3．反应4NH3(g)＋5O2(g)===4NO(g)＋6H2O(g)在10 L密闭容器中进行，半分钟后，水蒸气的物质的量增加了0.45 mol，则此反应的平均反应速率可表示为( )
A．v(NH3)＝0.01 0 mol·L－1·s－1
B．v(O2)＝0.001 0 mol·L－1·s－1
C．v(NO)＝0.001 0 mol·L－1·s－1
D．v(H2O)＝0.045 mol·L－1·s－1
C
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化学反应速率的计算
知识点 1
问题探究：1.中学教材中所说的反应速率是瞬时速率还是平均速率？
2．对于反应CaCO3＋2HCl===CaCl2＋H2O＋CO2↑，能否用CaCO3来表示化学反应速率？
3．同一化学反应，用不同物质表示其反应速率时，数值相同吗？
4．分别用2 g锌粒(假设颗粒大小基本相同)与40 mL 1 mol·L－1和40 mL 4 mol·L－1 H2SO4溶液反应，请问你有几种方法分别测定它们反应速率的大小？
探究提示：1.平均速率。
2．不能用固体或纯液体的物质来表示化学反应速率。
3．不一定相同；若化学反应计量数相同，则反应速率相同；否则，不相同。
4．(1)测定收集一定体积的H2所用的时间。
(2)测定一段时间内溶液中c(H＋)的变化。
(3)测定一段时间内Zn粒质量的变化。
2．运用“三段式”求解化学反应速率计算题的一般步骤
(1)写出有关反应的化学方程式。
(2)找出各物质的起始量、转化量、某时刻量。
典例1
则v(H2)＝0.05 mol·L－1·s－1
v(I2)＝0.05 mol·L－1·s－1
v(HI)＝0.1 mol·L－1·s－1
答案：v(H2)＝0.05 mol·L－1·s－1，v(I2)＝0.05 mol·L－1·s－1，v(HI)＝0.1 mol·L－1·s－1
变式训练
A
比较化学反应速率大小的方法
知识点 2
2．比较化学反应速率大小时要注意哪些问题？
探究提示：1.能。根据反应速率之比等于化学方程式中各物质的计量数之比来求算。
2．对于同一化学反应的速率，用不同物质表示时数值可能不同，但表示的意义相同。可将不同物质表示的反应速率转化成同一物质进行比较，同时要注意单位要一致。
知识归纳总结：
化学反应速率大小的比较方法：
(1)定性比较。
通过明显的实验现象(如气泡产生快慢、沉淀生成快慢等)来定性比较化学反应速率的大小。
(2)定量比较
同一化学反应中，不同物质来表示化学反应速率时，数值可能不同，需要进行转化。常用以下两种方法：
①归一法：
②比值法：
通过化学反应速率与其对应的化学计量数的比值进行比较，比值大的化学反应速率大。
A．v(NH3)＝1.5 mol·L－1·min－1
B．v(N2)＝1.2 mol·L－1·min－1
C．v(H2O)＝1.67 mol·L－1·min－1
D．v(O2)＝1.5 mol·L－1·min－1
解析： 将选项中的各反应速率换算成同一物质表示的反应速率，然后比较。
典例2
B
A．v(A2)＝0.8 mol·L－1·s－1
B．v(A2)＝60 mol·L－1·min－1
C．v(AB3)＝1.0 mol·L－1·s－1
D．v(B2)＝1.2 mol·L－1·s－1
变式训练
B
解析： 解此类题目要先统一单位，然后利用化学反应速率之比等于对应物质的化学计量数之比转化为同一种物质表示的反应速率再进行比较。若都转化为用A2表示的反应速率且单位统一为mol·L－1·s－1，则A项中v(A2)＝0.8 mol·L－1·s－1，B项中v(A2)＝1 mol·L－1·s－1，C项中v(A2)＝0.5 mol·L－1·s－1，D项中v(A2)＝0.4 mol·L－1·s－1，则化学反应速率最大的是B项。
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对化学反应速率的理解
(1)同一化学反应中，选用不同物质表示化学反应速率，其数值可能相同也可能不同，但它们表示的意义却是完全相同的。因此，表示化学反应速率时必须指明用哪种物质作标准。
(2)由于在反应中纯液体和固体的浓度是恒定不变的，因此对于有纯液体或固体参加的反应一般不用纯液体或固体来表示化学反应速率。
(3)在同一个化学反应中，无论选用反应物还是生成物来表示化学反应速率，其值均为正值。
(4)化学反应速率通常是指某一段时间内的平均反应速率，而不是瞬时反应速率。
课堂达标验收
1．下列关于化学反应速率的说法正确的是( )
A．化学反应速率是指在一段时间内反应物物质的量的减少或生成物物质的量的增加量
B．化学反应速率为0.2 mol·L－1·min－1，是指反应经过1 min后，某物质的浓度是0.2 mol·L－1
C．对于任何化学反应来说，反应速率越快，反应现象越明显
D．化学反应速率可以衡量化学反应进行的快慢
D
解析：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，故A错误；化学反应速率为0.2 mol·L－1·min－1，是指反应经过1 min后，某物质的浓度减少或增加0.2 mol·L－1，故B错误；有些反应无明显的现象，如酸碱中和反应，故C错误；化学反应速率可以衡量化学反应进行的快慢，故D正确。
2．已知：4NH3(g)＋5O2(g)===4NO(g)＋6H2O(g)，若反应速率分别用v(NH3)、v(O2)、v(NO)、v(H2O)表示，则下列关系正确的是( )
A．4v(NH3)＝5v(O2) B．5v(O2)＝6v(H2O)
C．2v(NH3)＝3v(H2O) D．4v(O2)＝5v(NO)
解析： 对于化学反应，用不同物质表示的化学反应速率，速率比等于方程式中各种物质的化学计量数的比，所以5v(NH3)＝4v(O2)，A错误；6v(O2)＝5v(H2O)，B错误；6v(NH3)＝4v(H2O)，所以3v(NH3)＝2v(H2O)，C错误；4v(O2)＝5v(NO)，D正确。
D
3．反应：3A(g)＋B(g)===2C(g)＋2D(g)，在不同条件下，用不同物质表示其反应速率，分别为
①v(A)＝0.6 mol·L－1·min－1
②v(B)＝0.45 mol·L－1·min－1
③v(C)＝0.15 mol·L－1·min－1
④v(D)＝0.45 mol·L－1·min－1
则此反应在不同条件下进行快慢顺序正确的是( )
A．①>②>③>④ B．①>②＝④>③
C．②>④>③>① D．②>④>①>③
D
解析：由于反应速率之比是化学计量数之比，因此根据方程式可知如果都转换成用A物质表示其反应速率，选项①～④分别是 [mol·L－1·min－1]0.6、1.35、0.225、0.675，所以此反应在不同条件下进行快慢顺序为②>④>①>③。故选D。
4．某温度时，在2 L容器中，某一反应中A、B的物质的量随时间变化的曲线如下图所示，由图中数据分析得：
(1)在4 min末时，A、B的物质的量浓度c(A)________c(B)，从0～4 min内A、B的物质的量浓度变化量Δc(A)________Δc(B)(以上填“>” “<”或“＝”)。
(2)从反应开始至4 min时,A的平均反应速率为_________________。
(3)该反应的化学方程式为______________。
＝
>
0.05 mol·L－1·min－1
解析：(1)由图可以看出，在4 min末n(A)＝n(B)＝0.4 mol，又因体积相等，所以c(A)＝c(B)；从0到4 min内Δc(A)＝0.2 mol·L－1，Δc(B)＝0.1 mol·L－1。
(2)v(A)＝0.05 mol·L－1·min－1。
(3)参加反应的各物质的物质的量之比为n(A)︰n(B)＝0.4 mol︰0.2 mol＝2︰1。(共63张PPT)
第二章 化学反应速率与化学平衡
第一节 化学反应速率
第2课时 影响化学反应速率的因素 活化能
1．理解外界条件(浓度、温度、压强、催化剂等)对化学反应速率的影响，认识一般规律。
2．了解催化剂在生产、生活和科学研究领域中的重大作用。
3．知道活化能的含义及其对化学反应速率的影响。
4．了解通过改变外界条件从而改变化学反应速率的方法和意义。
1．通过实验探究，总结影响化学反应速率的因素，形成由宏观到微观、由感性到理性的科学探究过程，并获得基本的观察能力、探究能力和实际解决问题的能力。
2．利用有效碰撞理论，理解影响化学反应速率的因素，培养证据推理与模型认知的思维。
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对活化能本质的认识
100多年来，为了正确认识活化能的科学意义，并力争从理论上进行计算，科学家们一直在进行探讨并提出了若干个化学反应速率理论，其中，最著名的是基元反应碰撞理论和基元反应过渡态理论。
基元反应碰撞理论认为，化学反应之所以能发生，是反应物分子碰撞的结果，但只有能量超过某一限度Ec(相当于活化能)并满足一定方向要求的活化分子间的碰撞，才是真正发生反应的有效碰撞。这个理论解释了温度、活化能对化学反应速率的影响。例如，低温时，单位体积内活化分子少，单位时间内有效碰撞少，化学反应速率就低；高温时，单位体积内活化分子多，单位时间内有效碰撞多，化学反应速率就高。又如，活化能高，能量超过活化能的活化分子少，单位时间内有效碰撞少，化学反应速率低。
基元反应过渡态理论认为，基元反应在从反应物到产物的变化过程中要经历一个中间状态，这个状态称为过渡态。
课前素能奠基
新知预习
一、有效碰撞理论
1．化学反应发生的条件：
碰撞
有效碰撞
2．有效碰撞理论与活化能
有效碰撞
活化分子
如图所示：
图中________表示反应的活化能，_____________表示反应热。
E1
(E1－E2)
3．化学反应速率与活化分子、有效碰撞的关系：
活化分子的百分数越大，单位体积内________________越多，单位时间内____________________越多，化学反应速率__________。
活化分子数
有效碰撞的次数
越快
二、影响化学反应速率的因素
1．浓度对反应速率的影响：
(1)规律。
反应物浓度增大→反应速率__________；反应物浓度减小→单位时间内有效碰撞次数____________。
(2)微观解释。
增大反应物的浓度，即增大了单位体积内活化分子的__________，单位时间内有效碰撞次数__________，化学反应速率__________。
加快
减少
数目
增多
加快
2．压强对反应速率的影响：
对于气体来说，在一定温度下，一定质量的气体所占的体积与压强成反比。如图所示：
(1)适用范围：有气体参与的化学反应。
(2)结论：增大压强，气体体积__________，浓度__________，化学反应速率__________。
(3)微观解释：增大压强→气体体积缩小→反应物浓度增大→单位体积内活化分子数__________→单位时间内有效碰撞次数__________→反应速率__________；反之，反应速率__________。
缩小
增大
加快
增多
增加
加快
减慢
3．温度对反应速率的影响：
(1)规律。
温度升高，反应速率_________；温度降低，反应速率_________。
(2)微观解释。
升高温度→活化分子百分数__________→单位时间内有效碰撞的次数__________→化学反应速率__________。
加快
减慢
提高
增多
加快
4．催化剂对反应速率的影响：
(1)规律。
使用合适的催化剂，可__________化学反应速率。
(2)微观解释。
使用合适的催化剂→降低反应所需的____________→活化分子百分数__________→有效碰撞次数__________→化学反应速率__________。
加快
活化能
提高
增加
加快
预习自测
1．中国首条“生态马路”在上海复兴路隧道建成，它运用了“光触媒”技术，在路面涂上一种光催化剂涂料，可将汽车尾气中45%的NO和CO转化成N2和CO2。下列对此反应的叙述中正确的是( )
A．使用光催化剂不改变反应速率
B．使用光催化剂降低了反应速率
C．升高温度能加快反应速率
D．改变压强对反应速率无影响
解析：使用催化剂能加快反应速率，故A、B两项均错误；D项，对于有气体参加的化学反应，改变压强能改变反应速率。
C
2．已知分解1 mol H2O2放出热量98 kJ。在含少量I－的溶液中，H2O2分解的机理为H2O2＋I－―→H2O＋IO－(慢)，H2O2＋IO－―→H2O＋O2＋I－(快)。下列有关该反应的说法正确的是( )
A．反应速率与I－的浓度有关
B．IO－也是该反应的催化剂
C．反应活化能等于98 kJ·mol－1
D．v(H2O2)＝v(O2)
A
解析：H2O2分解的反应速率主要由第一个反应决定，I－的浓度越大，反应速率越快，A项正确；根据总反应可确定该反应的催化剂为 I－，而IO－为中间产物，B项错误；根据所给信息无法确定反应活化能，C项错误；反应速率关系为v(H2O2)＝2v(O2)，D项错误。
3．某温度下按如图安装好实验装置，在锥形瓶内盛6.5 g锌粒(颗粒大小基本相同)，通过分液漏斗加入40 mL 2.5 mol·L－1的稀硫酸溶液，将产生的H2收集在一个注射器中，0～10 s内收集到气体的体积为50 mL(折合成0 ℃、101 kPa条件下的H2体积为44.8 mL)。下列说法不正确的是( )
A
A．将题述中的稀硫酸改为浓硫酸，生成H2的速率变快
B．忽略锥形瓶内溶液体积的变化，用H＋来表示10 s内该反应的速率为0.01 mol·L－1·s－1
C．忽略锥形瓶内溶液体积的变化，用Zn2＋来表示10 s内该反应的速率为0.3 mol·L－1·min－1
D．可通过测定溶液的pH来测定反应速率
课堂素能探究
浓度、压强对化学反应速率的影响
知识点 1
问题探究：1.对于一个在溶液中进行的反应，改变溶液的用量对化学反应速率有何影响？
2．增大反应物浓度对可逆反应的逆反应速率有何影响？
3．增大压强(减小容器体积)是否改变了活化分子的百分数？
4．怎样理解向反应容器中加入稀有气体对反应速率的影响？
5．对于那些反应物和生成物中都有气体参加的可逆反应来说，增大体系的压强(减小体积)，正、逆反应速率怎样变化？
探究提示：1.改变溶液的用量时，由于浓度不变，因此对化学反应速率无影响。
2．增大反应物浓度，正反应速率增大，在改变的瞬间，生成物的浓度可认为不变，逆反应速率不变，但随着反应的进行，反应物的浓度逐渐减小，生成物的浓度逐渐增大，导致正反应速率逐渐减小，逆反应速率逐渐增大，直到两者相等。
3．增大压强(减小容器体积)时，单位体积内活化分子数增加，单位体积中总的气体分子数也增加，活化分子百分数不变。
4．向容器中加入稀有气体，如果保持恒温恒容，尽管容器内总压强增大了，但容器的体积不变，反应物的浓度不变，因此反应速率不变；如果保持恒温恒压，加入稀有气体后，为维持容器内压强不变，容器的体积增大，反应物的浓度减小，因此反应速率减小。
5．增大体系的压强(减小体积)，反应物和生成物的浓度都增大，所以，正反应的速率和逆反应的速率都增大。
知识归纳总结：
1．浓度改变对化学反应速率的影响。
(1)用碰撞理论解释浓度变化对化学反应速率的影响：
反应物浓度增大→单位体积内分子数增多→单位体积内活化分子数增多→单位时间内有效碰撞次数增多→化学反应速率增大。
(2)分析浓度对化学反应速率的影响时需注意的问题：
①固体或纯液体的浓度视为常数，所以增加其用量时，化学反应速率不变。但增大固体的表面积或将固体溶于一定溶剂中，能增大化学反应速率。
②增大反应物浓度，即增大了单位体积内活化分子的数目，但活化分子的百分数没有增大。
③增大反应物的浓度，必须是增加实际参加反应的反应物浓度才能增大反应速率。
2．压强影响反应速率的常见情况。
改变压强，对化学反应速率产生影响的根本原因是压强改变时引起气体反应物浓度改变。所以在讨论压强对反应速率的影响时，应注意压强变化是否引起物质浓度的变化。
(1)对于没有气体参与的化学反应，由于改变压强时，反应物浓度变化可以忽略不计，因此对化学反应速率无影响。
500 mL 1 mol·L－1的稀盐酸与锌反应，下列操作能使产生氢气的速率增大的是( )
A．在忽略接触面积变化的情况下，增加锌的质量
B．将500 mL 1 mol·L－1的稀盐酸改为1 000 mL 1 mol·L－1的稀盐酸
C．用1 mol·L－1的H2SO4溶液代替1 mol·L－1的稀盐酸
D．用浓硫酸代替1 mol·L－1的稀盐酸
典例1
C
解析： 该反应的实质是2H＋＋Zn===Zn2＋＋H2↑，增大反应物浓度可使反应速率增大，由于纯固体、纯液体的浓度为定值，所以在忽略接触面积变化的情况下，增加锌的质量，不能增大反应速率。而将等浓度的盐酸由500 mL变为1 000 mL，只是改变了溶液的体积，并未改变其浓度，所以反应速率不变。用1 mol·L－1的H2SO4溶液代替1 mol·L－1的稀盐酸，溶液中氢离子浓度增加一倍，所以反应速率增大。浓硫酸与锌反应不产生氢气。
变式训练
组别 溶液用量 蓝色开
始出现
时刻
0.02 mol·L－1 Fe2(SO4)3 0.04 mol·L－1KI 0.004 mol·L－1 Na2S2O3 H2O 1% 淀粉 1 20 mL 20 mL 5 mL 0 mL 5 mL t s
2 20 mL 10 mL 5 mL 10 mL 5 mL 4t s
3 10 mL 20 mL 5 mL 10 mL 5 mL 2t s
下列说法不正确的是( )
A．根据“一段时间后蓝色出现”的现象，推知反应Ⅰ速率比反应Ⅱ慢
B．若将实验中Na2S2O3浓度改为0.008 mol·L－1，蓝色出现时间不受影响
C．要提高反应Ⅰ速率，增大KI浓度比增大Fe2(SO4)3浓度更高效
D．0－t s，实验1中反应平均速率v(Fe3＋)＝0.000 4/t mol·L－1·s－1
B
温度、催化剂对化学反应速率的影响
知识点 2
问题探究：1.对一个吸热反应，其他条件不变时，升高温度，它的反应速率也增大吗？
2．活化能和反应速率有什么关系？
3．催化剂一定都能增大化学反应速率吗？
探究提示：1.增大；升高温度，活化分子百分数增大，单位时间内有效碰撞次数增加，无论是放热反应还是吸热反应，反应速率都增大。
2．活化能越小，一般分子成为活化分子越容易，单位体积内活化分子越多，单位时间内有效碰撞次数越多，则反应速率越大。
3．不一定。有的反应需要负催化剂，即有的催化剂可减小化学反应速率。
知识归纳总结：
1．温度对反应速率的影响。
(1)规律：
当其他条件不变时，
(2)解释：
(3)注意：所有化学反应的反应速率都与温度有关。
2．催化剂对反应速率的影响。
(1)影响规律：
使用合适的催化剂，可增大化学反应速率。
(2)微观解释：
使用合适的催化剂―→降低反应所需的活化能―→单位体积内活化分子数增加―→单位时间内有效碰撞次数增加―→化学反应速率增大。
(3)注意事项：
①催化剂有正、负之分，正催化剂能增大反应速率，负催化剂能减小反应速率，不特别指明的条件下，均指正催化剂。
②催化剂只有在一定温度下，才能最大限度地发挥其催化作用。
酸性KMnO4溶液和H2C2O4溶液反应的化学方程式为2KMnO4＋5H2C2O4＋3H2SO4===K2SO4＋2MnSO4＋10CO2↑＋8H2O。某研究小组利用该反应来探究温度对反应速率的影响，进行如下四组实验。每组实验分别在0 ℃和80 ℃条件下进行。试判断最能实现研究目的的一组实验是( )
典例2
C
组 别 KMnO4 H2SO4 H2C2O4 温度 ℃ 记录的数据
V mL C mol·L－1 V mL C mol·L－1 V mL C mol·L－1 A 2 0.01 0.5 1 2 0.1 0 至气体不再产生所需要的时间
80 B 2 0.1 0.5 1 2 0.01 0 至气体不再产生所需要的时间
80 C 2 0.01 0.5 1 2 0.1 0 溶液完全褪色所需要的时间
80 D 2 0.1 0.5 1 2 0.01 0 溶液完全褪色所需要的时间
80 解析：探究温度对反应速率的影响，即控制的变量是温度，就这一点A、B、C、D都符合要求；气体不再产生的现象做为反应终点，不易控制，A、B不符合题意；B、D选项KMnO4过量，无法看到溶液完全褪色的现象。故选C。
下列反应中，开始时放出氢气的速率最大的是( )
变式训练
C
选项 金属 酸溶液的浓度和体积 温度/℃
A 2.4 g锌片 3 mol·L－1硫酸溶液100 mL 40
B 2.4 g锌粉 1 mol·L－1硫酸溶液300 mL 30
C 2.4 g锌粉 3 mol·L－1硫酸溶液100 mL 40
D 5.6 g锌片 3 mol·L－1硫酸溶液200 mL 30
解析： C项中锌的表面积最大，硫酸的浓度最大，温度最高，故反应速率最快。
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有效碰撞理论和反应速率影响因素的关系
影响外因 单位体积内 有效碰撞几率 化学反应速率
分子总数 活化分子数 活化分子百分数 增大反应物浓度 增加 增加 不变 增加 加快
增大压强 增加 增加 不变 增加 加快
升高温度 不变 增加 增大 增加 加快
催化剂 不变 增加 增大 增加 加快
课堂达标验收
1．足量铁粉与100 mL 0.01 mol·L－1的稀盐酸反应，反应速率太慢。为了加快此反应速率而不改变H2的产量，可以使用如下方法中的( )
①加H2O ②加NaOH固体 ③滴入几滴浓盐酸
④加CH3COONa固体 ⑤加NaCl溶液 ⑥滴入几滴硫酸铜溶液
⑦升高温度(不考虑盐酸挥发) ⑧改用50 mL 0.01 mol·L－1的稀硫酸
A．①④⑤ B．②④⑤
C．③⑥⑦ D．⑥⑦⑧
D
解析： ①加水，稀释了盐酸的浓度，故反应速率变慢，故不选；②加NaOH固体，与盐酸反应，减少了盐酸的浓度，故反应速率变慢，故不选；③滴入几滴浓盐酸，反应速率加快，但生成的氢气也增多，故不选；④加CH3COONa固体与盐酸反应生成弱酸醋酸，故反应速率减慢，故不选；⑤加NaCl溶液，相当于稀释盐酸浓度，故反应速率变慢，故不选；⑥滴入几滴硫酸铜溶液，铁把铜置换出来，形成原电池，故反应速率加快，铁粉又足量，故不改变H2的产量，故选；⑦升高温度，反应速率加快，不改变H2的产量，故选；⑧改用50 mL 0.01 mol·L－1的稀硫酸，则氢离子浓度增大，但物质的量不变，所以反应速率加快，不改变H2的产量，故选。
2．为了研究外界条件对H2O2分解反应速率的影响，某同学在4支试管中分别加入3 mL H2O2溶液，并测量收集V mL气体时所需的时间，实验记录如下：
实验序号 H2O2溶液浓度 H2O2溶液温度(℃) 催化剂 所用时间
① 5% 20 2滴1 mol·L－1 FeCl3 t1
② 5% 40 2滴1 mol·L－1 FeCl3 t2
③ 10% 20 2滴1 mol·L－1 FeCl3 t3
④ 5% 20 不使用 t4
下列说法中，不正确的是( )
A．实验①②研究温度对反应速率的影响
B．实验②④研究催化剂对反应速率的影响
C．获得相同体积的O2：t1>t3
D．实验③与④比较：t3
B
解析：实验①②中只有温度不同，故是研究温度对反应速率的影响，故A正确；实验②④中反应温度不同，不能研究催化剂对反应速率的影响，故B错误；①和③比较，③中过氧化氢的浓度大，反应速率快，若获得相同体积的氧气，①的用时长，故C正确；实验③与④比较，③中过氧化氢的浓度大，使用催化剂，故反应速率快，时间短，故D正确。
A．使用催化剂，活化分子百分数增大，有效碰撞几率增加
B．升高温度，活化分子百分数增大，有效碰撞几率增加
C．增大压强，单位体积内活化分子数增多，有效碰撞几率增加
D．增大c(CO)，活化分子百分数增大，有效碰撞几率增加
D
4．某小组拟用酸性KMnO4溶液与H2C2O4溶液的反应(此反应为放热反应)来探究“条件对化学反应速率的影响”，并设计了如下的方案记录实验结果(忽略溶液混合体积变化)。限选试剂和仪器：0.20 mol·L－1 H2C2O4溶液、0.010 mol·L－1 KMnO4溶液(酸性)、蒸馏水、试管、量筒、秒表、恒温水浴槽。
已知：2KMnO4＋5H2C2O4＋3H2SO4===K2SO4＋2MnSO4＋10CO2↑＋8H2O，回答下列问题：
物理量 编号 V(0.20 mol/ L H2C2O4 溶液)/mL V(蒸馏 水)/mL V(0.010 mol·L－1酸性KMnO4 溶液)/mL m(MnSO4)/g T/℃ 乙
① 2.0 0 4.0 0 50
② 2.0 0 4.0 0 25
③ 1.5 a 4.0 0 25
④ 2.0 0 4.0 0.1 25
(1)KMnO4溶液用__________酸化(填名称)；写出上述反应的离子方程式：_____________________________________________________。
(2)上述实验①②是探究__________对化学反应速率的影响；上述实验②④是探究____________对化学反应速率的影响。
(3)若上述实验②③是探究浓度对化学反应速率的影响，则a为_______；表格中的“乙”填写t/s，其测量的是____________________ _______________。
硫酸
温度
催化剂
0.5
酸性KMnO4溶液褪色
的时间
(3)上述实验②③是探究浓度对化学反应速率的影响，则混合液的总体积必须相同，实验②溶液总体积为6 mL，则实验③中所需水的体积a＝6 mL－1.5 mL－4.0 mL＝0.5 mL；反应速率需要通过时间的长短来体现，则乙中需要测量的是酸性KMnO4溶液褪色的时间。(共53张PPT)
第二章 化学反应速率与化学平衡
第二节 化学平衡
第1课时 化学平衡状态
1．认识化学反应的可逆性。
2．通过化学平衡状态的建立过程，知道化学平衡是一种动态平衡，理解并会判断化学平衡状态的标志。
1．认识可逆反应，树立变化观念。
2．能多角度、动态地分析化学平衡状态的各种表现，树立平衡思想。
课前素能奠基
课堂素能探究
课堂达标验收
新课情景呈现
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新课情景呈现
在19世纪后期，人们发现炼铁高炉排出的高炉气中含有相当量的CO。有人认为是CO与铁矿石的接触时间不长所造成的。英国人耗巨资建成一个高大的炼铁高炉，以增加CO和铁矿石的接触时间。结果发现CO的含量仍然没有减少，这就成了炼铁技术中的科学悬念。直到19世纪下半叶，这一谜底才得以揭开。你知道这是为什么吗？
课前素能奠基
新知预习
一、可逆反应
1．概念。在同一条件下，既能向____________方向进行同时又能向____________方向进行的反应。
正反应
逆反应
正反应
逆反应
3．可逆反应的特点。
二、化学平衡状态
1．概念：在一定条件下，当正、逆两个方向的反应速率_________时，反应体系中所有参加反应的物质的质量或浓度可以____________，这种状态称为化学平衡状态。
相等
保持不变
2．化学平衡的建立：
在一定条件下，把某一可逆反应的反应物加入固定容积的密闭容器中。反应过程如下：
3．化学平衡状态的特征：
(1)逆：研究对象必须是______________。
(2)动：化学平衡是__________平衡，即当反应达到平衡时，正反应和逆反应都仍在继续进行。
(3)等：____________________，即同一物质的消耗速率和生成速率__________(本质)。
(4)定：在平衡体系中，反应混合物各组分的浓度(或质量)保持__________。
(5)变：外界条件改变时，平衡可能被破坏，并在新的条件下，建立__________________。
可逆反应
动态
v(正)＝v(逆)≠0
相等
不变
新的化学平衡
预习自测
1．下列反应属于可逆反应的是( )
A．盐酸与NaOH溶液的中和反应
B．CuSO4吸水形成晶体蓝矾的反应与蓝矾受热失去水分生成CuSO4的反应
C．Cl2溶于水
D．Na2O溶于水
解析：同一条件下，Cl2与水反应生成HCl和HClO，同时HCl和HClO反应生成Cl2与水，属于可逆反应。
C
2．在一定条件下，某可逆反应的正反应速率和逆反应速率随时间变化的曲线如图所示。下列有关说法正确的是( )
A．t1时刻，反应逆向进行
B．t2时刻，正反应速率大于逆反应速率
C．t3时刻，达到反应进行的限度
D．t4时刻，反应处于平衡状态，反应停止
B
解析：t1时刻，v正>v逆，反应正向进行，故A错误；t2时刻，v正>v逆，故B正确；t3时刻，v正>v逆，反应没有达到最大限度，即平衡状态，故C错误；t4时刻，v正＝v逆，反应达到平衡状态，但v正＝v逆≠0，反应没有停止，故D错误。
A．v正(NH3)＝2v逆(CO2)
B．密闭容器中总压强不变
C．密闭容器中氨气的体积分数不变
D．密闭容器中混合气体的密度不变
C
解析：该反应为反应前后气体体积不等的可逆反应，当密闭容器中总压强不变时，可以说明该反应已达到平衡状态；反应物不是气体，在密闭容器中只有生成物氨气和二氧化碳是气体，且是按比例生成的，因此它们的体积分数在任何时候都是不变的，所以氨气的体积分数不变不能说明反应达到平衡状态；在恒容密闭容器中，若此反应未达到平衡，则混合气体的密度发生改变，当混合气体的密度不变时，反应达到平衡状态。
课堂素能探究
可逆反应概念强化理解
知识点 1
探究提示：1.不能；可逆反应的前提是在相同的条件下，这两个反应的条件不同，所以不互为可逆反应。
2．可逆反应有一定的限度，不能完全进行到底，反应物和生成物同时存在于反应容器中。
3．(1)没有停止，此时v(正)＝v(逆)≠0。
(2)正、逆反应速率相等是针对同一物质来说的，如当反应达到平衡时，正反应消耗N2的速率与逆反应生成N2的速率相等。
知识归纳总结：
1．化学平衡状态是一定条件下的可逆反应进行到最大限度的结果。
2．对于一个既定的可逆反应,如果其他条件一定,不论采取何种途径(反应是从反应物开始或从生成物开始),最后都能建立化学平衡状态。
3．化学平衡状态不会因时间变化而变化。
4．可逆反应达到化学平衡状态的根本原因是v(正)＝v(逆)，正是由于各物质的消耗速率与生成速率相等，才会有反应混合物中各组分的浓度保持不变。
A．Z为0.3 mol·L－1 B．Y2为0.4 mol·L－1
C．X2为0.2 mol·L－1 D．Z为0.4 mol·L－1
典例1
A
A．c(SO3)＝0.4 mol·L－1
B．c(SO2)＝c(SO3)＝0.15 mol·L－1
C．c(SO2)＝0.25 mol·L－1
D．c(O2)＝0.1 mol·L－1
变式训练
C
判断平衡状态的标志
知识点 2
问题探究：1.在利用“v(正)＝v(逆)”判断反应是否达到平衡时需要注意哪些问题？
2．在利用“密度”判断反应是否达到平衡时需要注意哪些问题？
探究提示：1.利用“v(正)＝v(逆)”判断化学平衡时，要注意“同” “等”“逆”的原则：①“同”，同一种物质的v(正)和v(逆)；②“等”，转化成同一物质的反应速率必须相等；③“逆”，反应方向必须对立。可归纳为“异边同向、同边异向、比例计量”，这里的“向”指的是“消耗”或“生成”。
2．涉及“密度”时要注意物质的状态和容器的体积。
(1)根本标志：v(正)＝v(逆)≠0
常见形式主要有：
①同一种物质的生成速率等于消耗速率。如：v生成(A)＝v消耗(A)。
②在化学方程式同一边的不同物质生成速率与消耗速率之比等于化学计量数之比。如：v生成(A)︰v消耗(B)＝m︰n。
③化学方程式两边的不同物质生成(或消耗)速率之比等于化学计量数之比。如：v生成(A)︰v生成(D)＝m︰q。
(2)特征标志：
①各组分的浓度不随时间的改变而改变。
②各组分的质量分数、物质的量分数、体积分数不随时间的改变而改变。
③某种反应物的转化率不随时间的改变而改变。
④当m＋n≠p＋q时，体系的压强或平均相对分子质量不随时间的改变而改变。
在一定温度下，可逆反应2NO2(g)===2NO(g)＋O2(g)在体积固定的密闭容器中进行，反应达到平衡状态的标志是( )
①单位时间内生成n mol O2，同时生成2n mol NO2
②单位时间内生成n mol O2，同时生成2n mol NO
③用NO2、NO、O2的物质的量浓度变化表示的反应速率之比为2︰2︰1
④混合气体的密度不再改变
⑤混合气体的颜色不再改变
⑥混合气体平均相对分子质量保持不变
A．①⑤⑥ B．①③⑤
C．②④⑤ D．以上全部
典例2
A
解析：①单位时间内生成n mol O2，同时生成2n mol NO2，说明正逆反应速率相等，反应达到平衡；②单位时间内生成n mol O2，同时生成2n mol NO，描述的都是正反应，不能说明反应已达平衡；③化学反应速率之比＝计量数之比，用NO2、NO、O2的物质的量浓度变化表示的反应速率之比始终为2︰2︰1，不能说明反应已达平衡；④容器体积和气体质量始终不变，则混合气体的密度始终不变，因此不能说明反应已达平衡；⑤混合气体的颜色不再改变，说明NO2浓度不变，反应已达平衡；⑥反应前后气体的化学计量数之和不相等，当达到平衡时，气体的物质的量不变，则混合气体的平均摩尔质量不再改变，综上所述，可作为平衡标志的有①⑤⑥，A正确。
①C的生成速率与C的消耗速率相等
②单位时间内生成a mol A，同时生成3a mol B
③A、B、C的浓度不再变化
④C的物质的量不再变化
⑤混合气体的总压强不再变化
⑥混合气体的总物质的量不再变化
⑦单位时间消耗a mol A，同时生成3a mol B
⑧A、B、C的分子数之比为1︰3︰2
变式训练
②⑧
解析： 对平衡状态的判断，一定要根据实际反应逐项分析，只有能反映同一物质的v(正)＝v(逆)，或者混合物中的某组分的浓度或百分含量保持不变，才能证明可逆反应达到平衡状态。①中，同一物质的生成速率与消耗速率相等，说明反应已达到平衡；②中，表示的是同一方向的反应速率，不能说明反应已达到平衡；③中，各组分的浓度不再变化，说明反应已达到平衡；④中，C的物质的量不再变化，也就是C的浓度不再变化，说明反应已达到平衡；⑤中，若反应正向进行，混合气体的总物质的量减小，压强减小，若反应逆向进行，混合气体的总物质的量增大，压强增大，混合气体的总压强不再变化，说明反应正向进行
的速率和逆向进行的速率相等，即反应已达到平衡；⑥中，由⑤中的分析可知，混合气体的总物质的量不再变化，说明反应已达到平衡；⑦中，消耗A的物质的量与生成B的物质的量之比与它们在化学方程式中的计量数之比相等，也就是反应正向进行和逆向进行的速率相等，说明反应已达到平衡； ⑧中，A、B、C的分子数之比为1︰3︰2只是反应进程中的某一时刻的状态，不能说明反应已达到平衡。
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规避“2”个易失分点
(1)判断化学平衡状态的“三关注”
关注反应条件，是恒温恒容、恒温恒压还是绝热恒容；关注反应特点，是等体积反应还是非等体积反应；关注特殊情况，是否有固体参加或生成，如固体的分解反应。
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A．c1︰c2＝3︰1
B．平衡时，生成Y和Z的速率之比为2︰3
C．X、Y的转化率不相等
D．c1的取值范围为0D
解析： X、Y两种物质平衡时的浓度之比为1︰3，转化浓度之比也为1︰3，故c1︰c2＝1︰3，且转化率相等，A、C不正确；生成Y表示逆反应速率，生成Z表示正反应速率，平衡时v生成(Y)︰v生成(Z)应为3︰2，B不正确；由“极端假设法”可知0A．① B．②和④ C．③和④ D．①和③
A
实验编号 实验操作 实验现象
① 滴入KSCN溶液 溶液变红色
② 滴入AgNO3溶液 有黄色沉淀生成
③ 滴入K3Fe(CN)6溶液 有蓝色沉淀生成
④ 滴入淀粉溶液 溶液变蓝色
解析： 0.2 mol·L－1的KI溶液和0.05 mol·L－1的Fe2(SO4)3溶液等体积混合后，I－过量，若不是可逆反应，Fe3＋全部转化为Fe2＋，则溶液中无Fe3＋，只要证明有Fe3＋存在，即可证明此反应是可逆反应。向混合溶液中滴入KSCN溶液，溶液变红，说明含有Fe3＋，故选A。
A．t1时，只有正反应在进行
B．0～t1时段，c(Z)在减小
C．t2～t3时段，反应不再进行
D．t2～t3时段，各物质的浓度不再发生变化
D
解析：根据v－t图像，对于该可逆反应，t1时刻正、逆反应都在进行，0～t1时段v正>v逆，c(Z)在增大；t2时刻v正＝v逆，说明反应达到化学平衡状态；t2～t3时段，反应仍在进行，但由于v正＝v逆，所以各物质的浓度不再发生变化。
ac
(2)在体积为2 L的密闭容器中，充入1 mol CO2和3 mol H2，测得CO2的物质的量随时间变化如表所示。
t/min 0 2 5 10 15
n(CO2)/mol 1 0.75 0.5 0.25 0.25
①从反应开始到5 min末，用H2浓度变化表示的平均反应速率v(H2)＝_____________________；
②反应达到平衡状态时，此时H2的转化率为__________。
0.15 mol/(min·L)
75%
(3)在相同温度、容积不变的条件下，能说明该反应已达平衡状态的是__________(填序号)。
a．CO2、H2、CH3OH、H2O的浓度均不再变化
b．v生成(CH3OH)＝v消耗(CO2)
c．n(CO2)︰n(H2)︰n(CH3OH)︰n(H2O)＝1︰1︰1︰1
d．容器中混合气体的密度保持不变
e．H2的消耗速率与CH3OH的消耗速率之比为3︰1
ae
解析：(1)升高温度，能增加活化分子百分数，可以加快反应速率，故a选；恒容容器，充入He，没有增大反应物浓度，不能加快反应速率，故b不选；催化剂能降低反应的活化能，可以加快反应速率，故c选；降低压强，会降低浓度，降低反应速率，故d不选。
(3)化学平衡状态的特征是各物质的浓度保持不变和正反应速率等于逆反应速率。当各物质的浓度均不再变化可以说明反应达到平衡状态，故a符合题意；生成CH3OH的同时一定消耗CO2，v消耗(CH3OH)＝v消耗(CO2)可以说明反应达到平衡状态，v生成(CH3OH)＝v消耗(CO2)不能说明达到平衡状态,故b不符合题意；平衡时各组分物质的量之比,与反应物转化率和起始量有关,而且该比值不能说明各组分的浓度保持不变,故c不符合题意；混合气的密度等于混合气的总质量除以混合气的总体积，该反应的反应物和生成物均为气体,混合气的总质量是不变的,容器的容积恒定,所以混合气的密度是一定值,故容器中混合气体的密度保持不变不能说明反应达到平衡状态,故d不符合题意；H2的消耗速率与CH3OH的消耗速率之比为3：1,说明正逆反应速率相等，故e符合题意。(共55张PPT)
第二章 化学反应速率与化学平衡
第二节 化学平衡
第2课时 化学平衡常数
1．知道化学平衡常数的含义，会根据化学方程式书写化学平衡常数表达式。
2．能够利用化学平衡常数进行简单的计算。如计算物质的平衡浓度、转化率等。
1．能建立“逆、等、动、定、变”的认知模型，并利用模型解决化学平衡的实际问题。
2．通过“三段式”分析推理方法，建立化学平衡常数的认知模型，并能根据模型理解本质和规律及进行简单计算。
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在工业生产和实验室中，人们会遇到各种各样的可逆反应，如合成氨反应：
该反应在一定条件下不可能进行完全，即存在一定的限度。而反应限度的大小对于生产和生活实际有着直接影响。因此还需关注化学反应的限度。那么怎样才能定量地描述化学反应的限度呢？化学反应中，反应物的转化程度会受到哪些因素的影响呢？
研究表明，可逆反应进行一段时间后，一定会达到化学平衡状态。此时，正反应速率和逆反应速率相等，反应体系的组成不再随时间的延续而变化，反应达到一定的限度。在研究了大量实验的基础上，人们发现可以用化学平衡常数来定量描述化学反应的限度。
你知道化学平衡常数是如何测定的吗？
一是可用化学方法：通过化学分析方法测定反应平衡时各物质的浓度。但必须防止因测定过程中加入化学试剂而干扰了化学平衡。因此在进行化学分析之前必须使化学平衡“冻结”在原来的平衡状态。二是可用物理方法：利用物质物理性质的变化测定平衡时各物质浓度的变化，如通过测定物质的折光率、导电程度、颜色、压强或容积的改变来测定物质的浓度。物理方法的优点是在测定时不会干扰或破坏体系的平衡状态。你对化学平衡常数了解多少？请让我们一起走进教材学习化学平衡常数，探索其中的微妙吧。
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新知预习
一、化学平衡常数
1．含义：在一定________下，当一个可逆反应达到_____________时，生成物________________与反应物________________的比值是一个常数，简称______________，用符号________表示。
温度
化学平衡
浓度幂之积
浓度幂之积
平衡常数
K
3．化学平衡常数的意义：
(1)化学平衡常数值的大小是可逆反应进行程度的标志，它能够表示可逆反应进行的完全程度。可以说，化学平衡常数是一定温度下一个反应本身固有的内在性质的定量体现。
(2)K值越大，说明反应进行的程度越______,反应物转化率______；反之，反应进行的程度就越__________，转化率就________。一般来说，当K>_______时，该反应就进行得基本完全了。
(3)对只有固体、纯液体(如液态水)参加或生成的反应来说，固体和纯液体的浓度视为“1”。
(4)K只受__________影响，与反应物或生成物的__________无关。
完全
越大
不完全
越小
105
温度
浓度
预习自测
1．下列关于平衡常数的说法中，正确的是( )
A．平衡常数只与反应本身及温度有关
B．改变反应物浓度或生成物浓度都会改变平衡常数
C．加入催化剂可以改变反应速率，并且改变平衡常数
D．在任何条件下，化学平衡常数是一个恒定值
解析： 平衡常数只与反应本身及温度有关，催化剂不能改变化学平衡，故加入催化剂不改变平衡常数。
A
A．2 500 B．100
C．0.02 D．0.001
C
解析： 化学平衡常数只受温度的影响，B、C、D三项均错误。
A
1/K1
课堂素能探究
化学平衡常数的应用
知识点 1
2．升高温度平衡常数一定增大吗？
探究提示：1.不对，平衡常数只受温度影响。
2．不一定，若正反应为吸热反应，则升高温度平衡常数增大，反之则减小。
知识归纳总结：
1．化学平衡常数的应用。
(1)判断反应进行的程度：
K值越大，说明平衡体系中生成物所占的比例越大，正向反应进行的程度越大，即反应进行得越完全，反应物转化率越大；反之，反应进行得越不完全，反应物转化率就越小。
(2)利用K值随温度的变化可判断反应的热效应：
若升高温度，K值增大，则正反应为吸热反应；
若升高温度，K值减小，则正反应为放热反应。
(3)计算转化率：
依据起始浓度(或平衡浓度)和平衡常数可以计算平衡浓度(或起始浓度)，从而计算反应物的转化率。
2．注意事项。
(1)化学平衡常数只与温度有关，与反应物或生成物的浓度无关。
(2)反应物或生成物中有固体和纯液体存在时，由于其浓度可看作常数而不写入表达式。
(3)化学平衡常数表达式中各物质的浓度必须是平衡状态下的浓度，不能用非平衡状态下的浓度值。
典例1
T/℃ 700 800 830 1 000 1 200
K 0.6 0.9 1.0 1.7 2.6
回答下列问题：
(1)该反应的化学平衡常数表达式为K＝________________。
(2)该反应为__________反应(填“吸热”或“放热”)。
(3)某温度下，平衡浓度符合下式：c(CO2)·c(H2)＝c(CO)·c(H2O)，试判断此时的温度_________℃。此温度下加入1 mol CO2(g)和1 mol H2(g)，充分反应，达到平衡时，CO2的转化率为________。
(4)在800 ℃时，发生上述反应，某一时刻测得容器内各物质的浓度分别为c(CO2)＝2 mol·L－1，c(H2)＝1.5 mol·L－1，c(CO)＝1 mol·L－1，c(H2O)＝3 mol·L－1，则正、逆反应速率的比较为v(正)________(填“＞”“＜”或“＝”)v(逆)。
吸热
830
50%
<
解析：(2)温度越高，K值越大，说明升温平衡正向移动，正反应为吸热反应。
(3)由题意可得K＝1，查表可知对应温度为830 ℃；设反应了的CO2的物质的量为x mol，则消耗掉的H2的物质的量为x mol，生成的CO和H2O的物质的量均是x mol(容器体积为V L)。
变式训练
B
化学平衡的有关计算
知识点 2
探究提示：1.不一定；在一定温度下，对于一个反应可以通过改变外界条件增大反应物的转化率，但因温度不变，平衡常数也不变。
2．可以。可根据反应物的起始浓度和平衡常数计算平衡时的浓度，然后根据反应物的变化量可求出其转化率。
典例2
25%
6
A．0.025 mol·L－1 B．0.007 5 mol·L－1
C．0.005 mol·L－1 D．0.015 mol·L－1
变式训练
B
名师博客呈现
①只增大一种反应物的浓度，该物质本身转化率减小，其他反应物转化率增大。如增大c(A)，则平衡正向移动，α(A)减小，α(B)增大。
②若同倍数增大c(A)、c(B)，其影响结果相当于增大压强。
当m＋n＝p＋q时，α(A)、α(B)均不变；
当m＋n>p＋q时，α(A)、α(B)均增大；
当m＋n课堂达标验收
D
B
温度/℃ 25 80 230
平衡常数 5×104 2 1.9×10－5
C
4．(1)氢是宇宙中分布最广泛的物质，它构成了宇宙质量的75%，因此氢能被称为人类的终极能源。氢气是一种绿色能源，又是一种重要的化工原料。如何将水中的氢释放出来是目前氢能研究的重要课题。
以生物材质(以C计)与水蒸气反应制取H2是一种低耗能、高效率的制H2方法。该方法由气化炉制造H2和燃烧炉再生CaO两步构成。气化炉中涉及的反应为
(2)在化学平衡体系中，各气体物质的分压(分压＝总压×该气体的体积分数或物质的量分数)代替浓度，计算的平衡常数叫做压强平衡常数。单位与表达式有关。(共58张PPT)
第二章 化学反应速率与化学平衡
第二节 化学平衡
第3课时 浓度、压强对化学平衡的影响
1．掌握化学平衡移动的内在因素。
2．掌握浓度、压强对化学平衡的影响。
1．通过外界条件对可逆反应速率的影响， 以变化观念与平衡思想掌握化学平衡移动的影响因素。
2．通过实验探究，讨论分析浓度、压强对化学平衡移动的影响，培养科学探究与创新意识。
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我们知道，不同温度下物质的溶解度不同，对于达到溶解平衡的饱和溶液，改变温度时，溶解与结晶的速率不再相等，溶解平衡被打破，直至建立新的平衡， 那么，化学平衡是否也只有在一定条件下才能保持？当一个可逆反应达到化学平衡状态后，如果改变浓度、温度、压强等反应条件，平衡状态是否也会发生变化？法国著名科学家亨利·勒夏特列生于1850年10月8日，在家庭的熏陶下他从小就对科学感兴趣，1888年，他根据大量的事实提出了平衡移动原理，也称为勒夏特列原理。你知道它的内容是什么吗？
课前素能奠基
新知预习
一、化学平衡移动
1．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，直到达到新的平衡状态。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。
2．化学平衡移动的过程。
v(正)_____v(逆) v(正)______v(逆) v′(正)_____v′(逆)
＝
≠
＝
3．平衡移动与反应速率的关系。
外界条件对化学平衡移动的影响是通过改变反应速率来实现的。条件改变时：
(1)若v(正)_____v(逆)，平衡_____移动；
(2)若v(正)>v(逆)，平衡向_____反应方向移动；
(3)v(正)＝
不
正
逆
二、浓度对化学平衡的影响
1．【实验2－1】
红
将上述溶液平均分装在a、b、c三支试管中，向b试管中加入少量铁粉，溶液红色_______；向c试管中滴加4滴1 mol·L－1 KSCN溶液，溶液红色_______。这些现象说明当向平衡混合物中加入铁粉或硫氰化钾溶液后，平衡混合物中的___________浓度发生了变化。
变浅
加深
硫氰化铁
2．结论。
在可逆反应达到平衡时，在其他条件不变的情况下：
(1)c(反应物)增大或c(生成物)减小，平衡向_________方向移动。
(2)c(反应物)减小或c(生成物)增大，平衡向_________方向移动。
3．理论解释。
浓度的改变导致_________的改变，但K_______，使Q≠K，从而导致平衡移动。但浓度的改变不一定会使化学平衡发生移动。
正反应
逆反应
浓度商
不变
三、压强对化学平衡的影响
1．【实验2－2】
(1)实验操作：用50 mL注射器吸入20 mL NO2与N2O4的混合气体，并将细管端用橡皮塞封闭。然后将活塞向外拉，观察管内混合气体颜色的变化。当反复推拉活塞时，观察管内混合气体颜色的变化。
(2)实验现象与结论：
实验 实验现象 实验结论
减小体 系压强 气体颜色___________________，最终比向外拉活塞前颜色_____ 减小压强，化学平衡向生成__________的方向移动
增大体 系压强 气体颜色___________________，最终比向里推活塞前的颜色_____ 增大压强，化学平衡向生成__________的方向移动
先变浅又逐渐变深
浅
NO2
先变深又逐渐变浅
深
N2O4
2. 压强对化学平衡的影响。
对于有气体参加的可逆反应来说，当达到化学平衡时，在其他条件不变的情况下：
气体体积减小
气体体积增大
不移动
预习自测
D
2．可以作为判断化学平衡发生移动的标志的是( )
A．反应混合物中各组分的浓度发生改变
B．正、逆反应速率发生改变
C．反应物的转化率发生改变
D．体系的压强发生改变
C
A．平衡向逆反应方向移动
B．a＋bC．Z的体积分数增大
D．X的转化率下降
C
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浓度影响平衡移动再认识
知识点 1
问题探究：1.某一可逆反应，一定条件下达到化学平衡。
(1)若化学反应速率改变，化学平衡是否发生移动？
(2)若化学平衡发生移动，化学反应速率是否一定发生改变？
2．有固体(或纯液体)参加的反应，达到平衡后，增加或减少固体(或纯液体)的量，平衡是否会发生移动？
探究提示：1.(1)若v(正)、v(逆)依然相等，则平衡不移动，否则移动。
(2)只要平衡发生移动，则反应速率一定发生改变。
2．不会移动，改变固体(或纯液体)的量，不会改变固体(或纯液体)的浓度，平衡不会发生移动。
知识归纳总结：
1．影响规律。
(1)增大反应物的浓度或减小生成物的浓度，可瞬间增大v(正)或减小v(逆)，使得v(正)>v(逆)，化学平衡向正反应方向移动：
(2)减小反应物的浓度或增大生成物的浓度，可瞬间减小v(正)或增大v(逆), 使得v(正)2．注意事项。
(1)增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以化学平衡不移动。
(2)工业生产上适当增大廉价的反应物的浓度，使化学平衡向正反应方向移动，可提高价格较高原料的转化率，以降低生产成本。
(4)在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应物浓度减小，生成物浓度也减小，v(正)、v(逆)均减小，但减小的程度不同，总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数增大的方向移动。
将5 mL 0.005 mol·L－1FeCl3溶液和5 mL 0.015 mol·L－1 KSCN溶液混合，达到平衡后混合液呈红色。再将混合液分为5等份，分别进行如下实验：
典例1
实验①：滴加4滴水，振荡
实验②：滴加4滴饱和FeCl3溶液，振荡
实验③：滴加4滴1 mol·L－1KCl溶液，振荡
实验④：滴加4滴1 mol·L－1KSCN溶液，振荡
实验⑤：滴加4滴6 mol·L－1NaOH溶液，振荡
下列说法不正确的是( )
A．实验②中溶液颜色比实验①中深
B．对比实验①和③，可证明增加反应物中某些离子的浓度，平衡发生逆向移动
C．对比实验①和④，可证明增加反应物浓度，平衡发生正向移动
D．对比实验①和⑤，可证明减少反应物浓度，平衡发生逆向移动
B
A．容器的容积不变，再充入CO
B．容器的容积不变，及时移走CO2
C．增大H2O的浓度
D．减小H2的浓度
变式训练
A
解析： 一般来说，有两种及两种以上反应物的可逆反应中，在其他条件不变时，增大其中一种反应物的浓度，能使其他反应物的转化率升高，但其本身的转化率反而降低，故A项错误；及时移走CO2可减小CO2的浓度，使平衡正向移动，提高CO的转化率；增大H2O的浓度，平衡正向移动，可提高CO的转化率；减小H2(产物)浓度，平衡正向移动，可提高CO的转化率。
压强影响平衡移动的再认识
知识点 2
问题探究：1.有气体参加的反应，增大体系的压强后，平衡一定会移动吗？
知识归纳总结：
1．影响规律。
(1)增大压强，可瞬间增大v(正)和v(逆)(影响程度不同)，化学平衡向气体体积减小的方向移动
(2)减小压强，可瞬间减小v(正)和v(逆)(影响程度不同)，化学平衡向气体体积增大的方向移动
A．若m＋n>p＋q：
B．若m＋nC．若m＋n＝p＋q：
2．注意事项。
(1)无气态物质存在的化学平衡，由于改变压强不能改变化学反应速率，所以改变压强不能使平衡发生移动。
(2)在容积不变的密闭容器中，气体反应已达到平衡，若向该容器中充入与反应体系无关的气体，化学平衡不移动，原因是气态反应物、生成物的浓度未改变。
(3)在容积可变的恒压容器中，充入与反应体系无关的气体，此时虽然总压强不变，但各气态物质的浓度减小(相当于减压)，平衡向气体体积增大的方向移动。
A．反应向逆反应方向运动
B．Y可能是固体或液体
C．系数n>m
D．Z的体积分数减小
典例2
C
(1)若x＋y>z，缩小体积，增大压强，则平衡向_________方向移动。
(2)若保持体积不变，通入He，则平衡_____移动。
(3)若保持压强不变，通入He，平衡向正反应方向移动，则x、y、z的关系为_____________。
(4)若x＋y＝z，缩小体积，增大压强，则平衡_____移动。
变式训练
正反应
不
x＋y不
解析：一看化学计量数之间的关系：是等体积反应还是非等体积反应。二看平衡建立的条件：是恒温恒容还是恒温恒压。然后根据平衡移动原理进行分析。
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等效平衡的类型
类型1 恒温恒容时的等效平衡判定规律
(1)恒温恒容时，前后气体分子数不等的可逆反应
①规律阐述：恒温恒容条件下，对于反应前后气体分子数改变的可逆反应，通过可逆反应的化学计量数之比换算成同一边物质的物质的量(即把一边“归零”)，一般而言，将生成物转化成反应物，与原平衡对应相等，则两平衡等效。即恒温恒容时，前后气体分子数不等的可逆反应，“一边倒”后，量相等则等效。
③恒温恒容，前后气体分子数不等的可逆反应，分别从正、逆两个方向建立平衡，且按照化学计量数投料，达到平衡状态时：
a．正、逆两个方向反应物的转化率之和等于100%。
b．正、逆两个方向吸、放热的绝对值之和等于|ΔH|。
c．平衡时各组分的物质的量、物质的量浓度、体系的压强、各组分的体积分数都对应相等。
(2)恒温恒容，前后气体分子数相等的可逆反应
①规律阐述：恒温恒容条件下，对于反应前后气体分子数不变的可逆反应，通过可逆反应的化学计量数之比换算成同一边物质的物质的量(即把一边“归零”)，一般而言，将生成物转化成反应物，与原平衡相比，只要反应物的物质的量的比例与原平衡相同，则两平衡等效。即恒温恒容时，前后气体分子数相等的可逆反应，“一边倒”后，比例相等则等效。
②实例：在恒温恒容条件下，加入H2(g)和I2(g)各1 mol，达到平衡状态，与如下反应，都互为等效平衡。
③恒温恒容，前后气体分子数相等的可逆反应，都从正反应方向建立平衡，反应物投料加倍，达到平衡状态时：
a．反应物转化率、生成物产率、各组分百分含量都对应相等；
b．各组分浓度、各组分物质的量、体系压强都加倍。
类型2 恒温恒压时的等效平衡判定规律
(1)规律阐述：恒温恒压条件下，对于任何可逆反应，通过可逆反应的化学计量数之比换算成同一边物质的物质的量(即把一边“归零”)，一般将生成物转化为反应物，与原平衡相比，只要反应物的物质的量之比与原平衡相同，则两平衡等效。即恒温恒压时，“一边倒”后，比例相等则等效。
(2)恒温恒压时，都从正反应方向建立平衡，反应物投料加倍，达到平衡状态时：
①反应物转化率、生成物产率、各组分百分含量、体系的压强、各组分浓度都对应相等。
②各组分物质的量、各组分质量、容器体积都加倍。
③图示展示：以合成氨反应为实例
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A．增大压强，化学平衡不一定发生移动
B．通入氦气， 化学平衡不一定发生移动
C．增加X或Y的物质的量，化学平衡一定发生移动
D．其他条件不变，升高温度，化学平衡一定发生移动
解析： 由于Y为固体，改变其用量不影响化学平衡，C项不正确；D项，该反应的正反应是放热反应，升高温度，化学平衡向逆反应方向移动。
C
A．加入少量氯化钾固体，平衡不移动
B．加适量水稀释，平衡正向移动
C．经过CCl4多次萃取分离后，向水溶液中滴加KSCN溶液，若溶液出现血红色，证明该化学反应存在限度
B
3．压强变化不会使下列化学反应的平衡发生移动的是( )
解析： 对于反应前后气体分子数目不变的反应，改变压强对平衡无影响。
A
(1)容器内颜色_______；
(2)容器内压强_______；
(3)逆反应速率_______；
(4)混合气体平均相对分子质量_______。
变浅
变小
变小
不变(共54张PPT)
第二章 化学反应速率与化学平衡
第二节 化学平衡
第4课时 温度、催化剂对化学平衡的影响
1．探究温度影响化学平衡的规律。
2．了解催化剂影响化学反应速率的实质，并进一步探讨对化学平衡的影响，从而了解催化剂在化工生产中的应用。
3．认识化学反应速率、化学平衡典型图像，学会化学平衡图像题的解题方法。
1．通过实验探究温度对化学平衡的影响，提升科学探究与创新意识。
2．理解平衡移动原理(勒夏特列原理)，形成变化观念与平衡思想。
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神奇的催化剂
我们都知道，生物体利用酶加速体内的化学反应，如果缺少酶，生物体内的许多化学反应就会进行缓慢。酶在生理学、医学、农业等领域都有重大的意义。那么，化学领域是如何定义催化剂的？在化学反应里能改变反应物化学反应速率(提高或降低)而不改变化学平衡，且本身的
质量和化学性质在化学反应前后都没有发生改变的物质叫催化剂。催化剂对化学反应速率的影响非常大，一些催化剂可以使化学反应速率加快至几万亿倍以上。在一个化学反应中，催化剂的作用是降低该反应发生所需要的活化能，本质上是将一个难以发生的反应转变成两个比较容易发生的化学反应。在这两个反应中，第一个反应中催化剂参与反应作反应物，第二个反应中又生成了催化剂，所以从总的反应方程式上看，催化剂在反应前后未有任何变化。催化剂和反应体系的关系就像锁与钥匙的关系一样，具有高度的选择性(或专一性)。让我们走进教材学习温度和催化剂对化学平衡移动的影响。
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新知预习
一、温度变化对化学平衡的影响
1．实验：NO2球浸泡在冰水、热水中，观察颜色变化。
将NO2球浸泡在冰水和热水中
(1)现象：
冰水中 热水中
现象 _____________ _____________
(2)分析：降温→颜色变浅→平衡向放热方向移动；升温→颜色变深→平衡向吸热方向移动。
2．结论：其他条件不变时，升高温度平衡向着_______的方向移动，降低温度平衡向着_______的方向移动。
红棕色变浅
红棕色加深
吸热
放热
二、催化剂对化学平衡的作用
催化剂可___________地改变正反应速率和逆反应速率，因此催化剂对化学平衡的移动___________。但催化剂可_______反应达到平衡所需的时间。
同等程度
没有影响
改变
三、勒夏特列原理
1．内容：如果改变影响平衡的条件之一(如温度、压强，以及参加反应的化学物质的浓度)，平衡将向着能够_______这种改变的方向移动。
2．适用范围：适用于任何动态平衡(如溶解平衡、电离平衡等)，非平衡状态不能用此来分析。
3．平衡移动的结果是“减弱”外界条件的影响，而不是“消除”外界条件的影响，更不是“扭转”外界条件的影响。
减弱
预习自测
1．下列事实不能用勒夏特列原理解释的是( )
A．光照新制的氯水时，溶液的pH逐渐减小
B．加催化剂，使N2和H2在一定条件下转化为NH3
C．可用浓氨水和氢氧化钠固体快速制氨
D．增大压强，有利于SO2与O2反应生成SO3
B
改变条件 新平衡与原平衡比较
A 压缩体积 N2的浓度一定变小
B 升高温度 N2的转化率变小
C 充入一定量H2 H2的转化率不变，N2的转化率变大
D 使用适当催化剂 NH3的体积分数增大
B
解析：该反应的正反应是气体体积减小的反应，依据勒夏特列原理可知，压缩体积，压强增大，平衡向正反应方向移动，但氮气的浓度仍然比原平衡大，A项不正确；正反应是放热反应，升高温度，平衡向逆反应方向移动，氮气的转化率降低，B项正确；充入一定量的氢气，平衡向正反应方向移动，氮气的转化率增大，而氢气的转化率降低，C项不正确；催化剂只能改变反应速率而不能改变平衡状态，D项不正确。
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温度影响平衡移动
知识点 1
问题探究：
1．对一定条件下的化学平衡状态：
(1)若改变物质的浓度，化学平衡是否一定发生移动？
(2)若改变体系的温度呢？
2．正反应为放热反应的平衡体系，升高温度的瞬间v(正)、v(逆)如何改变？v(正)、v(逆)的大小关系如何？
探究提示：
(2)若改变温度，化学平衡一定发生移动。
2．v(正)、v(逆)均增大，且v(正)知识归纳总结：
1．影响规律。
(1)升高温度，可瞬间增大v(正)和v(逆)(影响程度不同)，化学平衡向吸热反应方向移动。
(2)降低温度，可瞬间减小v(正)和v(逆)(影响程度不同)，化学平衡向放热反应方向移动。
①若ΔH<0：
②若ΔH>0：
2．注意事项。
(1)任何的化学反应都伴随着能量的变化(放热或吸热)，所以任意可逆反应的化学平衡状态，都能受温度的影响而发生移动。
(2)若某反应的正反应为放(吸)热反应，则逆反应必为吸(放)热反应，且吸收的热量与放出的热量相等，但反应热符号相反。
(3)对同一化学反应，若正反应为吸热反应，升高温度，使v(正)、v(逆)都增大，但v(正)增大的倍数更大，即v′(正)>v′(逆)，平衡向吸热反应方向移动。反之，降低温度，使v(正)、v(逆)都减小，但v(正)减小的倍数更大，即v′(正)典例1
在三个连通的烧瓶里盛有NO2和N2O4的混合气体，然后用弹簧夹夹住乳胶管。先将三个烧瓶分别浸泡在盛有室温水的烧杯里，可以观察到混合气体颜色无变化，接着向左边烧杯里加入制热盐无水CaCl2，向右边烧杯里加入制冷盐KNO3，不断搅拌直至溶液饱和，可以看到，随着盐的加入，左边混合气体的颜色变深，右边混合气体的颜色变浅，中间混合气体的颜色不变。
根据实验现象，回答有关问题：
(1)左边的混合气体颜色变深的原因是__________________________ _____________________________________________________________________；右边的混合气体颜色变浅的原因是_______________________ ___________________________________________________________________________。
(2)总结温度变化与可逆反应的热量变化之间的关系是____________ __________________________________________________________________________。
左边烧杯中加入制热盐，混合气体温度升高，平衡向逆反应方向移动，NO2的浓度增大，颜色加深
右边烧杯中加入制冷盐，混合气体温度降低，平衡向正反应方向移动，NO2的浓度减小，颜色变浅
升高温度时，平衡向吸热反应的方向移动；降低温度时，平衡向放热反应的方向移动
解析：混合气体颜色的深浅与NO2的浓度有关，容器的容积是不变的，气体物质的量的改变导致气体浓度的改变。左边烧瓶内的混合气体的颜色变深，说明NO2的浓度增大，即平衡逆向移动；右边烧瓶内的混合气体的颜色变浅，说明NO2的浓度减小，即平衡正向移动。
加入制热盐使溶液温度升高，相当于对烧瓶加热。气体温度升高时，平衡逆向移动，逆反应是吸热反应，故升高温度时，平衡向吸热反应的方向进行。同理分析可得，降低温度时，平衡向放热反应的方向移动。
变式训练
时间/min 0 10 20 40 50
T1 0.50 0.35 0.25 0.10 0.10
T2 0.50 0.30 0.18 …… 0.15
下列说法不正确的是( )
A．0～10 min内，T1时v(CH4)比T2时小
B．温度：T1C．a<0
D．平衡常数：K(T1)D
勒夏特列原理的应用
知识点 2
问题探究：
改变条件 平衡移动方向 氢气的转化率(填“增大”“减小”或“不变”) 氨气的体积分数(填“增大”“减小”或“不变”)
增大氮气的浓度
探究提示：正向 增大 逆向 减小 增大 逆向 减小 减小 不移动 不变 不变
改变条件 平衡移动方向 氢气的转化率(填“增大”“减小”或“不变”) 氨气的体积分数(填“增大”“减小”或“不变”)
增大氨气的浓度
升温
充入适量氩气
知识归纳总结：
1．内容：如果改变影响平衡的一个条件(如浓度、压强或温度)，则平衡将向着能够减弱这种改变的方向移动。
2．注意事项：
(1)勒夏特列原理仅适用于已达到平衡的反应体系，不可逆过程或未达到平衡的可逆过程均不能使用该原理。此外，勒夏特列原理对所有的动态平衡(如溶解平衡、电离平衡、水解平衡等)都适用。
(2)勒夏特列原理只适用于判断“改变影响平衡的一个条件”时平衡移动的方向。若同时改变影响平衡移动的几个条件，则不能简单地根据勒夏特列原理来判断平衡移动的方向，只有在改变的条件对平衡移动的方向影响一致时，才能根据勒夏特列原理进行判断。
(3)勒夏特列原理中的“减弱”不等于“消除”，更不是“扭转”，即平衡移动不能将外界影响完全消除，而只能减弱。
①在已达平衡的可逆反应中，若增大某物质的浓度，其他条件不变，则平衡向减小该物质的浓度的方向移动，移动的结果是该物质的浓度比原平衡中的浓度大。
②在已达平衡的可逆反应中，若增大平衡体系的压强，其他条件不变(温度不变)，则平衡向减小压强的方向(气体总体积减小的方向)移动，移动的结果是新平衡的压强比原平衡的压强大。
③对已达平衡的可逆反应，若升高平衡体系的温度，其他条件不变，则平衡向消耗热量(吸热)的方向移动，移动的结果是新平衡的温度比原平衡的温度高。
(4)应用勒夏特列原理时应弄清是否真的改变了影响化学平衡的条件。如改变平衡体系中固体或纯液体的量、在恒温恒容条件下充入惰性气体等，并未改变影响化学平衡的条件。
下列事实不能用勒夏特列原理解释的是( )
A．工业制硫酸采用二氧化硫催化氧化，高压可以提高单位时间SO3的产量
B．打开可乐瓶盖后看到有大量气泡冒出
C．用饱和食盐水除去氯气中氯化氢杂质
典例2
D
解析：增大压强二氧化硫催化氧化平衡正向移动，所以能用平衡移动原理解释，故A不选；打开可乐瓶盖后看到有大量气泡逸出，是因为压强减小，二氧化碳气体溶解度减小，平衡移动的结果，和平衡移动有关，能用勒夏特列原理解释，故B不选；氯气和水的反应是可逆反应，饱和食盐水中氯离子浓度大，化学平衡逆向进行，减小氯气溶解度，能用勒夏特列原理解释，故C不选；增大压强缩小体积，碘浓度增大导致颜色变深，对容积可变的密闭容器中已达平衡的HI、I2、H2混合气体进行压缩，混合气体颜色变深是因为体积缩小，浓度增大，但是该反应平衡不移动，不能用平衡移动原理解释，故选D。
下列事实中，不能用勒夏特列原理解释的有几项( )
①Fe(SCN)3溶液中加入固体KSCN后颜色变深
②将混合气体中的氨液化有利于合成氨反应
③实验室常用排饱和食盐水的方法收集氯气
④红棕色NO2气体加压后颜色先变深后变浅
⑤加入催化剂有利于合成氨的反应
⑥由H2(g)、I2(g)和HI(g)组成的平衡体系加压后颜色变深
⑦500 ℃时比室温更有利于合成氨的反应
A．三项 B．四项 C．五项 D．六项
变式训练
A
解析：勒夏特列原理的内容为：如果改变影响平衡的一个条件(如浓度、压强或温度等)，平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。勒夏特列原理适用的对象应存在可逆过程，如与可逆过程无关，则不能用勒夏特列原理解释，以此进行判断。Fe(SCN)3溶液中加入固体KSCN，SCN－的离子浓度增大，平衡向着生成Fe(SCN)3的方向移动，导致溶液颜色变深，能够用勒夏特列原理解释，①不符合题意；N2与H2合成氨气的反应是气体体积减小的可逆反应，将混合气体中的氨液化，平衡正向移动，有利于氨的合成，能够用勒夏特列原理解释，②不符合题意；Cl2在水中
特列原理解释，⑥符合题意；合成氨反应为放热反应，升高温度平衡逆向移动，不利于氨的合成，但升温却可提高反应速率，不能用勒夏特列原理解释，⑦符合题意；综上所述可知：不能用勒夏特列原理解释的是⑤⑥⑦三项，故选A。
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平衡移动原理的应用——工业制钾
1807年英国化学家戴维用250对锌－铜原电池串联作为电源电解熔融的氢氧化钾得到钾。但在实际工业生产中却不能用此法，因为戴维用的是铂电极，它不与熔融的金属钾作用，但实际生产中只能用石墨电极，熔融的金属钾能渗透到石墨中，侵蚀电极。
把熔融的氯化钾导入不锈钢的分馏塔中部，分馏塔底层是铁釜，放着钠。当钠的蒸气上升到分馏塔中，跟氯化钾反应，钾蒸气从塔顶逸出，冷凝后的金属钾含有质量分数约为百分之一的金属钠。再经过分馏精制可以制得纯度达百分之九十九的金属钾。
课堂达标验收
A．降低温度
B．增大压强
C．升高温度
D．及时将CO2和N2从反应体系中移走
B
解析：降低温度，化学反应速率减慢，化学平衡向放热方向移动，即正反应方向，NO的转化率增大，故A错误；增大压强平衡向正反应方向移动，NO的转化率增大，且化学反应速率加快，故B正确；升高温度，化学反应速率加快，化学平衡向吸热方向移动，即逆反应方向，NO的转化率减小，故C错误；将CO2和N2从反应体系中移走，平衡向正反应方向移动，NO的转化率增大，但反应速率减小，故D错误。
t/s 0 500 1 000 1 500
c(N2O5)/mol·L－1 5.00 3.52 2.50 2.50
下列说法不正确的是( )
A．500 s内N2O5分解速率为2.96×10－3 mol·L－1·s－1
B．T1温度下1 000～1 500 s内?v(N2O5)?v(O2)＝2?1
C．其他条件不变时，T2温度下反应到1 000 s时测得N2O5(g)浓度为2.98 mol·L－1，则T1D．T1温度下的平衡常数为K1，T3温度下的平衡常数为K3，若K1> K3，则T1>T3
C
A．该反应的焓变为正值
B．恒温下，增大压强，H2浓度一定减小
C．升高温度，逆反应速率减小
D．该反应为放热反应
A
4．在830 K时，在密闭容器中发生下列可逆反应：
试回答下列问题：
(1)若起始时c(CO)＝2 mol·L－1，c(H2O)＝3 mol·L－1，4 s后达到平衡，此时CO的转化率为60%，则在该温度下，该反应的平衡常数K＝_____，用H2O表示的化学反应速率为____________________。
(2)在相同温度下，若起始时c(CO)＝1 mol·L－1，c(H2O)＝2 mol·L－1，反应进行一段时间后，测得H2的浓度为0.5 mol·L－1，则此时该反应是否达到平衡状态_____(填“是”或“否”)，此时v正_______v逆(填“大于”“小于”或“等于”)。
(3)若降低温度，该反应的K值将_______。
1
0.3 mol·L－1·s－1
否
大于
增大(共37张PPT)
第二章 化学反应速率与化学平衡
第三节 化学反应的方向
1．了解自发过程和化学反应的自发性。
2．通过“有序”和“无序”的对比，了解熵和熵变的概念。
3．初步了解焓变和熵变对化学反应进行方向的影响，能用焓变和熵变解释化学反应进行的方向。
1．通过实例计算，培养证据推理与模型认知的思维。
2．利用教材中图画和图注培养思维想象能力。
课前素能奠基
课堂素能探究
课堂达标验收
新课情景呈现
名师博客呈现
新课情景呈现
小时候在玩玩具时，你是否有将所有玩具到处乱丢，使其乱七八糟的行为呢？就像“水往低处流”一样，化学反应也存在内能降低(焓减小)，混乱度增大(熵增加)的趋势。
未涂防锈漆的钢制器件会生锈、香水会扩散到空气中等，这些都是不用借助外力就可以自发进行的过程；用水泵把水从低水位升至高水位，高温高压可以使石墨转化为金刚石，这些是必须在外界对体系施加某种作用时才能实现的过程。化学反应为什么有的能够自发进行，不需要借助外力，而有些反应或过程需要在特定条件下才能进行呢？请让我们一起走进教材第三节：化学反应的方向。
课前素能奠基
新知预习
一、自发过程和自发反应
1．自发过程：
(1)含义：在一定条件下，不用借助外力就可以自动进行的过程。例如：高山流水、自由落体。
(2)特点：
①体系趋向于从_______状态转变为_______状态(体系对外部做功或释放热量)。
②在密闭条件下，体系有从_______自发转变为_______的倾向(无序体系更加稳定)。
(3)非自发过程：在一定条件下，需持续借助外力才能进行的过程。
高能
低能
有序
有序
2．自发反应：
(1)含义：在给定的条件下，可以自发进行到显著程度的化学反应，称为自发反应。例如：钢铁生锈。
(2)非自发反应：不能自发进行，必须借助某种外力才能进行的反应。
3．应用：
(1)可被用来做“有用功”，例如H2的燃烧可设计成燃料电池；
(2)非自发过程要想发生，必须对它做功，例如通电将水分解为H2和O2。
二、化学反应方向的判断
1．焓判据：
(1)_______反应过程中体系能量降低，具有自发进行的倾向，因此可用_______来判断反应进行的方向。
(2)局限性：放热反应有利于反应自发进行，但有些吸热反应也能自发进行，例如：在25 ℃和101 kPa时，2N2O5(g)===4NO2(g)＋O2(g) ΔH＝＋56.7 kJ·mol－1。所以焓变是反应能否自发进行的一个因素，但不是唯一因素。
放热
焓变
2．熵和熵判据：
(1)熵：用来度量体系___________的物理量，符号为____，单位为J·mol－1·K－1。体系混乱程度越大，熵值_______。
同一种物质，不同状态，熵值大小为________________。
(2)熵变(ΔS)：ΔS＝S(生成物)－S(反应物)。
(3)熵增原理：在与外界隔绝的体系中，自发过程将导致体系的熵_______，即熵变_______零。
混乱程度
S
越大
S(g)>S(l)>S(s)
增大
大于
(4)熵判据：
①体系有自发地向混乱度增大(即熵增)的方向转变的倾向，因此可用熵变来判断反应进行的方向。
②局限性：熵增有利于反应自发进行，但有些熵值减小的反应，在一定条件下也能自发进行。如：NH3(g)＋HCl(g)===NH4Cl(s) ΔS<0。所以熵变是反应能否自发进行的一个因素，但不是唯一因素。
3．复合判据：
在一定条件下，一个化学反应能否自发进行，既与反应焓变有关，又与反应熵变有关。研究表明，在恒温、恒压下，判断化学反应自发性的判据是体系自由能变化(ΔG、单位：kJ·mol－1)：ΔG＝_____________ (注意：T的单位是“K”，不是“℃”)。
(1)ΔG<0，反应_____自发进行；
(2)ΔG＝0，反应达到平衡状态；
(3)ΔG>0，反应_______自发进行。
ΔH－TΔS
能
不能
预习自测
1．下列过程是非自发的是( )
A．水由高处向低处流 B．氯气和溴化钾溶液的反应
C．铁在潮湿空气中生锈 D．室温下水结成冰
解析：水由高处向低处流，是自发进行的过程，故A不选；氯气的氧化性比溴强，氯气能够与KBr溶液发生置换反应，属于自发进行的过程，故B不选；铁生锈为自发进行的氧化还原反应，反应放热，常温下可自发进行，故C不选；室温下冰会自发的融化，室温下水结成冰不是自发进行的过程，故D选。
D
2．下列说法不正确的是( )
A．CaCO3(s)===CaO(s)＋CO2(g)室温下不能自发进行，说明该反应的ΔH>0
B．放热及熵增加的反应，一定能自发进行
C．已知反应FeO(s)＋C(s)===CO(g)＋Fe(s) ΔH>0，高温下为自发过程，低温下为非自发过程
D．知道了某过程有自发性之后，则可确定过程是否一定会发生
D
解析：根据反应方程式，该反应为熵增，根据ΔG＝ΔH－TΔS进行分析，该反应不能自发进行，ΔG>0，因此可以说明该反应为ΔH>0，故A说法正确；放热反应，推出ΔH<0，熵增，推出ΔS>0，根据复合判据，任何温度下，该反应都能自发进行，故B说法正确；该反应熵增，推出ΔS>0，该反应ΔH>0，根据复合判据，高温下能够自发进行，低温下非自发进行，故C说法正确；过程的自发性只能用于判断过程的方向，不能确定过程是否一定会发生和过程发生的概率，故D说法错误。
3．当水发生如下变化时：H2O(s)→H2O(l)→H2O(g)，对此过程的ΔS(熵变)判断正确的是( )
A．ΔS>0 B．ΔS<0
C．ΔS＝0 D．无法判断
解析：同种物质的气态混乱度最大、固态混乱度最小，则H2O(s)→ H2O(l)→ H2O(g)过程中ΔS>0。
A
课堂素能探究
化学反应进行的方向
知识点
问题探究：
1．怎样用自由能变化ΔG判断化学反应自发进行的方向？
2．能够自发进行的反应在常温下就一定能够发生吗？
探究提示：
1．体系自由能变化ΔG＝ΔH－TΔS，其中ΔH为焓变，ΔS为熵变，T为热力学温度。在一定的温度和压强下，将ΔH、ΔS、T的数值代入上述公式，若ΔG<0，则该条件下的反应为自发反应，若ΔG>0，则该条件下的反应不能自发进行。
2．不一定；自发性只能用于判断过程的方向，不能确定过程是否一定会发生和过程发生的概率。
知识归纳总结：
1．用复合判据判断反应进行的方向：
(1)焓变和熵变都是与反应能否自发进行有关的因素，但都不能独立作为反应自发性的判据；要判断反应进行的方向，必须综合考虑体系的焓变和熵变对反应进行方向的综合影响。
(2)体系的自由能变化(ΔG)综合考虑了焓变和熵变对体系的影响，可用于判断化学反应进行的方向。在温度、压强一定的条件下，自发反应总是向着ΔG＝ΔH－TΔS<0的方向进行，直到平衡状态。
2．ΔH、ΔS与反应的自发性：
类型 ΔH ΔS 反应的自发性
1 <0 >0 ΔG<0，反应一定能自发进行。
2 >0 <0 ΔG>0，反应一定不能自发进行。
3 <0 <0 反应能否自发进行与温度有关，一般低温时焓变影响为主，故低温自发。
4 >0 >0 反应能否自发进行与温度有关，一般高温时熵变影响为主，故较高温度自发。
3．判断过程自发性的目的是判断反应进行的方向，并不能判断反应的快慢和热效应，也不能确定反应是否一定能发生。
下列对化学反应预测正确的是( )
典例
选项 化学方程式 已知条件 预测
A M(s)===X(g)＋Y(s) ΔH>0 它是非自发反应
B 4M(s)＋N(g)＋2W(l)=== 4Q(s) 常温下，自发进行 ΔH>0
C 4X(g)＋5Y(g)===4W(g)＋6G(g) 能自发反应 ΔH一定小于0
D W(s)＋G(g)===2Q(g) ΔH<0 任何温度都自发进行
D
解析：M(s)===X(g)＋Y(s)，反应中气体化学计量数增大，为熵增大的反应，ΔS>0，ΔH>0，在高温条件下能自发进行，故A错误；4M(s)＋N(g)＋2W(l)=== 4Q(s)为气体化学计量数减小的反应，ΔS<0，当ΔH>0时，ΔH－TΔS>0，一定不能自发进行，故B错误；4X(g)＋5Y(g)=== 4W(g)＋6G(g)反应为气体化学计量数增大的反应，ΔS>0，所以当ΔH<0时，一定满足ΔH－TΔS<0，反应一定能够自发进行，当ΔH>0时，高温条件下，ΔH－TΔS<0，成立，可以自发进行，故C错误；W(s)＋G(g)===2Q(g) ΔH<0，反应为气体化学计量数增大的反应，ΔS>0，则一定满足ΔH－TΔS<0，反应任何温度都自发进行，故D正确。
已知体系自由能变化ΔG＝ΔH－TΔS，ΔG<0时反应能自发进行。两个氢化反应的ΔG与温度的关系如图所示，下列说法正确的是( )
A．反应①的ΔS<0
B．反应②在600 ℃时的反应速率很快
C．温度大于1 000 ℃时，反应①能自发进行
D．反应②的ΔH>0
变式训练
C
解析：由图像分析可知：反应①随温度的升高，ΔG逐渐减小；反应②随温度的升高ΔG逐渐增大，结合ΔG＝ΔH－TΔS分析解答。反应①随温度的升高，ΔG逐渐减小，则ΔS>0，故A错误；该题我们可以推测自发反应时的温度，但无法推测什么温度的反应快慢，故B错误；因ΔG<0时，反应能自发进行，反应①在温度大于1 000 ℃时ΔG<0，故此时反应①能自发进行，故C正确；根据数学知识可知，ΔH为该图像的截距，而反应截距小于0，故ΔH<0，故D错误。
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熵的生物学意义
熵的概念对于生命的认识有重要的意义。生命体与环境不断交换着物质(物质流)和能量(基本上是热流)，同时还交换着熵(熵流)。机体摄入的食物如蛋白质、淀粉、核苷酸等，都是结构复杂的高分子物质，它们的熵值很小。机体排泄的都是小分子代谢产物，它们的熵值很大。假设排泄的总量等于摄入的总量，摄入物来自环境，排泄物回到环境，机体的生命活动将使环境的熵增大。机体还不断向环境释放出生化反应产生的热，这也使环境的熵增大。与此同时，机体本身的熵也发生了变化。机体不断产生新的复杂结构(发育成长)，是熵减小，而细胞死亡和代谢
过程将结构复杂的生化物质转化为简单的小分子，则是熵增大。机体总的熵变取决于年龄的增长。当机体处于生长发育阶段时(年轻人)，熵要减小；当机体处于发育成熟阶段时(成年人)，熵变几乎等于零；当机体处于衰老阶段时(老年人)，熵会增大；机体老死时，熵增至极大。这正如量子化学奠基人薛定谔所说：“一个生命有机体不断地……产生正的熵……因此就势必接近具有极大熵值的危险状态，即死亡。……新陈代谢作用最基本的内容是有机体成功地使自身释放出它活着时不得不产生的全部熵。”此话不但精辟地指出熵这一热力学概念对理解生命的意义，而且也启示了熵的概念对所有过程的重要意义。
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1．以下说法中正确的是( )
A．ΔH<0的反应均是自发反应
B．自发进行的反应一定能随时自动发生
C．冰在室温下自动融化成水，这是熵增的过程
D．MgCO3(s)===MgO(s)＋CO2(g)高温下，不能自发
C
解析：ΔG<0反应自发进行，由ΔG＝ΔH－TΔS可知，ΔH<0时，若ΔS<0，则ΔG可能大于0，反应非自发，故A错误；ΔG<0反应自发进行，能否随时自动发生还有反应速率问题，故B错误；反应向熵增方向进行，同种物质熵值：液体>固体，冰在室温下自动融化成水，是熵增的过程，故C正确；碳酸镁分解属于吸热反应，ΔH>0，MgCO3(s)=== MgO(s)＋CO2(g)，固体分解得到气体，混乱度增加，ΔS>0，在高温条件下ΔG＝ΔH－TΔS<0反应自发进行，故D错误。
2．下列反应中ΔH>0，ΔS>0的是( )
A．CaCO3(s)===CaO(s)＋CO2(g)
B．NH3(g)＋HCl(g)===NH4Cl(s)
C．4Fe(OH)2(s)＋O2(g)＋2H2O(l)===4Fe(OH)3(s)
D．任何温度下均能自发进行2H2O2(l)===2H2O(l)＋O2(g)
解析：CaCO3(s)===CaO(s)＋CO2(g)是吸热反应ΔH>0，气体体积增大ΔS>0，故A正确；NH3(g)＋HCl(g)===NH4Cl(s)是放热反应ΔH<0，气体体积减小ΔS<0，故B错误；4Fe(OH)2(s)＋O2(g)＋2H2O(l)=== 4Fe(OH)3(s)是放热反应ΔH<0，气体体积减小ΔS<0，故C错误；2H2O2(l) ===2H2O(l)＋O2(g)，ΔH＜0，气体体积增大的反应其ΔS>0，故D错误。
A
3．下列有关化学反应方向及其判据的说法中错误的是( )
A．1 mol H2O在不同状态时的熵值：S[H2O(s)]B．自发进行的反应一定能迅速进行
D．常温下，反应C(s)＋CO2(g)===2CO(g)不能自发进行，则该反应的ΔH>0
B
4．判断下列各变化过程是熵增加还是熵减小。
(1)NH4NO3爆炸：
2NH4NO3(s)===2N2(g)＋4H2O(g)＋O2(g)。( )
(2)水煤气转化：CO(g)＋H2O(g)===CO2(g)＋H2(g)。( )
(3)臭氧的生成：3O2(g)===2O3(g)。( )
A．熵增大 B．熵减小
C．不变 D．熵变很小
A
D
B
解析：(1)NH4NO3的爆炸反应是气态物质的物质的量增大的化学反应：(2＋4＋1)－0>0，因此该过程是熵增加的过程。
(2)水煤气转化反应，气态物质的物质的量在反应前后未发生变化：(1＋1)－(1＋1)＝0，该过程的熵变很小。
(3)生成臭氧后，气态物质的物质的量减小：2－3<0，因此该过程是熵减小的过程。(共58张PPT)
第二章 化学反应速率与化学平衡
第四节 化学反应的调控
1．通过化学反应速率和化学平衡的影响因素，掌握合成氨工业中温度、压强、浓度、催化剂选择的原因。
2．利用化学反应原理，了解调控化学反应速率和平衡的方法。
3．结合工业生产实际，了解化工条件的选择。
1．通过运用变量控制反应方向，培养变化观念和平衡思想。
2．运用化学知识解决生产、生活中的简单化学问题，培养科学态度与社会责任。
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合成氨的意义
合成氨和尿素，可以说是化学工业最伟大的发明，对人类的贡献无论如何夸大都不为过。民以食为天，人类从诞生到1900年，几百万年时间，人口只有16亿。而1908年合成氨工业化，至现在100多年时间，人口增加到超过76亿，无疑合成氨是起了巨大的作用的。合成氨，诞生了化学肥料，使土地的粮食产量翻了几番，使地球才能养活这么多人口，而且不挨饿。这其中的意义是无法用语言来表达的。同时氨还是重要的无机化工产品，在国民经济中占有重要地位。除了作为肥料，也是生产硝酸、各种含氮的无机盐及有机中间体、磺胺药、聚氨酯、聚酰胺纤维
和丁腈橡胶等。合成氨工业诞生以后，用氨作炸药的原料，各种的炸药都是以氨为原料合成的，从而发生了人类诞生以来两次最大的战争，一战和二战，成为杀人的利器。可以说，合成氨是带着恶魔属性的天使。氮气和氢气合成氨气的反应是可逆反应且转化率很低，选择怎样的条件更有利于氨气的合成，让我们走进教材学习化学反应的调控。
课前素能奠基
新知预习
一、合成氨条件的选择
工业合成氨是人类科学技术的一项重大突破，其热化学方程式如下：
升高温度、增大压强、增大反应物的浓度、
使用催化剂等
降低温度、增大压强、增
大反应物浓度或减小生成物浓度等
合成氨温度、压强与氨的含量关系如下表：
温度/ ℃ 氨的含量/% 0.1 MPa 10 MPa 20 MPa 30 MPa 60 MPa 100 MPa
200 15.3 81.5 86.4 89.9 95.4 98.8
300 2.20 52.0 64.2 71.0 84.2 92.6
400 0.40 25.1 38.2 47.0 65.2 79.8
500 0.10 10.6 19.1 26.4 42.2 57.5
600 0.05 4.50 9.10 13.8 23.1 31.4
1．压强：
理论和实验数据的分析均表明，合成氨时压强_______可以同时提高反应速率和转化率。但是，压强越大，对材料的强度和设备的要求也越高，增加生产投资并可能降低综合经济效益。一般采用的压强为______________。
2．温度：
温度_______有利于提高反应速率，温度_______有利于提高反应转化率。因此，需要选择一个适宜的温度，一般采用的温度为_________ ___________。
增大
10～30 MPa
升高
降低
400～
500 ℃
3．催化剂：
加入催化剂可以_______反应速率，对化学平衡_________，一般选择_________作为合成氨工业的催化剂。该催化剂在500 ℃左右时活性最大，这也是温度选择的原因之一。另外，为了防止杂质使催化剂“中毒”，原料气必须经过_______。
4．浓度：
为提高平衡转化率，工业上采取___________的方法，使氨气变成液氨并及时分离，分离后的原料气__________，并及时补充________，使反应物保持一定的浓度。
提高
无影响
铁触媒
净化
迅速冷却
迅速冷却
N2和H2
二、化学反应的调控
影响化学反应进行的因素有两个方面：参加反应的物质________(组成、结构、性质等)和___________(温度、压强、浓度、催化剂等)。化学反应的调控，就是通过改变外界条件使一个可能发生的反应按照某一方向进行。在实际生产中，要综合考虑_______________和___________的因素，寻找一个适宜的生产条件。
本身因素
外界条件
化学反应速率
化学平衡
预习自测
1．合成氨时，可以提高H2利用率的措施是( )
A．升高温度 B．及时分离出NH3
C．充入过量氢气 D．使用催化剂
解析：该反应为放热反应，升高温度，平衡逆向移动，氢气的利用率降低，故A错误；及时分离出NH3，生成物浓度减小，平衡正向移动，能提高H2利用率，故B正确；充入过量氢气，平衡正向移动，但氢气的利用率降低，故C错误；催化剂能改变反应速率，但不影响平衡移动，不改变氢气的利用率，故D错误。
B
2．在合成氨工业中，为增加NH3的日产量，下列操作与平衡移动无关的是( )
A．不断将氨分离出来
B．使用催化剂
C．采用500 ℃左右的高温而不是700 ℃的高温
D．采用2×107～5×107 Pa的压强
解析：把氨分离出来是减小生成物浓度，有利于平衡右移；合成氨反应是放热反应，较低温度利于反应向右进行，同时该反应是气体物质的量减小的反应，尽可能采取高压利于正反应，A、C、D都符合平衡移动原理，而使用催化剂仅是为增大反应速率，与平衡无关。
B
A．合成氨反应在不同温度下的ΔH和ΔS不一定都小于零
B．控制温度(773 K)远高于室温，是为了保证尽可能高的平衡转化率和快的反应速率
C．当温度、压强一定时，在原料气(N2和H2的比例不变)中添加少量惰性气体，有利于提高平衡转化率
D．基于NH3有较强的分子间作用力可将其液化，不断将液氨移去，利于反应正向进行
D
课堂素能探究
合成氨条件的选择
知识点 1
问题探究：
催化剂铁触媒以什么形态存在更有利于反应进行？原料气为什么要循环利用？
探究提示：
铁触媒是固体，粉末状更有利于反应进行；原料气(气体)在铁触媒(固体)表面的接触反应有限，不能充分反应，因此要循环利用。
知识归纳总结：
合成氨原理：
合成氨工业简要流程图：
该反应的特点：①可逆反应；②正反应为放热反应；③气体总体积缩小的反应。
1．根据上述反应特点，从理论上分析：
(1)使氨生成得快的措施(从反应速率考虑)：①增大反应物的浓度；②升高温度；③增大压强；④使用催化剂。
(2)使氨生成得多的措施(从平衡移动考虑)：①增大反应物的浓度同时减小生成物的浓度；②降低温度；③增大压强。
2．合成氨条件的选择：
在实际生产中，既要考虑氨的产量，又要考虑生产效率和经济效益，综合以上两方面的措施，得出合成氨的适宜条件的选择：
(1)浓度：一般采用N2和H2的体积比1?3，同时增大浓度，这是因为合成氨生产的原料气要循环使用。
(2)温度：合成氨是放热反应，降低温度虽有利于平衡向正反应方向移动，但温度过低，反应速率过慢，500 ℃左右为宜，此温度也是催化剂活性温度范围。
(3)合成氨是体积缩小的可逆反应，压强增大，有利于氨的合成，但对设备要求也就很高，所需动力也越大，应选择适当压强。
(4)催化剂：选用铁触媒，能加快反应速率，减小达到平衡所需时间。
下列关于工业合成氨的叙述正确的是( )
A．合成氨工业温度选择为700 K左右，只是为了提高NH3产率
B．使用催化剂和施加高压，都能提高反应速率，但对化学平衡状态无影响
C．合成氨生产过程中将NH3液化分离，可提高N2、H2的转化率
D．合成氨工业中为了提高氢气的利用率，可适当增加氢气浓度
典例1
C
解析：合成氨反应为放热反应，温度较高不利于提高NH3产率，故A错误；催化剂和高压能加快反应速率，增大压强平衡正移，催化剂对平衡无影响，故B错误；减少生成物的浓度平衡正向移动，所以将NH3液化分离，可提高N2、H2的转化率，故C正确；增加一种反应物的浓度可以提高另一种反应物的转化率，而本身转化率降低，所以合成氨工业中为了提高氢气的利用率，可适当增加氮气的浓度，故D错误。
有关合成氨工业的生产流程如图所示。
下列关于合成氨工业的说法中不正确的是( )
A．将混合气体进行循环利用符合绿色化学思想
B．合成氨反应需在低温下进行
C．对原料气进行压缩是为了增大原料气的转化率
D．使用催化剂可以提高反应速率，但不能使平衡向正反应方向移动
变式训练
B
解析：低温有利于提高原料的转化率，但不利于提高反应速率和催化剂的催化效率，故合成氨不采用低温条件，B项错误。
化学反应的调控
知识点 2
问题探究：
1．处理硫酸工业尾气SO2的一种常用方法是“氨—酸”法，即先用氨水吸收，再用浓硫酸处理，请写出反应方程式？
2．有人研究用Na2SO3作为治理SO2污染的一种新方法，该方法的第一步是用Na2SO3水溶液吸收SO2，第二步是加热吸收溶液，使之重新生成Na2SO3，同时得到含高浓度SO2的水蒸气副产品。这种尾气处理方法与“氨—酸”相比的优点是什么？
探究提示：
1．SO2＋2NH3·H2O===(NH4)2SO3＋H2O、(NH4)2SO3＋H2SO4=== (NH4)2SO4＋SO2↑＋H2O。
知识归纳总结：
在工业生产中，常常涉及可逆反应，如合成氨工业中N2和H2的反应、硫酸工业中将SO2氧化成SO3的过程都是可逆反应。可逆反应中，反应速率和反应物转化为产物的百分率(转化率)可以通过改变反应条件加以控制。调控化学反应在原理上应从两方面考虑：化学反应速率和化学平衡。在实际生产中常常需要结合设备条件、安全操作、经济成本等情况。综合考虑化学反应速率和化学平衡的因素，寻找一个适宜的生产条件。此外，还要根据环境保护及社会效益等方面的规定和要求做出分析，权衡利弊，才能实施生产。在化工生产中还要同时考虑控制某些反应条件的成本和实际可行性，因此转化率的高低不是唯一要考虑的因素。
近年来，环境保护条件提升到首要考虑的因素，预处理及生产过程中产生的废气、废液、废渣情况及处理成本，往往成为是否采用该工艺的决定性因素。
典例2
压强/MPa 转化率/% 温度/℃ 0.1 0.5 1 10
400 99.2 99.6 99.7 99.9
500 93.5 96.9 97.8 99.3
600 73.7 85.8 89.5 96.4
试回答下列问题：
(1)已知SO2的氧化是放热反应，如何利用表中数据推断此结论？_______________________________________________________________________________________________________。
(2)提高该化学反应限度的途径有______________________________ ______。
(3)在400～500 ℃时，SO2的催化氧化采用常压而不是高压，主要原因是______________________________________________。
压强一定时，温度升高时，SO2的转化率降低，说明升高温度有利于平衡向逆反应方向移动，故正反应为放热反应
增大压强或在一定范围内降低
温度
增大压强对SO2的转化率影响不大，同时增大成本
8×102
9.83×108
解析：(1)由表中数据可知，压强一定时，温度升高时，SO2的转化率降低，说明升高温度有利于平衡向逆反应方向移动，故正反应为放热反应。
(2)由表中数据可知，压强和温度对平衡移动都有影响，增大压强SO2的转化率增大，但增大的幅度较小，升高温度SO2的转化率减小，说明该反应为放热反应，升高温度平衡向逆反应方向移动，所以提高该化学反应限度的途径有增大压强或在一定范围内降低温度。
(3)由表中数据可知，增大压强对SO2的转化率影响不大，同时增大成本，故通常采用常压而不是高压。
(4)1 000 t 98%的硫酸含有H2SO4的质量为1×109×98%＝9.8×108 g，
设需要SO3的质量为m，放出的热量为y，
则：
2H2SO4 ～ 2SO3～Q ＝ 196.6 kJ
2×98 g 2×80 g 196.6 kJ
9.8×108 g m y
则：2×98 g：9.8×108 g＝2×80 g：m，
2×98 g：196.6 kJ＝9.8×108 g：y，
解得：m＝8×108 g＝8×102 t，y＝9.83×108 kJ。
一种新型煤气化燃烧集成制氢发生的主要反应如下：
变式训练
副反应：
回答下列问题：
(1)已知反应Ⅰ、Ⅱ的平衡常数K1、K2随温度的变化如图1、图2所示。
①由反应Ⅴ和反应Ⅵ可知，ΔH1＝_____________________；反应Ⅰ的ΔS_____(填“>”或“<”)0。
②温度小于800 ℃时，K1＝0，原因是________________________。
③为提高反应Ⅱ中CO的转化率，可采取的措施是_____________(写一条)。
④T ℃时，向密闭容器中充入1 mol CO(g)和3 mol H2O(g)，只发生反应Ⅱ，此时该反应的平衡常数K2＝1，CO的平衡转化率为________。
(2)从环境保护角度分析，该制氢工艺中设计反应Ⅲ的优点是____________________________。
＋131.3 kJ·mol－1
>
未达到自发进行的反应温度
75%
减少温室气体(CO2)的排放
(3)起始时在气化炉中加入1 mol C、2 mol H2O及1 mol CaO，在2.5 MPa下，气体的组成与温度的关系如图3所示。
①200～725 ℃时，CH4的量不断减少的原因是________________ ____________________________________________。
②725～900 ℃时，H2的物质的量分数快速减小，其原因是________ _____________________________。
反应Ⅴ和反应Ⅵ
均为放热反应，升高温度平衡逆向移动
CaCO3
开始分解，生成的CO2与H2反应
名师博客呈现
专家博客呈现
②减小H＋浓度(加NaOH溶液)时的速率—时间图像和浓度—时间图像
【图像变化规律】通过改变浓度影响化学平衡时，速率—时间图像和浓度—时间图像中主动改变的一方突变，因平衡移动被动改变的一方渐变。
课堂达标验收
1．合成氨生产中，说法正确的是( )
A．使用催化剂，提高原料的利用率
B．采用高温、高压工艺提高氨的产率
C．产物用水吸收，剩余气体循环利用
D．增大反应物浓度，对v正影响更大
解析：催化剂不影响平衡的移动，不改变原料利用率，A项错误；工厂通常采用10 MPa～30 MPa的高压合成氨，有利于平衡正移，可提高产率，高温时催化剂活性高，但不利于提高产率，B项错误；平衡混合气冷却使氨气液化，而不是用水吸收，C项错误；增大反应物浓度，正逆反应速率都加快，对v正影响更大，D项正确。
D
2．下列有关工业合成氨的说法不能用平衡移动原理解释的是( )
A．不断补充氮气和氢气
B．选择10～30 MPa的高压
C．及时液化分离氨气
D．选择500 ℃左右的高温同时使用铁触媒作催化剂
解析：增大N2和H2浓度，平衡正向移动，选择高压平衡正向移动，分离氨气，减小生成物浓度，平衡正向移动，都可用平衡移动原理解释，A、B、C均不选；催化剂只改变速率，平衡不移动，不能用平衡移动原理解释，故选D。
D
3．二甲醚(DME)正逐渐替代化石燃料。有多种方法制备二甲醚，回答下列问题。
－1 460.5
②300 ℃，1 L恒容密闭容器中充入4 mol H2和2 mol CO，测得容器内压强变化如下：
反应进行到20 min时，H2的转化率为__________，CO的平均反应速率v(CO)＝_____________ mol·L－1·min－1。该温度下的平衡常数K＝_____(mol·L)－4。
反应时间/min 0 5 10 15 20 25
压强/MPa 12.4 10.2 8.4 7.0 6.2 6.2
75%
0.075
3
(2)CO2催化加氢制二甲醚，可以实现CO2的再利用。该过程主要发生如下反应：
①300 ℃时，通入CO2、H2各1 mol，平衡时CH3OCH3的选择性、CO2的平衡转化率都为30%，平衡时生成CH3OCH3的物质的量＝______ mol。温度高于300 ℃，CO2的平衡转化率随温度升高而上升的原因是__________________________________________________________________________________________________________________________。
0.045
升高温度，反应Ⅰ正向进行，CO2的平衡转化率上升；反应Ⅱ逆向进行，CO2的平衡转化率下降，300 ℃后升温，上升幅度大于下降幅度
②220 ℃时，CO2和H2反应一段时间后，测得A点CH3OCH3的选择性为48%，不改变反应时间和温度，一定能提高CH3OCH3的选择性的措施有_____________________________________________。
增大压强、使用对反应Ⅱ催化活性更高的催化剂
②从反应开始到20 min时，设CO的浓度变化量是x，
(2)①300 ℃时CO2的平衡转化率为30%，则消耗CO20.3 mol，CH3OCH3的选择性为30%，则生成CH3OCH3的物质的量为0.3×0.3 mol÷2＝0.045 mol；
根据图中信息，温度高于300 ℃时，CO2平衡转化率随温度升高而上升的原因是反应Ⅰ是吸热反应，反应向吸热反应方向移动即正向移动，反应Ⅱ是放热反应，升高温度，平衡向吸热反应方向移动即逆向移动，升高温度，对反应Ⅱ的影响大于反应Ⅰ，因此CO2平衡转化率随温度升高而上升。
②提高CH3OCH3选择性，即要使反应Ⅱ平衡正向移动，由题意得，反应Ⅰ是气体体积不变的反应，而反应Ⅱ是气体体积减小的反应，增大压强，反应Ⅱ平衡正向移动，而对反应Ⅰ没有影响，还可以选择对反应Ⅱ催化活性更高的催化剂。(共10张PPT)
第二章 化学反应速率与化学平衡
实验活动1：探究影响化学平衡移动的因素
【实验目的】
1．认识浓度、温度等因素对化学平衡的影响。
2．进一步学习控制变量、对比等科学方法。
【实验器材及试剂】
小烧杯、大烧杯、试管、试管架、玻璃棒、胶头滴管、酒精灯、火柴、两个封装有NO2和N2O4混合气体的圆底烧瓶。
铁粉、0.05 mol·L－1 FeCl3溶液、0.15 mol·L－1KSCN溶液、0.1 mol·L－1 K2Cr2O7溶液、6 mol·L－1 NaOH溶液、6 mol·L－1 H2SO4溶液、0.5 mol·L－1 CuCl2溶液、热水、冰块、蒸馏水。
【实验过程和结论】
一、浓度对化学平衡的影响
实验1.FeCl3溶液与KSCN溶液的反应
(1)在小烧杯中加入约10 mL蒸馏水，滴入5滴0.05 mol·L－1 FeCl3溶液、5滴0.15 mol·L－1KSCN溶液，用玻璃棒搅拌使其充分混合，将混合液分别注入a、b、c三支试管中。
(2)向试管a中滴入5滴0.05 mol·L－1 FeCl3溶液，向试管b中滴入5滴0.15 mol·L－1 KSCN溶液，与试管c进行对比。
(3)继续向上述两支试管中分别加入少量铁粉，观察并记录实验现象。
实验内容 向试管a中滴入5滴0.05 mol·L－1 FeCl3溶液 向试管b中滴入5滴0.15 mol·L－1KSCN溶液
实验现象 颜色_______ 颜色_______
结论 ___________________________________ 实验内容 向试管a中加入少量铁粉 向试管b中加入少量铁粉
实验现象 颜色_______ 颜色_______
结论 ___________________________________ 变深
变深
增大反应物浓度，化学平衡正向移动
变浅
变浅
减小反应物浓度，化学平衡逆向移动
实验2.在K2Cr2O7溶液中存在平衡：
取一支试管，加入2 mL 0.1 mol·L－1 K2Cr2O7溶液，先后加入NaOH溶液和H2SO4溶液，观察溶液颜色的变化，判断平衡是否发生移动及移动的方向。
实验步骤 实验现象 结论
向试管中滴加5～10滴6 mol·L－1NaOH溶液 溶液颜色______________ ___________________________________
向试管中滴加5～10滴6 mol·L－1H2SO4溶液 溶液颜色______________ ___________________________________
变浅(黄色)
减小生成物浓度，平衡正向移动
变深(橙色)
增大生成物浓度，平衡逆向移动
二、温度对化学平衡的影响
实验3.在CuCl2溶液中存在平衡：
实验步骤 实验现象 结论
加热试管 溶液颜色_______________ ______________________
将上述试管置于冷水中 溶液颜色_______________ ______________________
变浅(黄色)
温度升高向吸热方向移动
变深(蓝色)
温度降低向放热方向移动
实验步骤 实验现象 结论
1号加热，2号降温 1号颜色_______,2号颜色_______ ________________________
1号降温，2号加热 1号颜色_______,2号颜色_______ ________________________
变深
变浅
温度升高向吸热方向移动
变浅
变深
温度降低向放热方向移动
问题讨论
1．实验1中，若向试管中加入KCl固体，溶液颜色如何改变？为什么？
提示：溶液颜色不改变，因为KCl不参与离子反应。
2．K2Cr2O7溶液呈橙黄色，是什么原因？强酸性环境中，阴离子的主要存在形式是什么？
3．CuCl2溶液经常呈现绿色，为什么？若加水溶液颜色如何变化？
提示：[Cu(H2O)4]2＋(蓝色)和(CuCl4)2－(黄色)混合得绿色溶液；加水[Cu(H2O)4]2＋(蓝色)离子增多，颜色变蓝。(共40张PPT)
第二章 化学反应速率与化学平衡
章末素能提升
专题归纳
真题体验
知识网络
知识网络
专题归纳
专题1 化学平衡移动方向的综合利用
1．根据化学平衡移动方向判断物质的聚集状态
2．根据化学平衡移动方向判断气体化学计量数的大小
3．根据化学平衡移动方向，判断化学反应的ΔH
4．根据平衡移动方向，判断混合气体的平均摩尔质量
专题2 化学平衡图像类型与突破
1．主要题型
(1)分析条件对化学反应速率及平衡的影响；
(2)由反应判断图像的正误；
(3)由图像判断反应特征(确定反应中各物质的化学计量数、判断热效应或气体物质化学计量数间的关系)；
(4)由反应和图像判断图像或曲线的物理意义；
(5)由图像判断指定意义的化学反应；
(6)由反应和图像判断符合图像变化的外界条件等。
2．常见图像类型
化学反应速率和化学平衡图像，若按其图像特点、纵坐标与横坐标表示的意义可分为
①速率—时间图
③含量—时间—温度图
(C%指产物的质量分数，B%指某反应物的质量分数，下同)
④含量—时间—压强图
⑤含量—时间—催化剂图
⑥恒压(或恒温)线图
(α表示反应物的转化率，c表示反应物的平衡浓度)
真题体验
1．(2022·北京卷)CO2捕获和转化可减少CO2排放并实现资源利用，原理如图1所示。反应①完成之后，以N2为载气，以恒定组成的N2、CH4混合气，以恒定流速通入反应器，单位时间流出气体各组分的物质的量随反应时间变化如图2所示。反应过程中始终未检测到CO2，在催化剂上有积碳。
下列说法不正确的是( )
C
H2的速率小于反应②生成H2速率，C错误；D项，由题干图2信息可知，t3之后，CO的速率为0，CH4的速率逐渐增大，最终恢复到1，说明生成CO的速率为0，是因为反应②不再发生，而后副反应逐渐停止反应，D正确。
A．从a、c两点坐标可求得从a到c时间间隔内该化
学反应的平均速率
B．从b点切线的斜率可求得该化学反应在反应开始时的瞬时速率
C．在不同时刻都存在关系：2v(B)＝3v(X)
D．维持温度、容积、反应物起始的量不变，向反应体系中加入催化剂，c(B)随时间变化关系如图中曲线乙所示
C
A
A．随c(X)的减小，反应①、②的速率均降低
B．体系中v(X)＋v(Y)＝v(Z)
C．欲提高Y的产率，需提高反应温度且控制反应时间
D．温度低于T1时，总反应速率由反应②决定
解析：由图中的信息可知，浓度随时间变化逐渐减小的代表的是X，浓度随时间变化逐渐增大的代表的是Z，浓度随时间变化先增大后减小的代表的是Y；由图乙中的信息可知，反应①的速率常数随温度升高增大的幅度小于反应②的。A项，由图甲中的信息可知，随c(X)的减小，c(Y)先增大后减小，c(Z)增大，因此，反应①的速率随c(X)的减小
而减小，而反应②的速率先增大后减小，A错误；B项，根据体系中发生的反应可知，在Y的浓度达到最大值之前，单位时间内X的减少量等于Y和Z的增加量，因此，v(X)＝v(Y)＋v(Z)，但是，在Y的浓度达到最大值之后，单位时间内Z的增加量等于Y和X的减少量，故v(X)＋v(Y)＝v(Z)，B正确；C项，升高温度可以加快反应①的速率，但是反应①的速率常数随温度升高增大的幅度小于反应②的，且反应②的速率随着Y的浓度的增大而增大，因此，欲提高Y的产率，需提高反应温度且控制反应时间，C正确；D项，由图乙信息可知，温度低于T1时，k1>k2，反应②为慢反应，因此，总反应速率由反应②决定，D正确。
4．(2022·辽宁省选择性考试节选)某合成氨速率方程为：v＝kcα(N2)cβ(H2)·cγ(NH3)，根据表中数据，γ＝_______；
－1
在合成氨过程中，需要不断分离出氨的原因为_____。
a．有利于平衡正向移动
b．防止催化剂中毒
c．提高正反应速率
解析：将实验1、3中数据分别代入合成氨的速率方程可得：①q＝k·mα·nβ·pγ，③10q＝k·mα·nβ·(0.1p)γ，可得γ＝－1。合成氨过程中，不断分离出氨，即降低体系中c(NH3)，生成物浓度下降，平衡向正反应方向移动，但不会提高正反应速率，a正确，c错误；反应主产物即氨不能使催化剂中毒，b错误。
a
5．(2022·全国甲卷)金属钛(Ti)在航空航天、医疗器械等工业领域有着重要用途。目前生产钛的方法之一是将金红石(TiO2)转化为TiCl4，再进一步还原得到钛。回答下列问题：
(1)TiO2转化为TiCl4有直接氯化法和碳氯化法。在1 000 ℃时反应的热化学方程式及其平衡常数如下：
(ⅰ)直接氯化：
TiO2(s)＋2Cl2(g)===TiCl4(g)＋O2(g)
ΔH1＝172 kJ·mol－1，Kp1＝1.0×10－2
(ⅱ)碳氯化：
TiO2(s)＋2Cl2(g)＋2C(s)===TiCl4(g)＋2CO(g) ΔH2＝－51 kJ·mol－1，Kp2＝1.2×1012 Pa
①反应2C(s)＋O2(g)===2CO(g)的ΔH为___________kJ·mol－1，Kp＝_______________Pa。
②碳氯化的反应趋势远大于直接氯化，其原因是________________ ___________________________________________________________________________________________________________________________________________。
－223
1.2×1014
碳氯化反应相当于在直接氯化反应中加入碳，在高温下碳与O2反应，降低生成物的浓度，使直接氯化反应平衡向右移动或碳氯化反应是放热的熵增反应(合理即可)
③对于碳氯化反应：增大压强，平衡_______移动(填“向左”“向右”或“不”)；温度升高，平衡转化率_______(填“变大”“变小”或“不变”)。
(2)在1.0×105 Pa，将TiO2、
C、Cl2以物质的量比1?2.2?2
进行反应。体系中气体平衡组
成比例(物质的量分数)随温度变
化的理论计算结果如图所示。
向左
变小
①反应C(s)＋CO2(g)===2CO(g)的平衡常数Kp(1 400 ℃)＝_________ Pa。
②图中显示，在200 ℃平衡时TiO2几乎完全转化为TiCl4，但实际生产中反应温度却远高于此温度，其原因是__________________________ ____________________________________________________________________________________。
(3)TiO2碳氯化是一个“气—固—固”反应，有利于TiO2－C“固—固”接触的措施是_____________________________________________ __________________。
7.2×105
TiO2、C中原子间的化学键键能大，断键需要的能量较大，反应的活化能较大或升高温度可以提高反应速率(合理即可)
将固体粉碎并混合均匀，通入Cl2使固体呈“沸腾”状态
解析：(1)①根据盖斯定律，(ⅱ)中热化学方程式－(ⅰ)中热化学方程式得出2C(s)＋O2(g)===2CO(g) ΔH＝ΔH2－ΔH1＝－51 kJ·mol－1－172 kJ·mol－1＝－223 kJ·mol－1；Kp＝Kp2/Kp1＝1.2×1012 Pa/(1.0×10－2)＝1.2×1014 Pa。③对于碳氯化反应，反应后气体体积增大，故增大压强，平衡向左移动；该反应是放热反应，温度升高，平衡向左移动，平衡转化率变小。
(3)TiO2碳氯化是一个“气—固—固”反应，有利于TiO2—C“固—固”接触的措施是将固体粉碎并混合均匀，再将Cl2通入使固体呈“沸腾”状态(在沸腾炉中进行反应)。
6．(2022·湖南选择性考试节选)在一定温度下，向体积固定的密闭容器中加入足量的C(s)和1 mol H2O(g)，起始压强为0.2 MPa时，发生下列反应生成水煤气：
(1)下列说法正确的是_______；
A．平衡时向容器中充入惰性气体，反应Ⅰ的平衡逆向移动
B．混合气体的密度保持不变时，说明反应体系已达到平衡
C．平衡时H2的体积分数可能大于2/3
D．将炭块粉碎，可加快反应速率
BD
(2)反应平衡时，H2O(g)的转化率为50%，CO的物质的量为0.1 mol。此时，整个体系_______(填“吸收”或“放出”)热量___________ kJ，反应Ⅰ的平衡常数Kp＝_______________(以分压表示，分压＝总压×物质的量分数)。
解析：①在恒温恒容条件下，平衡时向容器中充入情性气体不能改变反应混合物的浓度，因此反应Ⅰ的平衡不移动，A说法不正确；在反应中有固体C转化为气体，气体的质量增加，而容器的体积不变，因此气体的密度在反应过程中不断增大，当混合气体的密度保持不变时，说明反应体系已达到平衡，B说法正确；C项，若C(s)和H2O(g)完全反应全部
吸收
31.2
0.02 MPa
成0.2 mol CO2要放出热量8.22 kJ此时，因此整个体系吸收热量39.42 kJ－8.22 kJ＝31.2 kJ；由H原子守恒可知，平衡时H2的物质的量为0.5 mol，CO的物质的量为0.1 mol，CO2的物质的量为0.2 mol，水的物质的量为0.5 mol，则平衡时气体的总物质的量为0.5 mol＋0.1 mol＋0.2 mol＋0.5 mol＝1.3 mol，在同温同体积条件下，气体的总压之比等于气体的总物质的量之比，则平衡体系的总压为0.2 MPa×1.3＝0.26 MPa，反应