(共41张PPT)
人教版选修4 · 化学反应原理
第二章 化学反应速率与化学平衡
第三节 化学平衡
【复习】
化学平衡的特征：
动
等
定
变
——动态平衡 (V正=V逆≠0）
——V正 =V逆
——平衡时，各组分浓度保持不变
——条件改变，平衡发生改变
一定条件下，可逆反应里，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。
定义：可逆反应中，旧化学平衡的破坏，新化学平衡建立过程叫做化学平衡的移动。
V正≠V逆
V正=V逆≠0
条件改变
平衡1 不平衡 平衡2
建立新平衡
破坏旧平衡
V正=V逆≠0
′
′
一定时间
化学平衡的移动
′
′
如果我们改变一个已经达到平衡状态的可逆反应的条件，该反应还能继续保持平衡吗？经过一段时间以后呢？
浓 度
【回忆】影响化学反应速率的外界条件主要有哪些？
化学反应速率
温 度
压 强
催化剂
【思考】 如何通过改变条件来打破旧平衡？
可通过改变影响反应速率的条件来打破原有
平衡，建立新平衡。
滴加饱和FeCl3溶液 滴1mol/L KSCN溶液 滴加NaOH溶液
现象
增大c(Fe3+)
增大c(SCN-)
红色加深
C[Fe(SCN)3)增大
平衡破坏
平衡正向移动
结论:增大反应物的浓度平衡向正反应方向移动
减小c(Fe3+)
红色变浅
C[Fe(SCN)3)减小
平衡破坏
平衡逆向移动
结论:减小反应物的浓度平衡向逆反应方向移动
Fe3+ + 3OH- 〓 Fe(OH)3↓
红色加深
红色加深
有红褐色沉淀生成，溶液红色变浅
【实验探究】改变浓度是否会影响化学平衡？
实验2-6 将5mL0.005mol/L的FeCl3 溶液和5mL 0.01mol/L的KSCN溶液混合,溶液变红色。存在如下平衡：
Fe3+ + 3SCN- Fe(SCN)3 (血红色)
【探究汇报】
滴加3～10滴浓H2SO4 滴加10～20滴6mol/LNaOH
K2Cr2O7溶液
增大c(H+)
橙色加深
C(Cr2O72-)增大
平衡逆向移动
平衡破坏
减小c(H+)
黄色加深
C(CrO42-)增大
平衡破坏
平衡正向移动
结论:增大生成物的浓度平衡向逆反应方向移动
结论:减小生成物的浓度平衡向正反应方向移动
溶液橙色加深
溶液黄色加深
实验2-5 已知在K2CrO4的溶液中存在着如下平衡：
Cr2O72-(橙色)+ H2O 2 CrO42- (黄色) +2H+
【讨论】增大或减小生成物的浓度，平衡怎样移动？
【探究汇报】
1、浓度对化学平衡的影响
三、影响化学平衡的因素
当其它条件不变时，
增大反应物浓度或减小生成物浓度，平衡向正反应方向移动；
增大生成物浓度或减小反应物浓度, 平衡向逆反应方向移动。
条件的改变 瞬间速率的改变及大小关系 平衡移动的方向
正反应方向
正反应方向
增大C反
减小C生
增大C生
减小C反
v(正)↑＞v(逆)
v(正)＞v(逆)↓
v(正)＜v(逆)↑
平衡为什么移动？移动方向？
v(正)↓＜v(逆)
逆反应方向
逆反应方向
t0 t1 t2 t3
t
v
v正
v逆
v正=v逆
v’正
v’逆
v’正=v’逆
浓度改变时速率---时间图：
增大反应物浓度
， ，从而v正 > v逆，平衡向正反应方向移动；
v正 瞬间增加
v逆瞬间不变
由以上情况可以得出结论：
1）改变反应物浓度瞬间，只能改变正反应速率
改变生成物浓度瞬间，只能改变逆反应速率
2）改变浓度瞬间，
若v(正)> v(逆) ，平衡向正反应方向移动
若v(逆)> v(正) ，平衡向逆反应方向移动
3）新旧平衡速率比较：
增大浓度，新平衡速率大于旧平衡速率
减小浓度，新平衡速率小于旧平衡速率
思考：当减小反应物的浓度时, 化学平衡将怎样移动 并画出速率-时间关系图。
速率-时间关系图
合成氨工业中重要一步是:N2+3H2 2NH3
该反应在一定条件下达平衡时，为提高H2的转化率，从浓度角度分析可采取什么措施？
增大N2浓度（投入量)或及时分离出NH3
讨论
浓度对化学平衡移动的几个注意点
①对平衡体系中的固态和纯液态物质，其浓度可看作一个常数，增加或减小固态或液态纯净物的量并不影响V正、V逆的大小，所以化学平衡不移动。
②只要是增大浓度，不论增大的是反应物浓度，还是生成物浓度，新平衡状态下的反应速率一定大于原平衡；减小浓度，新平衡状态下的速率一定小于原平衡。
③反应物有两种或两种以上, 增加一种物质的浓度, 该物质的平衡转化率降低, 而其他物质的转化率提高。
H2O(g) +C(s) CO(g) + H2(g)，在密闭容器中进行。一定条件下达到平衡状态，改变下列条件，能否引起平衡移动？CO浓度有何变化？
(1)增大水蒸汽浓度。 (2)加入固体炭。 (3)增加H2浓度。
正向移动，CO浓度增大
逆向移动，CO浓度减小
不移动。CO浓度不变
例1
在其它条件不变的情况下，增大压强，会使化学平衡向着气体体积缩小的方向移动；减小压强，会使平衡向着气体体积增大的方向移动。
【材料分析】
450℃时N2与H2反应生成NH3的实验数据
压强/MPa
NH3/%
1
2.0
5
9.2
10
16.4
30
35.5
60
53.6
100
69.4
2、压强对化学平衡的影响
N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g)
1体积
3体积
2体积
结论
NH3%随着压强的增大而增大，即平衡向正反应的方向移动。
【实验数据】
【解释】
【说明】增大压强,正逆反应速率均增大，但增大 倍数不一样，平衡向着体积缩小的方向移动。
加压
→体积缩小
→浓度增大
→正反应速率增大
逆反应速率增大
→ v正>v逆
→平衡向正反应方向移动。
69.4
53.6
35.5
16.4
9.2
2.0
NH3 %
100
60
30
10
5
1
压强(MPa)
N2 十 3H2 2NH3
先决条件
结论
对于反应前后气体体积发生变化的化学反应，在其它条件不变的情况下，增大压强，会使化学平衡向着气体体积缩小的方向移动，减小压强，会使化学平衡向着气体体积增大的方向移动。
反应体系中有气体参加且反应
前后总体积发生改变。
aA(g)+bB(g) cC(g)+dD(g)
a+b≠c+d
v正= v逆
v正
v逆
t1
t（s）
v（mol·L-1S-1）
0
t2
v’正 = v’逆
v’逆
v’正
增大压强
速率-时间关系图：
aA(g)+bB(g) cC(g)+dD(g) a+b > c+d
压强对化学平衡的影响
aA(g)+bB(g) cC(g)
(具有突变性)
探究
2NO2(气) N2O4(气)
(2体积，红棕色)
(1体积，无色)
A：当加压气体体积缩小时，混和气体颜色先变深
是由于 ， 后又逐渐变浅是由于
；
B：当减压气体体积增大时，混和气体颜色先变浅
是由于 ，后又逐渐变深是由于
。
NO2浓度增大
NO2浓度减小
平衡向正反应方向移动
平衡向逆反应方向移动
讨论
【思考】对于反应
H2O+CO H2+CO2
如果增大压强,反应速率是否改变,平衡是否移动？
高温
催化剂
速率-时间关系图：
v(molL-1S-1)
T(s)
0
v正= v逆
v’正= v’逆
增大压强,正逆反应速率均增大，但增大倍数一样， v’正= v’逆 平衡不移动。
t2
规律：对于反应前后气体总体积相等的可逆反应，改变压强只改变化学反应速率，而对平衡无影响。
例2：对如下平衡
A(气) ＋ B (气) 2C (气) ＋ D (固)
0
t1
t2
t3
加压对化学平衡的影响
V正
V正′= V逆′
V逆
V正′= V逆′
V正
V逆
0
t1
t2
t3
减压对化学平衡的影响
注意： 压强的变化必须改变混合物浓度（即容器体积有变化）才能使平衡移动。
在一定温度下的密闭容器中存在2NO2(气) N2O4(气)，达到平衡时，保持容器容积不变，充入Ar气以增大压强后，正逆反应速率将如何变化？平衡将如何移动？
讨论
1、下列反应达到化学平衡时，增大压强，平衡是否移动？向哪个方向移动？
①2NO(g) + O2(g) 2NO2(g)
②H2O(g) + CO(g) CO2(g) + H2(g)
③H2O(g) + C(s) CO(g) + H2(g)
④CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)
⑤H2S(g) H2(g) + S(s)
正向移动
不移动
逆向移动
逆向移动
不移动
思考：对于反应②和⑤，增大压强时，平衡没有移动，但正逆反应速率有无变化？如何变化？
练习
2、一定量的混合气体在密闭容器中发生反应：
m A (g) + n B (g) p C (g)
达到平衡后，温度不变，将气体体积缩小到原来
的1/2但达到平衡时，C的浓度为原来的1.8倍，则
下列说法正确的是
A、m + n > p
B、A 的转化率降低
C、平衡向正反应方向移动
D、C的体积分数增加
( B )
练习
探究
结论：升温，平衡向吸热方向移动；降温，平衡向放热方向移动。
在其它条件不变的情况下：
温度升高，会使化学平衡向着吸热反应的方向移动；
温度降低，会使化学平衡向着放热反应的方向移动。
规律
3、温度对化学平衡的影响
说明
1、混和物受热时，速率均（ ），但 ，故平衡向 方向移动；
2、混和物遇冷时，速率均（ ），但 ，故平衡向 方向移动。
增大
v(吸)> v(放)
吸热反应
v(吸)< v(放)
放热反应
减小
v正= v逆
v正
v逆
t1
t（s）
v（molL-1S-1）
0
t2
v’正 = v’逆
v’逆
v’正
升高温度
速率 |
时间关系图
2NO2(g) N2O4(g) △H=-56.9kJ/mol
温度对化学平衡的影响
升温对吸热反应有利、降温对放热反应有利
(具有突变性)
3、反应
(正反应为吸热反应）要使混合气体颜色
加深，可采取的方法是 ( )
A、保持容积不变,加入HBr(g)
B、降低温度
C、升高温度
D、保持容积不变,加入H2(g)
2HBr(g) H2(g) + Br2(g)
练习
A C
4、在一定温度下的密闭容器中发生反应:
H2(g) + I2 (g) 2HI (g) (正反应放热 )
当反应达到平衡时将容器的温度升高,则
v(正) 、v(逆) 、平衡 移动
混合气体的颜色 ,
H2的转化率 ，
混合气体的平均相对分子质量 。
增加
增加
逆向
变深
减小
不变
练习
加入（正）催化剂能同等程度的加快反应速率，所以平衡不移动，但能缩短达到平衡的时间。
4、催化剂对于化学平衡的影响
请用v-t图来表示催化剂对化学平衡的影响
加入正催化剂
v
t
v正
v逆
v’正=v’逆
加入负催化剂
v
t
v正
v逆
v’正=v’逆
规律
化学平衡的移动，是由于外界条件的改变而引起V正≠ V逆，所以影响因素主要有浓度、温度、压强等，不包括催化剂。
小结
改变反应条件时平衡移动的方向
改变反应条件 平 衡 移 动
①
②
③
向正反应方向移动
向逆反应方向移动
向气体体积减小的方向移动
向气体体积增大的方向移动
向 吸热 反应方向移动
向 放热 反应方向移动
增大反应物浓度
减小生成物浓度
减小反应物浓度
增大生成物浓度
增 大 压 强
减 小 压 强
升 高 温 度
降 低 温 度
条件的改变 平衡移动的方向 平衡移动的结果
增大反应物浓度
减小生成物浓度
降低压强
升高温度
正反应方向
减弱反应物浓度增大的趋势
正反应方向
吸热反应的方向
气体分子数增多的反应方向
减弱生成物浓度
减小的趋势
减弱温度升高的趋势
减弱压强降低的趋势
如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、温度、或压强等），平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。
【注意】
①是“减弱”这种改变，不是“消除”这种改变
②只有单个条件改变，才能应用（多个条件改变就要具体问题具体分析）
③勒沙特列原理适用于任何动态平衡体系（如：溶解平衡、电离平衡等），未平衡状态不能用此来分析
5、勒夏特列原理
5．右图曲线a表示放热反应
X(g)+Y(g) Z(g)+M(g)+N(s)
进行过程中X的转化率随时间变化的关系。若要改变起始条件，使反应过程按b曲线进行，可采取的措施是（ ）
A．升高温度
B．加大X的投入量
C．加催化剂
D．增大体积
C
练习
下图所示为正逆反应速率(v)与时间(t)关系的示意图，如果在t1时刻改变以下条件：①加入A；②加入催化剂；③加压；④升温；⑤减少C，符合图示的条件是( )
A. ②③ B. ①②
C. ③④ D. ④⑤
A
练习
6. 对可逆反应:A(g) + B(s) C(s) + D(g)；ΔH>0(共22张PPT)
第二节 影响化学反应速率的因素
第二章 化学反应速率与化学平衡
人教版选修4 · 化学反应原理
探究实验
温度对化学反应速率的影响
5mL0.1mol/L的H2SO4
+ 5mL0.1mol/LNa2S2O3
热水
冷水
快
慢
Na2S2O3+H2SO4 = Na2SO4 + SO2 +S↓+ H2O
25℃
出现浑浊时间：16s，反应较慢
65℃
出现浑浊时间：2s，反应较快
结 论
其它条件相同时，升高温度，反应速率加快；反之，降低温度，反应速率减慢。
本质原因
升高温度，一部分非活化分子吸收能量转化为活化分子，使得活化分子百分数提高，活化分子间的有效碰撞机率变大，故反应速率增大。
三、温度对反应速率的影响
实验2-3结论：
Na2S2O3+H2SO4=Na2SO4+SO2+S↓+H2O
温度高的溶液先出现浑浊
溶液加热
三、温度对反应速率的影响
1、其他条件不变，温度升高，反应速率加快
T↑
→普通分子变为活化分子
→活%↑
→ n活↑
→V↑
2、一般说来，温度每升高10℃，速率增加2-4倍。
V×倍数值（t2-t1)/10 = 变化后的反应速率
3、温度对反应速率影响的规律，对吸热反应，放热反应都适用。
4、反应若是可逆反应，升高温度，正、逆反应速率都加快，降低温度，正、逆反应速率都减小。
冰箱延长食物保鲜期
你能举出生活中利用改变温度改变反应速率的例子吗
四、催化剂对反应速率的影响
实验2-4结论：加入催化剂可以加快反应的速率
使用催化剂，能够降低反应所需的能量，这样会使更多的反应物的分子成为活化分子，大大增加单位体积内反应物分子中活化分子所占的百分数。因而使反应速率加快。
催化剂：
能改变化学反应速率而自身的化学组成和质量在反应前后保持不变
催化剂
正催化剂
负催化剂
加快化学反应速率
减慢化学反应速率
注：不说明就是指正催化剂
四、催化剂对反应速率的影响
能量
反应过程
E1
E2
反应物
生成物
活化分子
活化能
活化分子变成生成物分子放出的能量
反应热
没加催化剂
加了催化剂
凡是能改变反应速率而自身在化学变化前后化学性质和质量没有发生变化的物质叫催化剂。
使用催化剂同等程度的增大（减慢）正逆反应速率，从而改变反应到达平衡所需时间。
没特别指明一般指正催化剂
催化剂只能催化可能发生的反应，对不发生的反应无作用
催化剂具有一定的选择性
催化剂中毒：催化剂的活性因接触少量的杂质而明显下降甚至遭到破坏，这种现象叫催化剂中毒。
注意：
影响化学反应速率的因素
不同化学反应
的速率
反应物本身性质
（内因）
同一化学反应
的速率
外界条件
（外因）
内因——物质本身的性质（决定性因素）
外界条件对化学反应速率的影响（总结）
影响因素 分子总数 活化分子
百分数 活化分子总数 活化分子浓度
（单位体积活化分子数）
增大浓度
增大压强
升高温度
正催化剂
增加
不变
不变
不变
不变
不变
增加
增加
增加
增加
增加
增加
增加
增加
增加
不变
外因
五、其他如光照、反应物固体的颗粒大小、电磁波、超声波、溶剂的性质等，也会对化学反应的速率产生影响。
各条件对速率的影响大小是：
催化剂 >>温度>浓度=压强(体积变化引起的)。
各种影响都有其局限性，要针对具体反应具体分析。
总结:
练习1：对于在溶液间进行的反应，对反应速率影响最小的因素是（ ） A、温度 B、浓度 C、压强 D、催化剂
练习2：下列条件的变化，是因为降低反应所需的能量而增加单位体积内的反应物活化分子百分数致使反应速率加快的是（ ） A、增大浓度 B、增大压强 C、升高温度 D、使用催化剂
√
√
练习3： 设C+CO2 2CO(正反应吸热)反应速率为v1；N2+3H2 2NH3(正反应放热)反应速率为v2。对于上述反应，当温度升高时，v1和v2变化情况为（ ） A、同时增大 B、 同时减小 C、 v1减少，v2增大 D、 v1增大，v2减小
√
练习4：在密闭容器里，通入x mol
H2和y molＩ2(ｇ)，改变下列条件，
反应速率将如何改变
(1)升高温度 ；
(2)加入催化剂 ；
(3)充入更多的H2 ；
(4)扩大容器的体积 ；
(5)容器容积不变，通入氖气 。
练习5：KClO3和NaHSO3间的反应生成Cl-和H+、SO42-离子的速度与时间关系如图所示，已知反应速率随c(H+)的增加而加快，试说明：(1)为什么反应开始时，反应速率增大？ (2)反应后期速率降低的主要原因是什么？
反应速率
时间
增大反应物的浓度使反应速率加快的主要原因（ ）
对于气体参与体系增大压强使反应速率加快的主要原因是（ ）
升高温度使反应速率加快的主要原因是（ ）
使用催化剂使反应速率加快的主要原因是（ ）
A、活化分子百分数不变，但提高单位体积内活化分子的总数
B、 增大分子的运动速率而使有效碰撞增加
C、 升高反应物分子的能量，使活化分子的百分数增加
D、降低反应所需的能量，使活化分子百分数增加
A
A
C
D
练习6：
将一定浓度的盐酸倒入碳酸钙中，若作如下改变的情况，其中能使最初的化学反应速率增大的是 （ ）
A、盐酸的浓度不变，而使盐酸的用量一倍
B、盐酸的浓度增大一倍，而使盐酸的用量减少到原来的一半
C、盐酸的浓度和用量都不变，增加碳酸钙的量
D、盐酸和碳酸钙不变，增大压强一倍
E、加入CaCl2溶液
F、加入CaCl2固体
G、将CaCO3用CaCO3粉末代替
BG
练习7：
硫代硫酸钠(Na2S2O3)与稀硫酸发生如下反应：Na2S2O3+H2SO4=Na2SO4+SO2+S↓+H2O
下列四种情况中最早出现浑浊的是： （ ）
A、10℃时0.1 mol /L Na2S2O3和0.1 mol /L H2SO4各 5 mL
B、10℃时0.1 mol /L Na2S2O3和0.1 mol /L H2SO4 各5 mL，加水10mL
C 、20℃时0.1 mol /L Na2S2O3和0.1 mol /L H2SO4各 5 mL
D、 20℃ 时0.2mol /L Na2S2O3和0.1 mol /L H2SO4各5 mL，加水10 mL
C
练习8：(共33张PPT)
人教版选修4 · 化学反应原理
第二章 化学反应速率与化学平衡
第四节 化学反应进行的方向
汽车尾气中的主要污染物是一氧化氮以及燃料不完全燃烧所产生的一氧化碳，它们是现代城市中的大气污染物，为了减轻大气污染，人们提出通过以下反应来处理汽车尾气： 2NO（g） + 2CO（g） = N2（g） + 2CO2（g），你能否判断这一方案是否可行？理论依据是什么？
④火柴棒散落
①水往低处流
②镁条燃烧
③酸碱中和
⑤墨水扩散
如何判断一个过程，一个反应能否自发进行？
生活中的自发过程
生活中电流总是从电位高的地方向电位低的地方流动，其反方向也不会自动进行；
生活中一般在室温下，冰块会融化；铁器暴露在潮湿空气中会生锈；甲烷和氧气的混合气体遇明火就燃烧，这些过程都是自发的，其逆过程就是非自发的。
(1)甲烷燃烧：
CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(g) △H=-802.3 kJ/mol
(2)氢氧化钠和盐酸反应：
NaOH（aq） + HCl（aq）= NaCl（aq） + H2O（aq）
△H = -56KJ/mol
(3)氢气和氧气反应：
2H2(g)+O2(g)=2H2O(l) △H=-571.6 kJ/mol
放热反应过程中体系能量降低,因此具有自发进行的倾向,------- 焓（△H）判据
放热的自发反应
反应焓变与反应方向
体系趋向于从高能状态转变为低能状态（这时体系会对外做功或者释放热量～△H ﹤0）。
多数能自发进行的化学反应是放热反应，
如常温、常压下，氢氧化亚铁被氧化为氢氧化铁的反应是自发的，反应放热∶ 4Fe(OH)2(s) + 2H2O(l) + O2(g) = 4Fe(OH)3(s)；
△H=－444.3KJ/mol
一、 能量判据
(1) N2O5分解： 2N2O5(g)===4NO2(g)+O2(g)
△H=+56.7kJ/mol
(2) 碳铵的分解：(NH4 )2CO3(s)=NH4HCO3(s)+NH3(g)
△H=+74.9 kJ/mol
吸热的自发反应
由此可见
运用能量判据主要依据反应焓变，而焓变（△H）的确是一个与反应能否自发进行的因素，但不是决定反应能否自发进行的唯一因素。
火柴棒散落
墨水扩散
由有序变为无序
同一种物质，其气态时会通过分子的扩散自发形成均匀的混合物
硝酸铵溶于水要吸热，但它能自发向水中扩散
为了解释这样一类与能量状态的高低无关
的过程的自发性，提出了在自然界还存在
着另一种能够推动体系变化的因素→熵
反应熵变与反应方向
1、在密闭条件下，体系由有序自发地转变为无序的倾向～称为熵，用S表示。熵值越大，体系混乱度越大。
2、熵值的大小判断
①同一物质，S（g）﹥S（l）﹥S（s）。
②与物质的量成正比 。
二、熵判据
与有序体系相比，无序体系“更加稳定”可以采取更多的存在方式。由大量粒子组成的体系中，用熵来描述体系的混乱。
3、熵变和熵增原理
①熵变（△S）∶化学反应中要发生物质的变化或物质状态的变化，因此存在着熵变。
△S=S反应产物－S反应物
产生气体的反应、气体物质的物质的量增大的反应，熵变通常都是正值（ △S ＞0），为熵增加的反应。许多熵增反应在常温常压下能自发进行，有些在室温条件下不能自发进行，但在较高温度下则能自发进行。
②在与外界隔离的体系中，自发过程将导致体系的熵增大，这个原理叫做熵增原理。该原理是用来判断过程的方向的又一个因素，
又称为熵判据。
1、由焓判据知∶放热过程（△H﹤0）常常是容易自发进行；
2、由熵判据知∶熵增加（△S﹥0）的过程是自发的；
但是 -10℃的液态水能自动结冰成为固态、铝热反应是熵减反应，它在一定条件下也可自发进行。因此熵判据判断过程的方向也是不全面的
3、很多情况下，简单地只用其中一个判据去判断同一个反应，可能会出现相反的判断结果，所以我们应两个判据兼顾。由能量判据（以焓变为基础）和熵判据组合成的复合判据－自由能将更适合于所有的反应过程。
焓判据和熵判据的应用
三、焓变与熵变对反应方向的共同影响∶（复合判据----自由能变化△Ｇ）
在一定条件下，一个化学反应能否自发进行，既可能与反应焓变（△H）有关，又可能与反应熵变（△S）有关。在温度、压强一定的条件下，我们要判别化学反应的方向要考虑△H、 △S共同影响的结果。
反应焓变(能量判据)
反应方向
反应熵变(熵判据)
（复合判据----自由能变化△Ｇ）
复合判据
1、体系自由能变化
（符号 G，单位为kJ/mol）综合考虑了焓变和熵变对体系的影响： G= H—T S
这是恒温恒压下判断化学反应自发进行的判据，它不仅与焓变和熵变有关，还与温度有关，由上述关系式可推知：
2、反应进行方向的判断方法：
G = H—T S<0 (即 H<0, S>0)的反应能自发进行。
G = H—T S=0 反应达到平衡状态
G= H—T S>0 (即 H>0, S<0)反应不能自发进行。
△G =△H-T△S = - 69.68 KJ·mol-1 < 0
知识应用
本节课一开始提出处理汽车尾气的反应：
2NO（g） + 2CO（g） = N2（g） + 2CO2（g），
已知，298K、101KPa下，该反应
△H = - 113.0 KJ·mol-1 ， △S = -143.5 J·mol-1·K-1
则该反应能否自发进行？
因此，室温下反应能自发进行。
△H - T△S < 0，
则T>△H/△S=178.2 KJ·mol-1/0.1696 KJ·mol-1·K-1
= 1051K
练习
反应CaCO3（s）= CaO（s）+ CO2（g）
△H = + 178.2 KJ·mol-1 △S = +169.6 J·mol-1·K-1
在室温下能否自发进行？
△G =△H-T△S
=178.2KJ·mol-1–298K×169.6×10-3KJ·mol-1·K-1
=128 KJ·mol-1>0
因此，室温下反应不能自发进行
如要使该反应自发进行，需要什么条件？
因此，当温度高于1051K时该反应能自发进行。
下列说法正确的是( )
A、凡是放热反应都是自发的，吸热反应都是非自发性的
B、自发反应一定是熵增大，非自发反应一定是熵减小或不变
C、自发反应在恰当条件下才能实现。
D、自发反应在任何条件下都能实现。
C
解析：放热反应常常是容易进行的过程，吸热反应有些也是自发的；自发反应的熵不一定增大 ，可能减少，也可能不变。如Fe生锈、H2燃烧的过程是熵减小的过程，NH4NO3晶体溶于水，NH4HCO3分解是熵增的过程。H2和Cl2混合反应熵基本不变的过程。自发性只能用于判断过程的方向，是否能实现还要看具体的条件。
例题
能量判据和熵判据的应用：
1、由能量判据知∶放热过程（△H﹤0）常常是容易自发进行；
2、由熵判据知∶许多熵增加（△S﹥0）的过程是自发的；
3、很多情况下，简单地只用其中一个判据去判断同一个反应，可能会出现相反的判断结果，所以我们应两个判据兼顾。由能量判据（以焓变为基础）和熵判据组合成的复合判据（体系自由能变化：△G = △H - T△S）将更适合于所有的反应过程；
4、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的速率；
5、在讨论过程的方向时，我们指的是没有外界干扰时体系的性质。如果允许外界对体系施加某种作用，就可能出现相反的结果；
6、反应的自发性也受外界条件的影响。
强调
影响因素：
化学反应的方向
反应焓变
反应熵变
共同影响
吸热
放热
熵增
熵减
焓减小有利于反应自发，熵增大有利于反应自发
小结
1、下列过程是非自发的是（ ）
A、水由高处向低处流 B、天然气的燃烧
C、铁在潮湿空气中生锈 D、室温下水结成冰
2、 碳酸铵〔(NH4)2CO3〕在室温下就能自发地分解产生氨气，对其说法中正确的是（ ）
A、其分解是因为生成了易挥发的气体，使体系的熵增大
B、其分解是因为外界给予了能量
C、其分解是吸热反应，据能量判据不能自发分解
D、碳酸盐都不稳定，都能自发分解
D
A
随堂训练
3、下列说法正确的是（ ）
A、放热反应一定是自发进行的反应
B、吸热反应一定是非自发进行的
C、自发进行的反应一定容易发生
D、有些吸热反应也能自发进行
4、250C和1.01×105Pa时，反应 （ ）
2N2O5（g）=4NO2（g）+O2（g）
△H=＋56.76kJ/mol，自发进行的原因是
A、是吸热反应 B、是放热反应
C、是熵减少的反应 D、熵增大效应大于能量效应
D
D
6、以下自发反应可用能量判据来解释的是( )
A、硝酸铵自发地溶于水
B、2N2O5(g)===4NO2(g)+O2(g)； △H=+56.7kJ/mol
C、(NH4 )2CO3(s)=NH4HCO3(s)+NH3(g);
△H=+74.9 kJ/mol
D、2H2(g)+O2(g)=2H2O(l); △H=-571.6 kJ/mol
D
7、下列说法中，正确的是 ( )
A．化学反应总是伴随着能量变化的
B．能够自发进行的反应不一定都是放热反应
C．只有放热反应才能够自发进行
D．能够自发进行的反应就一定能够发生并完成
AB
8、下列物质中，熵值(S)最大的是 ( )
A．金刚石 B．Cl2(l)
C．I2(g) D．Cu(s)
C
9、某化学反应其△H= -122 kJ·mol-1， S= 231 J·mol-1·K-1，则此反应在下列哪种情况下可自发进行 ( )
A．在任何温度下都能自发进行
B．在任何温度下都不能自发进行
C．仅在高温下自发进行
D．仅在低温下自发进行
A
10、煤中含有硫，燃烧时会产生有害的SO2，用生石灰可以消除SO2，减少污染，其反应为CaO(s)+SO2(s) == CaSO3(s)
298 K、1．01×1．01×105Pa时，此反应的△H= - 402．0 kJ·mol-1， S= 345.7 J·mol-1·K-1，在室温下自发进行。则保持此反应自发进行的最高炉温是多少(焓变△H及熵变 S受温度的影响可忽略)
G = H—T S<0 T> H/ S
T> -402000J.mol-1/345.7J/mol.K=-1163K(共22张PPT)
人教版选修4 · 化学反应原理
第二章 化学反应速率与化学平衡
第三节 化学平衡
一是化学反应速率问题
如何在单位时间内提高合成氨的产量
如何使H2和N2 尽可能多转化为NH3，即反应进行程度
二是化学反应平衡研究问题
对于 N2 + 3H2 2NH3反应应当考虑哪些条件下可有利于生产 ？
化学中：溶解平衡
开始时：v(溶解)＞v(结晶)
平衡时：v(溶解) = v(结晶)?
达到了溶解的平衡状态，
一种 平衡
此时，溶液达到饱和，浓度不再改变。
动态
固体溶解达到限度的时候是不是就不溶了
一、可逆反应与不可逆反应
1. 可逆反应的定义：在相同条件下，能同时向正逆反应方向进行的化学反应称为可逆反应。
注意：可逆反应总是不能进行到底，反应物的转化率不能达到100%
得到的总是反应物与生成物的混合物（反应混合物）
NH3＋H2O
NH3·H2O
NH4＋＋OH－
在 1 L的容积的密闭容器里，加 1mol CO和 1mol H2O (g) ，能发生什么反应？
开始阶段有什么特征？
瞬间过后有什么特征？
以CO与H2O(g)的反应为例来研究化学平衡建立的过程。
CO(g) + H2O(g) CO2(g) + H2 (g)
开始时c(CO) 、c(H2O)最大，c(CO2) 、c(H2)=0
随着反应的进行， c(CO) 、c(H2O)逐渐减小
c(CO2) 、c(H2)逐渐增大
(1)开始时，v正 v逆= 。
(2)随着反应的进行，v正 ； v逆 .
最大
0
减小
增大
反应进行到一定程度，到了某一时刻，CO的浓度不再改变，v正= v逆≠0 。
其它物质也一样,浓度保持不变,正逆反应速率相等.
这种状态就是-----化学平衡状态
以CO为例,v正为CO的消耗速率;v逆为CO的生成速率
即正反应速率=逆反应速率
正反应速率
逆反应速率
相等
时间
速率
二 化学平衡状态
1、定义：
化学平衡状态，就是指在一定条件下的可逆反应里，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。
强调三点
前提条件：
实质：
反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态
可逆反应
标志：
二、化学平衡状态
v(正)= v(逆) ≠0
2、化学平衡状态的特征
动态平衡（正逆反应仍在进行）
反应混合物中各组分的浓度保持不变，各组分的含量一定。
条件改变，原平衡被破坏，在新的条件下建立新的平衡。
(1)动：
(2)等：
(3)定：
(4)变：
v(正)= v(逆)
3、达到化学平衡的标志：
V正=V逆和反应混合物各组分浓度保持不变是判断平衡的两大主要标志。
⑴速率关系： v(正)= v(逆)
应用：判断平衡时，要注意用“同”、“等”、“逆”的原则
同：同一种物质的V正和V逆才能比较
等：转化后的反应速率必须相等
逆：反应方向必须对立
⑵含量关系：反应混合物各组分的浓度、质量分数、物质的量、物质的量分数、体积分数保持不变
以反应mA(g)+nB (g) pC(g)为例，达到
平衡的标志为：
A的消耗速率与A的生成速率—————
A的消耗速率与C的———速率之比等于———
B的生成速率与C的———速率之比等于———
A的生成速率与B的———速率之比等于———
相等
消耗
m ：p
生成
n ：p
消耗
m ：n
异边同向，同边异向，比例计量
例1、一定条件下，反应A2(g)+B2(g) 2AB(g)达到平衡的标志是
A、单位时间内生成n mol A2同时生成n molAB
B、单位时间内生成2n mol AB 同时生成n mol B2
C、单位时间内生成n mol A2 同时生成n mol B2
D、单位时间内生成n mol A2 同时消耗n mol B2
√
√
例2、一定条件下，反应N2+3H2 2NH3达到平衡的标志是
A、一个N≡N键断裂的同时，有三个H－H键形成
B、一个N≡N键断裂的同时，有三个H－H键断裂
C、一个N≡N键断裂的同时，有六个N－H键断裂
D、一个N≡N键断裂的同时，有六个N－H键形成
√
√
在判断化学平衡时，要注意化学键数与反应物质的物质的量之间的联系，同时要注意成键、断键与反应方向之间的关系。
例3、在一定温度下，向aL密闭容器中加入1molX气体和2molY气体发生如下反应：
X(g)+2Y(g) 3Z(g），此反应达到平衡的标志是：
A、容器内压强不随时间变化
B、容器内各物质的浓度不随时间变化
C、容器内X、Y、Z的浓度之比为1:2:2
D、单位时间消耗0.1molX的同时生成0.2molZ
√
例4、在一定温度下，
2NO2（g) N2O4 (g) (无色）
的可逆反应中，下列情况属于平衡状态的是
A. N2O4不再分解
B. v(N2O4) : v(NO2) = 1:2
体系的颜色不再改变
NO2的浓度与N2O4的浓度之比2：1
√
随堂训练
1、 在一定温度下,可逆反应A(g)+3B(g) 2C(g)达到平衡的标志是 （ ）
A. C的生成速率与C分解的速率相等
B. 单位时间内生成n molA,同时生3n molB
C. A、B、C的浓度不再变化
D. A、B、C的分子数比为1:3:2
AC
2、下列说法中可以充分说明反应:
P(g)+Q(g) R(g)+S(g) , 在恒温下已达平衡状态的是（ ）
反应容器内压强不随时间变化
B. P和S的生成速率相等
C. 反应容器内P、Q、R、S四者共存
D. 反应容器内总物质的量不随时间而变化
B
3、在一定温度下的恒容容器中,当下列物理量不再发生变化时,表明A(s)+3B(g) 2C(g)+D(g)已达平衡状态的是 ( )
A.混合气体的压强
B.混合气体的密度
C.B的物质的量浓度
D.气体的总物质的量
BC
4、在一定温度下,下列叙述不是可逆反应
A(g)+3B(g) 2C(g)+2D(s)达到平衡的标志的是
①C的生成 速率与C的分解速率相等
②单位时间内生成a molA,同时生成3a molB
③A、B、C的浓度不再变化
④A、B、C的分压强不再变化
⑤混合气体的总压强不再变化
⑥混合气体的物质的量不再变化
⑦ A、B、C、D的分子数之比为1:3:2:2
A.② ⑦ B.②⑤⑦
C.①③④⑦ D.②⑥⑦
( A )(共19张PPT)
第二节 影响化学反应速率的因素
第二章 化学反应速率与化学平衡
人教版选修4 · 化学反应原理
1、 在通常情况下，Na与水的反应和Mg与水的反应哪个剧烈(反应速率快)？为什么？
2、将等物质的量的碳酸钠与碳酸氢钠放入等体积等浓度的盐酸中，产生CO2的速率哪个较快？为什么？
3、石油的形成要多少年？炸药的爆炸呢？
以上说明化学反应速率的决定因素是什么？
决定化学反应速率的主要因素
决定化学反应速率的因素是参加反应的物质本身的化学性质。
探究实验
浓度对化学反应速率的影响
0.01mol/L的KMnO4 溶液
0.1mol/LH2C2O4溶液
0.2mol/LH2C2O4溶液
快
慢
2KMnO4+5H2C2O4+3H2SO4=K2SO4+2MnSO4+10CO2 ↑+8H2O
实验现象：紫红色逐渐褪去
褪色时间：30s，较快褪色
实验现象：紫红色逐渐褪去
褪色时间：47s，褪色较慢
结 论
其它条件相同时，增加反应物的浓度，反应速率加快；反之，降低反应物的浓度，反应速率减慢。
n活=n总×活%
活化分子百分数： （活化分子数/反应物分子数）×100%
化学反应速率主要取决于：
所有能够改变内能,运动速率,以及碰撞几率的方法，都可以用来改变、控制反应的速率。
一个反应经历的过程
普通
分子
活化
能
活化
分子
合理
取向的
碰撞
有效
碰撞
新物质
能量
有效碰撞的几率
碰 撞 理 论
没合适的取向
没足够的能量
足够的能量 +合适的取向
类比法：借鉴投篮
碰 撞 理 论
一、浓度对反应速率的影响
浓度增大
→单位体积内n总↑
T不变，活%不变
n活增大
→有效碰撞↑
→V↑
1、在其他条件不变时，增大反应物浓度，可以增大反应速率
实验2-2结论：浓度大的H2C2O4（aq）先褪色
2KMnO4 + 5H2C2O4 +3H2SO4=K2SO4 +2MnSO4 +10CO2↑+8H2O
规律：其他条件不变时，增大反应物的浓度，可以增大反应速率；减小反应物的浓度，可以减小化学反应的速率。
碰撞理论解释
浓度对反应速率的影响
浓度增大
→单位体积内n总↑
→单位体积内n活↑
→有效碰撞↑
a、此规律只适用于气体或溶液的反应，对于纯固体或液体的反应物，一般情况下其浓度是常数，因此改变它们的量一般不会改变化学反应速率。
c、随着化学反应的进行，反应物的浓度会逐渐减小，因此一般反应速率也会逐渐减小。
注意：
应用1：
一定条件下，在CaCO3(块状)+2HCl=CaCl2+H2O+CO2
反应中，为了加快反应的速率，下列那些方法可行( )：
A、增加HCl的浓度 B、加水
C、增加同浓度盐酸的量 D、改加CaCO3粉末
b、一般来说，固体反应物表面积越大，反应速率越大，固体反应物表面积越小，反应速率越小。
AD
对于有气体参加的反应，当其他条件不变时，
增大压强，气体的体积减小，浓度增大，反应
速率加快。
由于压强对固体、液体的体积几乎无影响，
因此，对无气体参加的反应，压强对反应
速率的影响可忽略不计。
说明
二、压强对反应速率的影响
压强对反应速率的影响
碰撞理论解释
压强增大
→浓度增大
→单位体积内n活↑
→有效碰撞↑
规律：对于有气体参加的反应，若其他条件不变，增大压强，气体体积缩小，浓度增大，反应速率加快；减小压强，反应速率减慢。
压强对于反应速率的影响是通过对浓度的影响实现的
P增大→C成比例增大，P减小→C成比例减小
压强只对于有气体参加的反应的速率有影响
发散思考：压强对于任意化学反应的速率都有影响吗？
思考:在N2+3H2 2NH3中，当其他外界条件不变时：
Ⅰ减小体系压强，该反应的速率怎么变？
Ⅱ在反应中保持体系容积不变，充入N2 ，反应的速率怎么变？
Ⅲ在反应中保持体系容积不变，充入He，反应的速率怎么变？
Ⅳ在反应中保持体系压强不变，充入He，反应的速率怎么变？
压强对反应速率的影响
注意
恒温时增大压强→体积减少→C增大→反应速率增大
恒容时加入稀有气体使压强增大，反应物和生成物的
浓度都没有变化，所以化学反应速率不变。
恒压时加入稀有气体使体积增大，反应物和生成物的
浓度都减小，所以化学反应速率减小。
压强的“真变”与“假变”
压强对速率的影响是通过改变气体的浓度来改变的；若
压强变化之后，气体的浓度未变，其化学反应速率不变。
例：对于反应N2+O2=2NO在密闭容器中进行，下列条件哪些不能加快该反应的化学反应速率（ ）
A、缩小体积使压强增大
B、体积不变充入 N2 使压强增大
C、体积不变充入 O2使压强增大
D、使体积增大到原来的2倍
E、体积不变充入氦气使压强增大
压强对反应速率的影响
DE
影响因素 分子总数 活化分子
百分数 活化分子总数 活化分子浓度
（单位体积活化分子数）
增大浓度
增大压强
小结
增加
不变
增加
增加
增加
不变
不变
不变
其它条件不变时，增加反应物的浓度，增大化学反应速率；对于有气体参加的反应，若其他条件不变，增大压强，增大化学反应速率。(共19张PPT)
第一节 化学反应速率
人教版选修4 · 化学反应原理
第二章 化学反应速率与化学平衡
快慢差别很大的化学反应
浓度常用mol.L-1，时间常用s，min。
化学反应的速率单位为：
mol·L-1·min-1 或 mol·L-1·s-1
数学表达式为：
表示方法：用单位时间内反应物浓度的减少量或生成物浓度的增加量（均取正值）
（单位由浓度和时间的单位决定）
ν(B ) ＝
c(B)
△t
化学反应速率及其表示方法
练习： 某物质B其反应时的初始浓度为2mol/L,经过2秒后，其最终浓度为1.6mol/L,则在这两秒内B的化学反应速率是多少？
1.化学反应速率为正值。
2.化学反应速率是平均速率，不是瞬时速率。
3.化学反应速率不能用固体或纯液体表示。
注意
A (g) + 2 B(g) = 3C(g)
起始浓度（mol·L-1） 1.0 1.2 0
变化浓度（mol·L-1）
2min时浓度(mol·L-1) 0.8
例：在一体积固定为2L的密闭容器中，加入2mol的A与2.4mol的B，发生了A(g) + 2B(g) == 3C(g)的反应，2分钟后A剩余了1.6mol.
(1)求2分钟后B、C的浓度。(2)ν(A) ,ν(B) ,ν(C)
0.2
0.4 0.6
0.8 0.6
v(A) = 0.2mol·L-1/2min =0.1mol ·（L·min）-1
v(B) = 0.4mol·L-1/2min =0.2mol ·（L·min）-1
v(C) = 0.6mol·L-1/2min =0.3mol ·（L·min）-1
v(A): v(B): v(C)= 1:2:3
各物质的速率之比等于系数之比
即：对于反应 aA＋bB==cC＋dD
△C(A)：△C(B)：△C(C)：△C(D)＝ a︰b︰c︰d
v(A)︰v(B)︰v(C)︰v(D)＝a︰b︰c︰d
4.同一反应的反应速率用不同物质的浓度变化来表示；其数值可能相同，也可能不同，但其意义相同；其数值之比等于化学方程式的系数比。
注意
对于可逆反应N2+3H2 2NH3下列各项所表示的反应速率最快的是（ ）
A．V(N2)=0.01mol·(L·s)-1
B．V(H2)=0.2mol·(L·s)-1
C．V(H2)=1.8mol·(L·min)-1
D．V(NH3)=1.2mol·(L·min)-1
练 习
B
单位要同一、标准要同一
5.用化学反应速率来比较不同反应进行得快慢或同一反应在不同条件下反应的快慢时，应选择同一物质来比较。
注意
测定方法有∶
１、直接观察某些性质（如气体的体积和压强）；
２、科学仪器测定（如导电能力等）；
３、溶液中，常利用颜色深浅和显色物质浓度间的正比关系来跟踪反应的过程和测量反应速率。
测定分为两个阶段，
一是测定物质浓度和时间；二是利用 求结果。
如何测定化学反应速率
对于锌和不同浓度的稀硫酸的实验，你准备如何比较反应速率的快慢？
实验２一１
①观察产生气泡的快、慢；
②观察试管中剩余锌粒的质量的多、少；
③用手触摸试管，感受试管外壁温度的
高、低
实验现象来判断反应的快慢
定性描述
①测定氢气的体积或氢气的质量的变化
②测量体系的压强的变化
③测定锌粒的质量的变化
④测定H+的浓度或Zn2+的浓度变化
⑤测定体系的温度或测定反应的热量变化⑥测量溶液的导电能力的变化
实验测量来判断反应的快慢
定量描述——化学反应速率
如何通过用注射器测量氢气的体积的方法来判断锌和不同浓度的稀硫酸反应的速率快慢？
①确定变量
②找出某种易于测量的某种物理量或 性质的变化
③控制不变的因素
——稀硫酸的浓度不同
——锌粒的表面积、温度
——时间或氢气的体积
——测量氢气的体积或时间
实验２一１步骤：
1、连接实验装置
2、检查装置的气密性
3、先向锥形瓶中加入锌粒，然后再向分液漏斗中加入稀硫酸
4、使稀硫酸滴入锥形瓶与锌粒反应
5、观察收集10mLH2所用的时间或1分钟收集到的H2的体积
定量描述
1、在一定条件下，mA + nB = pC的反应中，各物质的化学反应速率为
v(A)=amol/(L·s), v(B)=0.5amol/(L·s),
v(C)=amol/(L·s),则该反应的化学方程式为：______________________
2A+B=2C
2、反应A(g) + 3B(g)=2C(g)在2L密闭容器中反应，0.5min内C的物质的量增加了0.6mol，有关反应速率正确的是（ ）
A、V(A)=0.005mol/(L·s)
B、V(C)=0.002mol/(L·s)
C、V(B)=V(A)/3
D、V(A)=0.001mol/(L·s)
A
随堂训练
小结
1.化学反应速率为正值。
2.化学反应速率是平均速率，不是瞬时速率。
3.化学反应速率不能用固体或纯液体表示。
4.用化学反应速率来比较不同反应进行得快慢或同一反应在不同条件下反应的快慢时，应选择同一物质来比较。
5.同一反应的反应速率用不同物质的浓度变化来表示；其数值可能相同,也可能不同,但其意义相同;其数值之比等于化学方程式的系数比。(共24张PPT)
人教版选修4 · 化学反应原理
第二章 化学反应速率与化学平衡
第三节 化学平衡
改变反应条件时平衡移动的方向
改变反应条件 平 衡 移 动
①
②
③
向正反应方向移动
向逆反应方向移动
向气体体积减小的方向移动
向气体体积增大的方向移动
向 吸热 反应方向移动
向 放热 反应方向移动
增大反应物浓度
减小生成物浓度
减小反应物浓度
增大生成物浓度
增 大 压 强
减 小 压 强
升 高 温 度
降 低 温 度
【复习】
什么是平衡移动原理（勒沙特列原理）？
48.38
48.61
49.54
48.48
48.71
48.81
48.74
由表中数据计算出平衡时 的值，并分析其中规律。
通过分析实验数据得出：
(1)温度不变时， 为常数 ，用K表示，K = 48.74；
(2)常数K与反应的起始浓度大小无关；
(3)常数K与正向建立还是逆向建立平衡无关，即与平衡建立的过程无关。
四、化学平衡常数
1、定义：
一定温度下，对于已达平衡的反应体系中，生成物以它的化学计量数为乘幂的浓度之积除以反应物以它的化学计量数为乘幂的浓度之积是个常数，这个常数叫做该反应的化学平衡常数。
影响因素：温度
2、平衡常数的数学表达式
mA(g)+nB(g) pC(g) +qD(g)
书写平衡常数关系式的规则
原 则
各项平衡浓度项只包括浓度可以变化的项(即变量)。
1.关系式中不包括固体和纯液体物质浓度项(因为它们的浓度为常数)，只包括气态物质和溶液中各溶质的浓度。
2.水溶液中的反应如有水参加，水浓度为常数，不写在平衡关系式中。但对非水溶液反应，如有水生成或有水参加，必须写上。
3.同一化学反应，平衡常数关系式因化学方程式的写法不同而异。
例 某温度时：
N2 (g) + 3 H2 (g) 2NH3 (g) K1 = 1.60 10 5
1/2N2 (g) + 3/2 H2 (g) NH3 (g) K2 = 3.87 10 2
K1 K2 ， K1 = K22
如醋酸和乙醇的酯化反应：
C2H5OH + CH3COOH CH3COOC2H5 + H2O
(2)平衡常数K值的大小，可推断反应进行的程度。 K值越大，表示反应进行的程度越大，反应物的转化率越大；K 值越小，表示反应进行的程度越小，反应物的转化率越小。
(1)平衡常数K与温度有关，与浓度无关，由K随温度的变化可推断正反应是吸热反应还是放热。 若正反应是吸热反应，升高温度，K 增大；若正反应是放热反应，升高温度，K 减少。
(3)反应的平衡常数与反应可能进行的程度。一般来说，反应的平衡常数K≥105，认为正反应进行得较完全；K ≤10-5则认为这个反应的正反应很难进行(逆反应较完全）。
平衡常数K的意义
通过改变温度，平衡常数大小的变化趋势可以判断以上可逆反应的正方向是放热反应.
例如：不同温度时，反应：H2(g)+I2(g) 2HI(g),的浓度平衡常数与温度的关系如下：
△
45.9
54.4
66 .9
平衡常数
763K
698K
623K
温度
对于可逆反应: mA(g)+nB (g) pC(g)+qD(g)
在某温度下，某时刻反应是否达平衡，可用该时刻产物的浓度幂的之积与化学平衡常数即浓度商Qc与K比较大小来判断。
Qc > K， 未达平衡，逆向进行。
Qc = K, 达平衡，平衡不移动。
Qc < K, 未达平衡，正向进行。
（4）判断正在进行的可逆反应是否平衡及反应方向
ＡＤ
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1、在某温度下，可逆反应：
mA(g)+nB(g) pC(g) + qD(g)的平衡常数为Ｋ，下列说法正确的是（ ）
Ａ.Ｋ越大，达到平衡时，反应进行的程度越大
Ｂ.Ｋ越小，达到平衡时，反应物的转化率越大
Ｃ.Ｋ随反应物浓度改变而改变
Ｄ.Ｋ随温度改变而改变
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2、高炉炼铁中发生的反应有:
FeO(s)+CO(g) Fe(s)+CO2(g); △H < 0
(1)该反应的平衡常数表达式K=____________;
(2)已知1100℃时,K=0.263.温度升高,化学平衡移动后达到新的平衡,平衡常数K________(增大,减少或不变).
(3) 1100℃时,测得高炉中c(CO2)=0.025mol/L,c(CO)=
0.1mol/L,在这种情况下,该反应是否处于平衡状态________(填是或否),此时反应速率是v正________v逆(填
>,<,=).
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3、 合成氨的反应N2+3H2 2NH3在某温度下各物质的浓度平衡是：c(N2)=3mol·L-1， c(H2)=9mol·L-1，c(NH3)=4mol·L-1 。
求该反应的平衡常数和N2、H2的初始浓度。
五、平衡转化率
平衡转化率 = ————————————×100%
平衡时已转化了的某反应物的量
转化前该反应物的量
1、定义：
平衡时已转化了的某反应物的量与转化前该反应物的量之比。常用α来表示。
2、表达式：
如：CO+H2O H2+CO2
此反应在773K时平衡常数K=9，如反应开始时C(H2O)=C(CO)=0.020mol·L-1求CO的转化率。
CO + H2O H2+CO2 初始 0.02 0.02 0 0
平衡时0.02-x 0.02-x x x
K=[x/(0.02-x)]2=9
x/(0.02-x)=3
∴x=0.015mol·L-1
转化率=(0.015/0.020)×100％=75％
CO+H2O H2+CO2
此反应在773K时平衡常数K=9，如反应开始时C(H2O)=C(CO)=0.020mol·L-1求CO的转化率。
CO + H2O H2+CO2
例题
初始 0.02 0.02 0 0
变化 x x x x
平衡 0.02-x 0.02-x x x
K=[x/(0.02-x)]2=9
x/(0.02-x)=3 ∴x=0.015mol·L-1
转化率=(0.015/0.020)×100％=75％
4、在1200℃时测得下列反应达平衡时，Kc=2.25。 CO2(g)+H2(g) CO(g)+H2O(g) 。若反应从CO2(g)和H2(g)开始，且CO2(g)和H2(g)的初始浓度分别为A、B、C三种情况。试计算A情况下各物质的平衡浓度及CO2(g)和H2(g)平衡转化率。
初始浓度 A B C
Co(H2)mol/L 0.0100 0.0120 0.0080
Co(CO2)mol/L 0.0100 0.0100 0.0100
将根据B、C组数据计算各物质的平衡浓度和平衡转化率(α),分析结果，得出什么结论？
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