高中化學(xué) 第二章 第三節(jié) 化學(xué)平衡—化學(xué)平衡常數(shù)課件 新人教版選修4.ppt

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,化學(xué)平衡常數(shù),在一定條件下，幾乎所有的反應(yīng)都具有不同程度的可逆性，但有些反應(yīng)的逆反應(yīng)進(jìn)行程度太少而忽略，把幾乎完全進(jìn)行的反應(yīng)叫不可逆反應(yīng)。 達(dá)到化學(xué)平衡狀態(tài)的可逆反應(yīng)，有什么特征？當(dāng)改變濃度、壓強(qiáng)、溫度等條件時(shí)，會(huì)使平衡發(fā)生移動(dòng)，達(dá)到新的平衡，可以勒夏特列原理定性地判斷平衡的移動(dòng)？如何定量地判別一個(gè)化學(xué)反應(yīng)是否達(dá)到化學(xué)平衡狀態(tài)？該如何計(jì)算？條件發(fā)生改變時(shí)，又可如何定量地來理解平衡的移動(dòng)，這就是我們這節(jié)課要研究的內(nèi)容——化學(xué)平衡常數(shù) 首先，讓我們以氫氣和碘蒸氣的反應(yīng)為例，分析課本33頁表中的數(shù)據(jù)，然后得出結(jié)論。,回顧化學(xué)平衡狀態(tài)及其移動(dòng),以氫氣和碘蒸氣的反應(yīng)（H2+I2 2HI，△H 0）為例，分析課本33頁表中的數(shù)據(jù)，然后得出結(jié)論。,,是一個(gè)定值。,即：一定溫度下，生成物濃度的系數(shù)次方的乘積與反應(yīng)物濃度系數(shù)次方的乘積之比為一常數(shù)。,問題：請大家閱讀教科書P33頁關(guān)于平衡常數(shù)的定義，并找出其中的關(guān)鍵詞。,1、定義：在一定溫度下，當(dāng)一個(gè)可逆反應(yīng)達(dá)到化學(xué)平衡時(shí)，生成物濃度冪之積與反應(yīng)物濃度冪之積的比值是一個(gè)常數(shù)，這個(gè)常數(shù)稱為該反應(yīng)的化學(xué)平衡常數(shù)，符號K。,一、化學(xué)平衡常數(shù),又如 H2+Br2 2HBr，K =2.2×109。,2、數(shù)學(xué)表達(dá)式：對于一般的可逆反應(yīng)， mA（g）+nB（g） pC（g）+qD（g） 當(dāng)在一定溫度下達(dá)到平衡時(shí)， K=C p（C）·C q（D）/C m（A）·C n（B）,如在250C時(shí)，H2+Cl2 2HCl，K = 5.3×1016 ；,c：各組分的平衡濃度，溫度一定，K為定值（只與溫度有關(guān)）。,（1）平衡常數(shù)（K）的大小，反映了化學(xué)反應(yīng)在一定溫度下達(dá)到平衡時(shí)該反應(yīng)進(jìn)行的程度（即反應(yīng)限度）。 [分析] K值越大，說明平衡體系中生成物所占的比例越大，它的正向反應(yīng)進(jìn)行的程度越大，即該反應(yīng)進(jìn)行得越完全，反應(yīng)物轉(zhuǎn)化率越大；反之，就越不完全，轉(zhuǎn)化率就越小。,3、意義,[思考與交流] K值的大小說明了什么?,（2）一般，K﹥105時(shí)，該反應(yīng)進(jìn)行得就基本完全了；K在10-5左右，則認(rèn)為反應(yīng)很難進(jìn)行。,（3）K值只受溫度影響，與反應(yīng)物或生成物濃度變化無關(guān)。,（1）必須指明溫度，反應(yīng)必須達(dá)到平衡狀態(tài) ①對于吸熱反應(yīng)，升高溫度，K值增大； ②對于放熱反應(yīng)，升高溫度，K值減小。,（2）K表示反應(yīng)進(jìn)行的程度，不表示反應(yīng)的快慢。,（3）在進(jìn)行K值的計(jì)算時(shí)，固體（沉淀等）、水溶液中H2O不作考慮，表達(dá)式中不需表達(dá),一定溫度下,4、注意,溫度升高，K值不一定升高，與該正反應(yīng)的熱效應(yīng)有關(guān),（4）平衡常數(shù)的表達(dá)式與方程式的書寫方式有關(guān),N2+3H2 2NH3,2NH3 N2+3H2,1/2N2+3/2H2 NH3,K1 = K22= 1/K3,某溫度下,例1、在某溫度下，將氫氣和碘蒸氣各0.1mol的氣態(tài)混合物充入10L的密閉容器中，充分反應(yīng)，達(dá)到平衡后，測得C（H2）=0.008mol/L。 （1）求該反應(yīng)的平衡常數(shù)。 （2）在上述溫度下，該容器中若通入氫氣和碘蒸氣各0.20mol。試求達(dá)到化學(xué)平衡時(shí)各物質(zhì)的濃度。,課堂練習(xí),解∶（1）依題意知，以濃度計(jì)算。 H2（g）+I2（g） 2HI（g） 始 0.010 0.010 0 轉(zhuǎn) 0.002 0.002 0.004 終 0.008 0.008 0.004,解∶（2）設(shè)反應(yīng)中轉(zhuǎn)化（或消耗）了xmol/L的氫氣 H2（g）+ I2（g） 2HI（g） 始 0.020 0.020 0 轉(zhuǎn) x x 2x 終 0.020-x 0.020-x 2x,例2、在密閉容器中，將2.0molCO與10molH2O混合加熱到8000C，達(dá)到下列平衡CO（g）+H2O（g） CO2（g）+H2（g），且K=1.0 ，求CO轉(zhuǎn)化為CO2的轉(zhuǎn)化率。,解∶設(shè)CO轉(zhuǎn)化為CO2的轉(zhuǎn)化的物質(zhì)的量為xmol。 CO（g）+H2O（g） CO2（g）+H2（g） n起始 2.0 10 0 0 n消耗 x x x x n平衡 2.0-x 10-x x x,2、實(shí)驗(yàn)測得氯氣溶于水后約有三分之一的Cl2發(fā)生歧化轉(zhuǎn)化為鹽酸和次氯酸，求該反應(yīng):Cl2 + H2O H+ + Cl- + HClO的平衡常數(shù)。已知：293K下氯氣在水中的溶解度為0.09mol·L-1。,始/mol·L-1 0.09 0 0 0 轉(zhuǎn)/mol·L-1 x x x x 終/mol·L-1 0.09-x x x x,x=1/3×0.09=0.03mol·L-1,課堂練習(xí),1、教材P33例1、例2,1、利用K值可判斷某狀態(tài)是否處于平衡狀態(tài),如某溫度下，可逆反應(yīng)mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g) 平衡常數(shù)為K，若某時(shí)刻時(shí)，反應(yīng)物和生成物的濃度關(guān)系如下：,Qc ＜K ，V正＞V逆，反應(yīng)向正方向進(jìn)行,Q c＝K ，V正＝V逆，反應(yīng)處于平衡狀態(tài),Qc ＞K ，V正＜V逆，反應(yīng)向逆方向進(jìn)行,則：,二、化學(xué)平衡常數(shù)的應(yīng)用,濃度商,對于（1）：Qc = 2.25 = K，所以反應(yīng)正好處于平衡狀態(tài)；,對于（2）：Qc = 2.09 K，所以反應(yīng)正向進(jìn)行；,對于（3）：Qc = 2.25 = K，所以反應(yīng)正好處于平衡狀態(tài)；,對于（4）：Qc = 3.03 K，所以反應(yīng)逆向進(jìn)行；,課堂練習(xí),由QcK，平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng),課堂練習(xí),（2） CO(g) + H2O(g) CO2(g) + H2(g) 始/ mol ·L-1 0.005 1 0.015 0.015 轉(zhuǎn)/ mol ·L-1 x x x x 終/ mol ·L-1 0.005-x 1-x 0.015+x 0.015+x,2、利用K值理解平衡移動(dòng)原理,(1)濃度對化學(xué)平衡的影響 溫度不變，K值不變；增大反應(yīng)物濃度或減小生成物濃度，平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng),(2)壓強(qiáng)對化學(xué)平衡的影響 溫度不變，K值不變；增大壓強(qiáng)，平衡向氣體分子數(shù)減小的方向移動(dòng),(3)溫度對化學(xué)平衡的影響 對于吸熱反應(yīng)，溫度升高，K值增大； 對于放熱反應(yīng)，溫度升高，K值減小 因此，升高溫度，平衡向吸熱反應(yīng)的方向移動(dòng),(4)催化劑對化學(xué)平衡的影響 溫度不變，K值不變；對化學(xué)平衡無影響,粉紅色,[Co(H2O )6]2+(aq) + 4Cl-(aq) CoCl42- (aq) + 6H2O (l),藍(lán)色,利用“溶度積”與平衡常數(shù)的比較解題,高考題,A．反應(yīng)在t1min內(nèi)的平均速率為 B．保持其他條件不變，起始時(shí)向容器中充入0.60molCO和1.20 molH2O，到達(dá)平衡時(shí)n(CO2)=0.40mol C．保持其他條件不變，向平衡體系中再通入0.20molH2O，與原平衡相比，達(dá)到新平衡時(shí)CO轉(zhuǎn)化率增大，H2O的體積分?jǐn)?shù)增大 D．溫度升至800℃，上述反應(yīng)平衡常數(shù)為0.64，則正反應(yīng)為吸熱反應(yīng),,BC,