第5讲化学平衡
高二化学化学平衡知识精点
嘴哆市安排阳光实验学校高二化学化学平衡人教实验版【本讲教育信息】一. 教学内容：化学平衡（2）1.化学平衡移动2.等效平衡3. 反应速率和化学平衡的图象二. 重点、难点：1. 初步掌握浓度、压强、温度等外界条件对化学平衡的影响。
2. 理解平衡移动原理。
三. 教学过程（一）化学平衡移动1、化学平衡移动的定义：可逆反应中旧．化学平衡的破坏．．，新．化学平衡的建立．．过程，称为化学平衡的移动。
2、化学平衡移动的根本原因是：由于外界条件（如浓度、温度、压强）改变，破坏了原平衡体系，使得正反应速率和逆反应速率不再相等。
则：当v（正）>．v（逆）时，平衡向正．反应方向移动，移动的结果是v'（正）=v'（逆）；当v（正）<．v（逆）时，平衡向逆．反应方向移动，移动的结果是v'（正）＝v'（逆）；若条件改变不能引起化学反应速率的变化，则化学平衡不移动，如条件的改变对v （正）和v（逆）的影响程度完全相同，化学平衡也不移动（如使用催化剂）。
3、影响化学平衡移动的外界条件（1）浓度对化学平衡的影响：［实验］向0.01 mol／l FeCl3和0.01 mol／l KSCN反应混合液中加入少量的1mol／l FeCl3或1 mol／l KSCN溶液。
①反应方程式：FeCl3＋3KSCN Fe（SCN）3＋3KCl②实验现象：增大FeCl3或KSCN浓度时，溶液红色加深。
③实验结论：实验表明当增大FeCl3或KSCN浓度时，溶液红色加深，说明反应向正反应方向进行，即平衡向正反应方向移动。
④结论分析（1）：由上图可以看出：t2时刻增大FeCl3或KSCN浓度时，正v突然增大，逆v瞬间不变，逆正vv≠平衡被破坏，此刻'v'v逆正>，反应自然向正反应方向进行，随反应的进行反应物浓度逐渐减小，生成物浓度逐渐增大即'v正不断减小，'v逆不断增大，t3时刻'v'v逆正＝反应达到新的平衡状态。
大学物理化学核心教程第二版(沈文霞)课后参考答案第5章
第五章 化学平衡一．基本要求1．掌握化学反应等温式的各种形式，并会用来判断反应的方向和限度。
2．了解标准平衡常数的定义，掌握标准平衡常数的各种表示形式和计算方法。
3．掌握标准平衡常数K 与r m G ∆在数值上的联系，熟练用热力学方法计算r m G ∆，从而获得标准平衡常数的数值。
4．了解标准摩尔生成Gibbs 自由能f m G ∆的定义和它的应用。
5．掌握温度对化学平衡的影响，记住van ’t Hoff 公式及其应用。
6．了解压力和惰性气体对化学平衡的影响。
二．把握学习要点的建议把本章放在多组分系统之后的目的，就是要利用多组分系统中介绍的化学势的概念和各种表示方式，来导出化学反应等温式，从而用来判断化学反应的方向与限度。
本章又用到了反应进度的概念，不过其值处在0 1 mol -的区间之内。
因为在利用化学势的表示式来计算反应的Gibbs 自由能的变化值时，是将化学势看作为一个定值，也就是在有限的反应系统中，化学进度为d ξ，如果在一个很大的系统中， 1 mol ξ=。
严格讲，标准平衡常数应该用绝对活度来定义，由于本教材没有介绍绝对活度的概念，所以利用标准态化学势来对标准平衡常数下定义，其含义是一样的。
从标准平衡常数的定义式可知，标准平衡常数与标准化学势一样，都仅是温度的函数，因为压力已指定为标准压力。
对于液相反应系统，标准平衡常数有其相应的形式。
对于复相化学反应，因为纯的凝聚态物质本身就作为标准态，它的化学势就是标准态化学势，已经归入r m G ∆中，所以在计算标准平衡常数时，只与气体物质的压力有关。
学习化学平衡的主要目的是如何判断反应的方向和限度，知道如何计算平衡常数，了解温度、压力和惰性气体对平衡的影响，能找到一个经济合理的反应条件，为科研和工业生产服务。
而不要过多地去考虑各种浓度表示式和各种平衡常数表示式之间的换算，否则会把自己搞糊涂了，反而没抓住主要内容。
由于标准平衡常数与r m G ∆在数值上有联系，r m ln p G RT K ∆=-，所以有了r m G ∆的值，就可以计算p K 的值。
用图像分析化学反应速率和平衡移动
第5讲用图像分析化学反应速率和平衡移动化学平衡的图像分析方法及思路１．看懂图像：看点：原点、拐点、交点，定量图像中点的数量关系看线：走向、变化趋势，未体现出的关系可作辅助线：等温线、等压线看面：横、纵坐标轴的意义２．联想规律：准确熟练地联想外界条件对化学反应速率、化学平衡的影响规律３．作出判断：①“先拐先平数值大”原则；②“定一议二”原则。
例．对反应aA(g)＋bB(g) cC(g) △H ，有A、B两图的实验结果，判断a、b、c的关系和△H的符号。
【解析】A图是不同温度下，产物C的分数随时间的变化曲线。
“先拐先平数值大”原则：温度越高，反应速率越快，先达到平衡，∴T2>T1。
“定一议二”原则：将时间定为平衡后的的某一时刻，T1温度下的平衡变为T2温度下的平衡：T1→T2，升高温度，平衡向吸热方向移动（勒沙特列原理）；C1% →C2%，C的分数减小，平衡向逆反应方向移动（已知反应）；∴逆反应方向是吸热方向，即正反应方向是放热方向，即△H<0 。
B图是不同压强下，反应物A的分数随时间的变化曲线。
“先拐先平数值大”原则：压强越高，反应速率越快，先达到平衡，∴p2>p1。
“定一议二”原则：将时间定为平衡后的的某一时刻，p1压强下的平衡变为p2压强下的平衡：p1→p2，增大压强，平衡向气体体积减小的方向移动（勒沙特列原理）；A1% →A2%，A的分数减小，平衡向正反应方向移动（已知反应）；∴正反应方向是气体体积减小方向，即a + b > c。
１．某可逆反应：3A(g)＋B(g)2C(g)在温度分别为t1和t2 ，压强分别为p1和p2的条件下得到C的物质的量n与时间t的关系如图，下列判断中正确的是（）A．p1>p2，正反应为放热反应B．p2>p1，正反应为放热反应C．p2>p1，逆反应为吸热反应D．p1>p2，逆反应为放热反应２．反应：L(s)＋aG(g) bR(g)达到平衡时，温度和压强对该反应的影响如图所示。
第5讲 水溶液中离子平衡3
第5讲水溶液中离子平衡3一、酸碱中和滴定1．滴定原理(1)定义：用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)浓度的实验方法。
(2)原理：其中C1、V2已知，只要测量出V1，即可得未知酸或碱溶液的浓度C2。
说明：①完全中和的含义为：H2SOH3PO②2．滴定终点的确定：选择合适的指示剂指示剂选取的原则：3．使用仪器仪器：(1)酸式滴定管(不能盛放碱液、水解呈碱性的盐溶液、氢氟酸)(2)碱式滴定管(不能盛放酸性溶液和强氧化性溶液)说明：滴定管读数保留小数点后两位，量筒和天平小数点后保留一位4．终点的判断溶液颜色发生变化且在半分钟内不再变色，多次测定求各体积的平均值。
参考练习1．用0.1mol/L NaOH溶液滴定0.1mol/L盐酸，如达到滴定终点时不慎多加了1滴NaOH(1滴溶液的体积约为0.05mL)，继续加水至50mL，所得溶液的pH 是A．4 B．7.2 C．10 D．11.32．用已知浓度的NaOH溶液测定某H2SO4溶液的浓度，参考右图，从下表中选出正确选项3．实验室现有3种酸碱指示剂，其pH变色范围如下甲基橙：3.1～4.4石蕊：5.0～8.0酚酞：8.2～10.0用0.1000mol/L NaOH溶液滴定未知浓度的CH3COOH溶液，反应恰好完全时，下列叙述中正确的是A．溶液呈中性，可选用甲基橙或酚酞作指示剂B．溶液呈中性，只能选用石蕊作指示剂C．溶液呈碱性，可选用甲基橙或酚酞作指示剂D．溶液呈碱性，只能选用酚酞作指示剂4．已知常温、常压下，饱和CO2的水溶液的pH=3.9，则可推断用标准的盐酸溶液滴定NaHCO3水溶液时，适宜选用的指示剂及滴定终点时颜色变化的情况是A．石蕊，由蓝变红B．甲基橙，由橙变黄C．酚酞，红色褪去D．甲基橙，由黄变橙5．有一支50mL酸式滴定管，其中盛有溶液，液面恰好在10.00mL刻度处。
把滴定管中的溶液全部流下排出，盛接在量筒中，量筒中内的溶液的体积A．大于40.0mL B．40.0mL C．小于40.0mL D．10.0mL二、难溶电解质的溶解平衡1．溶解平衡(1)概念：在一定条件下，当难溶电解质溶解与生成速率相等时，得到难溶电解质的饱和溶液，即达到溶解平衡。
知识讲解—化学平衡(提高)
高考总复习化学平衡（提高）【考纲要求】1．了解化学反应的可逆性。
2．了解化学平衡建立的过程，理解化学平衡常数的含义，能够利用化学平衡常数进行简单的计算。
3．理解化学平衡的标志。
【考点梳理】考点一、可逆反应1．概念：在相同条件下，既能向正反应方向进行，同时又能向逆反应方向进行的反应称为可逆反应。
2．可逆反应的特点：要点诠释：(1) 在相同条件下，正、逆反应能同时进行。
(2) 反应有一定的限度，不能进行完全，任一反应物的转化率均小于100%。
(3) 最终只能得到反应物和生成物的混合物。
3．表示：化学方程式中的“=”用“”代替。
考点二、化学平衡状态1．化学平衡状态的含义：指在一定条件下的可逆反应中，正反应和逆反应的速率相等，反应体系中所有反应物和生成物的质量（或浓度）保持不变的状态。
【高清课堂：二、2．化学平衡状态的特征：】2．化学平衡状态的特征：“逆、等、定、动、变、同”要点诠释：（1）“逆”：可逆反应。
（2）“等”：υ正＝υ逆对于同种物质：该物质的生成速率＝消耗速率；对于不同物质：要将不同物质表示的速率按照速率比等于系数比折算成同一物质表示的速率，且满足上述条件（υ正＝υ逆）。
（3）“定”：条件一定时，反应体系中所有反应物和生成物的浓度（或质量、物质的量、物质的量百分含量、反应物转化率等）不再随时间变化。
（4）“动”：正逆反应都在进行，对同一物质：υ正＝υ逆≠0，体系处于动态平衡。
（5）“变”：反应条件改变，正逆反应速率可能不再相等，平衡就会发生移动，直至建立新的平衡，正逆反应速率又达到相等。
（6）“同”：一个特定化学平衡的建立与反应途径无关（等效平衡）。
对于同一个可逆反应，只要条件相同（温度、浓度、压强），不论从正反应方向开始，还是从逆反应方向开始，或从正、逆两个方向同时开始，只要投料相当，均能达到同一平衡状态。
例如：相同条件下，对于可逆反应2SO2(g) + O2(g)2SO3(g)，投料2 mol SO2和1 mol O2或投料2 mol SO3，最终达到同一平衡状态。
高中化学平衡知识点整理
高中化学平衡知识点整理在高中化学学习中，平衡是一个十分重要且基础的概念。
平衡反应是指在一个封闭系统中，反应物转变为生成物的速率相等时达到的一种动态平衡状态。
平衡反应又可以细分为物理平衡和化学平衡。
下面对高中化学平衡知识点进行整理。
1. 平衡反应的特点在平衡反应中，反应物和生成物的浓度保持不变，但它们仍在转化，并处于动态平衡状态。
平衡反应的速率恒定且相等，这也是动态平衡的一种表现。
2. 平衡常数平衡常数是用来描述一个反应达到平衡时反应物和生成物浓度的比例。
平衡常数通常用Kc、Kp来表示，取决于反应方程式中各物质的浓度或分压。
3. 影响平衡位置的因素平衡位置的位置取决于平衡常数以及反应温度、压力等因素。
当平衡常数Kc大于1时，表示生成物浓度较高；当Kc小于1时，表示生成物浓度较低。
4. 平衡常数的计算平衡常数的计算需要通过反应方程式来确定各物质浓度或分压，从而得出平衡常数的数值。
平衡常数的大小可以告诉我们反应的进行方向。
5. 平衡位置的变化通过调节温度、压力或者浓度等因素，可以改变平衡位置。
Le Chatelier原理指出，在受到外界因素影响时，系统会通过调整以恢复平衡，以维持平衡动态状态。
6. 平衡常数与反应热力学反应在不同温度下的平衡常数会发生变化，这与热力学原理有关。
反应的焓变和熵变可以帮助我们理解平衡常数变化的原因。
以上就是对高中化学平衡知识点的整理，希望可以帮助大家更好地理解平衡反应的相关概念。
学习化学需要多加练习和实验，加深对平衡反应的理解，有助于提高学习效果。
愿大家取得更好的成绩！。
【人教版】高中化学讲义之：化学平衡
高中化学之：化学平衡一、化学平衡状态（一）研究对象：可逆反应 （二）建立：图像：（三）定义：指在一定条件下的可逆反应，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。
（四）特点——逆、等、动、定、变 1、逆：研究对象是可逆反应2、等：平衡时，同一物质的正逆反应速率相等即v 正=v 逆3、动：化学平衡是动态平衡，即达平衡时正逆反应仍在进行，只不过同一物质的v 正=v 逆4、定：在平衡体系的混合物中，各组分的含量（物质的量、质量、浓度、质量百分数、物质的量百分数、体积百分数等）保持一定5、变：任何化学平衡状态均是暂时的，相对的，有条件的，与达平衡的过程无关（即化学平衡状态既可以从正反应方向开始达平衡，也可以从逆反应方向开始达平衡，还可以从正逆两个方向开始达平衡）当外界条件变化时，原来的化学平衡也会发生相应的改变，直至在新的条件下建立新的平衡状态注：化学平衡状态是在一定条件下可逆反应所能达到的最大程度，即该反应进行的限度。
化学反应的限度决定了反应物在该条件下的最大转化率（五）判断达化学平衡的标志1、用速率判断：方法：先找出正、逆反应速率，再看物质：若同一物质，则正逆速率相等 若不同物质，则速率之比=系数之比2、用含量判断：（1）平衡时，各组分的物质的量、质量、浓度、体积、物质的量分数、质量分数、体积分数、转化率、产率都不变（2）若反应中有颜色变化，颜色不变时可认为达平衡（3）绝热的恒容反应体系中温度或压强保持不变，说明已达平衡（4）有固态、液态、气态不同状态物质参与的反应，混合气体的总质量不变，或混合气体的密度不变，都可以判断达平衡（5）对于反应前后气态物质前面的总系数发生改变的反应，混合气体的总物质的量不变，或混合气体的摩尔质量不变，或混合气体的压强不变都可以用来判断达平衡二、化学平衡常数（一）定义：在一定温度下，当一个可逆反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数，这个常数就是该反应的化学平衡常数（简称平衡常数），用符号K 表示（二）表达式：对于一般的可逆反应：mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)，则)()()()(B c A c D c C c K nmq p ••=（三）说明：1、表达式的浓度必须是平衡时的浓度，系数决定幂次2、有固体或纯液体（H 2O ）参与的反应，其浓度视为“常数”不计入表达式中3、在非水溶液中进行的反应，若有水参加或生成，则水底额浓度应出现在平衡常数表达式中4、K 有单位，但一般不写5、K 表示某一具体反应的平衡常数，当反应方向改变或系数改变时，K 也相应发生改变6、对于同一可逆反应，正反应的平衡常数等于逆反应的平衡常数的倒数，即1=K K 正逆7、方程式扩大一定的倍数，K 就扩大相应的幂次；方程式缩小一定的倍数，K 就相应的开几次幂；方程式做加法，K 相应的做乘法；方程式做减法，K 相应的做除法。
化学平衡状态的判断方法及例题讲解
化学平衡状态的判断方法及例题讲解1、判断方法你一定会遇到这样的选择题：下列能说明某反应达到平衡状态的选项是哪些?说到底，就是让你判断反应是否处于化学平衡状态。
化学平衡状态，实质是正逆反应速率相等；特征为各物质浓度不再改变。
我们在判断是否达到平衡的时候，自然也就有了两个依据：一为实质性依据，即从正逆反应速率的关系上判断，我们总结一句话，叫做“一正一逆，符合比例”；二为特征性依据，即是否出现反映物质浓度不再改变的属性状态，我们总结一句话，叫做“变量不变，平衡出现”。
一、根据速率判断平衡状态，常见的方式有以下几种1.生成（或消耗）a mol A物质的同时，生成（或消耗）b mol B物质此类进行判定的要点，一是看两个过程是不是分别代表一正一逆两相反过程，二是看两个数值a与b之比，是不是符合A与B在反应中的系数比。
2.断裂（或形成）a mol某化学键的同时，断裂（或形成）b mol另一种化学键此类进行判定的要点，一是看两种化学键变化的过程，是否代表一正一逆两相反过程，二是看化学键变化所揭示的的物质变化，是否符合系数比关系。
3.同一时间内，v正（A）：v逆（B）＝a：b，或者 b v正（A）＝a v逆（B）此种类型的判定较为常见，也较为简单，只需要一正一逆两反应速率比符合A与B在反应中的系数比即可。
例如：以下能证明反应N2+ 3H2⇌2NH3达到平衡状态的是：A.一段时间内，生成1.5molH2的同时，消耗了0.5molN2B.一段时间内，断裂4.8molN-H键的同时，断裂了0.8molN≡NC.一段时间内，v正（N2）：v逆（H2）＝1：3二、根据平衡状态的特征属性进行判断，常见的依据有：温度，颜色，压强，密度，平均相对分子量等。
判定的要点是：若某个属性对于未达平衡的反应体系是一个变量，当其达到恒定不变的状态时，即达到了反应的平衡状态。
例如：恒容体系中，可逆反应N2（g） + 3H2（g）⇌2NH3（g）达到平衡的标志可以是：压强不再改变（因反应未达平衡时，压强是一变量），可以是气体的平均相对分子量不再改变（反应未达平衡时，平均相对分子量是一变量），但不可以是气体密度不再改变（因反应未达平衡时，气体密度是一恒量）。
物理化学平衡教案
物理化学平衡教案【篇一：物理化学lesson17-18 化学平衡】第五章化学平衡5.1-5.3 复习及补充没有达到平衡的化学反应，在一定条件下均有向一定方向（平衡状态）进行的趋势，随着反应的进行，过程推动力逐渐减小，最后下降为零，这是反应达到最大限度，反应系统的组成不再改变，于是达到化学平衡状态。
这表明反应总是向着平衡状态变化，达到化学平衡状态，反应就达到了限度。
因此，只要找出一定条件下的化学平衡状态，求出平衡组成，那么化学反应的方向和限度问题就解决了。
化学平衡指动态平衡；反应并没有停止；正反应速率等于逆反应速率一、复习1) 化学反应的等温方程以及标准平衡常数； 2) 摩尔反应吉布斯函数与化学反应亲和势判断。
恒压及非体积功为零时化学反应进行的推动力。
5)a 0化学反应能自发进行a = 0产物及反应物处于平衡状态a 0不可能自发进行且其逆反应会自发进行下真实气体、液态混合物及液态溶液中的化学反应。
b转化率。
平衡时反应物转化成产物的百分数。
二、补充5.2,p164理想气体反应平衡常数的不同表示方法1) 平衡常数的表示形式有多种，上节课介绍的标准平衡常数没有量纲，而平衡常数有时具有一定的量纲。
k?＝(pl/p?)l(pm/p?)m/(pa/p?)a(pb/p?)b＝?(pb/p?) ? b (1) 式中?b表示参加反应各物质的计量数，对于，上式可化为压力无关。
2) 由于理想气体的分压与系统压力有下列关系：pb=pxb xb为各物质平衡时的物质的量分数。
注意：kp 、kx是气相反应的经验平衡常数。
3) xb=nb/n总，nb为各物质平衡时的物质的量。
将此式代入(5)式可得：【讲解】式中由于物质的量nb与pb 、xb不同，不具有浓度的内涵，因此，kn不是平衡常4) kp 、kx、kn与标准平衡常数的关系：k?＝kp = kx = kn 5.4 温度对标准平衡常数的影响化学平衡是在一定条件下的相对平衡，一旦该平衡条件改变，平衡就要发生移动。
《化学平衡教学》课件
在制药、石油化工、冶金等领域，化学平衡的计 03 算和分析对于工艺流程的优化和改进具有重要意
义。
环境保护中的应用
01 化学平衡在环境保护中发挥着重要作用，如大气 中温室气体的平衡、水体中污染物的平衡等。
02 通过研究污染物在环境中的化学反应和迁移转化 规律，可以预测和控制环境污染，制定有效的治 理措施。
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化学平衡的计算方法
平衡图解法
通过作图和观察图像，利用平衡 常数和温度的关系，求出平衡常
数和温度的关系。
代数法
通过建立化学平衡的代数方程组 ，求解未知数。
微分法
利用化学反应速率和浓度的关系 ，建立微分方程，求解未知数。
04
化学平衡的应用
工业生产中的应用
化学平衡在工业生产中有着广泛的应用，如化学 01 反应器的设计和优化、催化剂的选择和制备等。
的结构和功能研究等。
05
化学平衡的实验研究
实验目的与原理
实验目的
通过实验探究化学平衡的原理，加深对化学平衡概念的 理解。
实验原理
化学平衡是指在一定条件下，可逆反应的正逆反应速率 相等，反应物和生成物浓度不再发生变化的状态。实验 将通过具体反应来展示化学平衡的形成和特点。
实验步骤与操作
实验步骤 1. 准备实验器材和试剂，包括反应容器、温度计、搅拌器、可逆反应的试剂等。
《化学平衡教学》 ppt课件
目录
• 化学平衡的基本概念 • 化学平衡的原理 • 化学平衡的计算 • 化学平衡的应用 • 化学平衡的实验研究
01
化学平衡的基本概念
平衡的定义
《化学平衡状态》课件
总结词
详细描述
反应速率受温度、浓度、压力和催化剂等 因素影响。
温度越高，反应速率越快；浓度越高，反 应速率越快；压力越大，反应速率越快； 适当使用催化剂可以加快反应速率。
化学反应的方向
总结词
反应方向决定了化学平衡的移 动方向。
详细描述
根据勒夏特列原理，如果改变 影响平衡的条件，平衡就会向 着减弱这种改变的方向移动。
在制药工业中，化学平衡状态对于药物的合成和分离过程至关重要，通过调节平衡 条件可以获得高纯度的药物。
环境保护中的应用
化学平衡状态在环境保护中也有着重 要的应用，例如在大气污染控制中， 通过化学反应原理来降低大气中的污 染物浓度。
在土壤污染修复中，通过调节土壤中 的化学平衡来降低重金属等有害物质 的活性，从而减少对生态环境的危害 。
用率。
促进环境保护
通过研究化学平衡状态，可以减少 有害物质的排放，促进环境保护。
推动科学研究
化学平衡状态是化学反应动力学和 热力学研究的重要内容，有助于深 入了解化学反应的本质和规律。
02
化学平衡状态的建立
化学反应的速率
总结词
详细描述
反应速率是化学平衡状态建立的关键因素 。
化学反应速率决定了反应进行的快慢，对 于可逆反应，正逆反应速率相等是平衡状 态的特征之一。
《化学平衡状态》ppt课件
目录
• 化学平衡状态的定义 • 化学平衡状态的建立 • 化学平衡状态的移动 • 化学平衡状态的应用 • 化学平衡状态的实验验证
01
化学平衡状态的定义
什么是化学平衡状态
01
化学平衡状态是指在一定条件下 ，可逆反应进行到正、逆反应速 率相等且不再改变的状态。
02
化学平衡移动教学案
化学平衡移动教案教学目标：1.知道化学平衡移动的概念；理解影响化学平衡的条件及勒夏特列原理2.通过活动与探究掌握条件对化学平衡的影响，并提高归纳思维能力。
3.通过化学平衡的学习，使学生进一步了解化学反应的实质，加强对化学理论的学习，培养正确的化学思维和科学态度。
教学重点: 化学平衡移动原理,理解影响化学平衡的条件及勒夏特列原理 教学难点：化学平衡移动原理的应用教学方法：实验探究、交流与讨论、归纳总结、练习 教学过程：一、化学平衡的移动：【学生阅读课本P52后回答】：1、概念：改变外界条件，破坏原有的平衡状态，建立起新的平衡状态的过程。
2、移动的原因：外界条件发生变化。
3、移动的方向：由v 正和v 逆的相对大小决定。
①若V 正＝V 逆 ，平衡不移动。
②若V 正＞V 逆 ，平衡向正反应方向移动。
③若V 正＜V 逆 ，平衡向逆反应方向移动。
4、结果：新条件下的新平衡 【过渡】：哪些条件的变化对化学反应速率产生影响，将产生什么样的影响？ 1、浓度：增加反应物浓度，可以加快正反应速率 2、温度：升高温度，可以加快正逆反应速率 3、压强：（对于有气体参加的反应）增大压强，可以加快反应速率 4、催化剂：使用正催化剂，可以同等程度的加快正逆反应速率二、影响化学平衡移动的条件（一)、浓度的变化对化学平衡的影响：学生完成课本P53活动与探究: 学生说【结论】：【过渡】：这是从实验得出的结论，下面我们从速率-时间图像上解释：（可让学生画出图像旧平衡 V 正=V 逆条件改变v 正≠v 逆 一段时间后 新平衡V '正=V '逆自己解释）。
结论：其它条件不变的情况下①增大反应物浓度或减小生成物浓度平衡向正方向移动②增大生成物浓度或减小反应物浓度，平衡向逆方向移动注意:（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）在溶液中进行的反应，如果是稀释溶液，反应物浓度减小，生成物浓度减小， V(正) 、V(逆)都减小，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之和大的方向移动。
化学平衡 讲义
【化学平衡】知识点一：化学平衡 1、可逆反应（1）定义：在同一条件下，既能向正反应方向进行，同时又能向逆反应方向进行的反应叫做可逆反应。
用“”代替“==”。
（2）可逆反应中所谓的正反应、逆反应是相对的，一般把向右进行的反应叫做正反应，向左进行的反应叫做逆反应。
（3）在不同条件下能向两个方向进行的反应不叫可逆反应。
如： 2H 2 + O 22H 2O ；2H 2O2H 2↑+ O 2↑（4）可逆反应不能进行到底，在一定条件下只能进行到一定程度后达到平衡状态。
2、化学反应的限度⑴化学反应的限度就是研究可逆反应在一定条件下所能达到的最大限度。
⑵反应的转化率 反应物的转化率：α=%100 该反应物起始量反应物的转化量3、化学平衡（1）化学平衡状态：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，反应物和生成物的浓度保持不变的状态，叫做化学平衡状态，简称化学平衡。
①化学平衡的微观标志（即本质）：v 正=v 逆②化学平衡的宏观标志：反应混合物中各组分的浓度和体积分数保持不变，即随时间的变化，保持不变。
③可逆反应无论从正反应开始，还是从逆反应开始，或正、逆反应同时开始，都能达到化学平衡。
（2）化学平衡的特征①逆：化学平衡研究的对象是可逆反应。
②动：化学平衡是动态平衡，反应处于平衡态时，化学反应仍在进行，反应并没有停止。
③等：化学反应处于化学平衡状态时，正反应速率等于逆反应速率，且都不等于零。
④定：化学反应处于化学平衡状态时，反应混合物中各组分的浓度保持一定，体积分数保持一定。
对反应物，有一定的转化率，对生成物，有一定的产率。
⑤变：化学平衡是有条件的平衡，当外界条件变化，原有的化学平衡被破坏，在新的条件下，平衡发生移动，最终又会建立新的化学平衡。
知识点二：判断可逆反应达到平衡的标志以可逆反应mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g)为例1、直接标志（1）v正=v逆。
具体可以是：①A、B、C、D中任一种在单位时间内的生成个数等于反应掉的个数。
化学平衡图像及平衡常数
第五讲 化学平衡图像1．右图表示反应A （气）＋B （气）⇌ nC （气）ΔH ＜0在不同条件下反应混合物中C 的百分含量和反应过程所需时间的关系曲线。
下列有关叙述正确的是（ ）A 、若其它条件相同，a 比b 的温度高B 、a 表示有催化剂，b 表示无催化剂C 、若n ＝2，其它条件相同，a 比b 的压强大D 、反应由逆反应开始2．同压、不同温度下的反应：A(g)＋B(g)⇌C(g)，A 的含量和温度的关系如右图所示，下列结论正确的是（ ）A 、T 1＞T 2，正反应吸热B 、T 1＜T 2，正反应吸热C 、T 1＞T 2，正反应放热D 、T 1＜T 2，正反应放热3．右图是温度和压强对X ＋Y ⇌2Z 反应影响的示意图。
图中横坐标表示平衡混合气体中Z 的体积分数。
下列叙述正确的是（ ）A 、上述可逆反应的正反应为放热反应B 、X 、Y 、Z 均为气态C 、X 和Y 中只有一种为气态，Z 为气态D 、上述反应的逆反应的ΔH ＞04、有反应aA + bB ⇌cC + dD 其中反应物与生成物均为气体，达到平衡后其他条件不变，改变压强，则右图适合哪种情况（ ）A 、a+b<c+d ，减压B 、a+b>c+d ，加压C 、a+b<c+d ，加压D 、a+b>c+d ，减压 5、已知某可逆反应：mA(g) + nB(g)pC(g)，在密闭容器中进行，右图表示在不同时间t 、温度T 、压强p 与反应物B 的百分含量的关系曲线，下列判断正确的是 A ．T 2>T 1 P 1>P 2 m+n>P △H <0 B ．T 1>T 2 P 1<P 2 m+n<P △H >0 C ．T 1<T 2 P 1<P 2 m+n<P △H <0 D ．T 1>T 2 P 1<P 2 m+n>P △H >0 6、可逆反应 2SO 2 (g)＋O 2 (g)⇌2SO 3 (g)； △H ＜0在一定条件下达到平衡状态。
化学平衡教案
化学平衡教案教案一：化学平衡的基本概念和平衡常数1. 教学目标学生能够理解化学平衡的基本概念和特征，并能够计算平衡常数。
2. 教学重点化学平衡的定义和特征，平衡常数的计算。
3. 教学难点平衡常数的计算。
4. 教学准备实验器材：反应釜、烧杯、试管、移液管等。
实验药品：气相反应液体试剂、稀硫酸等。
图书资料：化学平衡的相关教材和参考书籍。
5. 教学过程(1) 提问：你知道化学平衡是什么吗？可以举例说明吗？(2) 引入：介绍化学平衡的定义和特征，并与生活中的一些平衡现象做对比，如酸碱中和反应、溶解度平衡等。
(3) 实验演示：通过实验演示气相反应的平衡过程，观察反应物和生成物的浓度变化。
(4) 概念讲解：讲解平衡常数的定义和计算方法，引入反应物浓度和平衡常数的关系公式。
(5) 实例分析：通过实例分析，让学生掌握平衡常数的计算方法。
(6) 练习与讨论：以小组形式进行练习，并进行回答和讨论。
(7) 总结：总结本节课所学的内容，并布置相关作业。
6. 教学延伸可以引导学生进一步研究化学平衡的影响因素，如温度、浓度、催化剂等，并进行相关实验。
教案二：Le Chatelier原理及其应用1. 教学目标学生能够理解Le Chatelier原理的基本概念和应用，能够分析平衡位置的移动以及平衡常数的变化。
2. 教学重点Le Chatelier原理的理解和应用。
3. 教学难点平衡位置的移动和平衡常数的变化的分析。
4. 教学准备实验器材：反应釜、烧杯、试管、移液管等。
实验药品：反应物和生成物。
图书资料：相关教材和参考书籍。
5. 教学过程(1) 提问：你知道Le Chatelier原理是什么吗？可以举例说明吗？(2) 引入：介绍Le Chatelier原理的基本概念和原理，通过实际例子引导学生理解。
(3) 实验演示：通过实验演示不同影响因素对平衡位置和平衡常数的影响。
(4) 概念讲解：讲解影响平衡位置和平衡常数的因素，并引入相应的计算方法和表达式。
化学平衡教案
2-3 化学平衡【教学目标】知识与技能1、了解可逆反应和不可逆反应的概念2、描述化学平衡建立的过程，建立起化学平衡的概念3、通过实验探究温度、浓度和压强对化学平衡的影响4、掌握平衡移动原理（勒夏特列原理）并能运用其解决平衡问题【教学目标】过程与方法1、从学生已有的关于饱和溶液的溶解平衡，导入化学平衡，通过对溶液节平衡的理解和迁移，让学生建立起化学平衡是个动态平衡的概念2、通过边讲边实验的形式引导学生认真观察实验现象，启发学生充分讨论。
师生共同归纳出平衡移动原理，达到既激发学生兴趣又启发思维的目的【教学目标】情感态度与价值观1、化学平衡是宇宙中各种平衡的一个小小分支，它和日常生活中的溶解、环境、生态等平衡问题都与生活息息相关；27中“生命元素”在人体中为此着平衡，其含量由生命活动需要而定，既不可多，也不可少，否则就会破坏平衡，影响人体健康——化学与生命息息相关【教学重点】⎩⎪⎨⎪⎧1、化学平衡概念的建立2、温度、浓度、压强对化学平衡的影响3、化学平衡移动原理的应用【教学难点】⎩⎪⎨⎪⎧1、化学平衡概念的建立2、温度、浓度、压强对化学平衡的影响3、化学平衡移动原理的应用【教学方法】实验探究、推理、讨论【课时安排】7课时【教学过程】第一课时【知识回顾】什么是可逆反应？可逆反应有什么特点？一、可逆反应1、定义：在同一条件下，既能向正反应方向进行，同时又能向逆反应方向进行的反应2、表示方法：用“”表示。
如：H 2 + I 22HI【讲解】可逆反应中所谓的正反应、逆反应是相对的，一般把向右进行的反应叫做正反应，向左进行的反应叫做逆反应。
【学与问】反应2H 2 + O 2 2H 2O 与2H 2O 2H 2↑ + O 2↑是否是可逆反应？【讲解】可逆反应是在同一个条件下，同时向两个方向发生的反应才叫可逆反应。
这两个反应是在不同条件下进行的反应，因此不是可逆反应【讲解】由于可逆反应同时向两个方向发生反应，因此无论反应多长时间，都不能向任何一个方向进行到底，如3H 2+ 2N 2 催化剂高温高压 2NH 3 ，只能尽可能多地将氮气和氢气转化为氨气，反应最终能进行到什么程度，这就是我们今天要研究的问题——化学平衡3、特点：①同条件，同时进行 ②参加反应的物质不能完全转化即各反应物和生成物同时存在 ③能量转化类型相反，若正反应放热，则逆反应吸热二、化学平衡1、化学平衡状态的建立⑴溶解平衡的建立点燃 电解【实验探究】将CuSO 4粉末逐渐加入到20 mL 水的烧杯中到烧杯底部有适量晶体出现⎩⎪⎨⎪⎧起始：υ(溶)最大 υ(析) ＝0中间：υ(溶)逐渐减小，υ(析) 逐渐增大，但υ(溶)＞υ(析) 最终：υ(溶) ＝υ(析) ＞0，即达到溶解平衡状态 【讲解】若不改变条件，υ(溶)＝υ(析)＞0将一直进行下去，也即溶解平衡是一个动态平衡。
【中南大学 无机化学精品课件】第5讲 化学平衡原理
如：N2(g)+3H2(g)
'
2NH3(g)
KΘ1
=
⎜⎛
p平（
⎝
⎜⎛ห้องสมุดไป่ตู้⎝ N
p平（
NH
）
3
p
0
⎟⎞ ⎠
2
）
2
p
0
⎟⎞⎜⎛ ⎠⎝
p平
(
H
2
)
p
0
⎟⎞ 3 ⎠
1/2N2(g)+3/2H2(g) ' NH3(g)
KΘ2 =
⎜⎛ ⎝
p平（ NH
）
3
p0
⎟⎞ ⎠
1
3
⎜⎛ ⎝
p平（
N
）
2
p0
⎟⎞ ⎠
2
⎜⎛ ⎝
p平
¾非标准态：指恒压等温条件中参与反应的气体的瞬时
分压不是标准压强pΘ，参与反应、处于溶液状态的物种 的瞬时浓度不是标准浓度cΘ(1mol·L-1)。
¾由 △ rGΘm 计 算 △ rGm 采 用 化 学 反 应 等 温 式 ( reaction isotherm)，即范特霍夫(van’t Hoff)等温式
例：Zn(s)+2H＋(aq)=Zn2＋(aq)+H2(g)，其反应商J为：
无机化学
⎜⎛ cZn 2+ ⎝
c
0
⎟⎞⎜⎛ ⎠⎝
pH2
p
0
⎟⎞ ⎠
J=
⎜⎛ cH + ⎝
c0
⎟⎞ 2 ⎠
1
化学反应等温式（范特霍夫等温式）
任意可逆的化学反应aA+dD=eE+fF，其非标准态下吉布斯 自由能变△rGm可用化学反应等温方程式计算：
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5）反应级数
基元反应 aA + bB = dD + eE
B = k(cA)a ·(cB)b a + b 表示该反应级数。 对于物质A是a级反应，对物质B是b级反应。 6）反应级数的意义：
平衡时，
[pG ]g[pH ]h [pA ]a[pB ]b
Kp
对于气相反应，既有 Kc ， 也有 Kp ，表达的是同一平衡态，但 数值可以不同。
Kc 和 Kp 之间可以相互换算，相关的式子有：
pV = nRT
p = ( n / V ) RT
p = cRT c 为浓度
换算时，要注意各物理量的单位。
在书写 Kc 或 Kp 表达式时，只写浓度或分压可变的溶液相和 气相，纯固态和纯液态物质，不写入。
高温
CO2 ( g ) + H2 ( g )
CO ( g ) + H2O ( g )
（一） 平衡常数
1、经验平衡常数 参与反应的物质按一定比例组成反应混合物。平衡时，各组分
的浓度不再改变。但反应混合物的组成不同时，平衡体系的组成并 不相同。看如下的反应数据：
1473K
CO2 ( g ) + H2 ( g )
化学反应速率 一定条件下单位时间内某化学反 应的反应物转变为生成物的速率。
对于均匀体系的恒容反应，习惯用单位时间 内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示， 而且习惯取正值。浓度单位通常用mol·L-1，时间 单位视反应快慢，可分别用秒(s)、分(min)或小时 (h)等表示。这样，化学反应速率的单位可为 mol·L-1·s-1、mol·L-1·min-1、mol·L-1·h-1…。
① 表示了反应速率与物质的量浓度的关系； ②零级反应表示了反应速率与反应物浓度无关
7）速率常数的单位 零级反应: = k(cA)0 一级反应: = kcA； 二级反应: = k(cA)2
k的量纲为mol·dm-3·s-1 k的量纲为s-1 k的量纲为mol3·dm-1·s-1
3/2级反应: = k(cA)3/2
从经验平衡常数 K 的表达式中可以看出，K 的单位是： [ mol ·dm － 3 ] ( g + h ) － ( a + b )
即为浓度的某次幂。 当 ( g + h ) = ( a + b ) 时， K 无单位。
气相反应，
a A( g ) + b B ( g ) —T— g G ( g ) + h H ( g )
k的量纲为
3
mol2
1
dm 2
s－1
8）气体反应 可用气体分压表示
2NO2 →
2NO + O2；
v k cc (NO2）2； 或
v
k
p
P(
2 NO2）
；
kc
kP
2、温度对化学反应速率的影响
1)Arrhenius(阿仑尼乌斯)公式
k A eEa / RT
A： 反应的频率因子，对确定的化学反应是一 常数，A与k同一量纲； E a： 反应活化能； R： 8.314 J·mol-1·K-1 T： 热力学温度
N2 + 3 H2
2 NH3
1/2 N2 + 3/2 H2
2)催化类型 化学催化：均相催化、非均相催化； 生物催化：生命体中各种酶的催化； 物理催化：光催化、电催化。
例如：均相催化
CH3CHO → CH4 + CO Ea = 190 KJ·mol-1 以I2作催化剂
I2 CH3CHO → CH4 + CO Ea = 136 KJ·mol-1 CH3CHO + I2 → CH3I + HI + CO CH3I + HI → CH4 + I2 反应活化能大大降低
• 2、（2006年第3题 ） 下面四张图是用计算机制作的 在密闭容器里，在不同条件下进行的异构化反应 X⇌Y 的进程图解。图中的“ ”是X，“ ”是Y。
A
B
C
D
• •
（1） 图中的纵坐标表示 （填入物理量，下同）；
A和B的摩尔百分数（或答：物。质
的量的分数或物质的量的百分数）
• 横坐标表示 时间，分（或答：以分为单位的反应进。程）
CO2
H2
CO
H2O
0.004 0.004 0.006 0.006 2.3
0.0022 0.0122 0.0078 0.0078 2.3
0.0041 0.0041 0.0069 0.0059 2.4
0.0082 0.0082 0.0118 0.0118 2.1
[CO ][H2O] 尽管平衡组成不同，但 [CO 2][H2] 的值是不变的。
2）基元反应的化学反应速率方程式：可由质 量作用定律描述。
质量作用定律：基元反应的反应速率与反应物浓度以 方程式中化学计量数为幂的乘积成正比
aA + bB = dD + eE
v k(cA )a (cB )b (速率方程 )
k称为反应的数率常数
k称为应的速率常数:
① 可理解为当反应物浓度都为单位浓度时的 反应速率；
② k由化学反应本身决定，是化学反应在一
定温度时的特征常数；
③ 相同条件下，k值越大，反应速率越快； ④ k的数值与反应物的浓度无关。
3）非基元反应： 反应物分子需经几步反应才能转化为生成 物的反应。
4）非基元反应的速率方程式
不能只根据反应式写出其反应速率方程，必 须根据实验测定的结果及验证，推出反应的 反应机理
CO ( g ) + H2O ( g )
起始浓度 / mol·dm－ 3
平衡浓度 / mol·dm－ 3 [CO ][H2O]
[CO 2][H2]
CO2 H2 1 ) 0.01 0.01 2 ) 0.01 0.02 3 ) 0.01 0.01 4) 0 0
CO H2O
0
0
0
0
0.001 0
0.02 0.02
C2H5OH
CH3CHO + H2
Al2O3
C2H5OH
C2H4 + H2O
C2H4 + 1/2O2
CH2 CH2（Ag催化）
O
C2H4 + 1/2O2
CH3CHO
（CuCl2 PdCl2 HCl溶液催化）
C2H4 + 1/2O2
2CO2 + 2H2O
二、 化学平衡
可逆的化学反应进行到一定程度，达到动态平衡。
• C︰H︰Mn︰O＝8︰5︰1︰3
• A：
B：
• C：
D：
我爱奥赛网第二届 化学奥赛网络夏令营
第五讲
化学平衡
[大纲解读]
初赛基本要求
11. 化学平衡。平衡常数与转化率。弱酸、弱碱的电离常 数。溶度积。利用平衡常数的计算。熵（混乱度）的初 步概念及与自发反应方向的关系。
决赛基本要求
6. 化学动力学基础。反应速率基本概念。速率方程。 反应级数。用实验数据推求反应级数。一级反应积分式 及有关计算（速率常数、半衰期、碳-14法推年代等）。 阿累尼乌斯方程及计算（活化能的概念与计算；速率常 数的计算；温度对速率常数影响的计算等）。反应进程 图。活化能与反应热的关系。反应机理一般概念及推求 速率方程（决速步骤、平衡假设和稳态假设）。离子反 应机理和自由基反应机理基本概念及典型实例。催化剂 对反应的影响（反应进程图）。多相反应的反应分子数 和转化数。
降，根据勒沙特列原理，平衡向放出二氧化碳气体的方向移动，
以减弱气体压力下降对平衡的影响。
（2）温度是保持平衡的条件，玻璃杯的温度比冰镇啤酒的温度
高，根据勒沙特列原理，平衡应向减弱温度升高的方向移动，
即应向吸热方向移动，从溶液中放出二氧化碳气体是吸热的，
因而，应从溶液中放出二氧化碳气体。
注：压力和温度各3分，不与勒沙特列原理挂钩不给分。
非均相催化
2N2O === 2N2 + O2
Ea = 250 KJ·mol-1
用金粉做催化剂，金粉吸附形成N≡N O Au中
间体
Au 2N2O === N≡N O Au → 2N2 + O2
Ea = 120 kJ·mol-1
3)催化剂的特征
催化活性、选择性、稳定性、再生性
4)催化剂的选择性
Cu
[考题回顾]
1、（2000全初2．）今年是勒沙特列（Le Chatelier1850－1936） 诞生150周年。请用勒沙特列原理解释如下生活中的常见现象：打 开冰镇啤酒瓶把啤酒倒入玻璃杯，杯中立即泛起大量泡沫。
（1）啤酒瓶中二氧化碳气体与啤酒中溶解的二氧化碳达到平衡：
CO2(气)
CO2(溶液)，打开啤酒瓶，二氧化碳气体的压力下
如 CaCO3 ( s )
CaO ( s ) + CO2 ( g )
Kp = pCO2 固相不写入。
Cr2O72 － ( aq ) + H2O ( l )
2 CrO4 2 － ( aq ) + 2 H+ ( aq )
Kc
[CrO 42 ]2[H ]2 [Cr 2O72 ]
H2O 为液相，不写入。
平衡常数之间的下列关系，要熟练掌握。
对于一般反应： aA + bB = dD + eE
平均反应速率： v = ΔCA/aΔt = ΔCB/bΔt =ΔCD/dΔt = ΔCE/eΔt
①平均速率 = b –1(ΔcB/Δt) ②用反应中的任何物质表示反应速率，数
值上都是一样的； ③瞬时速率的测定可以由作图法得到。