物理化学电子教案第六章化学平衡
高中化学化学平衡教案
高中化学化学平衡教案1. 知识与技能：学生掌握化学平衡的概念及相关计算方法。
了解化学平衡的特点和影响因素。
2. 过程与方法：培养学生分析问题、解决问题的能力，培养学生实验设计与实验操作的能力。
3. 情感态度：培养学生对化学平衡的兴趣，培养学生的观察能力和实验精神。
二、教学重难点1. 化学平衡的概念及相关计算方法。
2. 化学平衡所遵循的规律和影响因素。
三、教学准备1. 教科书、教学课件、实验仪器和试剂。
2. 备好实验步骤和实验记录表。
四、教学过程1. 导入：通过实验引入化学平衡的概念，让学生对化学平衡产生兴趣。
2. 教学：讲解化学平衡的概念、性质和相关计算方法。
让学生了解化学平衡所遵循的规律和影响因素。
3. 实验：进行关于化学平衡的实验，让学生亲自操作实验，培养其实验设计与实验操作的能力。
4. 讨论与总结：与学生讨论实验结果，总结实验规律，引导学生思考。
5. 作业布置：布置化学平衡相关的作业，巩固学生的学习成果。
五、教学反馈1. 课后作业的批改与讲解。
2. 学生对本节课内容的学习感受和问题反馈。
六、板书设计1. 化学平衡的概念2. 化学平衡的计算方法3. 化学平衡所遵循的规律和影响因素七、课后拓展1. 让学生通过相关化学实验，进一步加深对化学平衡的理解。
2. 带领学生多角度地了解化学平衡对实际生活的影响。
八、教学反思1. 对本节课教学效果进行评估，及时调整教学方法。
2. 接受学生的反馈意见，不断完善教学内容和方式。
以上是一份高中化学化学平衡教案范本，希會对您有所帮助。
初高中化学平衡教案
初高中化学平衡教案
教学目标：
1. 了解化学平衡的概念和特点；
2. 掌握平衡常数的计算方法；
3. 能够运用化学平衡的知识解决相关问题。
教学内容：
1. 化学反应的正向反应和逆向反应；
2. 平衡位置和平衡常数；
3. 影响平衡位置的因素；
4. 平衡常数的计算方法。
教学重点和难点：
1. 平衡常数的概念和计算方法；
2. 平衡位置的影响因素。
教学准备：
1. 教材《化学》；
2. 实验器材：试管、试剂等。
教学过程：
一、导入（5分钟）
教师简单介绍化学平衡的概念，引导学生思考平衡常数的意义。
二、理论讲解（20分钟）
1. 讲解化学平衡的基本概念和特点；
2. 介绍平衡位置和平衡常数的计算方法；
3. 分析影响平衡位置的因素。
三、实验环节（30分钟）
1. 进行相关实验，观察平衡位置的变化；
2. 让学生手动计算平衡常数，并与实验数据进行比较。
四、课堂练习（15分钟）
布置相关练习，让学生运用所学知识解决问题。
五、总结（5分钟）
回顾本节课的重点内容，并强调化学平衡的重要性。
六、作业布置
布置相关作业，巩固所学知识。
七、课外拓展
鼓励学生进行相关拓展阅读和实验，加深对化学平衡的理解。
教学反思：
本节课通过理论讲解、实验和练习相结合的方式，能够有效提高学生对化学平衡的理解和运用能力。
在后续教学中，可进一步拓展相关知识，提高学生的学习兴趣和能力。
化学平衡教案
化学平衡教案1. 教案简介本教案主要介绍化学平衡的基本概念、平衡常数的计算方法以及影响化学平衡的因素。
通过本课的学习，学生将了解化学反应在达到平衡时的特点和条件，并能够分析影响平衡位置和平衡浓度的因素。
2. 教学目标在本节课结束后，学生应能够：•理解化学平衡的概念和条件；•掌握平衡常数的计算方法；•分析影响平衡位置和平衡浓度的因素；•解决与化学平衡相关的问题。
3. 教学重点和难点•教学重点：平衡常数的计算方法；•教学难点：影响平衡位置和平衡浓度的因素的分析。
4. 教学内容和步骤4.1 化学平衡的概念和条件（1）引入化学平衡的概念，简要介绍化学反应的平衡状态。
（2）讲解平衡位置的静态和动态理解，以及平衡状态的特点。
（3）介绍达到平衡的条件，包括反应物浓度、温度、压力等因素的影响。
4.2 平衡常数的计算方法（1）介绍平衡常数的定义和计算方法。
（2）通过实例演示平衡常数的计算过程。
（3）让学生进行练习，巩固平衡常数的计算方法。
4.3 影响化学平衡的因素（1）介绍影响平衡位置的因素，包括温度、压力、浓度以及催化剂等。
（2）讲解这些因素对平衡位置和平衡浓度的影响机制。
（3）通过实例分析这些因素的影响。
4.4 习题训练（1）安排一定数量的习题，让学生进行个人或小组练习。
（2）课堂讲解和解析习题，解决学生在练习中遇到的问题。
5. 教学工具和材料•教学投影仪和电脑；•演示用的化学试剂和实验器材；•习题练习册。
6. 教学评估方式•课堂讨论和回答问题；•习题练习成绩评估；•学生学习笔记的评估。
7. 参考资料•《化学》教科书；•《化学平衡与化学反应动力学》教材；•网络资源：化学平衡相关的学习视频、文章等。
以上是化学平衡教案的详细内容，通过本节课的教学，希望学生能够深入理解化学平衡的概念和条件，掌握平衡常数的计算方法，并能够分析各种因素对化学平衡的影响。
教师可以根据教学实际情况进行适当调整和补充，以达到更好的教学效果。
物理化学(南大五版)第六章化学平衡
fB νB K = ∏( θ )e p B
θ f
1. 用压力表示的经验平衡常数 K p
pB νB Kp = ∏( θ ) p B
θ
Kp = ∏pνB B
B
Kγ = ∏γ νB B
B
K f = Kp ⋅ Kγ = Kp ⋅ Kγ ( p )
θ
θ
θ
−
∑νB
B
理想气体： Kθ = Kθ = Kp ( pθ ) f p
6.1 化学反应的平衡条件
热力学基本方程 化学反应的方向与限度 为什么化学反应通常不能进行到底
一、热力学基本方程
任意的封闭系统，不作非膨胀功，热力学基本方程： dU = TdS − pdV + ∑ µ B dnB = TdS − pdV + ∑ν B µ B dξ
B
B
dH = TdS + Vdp + ∑ µ B dnB = TdS + Vdp + ∑ν B µ B dξ
θ
( pG / pθ )g ( pH / pθ )h L ( pD / pθ )d ( pE / pθ )e L
pB νB Qp = ∏( θ ) p B
∆ r G m = ∆ r G m (T ) + RT ln Q p
压力商
理想液态混合物反应系统：
* µB (l) = µB (l,T, p) + RT ln xB
B
非理想液态混合物反应系统：
0 ∆rGm = ∆rGm(T) + RT ln ∏aν B B
B
二、标准平衡常数的定义
对任意化学反应，标准平衡常数的定义为： Kθ
标准平衡常数 标准平衡常数 热力学平衡常数 热力学平衡常数
物理化学电子教案第六章化学平衡
标准摩尔生成吉布斯自由能
• 因为吉布斯自由能的绝对值不知道，所以只 能用相对标准，即将标准压力下稳定单质（包括纯 的理想气体，纯的固体或液体）的生成吉布斯自由 能看作零，则： • 在标准压力下，由稳定单质生成1 mol化合物 时吉布斯自由能的变化值，称为该化合物的标准生 成吉布斯自由能，用下述符号表示：
•当体系达到平衡，
，则
• 称为热力学平衡常数，它仅是温度的函数。在 数值上等于平衡时的“逸度商”，是量纲为1的量 ，单位为1。因为它与标准化学势有关，所以又称
为标准平衡常数。
用化学反应等温式判断反应方向
•化学反应等温式也可表示为：
•对理想气体
•反应向右自发进行 •反应向左自发进行 •反应达平衡
6.3 平衡常数与化学方程式的关系
• 根据Le chatelier原理，增加压力，反应向体积 减小的方向进行。这里可以用压力对平衡常数的影 响从本质上对原理加以说明。
•对于理想气体，
•仅是温度的函数
压力对化学平衡的影响
•因为
•所以
•也仅是温度的函数。
压力对化学平衡的影响
•对理想气体
• 与压力有关，
，气体分子数减少，加压，
反应正向进行，反之亦然。
•等温、等压条件下，
•当
时：
热力学基本方程
•这两个公式适用条件：
•（1）等温、等压、不作非膨胀功的一个化学反应；
•（2）表示有限体系中发生微小的变化；
•
公式(b)表示在大量的体系中发生了反应进度等
于1 mol的变化。这时各物质的浓度基本不变，化学势
从自由能函数计算平衡常数
•求平衡常数 •设任意反应
• 等式右边第一项是反应前后各物质自由能函数的 差值，第二项的分子是0K时该反应热力学能的变化 值。
物理化学化学平衡
5. 实验结束后，整理 数据并进行分析。
4. 开始反应，并定时 记录反应物和生成物 的浓度变化。
数据处理与分析
数据整理
将实验过程中记录的浓度数据整理成表格，包括反应 条件、初始浓度、平衡浓度等。
数据分析
根据实验数据计算转化率和平衡常数，分析不同条件 对平衡的影响。
结果表达
将数据分析结果以图表形式表示，便于直观比较不同 条件下的变化趋势。
热力学第二定律
熵增加原理，即在一个封闭系统中，自发反应总是向着熵 增加的方向进行，也就是说，自发反应总是向着混乱度增 加的方向进行。
热力学第三定律
绝对熵的概念，即绝对熵等于0的物质不存在，也就是说 ，绝对零度也不可能达到。
动力学基础
反应速率的概念
反应速率是指化学反应在单位时间内所进行的程度，通常用反应 物浓度的变化量来表示。
平衡常数的计算方法
通过实验测定反应物和生成物的浓度，代入平衡常数表达式进行计 算。
平衡常数的意义
平衡常数是化学反应的重要参数，可以用于判断反应进行的方向和 程度，以及预测反应在不同条件下的行为。
02
化学平衡的移动
浓度对化学平衡的影响
总结词
当反应物或生成物的浓度发生变化时，化学平衡会发生移 动。
详细描述
实验原理
基于化学平衡的基本原理，通过改变反应条件（如温度、压 力、浓度等），观察反应物和生成物的浓度变化，从而确定 平衡常数。
实验设计与操作
实验步骤 1. 准备实验器材和试剂，包括反应容器、温度计、压力计、浓度计等。
2. 按照实验要求配制反应物溶液，并放入反应容器中。
实验设计与操作
3. 设定实验条件（如 温度、压力），并记 录初始浓度。
物理化学-第六章__相平衡
第六章相平衡一．基本要求1．掌握相平衡的一些基本概念，会熟练运用相律来判断系统的组分数、相数和自由度数。
2．能看懂单组分系统的相图，理解相图中的点、线和面的含义及自由度，知道相图中两相平衡线的斜率是如何用Clapeyron方程和Clausius-Clapeyron方程确定的，了解三相点与凝固点的区别。
3．能看懂二组分液态混合物的相图，会在两相区使用杠杆规则，了解蒸馏与精馏的原理，知道最低和最高恒沸混合物产生的原因。
4．了解部分互溶双液系和完全不互溶双液系相图的特点，掌握水蒸汽蒸馏的原理。
5．掌握如何用热分析法绘制相图，会分析低共熔相图上的相区、平衡线和特殊点所包含的相数、相的状态和自由度，会从相图上的任意点绘制冷却时的步冷曲线。
了解二组分低共熔相图和水盐相图在湿法冶金、分离和提纯等方面的应用。
6．了解生成稳定化合物、不稳定化合物和形成固溶体相图的特点，知道如何利用相图来提纯物质。
二．把握学习要点的建议相律是本章的重要内容之一，不一定要详细了解相律的推导，而必须理解相律中各个物理量的意义以及如何求算组分数，并能熟练地运用相律。
水的相图是最简单也是最基本的相图，要把图中的点、线、面的含义搞清楚，知道确定两相平衡线的斜率，学会进行自由度的分析，了解三相点与凝固点的区别，为以后看懂相图和分析相图打好基础。
超临界流体目前是分离和反应领域中的一个研究热点，了解一些二氧化碳超临界流体在萃取方面的应用例子，可以扩展自己的知识面，提高学习兴趣。
二组分理想液态混合物的相图是二组分系统中最基本的相图，要根据纵坐标是压力还是温度来确定气相区和液相区的位置，理解气相和液相组成为什么会随着压力或温度的改变而改变，了解各区的条件自由度（在二组分相图上都是条件自由度），为以后看懂复杂的二组分相图打下基础。
最高（或最低）恒沸混合物不是化合物，是混合物，这混合物与化合物的最根本的区别在于，恒沸混合物含有两种化合物的分子，恒沸点的温度会随着外压的改变而改变，而且两种分子在气相和液相中的比例也会随之而改变，即恒沸混合物的组成也会随着外压的改变而改变，这与化合物有本质的区别。
化学平衡教案范文
化学平衡教案范文一、教学目标：1.了解化学平衡的基本概念和条件；2.能够根据化学平衡方程式判断反应的方向和平衡常数的大小；3.掌握计算化学平衡中物质的摩尔浓度以及平衡常数的方法。
二、教学重点：1.化学平衡的概念和条件；2.反应方向的判断；3.平衡常数的计算方法。
三、教学难点：1.平衡常数的计算方法；2.平衡的动态过程。
四、教学准备：实验仪器和试剂：盛装强酸液的玻璃管、酚酞溶液、无水CaCl2、量筒、滴管、试剂瓶。
五、教学过程：1.导入（5分钟）：通过实验展示几种可逆反应，并请同学观察反应前后物质的数量变化，引出化学平衡的概念。
2.知识讲解（15分钟）：（1）化学平衡的概念：当反应物与生成物之间的速率相等时，反应达到平衡状态。
（2）化学平衡的条件：封闭容器、恒温、常压。
（3）平衡常数的概念：在一定温度下，反应物浓度与生成物浓度的比值的常数，用K表示。
3.反应方向的判断（15分钟）：（1）以CO和Cl2的反应为例，根据化学方程式CO + Cl2 ⇌ COCl2，通过Le Châtelier原理讲解了影响平衡方向的因素，如浓度、温度和压力。
（2）根据平衡方程式，当反应物浓度增加时，平衡会向生成物的方向移动，反之亦然。
（3）分析其他反应的平衡方向。
4.平衡常数的计算方法（20分钟）：（1）以酚酞指示剂的颜色变化实验为例，引导学生计算反应物浓度和生成物浓度。
（2）根据反应物和生成物的摩尔浓度，计算平衡常数K的方法。
如：对于方程式CO+Cl2⇌COCl2，当CO和Cl2的初始浓度分别为a和b，COCl2的初始浓度为c，平衡时CO和Cl2的浓度分别为(a-x)和(b-x)，COCl2的浓度为(c+x)，则平衡常数K=[COCl2]/([CO]*[Cl2])。
5.实验演示（20分钟）：（1）将强酸液分为两份，分别滴加酚酞溶液和无水CaCl2溶液，观察颜色的变化，并解释为什么酚酞溶液的颜色变为红色。
（2）根据酚酞溶液的颜色变化，判断反应物的浓度和生成物的浓度，并计算平衡常数K的值。
理想气体反应平衡常数表达式则-物理化学
B
BB
这一定义是德唐德(De Donder)给出的, 就是说反应的
趋势只决定于系统变化的始、终态, 与途径无关。 亲和势
取负值,意指“势”为正值.对于一自发反应,Байду номын сангаасA > 0; 反应到
终态, A = 0; 不能 A < 0。
第六章 化学平衡
物理化学电子教案
G
T , p
物理化学电子教案
§6.1 化学反应的自发方向和限度
1. 化学反应的平衡条件
对任一反应: 0 BB
B
当反应系统 (封闭系统)发生微小量变化时(本章 均设无非体积功):
dG SdT Vdp BdnB
B
恒温、恒压条件下:
dGT,p BdnB
B
将dnB Bd 代入得:
第六章 化学平衡
物理化学电子教案
由图看出, 反应过程中G总是小于纯态的Gibbs 自由能,而且在 G ～ξ图中总会出现一极小值,即最 低点“ξ0” 的位置。
下面确定最低点“ξ0” 的 值:
∵
最低点时:
G
T,p
0
当
2G 2
T,p
1 (1 )
0
时,
有
极小值.
第六章 化学平衡
物理化学电子教案
即
G
T,p
(Bθ
θ A
)
RT
ln
1
0
或
RT
ln（ 1
化学平衡教案电子版高一
化学平衡教案电子版高一第一节，引入。
化学平衡是化学反应达到一定条件下的状态，当化学反应达到平衡状态时，反应物和生成物的浓度将保持不变。
化学平衡是化学课程中非常重要的一个概念，它不仅涉及到化学反应的速率和方向，还涉及到化学反应的热力学性质。
因此，了解化学平衡的原理和相关知识对于学生来说是非常重要的。
本节课将通过引入化学平衡的概念，让学生了解化学平衡的基本原理和相关概念，为后续的学习打下基础。
第二节，化学平衡的基本概念。
1. 化学平衡的定义。
化学平衡是指在一定条件下，反应物和生成物的浓度达到一定比例，反应速率相等，化学反应达到动态平衡的状态。
这种状态下，反应物和生成物的浓度保持不变，但并不意味着反应已经停止。
动态平衡是指反应物和生成物之间的转化仍在进行，只是反应物和生成物的浓度保持不变。
2. 平衡常数。
化学平衡的状态可以用平衡常数来描述，平衡常数是指在一定温度下，反应物和生成物的浓度的乘积的比值。
平衡常数越大，说明生成物的浓度相对较高，反之则反应物的浓度较高。
平衡常数可以用来描述反应的偏向性，当平衡常数大于1时，反应偏向生成物，当平衡常数小于1时，反应偏向反应物。
3. 影响化学平衡的因素。
温度、压力和浓度是影响化学平衡的重要因素。
温度的改变会影响反应的热力学性质，从而影响平衡常数；压力的改变会影响气态反应的平衡；浓度的改变会影响反应的速率和平衡位置。
第三节，化学平衡的计算。
1. 平衡常数的计算。
平衡常数可以通过反应物和生成物的浓度来计算，具体计算方法取决于反应的化学方程式。
在一定温度下，反应物和生成物的浓度可以通过实验测定得到，然后代入平衡常数的计算公式中进行计算。
2. 平衡位置的计算。
平衡位置是指在化学平衡状态下，反应物和生成物的浓度比值。
平衡位置可以通过平衡常数和反应物和生成物的浓度来计算，具体计算方法取决于反应的化学方程式。
3. 反应的偏向性。
根据平衡常数的大小，可以判断反应的偏向性。
当平衡常数大于1时，反应偏向生成物；当平衡常数小于1时，反应偏向反应物；当平衡常数等于1时，反应物和生成物的浓度相等，反应处于平衡状态。
物理化学课后答案 第六章 相平衡
第六章相平衡6.1指出下列平衡系统中的组分数C，相数P及自由度F。
（1）I2(s)与其蒸气成平衡；（2）CaCO3(s)与其分解产物CaO(s)和CO2(g)成平衡；（3）NH4HS(s)放入一抽空的容器中，并与其分解产物NH3(g)和H2S(g)成平衡；（4）取任意量的NH3(g)和H2S(g)与NH4HS(s)成平衡。
（5）I2作为溶质在两不互溶液体H2O和CCl4中达到分配平衡（凝聚系统）。
解：（1）C = 1, P = 2, F = C–P + 2 = 1 – 2 + 2 = 1.（2）C = 3 – 1 = 2, P = 3, F = C–P + 2 = 2 – 3 + 2 = 1.（3）C = 3 – 1 – 1 = 1, P = 2, F = C–P + 2 = 1 – 2 + 2 = 1.（4）C = 3 – 1 = 2, P = 2, F = C–P + 2 = 2 – 2 + 2 = 2.（5）C = 3, P = 2, F = C–P + 1 = 3 – 2 + 1 = 2.6.2已知液体甲苯（A）和液体苯（B）在90 C时的饱和蒸气压分别为=和。
两者可形成理想液态混合物。
今有系统组成为的甲苯-苯混合物5 mol，在90 C下成气-液两相平衡，若气相组成为求：（1）平衡时液相组成及系统的压力p。
（2）平衡时气、液两相的物质的量解：（1）对于理想液态混合物，每个组分服从Raoult定律，因此（2）系统代表点，根据杠杆原理6.3单组分系统的相图示意如右图。
试用相律分析途中各点、线、面的相平衡关系及自由度。
解：单相区已标于图上。
二相线（F = 1）：三相点（F = 0）：图中虚线表示介稳态。
6.4已知甲苯、苯在90 ︒C下纯液体的饱和蒸气压分别为54.22 kPa和136.12 kPa。
两者可形成理想液态混合物。
取200.0 g甲苯和200.0 g苯置于带活塞的导热容器中，始态为一定压力下90 ︒C的液态混合物。
物理化学 第六章 相平衡
S = 6， R =2， R′= 2 C = S – R - R’ = 6 –2 -2 = 2 若 NaCl 溶解完，则只存在一个化学平衡 H2O = H+ + OH S = 5， R =1， R′= 2
C =S –R -R’ = 5 –1 -2 = 2
一、理想液态混合物的气—液平衡相图
1)蒸气压-组成图 因是理想液态混合物，任一组分都服从拉乌尔定律，即
p = pA*xA + pB*xB p = pA* ( 1- xB ) + pB*xB =pA* + ( pB* - pA* ) xB
即系统总压与液相组成xB 成线性关系，在p - x图中是一直线， 这是理想双液系相图的一个特点。
解：
(1) C = S - R - R´= 3 - 1 - 1=1
F=C-P +2= 1-2+2=1 (2) C = S - R - R´= 3 - 1 - 0 =2
F =C-P+2= 2-2+2=2
例2 (1) 仅由CaCO3(s)部分分解，建立如下反应平衡： CaCO3 (s) = CaO(s) + CO2(g) (2) 由任意量的 CaCO3 (s), CaO (s), CO2 (g)建立如下反应平衡：
2 相律（Phase rule)的推导
①系统中的变量总数 设系统中有 S 个物种，分布在 P 个相中，在温度T、压力p下 达到平衡。 在α 相中的变量为：T，p，xα 1，xα 2，…， xα S-1 在β 相中的变量为：T，p，xβ 1，xβ 2，…， xβ S-1 ………… 在P 相中的变量为：T，p，xP1，xP2，…， xPS-1
第六章化学平衡
RT
ln
fB pθ
第六章 化学相平衡
物理化学电子教案
∴
rGm [ g(Gθ RT ln
fG pθ
)
h(Hθ
RT
ln
fH pθ
)
]
[d
(
θ D
RT
ln
fD pθ
)
e(
θ E
RT
ln
fE pθ
) ]
[( gGθ hHθ ) (dDθ eEθ )]
对任一反应: dD(l) + eE(l) = gG(l) + hH(l)
BB(T, p)
*
BB
(T
,
p)
RT
ln
avB B
B
B
B
BBθ (T )
B
p pθ
VB*dp
RT
ln
avB B
B
B
B
平衡时:
BBθ (T ) RT ln
kpθ —是标准平衡常数(或称热力学平衡常数); kp —是经验平衡常数;
第六章 化学相平衡
物理化学电子教案
kpθ与 kp关系:
① 量纲: kθp无量纲; 而 kp 一般有量纲, 只有
vB 0 才无量纲.
B
② 数值: vB 0时; kpθ与 kp 是不等的. B
第六章 化学相平衡
∵
最低点时:
G
T,p
0
当
2G 2
T,p
第六章 物理化学 相平衡
若再加上人为限制条件，N2 与 H2 物质的量的比为 1 : 3 ， 则有，R =1，R´ =1，所以 C = 3 – 1 – 1 = 1。
10
4.说明:
1. S 种物质可以不存在于每一相中, 而不影响相律的形式。
解： S = 5，R = 2 p(NH3) = p(HCl) + 2p(H2)； p(H2) = p(Cl2)
因为它们在同一相，浓度又成比例。 R´ =2 ， C= S – R – R´ = 5 – 2 – 2 = 1， P = 2， F=C–P+2=1–2+2=1
14
§6.2 单组分系统相图
11
例1：今有密闭抽空容器中有过量固体 NH4Cl，有下列分解 反应: NH4Cl(s) = NH3(g) + HCl(g)，
求：此系统的 R、R´ 、C、P、F 各为多少？
解：S=3，R=1，R´ =1 （因为从 NH4Cl 出发，生成的两种产物处于同一相，而且符 合比例 1:1） C = S – R – R´ = 3 – 1 – 1 = 1，
一、单组分系统的相律
F=C–P+2
C=1 F = 3–P
当 P =1
单相
F =2
（冰），（水），（水蒸气 ）
P =2
两相平衡 F =1
冰水，冰水蒸气，水水蒸气
P =3
三相共存 F=0
冰，水，水蒸气三相平衡
双变量系统 T，p可变
单变量系统 T，p一个可变 无变量系统
T，p不可变
单组分系统的自由度最多为2，双变量系统的相图可用平面 图表示。
化学平衡教案电子版高中
化学平衡教案电子版高中
教案目标：通过本课的学习，学生将能够理解化学平衡的基本概念，并能够运用化学平衡原理解决相关问题。
一、导入（5分钟）
1. 引入化学平衡的概念，让学生简单描述化学平衡是什么。
2. 简要介绍化学平衡的重要性和应用。
二、学习（40分钟）
1. 学习化学平衡的定义和表达式。
2. 探究平衡常数的概念及其计算方法。
3. 了解平衡常数与反应的状态关系。
4. 学习如何根据平衡常数计算反应物质量及浓度。
三、实践（30分钟）
1. 进行一些平衡反应的实验，并观察实验现象。
2. 根据实验数据，计算反应的平衡常数和各物质的浓度。
四、总结（10分钟）
1. 总结本节课的重点内容，强化学生对化学平衡的理解。
2. 提出问题让学生回答，巩固所学知识。
五、作业（5分钟）
1. 布置作业：要求学生练习计算化学平衡反应的题目，并写出解题过程。
2. 下节课复习前一课时的内容。
教学提示：本课时以理论与实践相结合的方式进行，让学生通过实验来深入理解化学平衡的概念和原理。
同时，帮助学生掌握计算平衡反应的方法，提高他们的化学分析能力和实验操作技能。
物理化学第六章 相平衡(72)
a
bБайду номын сангаас
c
d
e
系统点：相图中表示整个系统状态的点，它和系统具体 存在几相无关。
• 3.4 其它相图
（1）CO2的相图
（2）硫的相图 F 正 交 硫 E 单 斜 G 硫C 液 相 1.四个单相面: 正交硫，单斜硫，液，气 2.六条两相平衡线: AB, BC, CD, CE, EF,BE D 四条亚稳线 BG, CG, EG,BH 3.三个三相点: B, C, E 一个亚稳三相点:G
(2) 压力-组成图：恒定温度下研究p、x、y之间关系
• 3.2 压力-组成图
复习：理想液态混合物 混合物中任一组分在全部组成范围内都符合拉乌尔定律
pB p x (0 xB 1)
(1) 分析
B B
p A p x p (1 xB ) pB p x
B B A B A
p A
0
A
1 B
理想液态混合物甲苯（A）-苯（B）系统相图
(3)读图 ① 气相线、液相线 ② 各相区的相态及自由度 F＝C－P＋1 ③ 确定相组成 a.确定系统点 相点：表示平衡系统中各相 组成的点。
等温
pa
a
pB
l
L1
g l
M
L3
L2
G1
G2
G3
在单相区内，系统点和相点重合； pA 在气液两相平衡区内，系统点只 p b 有一个，而相点有两个，一 个称气相点，一个称液相点。 0
m(L1) = 130.2 g m(L2) = 269.8 g
• 3.4 温度-组成图
气相线：
表示液相蒸气总压与 蒸气组成关系的曲线
液相线：
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用化学反应等温式判断反应方向
化学反应等温式也可表示为：
rGm
RT
ln
K
$ f
RT ln Q
f
对理想气体
rGm
RT
ln
K
$ p
RT ln Q p
K
$ p
Qp
K
$ p
Qp
K
$ p
Qp
rGm 0 rGm 0 rGm 0
反应向右自发进行 反应向左自发进行 反应达平衡
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3．近似估计反应的可能性
rGm rGm$ RT ln Qp
只能用 ( G ) r m T ,p,wf 0 判断反应的方向。但是，当rGm$ 的绝对值很大时，基本上决定了 r Gm的值，所以可 以用来近似地估计反应的可能性。
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标准摩尔生成吉布斯自由能
因为吉布斯自由能的绝对值不知道，所以只能 用相对标准，即将标准压力下稳定单质（包括纯的 理想气体，纯的固体或液体）的生成吉布斯自由能 看作零，则：
如果产生的气体不止一种，则所有气体压力的总 和称为解离压。 例如： NH4HS(s) NH3 (g) H2S(g)
解离压力 p p(NH3 ) p(H2S)
则热力学平衡常数：
K
$ p
p(
NH3 p$
)
p(H2S) p$
1 4
(
p
/
p$
)2
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6.5 平衡常数的测定和平衡转化率的计算
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化学反应亲和势（affinity of chemical reaction）
1922年，比利时热力学专家德唐德（De donder）首 先引进了化学反应亲和势的概念。他定义化学亲和势A为：
def
A
(
G
)T
,
p
B
B B
或
A -rGm
A是状态函数，体系的强度性质。用A判断化学反
在标准压力下，由稳定单质生成1 mol化合物时 吉布斯自由能的变化值，称为该化合物的标准生成 吉布斯自由能，用下述符号表示：
f Gm$ （化合物，物态，温度）
通常在298.15 K时的值有表可查。
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离子的标准摩尔生成吉布斯自由能
有离子参加的反应，主要是电解质溶液。溶质 的浓度主要用质量摩尔浓度表示，用的标准态是 m$ 1 mol kg-1 且具有稀溶液性质的假想状态，这时 规定的相对标准为：
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为什么化学反应通常不能进行到底？
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为什么化学反应通常不能进行到底？
若要使反应进行到底，须在van’t Hoff 平衡 箱中进行，防止反应物之间或反应物与产物之间的 任何形式的混合，才可以使反应从R点直接到达S点。
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为什么化学反应通常不能进行到底？
Ka
B
a B B
因为
aB
BcB
c$Biblioteka ，则KaKc
Kr
(c$ B
) B
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6.4 复相化学平衡
什么叫复相化学反应 解离压力
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什么叫复相化学反应？
有气相和凝聚相（液相、固体）共同参与的反 应称为复相化学反应。只考虑凝聚相是纯态的情况， 纯态的化学势就是它的标准态化学势，所以复相反 应的热力学平衡常数只与气态物质的压力有关。
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平衡转化率的计算
平衡转化率又称为理论转化率，是达到平衡后， 反应物转化为产物的百分数。
平衡转化率
达平衡后原料转化为产物的量 投入原料的量
100%
工业生产中称的转化率是指反应结束时，反应物 转化为产物的百分数，因这时反应未必达到平衡，所 以实际转化率往往小于平衡转化率。
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物理化学电子教案—第六章
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第六章 化学平衡
6.1 化学平衡的条件和反应的亲和势 6.2 化学反应的平衡常数和等温方程式 6.3 平衡常数与化学方程式的关系 6.4 复相化学平衡 6.5 平衡常数的测定和平衡转化率的计算 6.6 标准生成吉布斯自由能 6.7 用配分函数计算rGm$ 和平衡常数 6.8 温度、压力及惰性气体对化学平衡的影响 6.9 同时平衡 6.10 反应的耦合 6.11 近似计算
B
Kx Kp p B
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经验平衡常数
3．用物质的量浓度表示的平衡常数 Kc
Kc
cGg cDd
cHh L cEe L
B
cBB
对理想气体，p cRT
B
Kc K p (RT ) B
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经验平衡常数
4．液相反应用活度表示的平衡常数 Ka
rGm$ 的用途：
1.计算热力学平衡常数
r Gm$
RT
ln
K
$ a
K
$ a
exp(rGm$
/ RT )
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标准反应吉布斯自由能的变化值
2. 计算实验不易测定的平衡常数
例如，求
C(s)
1 2
O2
(g)
CO(g)
的平衡常数
(1) C(s) O2 (g) CO2 (g)
rGm$ (1)
(2)
CO(g)
1 2
O2
(g)
CO2
(g)
(1) - (2) 得（3）
(3)
C(s)
1 2
O2
(g)
CO(g)
rGm$ (2) rGm$ (3)
rGm$ (3) rGm$ (1) rGm$ (2)
K
$ p
(3)
K
$ p
(1)
K
$ p
(2)
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标准反应吉布斯自由能的变化值
(T
)
RT
ln
( (
fG fD
/ /
p$ p$
)g ( )d (
fH fE
/ /
p$ p$
)h L )e L
RT
ln
K
$ f
K
$ f
称为热力学平衡常数，它仅是温度的函数。在
数值上等于平衡时的“逸度商”，是量纲为1的量，
单位为1。因为它与标准化学势有关，所以又称为
标准平衡常数。
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BRT ln
B
fB p$
rGm$ (T ) 称为化学反应标准摩尔Gibbs 自由能变化值， 只是温度的函数。
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化学反应等温方程式
有任意反应 dD eE L gG hH L
rGm
r Gm$
(T )
RT
ln
( fG ( fD
/ /
p$ p$
)g ( fH )d ( fE
B (T ,
p)
B$
(T )
RT
ln
fB p$
式中 fB为逸度，如果气体 是理想气体，则 fB pB。
将化学势表示式代入 (rGm )T,p 的计算式，得：
(rGm )T ,p BB B
BB$ (T )
B
B
BRT
ln
fB p$
令： rGm$ (T ) BB$ (T )
B
(rGm )T ,p rGm$ (T )
应的方向具有“势”的性质，即：
A>0 反应正向进行
A<0 反应逆向进行
A=0 反应达平衡
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6．2 化学反应的平衡常数和等温方程式
任何气体B化学势的表达式 化学反应等温方程式 热力学平衡常数 用化学反应等温式判断反应方向
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任何气体B化学势的表达式：
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化学反应的方向与限度
用
G
( )T , p
,
BB
B
或
(rGm )T , p
判断都是等效的。
(rGm )T , p 0 反应自发地向右进行
(rGm )T , p 0
反应自发地向左进行，不可能自发 向右进行
(rGm )T, p 0 反应达到平衡
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各物质的变化量必须满足：
0 BB B
根据反应进度的定义，可以得到：
d dnB B
dnB Bd
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热力学基本方程
dG SdT Vdp BdnB
B
等温、等压条件下，
（dG）T , p BdnB BBd
(dnB Bd )
B
B
(
G
)T
,
p
B B
B
(a)
倍数关系，rGm$
(T
)
的值也呈倍数关系，而
K
$ f
值则
呈指数的关系。
例如：
（1）
1 2
H2 (g)
1 2
I2 (g)
HI(g)
r
G$ m,2
2
r
G$ m,1
（2） H2 (g) I2 (g) 2HI(g)
K$ f ,2
(
K
$ f
,1
)2
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经验平衡常数
反应达平衡时，用反应物和生成物的实际压力、 摩尔分数或浓度代入计算，得到的平衡常数称为经 验平衡常数，一般有单位。例如，对任意反应：