高中化學平衡總結(jié)

1、化學平衡狀態(tài)1.可逆反應（1）概念：在同一條件下，同時向正、反兩個方向進行的化學反應稱為可逆反應。（2）對可逆反應概念的理解1）可逆反應的特征：“兩同”是指條件相同、同時進行。2）表示方法：在可逆反應的化學方程式中用“”表示可逆反應。3）可逆反應的重要特征是轉(zhuǎn)化率永遠不可能達到100%，也就是反應一旦開始，那么，就不可能只存在反應物，或只存在生成物。 4）存在平衡狀態(tài)2.化學平衡狀態(tài)在一定條件下的可逆反應里，當正反應速率與逆反應速率相等時，反應混合物中各組分的濃度保持一定的狀態(tài)，叫做化學平衡狀態(tài)，簡稱化學平衡。（1）定義中的要點關(guān)系化學平衡的研究對象：可逆反應?！捌胶狻笔窃谝欢l件下建立起來的

2、，對于一個給定的可逆反應，若起始條件相同則平衡狀態(tài)也相同，不同的起始條件，平衡狀態(tài)不同?！皏(正)= v(逆)”是平衡的本質(zhì)，“百分含量保持一定”，“濃度保持一定”是化學平衡的現(xiàn)象。（2） 化學平衡的特征 “逆”：是可逆反應。 “動”：是動態(tài)平衡。 “等”：平衡的v(正)= v(逆) >0。 “定”：平衡時組分的百分含量不變。 “變”：若改變條件，平衡可被打破，并在新的條件下建立新的化學平衡?；瘜W平衡的移動A：化學平衡的移動化學平衡是有條件的動態(tài)平衡，當影響化學平衡的條件改變時，原來的平衡被破壞，進而在新的條件下逐漸建立新的平衡，這個原平衡向新平衡的轉(zhuǎn)化過程叫做化學平衡的移動。化學平衡移

3、動研究的對象是可逆化學反應的化學平衡狀態(tài)。從正逆化學反應速率的角度來看：（1）若外界條件改變，引起v正>v逆時，正反應占優(yōu)勢，化學平衡向正反應方向移動；（2）若v正<v逆，逆反應占優(yōu)勢，化學平衡向逆反應方向移動；（3）若v正=v逆均發(fā)生變化，但仍保持相等，化學平衡就沒有發(fā)生移動。1.濃度對化學平衡的影響在其他條件不變的情況下，增大反應物濃度，或減小生成物濃度?；瘜W平衡向正方向移動。減小反應物濃度，或增大生成物濃度。化學平衡向反方向移動。注意：（1）固體物質(zhì)和純液體無所謂濃度，其量改變，不影響平衡。（2）在溶液中的反應，若稀釋溶液，反應物濃度減小，生成物濃度也減小，正、逆反應速率均減

4、小，但減小的程度不同?？偟慕Y(jié)果是化學平衡向反應方程式中化學計量數(shù)增大的方向移動。可以同增大氣體反應平衡系統(tǒng)的體積而減小壓強引起的平衡移動進行對照記憶。（3）在生產(chǎn)過程中可通過增加廉價反應物的濃度以使化學平衡向正反應方向移動，從而提高價格較高的反應物的轉(zhuǎn)化率，以降低成本。2.壓強對化學平衡移動的影響對于有氣體參加的可逆反應來說，氣體的壓強改變，也能引起化學平衡的移動。對反應前后氣體總體積發(fā)生變化的化學反應，在其他條件不變的情況下，增大壓強，會使化學平衡向著體積減少移動。減小壓強，會使化學平衡向著體積增大的方向移動。注意：（1）對于有些可逆反應里，反應前后氣態(tài)物質(zhì)的總體積沒有發(fā)生變化，如2HI(g

5、) H2(g)+I2(g)在這種情況下，增大或減小壓強都不能使化學平衡移動。（2）固態(tài)物質(zhì)或液態(tài)物質(zhì)的體積，受壓強的影響很小，可以忽略不計。因此，如果平衡混合物都是固體或液體 ，可以認為改變壓強不能使化學平衡移動。（3）同等程度的改變反應混合物中的各物質(zhì)的濃度，應視為壓強對平衡的影響。如合成氨反應平衡體系中，N2、H2、NH3的濃度分別由0.1mol/L、0.3mol/L、0.2mol/L同時增加一倍，即0.2mol/L、0.6mol/L、0.4mol/L，此時相當于壓強增大一倍，平衡向正反應方向移動。（4）在恒容的容器中，當改變其中一種濃度時，必然同時引起壓強的改變，但判斷平衡移動的方向時，

6、應仍以濃度的影響去考慮。但是考慮對最終平衡狀態(tài)的影響時，則應該從壓強改變上去考慮。（詳見技巧思維）（5）加入惰性氣體后平衡體系是否發(fā)生移動，取決于平衡體系所占據(jù)的體積是否發(fā)生變化。例如（1）恒溫恒容時：充入惰性氣體體系總壓強增大，但是平衡體系的壓強并沒有改變，所以化學反應速率不變，化學平衡也不移動。（2）恒溫恒壓時：充人惰性氣體容器容積增大體系總壓強不變，但是平衡體系壓強減小 反應速率減小，平衡向氣體體積增大的方向移動。還有一種類型題，表面上看與壓強沒有什么關(guān)系，但其實就是用壓強來解釋的。例如常見的有兩個起始體積相同的密閉容器甲和乙，甲保持恒容，乙保持恒壓。我們在解決這類問題時，可以把它轉(zhuǎn)化為

7、壓強對平衡的影響。甲保持恒容了，隨著反應的進行，如果是向氣體體積縮小的方向來進行的話，那就等于是壓強減小了；如果是向氣體體積增大的方向來進行的話，那就等于是壓強增大了。然后再和乙對比就可以了。3.溫度對化學平衡的影響任何反應都伴隨著能量的變化，通常表現(xiàn)為放熱或吸熱；所以溫度對化學平衡移動也有影響。如果升高溫度，平衡向吸熱的方向移動；降低溫度平衡向放熱的方向移動。注意：（1）若某反應正反應為吸熱（或放熱）反應，則其逆反應則為放熱（或吸熱）反應。吸收的熱量與放出的熱量數(shù)值相等，符號相反。（2）升高反應溫度，正逆反應速率均增加，但是吸熱反應方向的速率增大的程度更大，因而使平衡向吸熱反應方向移動。4.

8、催化劑對化學反應平衡的影響催化劑能夠同等程度的改變正逆反應的速率，所以使用催化劑不能使平衡發(fā)生移動，但是可以改變達到平衡所需要的時間?！咀⒁狻科胶獾囊苿臃较?，與速率增大還是減小無關(guān)，只與正逆反應速率的相對大小有關(guān)。勒夏特列原理：如果改變影響平衡的條件之一（如溫度、壓強、以及參加反應的化學物質(zhì)的濃度），平衡就向著能夠減弱這種改變的方向移動。可見化學平衡有自我調(diào)節(jié)能力，總是力求保持原狀。這和物理上的慣性定理有點相似，物體有保持原來運動狀態(tài)的性質(zhì)，化學反應也可以看做一種特殊物質(zhì)的運動狀態(tài)，外界條件改變時，化學平衡也力求保持原狀態(tài)?；瘜W平衡移動也有點像生物上講的自我調(diào)節(jié)作用，炎熱的夏天，人體的毛孔擴張

9、，不斷出汗散發(fā)多余的熱量，以維持體溫在37左右。可見化學、生物、物理這些自然科學之間是有聯(lián)系的，學好物理和生物，對學好化學很有幫助。法國科學家勒夏特列把我們化學上的這種“自我調(diào)節(jié)”作用概括為平衡移動原理，后人為了紀念這位科學家，把這個原理叫做勒夏特列原理。注意：平衡向“減弱”外界條件變化的方向移動，但不能“抵消”外界條件的變化。對“減弱這種改變的理解”：增加反應物（的濃度）時，平衡應該向使反應物（的濃度）減小的方向移動；增大壓強的時候，平衡將向使氣體體積減小的方向移動；提高反應溫度的時候，平衡向吸熱反應方向移動。v（正）增大并不意味著平衡一定向正反應方向移動，只有v（正）> v（逆）時才

10、可以肯定平衡向正反應方向移動當平衡向正反應方向移動的時候，反應物的轉(zhuǎn)化率不一定提高，生成物的體積分數(shù)也不一定增大（因為反應物或反應混合物的總量增大了），增大一種反應物的濃度會提高另一種反應物的轉(zhuǎn)化率。溫度一定的時候平衡常數(shù)一定，濃度、壓強對平衡的影響應滿足平衡常數(shù)不變這一要素。存在平衡且平衡發(fā)生移動時才能應用平衡移動原理，如果不存在平衡（如鐵的電化學腐蝕）或雖存在平衡但不能移動，均不能應用平衡移動原理。B：化學平衡常數(shù)（1）化學平衡常數(shù)的表示方法對于一般的可逆反應：mA+nBpC+qD。其中m、n、p、q分別表示化學方程式中各反應物和生成物的化學計量數(shù)。當在一定溫度下達到化學平衡時，這個反應的

11、平衡常數(shù)可以表示為：k=在一定溫度下，可逆反應達到化學平衡時，生成物的濃度，反應物的濃度的關(guān)系依上述規(guī)律，其常數(shù)（用K表示）叫該反應的化學平衡常數(shù)（2）化學平衡常數(shù)的意義1）平衡常數(shù)的大小不隨反應物或生成物的改變而改變，只隨溫度的改變而改變。 2）平衡常數(shù)表示的意義：可以推斷反應進行的程度。K很大，反應進行的程度很大，轉(zhuǎn)化率大K的意義 K居中，典型的可逆反應，改變條件反應的方向變化。K很小，反應進行的程度小，轉(zhuǎn)化率小 3）注意：化學平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)，而與反應物與生成物的濃度無關(guān)。 反應物與生成物中只有固體或是液體存在的時候，由于其濃度可看作是“1”，因而不代入公式?；瘜W平衡常數(shù)是指某一具體

12、反應的平衡常數(shù)。若反應方向改變，則平衡常數(shù)改變；若方程式中的各物質(zhì)的計量數(shù)等倍擴大或是縮小，盡管是同一反應，平衡常數(shù)也會改變。 （3）化學平衡常數(shù)的應用 1）化學平衡常數(shù)數(shù)值的大小是可逆反應進行程度的標志。2）可利用平衡常數(shù)的值作為標準判斷正在進行的可逆反應是否平衡以及不平衡時向何方向進行以建立平衡。（濃度熵的概念）如對于可逆反應mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)，在一定溫度的任意時刻，反應物與生成物的濃度如下關(guān)系，Qc叫該反應的濃度商。a當QcK時，反應要達到平衡，必須減小c(C)和c(D)，增大c(A)和c(B)，所以反應向逆向進行達到平衡，即v逆v正b當Qc=K時，反應即為平衡

13、狀態(tài)，平衡不移動c當QcK時，反應要達到平衡，必須增大c(C)和c(D)，減小c(A)和c(B)，所以反應向正向進行達到平衡，即v正v逆 3）利用平衡常數(shù)K的值來判斷反應的熱效應。 升高溫度，K變大，則說明正反應為吸熱反應。 升高溫度，K減小，則說明正反應是放熱反應?；瘜W反應的方向1、焓判據(jù)和熵判據(jù) 焓是與物質(zhì)內(nèi)能有關(guān)的物理量，科學家提出用焓變來判斷反應進行的方向，這就是所謂的焓判據(jù)。焓變化量稱之為焓變，符號：H。不用借助于外力就可以自動進行的自發(fā)過程的共同特點是，體系傾向于從高能狀態(tài)轉(zhuǎn)變?yōu)榈湍軤顟B(tài)（這時體系會對外做功或釋放熱量）。在化學反應中，放熱反應過程中體系能量降低，因此具有自發(fā)進行的傾

14、向。我們經(jīng)常用焓變來判斷化學反應進行的方向。 但是有些吸熱反應也可以自發(fā)進行，例如在25和1.01×105Pa時，（NH4）2CO3（s）=NH4HCO3+NH3（g）；H=+74.9 kJ/mol可以自發(fā)進行。因此只根據(jù)焓變來判斷反應進行的方向是不全面的。這就涉及到與“有序”“無序”相關(guān)的“熵判據(jù)”。 人們提出在自然界還存在著另一種能夠推動體系變化的因素，即在密閉條件下，體系有從有序自發(fā)地轉(zhuǎn)變?yōu)闊o序的傾向（與有序相比無序更加穩(wěn)定）?？茖W家用熵來度量這種混亂的程度。在與外界隔離體系中，自發(fā)過程將導致體系的熵增大，即熵變（符號S）大于零。這個原理也叫做熵增加原理。在用來判斷過程的方向時

15、，就稱為熵判據(jù)。同一物質(zhì)存在著氣態(tài)時的熵值最大、液態(tài)時次之、固態(tài)時最小這樣普遍規(guī)律。但是有些熵減少的過程也能自發(fā)進行，例如10時的水就會自動結(jié)冰成為固態(tài)，這是熵減小的過程。因此只根據(jù)熵變來判斷反應進行的方向也是不全面的。 焓變和熵變都與反應的自發(fā)性有關(guān)，又都不能獨立地作為自發(fā)性的判據(jù)，要判斷反應進行的方向，必須綜合考慮體系的焓變和熵變。2、 反應進行方向的判斷注意事項（選講） 在討論過程的方向問題時，我們指的是沒有外界干擾時體系的性質(zhì)。如果允許外界體系施加某種作用，就可能出現(xiàn)相反的結(jié)果。如高溫高壓可以使石灰石分解，石墨轉(zhuǎn)化成金剛石等。 大量事實告訴我們，過程的自發(fā)性只能用于判斷過程的方向，不能

16、確定過程是否一定會發(fā)生和過程的速率。 自由能變化G，體系自由能變化綜合考慮了焓變和熵變對體系的影響：G=HTS。這是恒溫、恒壓下，判斷化學反應自發(fā)性的判據(jù)，它不僅與焓變和熵變有關(guān)，還與溫度有關(guān)，由上述關(guān)系式可推知：當H0，S0時，反應自發(fā)進行；當H0，S0時，反應不能自發(fā)進行；當H0，S0或H0，S0時，反應是否自發(fā)與溫度有關(guān)，一般低溫時，焓變影響為主，高溫時，熵變影響為主，而溫度影響的大小要視H、S的具體數(shù)值而定。【思維技巧】1.化學平衡計算的三段法可逆反應mAnBpC+qD達到平衡時： 用各物質(zhì)表示的反應速率之比等于化學方程式中的化學計量數(shù)之比即：VAVBVCVD=mnpq各物質(zhì)的變化量（變化濃度）之比等于化學方程式中相應化學計量數(shù)之比反應物的平衡量（或濃度）=起始量（或濃度）-消耗量（或濃度） 生成物的平衡量（或濃度）=起始量（或濃度）+增加量（或濃度）mA + nB pC + qD起始量(mol) a b c d變化量(mol) x 平衡量(mol) a-x 2.阿伏加德羅定律的兩個重要推論的應用恒溫、恒容時：，即混合氣體的壓強與其物質(zhì)的量成正比。恒溫、恒壓時：，即混合氣體的體積與其物質(zhì)的量成正比。3.混合氣體平均式量的計算由A、B、C三種氣體組成的混合氣體中，其平均式量（即平均相對分子質(zhì)量）： 其中