化學(xué)反應平衡（二）
1、解析化學(xué)平衡移動(dòng)題目的一般思路
改變條件
2、化學(xué)平衡常數
（1）概念
在一定溫度下，當一個(gè)可逆反應達到平衡狀態(tài)時(shí)，各生成物濃度的化學(xué)計量數次冪的乘積與各反應物濃度的化學(xué)計量數次冪的乘積的比值是個(gè)常數，這個(gè)常數叫做化學(xué)平衡常數，簡(jiǎn)稱(chēng)平衡常數．用符號K表示．
對于一般可逆反應：mA（g）+nB（g）?pC（g）+qD（g），K=
（2）書(shū)寫(xiě)化學(xué)平衡常數應注意的問(wèn)題
①稀溶液中進(jìn)行的反應，水的“濃度”作為常數，在平衡常數中不用書(shū)寫(xiě)．
②當反應中有固體物質(zhì)參加時(shí)，固體的“濃度”作為常數，在平衡常數表達式中不用書(shū)寫(xiě)．
③化學(xué)平衡常數表達式與化學(xué)方程式的書(shū)寫(xiě)方式有關(guān)．同一個(gè)化學(xué)反應，由于書(shū)寫(xiě)的方式不同，各反應物、生成物的化學(xué)計量數不同，平衡常數就不同．但是這些平衡常數可以相互換算．
如：N2+3H2?2NH3；
2NH3?N2+3H2；
④不同的化學(xué)平衡體系，其平衡常數不一樣．平衡常數大，說(shuō)明生成物的平衡濃度較大，反應物的平衡濃度相對較小，即表明反應進(jìn)行得較完全．因此，平衡常數的大小可以表示反應進(jìn)行的程度．
⑤一般認為K＞105反應較完全（即不可逆反應），K＜10-5反應很難進(jìn)行（即不反應）．
（3）平衡表達式K的意義：定量的衡量化學(xué)反應進(jìn)行的程度．
①表示可逆反應進(jìn)行的程度：K值越大，表示反應進(jìn)行的程度越大，反應物的轉化率也越大．
②判斷可逆反應進(jìn)行的方向：
對于可逆反應，在一定的溫度的任意時(shí)刻，生成物濃度的化學(xué)計量數次冪與反應物的化學(xué)計量數次冪的比值叫做反應的濃度商，用Qc表示．
Qc＜K時(shí)，向正反應方向進(jìn)行；Qc=K時(shí)，反應平衡；Qc＞K時(shí)，向逆反應方向進(jìn)行．
（4）影響因素
平衡常數K只受溫度影響，隨溫度的變化而變化，與反應物或生成物的濃度無(wú)關(guān)，也與反應是從正反應開(kāi)始還是從逆反應開(kāi)始無(wú)關(guān)。一個(gè)確定的可逆反應，在一定溫度下其平衡常數是一個(gè)定值，在使用平衡常數時(shí)應注明溫度。
若升高溫度，K值增大，則正反應為吸熱反應；若升高溫度，K值減小，則正反應為放熱反應．
3、化學(xué)平衡計算的一般思路和方法
建立模型、確定關(guān)系、依據題意列出方程。
如以下反應：mA（g）＋nB(g)?pC（g）+qD（g），令A、B起始物質(zhì)的量分別為amol、bmol，達到平衡后，A的物質(zhì)的量變化為mx mol。
（1）計算模式——列三行
mA（g）＋nB(g) ? pC（g）+ qD（g）
起始物質(zhì)的量 a b 0 0
變化物質(zhì)的量 mx nx px qx
平衡物質(zhì)的量 a-mx b-nx px qx
對于反應物：n平=n始-n變
對于生成物：n平=n始+n變
在體積固定不變的容器中，濃度同樣遵循上述規律。
（2）轉化率的計算
A的轉化率=（已轉化量/轉化前總量）*100％=（mx/a）*100％
(量：物質(zhì)的量、濃度、體積、質(zhì)量等)
（3）各組分的體積分數（φ）
4、等效平衡
（1）等效平衡的定義
在一定條件（恒溫、恒容或恒溫、恒壓）下，只是起始加入情況不同的同一可逆反應達到平衡后，任何相同組分的物質(zhì)的量分數（或體積分數）均相同，這樣的化學(xué)平衡互稱(chēng)等效平衡．
（2）等效平衡的建立
化學(xué)平衡狀態(tài)的建立與條件（如濃度、溫度、壓強等）有關(guān)，而與建立平衡時(shí)的途徑無(wú)關(guān)，因而同一可逆反應，從不同的狀態(tài)開(kāi)始，只要達到平衡時(shí)的條件（濃度、溫度、壓強等）完全相同，則可形成等效平衡．
如常溫常壓下，可逆反應：
2SO2 +O2 ? 2SO3
①2mol 1mol 0
②0 0 2mol
③1mol 0.5mol 1mol
①從正反應開(kāi)始 ②從逆反應開(kāi)始 ③從正、逆反應同時(shí)開(kāi)始，由于①、②、③三種情況如果按方程式的化學(xué)計量數比折算成同一方向的反應物，對應各組分的物質(zhì)的量均相等[如將②、③折算為①]，因此三者為等效平衡．
（3）等效平衡的規律
①恒溫、恒容條件下的等效平衡
Ⅰ類(lèi)：在恒溫、恒容條件下，對于反應前后氣體化學(xué)計量數不相等的可逆反應，只改變起始時(shí)加入物質(zhì)的物質(zhì)的量，若通過(guò)可逆反應的化學(xué)計量數之比換算成同一邊物質(zhì)的物質(zhì)的量，所得反應物（或生成物）的物質(zhì)的量與原起始量對應相同，則兩平衡等效．簡(jiǎn)記：必須對應相同．
Ⅱ類(lèi)：在恒溫、恒容條件下，對于反應前后氣體化學(xué)計量數相等的可逆反應，只改變起始時(shí)加入物質(zhì)的物質(zhì)的量，若通過(guò)可逆反應的化學(xué)計量數之比換算成同一邊物質(zhì)的物質(zhì)的量，所得反應物（或生成物）的物質(zhì)的量之比與原起始量之比對應相同，則兩平衡等效．簡(jiǎn)記：對應成比例．
②恒溫、恒壓條件下的等效平衡
在恒溫、恒壓條件下，對于反應前后氣體化學(xué)計量數任意性的可逆反應，只改變起始時(shí)加入物質(zhì)的物質(zhì)的量，若通過(guò)可逆反應的化學(xué)計量數之比換算成同一邊物質(zhì)的物質(zhì)的量，所得反應物（或生成物）的物質(zhì)的量之比與原起始量之比對應相同，則兩平衡等效．簡(jiǎn)記：對應成比例．
5、化學(xué)反應進(jìn)行的方向
（1）焓變與熵變的定義：
①焓變：焓變是指體系內能的變化，焓變?yōu)檎嫡f(shuō)明反應吸熱，體系能量增加；焓變?yōu)樨撝嫡f(shuō)明反應放熱，體系能量減少．
②熵變：熵變是指體系混亂程度的變化，熵變?yōu)檎嫡f(shuō)明體系的混亂程度增加，熵變?yōu)樨撝嫡f(shuō)明混亂程度減?。?/span>
（2）焓變與化學(xué)反應方向的關(guān)系
體系總是趨向于從高能狀態(tài)轉變?yōu)榈湍軤顟B(tài)（這時(shí)體系往往會(huì )對外做功或釋放能量）．這一經(jīng)驗規律是能量判斷的依據，即焓變是決定一個(gè)化學(xué)反應能否自發(fā)進(jìn)行的一個(gè)重要因素．
①多數能自發(fā)進(jìn)行的化學(xué)反應是放熱反應．
②有一些吸熱反應在室溫條件下不能自發(fā)進(jìn)行，但在較高溫度下卻能自發(fā)進(jìn)行．例如：在室溫和較高溫度下均為吸熱過(guò)程的CaCO3的分解反應．
③有不少吸熱反應在室溫條件下也能自發(fā)進(jìn)行．
結論：反應放熱有利于反應自發(fā)進(jìn)行，反應吸熱也有可能自發(fā)進(jìn)行，這說(shuō)明反應的焓變只是與反應能否自發(fā)進(jìn)行有關(guān)的一個(gè)因素，但不是唯一因素．
（3）熵變與化學(xué)反應方向的關(guān)系
在同一條件下，不同的物質(zhì)熵值不同，且一物質(zhì)的熵與其聚集狀態(tài)及外界條件還有關(guān)，一般來(lái)說(shuō)，S（g）＞S（l）＞S （s）．在密閉的條件下，體系有從有序自發(fā)地轉變?yōu)闊o(wú)序的傾向，該變化過(guò)程體系的熵增大．熵值越大，體系的混亂程度越大．
①許多熵增加的反應在常溫、常壓下可以自發(fā)進(jìn)行．產(chǎn)生氣體或氣體物質(zhì)的物質(zhì)的量增大的反應，熵變通常都是正值，為熵增加反應．
②有些熵增加的反應在常溫、常壓下不能自發(fā)進(jìn)行，但在較高溫度下可以自發(fā)進(jìn)行．
例如：CaCO3（s）CaO（s）+CO2（g）
③有不少熵減小的反應，在一定條件下也可自發(fā)進(jìn)行．
例如：2Al（s）+Fe2O3（s）Al2O3（s）+2Fe（s）
結論：熵增加有利于反應自發(fā)進(jìn)行，熵減小的反應，在一定條件下也可自發(fā)進(jìn)行．故熵增原理是解釋反應能否自發(fā)進(jìn)行有關(guān)的一個(gè)因素，但不是唯一因素．由此可見(jiàn)，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，要判斷反應進(jìn)行的方向，必須綜合考慮體系的焓變和熵變．
（4）焓變和熵變與化學(xué)反應進(jìn)行的方向．
結論：一個(gè)化學(xué)反應能否自發(fā)進(jìn)行，既與反應的焓變有關(guān)，又與反應的熵變有關(guān)．一般來(lái)說(shuō)體系能量減小和混亂度增加都能促使反應自發(fā)進(jìn)行，焓變和熵變共同制約著(zhù)化學(xué)反應進(jìn)行的方向，但焓和熵都不是唯一因素，我們不能單純地根據焓變或熵變來(lái)判斷某個(gè)反應是否自發(fā)進(jìn)行．在等溫、等壓條件下，化學(xué)反應的方向是由反應的焓變和熵變共同決定的．化學(xué)反應自發(fā)進(jìn)行的最終判據是吉布斯自由能變，自由能一般用△G來(lái)表示．且△G=△H-T△S：
當△G=△H-T△S＜0時(shí)，反應向正反應方向能自發(fā)進(jìn)行．
當△G=△H-T△S=0時(shí)，反應達到平衡狀態(tài)．
當△G=△H-T△S＞0時(shí)，反應不能向正反應方向自發(fā)進(jìn)行．
化學(xué)反應平衡知識點(diǎn)小結
1、判斷轉化率的變化時(shí)，不要把平衡正向移動(dòng)與反應物轉化率提高等同起來(lái)，要視具體情況而定。
2、壓強的影響實(shí)質(zhì)是濃度的影響，所以只有當這些“改變”造成濃度改變時(shí)，平衡才有可能移動(dòng)。
3、化學(xué)平衡移動(dòng)的目的是“減弱”外界條件的改變，而不是“抵消”外界條件的改變，改變是不可逆轉的。新平衡時(shí)此物理量更靠近于改變的方向。
①增大反應物A的濃度，平衡右移，A的濃度在增大的基礎上減小，但達到新平衡時(shí)，A的濃度一定比原平衡大；
②若將體系溫度從50℃升高到80 ℃，則化學(xué)平衡向吸熱反應方向移動(dòng)，達到新的平衡狀態(tài)時(shí)50 ℃T<80>
③若對體系N2(g)＋3H2(g)→2NH3(g)加壓，例如從30MPa加壓到60MPa，化學(xué)平衡向氣體分子數減小的方向移動(dòng)，達到新的平衡時(shí)30MPap<60>
4．我們在分析化學(xué)平衡移動(dòng)對顏色、壓強、濃度等變化時(shí)，有時(shí)我們可以給自己建立一個(gè)平臺，“假設平衡不移動(dòng)”，然后在此平臺的基礎上進(jìn)行分析、比較，就容易得到正確答案。
隨堂鞏固練習
1、一定量的混合氣體在密閉容器中發(fā)生如下反應：mA（g）+nB（g）?pC（g），在一定溫度下反應達到平衡，將容器容積縮小到原來(lái)的1/2，當達到新的平衡時(shí)，C的濃度變?yōu)樵胶鈺r(shí)的1.9倍．若壓縮過(guò)程中溫度恒定，則下列說(shuō)法中不正確的是（ ?。?/span>
A．m+n＜p
B．平衡向逆反應方向移動(dòng)
C．C的體積分數增大
D．A的轉化率降低
2、在一定條件下，向一體積為2 L的恒容密閉容器中充入2mol A、1molB，發(fā)生如下反應：2A（g）+B?3C（g）△H=﹣Q kJ/mol（Q＞0）．經(jīng)過(guò)60s達到平衡，測得B物質(zhì)的量為0.2mol，下列對該平衡的敘述正確的是（ ?。?/span>
A．用A濃度表示該反應速率為1.6 mol/（L·min）
B．若使容器體積變?yōu)? L，則B的物質(zhì)的量一定減小
C．達到平衡，測得放出熱量為x kJ，則x=Q
D．若向容器再充入1mol C，重新達到平衡，A的體積分數保持不變，則B為氣態(tài)
3、在一個(gè)密閉容器中發(fā)生反應：2SO2（g）+O2（g）?2SO3（g），反應過(guò)程中某一時(shí)刻SO2、O2、SO3的濃度分別為0.2 mol/L、0.2 mol/L、0.2 mol/L，當反應達到反應限度時(shí)可能的數據是（ ?。?/span>
A．c（SO3）=0.4mol/L
B．c（SO2）=c（SO3）=0.15 mol/L
C．c（O2）=0.35 mol/L
D．c（SO2）+c（SO3）=0.4 mol/L
4、下列說(shuō)法不正確的是（ ?。?/span>
A．△H＜0、△S＞0的反應在任何溫度下都能自發(fā)進(jìn)行
B．NH4HCO3（s）═ NH3（g）+H2O（g）+CO2（g）△H=+185.57kJ·mol﹣1能自發(fā)進(jìn)行，原因是體系有自發(fā)地向混亂度增加的方向轉變的傾向
C．因為焓變和熵變都與反應的自發(fā)性有關(guān)，因此焓變或熵變均可以單獨作為反應自發(fā)性的判據
D．在其他外界條件不變的情況下，使用催化劑，可以改變化學(xué)反應進(jìn)行的速率
5、下列說(shuō)法中正確的是（ ?。?/span>
A．凡是放熱反應都是自發(fā)的，吸熱反應都是非自發(fā)的
B．自發(fā)反應一定是熵增大，非自發(fā)反應一定是熵減小或不變
C．熵增加且放熱的反應一定是自發(fā)反應
D．非自發(fā)反應在任何條件下都不能實(shí)現
高考化學(xué)考試大綱知識點(diǎn)
本篇為化學(xué)反應平衡
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