化学反应原理复习教案

化学平衡复习知识点一：焓变反应热1．反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应（1）.符号：△H （2）.单位：kJ/mol3.产生原因：化学键断裂——吸热化学键形成——放热放出热量的化学反应。

(放热>吸热) △H 为“-”或△H <0 吸收热量的化学反应。

（吸热>放热）△H 为“+”或△H >0 ☆常见的放热反应：①所有的燃烧反应②酸碱中和反应③大多数的化合反应④金属与酸的反应⑤生石灰和水反应⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等☆常见的吸热反应：①晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl 反应②大多数的分解反应③以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应④铵盐溶解等二、热化学方程式书写化学方程式注意要点:①化学方程式必须标出能量变化。

②化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g,，l，,s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示）③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。

③化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数④物质系数加倍，△H加倍；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变三、燃烧热1．概念：25 ℃，101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。

燃烧热的单位用kJ/mol表示。

※注意以下几点：①研究条件：101 kPa②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。

③燃烧物的物质的量：1 mol ④研究内容：放出的热量。

（ΔH<0，单位kJ/mol）四、中和热1．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mol H2O，这时的反应热叫中和热。

2．强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应，其热化学方程式为： H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ΔH=－57.3kJ/mol 3．弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于57.3 kJ/mol。

4．中和热的测定实验五、盖斯定律1．内容：化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与具体反应进行的途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的知识要点二 化学反应速率1．表示方法：通常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。

2．数学表达式及单位v ＝_Δc Δt _，单位为mol·L －1·min －1或mol·L －1·s －1。

3．规律同一反应在同一时间内，用不同物质来表示的反应速率可能_不同_，但反应速率的数值之比等于 这些物质在化学方程式中的__化学计量数__之比。

※ 注意：1.化学反应速率一般指平均速率而非是瞬时速率。

2.固体或纯液体的浓度视为定值，因此不用固体或纯液体表示反应速率。

例 反应4NH 3(g)+5O 2(g)=4NO(g)+6H 2O(g)在 5L 密闭容器中进行，30秒后，NO 的物质的量增加了0.3 mol ，则此反应的平均速率v(x)(表示反应物的消耗速率或生成物的生成速率为( ) A ．v (O 2)= 0.0l mol ·L -1·s -1B ．v (NO)=0.002 mol ·L -1·min -1C ．v (H 2O)=0.003 mol ·L -1·s -1D ．v (NH 3)=0.001 mol ·L -1·s -1知识要点三 影响化学反应速率的因素 1．内因(主要因素)：反应物本身的_____。

2．外因(其他条件不变，只改变一个条件)例对于反应2SO 2(g)＋O 2(g)2SO 3(g)，能增大正反应速率的措施是( ) A ．通入大量O 2B ．增大容器容积C ．移去部分SO 3D ．降低体系温度※平衡判断推论：例举反应mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)混合物体系中各成分的含量①各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定平衡②各物质的质量或各物质质量分数一定平衡③各气体的体积或体积分数一定平衡④总体积、总压力、总物质的量一定不一定平衡正、逆反应速率的关系①在单位时间内消耗了m molA同时生成m molA，即V(正)=V(逆) 平衡②在单位时间内消耗了n molB同时消耗了p molC，则V(正)=V(逆) 平衡③V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q，V(正)不一定等于V(逆) 不一定平衡④在单位时间内生成n molB，同时消耗了q molD，因均指V(逆) 不一定平衡压强①m+n≠p+q时，总压力一定（其他条件一定）平衡②m+n=p+q时，总压力一定（其他条件一定）不一定平衡混合气体平均相对分子质量Mr ①Mr一定时，只有当m+n≠p+q时平衡②Mr一定时，但m+n=p+q时不一定平衡温度任何反应都伴随着能量变化，当体系温度一定时（其他不变）平衡体系的密度密度一定不一定平衡其他如体系颜色不再变化等平衡例哈伯因发明了由氮气和氢气合成氨气的方法而获得1918年诺贝尔化学奖。

现向一密闭容器中充人1mol N2和3mol H2，在一定条件下使该反应N2(g)＋3H2(g) 2NH3(g) 发生。

下列有关说法正确的是( )A、达到化学平衡时，N2将完全转化为NH3B、达到化学平衡时，N2、H2和NH3的物质的量浓度一定相等C、达到化学平衡时，N2、H2和NH3的物质的量浓度不再变化D、达到化学平衡时，正反应和逆反应的速率都为零知识要点1、影响化学平衡移动的因素:a.浓度对化学平衡移动的影响（1）影响规律：在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，都可以使平衡向正方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向逆方向移动（2）增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡不移动_（3）在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应物浓度减小，生成物浓度也减小， V正减小，V逆减小，但是减小的程度不同，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。

b、温度对化学平衡移动的影响影响规律：在其他条件不变的情况下，温度升高会使化学平衡向着吸热反应方向移动，温度降低会使化学平衡向着放热反应方向移动。

c、压强对化学平衡移动的影响影响规律：其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着体积缩小方向移动；减小压强，会使平衡向着体积增大方向移动。

注意：（1）改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动（2）气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似d.催化剂对化学平衡的影响：由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的，所以平衡不移动。

但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的时间。

2.勒夏特列原理（平衡移动原理）：如果改变影响平衡的条件之一（如温度，压强，浓度），平衡向着能够减弱(无法完全抵消)这种改变的方向移动。

3.平衡转化率：某一可逆化学反应达到化学平衡状态时,转化为目的产物的某种原料量占该种原料起始量的百分数。

4.化学平衡原理在合成氨中的运用：N2(g)＋3H2(g) 2NH3(g) （高温，高压，催化剂）ΔH＜0（1）压强：20MPa~50MPa. 解析-增大压强，反应正向进行，但压强越大，需要成本越高，（2）温度：500°C，解析-反应放热，升高温度，平衡逆向移动。

但温度过低，反应速率会很小，并且在500°C时催化剂铁触媒的活性最大，故在实际生产中，一般选用500°C。

（不能用勒夏特列原理解释）（3）浓度：增加N2 的浓度（来源广泛），或者分离出NH3，使得平衡正向移动，（4）催化剂：采用铁触媒（以铁为主，混合的催化剂），铁触媒在500°C时活性最大，这也是合成氨选在500°C的一个原因。

例1反应X(g)＋Y(g)2Z(g)；ΔH＜0，达到平衡时，下列说法正确的是( )A.减小容器体积，平衡向右移动B.加入催化剂，Z的产率增大C.增大c(X)，X的转化率增大D.降低温度，Y的转化率增大例2 以氢气、一氧化碳为主要成分，供化学合成的一种原料气体叫合成气。

工业上通过“天然气蒸气转化”反应来得到合成气，其反应为：CH4+H2O(g)CO+3H2；△H>0。

工业上通过采用合适的温度和压强、适宜的催化剂以及合适的CH4与H2O配比来获得最佳的生产效率。

对于该转化反应的有关叙述正确的是( )A．增大压强，有利于得到更多的合成气B．反应温度越低，越有利于合成气的生产C．工业生产中采用加入过量水蒸气来提高甲烷的利用率D．工业生产中使用催化剂的目的在于提高甲烷的利用率知识要点三. 化学平衡常数（一）定义：在一定温度下，当一个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比值。

符号： K表达式：对于一般的可逆反应： mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g)C p(C)·C q(D)当在一定温度下达到平衡时，有 K= C m(A)·C n(B)（二）使用化学平衡常数K应注意的问题：1、表达式中各物质的浓度是变化的浓度，不是起始浓度也不是物质的量。

2、K只与温度（T）有关，与反应物或生成物的浓度无关。

3、反应物或生产物中有固体或纯液体存在时，由于其浓度是固定不变的，可以看做是“1”而不代入公式。

（三）化学平衡常数K的应用:1、化学平衡常数值的大小是可逆反应进行程度的标志。

K值越大，说明平衡时生成物的浓度越大，它的正向反应进行的程度越大，即该反应进行得越完全，反应物转化率越高。

反之，则相反。

一般地，K>105_时，该反应就进行得基本完全了。

2、判断平衡移动的方向。

（Q：浓度积）对于一般的可逆反应： mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g)C p(C)·C q(D)当在一定温度下任意时刻时，有 Q= C m(A)·C n(B)（1）Q〈K: 反应向正反应方向进行;（2）Q=K: 反应处于平衡状态 ;（3）Q〉K: 反应向逆反应方向进行3、利用K值可判断反应的热效应若温度升高，K值增大，则正反应为吸热反应若温度升高，K值减小，则正反应为放热反应例1:炼铁高炉中发生的反应有:FeO(s)+CO(g) Fe(s)+CO2(g); △H < 0(1)该反应的平衡常数表达式K=____________;(2)已知1100℃时,K=0.263.温度升高,化学平衡移动后达到新的平衡,平衡常数K_____(填增大、减小或不变).(3) 1100℃时,测得高炉中c(CO2)=0.025mol/L,c(CO)=0.1mol/L,在这种情况下,该反应是否处于平衡状态____(填是或否),此时反应速率是v正________v逆(填>、<或=).例2:在某温度下,将H2和I2各0.10mol的气态混合物充入 10L的密闭容器中,充分反应,达到平衡后,测得C(H2)=0.0080mol/L.(1)求该反应的平衡常数(2)在上述温度下,该容器中若通入H2和I2蒸汽各 0.20mol.试求达到化学平衡状态时各物质的浓度.解(1)根据题意得: H2 + I2≒ 2HI起始浓度mol/L: 0.01 0.01 0变化浓度mol/L： 0.0020 0.0020 0.0040平衡浓度mol/L: 0.0080 0.0080 0.0040。