高二化学《化学平衡》课件
人教版高中化学第二册必修+选修化学平衡(第一课时)
2-2-1 化学平衡（第一课时）
[教学目标]
1．知识目标
（1）理解化学平衡状态等基本概念。
（2）理解化学平衡状态形成的条件、适用范围、特征。
（3）常识性了解化学平衡常数的意义。
2．能力和方法目标
（1）用化学平衡状态的特征判断可逆反应是否达到化学平衡状态，从而提高判断平衡状态、非平衡状态的能力。
（2）通过从日常生活、基本化学反应事实中归纳化学状态等，提高学生的归纳和总结能力；通过溶解平衡、化学平衡、可逆反应之间的联系，提高知识的总结归纳能力。
（3）利用化学平衡的动态特征，渗透对立统一的辩证唯物主义思想教育。
3．重点和难点
重点是化学平衡状态的特征；难点是化学平衡状态判断。
[教学过程]
见ppt文件。
[课堂补充练习]
1．化学平衡主要研究下列哪一类反应的规律（ ）。
（A）可逆反应 （B）任何反应 （C）部分反应 （D）气体反应
2．在已经处于化学平衡状态的体系中，如果下列量发生变化，其中一定能表明平衡移动的是（ ）。
（A）反应混合物的浓度 （B）反应物的转化率
（C）正、逆反应速率 （D）反应混合物的压强
3．在2NO2 N2O4的可逆反应中，下列状态属于平衡状态的是（ ）。
（A）υ正=υ逆 ≠0时的状态 （B）NO2全部转变成N2O4的状态
（C）c（NO2）=c（N2O4）的状态 （D）体系的颜色不再发生变化的状态
4．一定条件下，合成氨反应达到平衡状态时，按如下操作，平衡不发生移动的是（ ）
（A）恒T、P时，充入NH3 （B）恒T、V时，充入N2
（C）恒T、P时，充入He （D）恒T、V时，充入He
5．下列哪个说法可以证明反应N2+3H22NH3已达到平衡状态（ ）。
（A）1个N≡N键断裂的同时，有3个H-H键形成
高二化学选修4第2章 化学反应速率和化学平衡
第二章 化学反应速率和化学平衡
一、选择题(每小题有1个或2个选项符合题意)
1．工业上制备纯硅反应的热化学方程式如下：
SiCl4(g)＋2H2(g)＝Si(s)＋4HCl(g)；ΔH＝＋QkJ·mol－1(Q>0)
某温度、压强下，将一定量反应物通入密闭容器进行以上反应(此条件下为可逆反应)，下列叙述正确的是 ( )
A．反应过程中，若增大压强能提高SiCl4的转化率
B．若反应开始时SiCl4为1 mol，则在平衡时，吸收热量为QkJ
C．反应至4 min时，若HCl浓度为0.12 mol·L－1，则H2的反应速率为0.03 mol·(L·min)－1
D．当反应吸收热量为0.025QkJ时，生成的HCl通入100 mL1 mol·L－1的NaOH溶液恰好反应
【解析】 根据SiCl4(g)＋2H2(g)＝Si(s)＋4HCl(g)；ΔH＝＋QkJ·mol－1(Q>0)可知，该反应为正向气体体积增大且吸热的可逆反应。A项若在反应过程中增大压强，平衡逆向移动，SiCl4转化率降低，A项错。1 mol SiCl4反应达平衡时，不可能完全转化，因此吸收热量小于QkJ，B项错。C项中HCl的速率为0.03 mol·L－1·mol－1，H2的速率应为0.015 mol·L－1·min－1，故C错误。当反应吸收热量为0.025QkJ时，反应生成HCl为0.1 mol，将其通入100mL
1 mol·L－1的NaOH溶液中恰好反应，D正确。
【答案】 D
2．已知：4NH3(g)＋5O2(g)＝4NO(g)＋6H2O(g)；ΔH＝－1025kJ·mol－1，该反应是一个可逆反应。若反应物起始物质的量相同，下列关于该反应的示意图不正确的是
(
)
【解析】 正反应为放热反应，升高温度，反应速率增大，平衡左移，NO含量降低，A项正确，C项错误；正反应是体积增大的反应，增大压强平衡左移，NO含量降低，B项正确；加入催化剂可加快反应速率，缩短到达平衡的时间，D项正确。
高二化学课堂化学平衡
高二化学课堂化学平衡
化学平衡是高中化学课程中的重要内容之一，它描述了化学反应在一定条件下达到的动态平衡状态。在化学平衡的学习过程中，我们需要了解平衡常数、平衡表达式、平衡定律等概念，并学会运用它们解决相关问题。
一、平衡常数与平衡表达式
平衡常数是化学平衡状态的数值描述，通常用K表示。对于平衡反应：
aA + bB ⇌ cC + dD
它的平衡常数表达式为：
K = [C]^c[D]^d / [A]^a[B]^b
其中，[A]、[B]、[C]、[D]分别表示反应物A、B和生成物C、D的浓度。
平衡常数的数值大小反映了反应的偏向性，当K > 1时，生成物浓度较大，反应向右偏；当K < 1时，反应物浓度较大，反应向左偏。
二、平衡定律
平衡定律描述了化学平衡系统所遵循的定量关系。对于一般的化学平衡反应：
aA + bB ⇌ cC + dD 根据化学平衡原理，平衡定律表达式可写为：
Kc = ( [C]^c [D]^d ) / ( [A]^a [B]^b )
其中，Kc为摩尔浓度为单位的平衡常数。
需要注意的是，平衡定律只在一定条件下成立，即反应体系处于恒温、封闭和无机外物质干扰的条件下。
三、利用平衡常数解决问题
利用平衡常数可以解决很多与化学平衡相关的问题。如计算未知物质浓度、判断反应方向、确定平衡浓度等。
1. 确定未知物质浓度：根据已知物质的浓度和平衡常数，通过平衡常数表达式可以计算未知物质的浓度。这对于分析实验数据、确定反应机理等都具有重要意义。
2. 判断反应方向：通过平衡常数的大小可以判断反应是向左还是向右偏。当K > 1时，反应向右偏；当K < 1时，反应向左偏。
3. 确定平衡浓度：在给定反应物初始浓度和平衡常数的情况下，可以通过解平衡常数表达式来计算平衡时反应物和生成物的浓度。
四、影响平衡的因素
化学平衡受到多种因素的影响，主要包括温度、压强和浓度。
1. 温度：温度的升高会使平衡常数变大或变小，取决于反应的焓变。对于吸热反应，温度升高会使平衡常数变大，反应向右偏；对于放热反应，反应温度升高会使平衡常数变小，反应向左偏。 2. 压强：压强的改变对只涉及气体物质的反应具有影响。增大压强会使平衡常数变大或变小，具体取决于反应物和生成物的摩尔数之比。
高三化学平衡讲义
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1文档收集于互联网，已整理，word版本可编辑. 化学平衡
1、勒沙特列原理：如果改变影响化学平衡的某一条件，平衡就向着能够减弱这种改变的方向移动.
⑴浓度： 增反应物浓度或减生成物浓度, 平衡 移动减反应物浓度或增生成物浓度, 平衡
移动.
⑵温度： 升温,平衡向 方向移动；降温,平衡向 方向移动.
⑶压强： 加压,平衡向气体体积 方向移动；减压,平衡向气体体积 方向移动.
⑷催化剂： 对化学平衡无影响,但能缩短到达平衡所需的时间.
2、化学平衡计算的基本模式——平衡“三步曲”
设平衡时,A的物质的量的变化为x mol
例： mA + nB
pC + qD
起始： a b 0 0
转化：
平衡：
3、解答图象题常用的几条重要规律：
①定点分析； (固定某一条件,观察另某一条件的改变对反应的影响)
②温度越高 到达平衡所需时间就越短；(同压强时)
③压强越大 到达平衡所需时间就越短；(同温度时)
④使用催化剂 到达平衡所需时间就越短；
4、两类重要的等效平衡：
⑴同温同压下，若起始加入量与原加入量比例相等的，则为等效平衡（组成百分比相同）
⑵同温同体积下，若起始加入量与原加入量的物质的量等效相同，则为等效平衡
5、一个重要的等效操作：
体积不变，各物质加入量增加一倍等效于增大压强(因为其效果相同：都是浓度增大一倍)
6、惰气对化学平衡的影响：
⑴压强不变，充入惰气 , (实质：体积增大)平衡向气体体积增大方向 移动；
⑵体积不变，充入惰气，平衡不移动。实质：（看体积是否变化）
①体积增大，平衡向气体体积增大方向移动；
高二化学化学平衡.doc
学科：化学
教学内容：高二化学：化学平衡
【基础知识精讲】
1.可逆反应
在同一条件下，能同时向正、逆两个方向进行的化学反应称为可逆反应.
化学平衡的前提是可逆的.对于绝大多数的化学反应来说，反应都有一定的可逆性，即反应的可逆性是化学反应的普遍特征.但有的逆反应倾向比较小，从整体上看反应实际上是朝一个方向进行的，这些反应就不能称为可逆反应.
2.化学平衡的建立
在一定条件下进行的可逆反应，若开始只有反应物，没有生成物，则v正最大，v逆为空.随着反应的进行，反应物不断减少，生成物不断增多，v正越来越小，v逆越来越大，反应进行到某一时刻时，v正＝v逆，此时，化学反应进行到最大程度，反应物和生成物的浓度不再发生变化，反应物和生成物的混合物(简称反应混合物)就处于化学平衡状态，简称化学平衡.(如右图所示)简单地说：
化学平衡状态是指在一定条件下的可逆反应里，正反应和逆反应的速率相等，反应混合物中各部分的浓度保持不变的状态.
3.化学平衡的特征
(1)前提特征——逆.只有可逆反应，才论化学平衡.反过来，论化学平衡，一定是针对可逆反应.
(2)动态特征——v正＝v逆≠0.正逆反应速率相等，但不为零，表示平衡时反应并未终止.
(3)定变特征——达到平衡时，反应混合物各组分的浓度保持一定(不一定相等).但若改变条件(如温度、压强、浓度)，平衡就会被破坏，使v正≠v逆，经过一段时间后，建立新的平衡，v正′＝v逆′≠v正.
(4)等同特征——对某一可逆反应，在相同条件下，无论是由正反应开始，还是从逆反应开始，最终均可达到同一平衡状态.即化学平衡状态的建立与反应途径无关.简称等效平衡.
4.化学平衡常数
人们为了研究化学平衡的特征，将平衡时，生成物浓度的乘积除以反应物浓度的乘积，发现只要温度不变，该值就不变.而无论可逆反应是从正反应开始还是从逆反应开始，也无论反应物的起始浓度的大小如何，该值均保持不变.化学平衡常数用K表示.以反应CO+H2O(g) CO2+H2为例， K＝)()()()(222OHcCOcHcCOc
2.2化学平衡图像(第4课时)(教学设计)高二化学高效课堂(人教版2019选择性必修一)
第二章 《化学平衡》教学设计
第二节
第四课时 化学平衡图像
课题： 2.2.4 化学平衡图像 课时 1 授课年级 高二
课标要求 能运用浓度、压强、温度对化学平衡的影响规律，推测平衡 移动方向及浓度、转化率等相关物理量的变化，能讨论化学反应条 件的选择和优化。
教材
分析 化学平衡图像是描述化学反应中物质浓度随时间变化的一种图形表示方法。在教材中，化学平衡图像通常包括以下几种类型：
1. 反应速率与时间的关系图：这种图像表示了在一定条件下，反应物浓度随时间的变化情况。通过观察图像，可以了解反应的快慢以及达到平衡所需的时间。
2. 反应速率与温度的关系图：这种图像表示了在一定压力下，反应速率随温度的变化情况。通过观察图像，可以了解反应速率对温度的敏感性，以及反应的活化能。
3. 反应物浓度与时间的关系图：这种图像表示了在一定条件下，反应物浓度随时间的变化情况。通过观察图像，可以了解反应物的消耗速度以及达到平衡所需的时间。
4. 生成物浓度与时间的关系图：这种图像表示了在一定条件下，生成物浓度随时间的变化情况。通过观察图像，可以了解生成物的生成速度以及达到平衡所需的时间。
5. 反应物浓度与压力的关系图：这种图像表示了在一定温度下，反应物浓度随压力的变化情况。通过观察图像，可以了解反应物浓度对压力的敏感性，以及反应的K值（平衡常数）。
6. 生成物浓度与压力的关系图：这种图像表示了在一定温度下，生成物浓度随压力的变化情况。通过观察图像，可以了解生成物浓度对压力的敏感性，以及反应的K值（平衡常数）。
7. 反应物浓度与温度的关系图：这种图像表示了在一定压力下，反应物浓度随温度的变化情况。通过观察图像，可以了解反应物浓度对温度的敏感性，以及反应的K值（平衡常数）。
8. 生成物浓度与温度的关系图：这种图像表示了在一定压力下，生成物浓度随温度的变化情况。通过观察图像，可以了解生成物浓度对温度的敏感性，以及反应的K值（平衡常数）。
高二化学选修4 化学平衡 6课时教案及本章2套限时练
课题 第三节 化学平衡(第1课时)
教学目标 1．了解可逆反应，掌握化学平衡的概念及其特点。
2．培养学生分析、归纳，语言表达能力。
3．结合平衡是相对的、有条件的、动态的等特点对学生进行辩证唯物主义教育。科学品质：培养学生严谨的学习态度和思维习惯。
4．加强新知识的运用，找到新旧知识的连接处是掌握新知识的关键。
教学重点 了解可逆反应，掌握化学平衡的概念及其特点。
教学难点 掌握化学平衡的概念及其特点。
教学方法 类比，实验，归纳
学法指导 自学,预习
主要教具 多媒体
教 学 过 程 设 计 备 注
[复习] 什么叫可逆反应？可逆反应有哪些特点？
在相同条件下，既能向正反应方向进行，又能向逆反应方向进行的化学反应，叫可逆反应。
可逆反应的特点：条件同一、反应同时、方向对立
[思考]：化学反应速率研究反应的快慢，研究一个化学反应还需要讨论哪些内容？
还需要研究化学反应进行的程度——化学平衡
[讨论]：可逆反应为什么有“度”的限制？“度”是怎样产生的？
分析：在一定温度下，将一定质量的蔗糖溶于100mL水的过程 如右图，蔗糖在溶解时，一方面，蔗糖分子不断离开蔗糖表面扩散到水中，溶液中的蔗糖分子又不断在未溶解的蔗糖表面聚集成为晶体
溶解
蔗糖晶体 蔗糖溶液
结晶
过程分析：①、开始时，v溶解 最大，v结晶＝0
②、然后， v溶解逐渐减小，v结晶 逐渐增大
③、最后， v溶解 = v结晶，建立溶解平衡，形成饱和溶液，即溶解的蔗糖的质量与结晶的蔗糖质量相等，固体质量不再减少了
讨论：在一定条件下，达到溶解平衡后，蔗糖晶体的质量和溶液的浓度是否变化？溶解和结晶过程是否停止？
晶体质量和溶液的浓度不会发生改变，但溶解和结晶过程并未停止，
v溶解＝v结晶，蔗糖溶解多少则结晶多少。
“度”的产生— 消耗量等于生成量，量上不再变化
高二化学 第二章 化学反应速率与化学平衡(人教版选修4)：重难点十二 焓变与熵变
一、焓变与熵变的定义：
1．焓变：焓变是指体系内能的变化，焓变为正值说明反应放热体系能量减小，焓变为负值说明反应吸热体系能量增加．
2．熵变：熵变是指体系混乱程度的变化，熵变为正值说明体系的混乱程度增加，熵变为负值说明混乱程度减小．
二、焓变与化学反应方向的关系
体系总是趋向于从高能状态转变为低能状态(这时体系往往会对外做功或释放能量)．这一经验规律是能量判断的依据，即焓变是决定一个化学反应能否自发进行的一个重要因素；
1．多数能自发进行的化学反应是放热反应．
2．有一些吸热反应在室温条件下不能自发进行，但在较高温度下却能自发进行．例如：在室温和较高温度下均为吸热过程的CaCO3的分解反应．
3．有不少吸热反应在室温条件下也能自发进行．
结论：反应放热有利于反应自发进行，反应吸热也有可能自发进行，这说明反应的焓变只是与反应能否自发进行有关的一个因素，但不是唯一因素．
三、熵变与化学反应方向的关系
在同一条件下，不同的物质熵值不同，且一物质的熵与其聚集状态及外界条件还有关，一般来说，S(g)＞S(l)＞S (s)．在密闭的条件下，体系有从有序自发地转变为无序的倾向，该变化过程体系的熵增大．熵值越大，体系的混乱程度越大．
1．许多熵增加的反应在常温、常压下可以自发进行．产生气体或气体物质的物质的量增大的反应，熵变通常都是正值，为熵增加反应．
2．有些熵增加的反应在常温、常压下不能自发进行，但在较高温度下可以自发进行．例如：CaCO3(s) 高温
CaO(s)+CO2(g)
3．有不少熵减小的反应，在一定条件下也可自发进行．
例如：2Al(s)+Fe2O3(s) 高温
Al2O3(s)+2Fe(s)
结论：熵增加有利于反应自发进行，熵减小的反应，在一定条件下也可自发进行．故熵增原理是解释反应能否自发进行有关的一个因素，但不是唯一因素． 由此可见，焓变和熵变都与反应的自发性有关，又都不能独立地作为自发性的判据，要判断反应进行的方向，必须综合考虑体系的焓变和熵变．
课时2.4 化学平衡常数及化学平衡计算-高二化学选修4精品讲义(人教版)
1 课时2.4
化学平衡常数及化学平衡计算
【学习目标】
1、掌握化学平衡常数的书写及化学平衡常数的应用
2、掌握化学平衡中三段式计算的方法
【主干知识梳理】
一、化学平衡常数
1、定义：在一定温度下，当一个可逆反应达到平衡时，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K表示
2、表达式：对于可逆反应：mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)
)()()()(BcAcDcCcKnmqp•• (固体和纯液体的浓度视为常数，通常不计入平衡常数表达式中)
3、化学平衡常数表示的意义
(1)平衡常数数值的大小可以反映可逆反应进行的程度大小，K值越大，反应进行越完全，反应物转化率越高，反之则越低
(2)一般当K＞105时，该反应进行得基本完全
4、使用化学平衡常数应注意的问题
(1)化学平衡常数只与温度有关，与反应物或生成物的浓度无关，与压强无关
(2)反应物或生成物中有固体和纯液体存在时，由于其浓度可看做常数“1”而不代入公式
CaCO3(s)CaO(s)+CO2(g) K== CO2(g)+H2(g) CO(g)+H2O(l) K==
(3)化学平衡常数是指某一具体反应的平衡常数。若反应方向改变，则平衡常数改变。若方程式中各物质的系数等倍扩大或缩小，尽
管是同一个反应，平衡常数也会改变
N2+3H22NH3 K1== 2NH3N2+3H2 K2== 21N2+23H2NH3
K3==
5、化学平衡常数的应用
(1)判断、比较可逆反应进行的程度：一般来说，一定温度下的一个具体的可逆反应：
K值 正反应进行的程度 平衡时生成物浓度 平衡时反应物浓度 反应物转化率
越大 越大 越大 越小 越高
越小 越小 越小 越大 越低
化学平衡 (2)
龙文教育一对一个性化辅导教案
学生 学校 年级 高二 次数 第3次
科目 化学 教师 日期 时段 8-10
课题 化学平衡2
教学重点 化学平衡常数的计算与应用 ，热化学、化学平衡的综合应用
教学难点 化学平衡常数的计算，化学平衡综合应用
教学目标 利用化学平衡移动的规律结合化学平衡图像与化学平衡常数解答化学原理大题
教
学
步
骤
及
教
学
内
容 一、教学衔接：
1、检查学生的作业，及时指点；
2、通过沟通了解学生的思想动态和了解学生的本周学校的学习内容。
二、内容讲解：
考点一热化学方程式的书写
考点二 化学平衡常数及其应用
考点三 有关化学平衡的计算——三段式法
三、课堂总结与反思：
带领学生对本次课授课内容进行回顾、总结
四、作业布置：
安排少量具有代表性的题目让学生回家后巩固练习
管理人员签字：日期：年月日
作业布置 1、学生上次作业评价：○好○较好○一般○差
备注：
2、本次课后作业：
见—p6
课堂小结
家长签字：日期：年月日
化学平衡2
一、教学衔接
二、教学过程
知识点1反应热的计算
1.内容：不管化学反应是一步或分几步完成，其反应热是的。或者说，化学反应的反应热只与反应体系的和有关，而与反应的无关。
如物质A变成C，有下列两种途径：
则有ΔH1＝。
2．解释：能量的释放或吸收是以发生变化的物质为基础的，二者密不可分，但以物质为主。
3．应用：对于进行得很慢的反应，不容易直接发生的反应，产品不纯(即有副反应发生)的反应，测定这些反应的反应热有困难，如果应用盖斯定律，就可以间接地把它们的反应热计算出来。
应用盖斯定律设计反应过程的要点
(1)当热化学方程式乘以或除以某数时，ΔH也相应乘以或除以某数。
(2)当热化学方程式进行加减运算时，ΔH也同样要进行加减运算，且要带“＋”、“－”符号，即把ΔH看做一个整体进行运算。
(3)通过盖斯定律计算比较反应热的大小时，同样要把ΔH看做一个整体。