1、考點24 化學(xué)平衡常數(shù)和化學(xué)反應(yīng)方向【考綱解析】1、掌握化學(xué)平衡常數(shù)的概念及其表示方法，能夠利用化學(xué)平衡常數(shù)進(jìn)行簡單計算。2、能初步利用焓變和熵變說明化學(xué)反應(yīng)的方向?！局R整理】一、化學(xué)平衡常數(shù)1 對于達(dá)到平衡的一般可逆反應(yīng)：aA（g）+ bB(g) pC(g) + qD(g)反應(yīng)物和生成物平衡濃度表示為C(A) 、 C (B)、C(C) 、C(D) 在一定溫度下達(dá)到平衡時化學(xué)平衡常數(shù)：K= 。2K僅受 的影響，與反應(yīng)物或生成物的濃度無關(guān)。3K值越大，說明平衡體系中生成物所占的比例 ，它的正向反應(yīng)進(jìn)行的程度 ，即該反應(yīng)進(jìn)行的越完全，反應(yīng)轉(zhuǎn)化率 ；反之，就越不完全，轉(zhuǎn)化率就越小。4化學(xué)平衡常數(shù)的

2、應(yīng)用及計算（1）若用任意狀態(tài)的濃度冪之積的比值（稱為濃度商，用QC表示）與K比較，可判斷可逆反應(yīng)是否達(dá)到平衡狀態(tài)和反應(yīng)進(jìn)行的方向。即：QC=QCK 反應(yīng)向 反應(yīng)方向進(jìn)行 QC=K 反應(yīng)達(dá)到 狀態(tài)QCK 反應(yīng)向 反應(yīng)方向進(jìn)行（2）利用K可判斷反應(yīng)的熱效應(yīng)。若升高溫度，K值增大，則正反應(yīng)為 熱反應(yīng)。若升高溫度，K值減小，則正反應(yīng)為 熱反應(yīng)。若降低溫度，K值增大，則正反應(yīng)為 熱反應(yīng)。若降低溫度，K值減小，則正反應(yīng)為 熱反應(yīng)。二、化學(xué)平衡中涉及的計算1一般思路：2化學(xué)平衡計算的基本模式平衡“三步曲”(三段式)設(shè)平衡時，A的物質(zhì)的量的變化為mx mol例：mAnB pCqD起始(mol)：ab 0 0轉(zhuǎn)

3、化(mol)：mxnx pxqx平衡(mol)：amx bnx pxqx注意：(1)轉(zhuǎn)化量與方程式中各物質(zhì)的系數(shù)成比例。(2)這里a、b可指：物質(zhì)的量、濃度、體積等 。(3)對于反應(yīng)物：平衡起始轉(zhuǎn)化。對于生成物：平衡起始轉(zhuǎn)化。3常用計算式(1)反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率 反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化量/該反應(yīng)物起始量100%(2)產(chǎn)物的產(chǎn)率產(chǎn)物的實際量/該產(chǎn)物的理論量100%(3)平衡混合物中某物質(zhì)的物質(zhì)的量分?jǐn)?shù) 該物質(zhì)平衡量平衡時各物質(zhì)總量100%（4）一定溫度下在固定容積的容器內(nèi)的氣體反應(yīng)滿足反應(yīng)前、后氣體的物質(zhì)的量之比等于容器內(nèi)的反應(yīng)前后壓強(qiáng)之比。三、化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的方向1自發(fā)過程的特點2化學(xué)反應(yīng)方向的判據(jù)由焓判據(jù)知

4、 是易進(jìn)行的，由熵判據(jù)知 是自發(fā)的。很多情況下用不同的判據(jù)判定同一反應(yīng)，可能會出現(xiàn)相反的判斷結(jié)果，所以應(yīng)該兩個判據(jù)兼顧。即從 判斷。G= SH 0 S 0高溫下反應(yīng)能自發(fā)進(jìn)行H 0 S 0反應(yīng)能自發(fā)進(jìn)行H 0 S 0低溫下反應(yīng)能自發(fā)進(jìn)行H 0 S 0反應(yīng)不能自發(fā)進(jìn)行H【自主檢測】1. 已知某化學(xué)反應(yīng)的平衡常數(shù)表達(dá)式為K，在不同的溫度下該反應(yīng)的平衡常數(shù)值分別為：t70080083010001200K1.671.111.000.600.38下列有關(guān)敘述不正確的是 A該反應(yīng)的化學(xué)方程式是：CO(g)H2O(g)CO2(g)H2(g)B上述反應(yīng)的正反應(yīng)是放熱反應(yīng)C如果在一定體積的密閉容器中加入CO2和

5、H2各1 mol，5 min后溫度升高到830 ，此時測得CO為0.4 mol時，該反應(yīng)為平衡狀態(tài)D某溫度下，如果平衡濃度符合下列關(guān)系式：，判斷此時的溫度是1000 2、在密閉容器中進(jìn)行的如下反應(yīng)：2SO2（g）+O2（g）2SO3（g）。SO2的起始濃度是0.4mol/l, O2的起始濃度是1mol/l,當(dāng)SO2的轉(zhuǎn)化率為80%時,反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài).（1）求反應(yīng)的平衡常數(shù)（2）若將平衡時反應(yīng)混合物的壓強(qiáng)增大1倍,平衡將如何移動?（3）若將平衡時反應(yīng)混合物的壓強(qiáng)減少1倍,平衡將如何移動?（4）平衡時保持體積不變,向平衡混合氣體中充入稀有氣體Ar,使體系總壓變?yōu)樵瓉淼?倍,平衡又將如何移動? 3

6、、在一定體積的密閉容器中，進(jìn)行如下化學(xué)反應(yīng)：其化學(xué)平衡常數(shù)K與溫度t的關(guān)系如下：CO2(g)+H2(g) CO(g)+H2O(g),其化學(xué)平衡常數(shù)K和溫度t的關(guān)系如下表：t70080083010001200K0.60.91.01.72.6請回答下列問題：（1）該反應(yīng)的化學(xué)平衡常數(shù)K = 。（2）該反應(yīng)為 反應(yīng)。（填“吸熱”或“放熱”）（3）800，固定容器的密閉容器中，放入混合物，其始濃度為c(CO) =0.01mol/L, c(H2O) =0.03mol/L, c(CO2) =0.01mol/L, c(H2) =0.05mol/L ,則反應(yīng)開始時,H2O的消耗速率比生成速率 (填大小或不能確

7、定)(4)830,在1L的固定容器的密閉容器中放入2molCO2和1molH2,平衡后CO2的轉(zhuǎn)化率為 , H2的轉(zhuǎn)化率為 .【課堂點撥】一、書寫化學(xué)平衡常數(shù)關(guān)系式應(yīng)注意的問題：1反應(yīng)物或生成物中有固體和純液體存在時，由于其濃度可看作“1”而不代入化學(xué)平衡常數(shù)的計算公式。2平衡常數(shù)的表達(dá)式與化學(xué)方程式的書寫有關(guān)。對于給定的可逆反應(yīng)，正逆反應(yīng)的平衡常數(shù)互為倒數(shù)；若方程式中各物質(zhì)的化學(xué)計量數(shù)等倍擴(kuò)大或縮小，盡管是同一反應(yīng)，平衡常數(shù)也會改變。二、例題：1某溫度下，在2L的密閉容器中，加入1molX（g）和2molY（g）發(fā)生反應(yīng)：X（g）+m Y（g）3Z（g），平衡時，X、Y、Z的體積分?jǐn)?shù)分別為3

8、0%、60%、10%。在此平衡體系中加入1molZ（g），再次達(dá)到平衡后，X、Y、Z的體積分?jǐn)?shù)不變。下列敘述不正確的是（ ）Am=2B兩次平衡的平衡常數(shù)相同CX與Y的平衡轉(zhuǎn)化率之比為1:1D第二次平衡時，Z的濃度為0.4 molL12在容積為1.00L的容器中，通入一定量的N2O4，發(fā)生反應(yīng)N2O4(g)2NO2(g)，隨溫度升高，混合氣體的顏色變深?；卮鹣铝袉栴}：（1）反應(yīng)的H 0（填“大于”“小于”）；100時，體系中各物質(zhì)濃度隨時間變化如圖所示。在060s時段，反應(yīng)速率v(N2O4)為 molL-1s-1反應(yīng)的平衡常數(shù)K1為 。（2）100時達(dá)到平衡后，改變反應(yīng)溫度為T，c(N2O4)以0.0020 molL-1s-1的平均速率降低，經(jīng)10s又達(dá)到平衡。T 100（填“大于”“小于”），判斷理由是 。列式計算溫度T是反應(yīng)的平衡常數(shù)K2 （3）溫度T時反應(yīng)達(dá)平衡后，將反應(yīng)容器的容積減少一半，平衡向 （填“正反應(yīng)”或“逆反應(yīng)”）方向移動，判斷理由是 。3在體積均為10L的兩恒容密閉容器中加入足量的相同的碳粉，再分別加入0.1molCO2和0.2molCO2，在不同溫度下反