2019-2020年高三化學一輪復習 考點24 化學平衡常數(shù)和化學反應方向學案.doc

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2019-2020年高三化學一輪復習 考點24 化學平衡常數(shù)和化學反應方向學案 【考綱解析】 1、掌握化學平衡常數(shù)的概念及其表示方法，能夠利用化學平衡常數(shù)進行簡單計算。 2、能初步利用焓變和熵變說明化學反應的方向。 【知識整理】 一、化學平衡常數(shù) 1． 對于達到平衡的一般可逆反應：aA（g）+ bB(g) pC(g) + qD(g)反應物和生成物平衡濃度表示為C(A) 、 C (B)、C(C) 、C(D) 在一定溫度下達到平衡時化學平衡常數(shù)： K= 。 2．K僅受 的影響，與反應物或生成物的濃度無關。 3．K值越大，說明平衡體系中生成物所占的比例 ，它的正向反應進行的程度 ，即該反應進行的越完全，反應轉化率 ；反之，就越不完全，轉化率就越小。 4．化學平衡常數(shù)的應用及計算 （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，可判斷可逆反應是否達到平衡狀態(tài)和反應進行的方向。即：QC= QC＜K 反應向 反應方向進行 QC=K 反應達到 狀態(tài) QC＞K 反應向 反應方向進行 （2）利用K可判斷反應的熱效應。 若升高溫度，K值增大，則正反應為 熱反應。 若升高溫度，K值減小，則正反應為 熱反應。 若降低溫度，K值增大，則正反應為 熱反應。 若降低溫度，K值減小，則正反應為 熱反應。 二、化學平衡中涉及的計算 1．一般思路： 2．化學平衡計算的基本模式——平衡“三步曲”(三段式) 設平衡時，A的物質的量的變化為mx mol 例：　　　mA?。B pC＋qD 起始(mol)：a　　　　b　 　　0　 0 轉化(mol)：mx　　　nx　 　px　qx 平衡(mol)：a－mx b－nx　 px　qx 注意：(1)轉化量與方程式中各物質的系數(shù)成比例。 (2)這里a、b可指：物質的量、濃度、體積等 。 (3)對于反應物：平衡＝起始－轉化。對于生成物：平衡＝起始＋轉化。 3．常用計算式 (1)反應物的轉化率＝ 反應物的轉化量/該反應物起始量100% (2)產物的產率＝產物的實際量/該產物的理論量100% (3)平衡混合物中某物質的物質的量分數(shù) ＝ 該物質平衡量／平衡時各物質總量100% （4）一定溫度下在固定容積的容器內的氣體反應滿足反應前、后氣體的物質的量之比等于容器內的反應前后壓強之比。 三、化學反應進行的方向 1．自發(fā)過程的特點 2．化學反應方向的判據 由焓判據知 是易進行的，由熵判據知 是自發(fā)的。很多情況下用不同的判據判定同一反應，可能會出現(xiàn)相反的判斷結果，所以應該兩個判據兼顧。即從 判斷。?G= ?S ?H 0 ?S 0 高溫下反應能自發(fā)進行 ?H 0 ?S 0 反應能自發(fā)進行 ?H 0 ?S 0 低溫下反應能自發(fā)進行 ?H 0 ?S 0 反應不能自發(fā)進行 ?H 【自主檢測】 1. 已知某化學反應的平衡常數(shù)表達式為K＝，在不同的溫度下該反應的平衡常數(shù)值分別為： t℃ 700 800 830 1000 1200 K 1.67 1.11 1.00 0.60 0.38 下列有關敘述不正確的是 A．該反應的化學方程式是：CO(g)＋H2O(g)CO2(g)＋H2(g) B．上述反應的正反應是放熱反應 C．如果在一定體積的密閉容器中加入CO2和H2各1 mol，5 min后溫度升高到830 ℃，此時測得CO為0.4 mol時，該反應為平衡狀態(tài) D．某溫度下，如果平衡濃度符合下列關系式：，判斷此時的溫度是1000 ℃ 2、在密閉容器中進行的如下反應：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SO2的轉化率為80%時,反應達到平衡狀態(tài). （1）求反應的平衡常數(shù) （2）若將平衡時反應混合物的壓強增大1倍,平衡將如何移動? （3）若將平衡時反應混合物的壓強減少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、在一定體積的密閉容器中，進行如下化學反應：其化學平衡常數(shù)K與溫度t的關系如下：CO2(g)+H2(g) CO(g)+H2O(g),其化學平衡常數(shù)K和溫度t的關系如下表： t℃ 700 800 830 1000 1200 K 0.6 0.9 1.0 1.7 2.6 請回答下列問題： （1）該反應的化學平衡常數(shù)K = 。 （2）該反應為 反應。（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 ,則反應開始時,H2O的消耗速率比生成 速率 (填＂大＂＂?。⒒颍⒉荒艽_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的轉化率為 , H2的轉化率為 . 【課堂點撥】 一、書寫化學平衡常數(shù)關系式應注意的問題： 1．反應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”而不代入化學平衡常數(shù)的計算公式。 2．平衡常數(shù)的表達式與化學方程式的書寫有關。對于給定的可逆反應，正逆反應的平衡常數(shù)互為倒數(shù)；若方程式中各物質的化學計量數(shù)等倍擴大或縮小，盡管是同一反應，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： X（g）+m Y（g）3Z（g），平衡時，X、Y、Z的體積分數(shù)分別為30%、60%、10%。在此平衡體系中加入1molZ（g），再次達到平衡后，X、Y、Z的體積分數(shù)不變。下列敘述不正確的是（ ） A．m=2 B．兩次平衡的平衡常數(shù)相同 C．X與Y的平衡轉化率之比為1:1 D．第二次平衡時，Z的濃度為0.4 molL－1 2．在容積為1.00L的容器中，通入一定量的N2O4，發(fā)生反應N2O4(g)2NO2(g)，隨溫度升高，混合氣體的顏色變深。 回答下列問題： （1）反應的△H 0（填“大于”“小于”）；100℃時，體系中各物質濃度隨時間變化如圖所示。在0~60s時段，反應速率v(N2O4)為 mol?L-1?s-1反應的平衡常數(shù)K1為 。 （2）100℃時達到平衡后，改變反應溫度為T，c(N2O4)以0.0020 mol?L-1?s-1的平均速率降低，經10s又達到平衡。 ①T 100℃（填“大于”“小于”），判斷理由是 。 ②列式計算溫度T是反應的平衡常數(shù)K2 （3）溫度T時反應達平衡后，將反應容器的容積減少一半，平衡向 （填“正反應”或“逆反應”）方向移動，判斷理由是 。 3．在體積均為1．0L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，在不同溫度下反應CO2(g)＋c(s)2CO(g)達到平衡，平衡時CO2的物質的量濃度c(CO2)隨溫度的變化如圖所示(圖中Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ點均處于曲線上)。下列說法正確的是（ ） A．反應CO2(g)＋c(s)2CO(g) △S>0、△H<0 B．體系的總壓強P總：P總(狀態(tài)Ⅱ)>2P總（狀態(tài)Ⅰ） C．體系中c(CO)：c(CO，狀態(tài)Ⅱ)<2c(CO，狀態(tài)Ⅲ) D．逆反應速率V逆：V逆（狀態(tài)Ⅰ）>V逆（狀態(tài)Ⅲ) 【問題反饋】