高中化学平衡总结

化学均衡状态可逆反应1）看法：在同一条件下，同时向正、反两个方向进行的化学反应称为可逆反应。2）对可逆反应看法的理解1）可逆反应的特色：“两同”是指条件相同、同时进行。2）表示方法：在可逆反应的化学方程式顶用“”表示可逆反应。3）可逆反应的重要特色是转变率永久不行能达到100%，也就是反应一旦开始，那么，就不行能只存在反应物，或只存在生成物。4）存在均衡状态化学均衡状态在必定条件下的可逆反应里，当正反应速率与逆反应速率相等时，反应混杂物中各组分的浓度保持必定的状态，叫做化学均衡状态，简称化学均衡。（1）定义中的重点关系化学均衡的研究对象：可逆反应。“均衡”是在必定条件下建立起来的，对于一个给定的可逆反应，若初步条件相同则均衡状态也相同，不一样的初步条件，均衡状态不一样。“v(正)=v(逆)”是均衡的实质，“百分含量保持必定”，“浓度保持必定”是化学均衡的现象。2）化学均衡的特色“逆”：是可逆反应。“动”：是动向均衡。“等”：均衡的v(正)=v(逆)>0。“定”：均衡时组分的百分含量不变。“变”：若改变条件，均衡可被打破，并在新的条件下建立新的化学均衡。化学均衡的挪动：化学均衡的挪动化学均衡是有条件的动向均衡，当影响化学均衡的条件改变时，本来的均衡被破坏，从而在新的条件下逐渐建立新的均衡，这个原均衡向新均衡的转变过程叫做化学均衡的挪动。化学均衡挪动研究的对象是可逆化学反应的化学均衡状态。从正逆化学反应速率的角度来看：（1）若外界条件改变，惹起v正>v逆时，正反应占优势，化学均衡向正反应方向挪动；2）若v正<v逆，逆反应占优势，化学均衡向逆反应方向挪动；3）若v正=v逆均发生变化，但仍保持相等，化学均衡就没有发生挪动。浓度对化学均衡的影响在其余条件不变的状况下，增大反应物浓度，或减小生成物浓度。化学均衡向正方向挪动。减小反应物浓度，或增大生成物浓度。化学均衡向反方向挪动。注意：（1）固体物质和纯液体无所谓浓度，其量改变，不影响均衡。（2）在溶液中的反应，若稀释溶液，反应物浓度减小，生成物浓度也减小，正、逆反应速率均减小，但减小的程度不一样。总的结果是化学均衡向反应方程式中化学计量数增大的方向挪动。可以同增大气体反应均衡系统的体积而减小压强惹起的均衡挪动进行比较记忆。3）在生产过程中可经过增添廉价反应物的浓度以使化学均衡向正反应方向挪动，从而提升价格较高的反应物的转变率，以降低成本。压强对化学均衡挪动的影响对于有气体参加的可逆反应来说，气体的压强改变，也能惹起化学均衡的挪动。对反应前后气体整体积发生变化的化学反应，在其余条件不变的状况下，增大压强，会使化学均衡向着体积减少挪动。减小压强，会使化学均衡向着体积增大的方向挪动。注意：（1）对于有些可逆反应里，反应前后气态物质的整体积没有发生变化，如2HI(g)垐?H2(g)+I2(g)在这种状况下，噲?增大或减小压强都不可以使化学均衡挪动。（2）固态物质或液态物质的体积，受压强的影响很小，可以忽视不计。所以，假如均衡混杂物都是固体或液体，可以以为改变压强不可以使化学均衡挪动。（3）相同程度的改变反应混杂物中的各物质的浓度，应视为压强对均衡的影响。如合成氨反应均衡系统中，N2、H2、NH3的浓度分别由L、L、L同时增添一倍，即L、L、L，此时相当于压强增大一倍，均衡向正反应方向挪动。4）在恒容的容器中，当改变此中一种浓度时，必然同时惹起压强的改变，但判断均衡挪动的方向时，应仍以浓度的影响去考虑。但是考虑对最后均衡状态的影响时，则应当从压强改变上去考虑。（详见技巧思想）（5）加入惰性气体后均衡系统能否发生挪动，取决于均衡系统所据有的体积能否发生变化。比方（1）恒温恒容时：充入惰性气体惹起系统总压强增大，但是均衡系统的压强并无改变，所以化学反应速率不变，化学均衡也不挪动。（2）恒温恒压时：充人惰性气体惹起惹起容器容积增大系统总压强不变，但是均衡系统压强减小惹起反应速率减小，均衡向气体体积增大的方向挪动。还有一各种类题，表面上看与压强没有什么关系，但其实就是用压强来解说的。比方常有的有两个初步体积相同的密闭容器甲和乙，甲保持恒容，乙保持恒压。我们在解决这种问题时，可以把它转变为压强对均衡的影响。甲保持恒容了，跟着反应的进行，假如是向气体体积减小的方向来进行的话，那就等于是压强减小了；假如是向气体体积增大的方向来进行的话，那就等于是压强增大了。而后再和乙比较就可以了。温度对化学均衡的影响任何反应都陪伴着能量的变化，平时表现为放热或吸热；所以温度对化学均衡挪动也有影响。假如高升温度，均衡向吸热的方向挪动；降低温度均衡向放热的方向挪动。注意：1）若某反应正反应为吸热（或放热）反应，则其逆反应则为放热（或吸热）反应。汲取的热量与放出的热量数值相等，符号相反。2）高升反应温度，正逆反应速率均增添，但是吸热反应方向的速率增大的程度更大，因此使均衡向吸热反应方向挪动。催化剂对化学反应均衡的影响催化剂可以相同程度的改变正逆反应的速率，所以使用催化剂不可以使均衡发生挪动，但是可以改变达到均衡所需要的时间。【注意】均衡的挪动方向，与速率增大还是减小没关，只与正逆反应速率的相对大小相关。勒夏特列原理：假如改变影响均衡的条件之一（如温度、压强、以及参加反应的化学物质的浓度），均衡就向着可以减弱这种改变的方向挪动。可见化学均衡有自我调理能力，老是力求保持原状。这和物理上的惯性定理有点相似，物体有保持本来运动状态的性质，化学反应也可以看做一种特别物质的运动状态，外界条件改变时，化学均衡也力求保持原状态。化学均衡挪动也有点像生物上讲的自我调理作用，酷热的夏季，人体的毛孔扩大，不停出汗发散剩余的热量，以保持体温在37℃左右。可见化学、生物、物理这些自然科学之间是有联系的，学好物理和生物，对学好化学很有帮助。法国科学家勒夏特列把我们化学上的这种“自我调理”作用概括为均衡挪动原理，后代为了纪念这位科学家，把这个原理叫做勒夏特列原理。注意：①均衡向“减弱”外界条件变化的方向挪动，但不可以“抵消”外界条件的变化。②对“减弱这种改变的理解”：增添反应物（的浓度）时，均衡应当向使反应物（的浓度）减小的方向挪动；增大压强的时候，均衡将向负气体体积减小的方向挪动；提升反应温度的时候，均衡向吸热反应方向移动。③v（正）增大其实不意味着均衡必定向正反应方向挪动，只有v（正）>v（逆）时才可以必定均衡向正反应方向挪动④当均衡向正反应方向挪动的时候，反应物的转变率不必定提升，生成物的体积分数也不必定增大（因为反应物或反应混杂物的总量增大了），增大一种反应物的浓度会提升另一种反应物的转变率。⑤温度必定的时候均衡常数必定，浓度、压强对均衡的影响应满足均衡常数不变这一因素。⑥存在均衡且均衡发生挪动时才能应用均衡挪动原理，假如不存在均衡（如铁的电化学腐化）或虽存在平衡但不可以挪动，均不可以应用均衡挪动原理。B：化学均衡常数（1）化学均衡常数的表示方法对于一般的可逆反应：mA+nBpC+qD。此中m、n、p、q分别表示化学方程式中各反应物和生成物的化学计量数。当在必定温度下达到化学均衡时，这个反应的均衡常数可以表示为：[C]p?[D]qk=

[A]m?[B]n在必定温度下，可逆反应达到化学均衡时，生成物的浓度，反应物的浓度的关系依上述规律，其常数（用K表示）叫该反应的化学均衡常数（2）化学均衡常数的意义）均衡常数的大小不随反应物或生成物的改变而改变，只随温度的改变而改变。）均衡常数表示的意义：可以推测反应进行的程度。很大，反应进行的程度很大，转变率大K的意义K居中，典型的可逆反应，改变条件反应的方向变化。很小，反应进行的程度小，转变率小）注意：①化学均衡常数只与温度相关，而与反应物与生成物的浓度没关。②反应物与生成物中只有固体或是液体存在的时候，因为其浓度可看作是“1”，因此不代入公式。③化学均衡常数是指某一详尽反应的均衡常数。若反应方向改变，则均衡常数改变；若方程式中的各物质的计量数等倍扩大或是减小，尽管是同一反应，均衡常数也会改变。（3）化学均衡常数的应用）化学均衡常数数值的大小是可逆反应进行程度的标记。）可利用均衡常数的值作为标准判断正在进行的可逆反应能否均衡以及不均衡时向何方向进行以建立均衡。（浓度熵的看法）如对于可逆反应mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)，在必定温度的任意时刻，反应物与生成物的浓度以下关系，Qc叫该反应的浓度商。a．当Qc＞K时，反应要达到均衡，一定减小c(C)和c(D)，增大c(A)和c(B)，所以反应向逆向进行达到均衡，即v逆＞v正b．当Qc=K时，反应即为均衡状态，均衡不挪动c．当Qc＜K时，反应要达到均衡，一定增大c(C)和c(D)，减小c(A)和c(B)，所以反应向正向进行达到均衡，即v正＞v逆3）利用均衡常数K的值来判断反应的热效应。高升温度，K变大，则说明正反应为吸热反应。高升温度，K减小，则说明正反应是放热反应。化学反应的方向1、焓判据和熵判据①焓是与物质内能相关的物理量，科学家提出用焓变来判断反应进行的方向，这就是所谓的焓判据。焓变化量称之为焓变，符号：△H。不用借助于外力就可以自动进行的自觉过程的共同特色是，系统偏向于从高能状态转变为低能状态（这时系统会对外做功或开释热量）。在化学反应中，放热反应过程中系统能量降低，所以拥有自觉进行的偏向。我们常常用焓变来判断化学反应进行的方向。但是有些吸热反应也可以自觉进行，比方在25℃和×105Pa时，（NH4）2CO3（s）=NH4HCO3+NH3（g）；△H=+kJ/mol可以自觉进行。所以只依据焓变来判断反应进行的方向是不全面的。这就涉及到与“有序”“无序”相关的“熵判据”。②人们提出在自然界还存在着另一种可以推进系统变化的因素，即在密闭条件下，系统有从有序自觉地转变为无序的偏向（与有序对比无序更加稳固）。科学家用熵来胸怀这种凌乱的程度。在与外界隔断系统中，自发过程将以致系统的熵增大，即熵变（符号△S）大于零。这个原理也叫做熵增添原理。在用来判断过程的方向时，就称为熵判据。同一物质存在着气态时的熵值最大、液态时次之、固态时最小这样广泛规律。但是有些熵减少的过程也能自觉进行，比方－10℃时的水就会自动结冰成为固态，这是熵减小的过程。所以只依据熵变来判断反应进行的方向也是不全面的。焓变和熵变都与反应的自觉性相关，又都不可以独立地作为自觉性的判据，要判断反应进行的方向，一定综合考虑系统的焓变和熵变。2、反应进行方向的判断注意事项（选讲）①在谈论过程的方向问题时，我们指的是没有外界搅乱时系统的性质。假如同意外界系统施加某种作用，即可能出现相反的结果。如高温高压可以使石灰石分解，石墨转变为金刚石等。②大批事实告诉我们，过程的自觉性只好用于判断过程的方向，不可以确立过程能否必定会发生和过程的速率。③自由能变化△G，系统自由能变化综合考虑了焓变和熵变对系统的影响：△G=△H－T△S。这是恒温、恒压下，判断化学反应自觉性的判据，它不但与焓变和熵变相关，还与温度相关，由上述关系式可推知：当△H＜0，△S＞0时，反应自觉进行；当△H＞0，△S＜0时，反应不可以自觉进行；当△H＞0，△S＞0或△H＜0，△S＜0时，反应能否自觉与温度相关，一般低温时，焓变影响为主，高温时，熵变影响为主，而温度影响的大小要视△H、△S的详尽数值而定。【思想技巧】化学均衡计算的三段法可逆反应mA＋nBpC+qD达到均衡时：①用各物质表示的反应速率之比等于化学方程式中的化学计量数之比．即：VA∶VB∶VC∶VD=m∶n∶p∶q②各物质的变化量（变化浓度）之比等于化学方程式中相应化学计量数之比③反应物的平衡量（或浓度）=初步量（或浓度）-耗费量（或浓度）生成物的平衡量（或浓度）=初步量（或浓度）+增添量（或浓度）mA+nBpC+qD初步量(mol)abcdnxpxqx变化量(mol)xmmmnxpxqxbcd平衡量(mol)a-xmmm阿伏加德罗定律的两个重要推论的应用p1n1恒温、恒容时：p2n2，即混杂气体的压强与其物质的量成正比。V1=n1恒温、恒压时：V2n2，即混杂气体的体积与其物质的量成正比。混杂气体均匀式量的计算由A、B、C三种气体构成的混杂气体中，其均匀式量（即均匀相对分子质量）：此中M(A)、M(B)、M(C)分别表示A、B、C的相对分子质量；a％、b％、c％分别表示这3种气体的体积（或质量）分数．同时还有：M=混杂气体的总质量(g)/混杂气体的总物质的量(mol)=W总/n总解析化学均衡挪动的一般思