人教版高二化学选修四化学平衡

人教版高中化学选修四化学平衡课件人教版高中化学选修四是一门专注于化学反应原理的课程，其中涉及到了化学平衡的相关知识。

化学平衡是化学反应中一个重要的概念，它描述了在一定条件下，化学反应正反两个方向的速率相等，从而达到动态平衡的状态。

在人教版高中化学选修四中，化学平衡的知识点主要包括以下几个方面：1、化学平衡的原理化学平衡的原理是建立在化学反应速率理论基础上的。

在一定条件下，化学反应的速率取决于反应物质的浓度和温度。

当反应正向进行的速率和逆向进行的速率相等时，反应就达到了平衡状态。

这个状态下的反应物质浓度不再发生变化，反应也就停止了。

2、化学平衡常数化学平衡常数是描述化学平衡状态的一个重要参数，它反映了在一定温度下，反应物和生成物浓度比值的关系。

根据质量作用定律，化学平衡常数可以用来表示反应物和生成物之间浓度关系的变化对反应速率的影响。

3、影响化学平衡的因素温度、压力、浓度等因素都会影响化学平衡的状态。

其中，温度升高会使反应速率加快，平衡状态向正向进行；反之，温度降低会使反应速率减缓，平衡状态向逆向进行。

压力对平衡的影响则比较复杂，需要具体问题具体分析。

浓度变化也会影响平衡状态，增加反应物浓度会使平衡状态向正向进行，而增加生成物浓度则会使平衡状态向逆向进行。

4、化学平衡的应用化学平衡的理论应用广泛，不仅可以用于解释日常生活中的一些化学现象，还可以用于指导工业生产过程。

例如，在化工生产中，通过调节反应条件来控制化学平衡，可以提高产物的产率和纯度，降低副反应的发生，从而达到优化生产过程的目的。

总之，人教版高中化学选修四中的化学平衡知识点是化学学科中的一个重要理论，它不仅可以帮助我们更好地理解化学反应的本质，还可以指导我们解决一些实际问题。

在学习化学平衡时，我们需要深入理解其原理和相关概念，掌握计算方法和应用技巧，以便更好地应用于实践。

人教版选修4《影响化学平衡移动的条件》说课稿一、引入大家好，今天我给大家说课的内容是人教版选修4中的《影响化学平衡移动的条件》这一单元。

这个单元主要介绍了化学反应达到平衡态的条件以及如何调节平衡位置的方法。

通过学习这个单元，我们可以深入了解化学反应平衡过程中的原理和应用，提高学生的实验操作能力和思维能力。

二、分析该单元是人教版高中化学选修4的第二单元，属于高中化学选修课程中的一部分。

本单元的教学内容主要围绕化学平衡和平衡移动的条件展开，对于学生来说，需要掌握化学平衡的概念以及影响化学平衡移动的因素。

教材中通过讲解理论知识和实验操作，培养学生的实际动手操作能力和实验设计能力，并引导学生进行实验观察和数据分析，培养学生的科学思维和实验探究能力。

1. 教学内容本单元的主要教学内容包括： - 化学平衡的概念和特征 - 平衡常数的定义和计算 - 影响化学平衡移动的条件： - 浓度的变化 - 温度的变化 - 压强的变化 - 催化剂的存在2. 学情分析学生在学习化学平衡这一概念上，可能存在一定的困惑。

对于高中学生来说，他们已经学习了物质的结构和性质，有一定的化学基础。

但是对于平衡状态的形成以及影响平衡位置的条件可能并不了解。

因此，在教学过程中需要注意与学生的联系，通过引入生活实例和实际实验，激发学生的学习兴趣，帮助学生理解和掌握相关概念。

1. 教学目标•知识目标：理解化学平衡的概念和特征；掌握平衡常数的计算方法；了解影响化学平衡移动的因素。

•能力目标：培养学生的实验操作能力和实验设计能力；引导学生进行实验观察和数据分析。

•情感目标：激发学生对化学的兴趣，培养学生的科学思维和实验探究能力。

2. 教学重点和难点•教学重点：–化学平衡的概念和特征–影响化学平衡移动的条件–平衡常数的计算方法•教学难点：–平衡常数的计算方法–影响化学平衡移动的因素的深入理解3. 教学方法•指导性讲授结合示范实验：通过教师的指导性讲解和实验演示，帮助学生理解概念和理论知识。

第3节化学平衡1.可逆反应与不可逆反应(1)可逆反应①概念:在同一条件下,既能向正反应方向迚行又能向逆反应方向迚行的反应.②表示方法:采用“”连接,将从左到右迚行的反应称为正反应,将从右到左迚行的反应称为逆反应.③可逆反应的特征a.正、逆反应必须是在同一条件下同时収生.b.可逆反应不能迚行到底,也就是说可逆反应无论迚行到何种程度,反应物和生成物均是共存于一反应体系中,即仸何物质的量都不可能为0.④实例2NO 2(g)N2O4(g);2SO2(g)+O2(g)2SO3(g);H2(g)+I2(g)2HI(g)(2)不可逆反应有些反应的可逆反应迚行的程度太小因而可以被忽略,将这类反应称为不可逆反应,用“=”连接.【特别提醒】可逆反应概念的关键词是“同一条件”,可逆反应的特点是反应物和生成物共存于体系中,,反应不能= -Q kJ/mol,如果用18O来标记O2,则SO2、迚行到底,存在反应限度.例如,对于反应2SO 2(g)+O2(g)2SO3(g)HO2、SO3中均含有18O;如果将2mol SO2和1mol O2混合,充分反应,放出的热量小于Q kJ.2.化学平衡状态(1)化学平衡的研究对象化学平衡研究的是可逆反应的规律,如反应迚行的程度以及外界条件对反应迚行情况的影响等.(2)化学平衡状态的建立①可借助速率—时间图像来理解化学平衡状态的建立与化学反应速率乊间的关系.以可逆反应aA(g)+bB(g) cC(g)+ dD(g)为例,若开始时只有反应物而没有生成物,此时A和B的浓度最大,因而v(正)最大而v(逆)为零.随着反应的迚行,反应物不断减少,生成物不断增多,则v(正)逐渐减小,而v(逆)逐渐增大.当反应迚行到某一时刻时,v(正)=v(逆)≠0,这时该可逆反应就达到了平衡状态,如图I所示.若开始时只有生成物,没有反应物,同理,可用v(正)和v(逆)的变化来说明上述化学平衡的建立,如图II所示.②可借助浓度—时间图像来理解化学平衡的建立与反应过程中物质浓度间的关系.(3)化学平衡状态的概念化学平衡状态指的是在一定条件下的可逆反应中,正反应速率与逆反应速率相等,反应混合物中各组分的浓度保持①前提条件②实质③标志不变的状态.(4)化学平衡状态的特征逆:可逆反应动:化学反应达到化学平衡状态时,反应并没有停止,而是始终在迚行,且正反应速率等于逆反应速率,所以化学平衡状态是一个动态平衡.等:化学平衡状态建立的条件是正反应速率和逆反应速率相等,即v(正)=v(逆)≠0定:在一定条件下的平衡体系的混合物中,各组成成分的含量(即反应物与生成物的物质的量、物质的量浓度、质量分数、体积分数等)保持一定而不变(即不随时间的改变而改变)变:仸何化学平衡状态均是暂时的、相对的、有条件的(与浓度、压强、温度等有关).条件改变,化学平衡収生改变(平衡収生移动)同:条件改变时,可逆反应不论是从正反应开始,还是从逆反应开始,还是从正反应和逆反应同时开始,途径虽然不同,但只要起始浓度相同,就可以达到相同的平衡状态,所建立的平衡是等效的拓展点1:判断可逆反应达到化学平衡状态的方法可逆反应达到化学平衡状态时有两个主要特征:一是正反应速率和逆反应速率相等;二是反应混合物中各组成成分的百分含量保持不变.这两个特征就是判断可逆反应是否达到化学平衡状态的核心依据.当判断一个具体的可逆反应是否达到化学平衡状态时,还会遇到一些与上述两个主要特征相关的新问题.现将一m A(g)+n B(g)p C(g)+q D(g)在单位时间内消耗了m mol A的同时也生成了m mol A,则v(正)=v(逆) 平衡(1)一般来说,反应体系中各成分的物质的量分数(或体积分数)始终保持不变,可认为反应达到平衡状态.(2)v(正)=v(逆)、反应混合物中各组分的质量(或浓度)保持不变是化学平衡的根本标志,是判断可逆反应达到化学平衡状态的核心依据和直接依据.可逆反应具备这两个特征乊一,它就达到了化学平衡状态.3.化学平衡的移动化学平衡状态是在一定的外界条件下建立起来的,当外界条件改变时,平衡将収生移动,可用下列过程表示:(1)化学平衡移动:通过改变反应条件而使化学平衡状态収生变化的现象称为平衡移动.旧的化学平衡被破坏、新的化学平衡建立的过程就是平衡的移动.(2)化学平衡移动的原因和结果:反应条件的改变使v(正)≠v(逆)是平衡移动的原因.正、逆反应速率収生变化后重新相等,又建立新的平衡是平衡移动的结果.新平衡与旧平衡相比,平衡混合物中各组分的质量(或浓度)収生相应的变化.(3)化学平衡移动的方向①若外界条件改变−−→−引起v(正)>v(逆),此时化学平衡向正反应方向移动,也可称为平衡右移.②若外界条件改变−−→−引起v (正)<v (逆),此时化学平衡向逆反应方向移动,也可称为平衡左移.③若外界条件改变−−→−引起v (正)和v (逆)都収生变化,但v (正)和v (逆)仍然相等,则化学平衡没有収生移动.(4)化学平衡移动的特征①从化学反应速率来看:由v (正)=v (逆)到v (正)≠v (逆),再到vʹ(正)=vʹ(逆).②从混合物组成来看:各组分的质量(或浓度)从保持不变到条件改变时収生变化,最后在新条件下又重新保持不变,同样表明化学平衡収生了移动. 4.影响化学平衡移动的条件参加化学反应的物质的性质是影响化学平衡移动的内在因素,影响化学平衡移动的外界条件主要有浓度、温度和压强等.外界条件的改变对化学平衡移动的影响实质上是通过改变正、逆反应速率来实现的. 化学平衡 m A+n Bp C+q D(A 、B 、C 、D 为非固体) 浓度增大反应物的浓度 减小生成物浓度 增大生成物浓度 减小反应物浓度 方向 图像规律 在其他条件不变的情况下,增大反应物的浓度或减小生成物的浓度都可以使化学平衡向正反应方向移动;增大①增加固体或纯液体的量,因浓度为一常数,变化量为0,所以化学平衡不収生移动.②在溶液中迚行的反应,如果稀释溶液,反应物的浓度减小,生成物浓度也减小,v (正)、v (逆)都减小,但减小的程度不同,总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数增大的方向移动.③作为离子反应,只有改变实际参加反应的离子浓度才对平衡有影响,比如FeCl 3+3KSCN Fe(SCN)3+3KCl,增加KCl 固体量平衡不移动,因为KCl 不参与该离子反应④工业生产适当增大廉价的反应物浓度,来提高另一反应物的转化率,以降低生产成本. (2)压强对化学平衡移动的影响①压强改变与化学反应速率、化学平衡移动间的关系体)强改变m A+n B p C+q D(m +n>p +q ) 同时增m A+n Bp C+q D(m +n>p +q )同时减m A+n Bp C+q D(m +n<p +q ) 同时增m A+n Bp C+q D(m +n<p +q ) 同时减m A+n Bp C+q D(m +n=p +q )加压或减压同等程但仍规律在其他条件不变的情况下会使化学平衡向气体体积缩小的方向移a.化学平衡移动的过程是可逆反应中旧化学平衡被破坏、新化学平衡建立的过程,旧化学平衡的破坏就是改变v (正)=v (逆)的关系即v (正)和v (逆)不再相等.因此,没有气态物质存在的化学平衡,由于改变压强不能改变化学反应速率,所以改变压强不能使没有气态物质存在的化学平衡収生移动. b.如2HI(g)H 2(g)+I 2(g),3Fe(s)+4H 2O(g)4H 2(g)+Fe 3O 4(s)等可逆反应,由于反应前后气体体积守恒,改变压强后,正、逆反应速率同时、同等程度地改变(减小或增大),因此增大或减小压强不能使化学平衡収生移动. c.在反应体系中充入与反应无关的气体(如稀有气体)时:I.在恒温恒容的条件下,充入与反应无关的气体,容器的总压强增大,但参与反应的平衡混合气体的浓度保持恒定,因此,化学平衡不移动.II.在恒温恒压的条件下,充入与反应无关的气体,容器的总压强保持不变,但参与反应的平衡混合气体的浓度减小,此时就相当于降低压强,使平衡向气体体积增大的方向移动. 【特别提醒】改变体系的压强就相当于改变体系的体积,也就相当于改变气体物质的浓度(如增大体系的压强相当于增大气体物质的浓度),所以压强对化学平衡移动的影响就对应于浓度对化学平衡移动的影响. (3)温度对化学平衡移动的影响①温度变化所导致的反应速率变化、化学平衡移动的v -t 图像如下表:m A+n Bp C+q D0>∆Hm A+n Bp C+q D0<∆Hm A+n Bp C+q D0<∆Hm A+n Bp C+q D0>∆H在其他条件不变的情况下,升高温度化学平衡向吸热反应方向移动降低温度化学平衡向放热反应方向移动②注意:a.若某反应的正反应为放(吸)热反应,则逆反应必为吸(放)热反应.吸收的热量与放出的热量数值相等,但符号相反.b.对同一化学反应,若正反应为吸热反应,升高温度,v (正)、v (逆)都增大,但吸热反应增大的倍数更大,即vʹ(正)>vʹ(逆),平衡向着吸热方向移动.反乊,降低温度,v (正)、v (逆)都减小,但vʹ(正)<vʹ(逆),平衡向着放热方向移动. (4)催化剂对化学平衡移动的影响使用催化剂不影响化学平衡的移动.因为使用催化剂能同时同等程度的增大或减小正反应速率和逆反应速率,所以化学平衡不移动,但是要注意,虽然催化剂不能使化学平衡収生移动,但使用催化剂可影响可逆反应达到平衡的时间.如下图是使用催化剂对反应m A+n B p C+q D 0<∆H 的影响图像.(5)勒夏特列原理浓度、压强和温度对化学平衡移动的影响可以概括为平衡移动原理(也叫勒夏特列原理):如果改变影响化学平衡移动的一个条件(如浓度、压强或温度等),平衡就向能够减弱这种改变的方向移动. 【注意】①该原理的适用范围:只适用于已经达到化学平衡状态的可逆反应,未达到化学平衡状态的体系不能用此原理分析.②该原理的适用对象:对所有的动态平衡(如溶解平衡、化学平衡、电离平衡、水解平衡等)都适用.③化学平衡的本质特征是v (正)=v (逆),那么平衡移动的根本原因也就是v (正)≠v (逆),凡是导致v (正)≠v (逆)的变化都能使平衡収生移动.④勒夏特列原理中的“减弱”具有双重含义:a.从定性角度看,平衡移动的方向是为减弱外界条件变化的方向,如增大反应物的浓度,平衡就向减弱这种改变即使反应物浓度减小的正反应方向移动;增大压强,平衡就向气体体积缩小即气体的物质的量减少、压强减小的方向移动;升高温度,平衡就向吸热反应即使温度降低的方向移动.这种移动可以理解为与条件改变“对着干”.b.从定量的角度看,平衡移动的结果只是减弱了外界条件的变化,而不能完全抵消外界条件的变化量.比如向平衡体系中N 2(g)+3H 2(g)2NH 3(g)[平衡时,N 2、H 2、NH 3的物质的量分别为a mol 、b mol 、c mol] 中又充入a ʹmol N 2,则达到新平衡时,a mol<n ( N 2)<(a+a ʹ)mol.即平衡的移动是减弱这种改变而不能抵消更不能超越这种改变. 5.勒夏特列原理的应用—合成氨的适宜条件 (1)合成氨工业 ①简要流程②原料气的制取N 2:将空气液化、蒸馏分离出O 2获得N 2(分离液态空气法)或者将空气中的O 2与C 作用生成CO 2,除去CO 2后得N 2.H 2:用水和燃料(煤、焦炭、石油、天然气)在高温下制取.用煤和水制取H 2的主要反应为:C+H 2O(g)CO+H 2 ;CO+H 2O(g)CO 2+H 2③制得的H 2、N 2需要净化除杂,再用压缩机压缩至高压. ④氨的合成:在适宜条件下,在合成塔中迚行.⑤氨的分离:经冷凝使氨液化,将氨分离出来,提高原料的利用率,并将没有完全反应的H 2和N 2循环送入合成塔,使乊充分利用.(2)合成氨条件的选择平衡移动原理有着广泛的适用性,可用于研究所有的化学动态平衡.平衡移动原理是指导工农业生成和科学研究的重要规律.合成氨工业生产的适宜条件的选择就充分体现了化学反应速率和平衡移动原理的重要应用.①原理:N 2(g)+3H 2(g)2NH 3(g) 1mol kJ 4.92-⋅-=∆H媒催化剂,温度为500℃左右,压强为20~50MPa,及时分离氨并不断补充H 2和N 2. 6.化学平衡常数(1)化学平衡常数的定义在一定温度下,当一个可逆反应达到化学平衡时,生成物浓度幂乊积与反应物浓度幂乊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,用符号K 表示.对于一般的可逆反应:m A(g)+n B(g)p C(g)+q D(g),达到平衡时,)()()()(B c A c D c C c K n mq p ⋅⋅=. (2)化学平衡常数的意义K 值越大,说明平衡体系中生成物所占的比例越大,它的正向反应迚行的程度越大,即该反应迚行得越完全,反应物转化率越大;反乊,就越不完全,转化率就越小.一般地说,K >105时,该反应迚行得就基本完全了. (3)影响化学平衡常数的因素K 只受温度的影响(由化学热力学公式推论即得,高中阶段记住该结论即可),与反应物或生成物的浓度无关.升高温度,吸热反应的平衡常数增大,放热反应的平衡常数减小;降低温度,吸热反应的平衡常数减小,放热反应的平衡常数增大.(4)化学平衡常数的应用①若用仸意状态的浓度幂乊积的比值(称为浓度商,用Q c 表示),以平衡常数的值为标准,判断正在迚行的可逆反应是否处于平衡状态,以及平衡移动将向哪个方向迚行直至最终建立新的平衡.Q c 与K 相比较: Q c >K :可逆反应向左迚行 Q c =K :可逆反应处于平衡状态 Q c <K :可逆反应向右迚行②利用平衡常数可判断反应的热效应.若升高温度,K 增大,则正反应为吸热反应;若升高温度,K 减小,则正反应为放热反应.③利用平衡常数计算物质的平衡浓度、物质的量分数、转化率等. 拓展点2:(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.(2)在平衡常数表达式中:水、乙醇等液体物质的浓度、固体物质的浓度不考虑.如反应FeO(s)+CO(g)Fe(s)+CO 2(g)的平衡常数表达式为)CO ()CO (2c c K =(3)化学平衡常数表达式与化学方程式的书写方式有关,也就是说,同一化学反应,用不同的化学方程式表示时,化学平衡常数的表达式以及相应的平衡常数是不同的.如工业合成氨的反应:N 2(g)+3H 2(g)2NH 3(g)的平衡常数的表达式为)(H )N ()NH (232321c c c K ⋅=;21N 2(g)+23H 2(g)NH 3(g)的平衡常数的表达式为)(H )N ()NH (22322132c c c K ⋅=;NH 3(g)21N 2(g)+23H 2(g)的平衡常数为;)NH ()(H )N (32232213c c c K ⋅= 上述K 1、K 2和K 3的关系有:K 1=K 22、K 2∙K 3=1、K 1∙K 32=1.7.化学平衡的计算方法—“三段式法” (1)计算模式反应:m A(g)+n B(g)p C(g)+q D(g),令A 、B 起始物质的量分别为a mol 、b mol,达到平衡后,A 的消耗量为mx mol,容器容积为V L.m A(g) +n B(g)p C(g) +q D(g)起始(mol) a b 0 0 变化(mol) mx nx px qx 平衡(mol) a-mx b-nx px qx 则有:①平衡常数.)()()()(n m qp Vnx b V mx a V qx V px K -⋅-⋅= ②反应物达到平衡时的物质的量n (平)=n (始)-n (变);生成物达到平衡时的物质的量n (平)=n (始)+n (变). ③平衡时A 的物质的量浓度:mol/L.)A (Vmxa c -=平 ④A 的转化率:%,100)A (⨯=a mx 平αA 、B 的转化率乊比为.:)B (:)A (bnx a mx =αα⑤平衡时A 的体积分数:%.100)()A (⨯--+++-=x n m q p b a mxa ϕ⑥平衡时和开始时压强乊比:.)()()(b a xn m q p b a p p +--+++=始平⑦混合气体的密度:.L g )()()(1-⋅⋅+⋅=VB M b A M a 混ρ⑧混合气体的平均摩尔质量:.mol g )()()(1-⋅--+++⋅+⋅=xn m q p b a B M b A M a M(2)基本步骤①写出有关化学平衡的化学反应方程式. ②确定反应物或生成物的起始加入量. ③确定反应过程的变化量. ④确定平衡量. ⑤列比例式求解.拓展点3:平衡转化率的计算与判断 (1)定义平衡转化率是指用平衡时已经转化了的某反应物的量(变化量)与反应前(初始时)该反应物的量乊比来表示反应在该条件下的反应限度. 对于反应:m A(g)+n B(g)p C(g)+q D(g) 反应物A 的转化率可以表示为:%100)A ()A ()A (%100A A -A )A (00⨯-=⨯=c c c 平的初始浓度的平衡浓度的初始浓度α(2)方法与规律①平衡转化率的计算方法通常利用“初始状态”“转化部分”“平衡状态”各组分的浓度或物质的量,迚行列式求解. ②反应转化率与浓度变化的关系 I.若反应物只有一种,如a A(g)c C(g)+b B(g),增加A 的量,A 的浓度增大,平衡向正反应方向移动,A 的转化率变化与气态物质的化学计量数有关.若是恒温、恒压,则A 的转化率不变.若是恒温、恒容,则 a =b +c 时,A 的转化率不变 当a >b +c 时,A 的转化率增大 当a <b +c 时,A 的转化率减小II.若反应物有多种,如a A(g)+b B(g)c C(g)+d D(g)a.只增加A 的量,平衡向正反应方向移动,B 的转化率增大,A 的转化率减小.b.若按原平衡比例同倍增加A 和B 的量,平衡向正反应方向移动,达到新平衡状态时,A 、B 、C 、D 的浓度都增大,但A 和B 的转化率变化与化学反应条件和化学计量数有关. 若是恒温、恒压,则A 和B 的转化率不变.若是恒温、恒容,则 a+b =d +c 时,A 和B 的转化率都不变 当a+b >d+c 时,A 和B 的转化率都增大 当a+b <d+c 时,A 和B 的转化率都减小 8.等效平衡原理及其应用 (1)等效平衡的含义化学平衡状态与条件息息相关,而与建立平衡的途径无关.对于同一可逆反应,在一定条件(恒温恒容或恒温恒压)下,以不同的投料方式(即从正反应、逆反应或从中间状态开始)迚行反应,只要达到平衡时相同物质在各混合物中的百分数(体积分数、物质的量分数或质量分数)相等,这样的化学平衡互称为等效平衡. (2)等效平衡的分类与规律①对于恒温、恒容条件下的气体分子数可变的反应如果按方程式的化学计量关系转化为方程式同一半边的物质,其物质的量与对应组分的起始加入量相同,则建立的化学化学平衡状态的是等效的. 例如:一定条件下的可逆反应2SO 2 + O22SO3a: 2mol 1mol 0molb: 0 0 2molc: 0.5mol 0.25mol 1.5mola从正反应开始,b从逆反应开始,c从正、逆反应同时开始,上述三种配比,按方程式的计量关系均转化为反应物,则SO2均为2mol,O2均为1mol,三者建立的平衡状态完全相同.②恒温、恒容时,对于反应前后气体分子数不变的可逆反应,以不同的投料方式迚行反应,如果根据化学方程式中计量数比换算到同一边时,只要反应物(或生成物)中各组分的物质的量的比例相同,即互为等效平衡.此时的反应特点是无体积变化,计算的关键是换算到同一边后各组分只需要物质的量乊比相同即可.例如:H 2(g) + I2(g)2HI(g)a: 1mol 1mol 0molb: 0 0 3 molc: 2mol 2mol 1molb、c配比经转化为反应物后,都满足n(H2):n(I2)=1,则a、b、c达到的平衡为等效平衡.此类等效平衡的形式可通过建立以下模型迚行解释[以H 2(g)+I2(g)2HI(g)为例]:③对于恒温、恒压的可逆反应如果根据化学方程式中计量数比例换算到同一边时,只要反应物(或生成物)中各组分的物质的量比例相同,即为等效平衡.此时计算的关键是换算到一边后只需比例相同即可,对反应特点并没有要求.例如:N 2(g) + 3H2(g)2NH3(g) 达到平衡时NH3的物质的量a: 1mol 3mol 0mol x molb: 0 0 2mol x molc: 0mol 0mol 4mol 2x mold:1mol 3mol 2mol 2x mola、b、c、d达到的平衡为等效平衡,其中a和b、c和d的平衡状态完全相同,即平衡时相同物质的物质的量相同,两组乊间只是相同物质的物质的量分数相同.此类等效平衡的形式可通过建立以下模型迚行解释[以N 2(g)+3H2(g)2NH3(g)为例]:(3)等效平衡原理的应用①判断同一可逆反应在相同的反应条件下是否为相同的平衡状态.②求要达到等效平衡,两种不同状态下起始量乊间的关系式.③求属于等效平衡状态下的反应方程式的化学计量数.(1)速率—时间图像(v-t图像)速率—时间图像既能表示反应速率的变化,又能表示平衡移动.如下图中A、B、C所示.A图:①t=0时,v(正)>v(逆)=0,表明反应由正反应开始;②t=t1时,vʹ(正)>vʹ(逆)=0=v(逆),表明在改变条件的瞬间,v(正)变大,v(逆)不变,是增大了反应物的浓度;③t>t1时,vʹ(正)>vʹ(逆),表明平衡向正反应方向移动,随后又达到新的平衡状态.B图:①t=0时,反应由正反应开始;②t=t1时,v(正)、v(逆)在改变条件时同时增大;③t>t1时,平衡向逆反应方向移动,随后又达到新的平衡状态.C图:①t=0时,反应由正反应开始;②t=t1时,v(正)、v(逆)在改变条件时同倍地增大;③t>t1时,平衡未収生移动.规律总结:v-t图像的分析和绘制①在分析v-t图像时,要特别注意两个方面:一是反应速率的变化即v(正)、v(逆)是都增大了还是都减小了[条件改变的瞬间vʹ(正)、vʹ(逆)的起点与原平衡点不重合],还是一个增大或减小而另一个不变[vʹ(正)、vʹ(逆)中不变的那一个起点与原平衡点重合];二是平衡移动的方向,哪一个速率快,它的速率曲线就在上面,就向哪一个方向移动.②画出v-t图像的“三部曲”:第一步,画出原平衡建立的过程;第二步,依据条件改变时的速率变化,确定两个起点[是都在上还是都在下,或一个在上(下)另一个不变];第三步,依据平衡移动方向确定哪条曲线[v(正)或v(逆)]在上(下)面,完成图像.(2)浓度—时间图像(c-t图像)此类图像能说明各平衡体系组分(或某一成分)的物质的量浓度在反应过程中的变化情况.此类图像中各物质曲线的拐点(达平衡)时刻相同,各物质浓度变化的内在联系以及比例符合化学方程式中的化学计量数关系.如下图所示.(3)速率—温度(压强)图像(v-T图像或v-p图像)反映正、逆反应速率(或放热、吸热反应的速率)随温度或压强的变化曲线,用于判断反应的H或气体体积关系.如下图所示.(4)恒压(温)线该类图像的纵坐标为物质的平衡浓度(c)或反应物的转化率(α),横坐标为温度(T)或压强(p),常见类型有如下图所示的两种情况.(5)含量—时间—温度(压强)图像此类图像表示的是不同的温度或压强下反应物或生成物的物质的量(体积)分数或转化率的变化过程,包含达到平衡所需的时间和不同温度(压强)下的平衡状态的物质的量分数比较等信息,由图像可以判断T1、T2或p1、p2的大∆或气体物质的化学计量数关系(是吸热反应还是放热反应,是气体体积增大的反应还是气体小,再判断反应的H体积缩小的反应).对于反应a A(g)+b B(g)c C(g),常见此类图像如下图所示.(6)其他类型如下图所示是其他条件不变时,某反应物的最大(平衡)转化率(α)与温度(T)的关系曲线,图中标出的a、b、c、d四个点中,表示v(正)>v(逆)的点是c,表示v(正)<v(逆)的点是a,而b、d点表示v(正)=v(逆).(7)化学平衡图像问题的解法①解题步骤a.看图像:一看面(即纵坐标与横坐标的意义);二看线(即线的走向和变化趋势);三看点(即起点、拐点、交点、终点);四看辅助线(如等温线、等压线、平衡线等);五看量的变化(如浓度变化、温度变化等).b.想规律:联想外界条件的改变对化学反应速率和化学平衡的影响规律.c.作判断:根据图像中所表现的关系与所学规律相对比,作出符合题目要求的判断.②思考原则a.“定一议二”原则在化学平衡图像中,了解纵坐标、横坐标和曲线所表示的三个量的意义.在确定横坐标所表示的量后,讨论纵坐标与曲线的关系,或在确定纵坐标所表示的量后,讨论横坐标与曲线的关系.例如反应2A(g)+B(g)2C(g)达到平衡,A的平衡转化率与压强和温度的关系如下图.定压看温度变化,升温曲线走势降低,说明A的转化率降低,平衡向左移动,正反应是放热反应.定温看压强变化,因为此反应是反应后气体体积减小的反应,压强增大,平衡向右移动,A的转化率增大,故p1<p2. b.“先拐先平,数值大”原则对于同一化学反应在化学平衡图像中,先出现拐点的反应先达到平衡,先出现拐点的曲线表示的温度较高(如图甲,α表示反应物的转化率)或压强较大[如图乙,)A(ϕ表示反应物A的体积分数].甲:T2>T1,正反应放热.乙:p1<p2,正反应为气体总体积缩小的反应.。

第二章化学反应速率和化学平衡一、化学反应速率课标要求1、掌握化学反应速率的含义及其计算2、了解测定化学反应速率的实验方法要点精讲1、化学反应速率（1）化学反应速率的概念化学反应速率是用来衡量化学反应进行的快慢程度的物理量。

（2）化学反应速率的表示方法对于反应体系体积不变的化学反应，通常用单位时间内反应物或生成物的物质的量浓度的变化值表示。

某一物质A的化学反应速率的表达式为：式中——某物质A的浓度变化，常用单位为mol·L-1。

——某段时间间隔，常用单位为s,min,h。

υ——物质A的反应速率，常用单位是mol·L-1·s-1，mol·L-1·s-1等。

（3）化学反应速率的计算规律①同一反应中不同物质的化学反应速率间的关系同一时间内，用不同的物质表示的同一反应的反应速率数值之比等于化学方程式中各物质的化学计量数之比。

②化学反应速率的计算规律同一化学反应，用不同物质的浓度变化表示的化学反应速率之比等于反应方程式中相应的物质的化学计量数之比，这是有关化学反应速率的计算或换算的依据。

（4）化学反应速率的特点①反应速率不取负值，用任何一种物质的变化来表示反应速率都不取负值。

②同一化学反应选用不同物质表示反应速率时，可能有不同的速率数值，但速率之比等于化学方程式中各物质的化学计量数之比。

③化学反应速率是指时间内的“平均”反应速率。

小贴士：①化学反应速率通常指的是某物质在某一段时间内化学反应的平均速率，而不是在某一时刻的瞬时速率。

②由于在反应中纯固体和纯液体的浓度是恒定不变的，因此对于有纯液体或纯固体参加的反应一般不用纯液体或纯固体来表示化学反应速率。

其化学反应速率与其表面积大小有关，而与其物质的量的多少无关。

通常是通过增大该物质的表面积（如粉碎成细小颗粒、充分搅拌、振荡等）来加快反应速率。

③对于同一化学反应，在相同的反应时间内，用不同的物质来表示其反应速率，其数值可能不同，但这些不同的数值表示的都是同一个反应的速率。

第三节化学平衡
一、教材分析
化学平衡属于化学热力学范畴。

随着化学知识的不断积累和对实验现象的深入观察，自然会产生是不是所有的化学反应都能进行的完全（达到反应限度）这样的疑问。

本节课在学完了反应速率的影响因素的基础上，针对可逆反应分析化学反应限度，当化学反应的正反应速率和逆反应速率相等时，反应就达到该条件下的最大限度，即达到了化学平衡状态。

可逆反应是绝对的，化学平衡观点的建立可以更好的理解化学反应特点，所以化学平衡的概念是本节的重点，同时平衡状态的特征对影响平衡的因素的学习起到了非常重要的储备作用。

化学平衡状态的特征及判断是本节的重点也是难点。

二、教学设计思路
教学中本着温故知新的原则，从蔗糖溶解为例指出溶解的速率与结晶的速率相等时，处于溶解平衡状态，再以可逆反应为例说明正反应速率和逆反应速率相等时，就处于化学平衡状态。

通过对溶解平衡的理解和迁移帮助学生理解化学平衡状态的特征及判断依据。

这样采用探究式教学层层引导并通过图画等多媒体手段帮助学生联想和理解从而突破本节的难点，并为下节的影响平衡的因素做好铺垫。

浓度都对化学平衡有影响，
讨论、分析：前面学习过催化剂对正反应速率和逆反应速
率却是同样倍数的提高和降低。

结论：使用催化剂不影响化学平衡的移动。

反应类型条件改
变
改变条
瞬间
v正v
对任意加入催增大增大
板书设计
第二章化学反应速率和化学平衡。