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《探究影响化学平衡移动的因素》作业设计方案（第一课时）一、作业目标1. 加深学生对化学平衡及平衡移动原理的理解。
2. 培养学生的实验操作能力和观察分析能力。
3. 提高学生运用化学知识解决实际问题的能力。
二、作业内容1. 预习与理论学习学生需提前预习本课内容，了解化学平衡的基本概念及平衡移动的原理。
通过课本及教辅材料，掌握影响化学平衡移动的主要因素，如浓度、温度、压力和催化剂等。
2. 实验操作与观察实验是本课的重要环节，学生需在实验室进行以下实验操作：（1）准备不同浓度的反应物，观察其反应速度及平衡状态的变化。
（2）通过改变温度，观察反应速率及平衡位置的变化。
（3）改变系统压力，观察对气体反应平衡的影响。
（4）探究催化剂对反应过程及平衡的影响。
实验过程中，学生需详细记录实验数据，包括反应物的浓度、温度、压力变化及对应的反应速率和平衡状态。
3. 数据分析与讨论学生需根据实验数据，分析各种因素对化学平衡移动的影响，并就实验结果进行小组内讨论，分享各自的观察与发现。
讨论可围绕以下几个问题展开：（1）浓度变化对化学平衡的影响机理是什么？（2）温度变化如何影响反应速率及平衡位置？（3）压力变化对气体反应有何影响？（4）催化剂在反应中的作用是什么？三、作业要求1. 实验操作需遵循实验室安全规范，确保实验过程的安全。
2. 实验数据要准确记录，不得随意篡改。
3. 小组讨论要积极，每位学生都要参与讨论，发表自己的观点。
4. 作业需在规定时间内完成，并按时提交。
四、作业评价教师将根据以下标准对学生的作业进行评价：（1）理论学习是否充分，对化学平衡及移动原理的理解程度。
（2）实验操作是否规范，数据记录是否准确。
（3）小组讨论的活跃程度和观点的深度。
（4）作业的完整性和按时提交情况。
五、作业反馈教师将对每份作业进行详细批改，指出存在的问题和不足，并提出改进建议。
同时，教师将在课堂上对优秀作业进行展示和表扬，鼓励学生在后续学习中再接再厉。
化学反应中的能量变化与平衡化学反应是物质转化过程中发生的能量变化的重要表现形式之一，同时也与化学平衡密切相关。
本文将探讨化学反应中的能量变化与平衡之间的关系，以及如何应用这些原理。
一、反应热和焓变在化学反应中，能量的变化通过反应热来衡量。
反应热是指在恒定压力下，物质发生化学反应时释放或吸收的热量。
反应热可分为放热反应和吸热反应。
放热反应是指在反应过程中物质释放热量，从而使周围温度升高。
一般来说，燃烧反应都属于放热反应。
例如，燃烧木材时，木材中的化合物与氧气反应，释放出大量的热量和光能。
吸热反应则是指在反应过程中物质吸收热量，导致周围温度下降。
典型的例子是氨和水之间的反应。
氨和水反应会吸热，使反应容器周围的温度降低。
为了描述物质在化学反应中释放或吸收的热量，引入了焓变概念。
焓变（ΔH）是指物质在定压下发生化学反应时释放或吸收的热量变化。
焓变为负值表示放热反应，为正值则表示吸热反应。
例如，当燃烧一摩尔的乙醇时，释放的热量为-1367千焦，因此焓变（ΔH）为-1367千焦。
二、能量守恒定律与反应热的变化化学反应中的能量变化符合能量守恒定律。
根据能量守恒定律，能量既不能被创造也不能被破坏，只能从一种形式转化为另一种形式。
在化学反应中，所释放或吸收的能量来自于反应物中的化学键的形成或解离。
反应热的变化可通过反应物和生成物之间化学键的形成或解离来解释。
在放热反应中，化学键的形成释放出能量，而在吸热反应中，化学键的解离吸收外界的能量。
反应热的变化可用以下方程表示：反应热 = 结合能 - 解离能结合能为化学键形成释放的能量，解离能为化学键解离吸收的能量。
三、平衡态与热力学平衡常数在化学反应中，当反应物被完全转化为生成物时，反应达到平衡态。
平衡态时，反应物和生成物的浓度保持不变，但反应仍在继续进行，而正反应的速率相等。
平衡态的研究需要引入热力学平衡常数（K）。
热力学平衡常数是一个定量描述平衡态的物理量，它的值与温度有关。
浅谈影响化学平衡的因素邢子祥( 榆林高等专科学校化学系 719000)陕西榆林 摘 要: 化学平衡是物理化学的重要组成部分, 其应用相当广泛, 本文着重讨论各种因 素对化学平衡影响及其变化规律。
关健词: 化学平衡; 温度压力; 惰性气体; 催化剂中图分类号: O 64214 文献标识码: A 文章编号: 1008- 3871 (2000) 02- 0058- 03 化学平衡理论在物理化学教学中占有相当重要的位置, 笔者根据多年的教学体会, 分别 定性地讨论温度、压力、惰性气体及催化剂等各种因素对化学平衡的影响。
一、温度对化学平衡的影响温度对化学平衡的影响主要表现在平衡常数数值的改变上。
因此, 化学反应若在不同的 温度下进行, 其平衡常数是不同的, 即反应限度是不一样的。
由任意化学反应的标准平衡常rH m 0 0 △ 数随温度变化的微分式 ( a ln K ) P = 可以看出: R T 2a T 11 对于正向是吸热的可逆反应来说: 从热力学角度分析, △rH m 0 > 0, 温度升高将使标准平衡常数增大, 平衡转化率提高, 有利于正向反应的进行; 从动力学角度分析, 温度升高, 正、逆向反应速率都加快, 由平衡常数增大可知, 正向反应增大的幅度更多, 故总反应速率总 是加快, 所以不论从热力学角度还是从动力学角度分析, 升高温度对反应均是有利的。
当然 不是说无限升高温度, 还要考虑到各种其它客观因素的限制。
21 对于正向是放热的可逆反应来说: 从热力学角度分析△rH m 0 < 0, 温度升高将使平衡 常数减小, 即平衡转化率降低, 不利于正向反应的进行; 从动力学角度分析, 温度升高, 正、逆 向反应速率都会加快, 但由平衡常数减小可知, 逆向反应速率增大的幅度更多, 因而总反应 速率不一定随温度的升高而加快。
一般来说: 在温度较低的阶段, 升高温度时平衡常数减小 得不多, 即逆向速度常数增大的幅度比之正向速度常数不是大的很多, 加之还有浓度因素的 影响, 故而总反应速率还是随温度的升高而加快; 在温度较高的阶段, 由于温度升高平衡常数下降的很快, 致使逆向反应速率的增加有可能超过正向反应速率的增加, 此时, 总反应 速 率 反 而 会 下 降。
化学反应速率及平衡的相关总结考点突破1化学反应速率1用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。
常用单位为mol·(L·s)-1或mol·(L·min)-1说明：(1)固体、纯液体在反应中可视为浓度不变，故一般不用固体或纯液体表示反应速率。
(2)反应速率一般是指某段时间内的平均速率，非即时速率，不能为负数。
2同一反应，用不同物质表示的速率之比，等于化学方程式中化学计量数之比。
【方法点击】近几年的高考题，在涉及化学反应速率的知识点时，主要是利用化学反应速率的规律，完成下述要求：1.在一个反应中，由一种物质的反应速率，换算为其他物质的反应速率。
2.比较同一反应在不同的条件下，用不同物质表示的反应速率的相对大小。
3.由速率之比写出有关方程式现举例说明如下：例：反应A+3B==2C+2D在四种不同情况下的反应速率分别为：v(A)＝0.15 mol·L-1·s-1、v(B)=0.6 mol·L-1·s-1、v(C)=0.4 mol·L-1·s-1、v(D)=60 mol·L-1·min-1其中表示反应最快的是。
解析：首先统一单位v(D)=60 mol·L-1·min-1 =1 mol·L-1·s-1根据v(A)︰v(B)︰v(C)︰v(D)=1∶3∶2∶2，将四种物质的反应速率，均除以化学方程式中各自前边的化学计量数：=0.15 mol·L-1·s-1、=0.2 mol·L-1·s-1、=0.2 mol·L-1·s-1、=0.5 mol·L-1·s-1。
可见选D。
判断反应速率的大小，必须考虑各物质的反应计量数，再进行比较，同时还要注意保持单位的统一。
2影响化学反应速率的因素1、内在因素(主要因素)反应物的性质2、外在因素(1)浓度：在其他条件不变时，增大反应物的浓度，化学反应速率增大。
《探究影响化学平衡移动的因素》导学案一、学习目标1、理解化学平衡移动的概念。
2、掌握浓度、温度、压强等因素对化学平衡移动的影响。
3、能够运用勒夏特列原理判断化学平衡移动的方向。
二、学习重难点1、重点（1）浓度、温度、压强对化学平衡移动的影响规律。
（2）勒夏特列原理的应用。
2、难点（1）通过实验现象分析和推理，理解化学平衡移动的本质。
（2）综合运用各种因素判断化学平衡移动的方向。
三、知识回顾1、化学平衡状态的特征化学平衡状态是指在一定条件下，可逆反应中正反应速率和逆反应速率相等，反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态。
化学平衡状态具有“逆、等、动、定、变”的特征。
2、化学平衡常数对于一个可逆反应，在一定温度下，无论反应物的起始浓度如何，反应达到平衡状态后，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，这个常数称为化学平衡常数，用符号 K 表示。
四、新课导入在一个可逆反应达到化学平衡状态后，如果改变反应条件，平衡状态是否会发生改变呢？这就是我们今天要探究的内容——影响化学平衡移动的因素。
五、浓度对化学平衡移动的影响1、实验探究实验 1 在一个密闭容器中进行反应：FeCl₃＋ 3KSCN ⇌Fe(SCN)₃＋ 3KCl（1）向上述平衡体系中加入少量 1mol/L 的 FeCl₃溶液，观察溶液颜色的变化。
（2）向上述平衡体系中加入少量 1mol/L 的 KSCN 溶液，观察溶液颜色的变化。
现象：加入 FeCl₃溶液或 KSCN 溶液后，溶液颜色加深。
2、分析推理增加反应物的浓度，正反应速率瞬间增大，逆反应速率不变，使v(正) ＞ v(逆)，平衡向正反应方向移动。
3、结论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，平衡向正反应方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，平衡向逆反应方向移动。
六、温度对化学平衡移动的影响1、实验探究实验 2 对于反应 2NO₂(g) ⇌ N₂O₄(g) ΔH ＜ 0（1）将装有 NO₂和 N₂O₄混合气体的烧瓶放入热水中，观察气体颜色的变化。
物理化学复习总结第一章气体的PVT关系 (4)1.1理想气体状态方程 (4)1.2理想气体分压、分体积定律 (4)1.2.1理想气体分压定律： (4)1.2.2理想气体分体积定律： (4)1.3饱和蒸汽压 (4)第二章热力学第一定律 (5)2.1．基本概念 (5)2.1.1系统和环境 (5)2.1.4过程与途径 (5)2.1.5相及相变化 (6)2.1.6热和功 (6)2.2体积功的计算(可逆过程) (6)2.3热力学第一定律及热力学能 (7)2.3.1热力学能U (7)2.3.2热一律 (7)2.4恒容热、恒压热及焓 (8)2.4.1恒容过程热： (8)2.4.2恒压过程热及焓： (8)2.5热容及热的计算 (9)2.5.1热容定义 (9)2.5.2分别利用恒容、恒压摩尔热容计算反应热公式： (9)2.5.3热容与温度的关系 (9)2.6热力学第一定律的应用 (9)2.6.1理想气体的热力学能及焓只是温度的函数 (9)2.6.2热一律对简单状态参量变化过程的应用（计算题） (10)2.6.3热一律的另一应用——相变化过程热一律的计算 (10)2.6.4热一律的应用Ⅲ——热化学 (10)第三章热力学第二定律 (12)3.1自发过程的共同特征及热二律的表述 (12)3.1.1自发过程的共同特征： (12)3.1.2热二律的表述 (13)3.2卡诺热机及热机效率 (13)3.3熵增加原理及热二律的数学表达式 (13)3.3.1熵的提出 (13)3.3.2熵的定义及热二律的数学表达式 (14)3.3.3熵增加原理 (14)3.4熵变的计算 (15)3.4.1 单纯p、V、T 变化过程ΔS的计算 (15)3.4.2理想气体的混合过程 (16)3.4.3定T 定p下相变化过程 (17)3.4.4热力学第三定律及化学反应熵变的计算 (17)3.5亥姆霍茨函数和吉布斯函数 (18)3.5.1 亥姆霍茨(Helmholtz)函数及其判据 (18)3.5.2 吉布斯(Gibbs)函数及其判据 (18)3.5.3引入A、G的意义 (19)3.5.4定温过程ΔA、ΔG 的计算 (19)3.6热力学函数的重要关系式 (20)3.6.1定义式 (20)3.6.2热力学基本方程（4个） (20)3.6.3对应系数方程（8个） (20)3.6.4麦克斯韦方程（4个） (20)3.6.5其它关系 (20)3.7克拉贝龙(Clapeyron)方程 (21)3.7.1克拉贝龙（Clapeyron）方程 (21)3.7.2克拉贝龙方程的应用 (21)3.8热力学能的本质及熵的统计意义 (22)3.8.1热力学能的本质 (22)3.8.2熵的统计意义 (22)3.8.3熵增加原理的限制 (22)第四章多组分系统热力学及相平衡 (23)4.1 理解偏摩尔量和化学势的概念 (23)4.1.1偏摩尔量 (23)4.1.2化学势的概念,解并掌握化学势判据及其应用 (26)4.2理解并掌握Clapeyron公式和 Clausius-Clapeyron方程，并能进行有关计算 (27)4.2.1克拉贝龙（Clapeyron）方程（含克-克方程） (27)4.3理解理想液体混合物和理想稀溶液中各组分化学势的表达式 (29)4.3.1理想液态混合物中各组分化学势等温式 (29)4.3.2理想稀溶液中各组分的化学势等温式 (29)4.4理解并掌握形成理想液体混合物过程热力学函数变的计算方法 (32)4.5掌握Raoult定律、Henry定律等相平衡规律的简单计算（如蒸汽压下降、凝固点降低等） (33)4.5.1拉乌尔定律 (33)4.5.2亨利定律 (34)4.5.3两个定律的对比 (34)4.6理解相律的意义：掌握单组分体系和二组分体系典型相图的特点 (34)4.6.1相率 (34)4.6.2单组分（纯物质）系统的相平衡 (35)4.6.3纯组分系统的相图 (35)4.6.4二组分体系典型相图 (35)第五章化学平衡 (37)5.1明了热力学标准平衡常数的定义，会用热力学数据计算标准平衡常数 (37)5.1.1平衡常数的热力学推导 (37)5.1.2平衡常数的计算 (37)5.2理解并掌握Van’t Hoff等温方程及等压方程的含义及其应用，能够分析和计算各种因素对化学反应平衡组成的影响（如系统的温度、浓度、压力和惰性气体等） (38)5.2.1、等温方程式 (38)5.2.2 化学反应等压方程式 (40)第六章电化学 (41)6.1 法拉第定律 (41)6.2离子的平均活度和平均活度系数 (41)6.3离子强度及强电解质溶液的离子互吸理论 (42)6.4可逆电池热力学 (42)6.5可逆电极的类型 (43)6.6电极电势的Nernst方程 (44)6.7浓差电池 (44)6.8电池电动势和电极电势的应用 (45)6.9电极极化 (46)第七章界面现象 (47)7.1比表面吉布斯函数和表面张力 (47)7.2界面现象热力学 (48)7.3弯曲界面的附加压力 (48)7.4拉普拉斯(Laplace)方程 (49)7.5分散度对物质性质的影响 (49)7.6润湿 (51)第八章化学动力学 (52)8.1反应速率、速率常数等基本概念 (52)8.2简单级数反应方程及其特征 (53)8.2.1一级反应 (53)8.2.2二级反应 (53)8.2.3零级反应 (54)8.2.4 n级反应 (54)8.3几种典型的复合反应 (56)8.3.1对峙反应（可逆反应） (56)8.3.2连串反应 (56)8.3.3平行反应 (57)8.4复合反应速率方程的求法 (58)8.4.1平衡态近似法 (58)8.4.2稳定态近似法 (59)8.5 阿累尼乌斯(Arrhenius)方程 (60)第一章气体的PVT关系1.1理想气体状态方程PV=nRT，其中P的单位是Pa，V的单位是m3，n的单位是mol，T的单位是K，摩尔气体常数R=8.315J·mol-1·K-1。
