《化学反应与平衡》课件

化学反应与平衡欢来应课课将讨应迎到《化学反与平衡》程！本程深入探化学反的基本原应过论结理、反速率的影响因素以及化学平衡的核心概念通理与实例相合维的方式，帮助大家建立系统的化学思这课们将观观应现产在个系列程中，我从微粒子运动到宏反象，从工业生到环应仅础自然境中的平衡，全面展示化学反与平衡的魅力不注重基概念的还将结应题理解，合实际用，提升解能力让们这为我一起踏上段化学探索之旅，揭示自然界中最精妙的平衡之美！认识化学反应化学反应的基本定义生活中常见的化学反应应质转为质过们满应饪过应化学反是指一种或几种物变另一种或几种物的程，我的日常生活充了化学反食物烹程中的美拉德反键断这过湿环锈蚀应伴随着化学的裂和形成在个程中，原子的种类不会改使食物变得金黄可口；铁制品在潮境中的是氧化反的们将转为变，但它的排列方式会发生变化典型例子；植物光合作用二氧化碳化氧气和葡萄糖应质简单质化学反是物世界变化的基本方式之一，它使得物可以转为杂质杂质为简单质们过应内化复物，也使得复物可以分解物甚至我的呼吸程，也是一种化学反，氧气在体与葡萄糖应产这应反生能量、二氧化碳和水些反构成了生命活动的基础本章重点与考纲要求教育部课程标准要求核心能力培养课标过习养对教育部程准要求学生理解通本章学，要培学生应应规化学反速率的概念、影响因化学反律的洞察能力，建态观素及其原理；掌握化学平衡的立动平衡念，提升定量分规数问题为特征、移动律与平衡常；析和解决实际的能力，续习能够运用勒夏特列原理分析和后学有机化学和物理化学问题础解决实际奠定基常见难点对数计断浓学生普遍平衡常算、多重因素影响下的平衡移动判以及度-时线难这内将们难题间曲理解存在困些容是我重点攻克的化学反应类型总览置换反应单质换单质钉一种置出化合物中的另一种元素，形成新的和化合物典型例子铁插入硫酸换蓝渐为浅绿钉红铜溶液中，铁置出铜，溶液由色逐变色，铁表面附着色铜分解反应杂质较简单质钙为钙一种复物分解成两种或多种的物例如碳酸在高温下分解氧化和二氧过氢锰为产化碳；氧化在二氧化催化下分解水和氧气，伴随气泡生化合反应简单质结杂质镁带烧两种或多种物合形成一种复物如在氧气中燃发出耀眼白光，生成白镁氢剧色的氧化；气和氧气在点燃后发生烈爆炸，生成水复分解反应换钠应两种化合物相互交成分，生成两种新的化合物例如硝酸银溶液与氯化溶液反，生钠钠盐应钠成氯化银白色沉淀和硝酸溶液；碳酸与酸反，生成二氧化碳、水和氯化化学反应速率概述实际应用产计工业生优化与药物设数学表达计微分形式与平均速率算基础定义单时内应浓位间反物或生成物度变化应应为单时内应对应单积质化学反速率是表征化学反快慢的物理量，定义位间反物消耗或生成物生成的量于均相反，通常以位体中的物浓来对应则单积浓的量度变化表示；于非均相反，使用位界面面上的度变化应单应浓时反速率的常见位包括mol/L·s、mol/L·min或mol/L·h需要注意的是，由于反物是消耗的，其度随间减小，因此在计时负为应应进算通常加上号以使速率正值反速率不是恒定的，它会随着反的行而变化反应速率的实验测定方法气体体积法滴定法颜色变化法应过应应进应显颜适用于有气体参与的反，通量筒或气适用于溶液中的反，在反行的不同适用于反物或生成物有明色变化的计测单时内产时过标应计测体收集并量位间生或消耗的刻取样，通准溶液滴定确定溶液中反利用分光光度量溶液在特定波积测应质浓这过换气体体例如用于定金属与酸反、特定物的度种方法精确度高，但长下的吸光度，通朗伯-比尔定律算得钙应过状态较为杂标质浓应碳酸与酸反等通理想气体方操作复，需要制备准溶液并掌握到物度例如碘钟反、溴化物与溴将积转换为质终断盐应程，可气体体物的量滴定点的判技巧酸反等都可采用此法影响化学反应速率的因素总览温度过浓度升高温度增加分子平均动能，超活化能应显的分子比例增加，反速率著提高一应浓频应约反物度增加，有效碰撞率增大，反般温度每升高10℃，反速率增加2-4应质浓速率加快遵循量作用定律，度与倍数关速率之间有明确的学系催化剂应径提供新的反路，降低活化能，加快应应反速率但不影响反的化学平衡生内剂表面积物体的酶就是高效的生物催化压强对应积固体参与的反，增大表面提供更多应应状质对应压反位点，加快反速率粉末物比状应气相反，增加强使分子密度增大，应对块反更快碰撞几率提高，反速率加快液相或应较固相反影响小浓度对速率的影响温度对速率的影响温度提高分子平均动能增加分子运动加快频碰撞率增大活化分子增多有效碰撞比例提高反应速率提高伦乌遵循阿尼斯方程应显伦乌为数为为为数为绝对温度是影响化学反速率最著的因素之一根据阿尼斯方程k=Ae^-Ea/RT，其中k速率常，A指前因子，Ea活化能，R气体常，T温当时数项导数应度温度升高，指e^-Ea/RT值增大，致速率常k增大，反速率随之提高线显线过显应能量分布曲示，温度升高使分子能量分布曲向高能方向移动，超活化能的分子比例著增加一般而言，在不改变反机理的前提下，温度每升高10℃，反应约这称为规则速率增加2-4倍，被范特霍夫催化剂的作用与分类活化能应反发生所需的最低能量催化剂作用应径降低活化能，提供新反路速率变化应显反速率著提高平衡影响产不改变平衡位置和率剂应应质剂过应径催化是能够改变化学反速率而自身不在反中被消耗的物催化通提供新的反路，降应应剂低活化能，使更多分子具有足够能量发生反，从而加快反速率重要的是，催化只改变达到平数衡的速度，不改变平衡常和平衡位置剂为剂应负剂剂应态为剂催化可分正催化（加快反）和催化（抑制，减慢反）按相可分均相催化应剂应内（与反物处于同一相）和多相催化（与反物处于不同相）生物体的酶是一类特殊的催化剂专杂应，具有高效性和一性，能在温和条件下催化复的生化反压强对气体反应速率的作用压强增大应单积内数适用于气体反体系，增加位体气体分子量2碰撞频率提高单时内数分子间距离减小，位间碰撞次增加反应速率加快应进有效碰撞增多，反更容易行工业应用压应环产如高下的合成氨反，13-25MPa境有效提升率压对应现应当应压时单积内数频应进强反速率的影响主要体在气体反体系中增加气体反体系的强，位体的气体分子量增加，分子之间的平均距离减小，碰撞率大大提高，从而加快了反的行应₂₂₃为压为进应压仅应还应进压对以合成氨反N+3H⇌2NH例，工业上采用高条件（通常13-25MPa）行反高不提高了反速率，有利于反向生成氨气的方向行需要注意的是，强变化液相或固相反应计为这态紧进压对的影响通常可以忽略不，因些相中分子的密排列使得一步加分子距离影响很小表面积的影响铁粉与氧气反应大理石与盐酸反应催化剂设计应用烧产盐应盐剂计结负载铁粉在空气中燃生火花，而铁块在同大理石碎片与酸反比大理石整块与工业催化通常设成多孔构或在应这为应剧过观产载积样条件下几乎不反是因铁粉具有酸反更烈通察气泡生的速度体上，以增大比表面如汽车三元催积应显质转窝状结更大的比表面，提供了更多的反位可以明看出，相同量的大理石，碎片化化器中的蜂构，极大地提高了积应远这贵剂对点，使得铁与氧气的接触面大大增加，形式的反速率大于整块形式，也是金属催化的利用效率，加强了尾气应显积应现质转反速率著提高表面效的直接体中有害物的催化化反应速率理论基础活化能概念碰撞理论简述应应转为论认为应应活化能Ea是反发生所需的最低能量，表示反物分子变碰撞理，化学反发生的基本条件是反物分子之间的有状态过满须当活化配合物所需的能量只有能量超活化能的分子碰撞才效碰撞有效碰撞需要足两个条件首先，分子必以适的导应应进关须过可能致化学反的发生活化能越低，反越容易行；活化空间取向碰撞，使相原子直接接触；其次，碰撞能量必超应难进能越高，反越行活化能过伦乌进数虽频活化能可以通阿尼斯方程k=Ae^-Ea/RT行学描在普通温度下，然分子碰撞繁，但大部分碰撞由于能量不足为应数为为数为当过浓剂述，其中k反速率常，A指前因子，R气体常，T或方向不适而无效通提高温度、增加度或添加催化，绝对应温度可以增加有效碰撞的比例，从而加快反速率典型例题精讲速率计算题型分析计题应计数换速率算通常涉及定义式用、化学量算和微分概念理解计算步骤认应应计计确反方程式→找出反物和生成物的化学量比→套用公式算易错点提示单转换计换负注意位、化学量比算和正号使用练习巩固过练习计通多样化掌握不同情境下的速率算方法题对应₂₂₃₂应为₂₃应例于反2SO+O→2SO，若O的反速率

0.03mol/L·min，求SO和SO的反速率应₂₂₃当₂应为则₂解答根据反方程式，SO:O:SO=2:1:2O的反速率

0.03mol/L·min，SO的反应为₃为应速率

0.03×2=

0.06mol/L·min，SO的生成速率

0.03×2=

0.06mol/L·min注意反物应当为负计₂的速率值，但在实际算中通常用正值表示，即vSO=-

0.06mol/L·min，₃vSO=

0.06mol/L·min化学平衡基本概念可逆反应应应时进应氢铵热应₂₄₂转应在相同条件下，正反和逆反可以同行的反例如碳酸的分解与生成反、N O与NO的相互化等可逆反通常用双箭头⇌表示平衡状态当应应时应状态时应浓时观断应正反速率等于逆反速率，反达到的此反物和生成物的度不再随间变化，但微上分子仍在不反常见例子如水的电离平衡、弱酸碱电离平衡等平衡体系状态应观质观断应₂₂转处于化学平衡的反体系平衡体系的特点是宏性不变，但微粒子处于不运动和反中如I和Br之间的同素互变平衡、CO化平衡等应进时状态时应应时进观现为应浓时状态态化学平衡是可逆反行到一定程度达到的，此正反和逆反以相同的速率同行，宏上表反物和生成物的度不再随间变化平衡是动静观断应观现为稳状态的，而非止的，微粒子不参与正逆反，但在宏上表定开放与封闭体系对平衡的影响封闭体系质换物不能与外界交可达到平衡应反物和生成物共存开放体系质换物可与外界交反应完全进行应进平衡被打破，反朝一个方向行₄验开闭闭试热₄NH Cl分解实是研究放与封体系影响的经典案例在封的管中加NH Cl，发生分解反应₄₃产₃结₄NH Cls⇌NH g+HClg由于物无法逸出，NH和HCl可以重新合生成NH Cl，最终态试内达到动平衡，管可见白色晶体开热₄时产₃扩应区而在放的容器中加NH Cl，生的NH和HCl气体能够散到空气中，逃离反域，使反应进导₄终这说环换质对无法逆向行，致NH Cl最完全分解个例子明，系统是否与境交物化学平衡关开的建立至重要，放系统中往往无法建立真正的化学平衡平衡图像展示平衡状态的微观解释反应物粒子动态转化1断应转为观断进应不参与正反化生成物微上分子不行正逆反宏观平衡生成物粒子应浓时进应转为应正逆反速率相等，度保持恒定同行逆反化反物质观断态过观应断转为时转为应这过时进化学平衡的本是微粒子不运动的动程在微水平上，反物分子不化生成物，同生成物分子也在化反物，两个程同行且观观质浓速率相等，使得宏上察到的各物度保持不变应为应过时时为以埃斯特尔化反例，醇和酸反生成酯和水的程中，每每刻都有醇和酸分子碰撞并形成酯和水分子，同也有酯和水分子碰撞并分解醇和酸分子当这应时观应这对释数现关两个反的速率达到相等，体系达到平衡，但微上分子的反从未停止种理解于解平衡常、平衡移动等象至重要动态与静态平衡对比对态静态比方面动平衡平衡观现观断应观趋静微表微粒子不运动和反微粒子于止应进应应时进应反程正反和逆反同行反已完全停止观观质时观质时宏特征宏性不随间变化宏性不随间变化转换状态能量变化有能量但总体平衡能量处于最低典型例子化学平衡、相平衡机械平衡、重力平衡态静态质区别态观应续进观质状态静态则静状态化学平衡是典型的动平衡，与物理学中的平衡有本动平衡是指微上反持行但宏上性保持不变的；而平衡是系统各部分都处于止，如天平质时状态两端量相等的许错误将为应应浓状态时应应应浓多学生易犯的是化学平衡理解反停止或反物与生成物度相等的实际上，平衡反并未停止，只是正逆反速率相等；而反物与生成物的度通常不相等，而数关这区别对质关是由平衡常决定的特定比例系理解一于正确把握化学平衡的本至重要平衡移动的判别方法浓度突变法当浓时过浓来体系受到干扰（如度变化），可以通分析初始度变化确定应时导应平衡移动方向例如，向平衡体系中加入反物，初始会致正反应将应速率增大，而逆反速率不变，体系向正反方向移动，直至达到新的平衡化学平衡常数比较过计应数关来断当通算反商Q与平衡常K的大小系判平衡移动方向时应当时应状态这QK，反向逆方向移动；Q=K，反处于平衡种方数法适用于平衡常已知的情况图像分析法过浓时线来断通平衡前后的度-间曲变化判平衡移动方向如果某组浓说该组分度增加后又降低，明平衡向消耗分的方向移动；如浓说该组果度减少后又增加，明平衡向生成分的方向移动勒夏特列原理原理应用1产应工业生优化与自然适平衡响应移动方向抵抗外界变化基本定义平衡体系抵抗外界干扰该当时勒夏特列原理是化学平衡研究的基石，由法国化学家亨利·勒夏特列于1884年提出原理指出平衡体系受到外界条件变化的干扰，这体系会向着能够减弱种干扰影响的方向移动，建立新的平衡这应浓压对调节现当一原理可以用于度、温度、强等各种因素平衡的影响分析例如，在生活中，人体体温就是勒夏特列原理的体外界温度时过来当时过颤产热这调节环维升高，人体会通出汗降低体温；外界温度降低，人体会通抖生量种自我机制使得生物体能够在变化的境中持对稳内环相定的部境浓度变化对平衡的影响当组浓时应将这组浓带来根据勒夏特列原理，平衡体系中某一分的度发生变化，反向消耗一分的方向移动，以减弱度变化的影响具体表现为应应应应向平衡体系中添加反物，平衡向生成物方向移动；添加生成物，平衡向反物方向移动；移出反物，平衡向反物方向移动；移出生成物，平衡向生成物方向移动这现过₂验观观₂₂红₂₂蓝₂当浓盐一象可以通CoCl溶液平衡实直察CoCl·6H O粉色⇌CoCl·2H O色+4H O添加酸（降低水的时红为蓝当释时蓝红这浓活度），溶液由粉色变色，表明平衡向右移动；加水稀，溶液由色变回粉色，表明平衡向左移动种度变化引起许产过础的平衡移动是多工业生程优化的基压强变化对平衡的影响增加压强减小压强当压时将数当压时将数增加强，平衡向气体分子减减小强，平衡向气体分子增压少的方向移动，以部分抵消强增加的加的方向移动如在₂₂₃应₂₂₃应侧影响例如在N+3H⇌2NH反2SO+O⇌2SO反中，左气侧数侧压数侧压中，右气体分子少于左，增加体分子多于右，减小强会使平衡将₃这强使平衡向右移动，有利于氨的生向左移动，不利于SO的生成也释为压成解了什么接触法制硫酸要在高下进行无影响情况应数则压对产₂₂如果反前后气体分子总不变，强变化平衡不生影响如H+I⇌2HI反应应侧数压这对计，反两气体分子相等，改变强不会引起平衡移动于设化学工艺条导件有重要指意义别压仅对应显对应需要特注意的是，强变化气体反中的平衡有著影响，于液相或固相反几没区乎有影响此外，添加惰性气体的影响也需分情况在恒容条件下，添加惰性气体增压应压压加总但不影响各反物的分，因此不引起平衡移动；在恒条件下，添加惰性气体会释应压将数稀反物，降低其分，平衡向气体分子增加的方向移动温度变化对平衡的影响温度升高进热应热促吸反，使平衡向吸方向移动温度降低进热应热促放反，使平衡向放方向移动工业应用应热应根据反确定最佳反温度对过应数来现当温度变化化学平衡的影响是通改变正逆反的速率常实的根据勒夏特列原理，温时热热当时热产度升高，平衡会向吸方向移动以消耗部分量；温度降低，平衡会向放方向移动以热生量，从而抵抗温度变化的影响应图对热应时产具体到反焓变ΔH的像分析于放反ΔH0，温度升高平衡向左移动，物减少；时产对热应这温度降低平衡向右移动，物增加于吸反ΔH0，情况正好相反一原理在工业生产应应热应较约产中具有重要用，如合成氨反是放反，工业上采用低温度（450℃）以提高率；虑应过产应但考到反速率，又不能使温度低，需要找到率和反速率的最佳平衡点催化剂对于平衡的作用改变体积与稀释的影响体积减小当压数相于增加强，平衡向气体分子减少的方向移动体积增大当压数相于减小强，平衡向气体分子增加的方向移动水溶液稀释对浓产涉及水或离子度的平衡生特定影响固体与纯液体积对体变化其参与的平衡无影响应积对应压当应积时改变反体系体平衡的影响主要适用于气相反，其作用机理与改变强类似反体系体减小，气体浓数当积时数分子度增加，平衡向气体分子减少的方向移动；体增大，平衡向气体分子增加的方向移动对释剂对对质于水溶液体系，稀（增加溶量）平衡的影响需要具体分析例如，于弱电解的电离平衡如₃⁺₃⁻释浓CH COOH⇌H+CH COO，稀会降低所有离子的度，根据勒夏特列原理，平衡会向生成更多离子的方向这释为质释时现对纯移动，即电离程度增大解了什么弱电解在稀电离度增大的象需要注意的是，于涉及固体或应们浓积积对组产液体的反，由于它的度不会因体变化而改变，因此改变体只气体分生影响勒夏特列原理易错点浓度与量的混淆惰性气体的影响应浓时区压时增加反物的量不一定增加其度，比如在恒容条件下加入固体添加惰性气体，要分恒容和恒条件恒容惰性气体不影时浓压时当积数或在变容条件下加入气体，需要具体分析度的变化情况响平衡；恒相于增大体，平衡向气体分子增加的方向移动温度与热量的区分4平衡状态的错误判断热当时状态应浓应添加量与升高温度是不同的概念，只有温度发生变化，才平衡不是指反物和生成物度相等，而是指正反速率与进热热过应应进进会引起平衡移动在恒温条件下行的吸或放程不会影响逆反速率相等即使反完全行或几乎不行，只要有微量测应为状态平衡位置可的正逆反，仍可视平衡平衡常数的定义Kc计算公式应用范围应Kc=[C]^c[D]^d/[A]^a[B]^b适用于所有可逆反平衡物理意义4温度依赖性应仅表征平衡位置和反程度随温度变化而变化数数对应数为时浓积应浓平衡常Kc是描述化学平衡定量特征的重要参于一般的可逆反aA+bB⇌cC+dD，其平衡常Kc定义平衡生成物度的乘的幂次方除以反物度的积质浓数为计数乘的幂次方，即Kc=[C]^c[D]^d/[A]^a[B]^b，其中[]表示物的平衡度（mol/L），指a,b,c,d化学量纲数数关浓压剂关应进时势应Kc是一个无量的常，其值只与温度有，与起始度、强、催化等因素无Kc的大小反映了反的行程度Kc1表示平衡生成物占优，反进时应势应进时应浓纯数计几乎完全行；Kc1表示平衡反物占优，反几乎不行；Kc≈1表示平衡反物和生成物度接近需要注意的是，固体和液体不参与平衡常的为们浓为数算，因它的度被视常平衡常数实例计算Kc确认平衡反应应计数书写数首先明确化学反方程式，确保化学量正确，并正确平衡常表达式对应₂₂₃₃₂₂例如于反N+3H⇌2NH，Kc=[NH]²/[N][H]³收集平衡数据获计状态质浓浓转计取或算平衡下各物的度如果只有初始度和化率，需先算浓₂₂₂浓为₂为出平衡度假设初始只有N和H，N初始度1mol/L，H转为3mol/L，化率20%代入计算Kc将浓数转₂浓为平衡度代入平衡常表达式根据化率，N平衡度₂为₃为

0.8mol/L，H

1.8mol/L，NH

0.4mol/L代入得Kc=

0.4²/

0.

81.8³≈

0.077计杂应进在实际算中，常遇到的复情况包括多重平衡并存、反行程度未知需引入x变虑积应当计应数时量、需要考体变化的气相反等此外，算非均相反平衡常，固体和纯计₃₂数简为液体不参与算例如CaCO s⇌CaOs+CO g的平衡常化₂Kc=[CO]平衡常数与反应温度的关系450°C900°C合成氨反应温度高温Kc变化₂₂₃应时约产显在哈柏法制氨中，N+3H⇌2NH反在温度升至900°C，Kc降低到

0.001，率著时约为450°C Kc

0.16降低25°C室温Kc值该应⁶应室温下反Kc高达10，但反速率极慢，不具实用性对数应热应对热应温度变化平衡常的影响遵循范特霍夫方程，其影响方向取决于反的效于放反导数应导应ΔH0，温度升高致平衡常K减小，反向逆方向移动；温度降低致K增大，反向正方向移动对热应于吸反ΔH0，情况正好相反温度升高使K增大，温度降低使K减小记忆这规简数对热应对热一律的便方法是温度变化方向与平衡常变化方向相反（于放反）或相同（于吸应这规释为热应对较进反）一律解了什么工业上的放反（如合成氨、合成甲醇）通常在相低的温度下行获较产热应应则较进还顾应以得高的率，而吸反（如水煤气反）在高温度下行但实际操作中需兼反速当剂率，故采用适的催化和折中的温度条件与及其关系Kp KcKc定义浓数基于度的平衡常Kp定义压数基于分的平衡常转换关系Kp=KcRT^Δn应用场景应工业气相反优化应压数对应Kp是气体反中基于分的平衡常，于反aA+bB⇌cC+dD，压Kp=P_C^c·P_D^d/P_A^a·P_B^b，其中P表示各气体的分（通常用Pa或atm表示）Kp与Kc之间数关为数为热应质数存在明确的学系Kp=KcRT^Δn，其中R气体常，T力学温度，Δn=反后气体的物的量应质数减去反前气体的物的量（Δn=c+d-a-b）这关们数计对应₂₂₃一系使我能够在已知一种平衡常的情况下算另一种例如，于合成氨反N+3H⇌2NH，则应数₂₂则Δn=2-4=-2，Kp=KcRT^-2如果反前后气体摩尔不变（如H+I⇌2HI中Δn=0），Kp=Kc产应压则应在工业生中，Kp常用于气相反的力优化，而Kc更适用于液相反的分析实际生产中的化学平衡应用合成氨工业（哈柏法）乙烯水合制乙醇硫酸接触法应₂₂₃热应₂₄₂₂₅关键骤合成氨反N+3H⇌2NH是一个放乙烯水合反C H+H O⇌C H OH接触法制硫酸的步应应积热应₂₂₃热应反ΔH=-

92.4kJ/mol，反后气体体是一个放反，工业上采用磷酸作催化SO+1/2O⇌SO是一个放反压剂约进为应积减小根据勒夏特列原理，低温高有利于，在300°C和7MPa的条件下行ΔH=-

98.9kJ/mol，反后气体体减虑应产过应时论压₃产氨的生成但考到反速率因素，工业上提高率，采用量水蒸气参与反，同小理上低温高有利于提高SO的约压断应断应应过采用中等温度（450°C）、高（20-不移出生成的乙醇，使反不向正反率，但低温下反速率慢工业上采用剂现进转₂₅剂约30MPa）和铁催化的条件，实了速率方向行，提高化率V O催化，在400-450°C、

0.1MPa产过将₃和率的平衡的条件下操作，再通吸收塔SO溶于浓硫酸制得硫酸增大产率的方法与原理压强优化温度调节数调压根据分子变化整强应热应选择根据反效最佳温度物质浓度控制应产增加反物或移除物催化剂应用循环操作降低能耗，提高效率应质未反物回收再利用产产标过标产转应热应选择在工业生中，提高率是最重要的目之一根据勒夏特列原理，可以通多种方法优化化学平衡，提高目物的化率首先，可以根据反的效合对热应较对热应较对积应压产适的温度放反使用低温度，吸反使用高温度其次，于气体体减少的反，增加强有利于提高率调应产浓过应产断产过另一种常用方法是整反物和物的度使用量的廉价反物推动平衡向物方向移动；或者不移出生成的物（如通冷凝、吸收或萃取等方法），防止应进产过将₃断₃应续进时对应进环逆反行例如在硫酸生中，通SO溶于硫酸形成发烟硫酸，不移出SO，使反持向正方向行同，未反完全的原料行循使用，也是转提高总化率的有效方法实验探究制取的平衡移动NO2实验装置带试热使用两个塞管，一个浸入冰水中，一个浸入水中反应体系2红热应N2O4无色⇌2NO2棕色，ΔH0（吸反）温度变化观颜浅察不同温度下气体色深变化数据分析记录颜释色变化并解平衡移动原理₂₄₂验对该应为₂₄₂热应₂₄为₂为红N O与NO的平衡实是研究温度化学平衡影响的经典案例反的化学方程式N Og⇌2NO g，ΔH=+

57.2kJ/mol，是一个吸反N O无色气体，而NO棕色气体，因此可以过观颜来断通察气体色的变化判平衡的移动方向验当将₂₄₂试时观颜渐浅终₂₄热应当将试热实中，含有N O和NO混合气体的管放入冰水中（温度降低），察到气体色逐变，最几乎无色，表明平衡向生成无色N O的方向移动，符合放反方向；管放入水中（温时颜为红红₂热应这验观验证关预测度升高），气体色迅速加深棕色，表明平衡向生成棕色NO的方向移动，符合吸反方向一实直地了勒夏特列原理于温度影响的化学平衡的图像判别题训练图别题题对浓时时线读读浓时线时化学平衡的像判是高考中的常见型，主要考察学生度-间、速率-间等曲的解能力解度-间曲，需注意线趋时当时线现线终断曲于水平表示达到平衡；外界条件变化，曲出拐点，表示平衡被打破并移向新平衡；曲最水平位置的高低变化可判平衡移动方向对时线应应时时线趋于速率-间曲，正反速率和逆反速率在平衡重合；外界条件改变，两条速率曲会分离，随后再次于重合，表示建立新的题时结应图时对热应产浓线应浓线平衡解需合具体反和条件变化分析像特征例如，在温度升高，于吸反，物度曲会上升，反物度曲会对热应则过较线断状态过下降；而于放反相反通比多种曲的变化特征，可以全面判平衡的变化程反应速率与平衡的区别与联系较应比方面反速率化学平衡质单时内浓应状态定义本位间度变化快慢正逆反速率相等的表达方式v=±Δc/Δt或v=k[A]^m[B]^n Kc=[C]^c[D]^d/[A]^a[B]^b剂应催化影响增大反速率不改变平衡位置应应热应温度影响升高温度加快反速率取决于反效浓浓应应该质度影响增加度加快相反速率平衡移向消耗物的方向应显区别应应进反速率与化学平衡是既相互联系又有明的两个概念反速率描述反行的快慢，是一个应热应较动力学概念；而化学平衡描述反达到的程度，是一个力学概念速率快的反不一定能达到高转₂₂应论转的化率，反之亦然例如，室温下O与H反极慢（低速率），但理上能几乎完全化（高产₃应产率）；而室温下CH COOH的电离反极快（高速率），但电离程度很低（低率）剂区这关键显应数催化是分两个概念的它能著提高反速率，使平衡更快建立，但不改变平衡常和平应产时虑过压浓衡位置在实际用中，尤其是工业生中，需要同考速率和平衡因素，通温度、强、度剂综调证较转时现应产标和催化的合控，在保高化率的同实合理的反速率，达到经济高效的生目多步化学反应的平衡分析级联反应识别应应分清主反与副反反应方程式书写2应应明确每步反与总反平衡常数转换₁₂应利用K×K=K总反条件优化分析虑综考多平衡的合影响应应为连续应应过这综虑骤对应应多步化学反是指一个总反分解几个的基元反或并行反的程在种情况下，平衡分析需要合考各个步的平衡特性于串联反，如A→B→C，总反数应数积₁₂这关对热过骤数计骤应数A→C的平衡常等于各步反平衡常的乘，即Ktotal=K×K一系于力学分析非常重要，可以通已知步的平衡常算未知步或总反的平衡常过₂为₃₃₂应₂₄应针对这应应热应数例如，在接触法制硫酸程中，涉及SO氧化SO，然后SO与H O反生成H SO的多步反类反，需要分析每一步反的特点（如效、分子变针对为应骤应获应杂应化），并性地优化条件在实际操作中，可能需要不同的反步设置不同的反器和条件，以得最佳的总体效果多步反的平衡分析也是理解复生物化学反和催剂计础化设的基化学平衡与生物体生命活动血液pH缓冲系统氧气运输平衡维狭围红结释人体血液pH持在

7.35-

7.45的窄范血蛋白与氧气的合与放是一个化学内氢盐缓过₂₂，主要依靠碳酸-碳酸冲系统平衡程Hb+O⇌HbO在肺部氧₂₃⁺₃⁻当⁺压红结H CO⇌H+HCO血液中H分高处，平衡向右移动，血蛋白合浓时⁺组压度增加，平衡向左移动，消耗H；氧；在织氧分低处，平衡向左移动，当⁺浓时释这证H度减少，平衡向右移动，补充放氧种平衡移动保了氧气的高效⁺这态内H种动平衡机制保护机体免受酸运输，是勒夏特列原理在生物体的完美应碱失衡的危害用酶催化与调节为剂显应过调节产酶作生物催化，能著提高生化反速率，但不改变平衡位置通变构、物抑进调谢应制、底物活化等机制，生物体能精确控制酶的活性，而控代反的平衡例如，糖酵径这过产调节解途中的磷酸果糖激酶受ATP抑制，是一种通物抑制平衡的机制内应远调节过化学平衡原理在生物体的用不止于上述例子体温也是一个典型的平衡程，涉及多馈来维当环时过扩张热种反机制持恒定的体温境温度升高，身体通出汗、血管等方式增加散；当环时则过颤缩热这过境温度降低，通肌肉抖、血管收等方式减少量散失些生理程都可以用勒来释现论应夏特列原理解，体了平衡理在生命科学中的广泛用价值化学平衡常见误区及辨析静态平衡误解误区认为应状态态过应化学平衡是反停止的正确理解平衡是一个动程，正反和应时进应观质逆反同行且速率相等，反并未停止，只是宏性不再变化浓度相等误区误区认为时应浓时应浓平衡反物和生成物度相等正确理解平衡反物和生成物的数计数度比由平衡常决定，一般情况下不相等只有特殊情况下（如Kc=1且化学量相同）才可能相等催化剂功能误解误区认为剂产剂应催化可以改变平衡位置或提高率正确理解催化只能加快反速数终产率，使平衡更快建立，但不能改变平衡常和平衡位置，不影响最率数据分析误区误区应对综当时时忽视反条件变化平衡的合影响正确理解多个因素同变化（如时压终同改变温度和强），需要分析各因素的影响方向和程度，确定最的平衡移动方向易错题型举例错题数题讨论应时错误计浓化学平衡中的易型主要包括以下几类一是条件与据陷阱，如在恒温条件下温度影响，或在固体参与反入其杂题断题时时综度二是复平衡体系，如涉及气液两相的平衡，或多重平衡并存的情况三是平衡移动方向判，尤其是多因素同作用的合分析题时别数应应开闭错误质解需特注意的陷阱包括混淆平衡常K与反商Q；忽略反体系的边界条件（如放或封系统）；理解惰性物的影响；应时积对这题归细审题应忽视气体反体变化的影响等待类目，需要回基本原理，仔，明确反条件和体系特点，逐步分析各因素影响，避觉断问题免直判，才能准确解决经典题型一浓度突变分析初始平衡状态体系处于平衡，v正=v逆浓度突变组添加或移除分，打破平衡平衡调整3应反向抵消扰动方向移动新平衡4状态建立新的平衡题讲闭₂₂₂应【真分步解】在密容器中，COg+H Og⇌CO g+H g的反达到平衡后，向容器中快速注入₂请过质浓应断终数一定量的CO，分析此程中各物度和反速率的变化情况，并判最平衡常K的变化₂₂浓应将解析1加入CO后，CO度突然增大，反商QK，平衡被打破2根据勒夏特列原理，平衡向消₂过₂浓渐₂浓耗CO的方向移动，即向左移动3在新平衡建立程中CO度逐减小但仍高于初始平衡值；H渐₂浓渐₂度逐减小，低于初始平衡值；CO和H O度逐增大，高于初始平衡值4速率变化加入CO瞬间，v渐渐终正不变，v逆增大，v逆v正；随着平衡向左移动，v逆逐减小，v正逐增大，最v正=v逆，达到新平衡数仅关5平衡常K与温度有，在恒温条件下K不变经典题型二温度与压强双因素变动合成氨工艺分析影响因素的量化分析工业参数优化应₂₂₃为压关产虑综以合成氨反N+3H⇌2NH例，温度和强的影响程度与具体条件相工业生中需考多种因素的合影响，该应为热应反放反ΔH=-

92.4kJ/mol，一般而言，在温度不是很高的情况下，增包括能耗、设备成本和安全性等例如，应积时压对为显过压虽产且反后气体体减少若同提高温度加强平衡位置的影响更著例高的强然有利于提高率，但会大压对将时将和强，需分析两个因素平衡的影响如，温度从450°C升至500°C、同幅增加设备成本和安全风险；而采用中等₃压时压较压剂温度升高使平衡向左移（不利于NH生强从15MPa增至25MPa，强增加温度和高强，再配合高效催化，往压获成），强增大使平衡向右移（有利于的有利影响大于温度升高的不利影响，往能够得最佳的经济效益₃₃产NH生成）NH的平衡率会增加经典题型三平衡常数综合运算反应方程式的倒转与平衡常数当应转时数数为则反方程式倒，新平衡常K=1/K例如，若A+B⇌C的平衡常K，C⇌A+B的平衡常数为这关杂问题时1/K一系在处理复平衡经常使用反应方程式的倍乘与平衡常数当应数时数数为反方程式的系整体放大n倍，新平衡常K=K^n例如，若A+B⇌C的平衡常K，则数为这数应计关2A+2B⇌2C的平衡常K^2反映了平衡常与反的量系反应方程式的加减与平衡常数当应应时应数应两个反方程式相加减得到第三个反方程式，第三个反的平衡常等于前两个反数积数为₁数为₂则平衡常的乘或比值例如，若A+B⇌C的平衡常K，C+D⇌E的平衡常K，数为₁₂A+B+D⇌E的平衡常K×K题₂₂₃数为₁₃₂₂【高考真示例】已知在一定温度下，2SO+O⇌2SO的平衡常K，而2SO⇌2SO+O数为₂则₂₂₃数为的平衡常K，在相同温度下，SO+1/2O⇌SO的平衡常（）₃₂₂₂₂₃应₂₁现将应解析首先，2SO⇌2SO+O是2SO+O⇌2SO的逆反，所以K=1/K在原反方₂₂₃时₂₂₃规则数程式2SO+O⇌2SO两边同除以2，得到SO+1/2O⇌SO根据倍乘，新平衡常₁为₁₁这题数换规则题关键K=K^1/2因此答案K^1/2或√K类目考查平衡常的变，解是正确分应转换关析反方程式的系化学平衡移动的实验设计与改进确定研究目标明确要研究的平衡因素及其影响选择合适反应选择显标应有明变化志的可逆反设计变量控制严单格控制一变量，保持其他条件恒定确定测量方法选择数术准确可靠的据采集技数据分析方案数误确定据处理和差分析方法计验时关键对₂₄₂时须压浓进验计设化学平衡移动实，控制变量是例如，研究温度N O⇌2NO平衡的影响，必保持强、度等其他因素不变一个改的实设可能包括使用密封的恒温计时监测₂浓仅仅观颜浅装置，采用分光光度实NO的度变化，而不依靠肉眼察色深数误来对验结关误来压测浓过数据差源分析于提高实果的可靠性至重要常见的差源包括温度波动、强变化、量装置精度限制、溶液度不确定性等通使用自动化据采集系统、增加重验数验证显误验结复实次、采用多种分析方法交叉等措施，可以著减小差，提高实果的准确性和可重复性高考真题剖析化学反应与平衡拓展能源、环境中的平衡问题二氧化碳平衡氨合成工艺1₂换产大气与海洋的CO交平衡2能源消耗与率的平衡绿色化学酸雨形成3环₂经济发展与保的平衡SO氧化与水解的平衡环领应₂浓氢盐态₂₂₂₃⁺₃⁻化学平衡原理在能源与境域具有广泛用大气中CO的度与海洋中碳酸系统形成动平衡CO g+H Ol⇌H COaq⇌H aq+HCO aq随₂浓₂导₂释馈环剧着大气CO度上升，更多CO溶入海水，致海洋酸化根据勒夏特列原理，海洋温度升高会促使溶解的CO重新放到大气中，形成正反循，加气候变化过临产战虽产应过虽应产现过工业氨合成程面能源消耗与率平衡的挑然低温有利于提高氨的率，但反速率低；高温然加快反速度，但降低了率代工艺通使用高效催化剂级应热来这₂续₂₂₃₃₂₂₄这、多反和回收系统平衡一矛盾同样，酸雨形成涉及SO的氧化和后水解平衡SO+1/2O⇌SO，SO+HO⇌H SO了解些平衡可以帮助们开术绿现环我发更有效的排放控制技，推动色化学发展，实经济增长与境保护的平衡化学平衡知识结构图识为为础数应础化学平衡知体系可以构建一个有机的整体，主干分三大部分平衡基概念、平衡移动原理和平衡常用平衡基概念包括可应态质围绕开详细浓压数逆反特征、动平衡本和平衡建立条件；平衡移动原理勒夏特列原理展，分析度、温度、强等因素的影响；平衡常应计转换产应用涵盖Kc与Kp的定义、算及，以及在工业生中的用这识数关数浓压些知点之间存在密切的联系例如，平衡移动与平衡常的系温度变化会改变平衡常，而度、强变化只会改变平衡位置而数应关应时应剂应过不改变平衡常再如，反速率与平衡的联反达到平衡，正逆反速率相等；催化加快反速率但不改变平衡位置通构这识络杂问题建样的知网，可以更全面、系统地理解化学平衡，提高解决复的能力复习策略与记忆口诀概念记忆法公式记忆法移动判断法态静平衡动非止，正K等于C的c次方乘以D加料平衡往消耗，升质浓热压逆速率要相等物的d次方，除以A的a次温平衡朝吸增平观将度不再变，微运动不方乘以B的b次方衡减分子，催化速率不这诀数这诀简停息一口帮助平衡常移动一口明记忆质化学平衡的本特Kc=[C]^c[D]^d/[A]^a扼要地概括了勒夏特列调态质转为应征，强其动性，[B]^b的表达式化原理的核心用，帮助静态误诀记忆断避免常见的平衡口形式，便于快速判平衡移动方时记纯解同住固体液不向纯入K，提醒固体和液数计体不参与平衡常算易错点提示独压K随温度变化，强浓剂度催化，改变位置这不改K一提示帮助记数住影响平衡常的唯一因素是温度，避免常见的概念混淆课后检测与反思基础概念检测过题选择题检验对通填空、平衡基本概念的理解计算能力测试数浓转计题平衡常、平衡度、化率等算综合分析能力3断题验计题多因素影响的平衡移动判、实设学习反思环节识别难进个人点、明确改方向难顾难态质时时断数计【点回】本章的主要点包括动平衡本的理解、多因素同影响的平衡移动判、平衡常的应关应压积习时应别关这问题过算及其与反方程式系、气相反中强与体变化的影响分析在复，特注些，通典题型例强化理解测题闭₂₂₃该应为热应时【自】在密容器中，研究N g+3H g⇌2NH g的平衡，已知反放反若同升高温压将压将度和强，平衡移动方向如何变化？若在恒温下，向平衡体系中加入少量氦气并保持总不变，平衡如何请进说这问题综虑检验习移动？运用勒夏特列原理行分析，并明理由类需要合考多种因素的影响，是学成果的有效方法总结与提问知识整合认构建完整的化学平衡知体系实际应用产应工业生与日常生活中的平衡用基础原理3质平衡本与影响因素的系统理解们习应内应质规数应本章我系统学了化学反与平衡的核心容，从反速率的基本概念和影响因素，到化学平衡的本特征，再到平衡移动律和平衡常的识们态过应时进浓用，构建了完整的知体系我了解到化学平衡是一个动程，正逆反同行且速率相等；掌握了勒夏特列原理，能够分析温度、度、压对数计产应强等因素平衡的影响；学会了平衡常的算方法及其在工业生中的用节们将习质关识这识关别质请们在下一章中，我学电化学与电解溶液的相知，与本章的化学平衡知密切相，特是在弱电解电离平衡方面同学思质过浓质欢课讨论这问题考弱电解的电离是一个怎样的平衡程？温度、度等因素如何影响弱电解的电离程度？迎在下次上与大家一起些。