2、表达式：对于一般的可逆反应，mA（g）+ nB（g）pC（g）+ qD（g）
当在一定温度下达到平衡时，K==cp(C)·cq(D)cm(A)·cn(B) 阅读45页表2-7，你能得出什么结论？ 3、平衡常数的意义：
（1）平衡常数的大小反映了化学反应进行的 程度 （也叫 反应的限度 ）。
K值越大，表示反应进行得 越完全 ，反应物转化率 越大 ； K值越小，表示反应进行得 越不完全 ，反应物转化率 越小 。 （2）判断正在进行的可逆是否平衡及反应向何方向进行：
对于可逆反应：mA(g)+ nB(g)pC(g)+ qD(g)，在一定的温度下的任意时刻，反应物的浓度和生成物的浓度有如下关系：Qc=Cp(C)·Cq(D)Cm(A)·Cn(B)，叫该反应的浓度商。
Qc＜K ，反应向 正反应方向 进行 Qc＝K ，反应处于平衡状态
Qc＞K ，反应向 逆反应方向 进行 （3）利用Ｋ可判断反应的热效应
若升高温度，Ｋ值增大，则正反应为 吸热 反应(填“吸热”或“放热”)。 若升高温度，Ｋ值减小，则正反应为 放热 反应(填“吸热”或“放热”)。 阅读45页表2-8、2-9，你能得出哪些结论？ 二、使用平衡常数应注意的几个问题：
１、化学平衡常数只与 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(液态)的浓度、固体物质的浓度不写 C(s)+H2O(g) Fe(s)+CO(g)
CO(g)+H2(g)，K=c(CO)·c(H2)c(H2O) Fe(s)+CO2(g)，K=c(CO2)c(CO) 3、化学平衡常数表达式与化学方程式的书写有关 例如：N2(g)+3H2(g)2NH3(g)的平衡常数为K1，12N2(g)+32H2(g)常数为K2，NH3(g)12N2(g)+32H2(g)的平衡常数为K3；
写出K1和K2的关系式： K1=K22 。 写出K2和K3的关系式： K2·K3=1 。 写出K1和K3的关系式： K1·K32=1 。 三、某个指定反应物的转化率=
NH3(g)的平衡
该反应物的起始浓度?该反应物的平衡浓度×100%
该反应物的起始浓度该反应物反应中消耗(反应)浓度或者=×100%
该反应物的起始浓度该反应物反应中消耗(反应)的物质的量或者=×100%
该反应物的起始物质的量转化率越大，反应越完全！
四、有关化学平衡常数的计算：阅读46页例1和例2。完成47页问题解决。 【课堂练习】：
1、设在某温度时，在容积为1L的密闭容器内，把氮气和氢气两种气体混合，反应后生成氨气。实验测得，当达到平衡时，氮气和氢气的浓度各为2molL，生成氨气的浓度为3molL，求这个反应在该温度下的平衡常数和氮气、氢气在反应开始时的浓度。
(答案:K=0.5625 氮气、氢气在反应开始时的浓度分别为3.5molL和6.5molL)
16 2、现有一定温度下的密闭容器中存在如下反应：CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)，知CO和H2O的起始浓度均为2molL经测定该反应在该温度下的平衡常数K=2.60，试判断， （1）当CO转化率为50％时，该反应是否达到平衡状态，若未达到，哪个方向进行？ （2）达平衡状态时，CO的转化率应为多少？
（3）当CO的起始浓度仍为2molL，H2O的起始浓度为6molL时，CO的转化率为多少？ (答案:（1）不平衡,反应向正方向进行,（2）61.7% （3）86.5%)
3、在一定体积的密闭容器中，进行如下反应：CO2(g)+H2(g)衡常数K和温度t的关系如下表所示：
t℃ 700 800 830 1000 CO(g)+H2O(g)，其化学平
1200 K 0.6 0.9 1.0 1.7 2.6 回答下列问题：
⑴该反应化学平衡常数的表达式：K= c(CO)·c(H2O)c(CO2)·c(H2) ； ⑵该反应为 吸热 （填“吸热”或“放热”）反应； ⑶下列说法中能说明该反应达平衡状态的是 B A、容器中压强不变 B、混合气体中c(CO)不变 C、混合气体的密度不变 D、c(CO) = c(CO2)
E、化学平衡常数K不变 F、单位时间内生成CO的分子数与生成H2O的分子数相等 ⑷某温度下，各物质的平衡浓度符合下式：c(CO2)×c(H2)=c(CO)×c(H2O)，试判此时的温度为 830℃ 。
化学反应进行的方向
【教学目标】
1、 了解反应的自发性与反应过程中能量变化及熵值变化的关系； 2、 能够用熵增原理判断化学反应进行的方向。 【教学重难点】
能够用熵增原理判断化学反应进行的方向 【教学过程设计】
〖引入〗水往低处流，而不会自发的向上流；一般在室温下，冰块会融化，铁器在潮湿空气中会生锈，甲烷与氧气的混合气体遇明火就燃烧，这些过程都是自发的。这些不用借助于外力就可以自动进行的自发过程的共同特点是，体系会对外部做功或释放热量，即体系趋向于从高能状态转变为低能状态。那是否就意味着放热反应自发进行，吸热反应就是非自发进行呢？
〖副板书〗在25℃和1．01×105Pa时，
2N2O5(g)== 4NO2(g)+O2(g) ?H=56．7 kJmol
(NH4)2CO3(s)== NH4 HCO3(s)+NH3(g) ?H=74．9 kJmol
〖分析〗不难看出，上述两个反应都是吸热反应，显然只根据反应热（焓变）来判断反应进行的方向是不全面的。那么究竟如何来判断反应的自发性呢？
科学家根据体系存在着力图使自身能量趋于“最低”和由“有序”变为“无序”的自然现象，提出了互相关联的能量判据和熵判据，为最终解决反应自发性问题提供了必要的依据。 〖讲解〗除自发的化学反应外，还有一类自发过程，例如放在同一密闭容器中的气体或液体物质(也包括能够挥发的固态物质)的蒸汽，不需要外界的任何作用，气态物质会通过分子的扩散自发地形成均匀混合物。这种现象可以推广到相互接触的固体物质体系，经过长期放置后，人们能够找到通过扩散而进入的另一种固体中的原子或分子(这种现象可以作为纯物质难以保存的最本质的解释)。又如把硝酸铵溶于水虽然要吸热，它却能够自发地向水中扩散。
17 为了解释这样一类与能量状态的高低无关的过程的自发性，人们提出在自然界还存在着另一种能够推动体系变化的因素，即在密闭条件下，体系有由有序自发地转变为无序的倾向。因为与有序体系相比，无序体系“更加稳定”，可以采取更多的存在方式。以扑克牌为例，经过多次的洗牌之后，严格按照花色和序号排列的机会与花色序号毫无规律的混乱排列的机会相比，大概要相差几十个数量级。科学家把这种因素称作熵。 〖板书〗熵：
1、概念：描述体系混乱度的物理量 2、符号：S
3、单位：J?mol-1?K-1
4、熵判据：在与外界隔离的体系中，自发过程将导致体系的熵增大，这个原理也叫做熵增原理。在用来判断过程的方向时，就称为熵判据。
5、同一物质的熵与其聚集状态有关：S（g）>S（l）>S（s） 6、熵变（?S）：?S==反应物总熵—生成物总熵 7、反应进行方向的判断方法： ?H—T?S<0 反应能自发进行 ?H—T?S=0 反应达到平衡状态 ?H—T?S>0 反应不能自发进行
〖讲解〗在温度、压强一定的条件下，焓因素和熵因素共同决定一个化学反应的方向。放热反应的焓变小于零，熵增加反应的熵变大于零，都对?H—T?S<0有所贡献，因此放热和熵增加有利于反应自发进行。
〖补充习题〗
1．下列说法中，正确的是 ( ) A．化学反应总是伴随着能量变化的
B．能够自发进行的反应不一定都是放热反应 C．只有放热反应才能够自发进行
D．能够自发进行的反应就一定能够发生并完成 2．下列物质中，熵值(S)最大的是 ( )
A．金刚石 B．Cl2(1) C．I2(g) D．Cu(s)
3．水在273 K、1．01×105Pa时可转化为固态，在373 K时则又可转化为气态。若分别用S(g)、S(1)、S(s)表示水的气、液、固三种状态的熵值，则下列表达式中，正确的是 ( ) A．S(g)
4．已知反应2H2 (g) + O2 (g) == 2H2O (1) ?H == 285．8 kJ·mol-1，下列结论中，正确的是 ( )
A．E(反应物)>E(生成物) B．E(反应物) 5．下列热化学方程式中，放出的热量最多的是 ( ) A．CH4 (g)+2O2 (g) == CO2 (g)+2H2O (1) △H B．2CH4 (g)+4O2 (g) == 2CO2 (g)+4H2O (1) △H C．CH4 (g)+2O2 (g) == CO2 (g)+2H2O (g) △H D．2CH4 (g)+4O2 (g) == 2CO2 (g)+4H2O (g) △H 6．在25℃、1．01×105 Pa条件下，反应2N2O5(g)== 4NO2(g)+O2(g) ?H== +56．7 kJ· mol-1能够自发进行。从能量上分析，生成物的总能量比反应物的总能量 ，从反应前后 18 的熵值看，反应后的熵值 (填“增加”、“减小”或“不变”)。 〖提高题〗 7．已知：298 K、1．01×105Pa下： 石墨：△H===0．0 kJ·mol-1、S== 5．74 J·mol-1·K-1； 金刚石：△H== 1．88 kJ·mol-1、S== 2．39 J·mol-1·K-1。 下列叙述中，正确的是 ( ) A．根据焓和熵的观点，石墨比金刚石稳定 B．根据焓和熵的观点，金刚石比石墨稳定 C．根据熵的观点，石墨比金刚石稳定，但根据焓的观点，金刚石比石墨稳定 D．根据焓的观点，石墨比金刚石稳定，但根据熵的观点，金刚石比石墨稳定 8．某化学反应其△H== —122 kJ·mol-1，?S== 231 J·mol-1·K-1，则此反应在下列哪种情况下可自发进行 ( ) A．在任何温度下都能自发进行 B．在任何温度下都不能自发进行 C．仅在高温下自发进行 D．仅在低温下自发进行 9．煤中含有硫，燃烧时会产生有害的SO2，用生石灰可以消除SO2，减少污染，其反应为 CaO(s)+SO2(s) == CaSO3(s) 298 K、1．01×1．01×105Pa时，此反应的△H== —402．0 kJ·mol-1，?S== 345．7 J·mol-1·K-1，在室温下自发进行。则保持此反应自发进行的最高炉温是多少(焓变△H及熵变?S受温度的影响可忽略)? 第三章第一节：电离平衡 教学目标： 1． 掌握弱电解质的电离平衡。 2． 了解电离平衡常数的概念。 3． 了解影响电离平衡的因素 重点、难点： 外界条件对电离平衡的影响，电离平衡常数。 课时安排：共2课时（此为第二课时）。 教学方法：类比、推理等教学方法结合使用。 教学准备：习题及知识的总结、扩展可制作PPT或使用纸板。 教学过程： 今天学习的内容是：“电离平衡”知识。 1．弱电解质电离过程（用图像分析建立） 2．当v弱电解质分子电离速率?v离子结合成弱电解质分子速率 则弱电解质电离处于平衡状态，叫“电离平衡”，此时溶液中的电解质分子数、离子数保持恒定，各自浓度保持恒定。 3．与化学平衡比较 （1）电离平衡是动态平衡：即弱电解质分子电离成离子过程和离子结合成弱电解质分子 19 过程仍在进行，只是其速率相等。 （2）此平衡也是有条件的平衡：当条件改变，平衡被破坏，在新的条件下建立新的平衡，即平衡发生移动。 （3）影响电离平衡的因素 A．内因的主导因素。 B．外国有： ①温度：电离过程是一个吸热过程，所以，升高温度，平衡向电离方向移动。 ②浓度： 问题讨论：在NH3?H2O①加入HCl： ②加入NaOH： ③加入NH4Cl：各离子分子浓度如何变化：NH3、H2O、NH4、OH溶液pH如何变化？（“变高”，“变低”，“不变”） （4）电离平衡常数 （ⅱ）一元弱酸： ??NH?4?OH的平衡体系中： CH3COOH （3）一元弱碱 ?c(CH3COO)?c(H?) CH3COO?H Ka?c(CH)3COOH??NH3?H2O?c(NH?4)?c(OH) NH?OH Kb?c(NH?HO)32?4?①电离平衡常数化是温度函数，温度不变K不变。 ②k值越大，该弱电解质较易电离，其对应的弱酸弱碱较强；k值越小，该弱电解质越难电离，其对应的弱酸弱碱越弱；即k值大小可判断弱电解质相对强弱。 ③多元弱酸是分步电离的，一级电离程度较大，产生H，对二级、三级电离产生抑制作用。如： ?H3PO4H2PO?4HPO?4随堂练习 ?3H??H2PO?4 K1?7.5?10 ??8H??HPO24 K2?6.2?10 ??13 H??PO34 K3?2.2?101．足量镁和一定量的盐酸反应，为减慢反应速率，但又不影响H2的总量，可向盐酸中加入下列物质中的（ ） A．MgO B．H2O C．K2CO3 D．CH3COONa 2．HClO是比碳酸还要弱的酸，为了提高氯水中HClO的浓度，可加入（ ） 20 百度搜索“77cn”或“免费范文网”即可找到本站免费阅读全部范文。收藏本站方便下次阅读，免费范文网，提供经典小说综合文库【强烈推荐】新课标人教版选修四化学反应原理全册整套教案(内部(4)在线全文阅读。
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