第2章 化学反应的方向、限度和速率（期中知识清单）高二化学上学期沪科版

期中知识清单（第2章 化学反应的方向、限度和速率） · 考点01 化学反应的方向 一、化学反应进行的方向 1．自发过程 含义：在一定条件下，不需要借助外力作用就能自发进行的过程。 2．化学反应方向进行的判据 （1）焓判据 放热过程中体系能量降低，△H＜0，具有自发进行的倾向，但有些吸热反应也可以自发进行，故只用焓变判断反应的方向不全面。 （2）熵判据 ①熵：量度体系混乱（或有序）的程度的物理量，符号S（同一物质，三种状态下熵值：气态＞液态＞固态） ②熵增原理：在与外界隔离的体系中，自发过程将导致体系的熵增大。即熵变（△S）大于零。 ③熵判据 体系的混乱度增大（既熵增），△S＞0，反应有自发进行的倾向，但有些熵减反应也可以自发进行，故只用熵变判断反应的方向也不全面。 注：过程的自发性只能用于判断反应进行的方向，不能确定过程是否一定会发生和过程发生的速率。 二、自由能与化学反应的方向 1．自由能与化学反应的方向：在等温、等压条件下的封闭体系中（不考虑体积变化做功以外的其他功），自由能（符号为ΔG，单位为kJ/mol）的变化综合反映了体系的焓变和熵变对自发过程的影响：即ΔG=ΔH-TΔS。这时，化学反应总是向着自由能减小的方向进行，直到体系达到平衡。即： ΔG=ΔH-TΔS<0，反应 能自发进行 ； ΔG=ΔH-TΔS=0，反应 处于平衡状态 ； ΔG=ΔH-TΔS>0，反应 不能自发进行 。 2．综合焓变和熵变判断反应是否自发的情况： 焓变 熵变 化学反应能否自发进行 ΔH<0 ΔS>0 任何温度都能自发进行 ΔH>0 ΔS<0 不能自发进行 ΔH<0 ΔS<0 较低温度时自发进行 ΔH>0 ΔS>0 高温时自发进行 小结： “大大高温，小小低温” 3．应用判据时的注意事项 （1）在讨论过程的方向问题时，我们指的是没有外界干扰时体系的性质。如果允许外界对体系施加某种作用，就可能出现相反的结果。 （2）过程的自发性只能用于判断过程的方向，不能确定过程是否一定会发生和过程发生的速率 （3）只适用于没有发生的反应 注：一般来说，如果一个过程是自发的，则其逆过程往往是非自发的 · 考点02 化学平衡常数 一、定义 在一定温度下，当一个可逆反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之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（简称平衡常数），用符号K表示。 二、表达式 对于一般的可逆反应：mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)， 则 三、注意事项 1、表达式的浓度必须是平衡时的浓度，系数决定幂次 2、有固体或纯液体（H2O）参与的反应，其浓度视为“常数”不计入表达式中 3、在非水溶液中进行的反应，若有水参加或生成，则水底额浓度应出现在平衡常数表达式中 4、K有单位，但一般不写 5、K表示某一具体反应的平衡常数，当反应方向改变或系数改变时，K也相应发生改变 6、对于同一可逆反应，正反应的平衡常数等于逆反应的平衡常数的倒数，即 7、方程式扩大一定的倍数，K就扩大相应的幂次；方程式缩小一定的倍数，K就相应的开几次幂；方程式做加法，K相应的做乘法；方程式做减法，K相应的做除法。 四、影响因素 K只与温度有关，与反应物或生成物的浓度、压强、催化剂无关。 五、应用 1、判断反应进行的程度 K增大→产物所占的比例增大→正反应进行程度增大→反应进行越完全→反应物转化率增大 一般来说，当K>105时，反应基本完全（不可逆反应）；当K<10-5时，反应很难进行 2、判断反应的热效应 当温度升高→K增大→正反应为吸热反应；当温度升高→K减小→正反应为放热反应 3、判断反应进行的方向 ：浓度商，其中的浓度是任意时刻的浓度值 当 Q=K 时，反应达平衡，正反应速率=逆反应速率，不移动 当 Q<K 时，反应要达平衡→生成物的浓度增大，反应物的浓度降低→正反应速率>逆反应速率，正向移动 当 Q>K 时，反应要达平衡→生成物的浓度减小，反应物的浓度升高→正反应速率<逆反应速率，逆向移动 六、压强平衡常数 表达方式：对于有气体参与的反应，用气体的平衡压强代替物质的量浓度来表示压强平衡常数。例如： 对于反应：mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)，则 计算方法： 应用“三段式”法计算出化学平衡体系中各反应物或生成物的物质的量。 计算各气体的物质的量分数或体积分数，从而确定各气体反应物或生成物的分压。 某气体的分压=平衡时所有气体的总压强×该气体的物质的量分数或体积分数 应用压强平衡常数计算公式进行计算。 例如：N2+3H22NH3的压强平衡常数的表达式为： · 考点03 化学平衡的移动 一、判断化学平衡状态的两种方法 1、动态标志：v正＝v逆≠0 ①同种物质：同一物质的生成速率等于消耗速率。 ②不同物质：必须标明是“异向”的反应速率关系。如aA＋bBcC＋dD，＝时，反应达到平衡。 2、静态标志：各种“量”不变 ①各物质的质量、物质的量或浓度不变。 ②各物质的百分含量(物质的量分数、质量分数等)不变。 ③温度、压强(化学反应方程式两边气体体积不相等)或颜色(某组分有颜色)不变。 总之，若物理量由变量变成了不变量，则表明该可逆反应达到平衡状态；若物理量为“不变量”，则不能作为平衡标志。 化学反应模型 mA(g)+nB(g)⇌pC(g)+qD(g) 正、逆反应 速率的关系 在单位时间内消耗了m mol A的同时也生成了m mol A 平衡 在单位时间内消耗了n mol B的同时也消耗了p mol C 平衡 v（A）：v（B）：v（C）：v（D）= m ：n ：p ：q 不一定平衡 在单位时间内生成了n mol B的同时也消耗了q mol D，均指(逆) 不一定平衡 压强 m+n≠p+q，总压强一定(其他条件一定) 平衡 m+n=p+q，总压强一定(其他条件一定) 不一定平衡 混合物体系中各成分的含量 各物质的物质的量或物质的量分数一定 平衡 各物质的质量或质量分数一定 平衡 各气体的体积或体积分数一定 平衡 总体积、总压强、总物质的量一定 不一定平衡 混合气体的平均相对分子质量() 一定，当m+n≠p+q时 平衡 一定，当m+n=p+q时 不一定平衡 温度 当体系温度一定时(其他条件 不变) 平衡 密度 密度一定 不一定平衡 颜色 反应体系内有色物质的颜色稳定不变 平衡 二、外界条件对化学平衡的影响 改变的条件(其他条件不变) 化学平衡移动的方向 浓度 增大反应物浓度或减小生成物浓度 向正反应方向移动 减小反应物浓度或增大生成物浓度 向逆反应方向移动 压强(对有气体参加的反应) 反应前后气体体积改变 增大压强 向气体分子总数减小的方向移动 减小压强 向气体分子总数增大的方向移动 反应前后气体体积不变 改变压强 平衡不移动 温度 升高温度 向吸热反应方向移动 降低温度 向放热反应方向移动 催化剂 同等程度改变v正、v逆，平衡不移动 三、化学平衡移动的判断方法 1、根据勒夏特列原理判断 如果改变影响平衡的一个条件(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。 2、根据v正、v逆的相对大小判断 ①若v正>v逆，平衡向正反应方向移动(注意v正增大，平衡不一定向正反应方向移动)； ②若v正<v逆，则平衡向逆反应方向移动； ③若v正＝v逆，则平衡不移动。 3、根据平衡常数与浓度商的相对大小判断 ①若K>Q，则平衡向正反应方向移动； ②若K<Q，则平衡向逆反应方向移动； ③若K＝Q，则平衡不移动。 四、对勒夏特列原理的理解 勒夏特列原理是对条件影响化学平衡的一个总述，特别要注意对“减弱这种改变”的正确理解，其中的“减弱”不等于“消除”，更不是“扭转”，具体可理解如下。 ①若将体系温度从50℃升高到80℃，则化学平衡向吸热反应方向移动，则体系的温度降低，达到新的平衡状态时50℃<t<80℃。 ②若对体系N2(g)＋3H2(g) 2NH3(g)加压，如从30 MPa加压到60 MPa，化学平衡向气体体积减小的方向移动，移动的结果使体系的压强减小，达到新的平衡时30 MPa<p<60 MPa。高温、高压 催化剂 ③若增大平衡体系Fe3＋＋3SCNFe(SCN)3中Fe3＋的浓度，如由0.01 mol/L增至0.02 mol/L，则在新平衡状态下，0.01 mol/L<c(Fe3＋)<0.02 mol/L。 注意：①勒夏特列原理只适用于判断“改变一个条件”时平衡移动的方向。若同时改变影响平衡移动的几个条件，不能简单地根据平衡移动原理来判断平衡移动的方向，只有在改变的条件对平衡移动的方向影响一致时，才能根据平衡移动原理进行判断。例如，N2(g)＋3H2(g) 2NH3(g)　ΔH<0，同时加压、升温，平衡移动的方向无法确定。若加压同时又降温，则平衡向正反应方向移动。高温、高压 催化剂 ②勒夏特列原理不仅适用于化学平衡，也适用于其他平衡体系，如溶解平衡、电离平衡、水解平衡等。 五、“惰性气体”对化学平衡的影响 ①恒温恒容条件 原平衡体系体系总压强增大―→体系中各组分的浓度不变―→平衡不移动。 ②恒温恒压条件 原平衡体系容器容积增大，各反应气体的分压减小―→ (等效于减压) · 考点04化学反应速率 一、定义： 通常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。 二、表示方法： 。Δc：反应物浓度或生成物浓度的变化，常用单位：mol/L（或mol•L-1） Δt：反应时间的变化，常用单位：s或min v：化学反应速率，常用单位：mol/(L•s)或（mol•L-1•s-1）、mol/(L•min) 或（mol•L-1•min -1） 三、注意事项： 1、同一反应，用不同物质表示的反应速率其数值可能不同，但表示的意义相同，即表示整个化学反应的快慢，故表示一个化学反应的反应速率时，必须指明是用哪种物质来表示 2、化学反应速率没有负值，均取正值 3、化学反应速率是一段时间内的平均反应速率，而不是某一时刻的瞬时反应速率 4、反应方程式中各物质的化学计量数之比等于各物质的化学反应速率之比，等于变化的浓度之比，等于变化的物质的量之比。例如：aA+bB=cC+dD a:b:c:d=vA:vB:vC:vD=ΔcA:ΔcB:ΔcC:ΔcD=ΔnA:ΔnB:ΔnC:ΔnD 5、固体或纯液体（不是溶液），其浓度可视为常数，因此一般不用固体或纯液体表示反应速率 五、比较反应速率的大小： 1、比较大小时，要先转化为同一物质的化学反应速率，再进行比较，同时要注意时间单位的转化 2、比较大小时，可以比较速率与计量数的比值。例如：比较aA+bB=cC+dD中A与B 的速率大小，可比较 与的大小，若>，则A的速率大于B的速率 六、计算——“三段式” 1、写出有关反应的化学方程式 2、设未知数，列出各物质的起始量、转化量、某时刻（或平衡）量 3、根据已知条件得出各物质的转化浓度（Δc） 4、根据速率的计算公式计算反应速率 转化率= 体积分数= A的转化率= B的转化率= 反应前后的压强之比= · 考点05 影响化学反应速率的因素 一、浓度 （1）浓度增大，单位体积内活化分子数增多(活化分子百分数不变)，有效碰撞的几率增加，化学反应速率增大。 （2）浓度改变，可使气体间或溶液中的化学反应速率发生改变。固体或纯液体的浓度可视为常数，它们的物质的量的变化不会引起反应速率的变化，但固体颗粒的大小会导致接触面积的变化，故影响化学反应速率。 二、压强 改变压强，对化学反应速率产生影响的根本原因是引起浓度的改变。对于有气体参加的反应体系，有以下几种情况： （1）恒温时：增大压强体积缩小浓度增大反应速率增大。 （2）恒容时 ①充入气体反应物反应物浓度增大总压强增大反应速率增大。 ②充入“稀有气体”总压强增大，但各物质的浓度不变，反应速率不变。 （3）恒压时：充入“稀有气体”体积增大各物质浓度减小反应速率减小。 三、温度 （1）温度升高，活化分子百分数提高，分子间的碰撞频率提高，化学反应速率增大。 （2）温度升高，吸热反应和放热反应的速率都增大。实验测得，温度每升高10 ℃，化学反应速率通常增大为原来的2～4倍。 四、催化剂 （1） 催化剂能改变反应路径、降低活化能、增大活化分子百分数、加快反应速率，但不影响反应的ΔH。 （2）催化剂只有在适宜的温度下活性最大，反应速率才达到最大。 （3）对于可逆反应，催化剂能够同等程度地改变正、逆反应速率，对化学平衡状态无影响，生产过程中使用催化剂主要是为了提高生产效率。 五、其他因素 光辐射、放射线辐照、超声波、电弧、强磁场、高速研磨等。总之，向反应体系输入能量，都有可能影响化学反应速率。 · 考点06 工业合成氨 一、反应：N2+3H22NH3 二、特点： 1、可逆反应 2、放热反应：ΔH<0 3、熵减小的反应：ΔS<0 三、合成氨反应特点的分析 对合成氨反应的影响 影响因素 浓度 温度 压强 催化剂 增大合成氨的反应速率 增大 升高 增大 使用 提高平衡混合物中氨的含量 增大 降低 增大 无影响 工业合成氨的适宜条件 压强：10-30MPa 温度：400-500℃ 催化剂：铁触媒（500℃左右时的活性最大） 工业上选择适宜生产条件的原则 外界条件 有利于加快速率的条件控制 有利于平衡正向移动的条件控制 综合分析结果 浓度 增大反应物的浓度 增大反应物的浓度、减小生成物的浓度 不断地补充反应物、及时地分离出生成物 催化剂 加合适的催化剂 不需要 加合适的催化剂 温度 高温 ΔH＜0 低温 兼顾速率和平衡，考虑催化剂的适宜温度 ΔH＞0 高温 在设备条件允许的前提下，尽量采取高温并考虑催化剂的活性 压强 高压(有气体参加) Δνg＜0 高压 在设备条件允许的前提下，尽量采取高压 Δνg＞0 低压 兼顾速率和平衡，选取适宜的压强 四、工业合成氨的生产流程 流程分析： 1、原料气干燥、净化：除去原料气中的水蒸气及其他气体杂质，防止与催化剂接触时，导致催化剂“中毒”而降低或丧失催化活性 2、压缩机加压：增大压强 3、热交换：合成氨反应为放热反应，反应体系温度逐渐升高，为原料气反应提供热量，故热交换可充分利用能源，提高经济效益。 4、冷却：生成物NH3的液化需较低温度采取迅速冷却的方法，可使气态氨变成液氨后及时从平衡混合物中分离出来，以促使平衡向生成NH3的方向移动。 5、循环使用原料气：因合成氨反应为可逆反应，平衡混合物中含有原料气，将NH3分离后的原料气循环利用，并及时补充N2和H2,使反应物保持一定的浓度，以利于合成氨反应，提高经济效益。 影响化学反应进行的两个因素 五、化学反应的调控 1、定义：就是通过改变反应条件使一个可能发生的反应按照某一方向进行。 2、考虑因素：在实际生产中常常需要结合设备条件、安全操作、经济成本等情况，综合考虑影响化学反应速率和化学平衡的因素，寻找适宜的生产条件。此外，还要根据环境保护及社会效益等方面的规定和要求做出分析，权衡利弊，才能实施生产。 · 考点07 化学平衡图像问题 一、解题方法： 1、步骤：（1）看图像：一看面：即横纵坐标的意义 二看线：即线的走向和变化趋势 三看点：即起点、终点、折点、交点 四看辅助线：如等温线、等压线、平衡线等 五看量变：如浓度变化、温度变化等 （2）想规律：联想外界因素对速率和平衡的影响规律 （3）做判断：根据图像中表现的关系与所学规律相对比，做出符合题目要求的判断 2、原则： （1）定一议二：当有三个物理量出现时，确定一个物理量，讨论其他两个物理量的关系 （2）先拐先平，数值大：先出现拐点代表：①先达平衡 ②温度高 ③压强大 ④加入催化剂 （3）斜率原则：斜率越大，则①速率越快，达平衡时间越短； ②温度越高 ；③压强越大 二、常见的化学反应图像 1、速率时间（v-t）图像：表示正逆反应速率的变化及平衡移动 （1）浓度的速率时间（v-t）图像 化学平衡 aA+bBcC+dD（A、B、C、D均不是固体和纯液体） 浓度的变化 增大反应物浓度 减小反应物浓度 增大生成物浓度 减小生成物浓度 反应速率变化 v正先增大，v逆后增大 v正先减小，v逆后减小 v逆先增大，v正后增大 v逆先减小，v正后减小 平衡移动方向 正反应方向 逆反应方向 逆反应方向 正反应方向 v-t图像 （2）压强的速率时间（v-t）图像 化学平衡 aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g) a+b>c+d aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g) a+b<c+d aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g) a+b=c+d 体系压强的变化 增大压强 减小压强 增大压强 减小压强 增大压强 减小压强 反应速率的变化 v正、v逆同时增大，且v’正>v’逆 v正、v逆同时减小，且v’逆>v’正 v正、v逆同时增大，且v’逆>v’正 v正、v逆同时减小，且v’正>v’逆 v正、v逆同时增大，且v’正=v’逆 v正、v逆同时减小，且v’正=v’逆 平衡移动方向 正反应方向 逆反应方向 逆反应方向 正反应方向 不移动 不移动 v-t图像 （3）温度的速率时间（v-t）图像 化学平衡 aA+bBcC+dD ΔH>0 aA+bBcC+dD ΔH<0 体系温度的变化 升高温度 降低温度 降低温度 升高温度 反应速率的变化 v正、v逆同时增大，且v’正>v’逆 v正、v逆同时减小，且v’逆>v’正 v正、v逆同时减小，且v’正>v’逆 v正、v逆同时增大，且v’逆>v’正 平衡移动方向 正反应方向 逆反应方向 正反应方向 逆反应方向 v-t图像 （4）催化剂的速率时间（v-t）图像 2、全程速率时间（v-t）图：表示某个反应全程的速率随时间的变化（例如锌与硫酸的反应） OC段：反应放热，使温度升高，速率加快 C以后：反应物浓度降低，速率减慢 3、速率温度（压强）图：表示正逆反应速率在温度或压强影响下的变化情况。交点为平衡状态，交点左侧为达平衡过程，右侧为平衡移动过程。 4、浓度时间（c-t）图像：表示平衡体系各组分在反应过程中的变化情况。 5、含量（转化率）-时间-温度（压强）图：表示含量或转化率受到不同温度、压强或催化剂影响所变化的规律。 常用“先拐先平，数值大”的方法解决此类题型 6、恒压（温）曲线图：表示纵坐标的物理量受温度、压强影响发生的变化。采用“定一议二”的方法解决此类题 7、其他： （1） 图中：a点表示正反应速率>逆反应速率； c点表示正反应速率<逆反应速率; b、d两点表示正反应速率=逆反应速率 （2） · 考点08 等效平衡 一、定义：对于同一可逆反应，在一定条件下（恒温恒容或恒温恒压）下，以不同投料方式（即从正反应、逆反应或中间状态开始）进行反应，只要达到平衡时，同种物质的百分含量相同，这样的化学平衡即互为等效平衡。 二、说明： （1）只要是等效平衡，达到平衡状态时同一物质的百分含量（体积分数、物质的量分数等）一定相同 （2）外界条件相同：通常可以是恒温恒容或恒温恒压 （3）平衡状态只与始态有关，而与途径无关 三、类型 等效类型 全等效平衡 相似等效平衡 相似等效平衡 条件 恒温恒容 恒温恒容 恒温恒压 反应的特点 反应前后气态物质体积不相等的可逆反应 反应前后气态物质体积相等的可逆反应 任何可逆反应 起始投料 通过可逆反应的化学计量数之比换算为方程式同一边物质，其“量”相同 通过可逆反应的化学计量数之比换算为方程式同一边物质，其“量”符合同一比例 通过可逆反应的化学计量数之比换算为方程式同一边物质，其“量”符合同一比例 平 衡 特 点 质量分数 相同 相同 相同 浓度 相同 成比例 相同（气体） 物质的量 相同 成比例 成比例 四、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，两种不同的状态下起始量之间的关系式 （3）求属于等效平衡状态下的反应方程式的化学计量数 五、解题方法 起始量转化量（同侧物质）新起始量→与原标准量对照→符合条件，互为等效平衡 · 易错点01 化学反应速率的注意事项 1、同一反应，用不同物质表示的反应速率其数值可能不同，但表示的意义相同，即表示整个化学反应的快慢，故表示一个化学反应的反应速率时，必须指明是用哪种物质来表示。 2、化学反应速率没有负值，均取正值。 3、化学反应速率是一段时间内的平均反应速率，而不是某一时刻的瞬时反应速率。 4、反应方程式中各物质的化学计量数之比等于各物质的化学反应速率之比，等于变化的浓度之比，等于变化的物质的量之比。例如：aA+bB=cC+dD a:b:c:d=vA:vB:vC:vD=ΔcA:ΔcB:ΔcC:ΔcD=ΔnA:ΔnB:ΔnC:ΔnD 5、固体或纯液体（不是溶液），其浓度可视为常数，因此一般不用固体或纯液体表示反应速率。 【判断对错】 1. 化学反应速率的单位可以是g·(L·s)－1，也可以是kg·  (L·s)－1，甚至可以是t·(L·s)－1等。（ × ） 2. 固体、纯液体的“物质的量”变化，而化学反应速率不改变。（ √ ） 3. 合成氨反应，5 s末v(H2)=0.5 mol·L-1·s-1时，v(NH3)=1 mol·L-1·s-1。（ × ） 4. 化学反应速率为1.2 mol·L-1·s-1是指1秒时，该反应中某物质的浓度为1.2 mol·L-1。（ × ） 5. 对于反应N2＋3H22NH3，v(N2)∶v(H2)一定等于1∶3。（ √ ） 6. 在2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)反应中，t1、t2时刻，SO3(g)浓度分别为c1、c2，则t1～t2时间内，SO3(g)生成的平均速率为v=。（ √ ） 7. 10 mol·L-1·s-1的反应速率一定比1 mol·L-1·s-1的反应速率大。（ × ） 8. 有时也可以用单位时间内某物质的物质的量的变化量来表示化学反应速率。（ √ ） 9. 探究催化剂对H2O2分解速率的影响：在相同条件下，向一支试管中加入2 mL 5% H2O2和1 mL H2O，向另一支试管中加入2 mL 5% H2O2和1 mL FeCl3溶液，观察并比较实验现象。（ √ ） · 易错点02 外界因素对化学反应速率影响的5大误区 （1）误认为随着化学反应的进行，化学反应速率一定逐渐减小。其实不一定，因为反应速率不仅受浓度影响，而且受温度影响，一般会先增大后减小。 （2）误用某物质的物质的量代替物质的量浓度计算化学反应速率。速率大小比较时易忽视各物质的反应速率的单位是否一致，单位书写是否正确。 （3）误认为纯固体和纯液体不会改变化学反应速率。实际上不能用纯固体和纯液体物质的变化表示化学反应速率，但若将固体的颗粒变小(增大固体的接触面积)则化学反应速率会加快。 （4）误认为只要增大压强，化学反应速率一定增大。实际上反应在密闭固定容积的容器中进行，若充入氦气(或不参与反应的气体)，压强增大，但参与反应的各物质的浓度不变，反应速率不变；若反应在密闭容积可变的容器中进行，充入氦气(或不参与反应的气体)而保持压强不变，容器体积增大，各组分浓度减小，反应速率减小。 （5）误认为温度、压强等条件的改变对正、逆反应速率影响不一致。如认为升温既然使化学平衡向吸热方向移动，则对于放热反应，升温时，逆反应速率增大，而正反应速率减小。其实不然，温度升高，正、逆反应速率都增大，只是吸热反应方向速率增大程度大；同理，降温会使吸热反应方向速率减小程度大，而导致化学平衡向放热方向移动。 【判断对错】 1. 对于达到平衡时，若缩小反应容器的体积，则c(NO2)减小。（ × ） 2. 升高温度能加快吸热反应速率，减慢放热反应速率。（ × ） 3. 升高反应体系的温度，一定能加快反应速率。（ √ ） 4. 对于有气体参加的反应，缩小容器体积使压强增大，可增大活化分子百分数，从而使化学反应速率加快。（ × ） 5. 用铁片与硫酸反应制备氢气时，增大硫酸浓度一定会加快产生氢气的速率。（ × ） 6. 对有气体参加的反应体系，缩小容器体积，能够增大活化分子的百分含量，所以反应速率增大。（ × ） 7. 恒压时，增加惰性气体的量，原化学反应速率减慢。（ √ ） 8. 对于可逆反应，恒容时充入稀有气体，正、逆反应速率都减小。（ × ） 9. 增加反应物的物质的量，一定能使反应速率增大。（ × ） 10. 根据化学反应速率的大小可以判断化学反应进行的快慢。（ √ ） · 易错点03 对勒夏特列原理的理解 勒夏特列原理是对条件影响化学平衡的一个总述，特别要注意对“减弱这种改变”的正确理解，其中的“减弱”不等于“消除”，更不是“扭转”，具体可理解如下。 ①若将体系温度从50℃升高到80℃，则化学平衡向吸热反应方向移动，则体系的温度降低，达到新的平衡状态时50℃<t<80℃。 ②若对体系N2(g)＋3H2(g) 2NH3(g)加压，如从30 MPa加压到60 MPa，化学平衡向气体体积减小的方向移动，移动的结果使体系的压强减小，达到新的平衡时30 MPa<p<60 MPa。高温、高压 催化剂 ③若增大平衡体系Fe3＋＋3SCNFe(SCN)3中Fe3＋的浓度，如由0.01 mol/L增至0.02 mol/L，则在新平衡状态下，0.01 mol/L<c(Fe3＋)<0.02 mol/L。 注意：①勒夏特列原理只适用于判断“改变一个条件”时平衡移动的方向。若同时改变影响平衡移动的几个条件，不能简单地根据平衡移动原理来判断平衡移动的方向，只有在改变的条件对平衡移动的方向影响一致时，才能根据平衡移动原理进行判断。例如，N2(g)＋3H2(g) 2NH3(g)　ΔH<0，同时加压、升温，平衡移动的方向无法确定。若加压同时又降温，则平衡向正反应方向移动。高温、高压 催化剂 ②勒夏特列原理不仅适用于化学平衡，也适用于其他平衡体系，如溶解平衡、电离平衡、水解平衡等。 【判断对错】 1. 改变外界条件使平衡正向移动的原因是v正增大，v逆减小。（ × ） 2. 改变压强时，平衡一定发生移动。（ × ） 3. 温度改变，平衡一定发生移动。（ √ ） 4. 温度越高越利于合成氨反应平衡正向移动。（ × ） 5. 可以通过延长时间增大可逆反应的反应限度。（ × ） 6. 引起化学平衡移动的根本原因是v正、v逆不同程度地改变。（ √ ） 7. 化学反应速率改变，化学平衡不一定发生移动。（ √ ） 8. 平衡正向移动时，反应物浓度一定减小。（ × ） 9. 对于H2(g)＋I2(g)2HI(g)，无论恒温恒容，还是恒温恒压，充入稀有气体，平衡均不移动。（ √ ） 10. NO2与N2O4的平衡体系：2NO2N2O4，加压后颜色变浅。（ × ） · 易错点04 活化分子、有效碰撞与反应速率的关系 （1）关系：活化分子的百分数越大，单位时间内有效碰撞的次数越多，化学反应速率越快。 （2）解释 解释说明：①影响化学反应速率的内因——反应物的组成、结构和性质，决定了反应的活化能的大小； ②使用催化剂可降低反应的活化能，增大了活化分子百分数，进而单位体积内活化分子数增大，从而增大反应速率； ③升高反应体系的温度，吸收能量，可增大活化分子百分数，进而单位体积内活化分子数增大，从而增大反应速率； ④增大反应物的浓度，单位体积内分子总数增大，活化分子百分数不变，单位体积内活化分子数增大，从而增大反应速率； ⑤增大气体压强，减小反应体系的体积，单位体积内分子总数增大，活化分子百分数不变，单位体积内活化分子数增大，从而增大反应速率； ⑥增大固体的表面积，增大单体时间和单体体积内的有效碰撞次数，从而增大反应速率。 【判断对错】 1.化学反应实质是活化分子有合适取向时的有效碰撞。（ √ ） 2.增大反应物浓度会加快反应速率的原因是单位体积内有效碰撞的次数增多。（ √ ） 3.升高温度会加快反应速率，原因是增加了活化分子的有效碰撞次数。（ √ ） 4.活化分子间的碰撞一定能发生化学反应。（ × ） 5.升高温度，活化分子百分数增大，化学反应速率可能增大。（ × ） 6.使用催化剂，可降低反应的活化能，加快反应速率，改变反应限度。（ × ） · 易错点05 理解化学平衡常数时应注意的四个问题 （1）化学平衡常数是在一定温度下一个反应本身固有的内在性质的定量体现。 （2）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。 （3）反应物或生成物中有固体或纯液体存在时，其浓度可看作一个常数，而不计入平衡常数表达式中。 （4）化学平衡常数是指某一具体反应的平衡常数。若反应方向改变，则平衡常数改变；若化学方程式中各物质的化学计量数等倍扩大或缩小，尽管是同一反应，平衡常数也会改变。 【判断对错】 1. 平衡常数大的可逆反应的平衡体系中，生成物的浓度一定大。（ × ） 2. 增大反应物的浓度，平衡正向移动，化学平衡常数增大。（ × ） 3. 对于某一可逆反应，升高温度则化学平衡常数一定变大。（ × ） 4. 平衡常数发生变化，化学平衡必定发生移动。（ √ ） 5. 平衡常数大的可逆反应反应物的转化率一定大。（ × ） 6. 化学平衡常数和转化率都能体现反应进行的程度。（ √ ） 7. 平衡常数表达式中，可以是物质的任一浓度。（ × ） 8. 催化剂能改变化学反应速率，也能改变平衡常数。（ × ） · 易错点06 理解压强化学平衡移动的影响 （1）无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平衡发生移动。 （2）在容积不变的密闭容器中，气体反应已达到平衡，若向该容器中充入与反应体系无关的气体，化学平衡不移动，原因是气态反应物、生成物的浓度未改变。 （3）在容积可变的恒压容器中，充入与反应体系无关的气体，此时虽然总压强不变，但各气态物质的浓度减小(相当于减压)，平衡向气体体积增大的方向移动。 （4）对于反应前后气体分子数相等的可逆反应，改变压强后，正、逆反应速率同等程度地改变。因此，增大或减小压强不能使化学平衡发生移动。 · 方法1 化学平衡常数、转化率的计算 1、化学平衡常数表达式的书写 （1）在平衡常数表达式中，水(液态)的浓度、固体物质及纯液体的浓度不写 如：Br2＋H2OH＋＋Br－＋HBrO K＝ C(s)＋H2O(g)CO(g)＋H2(g) （2）化学平衡常数表达式与化学方程式的书写有关。若反应方向改变、化学计量数等倍扩大或缩小，化学平衡常数都会相应改变 如：N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)的平衡常数为 N2(g)＋H2(g)NH3(g)的平衡常数为 NH3(g)N2(g)＋H2(g)的平衡常数为 则：K1＝K22；K2·K3＝1；K1·K32＝1 3若两反应的平衡常数分别为K1、K2 ①若两反应相加，则总反应的平衡常数K＝K1·K2 ②若两反应相减，则总反应的平衡常数K＝ 2、化学平衡常数的应用 （1）判断反应进行的程度：K值越大，该反应进行得越完全，反应物的转化率越大；反之，就越不完全，转化率越小 K值 正反应进行的程度 平衡时生成物浓度 平衡时反应物浓度 反应物转化率 越大 越大 越大 越小 越高 越小 越小 越小 越大 越低 （2）判断可逆反应的热效应 ①升高温度：K值增大→正反应为吸热反应；K值减小→正反应为放热反应 ②降低温度：K值增大→正反应为放热反应；K值减小→正反应为吸热反应 如：N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)的平衡常数与温度的关系如下，由下表数据分析可知：温度升高，K值减小，则正反应为放热反应 T/K 373 473 573 673 773 K 3.35×109 1.00×107 2.45×105 1.88×104 2.99×103 （3）判断正在进行的可逆反应是否达到平衡或反应进行的方向 对于一般的可逆反应，mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，在任意时刻的称为浓度商，常用Q表示，即Q＝ 当Q＝K时，反应处于平衡状态，v正＝v逆 当Q＜K时，反应向正反应方向进行，v正＞v逆 当Q＞K时，反应向逆反应方向进行，v正＜v逆 · 方法2 三段式的应用 可逆反应：mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，在体积为V的恒容密闭容器中，反应物A、B的初始加入量分别为a mol、b mol，达到化学平衡时，设A物质转化的物质的量为mx mol mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g) 起始量/mol a b 0 0 转化量/mol mx nx px qx 平衡量/mol a－mx b－nx px qx 对于反应物：n(平)＝n(始)－n(转) 对于生成物：n(平)＝n(始)＋n(转) ①平衡常数K＝ ②平衡时A的物质的量浓度：c(A)＝ mol·L－1。 ③平衡时A的转化率：α＝×100%，A、B的转化率之比为α(A)∶α(B)＝∶ ④平衡时A的体积分数：φ(A)＝×100% ⑤平衡时和开始时的压强比：＝ ⑥混合气体的密度：ρ(混)＝ g·L－1 ⑦平衡时混合气体的平均摩尔质量：＝ g·mol－1 ⑧生成物产率＝×100% ⑨在密闭容器中有气体参加的可逆反应，在计算时经常用到阿伏加德罗定律的两个推论 恒温、恒容时：；恒温、恒压时： · 方法3 平衡转化率的计算 1.定义 某一反应物的平衡转化率α等于该物质在反应中已转化的量(如物质的量、物质的量浓度等)与该物质起始总量的比值。 2.表达式 平衡转化率α＝×100% 对于反应aA＋bBcC＋dD，反应物A的平衡转化率为α(A)＝×100%，式中c0(A)和c(A)分别表示A的初始浓度和A的平衡浓度。 3.意义 反应的平衡转化率能表示在一定温度和一定起始浓度下反应进行的限度。 依据起始浓度(或平衡浓度)和平衡常数可以计算平衡浓度(或起始浓度)，从而计算反应物的转化率。对于反应：mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，反应物A的转化率可以表示为α(A)＝×100%＝×100%＝×100% · 方法4 化学平衡移动 一、化学平衡移动 1．概念：化学平衡是在一定条件下建立起来的。受温度、压强或浓度变化的影响，化学反应由一种平衡状态变为另一种平衡状态的过程，称为化学平衡移动。 2．图示 3． 平衡移动方向的判断 （1） 根据反应速率判断 条件改变 引起 v正＞v逆 平衡向正反应方向移动 v正＜v逆 v正=v逆 平衡向逆反应方向移动 平衡不移动 （2）根据化学平衡常数的判断 条件改变 引起 Q＞K 平衡向逆反应方向移动 Q＜K Q=K 平衡向正反应方向移动 平衡不移动 2、 温度对化学平衡的影响 1．规律：升高温度，平衡向吸热反应方向移动；降低温度，平衡向放热方向移动。 2．从浓度商Q与化学平衡常数K的角度分析平衡移动 反应类型 温度变化 K值变化 Q与K的关系 平衡移动方向 放热反应 升温 减小 Q>K 逆向移动 降温 增大 Q<K 正向移动 吸热反应 升温 增大 Q<K 正向移动 降温 减小 Q>K 逆向移动 3、 浓度对化学平衡的影响 1． 规律：反应物浓度增大或生成物浓度减小时，平衡正向移动；反应物浓度减小或生成物浓度增大时，平衡逆向移动。 2．从浓度商Q与化学平衡常数K的角度分析平衡移动 浓度变化 K值变化 Q与K的关系 平衡移动方向 反应物浓度增大 不变 Q<K 正向移动 反应产物浓度减小 反应物浓度减小 Q>K 逆向移动 反应产物浓度增大 4、 压强对化学平衡的影响 1． 规律： 对于有气体参加且Δvg≠0的可逆反应，达到化学平衡，增大压强（或者容器体积减小）时，平衡向气体体积缩小的方向移动；减小压强（或者容器体积增大）时，平衡向气体体积增大的方向移动。 对于有气体参加且Δvg＝0的可逆反应，达到化学平衡，改变压强，平衡移状态不改变。 若无气体参加的可逆反应，压强对平衡体系的影响极其微弱，不予考虑。 2．从浓度商Q与化学平衡常数K的角度分析平衡移动 Δvg 压强变化 Q与K的关系 平衡移动方向 >0 增大 Q>K 逆向移动 减小 Q<K 正向移动 <0 增大 Q<K 正向移动 减小 Q>K 逆向移动 ＝0 增大 Q＝K 不移动 减小 5、 催化剂对化学平衡的影响 1．加入催化剂只能改变化学反应速率，化学平衡不移动。 2．催化剂既不影响K大小，也不能使Q变化，始终保持Q＝K，故平衡不移动。 6、 勒夏特列原理 1．内容：如果改变平衡体系的一个条件(如温度、浓度或压强)，平衡将向减弱这个改变的方向移动。 2．平衡移动的结果是“减弱”外界条件的影响，而不是“消除”外界条件的影响，更不是“扭转”外界条件的影响。 3．适用条件：适用于判断“只改变平衡体系中的一个条件”时平衡移动的方向。 · 方法5 平衡时浓度变化对“转化率及百分含量”的影响 1.恒温下浓度变化对转化率和百分含量的影响 （1）恒容：同倍数增大反应物或产物浓度，相当于增大压强 ①m+n＞p+q，反应物转化率变大，百分含量降低；生成物的产率变大，百分含量升高。 ②m+n＝p+q，反应物转化率不变，百分含量不变；生成物的产率不变，百分含量不变。 ③m+n＜p+q，反应物转化率变小，百分含量升高；生成物的产率变小，百分含量降低。 （2）恒压：同倍数增大反应物或产物浓度，体积变化相应倍数，浓度不变，平衡不移动 （3）反应物多种，加谁谁的转化率变小，其余的变大 2.投料比对转化率和百分含量的影响 （1）反应物转化率相等的唯一条件：投料比＝化学计量数比 （2）生成物含量最大的条件：投料比＝化学计量数比 （3）催化剂的组成不变：投料比＝化学计量数比 mA（g）+nB（g）pC（g）+qD（g） ①a、b、c三点A的转化率：a＞b＞c ②a、b、c三点B的转化率：c＞b＞a ③b点＝ 3.容器类型对转化率和百分含量的影响 （1）起始量完全相同，非等体反应 ①反应物的转化率：恒压容器＞恒容容器＞绝热容器 ②产物的百分含量：恒压容器＞恒容容器＞绝热容器 （2）起始量完全相同，等体反应 ①反应物的转化率：恒压容器＝恒容容器＞绝热容器 ②产物的百分含量：恒压容器＝恒容容器＞绝热容器 · 方法6 控制变量法探究影响反应速率的因素题目解题策略 （1）确定变量：理清影响实验探究结果的所有因素。 （2）定多变一：在探究时，先确定其他的因素不变，只变化一种因素，看这种因素与探究的问题存在怎样的关系；这样确定一种以后，再确定另一种，通过分析每种因素与所探究问题之间的关系，得出所有影响因素与所探究问题之间的关系。 （3）数据有效：解答时注意选择数据(或设置实验)要有效，且变量统一，否则无法作出正确判断。 · 方法7 工业生产中反应条件的分析 （1）从可逆性、反应前后气态物质系数的变化、焓变三个角度分析化学反应的特点。 （2）根据反应特点具体分析外界条件对速率和平衡的影响；从速率和平衡的角度进行综合分析，再充分考虑实际情况，选出适宜的外界条件。 外界条件 有利于加快速率的条件控制 有利于平衡正向移动的条件控制 综合分析结果 浓度 增大反应物的浓度 增大反应物的浓度、减小生成物的浓度 不断地补充反应物、及时地分离出生成物 催化剂 加合适的催化剂 无 加合适的催化剂 温度 高温 ΔH＜0 低温 兼顾速率和平衡，考虑催化剂的适宜温度 ΔH＞0 高温 在设备条件允许的前提下，尽量采取高温并考虑催化剂的活性 压强 高压(有气体参加) Δνg＜0 高压 在设备条件允许的前提下，尽量采取高压 Δνg＞0 低压 兼顾速率和平衡，选取适宜的压强 学科网（北京）股份有限公司8 / 13 学科网（北京）股份有限公司 $ 期中知识清单（第2章 化学反应的方向、限度和速率） · 考点01 化学反应的方向 一、化学反应进行的方向 1．自发过程 含义：在一定条件下，不需要借助外力作用就能自发进行的过程。 2．化学反应方向进行的判据 （1）焓判据 放热过程中体系能量降低，△H＜0，具有自发进行的倾向，但有些吸热反应也可以自发进行，故只用焓变判断反应的方向不全面。 （2）熵判据 ①熵：量度体系混乱（或有序）的程度的物理量，符号S（同一物质，三种状态下熵值：气态 液态 固态） ②熵增原理：在与外界隔离的体系中，自发过程将导致体系的熵增大。即熵变（△S）大于零。 ③熵判据 体系的混乱度增大（既熵增），△S＞0，反应有自发进行的倾向，但有些熵减反应也可以自发进行，故只用熵变判断反应的方向也不全面。 注：过程的自发性只能用于判断反应进行的方向，不能确定过程是否一定会发生和过程发生的速率。 二、自由能与化学反应的方向 1．自由能与化学反应的方向：在等温、等压条件下的封闭体系中（不考虑体积变化做功以外的其他功），自由能（符号为ΔG，单位为kJ/mol）的变化综合反映了体系的焓变和熵变对自发过程的影响：即ΔG=ΔH-TΔS。这时，化学反应总是向着自由能减小的方向进行，直到体系达到平衡。即： ，反应 ； ，反应 ； ，反应 。 2．综合焓变和熵变判断反应是否自发的情况： 焓变 熵变 化学反应能否自发进行 ΔH<0 ΔS>0 ΔH>0 ΔS<0 ΔH<0 ΔS<0 ΔH>0 ΔS>0 小结： 3．应用判据时的注意事项 （1）在讨论过程的方向问题时，我们指的是没有外界干扰时体系的性质。如果允许外界对体系施加某种作用，就可能出现相反的结果。 （2）过程的自发性只能用于判断过程的方向，不能确定过程是否一定会发生和过程发生的速率 （3）只适用于没有发生的反应 注：一般来说，如果一个过程是自发的，则其逆过程往往是非自发的 · 考点02 化学平衡常数 一、定义 在一定温度下，当一个可逆反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之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（简称平衡常数），用符号K表示。 二、表达式 对于一般的可逆反应：mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)， 则 三、注意事项 1、表达式的浓度必须是平衡时的浓度，系数决定幂次 2、有固体或纯液体（H2O）参与的反应，其浓度视为“常数”不计入表达式中 3、在非水溶液中进行的反应，若有水参加或生成，则水底额浓度应出现在平衡常数表达式中 4、K有单位，但一般不写 5、K表示某一具体反应的平衡常数，当反应方向改变或系数改变时，K也相应发生改变 6、对于同一可逆反应，正反应的平衡常数等于逆反应的平衡常数的倒数，即 7、方程式扩大一定的倍数，K就扩大相应的幂次；方程式缩小一定的倍数，K就相应的开几次幂；方程式做加法，K相应的做乘法；方程式做减法，K相应的做除法。 四、影响因素 K只与 有关，与反应物或生成物的浓度、压强、催化剂无关。 五、应用 1、判断反应进行的程度 K增大→产物所占的比例增大→正反应进行程度增大→反应进行越完全→反应物转化率增大 一般来说，当K>105时，反应基本完全（不可逆反应）；当K<10-5时，反应很难进行 2、判断反应的热效应 当温度升高→K →正反应为 热反应；当温度升高→K →正反应为 热反应 3、判断反应进行的方向 ：浓度商，其中的浓度是任意时刻的浓度值 当 时，反应达平衡，正反应速率=逆反应速率，不移动 当 时，反应要达平衡→生成物的浓度增大，反应物的浓度降低→正反应速率>逆反应速率，正向移动 当 时，反应要达平衡→生成物的浓度减小，反应物的浓度升高→正反应速率<逆反应速率，逆向移动 六、压强平衡常数 表达方式：对于有气体参与的反应，用气体的平衡压强代替物质的量浓度来表示压强平衡常数。例如： 对于反应：mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)，则 计算方法： 应用“三段式”法计算出化学平衡体系中各反应物或生成物的物质的量。 计算各气体的物质的量分数或体积分数，从而确定各气体反应物或生成物的分压。 某气体的分压=平衡时所有气体的总压强×该气体的物质的量分数或体积分数 应用压强平衡常数计算公式进行计算。 例如：N2+3H22NH3的压强平衡常数的表达式为： · 考点03 化学平衡的移动 一、判断化学平衡状态的两种方法 1、动态标志：v正＝v逆≠0 ①同种物质：同一物质的生成速率等于消耗速率。 ②不同物质：必须标明是“异向”的反应速率关系。如aA＋bBcC＋dD，＝时，反应达到平衡。 2、静态标志：各种“量”不变 ①各物质的质量、物质的量或浓度不变。 ②各物质的百分含量(物质的量分数、质量分数等)不变。 ③温度、压强(化学反应方程式两边气体体积不相等)或颜色(某组分有颜色)不变。 总之，若物理量由变量变成了不变量，则表明该可逆反应达到平衡状态；若物理量为“不变量”，则不能作为平衡标志。 化学反应模型 mA(g)+nB(g)⇌pC(g)+qD(g) 正、逆反应 速率的关系 在单位时间内消耗了m mol A的同时也生成了m mol A 在单位时间内消耗了n mol B的同时也消耗了p mol C v（A）：v（B）：v（C）：v（D）= m ：n ：p ：q 在单位时间内生成了n mol B的同时也消耗了q mol D，均指(逆) 压强 m+n≠p+q，总压强一定(其他条件一定) m+n=p+q，总压强一定(其他条件一定) 混合物体系中各成分的含量 各物质的物质的量或物质的量分数一定 各物质的质量或质量分数一定 各气体的体积或体积分数一定 总体积、总压强、总物质的量一定 混合气体的平均相对分子质量() 一定，当m+n≠p+q时 一定，当m+n=p+q时 温度 当体系温度一定时(其他条件 不变) 密度 密度一定 颜色 反应体系内有色物质的颜色稳定不变 二、外界条件对化学平衡的影响 改变的条件(其他条件不变) 化学平衡移动的方向 浓度 增大反应物浓度或减小生成物浓度 减小反应物浓度或增大生成物浓度 压强(对有气体参加的反应) 反应前后气体体积改变 增大压强 减小压强 反应前后气体体积不变 改变压强 温度 升高温度 降低温度 催化剂 同等程度改变v正、v逆，平衡 三、化学平衡移动的判断方法 1、根据勒夏特列原理判断 如果改变影响平衡的一个条件(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。 2、根据v正、v逆的相对大小判断 ①若v正 v逆，平衡向正反应方向移动(注意v正增大，平衡不一定向正反应方向移动)； ②若v正 v逆，则平衡向逆反应方向移动； ③若v正 v逆，则平衡不移动。 3、根据平衡常数与浓度商的相对大小判断 ①若K Q，则平衡向正反应方向移动； ②若K Q，则平衡向逆反应方向移动； ③若K Q，则平衡不移动。 四、对勒夏特列原理的理解 勒夏特列原理是对条件影响化学平衡的一个总述，特别要注意对“减弱这种改变”的正确理解，其中的“减弱”不等于“消除”，更不是“扭转”，具体可理解如下。 ①若将体系温度从50℃升高到80℃，则化学平衡向吸热反应方向移动，则体系的温度降低，达到新的平衡状态时50℃<t<80℃。 ②若对体系N2(g)＋3H2(g) 2NH3(g)加压，如从30 MPa加压到60 MPa，化学平衡向气体体积减小的方向移动，移动的结果使体系的压强减小，达到新的平衡时30 MPa<p<60 MPa。高温、高压 催化剂 ③若增大平衡体系Fe3＋＋3SCNFe(SCN)3中Fe3＋的浓度，如由0.01 mol/L增至0.02 mol/L，则在新平衡状态下，0.01 mol/L<c(Fe3＋)<0.02 mol/L。 注意：①勒夏特列原理只适用于判断“改变一个条件”时平衡移动的方向。若同时改变影响平衡移动的几个条件，不能简单地根据平衡移动原理来判断平衡移动的方向，只有在改变的条件对平衡移动的方向影响一致时，才能根据平衡移动原理进行判断。例如，N2(g)＋3H2(g) 2NH3(g)　ΔH<0，同时加压、升温，平衡移动的方向无法确定。若加压同时又降温，则平衡向正反应方向移动。高温、高压 催化剂 ②勒夏特列原理不仅适用于化学平衡，也适用于其他平衡体系，如溶解平衡、电离平衡、水解平衡等。 五、“惰性气体”对化学平衡的影响 ①恒温恒容条件 原平衡体系体系总压强 ―→体系中各组分的浓度 ―→平衡 。 ②恒温恒压条件 原平衡体系容器容积 ，各反应气体的分压 ―→ (等效于减压) · 考点04化学反应速率 一、定义： 通常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。 二、表示方法： 。Δc：反应物浓度或生成物浓度的变化，常用单位：mol/L（或mol•L-1） Δt：反应时间的变化，常用单位：s或min v：化学反应速率，常用单位：mol/(L•s)或（mol•L-1•s-1）、mol/(L•min) 或（mol•L-1•min -1） 三、注意事项： 1、同一反应，用不同物质表示的反应速率其数值可能不同，但表示的意义相同，即表示整个化学反应的快慢，故表示一个化学反应的反应速率时，必须指明是用哪种物质来表示 2、化学反应速率没有负值，均取正值 3、化学反应速率是一段时间内的平均反应速率，而不是某一时刻的瞬时反应速率 4、反应方程式中各物质的化学计量数之比等于各物质的化学反应速率之比，等于变化的浓度之比，等于变化的物质的量之比。例如：aA+bB=cC+dD a:b:c:d=vA:vB:vC:vD=ΔcA:ΔcB:ΔcC:ΔcD=ΔnA:ΔnB:ΔnC:ΔnD 5、固体或纯液体（不是溶液），其浓度可视为常数，因此一般不用固体或纯液体表示反应速率 五、比较反应速率的大小： 1、比较大小时，要先转化为同一物质的化学反应速率，再进行比较，同时要注意时间单位的转化 2、比较大小时，可以比较速率与计量数的比值。例如：比较aA+bB=cC+dD中A与B 的速率大小，可比较 与的大小，若>，则A的速率大于B的速率 六、计算——“三段式” 1、写出有关反应的化学方程式 2、设未知数，列出各物质的起始量、转化量、某时刻（或平衡）量 3、根据已知条件得出各物质的转化浓度（Δc） 4、根据速率的计算公式计算反应速率 转化率= 体积分数= A的转化率= B的转化率= 反应前后的压强之比= · 考点05 影响化学反应速率的因素 一、浓度 （1）浓度增大，单位体积内活化分子数增多(活化分子百分数不变)，有效碰撞的几率增加，化学反应速率 。 （2）浓度改变，可使气体间或溶液中的化学反应速率发生改变。固体或纯液体的浓度可视为常数，它们的物质的量的变化不会引起反应速率的变化，但固体颗粒的大小会导致接触面积的变化，故影响化学反应速率。 二、压强 改变压强，对化学反应速率产生影响的根本原因是引起浓度的改变。对于有气体参加的反应体系，有以下几种情况： （1）恒温时：增大压强体积缩小浓度增大反应速率增大。 （2）恒容时 ①充入气体反应物反应物浓度增大总压强增大反应速率增大。 ②充入“稀有气体”总压强增大，但各物质的浓度不变，反应速率不变。 （3）恒压时：充入“稀有气体”体积增大各物质浓度减小反应速率减小。 三、温度 （1）温度升高，活化分子百分数提高，分子间的碰撞频率提高，化学反应速率增大。 （2）温度升高，吸热反应和放热反应的速率都增大。实验测得，温度每升高10 ℃，化学反应速率通常增大为原来的2～4倍。 四、催化剂 （1） 催化剂能改变反应路径、降低活化能、增大活化分子百分数、加快反应速率，但不影响反应的ΔH。 （2）催化剂只有在适宜的温度下活性最大，反应速率才达到最大。 （3）对于可逆反应，催化剂能够同等程度地改变正、逆反应速率，对化学平衡状态无影响，生产过程中使用催化剂主要是为了提高生产效率。 五、其他因素 光辐射、放射线辐照、超声波、电弧、强磁场、高速研磨等。总之，向反应体系输入能量，都有可能影响化学反应速率。 · 考点06 工业合成氨 一、反应：N2+3H22NH3 二、特点： 1、可逆反应 2、放热反应：ΔH 0 3、熵减小的反应：ΔS 0 三、合成氨反应特点的分析 对合成氨反应的影响 影响因素 浓度 温度 压强 催化剂 增大合成氨的反应速率 提高平衡混合物中氨的含量 工业合成氨的适宜条件 压强：10-30MPa 温度：400-500℃ 催化剂：铁触媒（500℃左右时的活性最大） 工业上选择适宜生产条件的原则 外界条件 有利于加快速率的条件控制 有利于平衡正向移动的条件控制 综合分析结果 浓度 增大反应物的浓度 增大反应物的浓度、减小生成物的浓度 不断地补充反应物、及时地分离出生成物 催化剂 加合适的催化剂 不需要 加合适的催化剂 温度 高温 ΔH＜0 低温 兼顾速率和平衡，考虑催化剂的适宜温度 ΔH＞0 高温 在设备条件允许的前提下，尽量采取高温并考虑催化剂的活性 压强 高压(有气体参加) Δνg＜0 高压 在设备条件允许的前提下，尽量采取高压 Δνg＞0 低压 兼顾速率和平衡，选取适宜的压强 四、工业合成氨的生产流程 流程分析： 1、原料气干燥、净化：除去原料气中的水蒸气及其他气体杂质，防止与催化剂接触时，导致催化剂“中毒”而降低或丧失催化活性 2、压缩机加压：增大压强 3、热交换：合成氨反应为放热反应，反应体系温度逐渐升高，为原料气反应提供热量，故热交换可充分利用能源，提高经济效益。 4、冷却：生成物NH3的液化需较低温度采取迅速冷却的方法，可使气态氨变成液氨后及时从平衡混合物中分离出来，以促使平衡向生成NH3的方向移动。 5、循环使用原料气：因合成氨反应为可逆反应，平衡混合物中含有原料气，将NH3分离后的原料气循环利用，并及时补充N2和H2,使反应物保持一定的浓度，以利于合成氨反应，提高经济效益。 影响化学反应进行的两个因素 五、化学反应的调控 1、定义：就是通过改变反应条件使一个可能发生的反应按照某一方向进行。 2、考虑因素：在实际生产中常常需要结合设备条件、安全操作、经济成本等情况，综合考虑影响化学反应速率和化学平衡的因素，寻找适宜的生产条件。此外，还要根据环境保护及社会效益等方面的规定和要求做出分析，权衡利弊，才能实施生产。 · 考点07 化学平衡图像问题 一、解题方法： 1、步骤：（1）看图像：一看面：即横纵坐标的意义 二看线：即线的走向和变化趋势 三看点：即起点、终点、折点、交点 四看辅助线：如等温线、等压线、平衡线等 五看量变：如浓度变化、温度变化等 （2）想规律：联想外界因素对速率和平衡的影响规律 （3）做判断：根据图像中表现的关系与所学规律相对比，做出符合题目要求的判断 2、原则： （1）定一议二：当有三个物理量出现时，确定一个物理量，讨论其他两个物理量的关系 （2）先拐先平，数值大：先出现拐点代表：①先达平衡 ②温度高 ③压强大 ④加入催化剂 （3）斜率原则：斜率越大，则①速率越快，达平衡时间越短； ②温度越高 ；③压强越大 二、常见的化学反应图像 1、速率时间（v-t）图像：表示正逆反应速率的变化及平衡移动 （1）浓度的速率时间（v-t）图像 化学平衡 aA+bBcC+dD（A、B、C、D均不是固体和纯液体） 浓度的变化 增大反应物浓度 减小反应物浓度 增大生成物浓度 减小生成物浓度 反应速率变化 v正先增大，v逆后增大 v正先减小，v逆后减小 v逆先增大，v正后增大 v逆先减小，v正后减小 平衡移动方向 正反应方向 逆反应方向 逆反应方向 正反应方向 v-t图像 （2）压强的速率时间（v-t）图像 化学平衡 aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g) a+b>c+d aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g) a+b<c+d aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g) a+b=c+d 体系压强的变化 增大压强 减小压强 增大压强 减小压强 增大压强 减小压强 反应速率的变化 v正、v逆同时增大，且v’正>v’逆 v正、v逆同时减小，且v’逆>v’正 v正、v逆同时增大，且v’逆>v’正 v正、v逆同时减小，且v’正>v’逆 v正、v逆同时增大，且v’正=v’逆 v正、v逆同时减小，且v’正=v’逆 平衡移动方向 正反应方向 逆反应方向 逆反应方向 正反应方向 不移动 不移动 v-t图像 （3）温度的速率时间（v-t）图像 化学平衡 aA+bBcC+dD ΔH>0 aA+bBcC+dD ΔH<0 体系温度的变化 升高温度 降低温度 降低温度 升高温度 反应速率的变化 v正、v逆同时增大，且v’正>v’逆 v正、v逆同时减小，且v’逆>v’正 v正、v逆同时减小，且v’正>v’逆 v正、v逆同时增大，且v’逆>v’正 平衡移动方向 正反应方向 逆反应方向 正反应方向 逆反应方向 v-t图像 （4）催化剂的速率时间（v-t）图像 2、全程速率时间（v-t）图：表示某个反应全程的速率随时间的变化（例如锌与硫酸的反应） OC段：反应放热，使温度升高，速率加快 C以后：反应物浓度降低，速率减慢 3、速率温度（压强）图：表示正逆反应速率在温度或压强影响下的变化情况。交点为平衡状态，交点左侧为达平衡过程，右侧为平衡移动过程。 4、浓度时间（c-t）图像：表示平衡体系各组分在反应过程中的变化情况。 5、含量（转化率）-时间-温度（压强）图：表示含量或转化率受到不同温度、压强或催化剂影响所变化的规律。 常用“先拐先平，数值大”的方法解决此类题型 6、恒压（温）曲线图：表示纵坐标的物理量受温度、压强影响发生的变化。采用“定一议二”的方法解决此类题 7、其他： （1） 图中：a点表示正反应速率>逆反应速率； c点表示正反应速率<逆反应速率; b、d两点表示正反应速率=逆反应速率 （2） · 考点08 等效平衡 一、定义：对于同一可逆反应，在一定条件下（恒温恒容或恒温恒压）下，以不同投料方式（即从正反应、逆反应或中间状态开始）进行反应，只要达到平衡时，同种物质的百分含量相同，这样的化学平衡即互为等效平衡。 二、说明： （1）只要是等效平衡，达到平衡状态时同一物质的百分含量（体积分数、物质的量分数等）一定 （2）外界条件相同：通常可以是恒温恒容或恒温恒压 （3）平衡状态只与 有关，而与 无关 三、类型 等效类型 全等效平衡 相似等效平衡 相似等效平衡 条件 恒温恒容 恒温恒容 恒温恒压 反应的特点 反应前后气态物质体积不相等的可逆反应 反应前后气态物质体积相等的可逆反应 任何可逆反应 起始投料 通过可逆反应的化学计量数之比换算为方程式同一边物质，其“量”相同 通过可逆反应的化学计量数之比换算为方程式同一边物质，其“量”符合同一比例 通过可逆反应的化学计量数之比换算为方程式同一边物质，其“量”符合同一比例 平 衡 特 点 质量分数 相同 相同 相同 浓度 相同 成比例 相同（气体） 物质的量 相同 成比例 成比例 四、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，两种不同的状态下起始量之间的关系式 （3）求属于等效平衡状态下的反应方程式的化学计量数 五、解题方法 起始量转化量（同侧物质）新起始量→与原标准量对照→符合条件，互为等效平衡 · 易错点01 化学反应速率的注意事项 1、同一反应，用不同物质表示的反应速率其数值可能不同，但表示的意义相同，即表示整个化学反应的快慢，故表示一个化学反应的反应速率时，必须指明是用哪种物质来表示。 2、化学反应速率没有负值，均取正值。 3、化学反应速率是一段时间内的平均反应速率，而不是某一时刻的瞬时反应速率。 4、反应方程式中各物质的化学计量数之比等于各物质的化学反应速率之比，等于变化的浓度之比，等于变化的物质的量之比。例如：aA+bB=cC+dD a:b:c:d=vA:vB:vC:vD=ΔcA:ΔcB:ΔcC:ΔcD=ΔnA:ΔnB:ΔnC:ΔnD 5、固体或纯液体（不是溶液），其浓度可视为常数，因此一般不用固体或纯液体表示反应速率。 【判断对错】 1. 化学反应速率的单位可以是g·(L·s)－1，也可以是kg·  (L·s)－1，甚至可以是t·(L·s)－1等。（ ） 2. 固体、纯液体的“物质的量”变化，而化学反应速率不改变。（ ） 3. 合成氨反应，5 s末v(H2)=0.5 mol·L-1·s-1时，v(NH3)=1 mol·L-1·s-1。（ ） 4. 化学反应速率为1.2 mol·L-1·s-1是指1秒时，该反应中某物质的浓度为1.2 mol·L-1。（ ） 5. 对于反应N2＋3H22NH3，v(N2)∶v(H2)一定等于1∶3。（ ） 6. 在2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)反应中，t1、t2时刻，SO3(g)浓度分别为c1、c2，则t1～t2时间内，SO3(g)生成的平均速率为v=。（ ） 7. 10 mol·L-1·s-1的反应速率一定比1 mol·L-1·s-1的反应速率大。（ ） 8. 有时也可以用单位时间内某物质的物质的量的变化量来表示化学反应速率。（ ） 9. 探究催化剂对H2O2分解速率的影响：在相同条件下，向一支试管中加入2 mL 5% H2O2和1 mL H2O，向另一支试管中加入2 mL 5% H2O2和1 mL FeCl3溶液，观察并比较实验现象。（ ） · 易错点02 外界因素对化学反应速率影响的5大误区 （1）误认为随着化学反应的进行，化学反应速率一定逐渐减小。其实不一定，因为反应速率不仅受浓度影响，而且受温度影响，一般会先增大后减小。 （2）误用某物质的物质的量代替物质的量浓度计算化学反应速率。速率大小比较时易忽视各物质的反应速率的单位是否一致，单位书写是否正确。 （3）误认为纯固体和纯液体不会改变化学反应速率。实际上不能用纯固体和纯液体物质的变化表示化学反应速率，但若将固体的颗粒变小(增大固体的接触面积)则化学反应速率会加快。 （4）误认为只要增大压强，化学反应速率一定增大。实际上反应在密闭固定容积的容器中进行，若充入氦气(或不参与反应的气体)，压强增大，但参与反应的各物质的浓度不变，反应速率不变；若反应在密闭容积可变的容器中进行，充入氦气(或不参与反应的气体)而保持压强不变，容器体积增大，各组分浓度减小，反应速率减小。 （5）误认为温度、压强等条件的改变对正、逆反应速率影响不一致。如认为升温既然使化学平衡向吸热方向移动，则对于放热反应，升温时，逆反应速率增大，而正反应速率减小。其实不然，温度升高，正、逆反应速率都增大，只是吸热反应方向速率增大程度大；同理，降温会使吸热反应方向速率减小程度大，而导致化学平衡向放热方向移动。 【判断对错】 1. 对于达到平衡时，若缩小反应容器的体积，则c(NO2)减小。（ ） 2. 升高温度能加快吸热反应速率，减慢放热反应速率。（ ） 3. 升高反应体系的温度，一定能加快反应速率。（ ） 4. 对于有气体参加的反应，缩小容器体积使压强增大，可增大活化分子百分数，从而使化学反应速率加快。（ ） 5. 用铁片与硫酸反应制备氢气时，增大硫酸浓度一定会加快产生氢气的速率。（ ） 6. 对有气体参加的反应体系，缩小容器体积，能够增大活化分子的百分含量，所以反应速率增大。（ ） 7. 恒压时，增加惰性气体的量，原化学反应速率减慢。（ ） 8. 对于可逆反应，恒容时充入稀有气体，正、逆反应速率都减小。（ ） 9. 增加反应物的物质的量，一定能使反应速率增大。（ ） 10. 根据化学反应速率的大小可以判断化学反应进行的快慢。（ ） · 易错点03 对勒夏特列原理的理解 勒夏特列原理是对条件影响化学平衡的一个总述，特别要注意对“减弱这种改变”的正确理解，其中的“减弱”不等于“消除”，更不是“扭转”，具体可理解如下。 ①若将体系温度从50℃升高到80℃，则化学平衡向吸热反应方向移动，则体系的温度降低，达到新的平衡状态时50℃<t<80℃。 ②若对体系N2(g)＋3H2(g) 2NH3(g)加压，如从30 MPa加压到60 MPa，化学平衡向气体体积减小的方向移动，移动的结果使体系的压强减小，达到新的平衡时30 MPa<p<60 MPa。高温、高压 催化剂 ③若增大平衡体系Fe3＋＋3SCNFe(SCN)3中Fe3＋的浓度，如由0.01 mol/L增至0.02 mol/L，则在新平衡状态下，0.01 mol/L<c(Fe3＋)<0.02 mol/L。 注意：①勒夏特列原理只适用于判断“改变一个条件”时平衡移动的方向。若同时改变影响平衡移动的几个条件，不能简单地根据平衡移动原理来判断平衡移动的方向，只有在改变的条件对平衡移动的方向影响一致时，才能根据平衡移动原理进行判断。例如，N2(g)＋3H2(g) 2NH3(g)　ΔH<0，同时加压、升温，平衡移动的方向无法确定。若加压同时又降温，则平衡向正反应方向移动。高温、高压 催化剂 ②勒夏特列原理不仅适用于化学平衡，也适用于其他平衡体系，如溶解平衡、电离平衡、水解平衡等。 【判断对错】 1. 改变外界条件使平衡正向移动的原因是v正增大，v逆减小。（ ） 2. 改变压强时，平衡一定发生移动。（ ） 3. 温度改变，平衡一定发生移动。（ ） 4. 温度越高越利于合成氨反应平衡正向移动。（ ） 5. 可以通过延长时间增大可逆反应的反应限度。（ ） 6. 引起化学平衡移动的根本原因是v正、v逆不同程度地改变。（ ） 7. 化学反应速率改变，化学平衡不一定发生移动。（ ） 8. 平衡正向移动时，反应物浓度一定减小。（ ） 9. 对于H2(g)＋I2(g)2HI(g)，无论恒温恒容，还是恒温恒压，充入稀有气体，平衡均不移动。（ ） 10. NO2与N2O4的平衡体系：2NO2N2O4，加压后颜色变浅。（ ） · 易错点04 活化分子、有效碰撞与反应速率的关系 （1）关系：活化分子的百分数越大，单位时间内有效碰撞的次数越多，化学反应速率越快。 （2）解释 解释说明：①影响化学反应速率的内因——反应物的组成、结构和性质，决定了反应的活化能的大小； ②使用催化剂可降低反应的活化能，增大了活化分子百分数，进而单位体积内活化分子数增大，从而增大反应速率； ③升高反应体系的温度，吸收能量，可增大活化分子百分数，进而单位体积内活化分子数增大，从而增大反应速率； ④增大反应物的浓度，单位体积内分子总数增大，活化分子百分数不变，单位体积内活化分子数增大，从而增大反应速率； ⑤增大气体压强，减小反应体系的体积，单位体积内分子总数增大，活化分子百分数不变，单位体积内活化分子数增大，从而增大反应速率； ⑥增大固体的表面积，增大单体时间和单体体积内的有效碰撞次数，从而增大反应速率。 【判断对错】 1.化学反应实质是活化分子有合适取向时的有效碰撞。（ ） 2.增大反应物浓度会加快反应速率的原因是单位体积内有效碰撞的次数增多。（ ） 3.升高温度会加快反应速率，原因是增加了活化分子的有效碰撞次数。（ ） 4.活化分子间的碰撞一定能发生化学反应。（ ） 5.升高温度，活化分子百分数增大，化学反应速率可能增大。（ ） 6.使用催化剂，可降低反应的活化能，加快反应速率，改变反应限度。（ ） · 易错点05 理解化学平衡常数时应注意的四个问题 （1）化学平衡常数是在一定温度下一个反应本身固有的内在性质的定量体现。 （2）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。 （3）反应物或生成物中有固体或纯液体存在时，其浓度可看作一个常数，而不计入平衡常数表达式中。 （4）化学平衡常数是指某一具体反应的平衡常数。若反应方向改变，则平衡常数改变；若化学方程式中各物质的化学计量数等倍扩大或缩小，尽管是同一反应，平衡常数也会改变。 【判断对错】 1. 平衡常数大的可逆反应的平衡体系中，生成物的浓度一定大。（ ） 2. 增大反应物的浓度，平衡正向移动，化学平衡常数增大。（ ） 3. 对于某一可逆反应，升高温度则化学平衡常数一定变大。（ ） 4. 平衡常数发生变化，化学平衡必定发生移动。（ ） 5. 平衡常数大的可逆反应反应物的转化率一定大。（ ） 6. 化学平衡常数和转化率都能体现反应进行的程度。（ ） 7. 平衡常数表达式中，可以是物质的任一浓度。（ ） 8. 催化剂能改变化学反应速率，也能改变平衡常数。（ ） · 易错点06 理解压强化学平衡移动的影响 （1）无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平衡发生移动。 （2）在容积不变的密闭容器中，气体反应已达到平衡，若向该容器中充入与反应体系无关的气体，化学平衡不移动，原因是气态反应物、生成物的浓度未改变。 （3）在容积可变的恒压容器中，充入与反应体系无关的气体，此时虽然总压强不变，但各气态物质的浓度减小(相当于减压)，平衡向气体体积增大的方向移动。 （4）对于反应前后气体分子数相等的可逆反应，改变压强后，正、逆反应速率同等程度地改变。因此，增大或减小压强不能使化学平衡发生移动。 · 方法1 化学平衡常数、转化率的计算 1、化学平衡常数表达式的书写 （1）在平衡常数表达式中，水(液态)的浓度、固体物质及纯液体的浓度不写 如：Br2＋H2OH＋＋Br－＋HBrO K＝ C(s)＋H2O(g)CO(g)＋H2(g) （2）化学平衡常数表达式与化学方程式的书写有关。若反应方向改变、化学计量数等倍扩大或缩小，化学平衡常数都会相应改变 如：N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)的平衡常数为 N2(g)＋H2(g)NH3(g)的平衡常数为 NH3(g)N2(g)＋H2(g)的平衡常数为 则：K1＝K22；K2·K3＝1；K1·K32＝1 3若两反应的平衡常数分别为K1、K2 ①若两反应相加，则总反应的平衡常数K＝K1·K2 ②若两反应相减，则总反应的平衡常数K＝ 2、化学平衡常数的应用 （1）判断反应进行的程度：K值越大，该反应进行得越完全，反应物的转化率越大；反之，就越不完全，转化率越小 K值 正反应进行的程度 平衡时生成物浓度 平衡时反应物浓度 反应物转化率 越大 越大 越大 越小 越高 越小 越小 越小 越大 越低 （2）判断可逆反应的热效应 ①升高温度：K值增大→正反应为吸热反应；K值减小→正反应为放热反应 ②降低温度：K值增大→正反应为放热反应；K值减小→正反应为吸热反应 如：N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)的平衡常数与温度的关系如下，由下表数据分析可知：温度升高，K值减小，则正反应为放热反应 T/K 373 473 573 673 773 K 3.35×109 1.00×107 2.45×105 1.88×104 2.99×103 （3）判断正在进行的可逆反应是否达到平衡或反应进行的方向 对于一般的可逆反应，mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，在任意时刻的称为浓度商，常用Q表示，即Q＝ 当Q＝K时，反应处于平衡状态，v正＝v逆 当Q＜K时，反应向正反应方向进行，v正＞v逆 当Q＞K时，反应向逆反应方向进行，v正＜v逆 · 方法2 三段式的应用 可逆反应：mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，在体积为V的恒容密闭容器中，反应物A、B的初始加入量分别为a mol、b mol，达到化学平衡时，设A物质转化的物质的量为mx mol mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g) 起始量/mol a b 0 0 转化量/mol mx nx px qx 平衡量/mol a－mx b－nx px qx 对于反应物：n(平)＝n(始)－n(转) 对于生成物：n(平)＝n(始)＋n(转) ①平衡常数K＝ ②平衡时A的物质的量浓度：c(A)＝ mol·L－1。 ③平衡时A的转化率：α＝×100%，A、B的转化率之比为α(A)∶α(B)＝∶ ④平衡时A的体积分数：φ(A)＝×100% ⑤平衡时和开始时的压强比：＝ ⑥混合气体的密度：ρ(混)＝ g·L－1 ⑦平衡时混合气体的平均摩尔质量：＝ g·mol－1 ⑧生成物产率＝×100% ⑨在密闭容器中有气体参加的可逆反应，在计算时经常用到阿伏加德罗定律的两个推论 恒温、恒容时：；恒温、恒压时： · 方法3 平衡转化率的计算 1.定义 某一反应物的平衡转化率α等于该物质在反应中已转化的量(如物质的量、物质的量浓度等)与该物质起始总量的比值。 2.表达式 平衡转化率α＝×100% 对于反应aA＋bBcC＋dD，反应物A的平衡转化率为α(A)＝×100%，式中c0(A)和c(A)分别表示A的初始浓度和A的平衡浓度。 3.意义 反应的平衡转化率能表示在一定温度和一定起始浓度下反应进行的限度。 依据起始浓度(或平衡浓度)和平衡常数可以计算平衡浓度(或起始浓度)，从而计算反应物的转化率。对于反应：mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，反应物A的转化率可以表示为α(A)＝×100%＝×100%＝×100% · 方法4 化学平衡移动 一、化学平衡移动 1．概念：化学平衡是在一定条件下建立起来的。受温度、压强或浓度变化的影响，化学反应由一种平衡状态变为另一种平衡状态的过程，称为化学平衡移动。 2．图示 3． 平衡移动方向的判断 （1） 根据反应速率判断 条件改变 引起 v正＞v逆 平衡向正反应方向移动 v正＜v逆 v正=v逆 平衡向逆反应方向移动 平衡不移动 （2）根据化学平衡常数的判断 条件改变 引起 Q＞K 平衡向逆反应方向移动 Q＜K Q=K 平衡向正反应方向移动 平衡不移动 2、 温度对化学平衡的影响 1．规律：升高温度，平衡向吸热反应方向移动；降低温度，平衡向放热方向移动。 2．从浓度商Q与化学平衡常数K的角度分析平衡移动 反应类型 温度变化 K值变化 Q与K的关系 平衡移动方向 放热反应 升温 减小 Q>K 逆向移动 降温 增大 Q<K 正向移动 吸热反应 升温 增大 Q<K 正向移动 降温 减小 Q>K 逆向移动 3、 浓度对化学平衡的影响 1． 规律：反应物浓度增大或生成物浓度减小时，平衡正向移动；反应物浓度减小或生成物浓度增大时，平衡逆向移动。 2．从浓度商Q与化学平衡常数K的角度分析平衡移动 浓度变化 K值变化 Q与K的关系 平衡移动方向 反应物浓度增大 不变 Q<K 正向移动 反应产物浓度减小 反应物浓度减小 Q>K 逆向移动 反应产物浓度增大 4、 压强对化学平衡的影响 1． 规律： 对于有气体参加且Δvg≠0的可逆反应，达到化学平衡，增大压强（或者容器体积减小）时，平衡向气体体积缩小的方向移动；减小压强（或者容器体积增大）时，平衡向气体体积增大的方向移动。 对于有气体参加且Δvg＝0的可逆反应，达到化学平衡，改变压强，平衡移状态不改变。 若无气体参加的可逆反应，压强对平衡体系的影响极其微弱，不予考虑。 2．从浓度商Q与化学平衡常数K的角度分析平衡移动 Δvg 压强变化 Q与K的关系 平衡移动方向 >0 增大 Q>K 逆向移动 减小 Q<K 正向移动 <0 增大 Q<K 正向移动 减小 Q>K 逆向移动 ＝0 增大 Q＝K 不移动 减小 5、 催化剂对化学平衡的影响 1．加入催化剂只能改变化学反应速率，化学平衡不移动。 2．催化剂既不影响K大小，也不能使Q变化，始终保持Q＝K，故平衡不移动。 6、 勒夏特列原理 1．内容：如果改变平衡体系的一个条件(如温度、浓度或压强)，平衡将向减弱这个改变的方向移动。 2．平衡移动的结果是“减弱”外界条件的影响，而不是“消除”外界条件的影响，更不是“扭转”外界条件的影响。 3．适用条件：适用于判断“只改变平衡体系中的一个条件”时平衡移动的方向。 · 方法5 平衡时浓度变化对“转化率及百分含量”的影响 1.恒温下浓度变化对转化率和百分含量的影响 （1）恒容：同倍数增大反应物或产物浓度，相当于 ①m+n＞p+q，反应物转化率 ，百分含量 ；生成物的产率 ，百分含量 。 ②m+n＝p+q，反应物转化率 ，百分含量 ；生成物的产率 ，百分含量 。 ③m+n＜p+q，反应物转化率 ，百分含量 ；生成物的产率 ，百分含量 。 （2）恒压：同倍数增大反应物或产物浓度，体积变化相应倍数，浓度不变，平衡 （3）反应物多种，加谁谁的转化率 ，其余的 2.投料比对转化率和百分含量的影响 （1）反应物转化率相等的唯一条件：投料比＝ （2）生成物含量最大的条件：投料比＝ （3）催化剂的组成不变：投料比＝ mA（g）+nB（g）pC（g）+qD（g） ①a、b、c三点A的转化率： ＞ ＞ ②a、b、c三点B的转化率： ＞ ＞ ③b点＝ 3.容器类型对转化率和百分含量的影响 （1）起始量完全相同，非等体反应 ①反应物的转化率： 容器＞ 容器＞ 容器 ②产物的百分含量： 容器＞ 容器＞ 容器 （2）起始量完全相同，等体反应 ①反应物的转化率： 容器＝ 容器＞ 容器 ②产物的百分含量： 容器＝ 容器＞ 容器 · 方法6 控制变量法探究影响反应速率的因素题目解题策略 （1）确定变量：理清影响实验探究结果的所有因素。 （2）定多变一：在探究时，先确定其他的因素不变，只变化一种因素，看这种因素与探究的问题存在怎样的关系；这样确定一种以后，再确定另一种，通过分析每种因素与所探究问题之间的关系，得出所有影响因素与所探究问题之间的关系。 （3）数据有效：解答时注意选择数据(或设置实验)要有效，且变量统一，否则无法作出正确判断。 · 方法7 工业生产中反应条件的分析 （1）从可逆性、反应前后气态物质系数的变化、焓变三个角度分析化学反应的特点。 （2）根据反应特点具体分析外界条件对速率和平衡的影响；从速率和平衡的角度进行综合分析，再充分考虑实际情况，选出适宜的外界条件。 外界条件 有利于加快速率的条件控制 有利于平衡正向移动的条件控制 综合分析结果 浓度 增大反应物的浓度 增大反应物的浓度、减小生成物的浓度 不断地补充反应物、及时地分离出生成物 催化剂 加合适的催化剂 无 加合适的催化剂 温度 高温 ΔH＜0 低温 兼顾速率和平衡，考虑催化剂的适宜温度 ΔH＞0 高温 在设备条件允许的前提下，尽量采取高温并考虑催化剂的活性 压强 高压(有气体参加) Δνg＜0 高压 在设备条件允许的前提下，尽量采取高压 Δνg＞0 低压 兼顾速率和平衡，选取适宜的压强 学科网（北京）股份有限公司8 / 13 学科网（北京）股份有限公司 $