专题02 化学反应速率与化学平衡（期中知识清单）高二化学上学期苏教版

专题02化学反应速率与化学平衡 期中知识清单 第一单元 化学反应速率 · 考点01 化学反应速率的表示方法 1．化学反应速率的概念及其数学表达式 (1)概念。 化学反应速率是定量描述化学反应进行快慢程度的物理量。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。 (2)数学表达式为v＝或v＝。 (3)单位常用mol·L－1·s－1或mol·L－1·min－1表示。 2．同一反应中不同物质的化学反应速率的表示 对任意一个化学反应mA＋nB===pY＋qZ，反应体系中各物质的浓度分别表示为c(A)、c(B)、c(Y)和c(Z)，则反应速率分别表示为v(A)＝，v(B)＝，v(Y)＝，v(Z)＝。 同一时间内，各物质浓度变化量之比等于化学方程式计量数之比，即Δc(A)：Δc(B)：Δc(Y)：Δc(Z)＝m：n：p：q，所以v(A)：v(B)：v(Y)：v(Z)＝m：n：p：q。 3．化学反应速率的计算 (1)进行化学反应速率计算的依据。 ①利用反应速率的定义式v＝求算； ②利用化学反应中各物质的速率之比等于化学计量数之比的规律求算。 (2)进行化学反应速率计算的常用方法——三段式。 ①写出有关反应的化学方程式； ②找出各物质的起始量、转化量、某时刻量； ③根据已知条件列方程计算。 例如，对于反应：mA(g)＋nB(g)===pC(g)＋qD(g)。起始时A的浓度为a mol·L－1，B的浓度为b mol·L－1。反应进行至t1 s时，A消耗了x mol·L－1，则反应速率可计算如下： 　　　　　　　mA(g)＋nB(g)===pC(g)＋qD(g) a b 0 0 x a－x b－ 则v(A)＝ mol·(L·s)－1，v(B)＝ mol·(L·s)－1，v(C)＝ mol·(L·s)－1，v(D)＝ mol·(L·s)－1。 (3)进行化学反应速率的计算时，需注意以下量的关系 ①对反应物：c起始－c转化＝c某时刻； ②对生成物：c起始＋c转化＝c某时刻； ③转化率：α＝×100%。 4.化学反应速率的测定 （1）定性描述：（根据实验现象） ①观察产生气泡的快、慢； ②观察试管中剩余锌粒的质量的多、少； ③用手触摸试管，感受试管外壁温度的高、低 （2）定量描述：（根据实验测量，单位时间内） ①测定气体的体积; ②测定物质的物质的量的变化； ③测定物质或离子的浓度变化； ④测定体系的温度或测定反应的热量变化。 （3）测量化学反应速率的常见方法 ①量气法；②比色法；③电导法；④激光技术法 （4）化学反应速率的测量——实验 ①反应原理：Zn＋H2SO4＝ZnSO4＋H2↑ ②实验装置 ③测量数据 单位时间内收集氢气的体积； 收集相同体积氢气所需要的时间 用pH计测相同时间内pH变化，即△c(H＋)。 用传感器测△c(Zn2＋)变化。 测相同时间内△m(Zn)。 相同时间内恒容压强变化； 相同时间内绝热容器中温度变化。 · 考点02 影响化学反应速率的因素 （一）影响化学反应速率的主要因素和外部因素 1．主要因素 影响化学反应速率的主要因素是反应物的性质。例如：金属钠与冷水剧烈反应，而镁和沸水仅能微弱反应。 2．外部因素 影响反应速率的外部因素有：浓度、温度、压强、催化剂及反应物之间的接触面积、光、电磁波、超声波等。 （二）影响化学反应速率的外部因素 1．浓度对化学反应速率的影响 (1)实验探究浓度对反应速率的影响 ①实验原理：Na2S2O3＋H2SO4===Na2SO4＋SO2↑＋S↓＋H2O 通过改变Na2S2O3溶液的浓度观察反应速率的快慢 ②实验操作： ③实验现象：硫代硫酸钠溶液的浓度越大，产生沉淀和气体的速率就越快。 ④实验结论：其他条件相同时，增大反应物浓度，反应速率增大；减小反应物的浓度，反应速率减小。 2．压强对反应速的影响 (1)影响规律： 对于有气体参加的反应，其他条件不变时，增大压强，气体体积减小，相当于增大反应物的浓度，化学反应速率增大。减小压强，气体体积增大，相当于减小反应物的浓度，化学反应速率减小。 (2)适用范围： 压强对反应速率的影响可以归结为浓度改变对反应速率的影响，适用于有气体参加的反应，对于固体、液体之间或溶液中的反应影响很小。 3．温度对反应速的影响 (1)实验探究温度对反应速率的影响 ①实验原理：2KMnO4＋5H2C2O4＋3H2SO4===2MnSO4＋K2SO4＋10CO2↑＋8H2O 通过改变反应温度观察反应速率的快慢 ②实验操作： ③实验现象：溶液紫红色褪去所需时间长短：甲>乙>丙 ④实验结论：反应物的温度越高，反应速率越快 (2)影响规律：其他条件相同时，升高温度，化学反应速率增大；降低温度，化学反应速率减小。 4．催化剂对反应速率的影响 (1)实验探究催化剂对反应速率的影响 ①实验原理：2H2O22H2O＋O2↑ 通过使用不同催化剂观察反应速率的快慢 ②实验操作： ③实验现象：加入MnO2的试管中产生气泡的速率比加入FeCl3溶液的快。 (2)催化剂对反应速率的影响 影响规律：当其他条件不变时，使用催化剂，化学反应速率增大。 5.其他因素对化学反应速率的影响 （1）增大反应物之间的接触面积，反应速率增大。如硫酸工业中，硫铁矿在焚烧前先用粉碎机粉碎，以增大矿石与氧气的接触面积，加快燃烧；三氧化硫吸收阶段，吸收塔填装瓷环，增大气液接触面积。 （2）光、电磁波、超声波等因素，也会对化学反应速率产生影响。 · 考点03 化学反应速率理论——碰撞理论和过渡态理论 （一）碰撞理论 1．碰撞理论 （1）碰撞理论要点：反应物分子间必须相互碰撞才有可能发生反应，反应速率的大小与单位时间内反应物分子碰撞次数成正比。 （2）有效碰撞的定义：能发生反应的碰撞。 （3）发生有效碰撞的条件： ①分子必须具有足够高的能量； ②分子在一定的方向上发生碰撞。 2．活化分子与活化能 （1）活化分子：能量较高，有可能发生有效碰撞的分子。 （2）活化能：活化分子的平均能量与所有分子的平均能量之差称为活化能。 3．基元反应 （1）基元反应：反应物分子经过一次碰撞就转化为产物分子的反应，称为基元反应，反应过程中没有任何中间物生成。 （2）复杂反应：经过两个或多个步骤完成的反应。 （3）基元反应的活化能与反应速率的关系 每个基元反应都有对应的活化能，活化能越大，活化分子所占比例越小，有效碰撞的比例就越小，化学反应速率越小。 （二）用碰撞理论解释浓度和压强对反应速率的影响 1．基元反应 （1）基元反应发生的条件 研究发现，大多数化学反应并不是经过简单碰撞就能完成的，而往往经过多个反应步骤才能实现。 如H2(g)+I2(g)===2HI(g)，经历了两步基元反应：I2===2I H2+2I===2HI 每一步反应都称为基元反应，这两个先后进行的基元反应反映了2HI= H2+ I2 的反应历程。反应历程又称反应机理。 基元反应发生的条件就是要发生有效碰撞。 （2）反应物、生成物的能量与活化能的关系 如图所示，是基元反应反应物和生成物的能量与活化能的关系，其中：E1表示正反应的活化能，E2表示逆反应的活化能；E1-E2表示反应热。 2．碰撞理论解释浓度和压强对反应速率的影响 （1）浓度对反应速率的影响 在其他条件不变时，对某一反应来说，活化分子百分数是一定的，即单位体积内的活化分子数与反应物的浓度成正比。当反应物的浓度增大时，单位体积内的分子数增多，单位体积内的活化分子数目增多，有效碰撞次数增多，反应速率增大。 增大浓度，单位体积内的活化分子数增大，活化分子的百分数不变。 （2）压强对反应速率的影响 对气体来说，若其他条件不变，增大压强，气体体积减小，就是增加单位体积里活化分子数，即增加反应物的浓度，因而增大化学反应的速率。 对于压强的改变，只有引起反应体系中气体反应物浓度的变化，才对反应速率产生影响。改变压强，其实质是改变了气体反应物的浓度。 （3）温度对反应速率的影响 在浓度一定时，升高温度，反应物分子的能量增大，使一部分原来能量较低的分子变成活化分子，从而增大了反应物分子中活化分子的百分数，使单位体积内活化分子数目增多，因而使反应速率增大。 此外，由于温度升高，会使分子的运动速率加快，这样单位时间里反应物分子间的碰撞次数增加，反应速率也会相应地加快。但前者是反应加快的主要原因。 （三）过渡态理论 1．过渡态理论的要点 过渡状态理论认为，化学反应不只是通过反应物分子之间简单碰撞就能完成的，而是在碰撞后先要经过一个中间的过渡状态，然后再分解为产物。 过渡状态的平均能量与反应物分子的平均能量的差为反应的活化能， Ea为正反应的活化能，Ea'为逆反应的活化能。 在过渡状态理论中，活化能的实质为反应进行所必须克服的势能垒。由此可见，过渡状态理论中活化能的定义与分子碰撞理论不同，但其含义实质上是一致的。 2．基元反应模型 （1）反应历程：一个化学反应自开始后所经历的过程称为反应历程。 （2）基元反应的逆反应也是基元反应，并且经过同一个过渡状态。 （3）复杂反应中的速率控制步骤决定了该反应的速率。 （四）过渡态理论解释催化剂对反应速率的影响 1.加入催化剂后反应历程 如图所示：反应A+B→AB的活化能为Ea，加入催化剂K后，反应分两步进行： ①A+K→AK      活化能为Ea1（慢反应） ②AK+B→AB+K       活化能为Ea2(快反应) 总反应：A+BAB 活化能为Ea1 可以看出，加入催化剂K后，两步反应的活化能Ea1和Ea2均小于原反应的活化能Ea，因此反应速率加快。仔细分析这两步反应可以看出：由于Ea1>Ea2，第1步反应是慢反应，是决定整个反应快慢的步骤，称为“定速步骤”或“决速步骤”，第1步反应越快，则整体反应速率就越快。因此对总反应来说，第一步反应的活化能Ea1就是在催化条件下总反应的活化能。 2．酶的催化作用 (1)酶的定义：酶是一种特殊的、具有催化活性的生物催化剂。 (2)酶的催化原理 酶的催化作用是酶与反应物先形成中间化合物，然后中间化合物分解成产物并释放酶。 (3)酶的催化特点 ①高效的催化活性； ②高度的选择性； ③特殊的温度效应。 第二单元 化学反应的方向与限度 · 考点01 化学反应的方向 （一）自发过程和自发反应 1．自发过程 (1)含义：在一定条件下，不用借助外力就可以自发进行的过程。 (2)特点 ①能量角度：体系趋向于从高能状态转变为低能状态(体系对外部做功或者释放热量)。 ②混乱度角度：在密闭条件下，体系有从有序自发转变为无序的倾向。 2．自发反应 (1)定义：在一定温度和压强下，无需外界帮助就能自动进行的化学反应。 (2)自发反应的特征。 ①具有方向性，即反应的某个方向在一定条件下是自发的，则其逆反应在该条件下肯定不自发。 ②体系趋向于从高能量状态转变为低能量状态。 ③体系趋向于从有序体系转变为无序体系。 （二）化学反应自发进行的判断依据 1.化学反应的自发性与反应焓变的关系 (1)放热反应：绝大多数都能自发进行，且反应放出的热量越多，体系能量降低得越多，反应越完全。 (2)吸热反应：有些也能自发进行。 结论：反应的焓变是影响化学反应能否自发进行的因素之一。 2.反应熵变与反应方向 (1)熵 ①定义：衡量一个体系混乱度的物理量，其符号为S。 ②特点：混乱度越大，体系越无序，体系的熵值就越大。 ③熵的比较 a.同一物质：S(高温)>S(低温)；S(g)>S(l)>S(s)。 b.相同条件下的不同物质：分子结构越复杂，熵值越大。 c.S(混合物)>S(纯净物)。 (2)熵变 ①定义：反应前后体系熵值的变化，记为ΔS。 ②计算式：ΔS＝S(生成物)－S(反应物)。 ③熵增或熵减的判断 a.物质由固态到液态、由液态到气态或由固态到气态的过程，ΔS>0，是熵增加的过程。 b.气体体积增大的反应，熵变通常都是ΔS>0，是熵增加的反应。 c.气体体积减小的反应，熵变通常都是ΔS<0，是熵减小的反应。 (3)熵变与反应方向 ①熵增加有利于反应的自发进行。 ②某些熵减小的反应在一定条件下也能自发进行。 结论：反应的熵变是与反应能否自发进行有关的一个因素，但不是唯一因素。 3.焓变、熵变与反应的方向 在温度、压强一定的条件下，自发反应总是向ΔH－TΔS<0的方向进行。 ΔH－TΔS<0，反应能自发进行； ΔH－TΔS＝0，反应达到平衡状态； ΔH－TΔS>0，反应不能自发进行。 · 考点02 化学平衡状态 （一）可逆反应 1．可逆反应 可逆反应是指在相同条件下，既能向正反应方向进行，又能向逆反应方向同时进行的化学反应。 2．可逆反应的特征 (1)同一条件下，正反应和逆反应同时发生、同时存在。 (2)反应不能进行到底，反应物不能实现完全转化。 (3)反应体系中，与化学反应有关的各种物质同存于同一反应体系。 (4)反应达到限度时，反应仍在进行，没有停止。 3．证明一个反应是否可逆反应的方法 （1）如果有两种以上的反应物，其中一种反应物必须过量，一般容易检验的反应物不足，另一种反应物过量。 （2）分别检验不过量的反应物和其中一种生成物是否存在，如果都存在，说明该反应时可逆反应。 （二）化学平衡状态 1．化学平衡状态的建立 在反应物转化为生成物的一瞬间，逆反应开始进行。 反应开始时，反应物的浓度最大，正反应速率最大，由于生成物浓度很小，逆反应速率很小。 随着反应的进行，反应物浓度逐渐减小，正反应速率随着反应物浓度的下降逐渐变小；生成物浓度逐渐增大，逆反应速率随着生成物浓度的上升不断增大。 当正反应速率与逆反应速率相等时，达到一种平衡状态，反应物的浓度和生成物的浓度不再改变，正反应和逆反应都没有停止。 2．化学平衡状态 （1）化学平衡状态的概念 当外界条件不变时，可逆反应进行到一定程度，正、逆两个方向的反应速率相等，反应物和生成物的浓度不再随时间的变化而发生变化的状态称为化学平衡状态。 （2）化学平衡的特征可以概括为逆、等、动、定、变。 ①逆：研究的对象是可逆反应。 ②等：化学平衡的条件是v正和v逆相等。 ③动：化学平衡是一种动态平衡，此时反应并未停止。 ④定：当可逆反应达到平衡时，各组分的质量(或浓度)为一定值。 ⑤变：若外界条件改变，平衡可能发生改变，并在新条件下建立新的平衡。 · 考点03 化学平衡常数和平衡转化率 1．化学平衡常数的定义 对于可逆反应：aA(g)+bB(g) cC(g)+dD(g)，在温度一定时，无论起始浓度如何，反应达到平衡后，各物质的物质的量浓度满足以下关系式： K= 该结果是一个常数，此常数称为化学平衡常数。 固体、纯液体、水溶液中水的浓度可视为定值，其浓度不列入平衡常数表达式。 2．化学平衡常数的意义 (1)K值的大小反映了化学反应的进行程度 (即反应限度)。K值越大，说明正反应可以进行得越完全；K值越小，说明正反应可以进行得越不完全。 (2)K只受温度的影响，与反应物或生成物的浓度变化无关。 3．平衡常数的表达式的书写 (1)纯液体和固体的浓度为常数，不写入平衡常数表达式。 例如：C(s)＋H2O(g) CO(g)＋H2(g) K＝； FeO(s)＋CO(g) Fe(s)＋CO2(g)　K＝。 (2)书写形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=； N2(g)＋H2(g) NH3(g)的平衡常数为K2=； NH3(g) N2(g)＋H2(g)的平衡常数为K3=。 则K1和K2的关系式为K1=K22；K2和K3的关系式为：K2·K3=1；K1和K3的关系式为：K1=。 3．平衡转化率 (1)某一反应的平衡转化率α等于该物质在反应中的已转化量（如物质的量、物质的量浓度等）与该物质起始总量的比值，可表示为： α = ×100% (2)反应的平衡转化率表示在一定温度和一定起始浓度下反应进行的限度。 第三单元 化学平衡的移动 · 考点01 化学平衡的移动 1.定义 当平衡体系条件改变时，原有平衡状态被破坏，一段时间后会达到新的平衡状态。从一个平衡状态变为另一个平衡状态，称为化学平衡的移动。 2．化学平衡移动的实质 (1)当一个可逆反应达到平衡后，如果浓度、压强、温度等反应条件改变，原来的平衡状态被破坏，化学平衡会移动，在一段时间后会达到新的化学平衡状态。 (2)实质：改变条件后，①v正≠v逆，②各组分的百分含量发生改变。 3.化学平衡移动的方向 条件改变 4.图示表示 5．用浓度商判断化学平衡移动的方向 (1)浓度商的表达式： 对于可逆反应：aA+bBcC+dD，浓度商表示为： Qc= (2)计算浓度商Qc只需代入各物质在某一时刻（不一定是平衡状态）的物质的量浓度，计算平衡常数K必须代入各物质在平衡状态时的物质的量浓度。 (3)利用浓度商判断平衡移动的方向 在一定温度下、任意时刻，比较浓度商与平衡常数的相对大小，可以判断反应体系平衡移动情况。 Qc<K，平衡向正反应方向移动； Qc＝K，体系处于平衡状态； Qc>K，平衡向逆反应方向移动。 · 考点02 浓度、压强和温度变化对化学平衡的影响 1．浓度变化对化学平衡移动的影响 (1)实验探究浓度变化对化学平衡的影响 按表中实验操作步骤完成实验，观察实验现象，填写下表： 实验原理 实验步骤 实验1　向试管中加入4 mL 0.1 mol·L－1 K2Cr2O7溶液，再滴加数滴1 mol·L－1 NaOH溶液，观察溶液颜色的变化。 实验2　将上述溶液分成两份，向其中一份中滴加1 mol·L－1 HNO3溶液，观察溶液颜色的变化，并和另一份溶液作对比。 实验现象 实验1中溶液由橙色变为黄色，实验2中加入HNO3的试管中溶液由黄色变为橙色，另一份不变色 实验结论 NaOH溶液使c(H＋)变小，平衡向正反应方向移动；HNO3溶液使c(H＋)增大，平衡向逆反应方向移动 (2)浓度变化对化学平衡的影响规律 ①其他条件不变，增大反应物浓度或减小生成物浓度，平衡向正反应方向移动；减小反应物浓度或增大生成物浓度，平衡向逆反应方向方向移动。 ②仅增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，化学平衡不移动。 ③在溶液中进行的反应，改变未参加反应的离子的浓度，化学平衡不移动。 2．压强变化对化学平衡的影响 (1)压强变化对化学平衡的影响原因 若将有气体参加的可逆反应简单表示为：aA(g)bB(g)，则平衡常数K= 减小容器的体积以增大压强，反应物和生成物的浓度同时增大。 若a>b，Qc<K，平衡向正反应方向移动； 若a=b，Qc=K，平衡不移动； 若a<b，Qc>K，平衡向逆反应方向移动。 (2)压强变化对化学平衡的影响规律 增大压强，平衡向气体分子数目减小的方向移动； 减小压强，平衡向气体分子数目增大的方向移动。 对于反应前后气体分子数目不变的反应，增大压强时，改变反应体系的压强，平衡不发生移动。 3．温度变化对化学平衡的影响 (1)实验探究温度变化对化学平衡的影响 实验步骤 ①取一支试管向其中加入少量CoCl2晶体，加入浓盐酸使其全部溶解； ②加水至溶液呈紫色； ③将上述溶液分别装于三支试管中，分别置于热水、冰水和室温下 实验现象 室温下试管内液体呈紫色；热水中试管内液体呈蓝色，冰水中试管内液体呈粉红色 结论(平衡移动的方向) 室温平衡不移动，温度升高平衡向正反应方向移动(即吸热方向)，降低温度平衡向逆反应方向移动(即放热方向) (2)温度变化对化学平衡影响的规律 mA(g)＋nB(g)pC(g)，当反应达平衡后，若温度改变，其反应速率的变化曲线分别如下图所示： (1)图①表示的温度变化是升高，平衡移动方向是逆反应方向。 (2)图②表示的温度变化是降低，平衡移动方向是正反应方向。 (3)正反应是放热反应，逆反应是吸热反应。 温度升高，平衡向吸热反应方向移动；温度降低，平衡向放热反应方向移动。 (3)改变温度对平衡常数的影响 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。 · 考点03 勒夏特列原理及应用 1．化学平衡移动原理（勒夏特列原理） (1)改变影响化学平衡的一个因素(如浓度、温度、压强)，平衡将向着能够减弱这种改变的方向移动。 (2)勒夏特列原理仅适用于已达到平衡的反应体系，对不可逆过程或未达到平衡的可逆过程均不能使用。 2．勒夏特列原理的应用 工业合成氨反应：N2(g)＋3H2(g)2NH3(g) ΔH＝－92.4 kJ·mol－1 措施 原因 在反应中注入过量的N2 促进平衡正向移动，提高H2的转化率 采用适当的催化剂 加快反应速率 在高压下进行反应 有利于平衡向正反应方向移动 在较高温度下进行反应 加快反应速率同时提高催化剂的活性 不断将氨液化，并移去液氨 有利于平衡向正反应方向移动 · 考点04 化学反应速率和平衡图像 （1） 化学反应速率图像 1．浓度对化学平衡影响分析 化学平衡 aA＋bBcC＋dD(A、B、C、D均不是固体或纯液体物质) 浓度变化 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正瞬间增大后逐渐减小，v逆先不变后增大 v正瞬间减小后逐渐增大，v逆先不变减小 v逆瞬间增大后逐渐减小，v正先不变后增大 v逆瞬间减小后逐渐增大，v正先不变后减小 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 影响 规律根据浓度变化判断： 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；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使化学平衡向逆反应方向移动 2.压强对化学平衡影响的分析[以aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)平衡为例] 计量数关系 a＋b＞c＋d a＋b＜c＋d 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 规律总结 (1)对于有气体参加的可逆反应，当达到平衡时，在其他条件不变的情况下，增大压强(减小容器的容积)，平衡向气态物质减少的方向移动；减小压强(增大容器的容积)，平衡向气态物质增多的方向移动。 (2)对于反应前后气体的总体积没有变化的可逆反应，改变压强，平衡不移动 3.温度对化学平衡影响的分析 化学平衡 aA＋bBcC＋dDΔH＞0 aA＋bBcC＋dDΔH＜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′正＜v′逆 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 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 规律总结 在其他条件不变的情况下，升高温度，平衡向吸热反应方向移动；降低温度，平衡向放热反应方向移动 4.催化剂对化学平衡的影响 　　加入催化剂能同等程度地改变化学反应的正、逆反应速率，但化学平衡不移动。 其图像(v-t图像)如下： （二）化学平衡图像 1．速率—时间图像(v－t图像) （1）正反应速率突变，逆反应速率渐变，v′正＞v′逆，说明是增大了反应物的浓度，使正反应速率突变，且平衡正向移动。 （2）v正、v逆都是突然减小的，v′正＞v′逆，平衡正向移动，说明该反应的正反应可能是放热反应或气体分子数目增大的反应，改变的条件是降低温度或减小压强。 （3）v正、v逆都是突然增大的，并且v正、v逆增大程度相同，说明该化学平衡没有发生移动，可能是使用了催化剂，也可能是对反应前后气体气体分子数目不变的反应增大压强(压缩体积)。 2．百分含量(或转化率)—时间—温度(或压强)图像 （1）T2＞T1，温度升高，平衡逆向移动，正反应是放热反应。 （2）p2＞p1，压强增大，A(反应物)的转化率减小，说明正反应是气体分子数目增大的反应。 （3）生成物C的百分含量不变，说明平衡不发生移动，但反应速率a＞b，故a可能使用了催化剂；若该反应是反应前后气体分子数目的可逆反应，a也可能是增大了压强(压缩体积)。 3．百分含量(或转化率)—压强—温度图像 压强不变时，生成物C的百分含量随温度T的升高而逐渐减小，说明正反应是放热反应； 温度T不变，做横坐标的垂线，与压强线出现两个交点，分析生成物C的百分含量随压强p的变化可以发现，压强增大，生成物C的百分含量增大，说明正反应是气体分子数目减小的反应。 4．物质的量 (浓度)—时间图像(n/c－t图像) 在2 L刚性密闭容器中，某一反应有关物质A(g)、B(g)、C(g)的物质的量变化如图所示。根据图像回答下列问题： (1)横坐标表示反应过程中时间变化，纵坐标表示反应过程中物质的物质的量的变化。 (2)该反应的化学方程式是3A(g)＋B(g)2C(g)。 (3)在反应达2 min时，正反应速率与逆反应速率之间的关系是相等。 (4)若用A物质的量浓度的变化，表示反应达平衡(2 min)时的正反应速率是0.15mol·L－1·min－1。 5.速率－温度(压强)图 　　这类图有两种情况：一是不隐含时间因素的速率－时间图，二是隐含时间变化的速率－时间图。以2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)　ΔH<0为例，v-T(p)图如图： 6．其它图像 图像（1）：t1点时，C的含量的增加量为状态Ⅰ大于状态Ⅱ；条件改变时，平衡不发生移动。所以，条件Ⅰ有两种可能：①使用催化剂；②增大压强，且满足m＋n＝x＋q。 图像（2）：T1为平衡点；T1点以前，v正>v逆，没有达到化学平衡状态，T1点以后，随着温度的升高，C的含量减小，表示化学平衡向逆反应方向移动，正反应为放热反应，ΔH<0。 图像（3）：p1为平衡点；p1点以前，v正>v逆，反应没有达到化学平衡状态； p1点以后，随着压强的增大，C的含量减小，表示化学平衡向逆反应方向移动，逆反应为气体分子数减小的反应，即m＋n<x＋q。图像（4）对于化学反应mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)，L线上所有的点都是平衡点(如图)。 L线的左上方(E点)，A的百分含量大于此压强时平衡体系的A的百分含量，所以，E点v正>v逆；则L线的右下方(F点)，v正＜v逆。 · 易错点01 化学反应速率的表示方法 1.在一定温度下，固体和纯液体物质，其单位体积里的物质的量保持不变，即物质的量浓度为常数，因此它们的化学反应速率也被视为常数。由此可知，现在采用的表示化学反应速率的方法还有一定的局限性。 2.化学反应速率可用单位时间内反应体系中反应物或生成物浓度的变化来表示，一般是以最容易测定的一种物质表示，书写时应标明是什么物质的反应速率。 3.无论是用某一反应物表示还是用某一生成物表示，由于Δc是取浓度变化的绝对值，因此，化学反应速率都取正值。 4.一般来说在反应过程中都不是等速进行的，因此某一时间内的反应速率实际上是这一段时间内的平均速率。 5.在同一反应中，用不同的物质表示同一时间内的反应速率时，其数值可能不同，但这些数值所表达的意义是相同的即都是表示同一反应的速率。各物质表示的反应速率的数值有相互关系，彼此可以根据化学方程式中的各化学计量数进行换算。 【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．在同一化学反应中，化学反应速率可以用反应物浓度的改变来表示，也可以用生成物浓度的改变来表示，其数值可能相同，也可能不相同。( × ) 3．化学反应速率是指一定时间内任何一种反应物物质的量的减少或任何一种生成物物质的量的增加。( × ) 4．合成氨反应中，5s末v(N2)=0.5 mol·L-1·s-1时，v(NH3)=1 mol·L-1·s-1。( × ) 5．化学反应速率与反应历程有关，相同的反应，条件不同反应历程不同，化学反应速率也不同。( √ ) 6．在反应中，5s末时，。( × ) 7．化学反应速率表示某一时刻的瞬时速率。( × ) 8．在化学反应中，一般不用固体来表示反应速率。( √ ) 9．在可逆反应中，正反应的化学反应速率是正值，逆反应的化学反应速率是负值。( × ) 10．在同一个反应中，各物质的反应速率之比等于其化学方程式中的化学计量数之比。( √ ) · 易错点02 影响化学反应速率的因素 1．外部因素(其他条件不变，只改变一个条件) (1)浓度：增大反应物浓度，反应速率加快，反之减慢； (2)压强：对于有气体参加的反应，增大压强，反应速率加快，反之减慢； (3)温度：升高温度，反应速率加快，反之减慢； (4)催化剂：使用催化剂，反应速率显著加快。 (5)其他因素：增大反应物间的接触面积，反应速率加快，另外光、电磁波、超声波等因素也会对反应速率产生影响。 2.(1)浓度对化学平衡的影响中的“浓度”是指与反应有关的气体或溶液中实际参加反应的离子的浓度。 (2)有固体参加的可逆反应，增加固体的量不会对化学平衡造成影响。 (3)在工业生产中，常通过适当增大廉价的反应物的浓度，使化学平衡向正反应方向移动，可提高价格较高原料的转化率，从而降低生产成本。 3.(1)因为任何化学反应都伴随着能量的变化(放热或吸热)，所以任何可逆反应的化学平衡状态都受温度的影响。 (2)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。 【判断对错】 1.适当增大反应物的浓度或升高温度一定能加快正反应速率。( √ ) 2．将氨从混合气中分离，可加快反应速率，且有利于化学平衡向合成氨的方向移动。( × ) 3．改变压强，化学反应速率一定改变，平衡一定移动。( × ) 4．有气体参加的化学反应，若增大压强(即缩小反应容器的体积)，可增加活化分子的百分数，从而使反应速率增大。( × ) 5．升高温度可以加快反应速率，且有利于化学平衡向合成氨的方向移动。( × ) 6．升高温度能使化学反应速率增大，主要原因是增大了反应物分子中活化分子的百分数。( √ ) 7．二氧化锰在过氧化氢的分解前后质量减少。( × ) 8．氟利昂破坏臭氧层的过程中氯原子是催化剂。( √ ) 9．碳酸钙与盐酸的反应过程中，增加CaCO3固体的量，反应速率不变，但把CaCO3固体粉碎后再加入可以加快反应速率。( √ ) 10．使用催化剂可改变反应速率，从而改变该反应过程中吸收或放出的热量。( × ) · 易错点03 反应自发性 1.ΔH-TΔS只能应用于温度、压强一定的条件下的化学反应，不能用于其他条件。 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.在讨论过程的方向时，指的是没有外界干扰的体系。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。如高温下石灰石分解，高温高压下石墨转化为金刚石，实现的先决条件是要向体系中输入能量，该过程本质仍然是非直发的。 4.反应的自发性也受外界条件的影响。如常温下石灰石分解是非自发的，但在1273K时，这一反应是自发的。 【判断对错】 1.当温度升高时，吸热且熵增加的反应一定能自发进行。( × ) 2．由焓判据和熵判据组合而成的复合判据，将更适合于所有的过程。( × ) 3．吸热且熵增加的反应，温度越低反应越可能自发进行。( × ) 4．CaCO3(s) CaO(s)＋CO2(g)是一个熵减过程。( × ) 5．-10 ℃的水结成冰，可用熵变的判据来解释反应的自发性。( × ) 6．合成氨反应在高温下能自发进行。( × ) 7．的反应，任何温度下都不能自发进行。( √ ) 8． CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g)室温下不能自发进行，说明该反应的△H<0。( × ) 9．常温下，晶体与晶体的反应可自发进行。( √ ) 10．在室温下不能自发进行，说明该反应的。( × ) · 易错点04 化学平衡状态 1.化学平衡判断方法 （1）v正＝v逆： 以容积不变的密闭容器中的反应N2+3H22NH3为例： 在一定条件下，若符合下列条件之一，则反应达到平衡状态。 ①同一物质：该物质的生成速率等于它的消耗速率，如有m mol N2消耗同时生成m mol N2。 ②不同的物质：不同物质的速率之比等于化学方程式中的化学计量数之比，但必须是不同方向的速率，即必须是一个v正一个是v逆，且两者之比等于化学计量数之比，如有m mol N≡N键断裂就有3m mol H-H键生成。 （2）对于体系中的各组成成分： 以容积不变的密闭容器中的反应mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)为例： 在一定条件下，若符合下列条件之一，则反应一定达到平衡状态。 ①质量或质量分数不变。 ②物质的量、物质的量浓度、物质的量分数或体积分数不变。 （3）对于体系中的混合物 以反应mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)为例： ①若m＋n≠p＋q，恒温恒容下气体的总物质的量不变、总压强不变、平均相对分子质量不变和恒温恒压下气体的密度不变都可以说明反应达到了平衡状态。 ②若m＋n＝p＋q，不管是否达到平衡状态，气体总体积、总压强、总物质的量始终保持不变，从而平均摩尔质量(相对分子质量)、气体密度总是保持不变(r＝m/n，ρ＝m/V)，因此这五项都不能作为判断反应是否达到平衡状态的依据。 （3）对于有固体或液体物质参与的反应，如aA(s)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)： A．气体质量不变，达到平衡状态； B．若b≠c＋d，则气体的总物质的量、气体的平均相对分子质量、总压强、气体的平均密度不变均说明已达到平衡状态； C．若b＝c＋d，则气体的总物质的量、总压强不变不能判断是否达到平衡状态，气体的平均相对分子质量、气体的平均密度不变能说明已达到平衡。 2.充入“惰气”对化学平衡的影响 恒温恒容条件下，充入“惰气”，体系中各物质的浓度没有发生变化，化学平衡不发生移动； 恒温恒压条件下，充入“惰气”，体系所占的体积增大，各物质的浓度减小，化学平衡向气体分子数目增大的方向移动 【判断对错】 1.一个反应的ΔH-TΔS=0，则该反应处于平衡状态。( √ ) 2．可逆反应中反应物的转化率不能达到100%。( √ ) 3．对于NO2(g)＋SO2(g)SO3(g)＋NO(g)反应，当每消耗1molSO3的同时生成1molNO2时，说明反应达到平衡状态。( × ) 4．当一个可逆反应达到平衡状态时，体系中只存在生成物。( × ) 5．对于反应2SO2(g)+O2(g)⇌2SO3(g)和I2(g)+H2(g)⇌2HI（g），在恒温恒容条件下，当压强或密度保持不变时，均能说明上述反应达到化学平衡状态。 ( × ) 6．化学反应达到最大限度时，正、逆反应速率也达到最大且相等。( × ) 7． 改变条件，时平衡正向移动。( √ ) 8．所有的化学反应都存在化学平衡状态。( × ) 9．可逆反应中反应物与产物共存。( √ ) 10．平衡时反应已经达到最大限度，反应停止了。( × ) · 易错点05 化学平衡常数 1.在一定温度下，一个具体的化学反应，只有一个平衡常数，但不同反应物的平衡转化率可能不同。 2.多种反应物参加反应时，可通过增加一种反应物的浓度来提高另一种反应物的平衡转化率，而其本身的平衡转化率会降低。 3.利用浓度商判断平衡移动的方向 在一定温度下、任意时刻，比较浓度商与平衡常数的相对大小，可以判断反应体系平衡移动情况。 Qc<K，平衡向正反应方向移动； Qc＝K，体系处于平衡状态； Qc>K，平衡向逆反应方向移动。 【判断对错】 1.改变反应物浓度或反应产物浓度都会改变平衡常数K。( × ) 2．N2＋3H2⇌2NH3和N2＋H2⇌NH3的平衡常数表达式相同。( × ) 3．从平衡常数K的大小可以推断一个反应进行的程度。( √ ) 4．平衡常数K既与温度、反应物本身的性质有关，也与反应物浓度、压强有关。( × ) 5．在任何条件下，化学平衡常数都是一个恒定值。( × ) 6．反应：(g) ，在其他条件不变的情况下，升高温度、增大水蒸气的浓度均能提高的平衡转化率。( √ ) 7.可逆反应的平衡常数为。( × ) 8．化学平衡发生移动，平衡常数不一定发生变化。( √ ) 9.化学平衡正向移动，反应物的转化率一定增大。( × ) 10．平衡常数表达式中，物质的浓度可以是任一时刻的浓度。( × ) · 易错点06 化学平衡的影响的因素 1.浓度变化的化学平衡 (1)对平衡体系中的固体和纯液体，其浓度可看作常数，增大或减小固体或纯液体的量并不影响v正、v逆的大小，所以化学平衡不移动。 (2)“浓度对化学平衡移动的影响”中的“浓度”是指与反应有关的气体或溶液中参加反应的离子的浓度。 (3)对于离子平衡体系，注意离子浓度的改变方式，排除不参与反应的离子的干扰。 (4)只要是增大浓度，不论是增大反应物的浓度，还是生成物的浓度，新平衡状态下的反应速率一定大于原平衡状态的反应速率；减小浓度，新平衡状态下的反应速率一定小于原平衡状态的反应速率。 (5)反应物有两种或两种以上时，增加一种反应物的浓度，可提高另一种反应物的转化率，但是该物质本身的转化率降低。 2.压强变化对化学平衡移动影响的原因分析 (1)压强改变与浓度商(Qc)、K以及化学平衡移动间的关系 (2)压强改变与化学反应速率、化学平衡移动间的关系 3.催化剂对化学平衡的影响 (1)若反应aA(g)＋bBcC(g)＋dD(g)的a＋b＝c＋d，改变条件，平衡不移动但反应速率加快，可能是使用催化剂，或增大压强(反应前后气体体积不变)。 (2)催化剂不能使化学平衡发生移动，但可以改变达到平衡所需的时间。工业生产往往使用催化剂，其目的是增大化学反应速率，提高单位时间内的产量。 【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．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。( × ) 3．改变压强时，平衡一定发生移动。( × ) 4．温度改变，平衡一定发生移动。( √ ) 5．温度越高越利于合成氨反应平衡正向移动。( × ) 6．使用催化剂能提高合成氨反应物的平衡转化率。( × ) 7．合成氨反应中，压强越大越利于增大反应速率和平衡正向移动。( √ ) 8． 铁作催化剂可加快反应速率，且有利于化学平衡向合成氨的方向移动。( × ) 9．已达平衡的反应，当增大的浓度时，平衡向正反应方向移动，的转化率一定升高。( × ) 10．有气体参加的反应达到平衡状态时，在恒压反应器中充入稀有气体，平衡一定不移动。( × ) · 易错点07 勒夏特列原理 1.勒夏特列原理中的“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，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，例如从30 MPa加压到60 MPa，化学平衡向气体体积减小的方向移动，达到新的平衡状态时30 MPa<p<60 MPa。 ③若增大平衡体系Fe3＋(aq)＋3SCN－(aq)Fe(SCN)3(aq)中Fe3＋的浓度，例如由0.01 mol·L－1增至0.02 mol·L－1，平衡正向移动，则在新平衡状态下，0.01 mol·L－1<c(Fe3＋)<0.02 mol·L－1。 2.勒夏特列原理仅适用于已达平衡的反应体系，对不可逆过程或未达平衡的可逆过程均不能使用勒夏特列原理。此外勒夏特列原理对所有的动态平衡(如溶解平衡、电离平衡、水解平衡等)都适用。 【判断对错】 1． 已达平衡的反应，当增大的浓度时，平衡向正反应方向移动，的转化率一定升高。( × ) 2．，在平衡后，对平衡体系采取增大容积、减小压强的措施，因为平衡不移动，故体系颜色不变。( × ) 3．在FeCl3+3KSCN⇌Fe(SCN)3+3KCl平衡体系中，加入KCl固体，颜色变浅。( × ) · 方法1 化学反应速率的大小比较方法 1.归一法。 依据化学反应速率之比等于化学计量数之比，将同一反应中的用不同物质表示的反应速率，转化成用同一种物质表示的反应速率，然后直接依据数值进行比较。 2.比值法。 用各物质的量表示的反应速率除以对应各物质的化学计量数，然后再对求出的数值进行大小排序，数值大的反应速率快。例如：对于反应mA＋nBpC＋qD，若v(A)/m>v(B)/n，则反应速率A>B。 【例1】对于可逆反应A(g)+3B(g)⇌2C(g)+2D(g)，在不同条件下的化学反应速率如下，其中表示的反应速率最快的是 A．v(C)=0.2 mol·L-1·s-1 B．v(B)=0.1 mol·L-1·s-1 C．v(D)=6 mol·L-1·min-1 D．v(A)=5 mol·L-1·min-1 【答案】A 【详解】将各物质的反应速率统一换算为A的速率（单位：mol·L-1·s-1），比较大小： A． v(C)=0.2 mol·L-1·s-1，对应； B．v(B)=0.1 mol·L-1·s-1，对应； C．v(D)=6 mol·L-1·min-1，换算为秒，v(D)=0.1 mol·L-1·s-1，对应； D．v(A)=5 mol·L-1·min-1，换算为秒，； 所以反应速率最快的是A； 故答案选A。 · 方法2影响化学反应速率和化学平衡因素的实验设计 “控制变量法”的解题策略 (1)确定变量 解答这类题目时首先要认真审题，知道影响实验探究结果的因素有哪些。 (2)定多变一 在探究时，应该先确定其他因素不变，只改变一种因素，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，否则无法做出正确判断。 【例2】I：已知与溶液混合产生能使澄清石灰水变浑浊的无色气体。(忽略溶液混合引起的体积变化)通过测定溶液褪色所用时间来探究外界条件对反应速率的影响。装置(夹持装置略)如图。实验时将的苯溶液和溶液同时加入“甲”中，并不断搅拌。 编号 的苯溶液 溶液 水浴温度 A 含， 溶液20 mL B 含， 溶液20 mL C 含， 溶液20 mL (1)仪器“甲”的名称为 。实验A始终没有观察到溶液褪色，其原因是 。 (2)实验时为便于更好的观察溶液的颜色变化，可向溶液中加入几滴 (填物质名称)溶液。 (3)该实验探究了 对化学反应速率的影响。 II．某小组利用溶液和硫酸酸化的溶液反应来探究“外界条件对化学反应速率的影响”。实验室通过测定酸性溶液褪色所需时间来判断反应的快慢，该小组进行实验并记录如下： 【实验原理】 【实验内容及记录】 实验 编号 实验温 度 试管中所加试剂及其用量 溶液褪 至无色所 需时间 溶液 溶液 溶液 ① 25 3.0 2.0 3.0 1.5 ② 25 2.0 3.0 2.0 3.0 2.7 ③ 50 2.0 2.0 3.0 1.7 (4)表中 。 (5)探究温度对化学反应速率的影响，应选择实验 (填实验编号)，实验结论为 。 (6)利用实验①中的数据，计算用表示的化学反应速率为 。 【答案】(1) 三口烧瓶 过量 (2)淀粉 (3)反应温度和反应物浓度 (4)2.0 (5) ②③ 温度升高，反应速率增大 (6)0.01 【分析】用“控制变量法”探究影响反应速率的因素，只能让要探究的因素为变量，其它因素必须相同。实验A、C温度不同，B、C探究反应温度对化学反应速率的影响；实验A、B草酸钾浓度不同，A、B探究反应物浓度对化学反应速率的影响。 【详解】（1）根据装置图，仪器“甲”的名称为三口烧瓶。实验A中I2的物质的量为0.01mol，草酸钾的物质的量为0.008mol，0.008mol草酸钾只能还原0.008mol I2，I2过量，所以始终没有观察到溶液褪色。 （2）I2能使淀粉变蓝，实验时为便于更好的观察溶液的颜色变化，可向I2溶液中加入几滴淀粉溶液。 （3）A、C温度不同，A、B草酸钾浓度不同，根据“控制变量法”，可知该实验探究了反应温度和反应物浓度对化学反应速率的影响。 （4）研究外界条件对化学反应速率的影响时，应该设置试管中所加试剂的总体积相同，由实验②可知，总体积为2.0mL+3.0mL+2.0mL+3.0mL=10.0mL，则V1mL=10.0mL-3.0mL-2.0mL-3.0mL=2.0mL。 （5）探究温度对化学反应速率的影响，应该设置两组实验的温度不同，其他条件都要相同，应选择实验②③，温度越高，溶液褪至无色所需时间越短，说明温度升高，反应速率增大。 （6）实验①中草酸的物质的量为0.6mol•L-1×0.003L=0.0018mol，高锰酸钾的物质的量为0.05mol•L-1×0.003L=0.00015mol，草酸和高锰酸钾的物质的量之比为0.0018mol：0.00015mol=12：1，故草酸过量，高锰酸钾完全反应，混合后溶液中高锰酸钾的浓度为，这段时间内平均反应速率。 【例3】已知溶液中存在平衡：。溶液为橙色，溶液为黄色。为探究浓度对化学平衡的影响，某兴趣小组设计了下表所示的实验方案。 溶液 序号 试剂X 预期现象 实际现象 i 溶液 溶液变黄 溶液橙色加深 ii 溶液 溶液橙色加深 溶液颜色变浅 iii 滴浓盐酸 溶液橙色加深 溶液橙色加深 iv 滴溶液 溶液变黄 溶液变黄 (1)ⅰ~ⅳ中依据减少生成物浓度可导致平衡移动的原理设计的是 (填序号)。 (2)已知为黄色沉淀。某同学认为试剂X还可设计为溶液，加入该试剂后，平衡向着 (填“正反应”或“逆反应”)方向移动，溶液颜色将 (填“变深”、“变浅”或“不变”)。 (3)实验ⅰ没有观察到预期现象的原因是 ，实验ii的原因与其相似。 (4)通过实验iii和iv得出的结论为 。 (5)某同学认为将ⅲ中浓盐酸替换为浓硫酸也可得出相应的实验结论。用浓硫酸替换浓盐酸 (填“能”或“不能”)达到预期目的，理由是 。 (6)某同学查阅资料发现：溶液与浓盐酸可发生氧化还原反应，但实验i中没有观察到明显现象，小组同学设计了一个实验，验证了该反应的发生： 取浓盐酸，向其中加入15滴溶液，一段时间后，溶液变为绿色(CrCl3水溶液呈绿色)，有黄绿色气体生成。写出发生反应的化学方程式 。 【答案】(1)ⅳ (2) 正反应 变浅 (3)根据平衡移动原理，实验ⅰ中，增大反应物浓度，平衡正向移动，使反应物浓度有所减少，但仍高于变化前，所以溶液橙色加深 (4)增大生成物浓度，平衡逆向移动或减小生成物浓度，平衡正向移动 (5) 不能 浓硫酸溶于水放出大量的热，平衡会逆向移动，所以溶液橙色加深，不能说明是由于氢离子浓度的增大使平衡逆向移动 (6) 【详解】（1）根据反应：可知，i中加入溶液，增加的是反应物重铬酸根浓度，平衡正向移动；ii中加入溶液增加的是生成物铬酸根浓度，平衡逆向移动；iii加入滴浓盐酸，增加的是生成物氢离子浓度，平衡逆向移动；iv中加入滴溶液，消耗了生成物氢离子浓度，平衡正向移动；故ⅰ~ⅳ中依据减少生成物浓度可导致平衡移动的原理设计的是ⅳ； （2）由溶液为橙色，溶液为黄色，为黄色沉淀。向平衡体系中加入溶液，生成黄色沉淀，铬酸根浓度减小，平衡正向移动，溶液颜色变浅； （3）由平衡可知，加入溶液后，增加的是反应物重铬酸根浓度，平衡正向移动，但移动的程度很小，使得溶液中重铬酸根浓度增大比移动消耗的重铬酸根的浓度多，所以溶液橙色加深； （4）实验iii加入滴浓盐酸，增加的是生成物氢离子浓度，平衡逆向移动；实验iv中加入滴溶液，消耗了生成物氢离子浓度，平衡正向移动；由此得出增大生成物浓度，平衡逆向移动或减小生成物浓度，平衡正向移动； （5）浓硫酸溶于水放出大量的热，平衡会逆向移动，所以溶液橙色加深，不能说明由于氢离子浓度的增大使平衡逆向移动；故不能用浓硫酸替换浓盐酸； （6）取浓盐酸，向其中加入15滴溶液，一段时间后，溶液变为绿色(CrCl3水溶液呈绿色)，有黄绿色气体生成，故其反应的化学方程式为：； · 方法3 反应自发性判断方法 在温度、压强一定的条件下，自发反应总是向ΔH－TΔS<0的方向进行。 ΔH－TΔS<0，反应能自发进行； ΔH－TΔS＝0，反应达到平衡状态； ΔH－TΔS>0，反应不能自发进行。 【例4】结合图像，下列说法正确的是 A． ΔH1 该反应是焓增熵减的过程 B． ΔH2，  ΔH1<0.5ΔH2 C．时，能自发 D．时，不能自发 【答案】B 【详解】A．为燃烧反应，燃烧反应均放热，（焓减）；该反应的恒等于-400 kJ/mol，根据是自发反应的原则，可知该反应的，A错误； B．反应①，反应②。根据盖斯定律，是放热反应，，即，B正确； C．时，反应的对应图像中最上方虚线，此时，反应不能自发，C错误； D．时，目标反应可由和相加得到，图像可知，时，，且，因此总，反应能自发，D错误； 故选B。 · 方法4 化学平衡状态判断方法 1．判断依据 (1)正反应与逆反应速率相等：v正＝v逆 ①对同一物质，该物质的生成速率等于它的消耗速率。 ②对不同物质，速率之比等于方程式中的化学计量数之比，但必须是不同方向的速率。 (2)反应混合物中各组分的质量或浓度保持不变。 可逆反应具备这两个依据之一(同时另一条件肯定也满足)，则就达到了化学平衡状态，否则就没达到。 【例5】在一个不传热的固定容积的密闭容器中，可逆反应，当m、n、p、q为任意整数时，下列说法一定能说明反应已达到平衡有几个 ①体系的密度不再改变        ②体系的温度不再改变 ③各组分的浓度相等        ④各组分的质量分数不再改变 ⑤反应速率    ⑥ ⑦体系气体平均相对分子质量不再改变 A．2 B．3 C．4 D．5 【答案】B 【详解】①密度是否变化取决于总物质的体积和总质量的变化，固定容积体积不变，质量不变，密度为恒值，不能用来说明反应已达到平衡，①错误； ②不传热的固定容积中，温度为变量，当体系的温度不再改变时，表明正逆反应速率相等，达到平衡状态，②正确； ③各组分的浓度相等，无法判断各组分的浓度是否继续变化，则无法判断是否达到平衡状态，③错误； ④各组分的质量分数不再改变，表明正逆反应速率相等，该反应达到平衡状态，④正确； ⑤反应速率与化学计量数成正比，则反应速率始终满足v(A)：v(B)＝m：n，无法判断是否达到平衡状态，⑤错误； ⑥表示的是正逆反应速率，且满足化学计量数关系，说明达到平衡状态，⑥正确； ⑦m、n、p、q不确定，无法判断体系气体的平均相对分子质量是否为变量，则无法判断平衡状态，⑦错误； 故选B。 · 方法5 化学平衡的计算方法 化学平衡的有关计算一般采用“三段式： 1．计算模式 　　　　　　 aA(g) ＋ bB(g ) cC(g)＋dD(g) c(初)(mol·L－1) x y 0 0 Δc(mol·L－1) am bm cm dm c(平)(mol·L－1) x-am y-bm cm dm (2)解题思路 ①设未知数：具体题目要具体分析，一般设某物质的转化量或转化率为x。 ②确定三个量：根据反应物、生成物及变化量三者之间的关系，代入未知数确定平衡体系中各物质的起始量、变化量、平衡量并按（1）中“模式”列表。 ③解题设问题：明确了“始”、“变”、“平”三个量的具体数值，再根据相应关系求平衡时某成分的浓度、反应物转化率等，求出题目答案。 【例6】回答下列与环境有关的问题： (1)在汽车排气系统中安装三元催化转化器，可发生下列反应：2NO(g)＋2CO(g)2CO2(g)＋N2(g)。在某恒容密闭容器中通入等物质的量的CO和NO，在不同温度(T)下发生上述反应时，c(CO)随时间(t)的变化曲线如图所示： ①温度为T1时，平衡常数K= (填计算结果的数值) ②温度为T2时，反应达到平衡时NO的转化率为 。 (2)某小组往一恒温恒压容器中充入9molN2和23molH2模拟合成氨的反应，下图为不同温度下平衡混合物中氨气的体积分数与总压强(p)的关系图。若体系在T2、60MPa下达到平衡。 ①此时H2的平衡分压为 MPa (分压=总压×物质的量分数) ②列式计算此时的平衡常数Kp= 。(用平衡分压代替平衡浓度计算，保留2位有效数字) 【答案】(1) 80 95.0% (2) 15 0.043(MPa)-2 【详解】（1）①温度为T1时，由题干图示信息可知，三段式分析为：，故平衡常数K===80，故答案为：80； ②温度为T2时，由题干图示信息可知，三段式分析为：，反应达到平衡时NO的转化率为×100%=95.0%，故答案为：95.0%； （2）由题干图像信息可知，若体系在T2、60MPa下达到平衡，氨气的体积分数为60%，根据三段式分析为：，则有×100%=60%，解得x=6mol； ①此时H2的平衡分压为=15MPa，故答案为：15； ②由上述分析可知，N2的平衡分压为9MPa，NH3的平衡分压为36MPa，则列式计算此时的平衡常数Kp===0.043(MPa)-2，故答案为：0.043(MPa)-2。 · 方法6 化学平衡图像解题方法 化学平衡图像解题方法 1.“先拐先平数值大” 　　在化学平衡图像中，先出现拐点的反应则先达到平衡，先出现拐点的曲线表示的温度较高(如图Ⅰ中T2>T1)、压强较大(如图Ⅱ中p2>p1)或使用了催化剂(如图Ⅲ中a使用了催化剂)。 Ⅰ.表示T2>T1，温度升高，生成物C的百分含量降低，平衡逆向移动，说明正反应是放热反应。 Ⅱ.表示p2>p1，压强增大，反应物A的转化率减小，平衡逆向移动，说明正反应是气体分子数目增大的反应。 Ⅲ.生成物C的百分含量不变，说明平衡不发生移动，但反应速率a>b，故a使用了催化剂；也可能该反应是反应前后气体分子数目不变的可逆反应，a增大了压强(压缩体积)。 2.“定一议二” 　　在化学平衡图像中，讨论三个量之间的关系，先确定其中一个量(看曲线趋势或作辅助线)，再讨论另两个的关系，从而得到反应热或气体分子数信息。 3.化学平衡图像解题分析方法 (1)无论是反应速率图像还是平衡图像，都要清楚纵、横坐标的含义，都要与化学原理相联系，特别是与平衡移动原理相联系。 (2)三步分析法：一看反应速率是增大还是减小；二看v正、v逆的相对大小；三看化学平衡移动的方向。 (3)四要素分析法：看曲线的起点；看曲线的变化趋势；看曲线的转折点；看曲线的终点。 (4)先拐先平：可逆反应mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，在转化率－时间曲线中，先出现拐点的曲线先达到平衡，这表示反应的温度高或压强大。 (5)定一议二：图像中有三个量时，先确定一个量不变，再讨论另外两个量的关系。 【例7】下列关于图像的解释或得出的结论不正确的是 A．由甲图可知，反应在时可能改变压强 B．由乙图可知A点， C．由丙图可知，正反应活化能小于逆反应活化能 D．由丁图可知A点 【答案】D 【详解】A．甲图中时，且反应速率增大。若反应前后气体分子数不变，改变压强（增大或减小压强），正、逆反应速率会同等程度改变，平衡不移动，所以反应在时可能改变压强，A正确； B．乙图中，曲线上B点表示在此温度下反应达到平衡时所能达到的最大转化率，A点位于曲线以上，表示超过该温度下的最大转化率，此时平衡会向逆反应方向移动，，B正确； C．丙图中，反应物总能量高于生成物总能量，反应为放热反应。正反应活化能是反应物到过渡态的能量差，逆反应活化能是生成物到过渡态的能量差，所以正反应活化能小于逆反应活化能，C正确； D．丁图中A点是两曲线的交点，说明此时c(反应物)=c(生成物)，不一定达到平衡状态，D错误； 故答案选D。 【例8】已知化学反应，下列有关外界条件改变对该反应的速率和平衡的影响图像正确的是 A．由图a可知该反应的正反应为吸热反应 B．由图b可知：m+n＞p C．若反应在绝热条件下正向发生，由图c可知该反应为吸热反应 D．由图d可知：a曲线一定是加入了催化剂 【答案】B 【详解】A．图a为折线图，先出现拐点者先达到平衡，说明其反应速率快，反应速率快说明对应的温度高或压强大，故图a中T1＞T2，对比两条曲线发现，平衡时温度越高，C%越少，说明温度升高，平衡逆向移动，根据勒夏特列原理，推得逆向为吸热反应，正反应为放热反应，故A错误； B．比较m+n与p大小关系，需考虑压强对平衡移动的影响，根据图b,压强增大，C%升高，说明平衡正向移动，根据勒夏特列原理，推得m+n＞p，故B正确； C．根据图c,反应起始一段时间速率加快，由于反应开始后，浓度是一直减小的，故不可能是浓度的原因，联想到绝热体系，可能是因为温度升高导致反应速率加快，说明该反应为放热反应，故C错误； D．图d说明a对应改变的条件不影响平衡移动，可能是使用了催化剂，也可能是m+n=p，加压，所以曲线a不一定是加入了催化剂，故D错误； 故选：B。 学科网（北京）股份有限公司8 / 13 学科网（北京）股份有限公司 $ 专题02化学反应速率与化学平衡 期中知识清单 第一单元 化学反应速率 · 考点01 化学反应速率的表示方法 1．化学反应速率的概念及其数学表达式 (1)概念。 化学反应速率是定量描述化学反应进行 的物理量。通常用单位时间内 的减少或 的增加来表示。 (2)数学表达式为v＝或v＝。 (3)单位常用 或 表示。 2．同一反应中不同物质的化学反应速率的表示 对任意一个化学反应mA＋nB===pY＋qZ，反应体系中各物质的浓度分别表示为c(A)、c(B)、c(Y)和c(Z)，则反应速率分别表示为v(A)＝ ，v(B)＝ ，v(Y)＝ ，v(Z)＝ 。 同一时间内，各物质浓度变化量之比等于 ，即Δc(A)：Δc(B)：Δc(Y)：Δc(Z)＝ ，所以v(A)：v(B)：v(Y)：v(Z)＝ 。 3．化学反应速率的计算 (1)进行化学反应速率计算的依据。 ①利用反应速率的定义式v＝求算； ②利用化学反应中各物质的速率之比等于化学计量数之比的规律求算。 (2)进行化学反应速率计算的常用方法——三段式。 ①写出有关反应的化学方程式； ②找出各物质的起始量、转化量、某时刻量； ③根据已知条件列方程计算。 例如，对于反应：mA(g)＋nB(g)===pC(g)＋qD(g)。起始时A的浓度为a mol·L－1，B的浓度为b mol·L－1。反应进行至t1 s时，A消耗了x mol·L－1，则反应速率可计算如下： 　　　　　　　mA(g)＋nB(g)===pC(g)＋qD(g) a b 0 0 x a－x b－ 则v(A)＝ mol·(L·s)－1，v(B)＝ mol·(L·s)－1，v(C)＝ mol·(L·s)－1，v(D)＝ mol·(L·s)－1。 (3)进行化学反应速率的计算时，需注意以下量的关系 ①对反应物：c起始－c转化＝c某时刻； ②对生成物：c起始＋c转化＝c某时刻； ③转化率：α＝×100%。 4.化学反应速率的测定 （1）定性描述：（根据实验现象） ①观察产生气泡的 ； ②观察试管中剩余锌粒的质量的 ； ③用手触摸试管，感受试管外壁温度的 （2）定量描述：（根据实验测量，单位时间内） ①测定气体的 ②测定物质的 的变化； ③测定物质或离子的 变化； ④测定体系的 或测定反应的 变化。 （3）测量化学反应速率的常见方法 ①量气法；②比色法；③电导法；④激光技术法 （4）化学反应速率的测量——实验 ①反应原理：Zn＋H2SO4＝ZnSO4＋H2↑ ②实验装置 ③测量数据 单位时间内收集氢气的 ； 收集相同体积氢气所需要的 用pH计测相同时间内 变化，即 。 用传感器测△c(Zn2＋)变化。 测相同时间内△m(Zn)。 相同时间内恒容 变化； 相同时间内绝热容器中 变化。 · 考点02 影响化学反应速率的因素 （一）影响化学反应速率的主要因素和外部因素 1．主要因素 影响化学反应速率的主要因素是 。例如：金属钠与冷水剧烈反应，而镁和沸水仅能微弱反应。 2．外部因素 影响反应速率的外部因素有： 、 、 、 及 、光、电磁波、超声波等。 （二）影响化学反应速率的外部因素 1．浓度对化学反应速率的影响 (1)实验探究浓度对反应速率的影响 ①实验原理：Na2S2O3＋H2SO4===Na2SO4＋SO2↑＋S↓＋H2O 通过改变Na2S2O3溶液的浓度观察反应速率的快慢 ②实验操作： ③实验现象：硫代硫酸钠溶液的浓度越大，产生沉淀和气体的速率就 。 ④实验结论：其他条件相同时，增大反应物浓度，反应速率 ；减小反应物的浓度，反应速率 。 2．压强对反应速的影响 (1)影响规律： 对于有气体参加的反应，其他条件不变时，增大压强，气体体积 ，相当于 反应物的浓度，化学反应速率 。减小压强，气体体积 ，相当于 反应物的浓度，化学反应速率 。 (2)适用范围： 压强对反应速率的影响可以归结为 改变对反应速率的影响，适用于有 参加的反应，对于固体、液体之间或溶液中的反应影响很小。 3．温度对反应速的影响 (1)实验探究温度对反应速率的影响 ①实验原理：2KMnO4＋5H2C2O4＋3H2SO4===2MnSO4＋K2SO4＋10CO2↑＋8H2O 通过改变反应温度观察反应速率的快慢 ②实验操作： ③实验现象：溶液紫红色褪去所需时间长短： ④实验结论：反应物的温度越高，反应速率 (2)影响规律：其他条件相同时，升高温度，化学反应速率 ；降低温度，化学反应速率 。 4．催化剂对反应速率的影响 (1)实验探究催化剂对反应速率的影响 ①实验原理：2H2O22H2O＋O2↑ 通过使用不同催化剂观察反应速率的快慢 ②实验操作： ③实验现象：加入MnO2的试管中产生气泡的速率比加入FeCl3溶液的 。 (2)催化剂对反应速率的影响 影响规律：当其他条件不变时，使用催化剂，化学反应速率 。 5.其他因素对化学反应速率的影响 （1）增大反应物之间的接触面积，反应速率 。如硫酸工业中，硫铁矿在焚烧前先用粉碎机粉碎，以增大矿石与氧气的接触面积，加快燃烧；三氧化硫吸收阶段，吸收塔填装瓷环，增大气液接触面积。 （2）光、电磁波、超声波等因素，也会对化学反应速率产生影响。 · 考点03 化学反应速率理论——碰撞理论和过渡态理论 （一）碰撞理论 1．碰撞理论 （1）碰撞理论要点：反应物分子间必须相互碰撞才有可能发生反应，反应速率的大小与单位时间内反应物分子碰撞次数成正比。 （2）有效碰撞的定义：能 的碰撞。 （3）发生有效碰撞的条件： ①分子必须具有 的能量； ②分子在 发生碰撞。 2．活化分子与活化能 （1）活化分子：能量 ，有可能发生 的分子。 （2）活化能： 的平均能量与所有分子的 之差称为活化能。 3．基元反应 （1）基元反应：反应物分子经过 就转化为产物分子的反应，称为基元反应，反应过程中没有任何 生成。 （2）复杂反应：经过 步骤完成的反应。 （3）基元反应的活化能与反应速率的关系 每个基元反应都有对应的活化能，活化能越大，活化分子所占比例越小，有效碰撞的比例就 ，化学反应速率 。 （二）用碰撞理论解释浓度和压强对反应速率的影响 1．基元反应 （1）基元反应发生的条件 研究发现，大多数化学反应并不是经过简单碰撞就能完成的，而往往经过多个反应步骤才能实现。 如H2(g)+I2(g)===2HI(g)，经历了两步基元反应：I2===2I H2+2I===2HI 每一步反应都称为基元反应，这两个先后进行的基元反应反映了2HI= H2+ I2 的反应历程。反应历程又称反应机理。 基元反应发生的条件就是要发生 碰撞。 （2）反应物、生成物的能量与活化能的关系 如图所示，是基元反应反应物和生成物的能量与活化能的关系，其中：E1表示 的活化能，E2表示 的活化能；E1-E2表示 。 2．碰撞理论解释浓度和压强对反应速率的影响 （1）浓度对反应速率的影响 在其他条件不变时，对某一反应来说，活化分子百分数是 的，即单位体积内的活化分子数与反应物的浓度 。当反应物的浓度增大时，单位体积内的分子数 ，单位体积内的活化分子数目 ，有效碰撞次数 ，反应速率 。 增大浓度，单位体积内的活化分子数 ，活化分子的百分数 。 （2）压强对反应速率的影响 对气体来说，若其他条件不变，增大压强，气体体积减小，就是 单位体积里活化分子数，即 反应物的浓度，因而 化学反应的速率。 对于压强的改变，只有引起反应体系中气体反应物浓度的变化，才对反应速率产生影响。改变压强，其实质是改变了气体反应物的 。 （3）温度对反应速率的影响 在浓度一定时，升高温度，反应物分子的能量增大，使一部分原来能量较低的分子变成活化分子，从而 了反应物分子中活化分子的百分数，使单位体积内活化分子数目 ，因而使反应速率 。 此外，由于温度升高，会使分子的运动速率 ，这样单位时间里反应物分子间的碰撞次数 ，反应速率也会相应地 。但前者是反应加快的主要原因。 （三）过渡态理论 1．过渡态理论的要点 过渡状态理论认为，化学反应不只是通过反应物分子之间简单碰撞就能完成的，而是在碰撞后先要经过一个中间的过渡状态，然后再分解为产物。 过渡状态的平均能量与反应物分子的平均能量的差为反应的 ， Ea为 的活化能，Ea'为 的活化能。 在过渡状态理论中，活化能的实质为反应进行所必须克服的势能垒。由此可见，过渡状态理论中活化能的定义与分子碰撞理论不同，但其含义实质上是一致的。 2．基元反应模型 （1）反应历程：一个化学反应自开始后所经历的过程称为反应历程。 （2）基元反应的逆反应也是基元反应，并且经过同一个过渡状态。 （3）复杂反应中的速率控制步骤决定了该反应的速率。 （四）过渡态理论解释催化剂对反应速率的影响 1.加入催化剂后反应历程 如图所示：反应A+B→AB的活化能为Ea，加入催化剂K后，反应分两步进行： ①A+K→AK      活化能为Ea1（慢反应） ②AK+B→AB+K       活化能为Ea2(快反应) 总反应：A+BAB 活化能为Ea1 可以看出，加入催化剂K后，两步反应的活化能Ea1和Ea2均小于原反应的活化能Ea，因此反应速率加快。仔细分析这两步反应可以看出：由于Ea1>Ea2，第1步反应是慢反应，是决定整个反应快慢的步骤，称为“定速步骤”或“决速步骤”，第1步反应越快，则整体反应速率就越快。因此对总反应来说，第一步反应的活化能Ea1就是在催化条件下总反应的活化能。 2．酶的催化作用 (1)酶的定义：酶是一种 的、具有 的生物催化剂。 (2)酶的催化原理 酶的催化作用是酶与反应物先形成 ，然后中间化合物分解成产物并释放酶。 (3)酶的催化特点 ① ； ② ； ③ 。 第二单元 化学反应的方向与限度 · 考点01 化学反应的方向 （一）自发过程和自发反应 1．自发过程 (1)含义：在一定条件下，不用借助 就可以 的过程。 (2)特点 ①能量角度：体系趋向于从高能状态转变为 状态(体系对外部 或者 热量)。 ②混乱度角度：在密闭条件下，体系有从 自发转变为 的倾向。 2．自发反应 (1)定义：在一定温度和压强下，无需外界帮助就能自动进行的化学反应。 (2)自发反应的特征。 ①具有 ，即反应的某个方向在一定条件下是自发的，则其逆反应在该条件下肯定不自发。 ②体系趋向于从 状态转变为 状态。 ③体系趋向于从 体系转变为 体系。 （二）化学反应自发进行的判断依据 1.化学反应的自发性与反应焓变的关系 (1)放热反应：绝大多数都能 ，且反应放出的热量 ，体系能量 得越多，反应越完全。 (2)吸热反应：有些也能自发进行。 结论：反应的焓变是影响化学反应能否自发进行的因素之一。 2.反应熵变与反应方向 (1)熵 ①定义：衡量一个体系 的物理量，其符号为 。 ②特点：混乱度越大，体系越无序，体系的熵值就 。 ③熵的比较 a.同一物质：S(高温)>S(低温)；S(g)>S(l)>S(s)。 b.相同条件下的不同物质：分子结构越复杂，熵值 。 c.S(混合物)>S(纯净物)。 (2)熵变 ①定义：反应前后体系 的变化，记为ΔS。 ②计算式：ΔS＝ 。 ③熵增或熵减的判断 a.物质由固态到液态、由液态到气态或由固态到气态的过程，ΔS 0，是熵 的过程。 b.气体体积增大的反应，熵变通常都是ΔS 0，是熵 的反应。 c.气体体积减小的反应，熵变通常都是ΔS 0，是熵 的反应。 (3)熵变与反应方向 ①熵 有利于反应的自发进行。 ②某些熵 的反应在一定条件下也能自发进行。 结论：反应的熵变是与反应能否自发进行有关的一个因素，但 唯一因素。 3.焓变、熵变与反应的方向 在 、 一定的条件下，自发反应总是向ΔH－TΔS<0的方向进行。 ΔH－TΔS<0，反应能自发进行； ΔH－TΔS＝0，反应达到平衡状态； ΔH－TΔS>0，反应不能自发进行。 · 考点02 化学平衡状态 （一）可逆反应 1．可逆反应 可逆反应是指在 条件下，既能向 方向进行，又能向 方向同时进行的化学反应。 2．可逆反应的特征 (1)同一条件下，正反应和逆反应 发生、 存在。 (2)反应 进行到底，反应物 实现完全转化。 (3)反应体系中，与化学反应有关的各种物质 同一反应体系。 (4)反应达到限度时，反应 。 3．证明一个反应是否可逆反应的方法 （1）如果有两种以上的反应物，其中一种反应物必须 ，一般容易检验的反应物 ，另一种反应物过量。 （2）分别检验不过量的反应物和其中一种生成物是否存在，如果都存在，说明该反应时可逆反应。 （二）化学平衡状态 1．化学平衡状态的建立 在反应物转化为生成物的一瞬间， 开始进行。 反应开始时，反应物的浓度 ，正反应速率 ，由于生成物浓度很小，逆反应速率 。 随着反应的进行，反应物浓度逐渐 ，正反应速率随着反应物浓度的 逐渐 ；生成物浓度逐渐 ，逆反应速率随着生成物浓度的 不断 。 当正反应速率与逆反应速率相等时，达到一种 状态，反应物的浓度和生成物的浓度 ，正反应和逆反应都 。 2．化学平衡状态 （1）化学平衡状态的概念 当 条件不变时，可逆反应进行到 ，正、逆两个方向的反应速率 ，反应物和生成物的浓度不再随时间的变化而发生变化的状态称为化学平衡状态。 （2）化学平衡的特征可以概括为逆、等、动、定、变。 ①逆：研究的对象是 反应。 ②等：化学平衡的条件是v正和v逆 。 ③动：化学平衡是一种 平衡，此时反应并未停止。 ④定：当可逆反应达到平衡时，各组分的质量(或浓度)为一 。 ⑤变：若外界条件改变，平衡可能发生 ，并在新条件下建立新的平衡。 · 考点03 化学平衡常数和平衡转化率 1．化学平衡常数的定义 对于可逆反应：aA(g)+bB(g) cC(g)+dD(g)，在 一定时，无论起始浓度如何，反应达到平衡后，各物质的物质的量浓度满足以下关系式： K= 该结果是一个常数，此常数称为化学平衡常数。 固体、纯液体、水溶液中水的浓度可视为 ，其浓度不列入平衡常数表达式。 2．化学平衡常数的意义 (1)K值的大小反映了化学反应的 (即反应限度)。K值越大，说明正反应可以进行得越 ；K值越小，说明正反应可以进行得越 。 (2)K只受 的影响，与反应物或生成物的 变化无关。 3．平衡常数的表达式的书写 (1)纯液体和固体的浓度为常数，不写入平衡常数表达式。 例如：C(s)＋H2O(g) CO(g)＋H2(g) K＝ ； FeO(s)＋CO(g) Fe(s)＋CO2(g)　K＝ 。 (2)书写形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= ； N2(g)＋H2(g) NH3(g)的平衡常数为K2= ； NH3(g) N2(g)＋H2(g)的平衡常数为K3= 。 则K1和K2的关系式为K1= ；K2和K3的关系式为： ；K1和K3的关系式为：K1= 。 3．平衡转化率 (1)某一反应的平衡转化率α等于该物质在反应中的已转化量（如物质的量、物质的量浓度等）与该物质起始总量的 ，可表示为： α = ×100% (2)反应的平衡转化率表示在一定 和一定 浓度下反应进行的限度。 第三单元 化学平衡的移动 · 考点01 化学平衡的移动 1.定义 当平衡体系条件改变时，原有平衡状态被破坏，一段时间后会达到新的平衡状态。从一个平衡状态变为另一个平衡状态，称为化学平衡的移动。 2．化学平衡移动的实质 (1)当一个可逆反应达到平衡后，如果浓度、压强、温度等反应条件改变，原来的平衡状态被破坏，化学平衡会移动，在一段时间后会达到新的化学平衡状态。 (2)实质：改变条件后，①v正≠v逆，②各组分的百分含量发生改变。 3.化学平衡移动的方向 条件改变 4.图示表示 5．用浓度商判断化学平衡移动的方向 (1)浓度商的表达式： 对于可逆反应：aA+bBcC+dD，浓度商表示为： Qc= (2)计算浓度商Qc只需代入各物质在某一时刻（不一定是平衡状态）的物质的量浓度，计算平衡常数K必须代入各物质在平衡状态时的物质的量浓度。 (3)利用浓度商判断平衡移动的方向 在一定温度下、任意时刻，比较浓度商与平衡常数的相对大小，可以判断反应体系平衡移动情况。 Qc<K，平衡向 方向移动； Qc＝K，体系 ； Qc>K，平衡向 方向移动。 · 考点02 浓度、压强和温度变化对化学平衡的影响 1．浓度变化对化学平衡移动的影响 (1)实验探究浓度变化对化学平衡的影响 按表中实验操作步骤完成实验，观察实验现象，填写下表： 实验原理 实验步骤 实验1　向试管中加入4 mL 0.1 mol·L－1 K2Cr2O7溶液，再滴加数滴1 mol·L－1 NaOH溶液，观察溶液颜色的变化。 实验2　将上述溶液分成两份，向其中一份中滴加1 mol·L－1 HNO3溶液，观察溶液颜色的变化，并和另一份溶液作对比。 实验现象 实验1中溶液 ，实验2中加入HNO3的试管中溶液 ，另一份 实验结论 (2)浓度变化对化学平衡的影响规律 ①其他条件不变，增大 浓度或减小 浓度，平衡向正反应方向移动；减小 浓度或增大 浓度，平衡向逆反应方向方向移动。 ②仅增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，化学平衡 移动。 ③在溶液中进行的反应，改变未参加反应的离子的浓度，化学平衡 移动。 2．压强变化对化学平衡的影响 (1)压强变化对化学平衡的影响原因 若将有气体参加的可逆反应简单表示为：aA(g)bB(g)，则平衡常数K= 减小容器的体积以增大压强，反应物和生成物的浓度同时增大。 若a>b，Qc<K，平衡 移动； 若a=b，Qc=K，平衡 移动； 若a<b，Qc>K，平衡 移动。 (2)压强变化对化学平衡的影响规律 增大压强，平衡向 的方向移动； 减小压强，平衡向 的方向移动。 对于反应前后气体分子数目不变的反应，增大压强时，改变反应体系的压强，平衡 移动。 3．温度变化对化学平衡的影响 (1)实验探究温度变化对化学平衡的影响 实验步骤 ①取一支试管向其中加入少量CoCl2晶体，加入浓盐酸使其全部溶解； ②加水至溶液呈紫色； ③将上述溶液分别装于三支试管中，分别置于热水、冰水和室温下 实验现象 室温下试管内液体呈 ；热水中试管内液体呈 ，冰水中试管内液体呈 结论(平衡移动的方向) 室温平衡 ，温度升高平衡向 方向移动(即吸热方向)，降低温度平衡向 方向移动(即放热方向) (2)温度变化对化学平衡影响的规律 mA(g)＋nB(g)pC(g)，当反应达平衡后，若温度改变，其反应速率的变化曲线分别如下图所示： (1)图①表示的温度变化是 ，平衡移动方向是 方向。 (2)图②表示的温度变化是 ，平衡移动方向是 方向。 (3)正反应是 热反应，逆反应是 热反应。 温度升高，平衡向 方向移动；温度降低，平衡向 方向移动。 (3)改变温度对平衡常数的影响 ①升高温度：K值增大→正反应为 反应；K值减小→正反应为 反应。 ②降低温度：K值增大→正反应为 反应；K值减小→正反应为 反应。 · 考点03 勒夏特列原理及应用 1．化学平衡移动原理（勒夏特列原理） (1)改变影响化学平衡的一个因素(如浓度、温度、压强)，平衡将向着能够 这种改变的方向移动。 (2)勒夏特列原理仅适用于已达到平衡的反应体系，对不可逆过程或未达到平衡的可逆过程均不能使用。 2．勒夏特列原理的应用 工业合成氨反应：N2(g)＋3H2(g)2NH3(g) ΔH＝－92.4 kJ·mol－1 措施 原因 在反应中注入过量的N2 促进平衡 移动，提高 的转化率 采用适当的催化剂 在高压下进行反应 有利于平衡向 方向移动 在较高温度下进行反应 同时提高催化剂的 不断将氨液化，并移去液氨 有利于平衡向 方向移动 · 考点04 化学反应速率和平衡图像 （1） 化学反应速率图像 1．浓度对化学平衡影响分析 化学平衡 aA＋bBcC＋dD(A、B、C、D均不是固体或纯液体物质) 浓度变化 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正瞬间增大后逐渐减小，v逆先不变后增大 v正瞬间减小后逐渐增大，v逆先不变减小 v逆瞬间增大后逐渐减小，v正先不变后增大 v逆瞬间减小后逐渐增大，v正先不变后减小 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 影响 规律根据浓度变化判断： 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；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使化学平衡向逆反应方向移动 2.压强对化学平衡影响的分析[以aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)平衡为例] 计量数关系 a＋b＞c＋d a＋b＜c＋d 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 规律总结 (1)对于有气体参加的可逆反应，当达到平衡时，在其他条件不变的情况下，增大压强(减小容器的容积)，平衡向气态物质减少的方向移动；减小压强(增大容器的容积)，平衡向气态物质增多的方向移动。 (2)对于反应前后气体的总体积没有变化的可逆反应，改变压强，平衡不移动 3.温度对化学平衡影响的分析 化学平衡 aA＋bBcC＋dDΔH＞0 aA＋bBcC＋dDΔH＜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′正＜v′逆 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 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 规律总结 在其他条件不变的情况下，升高温度，平衡向吸热反应方向移动；降低温度，平衡向放热反应方向移动 4.催化剂对化学平衡的影响 　　加入催化剂能同等程度地改变化学反应的正、逆反应速率，但化学平衡不移动。 其图像(v-t图像)如下： （二）化学平衡图像 1．速率—时间图像(v－t图像) （1）正反应速率突变，逆反应速率渐变，v′正＞v′逆，说明是 ，使正反应速率突变，且平衡 移动。 （2）v正、v逆都是突然减小的，v′正＞v′逆，平衡 移动，说明该反应的正反应可能是 或 的反应，改变的条件是 或 。 （3）v正、v逆都是突然增大的，并且v正、v逆增大程度相同，说明该化学平衡 移动，可能是 ，也可能是对反应前后气体气体分子数目不变的反应增大压强(压缩体积)。 2．百分含量(或转化率)—时间—温度(或压强)图像 （1）T2＞T1，温度升高，平衡 移动，正反应是 反应。 （2）p2＞p1，压强增大，A(反应物)的转化率 ，说明正反应是 的反应。 （3）生成物C的百分含量不变，说明平衡 移动，但反应速率a b，故a可能 ；若该反应是反应前后气体分子数目的可逆反应，a也可能是 。 3．百分含量(或转化率)—压强—温度图像 压强不变时，生成物C的百分含量随温度T的升高而逐渐 ，说明正反应是 反应； 温度T不变，做横坐标的垂线，与压强线出现两个交点，分析生成物C的百分含量随压强p的变化可以发现，压强 ，生成物C的百分含量 ，说明正反应是 的反应。 4．物质的量 (浓度)—时间图像(n/c－t图像) 在2 L刚性密闭容器中，某一反应有关物质A(g)、B(g)、C(g)的物质的量变化如图所示。根据图像回答下列问题： (1)横坐标表示反应过程中 ，纵坐标表示反应过程中 。 (2)该反应的化学方程式是 。 (3)在反应达2 min时，正反应速率与逆反应速率之间的关系是 。 (4)若用A物质的量浓度的变化，表示反应达平衡(2 min)时的正反应速率是 。 5.速率－温度(压强)图 　　这类图有两种情况：一是不隐含时间因素的速率－时间图，二是隐含时间变化的速率－时间图。以2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)　ΔH<0为例，v-T(p)图如图： 6．其它图像 图像（1）：t1点时，C的含量的增加量为状态Ⅰ大于状态Ⅱ；条件改变时，平衡不发生移动。所以，条件Ⅰ有两种可能：①使用催化剂；②增大压强，且满足m＋n＝x＋q。 图像（2）：T1为平衡点；T1点以前，v正>v逆，没有达到化学平衡状态，T1点以后，随着温度的升高，C的含量减小，表示化学平衡向逆反应方向移动，正反应为放热反应，ΔH<0。 图像（3）：p1为平衡点；p1点以前，v正>v逆，反应没有达到化学平衡状态； p1点以后，随着压强的增大，C的含量减小，表示化学平衡向逆反应方向移动，逆反应为气体分子数减小的反应，即m＋n<x＋q。图像（4）对于化学反应mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)，L线上所有的点都是平衡点(如图)。 L线的左上方(E点)，A的百分含量大于此压强时平衡体系的A的百分含量，所以，E点v正>v逆；则L线的右下方(F点)，v正＜v逆。 · 易错点01 化学反应速率的表示方法 1.在一定温度下，固体和纯液体物质，其单位体积里的物质的量保持不变，即物质的量浓度为常数，因此它们的化学反应速率也被视为常数。由此可知，现在采用的表示化学反应速率的方法还有一定的局限性。 2.化学反应速率可用单位时间内反应体系中反应物或生成物浓度的变化来表示，一般是以最容易测定的一种物质表示，书写时应标明是什么物质的反应速率。 3.无论是用某一反应物表示还是用某一生成物表示，由于Δc是取浓度变化的绝对值，因此，化学反应速率都取正值。 4.一般来说在反应过程中都不是等速进行的，因此某一时间内的反应速率实际上是这一段时间内的平均速率。 5.在同一反应中，用不同的物质表示同一时间内的反应速率时，其数值可能不同，但这些数值所表达的意义是相同的即都是表示同一反应的速率。各物质表示的反应速率的数值有相互关系，彼此可以根据化学方程式中的各化学计量数进行换算。 【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．在同一化学反应中，化学反应速率可以用反应物浓度的改变来表示，也可以用生成物浓度的改变来表示，其数值可能相同，也可能不相同。( ) 3．化学反应速率是指一定时间内任何一种反应物物质的量的减少或任何一种生成物物质的量的增加。( ) 4．合成氨反应中，5s末v(N2)=0.5 mol·L-1·s-1时，v(NH3)=1 mol·L-1·s-1。( ) 5．化学反应速率与反应历程有关，相同的反应，条件不同反应历程不同，化学反应速率也不同。( ) 6．在反应中，5s末时，。( ) 7．化学反应速率表示某一时刻的瞬时速率。( ) 8．在化学反应中，一般不用固体来表示反应速率。( ) 9．在可逆反应中，正反应的化学反应速率是正值，逆反应的化学反应速率是负值。( ) 10．在同一个反应中，各物质的反应速率之比等于其化学方程式中的化学计量数之比。( ) · 易错点02 影响化学反应速率的因素 1．外部因素(其他条件不变，只改变一个条件) (1)浓度：增大反应物浓度，反应速率加快，反之减慢； (2)压强：对于有气体参加的反应，增大压强，反应速率加快，反之减慢； (3)温度：升高温度，反应速率加快，反之减慢； (4)催化剂：使用催化剂，反应速率显著加快。 (5)其他因素：增大反应物间的接触面积，反应速率加快，另外光、电磁波、超声波等因素也会对反应速率产生影响。 2.(1)浓度对化学平衡的影响中的“浓度”是指与反应有关的气体或溶液中实际参加反应的离子的浓度。 (2)有固体参加的可逆反应，增加固体的量不会对化学平衡造成影响。 (3)在工业生产中，常通过适当增大廉价的反应物的浓度，使化学平衡向正反应方向移动，可提高价格较高原料的转化率，从而降低生产成本。 3.(1)因为任何化学反应都伴随着能量的变化(放热或吸热)，所以任何可逆反应的化学平衡状态都受温度的影响。 (2)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。 【判断对错】 1.适当增大反应物的浓度或升高温度一定能加快正反应速率。( ) 2．将氨从混合气中分离，可加快反应速率，且有利于化学平衡向合成氨的方向移动。( ) 3．改变压强，化学反应速率一定改变，平衡一定移动。( ) 4．有气体参加的化学反应，若增大压强(即缩小反应容器的体积)，可增加活化分子的百分数，从而使反应速率增大。( ) 5．升高温度可以加快反应速率，且有利于化学平衡向合成氨的方向移动。( ) 6．升高温度能使化学反应速率增大，主要原因是增大了反应物分子中活化分子的百分数。( ) 7．二氧化锰在过氧化氢的分解前后质量减少。( ) 8．氟利昂破坏臭氧层的过程中氯原子是催化剂。( ) 9．碳酸钙与盐酸的反应过程中，增加CaCO3固体的量，反应速率不变，但把CaCO3固体粉碎后再加入可以加快反应速率。( ) 10．使用催化剂可改变反应速率，从而改变该反应过程中吸收或放出的热量。( ) · 易错点03 反应自发性 1.ΔH-TΔS只能应用于温度、压强一定的条件下的化学反应，不能用于其他条件。 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.在讨论过程的方向时，指的是没有外界干扰的体系。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。如高温下石灰石分解，高温高压下石墨转化为金刚石，实现的先决条件是要向体系中输入能量，该过程本质仍然是非直发的。 4.反应的自发性也受外界条件的影响。如常温下石灰石分解是非自发的，但在1273K时，这一反应是自发的。 【判断对错】 1.当温度升高时，吸热且熵增加的反应一定能自发进行。( ) 2．由焓判据和熵判据组合而成的复合判据，将更适合于所有的过程。( ) 3．吸热且熵增加的反应，温度越低反应越可能自发进行。( ) 4．CaCO3(s) CaO(s)＋CO2(g)是一个熵减过程。( ) 5．-10 ℃的水结成冰，可用熵变的判据来解释反应的自发性。( ) 6．合成氨反应在高温下能自发进行。( ) 7．的反应，任何温度下都不能自发进行。( ) 8． CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g)室温下不能自发进行，说明该反应的△H<0。( ) 9．常温下，晶体与晶体的反应可自发进行。( ) 10．在室温下不能自发进行，说明该反应的。( ) · 易错点04 化学平衡状态 1.化学平衡判断方法 （1）v正＝v逆： 以容积不变的密闭容器中的反应N2+3H22NH3为例： 在一定条件下，若符合下列条件之一，则反应达到平衡状态。 ①同一物质：该物质的生成速率等于它的消耗速率，如有m mol N2消耗同时生成m mol N2。 ②不同的物质：不同物质的速率之比等于化学方程式中的化学计量数之比，但必须是不同方向的速率，即必须是一个v正一个是v逆，且两者之比等于化学计量数之比，如有m mol N≡N键断裂就有3m mol H-H键生成。 （2）对于体系中的各组成成分： 以容积不变的密闭容器中的反应mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)为例： 在一定条件下，若符合下列条件之一，则反应一定达到平衡状态。 ①质量或质量分数不变。 ②物质的量、物质的量浓度、物质的量分数或体积分数不变。 （3）对于体系中的混合物 以反应mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)为例： ①若m＋n≠p＋q，恒温恒容下气体的总物质的量不变、总压强不变、平均相对分子质量不变和恒温恒压下气体的密度不变都可以说明反应达到了平衡状态。 ②若m＋n＝p＋q，不管是否达到平衡状态，气体总体积、总压强、总物质的量始终保持不变，从而平均摩尔质量(相对分子质量)、气体密度总是保持不变(r＝m/n，ρ＝m/V)，因此这五项都不能作为判断反应是否达到平衡状态的依据。 （3）对于有固体或液体物质参与的反应，如aA(s)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)： A．气体质量不变，达到平衡状态； B．若b≠c＋d，则气体的总物质的量、气体的平均相对分子质量、总压强、气体的平均密度不变均说明已达到平衡状态； C．若b＝c＋d，则气体的总物质的量、总压强不变不能判断是否达到平衡状态，气体的平均相对分子质量、气体的平均密度不变能说明已达到平衡。 2.充入“惰气”对化学平衡的影响 恒温恒容条件下，充入“惰气”，体系中各物质的浓度没有发生变化，化学平衡不发生移动； 恒温恒压条件下，充入“惰气”，体系所占的体积增大，各物质的浓度减小，化学平衡向气体分子数目增大的方向移动 【判断对错】 1.一个反应的ΔH-TΔS=0，则该反应处于平衡状态。( ) 2．可逆反应中反应物的转化率不能达到100%。( ) 3．对于NO2(g)＋SO2(g)SO3(g)＋NO(g)反应，当每消耗1molSO3的同时生成1molNO2时，说明反应达到平衡状态。( ) 4．当一个可逆反应达到平衡状态时，体系中只存在生成物。( ) 5．对于反应2SO2(g)+O2(g)⇌2SO3(g)和I2(g)+H2(g)⇌2HI（g），在恒温恒容条件下，当压强或密度保持不变时，均能说明上述反应达到化学平衡状态。 ( ) 6．化学反应达到最大限度时，正、逆反应速率也达到最大且相等。( ) 7． 改变条件，时平衡正向移动。( ) 8．所有的化学反应都存在化学平衡状态。( ) 9．可逆反应中反应物与产物共存。( ) 10．平衡时反应已经达到最大限度，反应停止了。( ) · 易错点05 化学平衡常数 1.在一定温度下，一个具体的化学反应，只有一个平衡常数，但不同反应物的平衡转化率可能不同。 2.多种反应物参加反应时，可通过增加一种反应物的浓度来提高另一种反应物的平衡转化率，而其本身的平衡转化率会降低。 3.利用浓度商判断平衡移动的方向 在一定温度下、任意时刻，比较浓度商与平衡常数的相对大小，可以判断反应体系平衡移动情况。 Qc<K，平衡向正反应方向移动； Qc＝K，体系处于平衡状态； Qc>K，平衡向逆反应方向移动。 【判断对错】 1.改变反应物浓度或反应产物浓度都会改变平衡常数K。( ) 2．N2＋3H2⇌2NH3和N2＋H2⇌NH3的平衡常数表达式相同。( ) 3．从平衡常数K的大小可以推断一个反应进行的程度。( ) 4．平衡常数K既与温度、反应物本身的性质有关，也与反应物浓度、压强有关。( ) 5．在任何条件下，化学平衡常数都是一个恒定值。( ) 6．反应：(g) ，在其他条件不变的情况下，升高温度、增大水蒸气的浓度均能提高的平衡转化率。( ) 7.可逆反应的平衡常数为。( ) 8．化学平衡发生移动，平衡常数不一定发生变化。( ) 9.化学平衡正向移动，反应物的转化率一定增大。( ) 10．平衡常数表达式中，物质的浓度可以是任一时刻的浓度。( ) · 易错点06 化学平衡的影响的因素 1.浓度变化的化学平衡 (1)对平衡体系中的固体和纯液体，其浓度可看作常数，增大或减小固体或纯液体的量并不影响v正、v逆的大小，所以化学平衡不移动。 (2)“浓度对化学平衡移动的影响”中的“浓度”是指与反应有关的气体或溶液中参加反应的离子的浓度。 (3)对于离子平衡体系，注意离子浓度的改变方式，排除不参与反应的离子的干扰。 (4)只要是增大浓度，不论是增大反应物的浓度，还是生成物的浓度，新平衡状态下的反应速率一定大于原平衡状态的反应速率；减小浓度，新平衡状态下的反应速率一定小于原平衡状态的反应速率。 (5)反应物有两种或两种以上时，增加一种反应物的浓度，可提高另一种反应物的转化率，但是该物质本身的转化率降低。 2.压强变化对化学平衡移动影响的原因分析 (1)压强改变与浓度商(Qc)、K以及化学平衡移动间的关系 (2)压强改变与化学反应速率、化学平衡移动间的关系 3.催化剂对化学平衡的影响 (1)若反应aA(g)＋bBcC(g)＋dD(g)的a＋b＝c＋d，改变条件，平衡不移动但反应速率加快，可能是使用催化剂，或增大压强(反应前后气体体积不变)。 (2)催化剂不能使化学平衡发生移动，但可以改变达到平衡所需的时间。工业生产往往使用催化剂，其目的是增大化学反应速率，提高单位时间内的产量。 【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．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。( ) 3．改变压强时，平衡一定发生移动。( ) 4．温度改变，平衡一定发生移动。( ) 5．温度越高越利于合成氨反应平衡正向移动。( ) 6．使用催化剂能提高合成氨反应物的平衡转化率。( ) 7．合成氨反应中，压强越大越利于增大反应速率和平衡正向移动。( ) 8． 铁作催化剂可加快反应速率，且有利于化学平衡向合成氨的方向移动。( ) 9．已达平衡的反应，当增大的浓度时，平衡向正反应方向移动，的转化率一定升高。( ) 10．有气体参加的反应达到平衡状态时，在恒压反应器中充入稀有气体，平衡一定不移动。( ) · 易错点07 勒夏特列原理 1.勒夏特列原理中的“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，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，例如从30 MPa加压到60 MPa，化学平衡向气体体积减小的方向移动，达到新的平衡状态时30 MPa<p<60 MPa。 ③若增大平衡体系Fe3＋(aq)＋3SCN－(aq)Fe(SCN)3(aq)中Fe3＋的浓度，例如由0.01 mol·L－1增至0.02 mol·L－1，平衡正向移动，则在新平衡状态下，0.01 mol·L－1<c(Fe3＋)<0.02 mol·L－1。 2.勒夏特列原理仅适用于已达平衡的反应体系，对不可逆过程或未达平衡的可逆过程均不能使用勒夏特列原理。此外勒夏特列原理对所有的动态平衡(如溶解平衡、电离平衡、水解平衡等)都适用。 【判断对错】 1． 已达平衡的反应，当增大的浓度时，平衡向正反应方向移动，的转化率一定升高。( ) 2．，在平衡后，对平衡体系采取增大容积、减小压强的措施，因为平衡不移动，故体系颜色不变。( ) 3．在FeCl3+3KSCN⇌Fe(SCN)3+3KCl平衡体系中，加入KCl固体，颜色变浅。( ) · 方法1 化学反应速率的大小比较方法 1.归一法。 依据化学反应速率之比等于化学计量数之比，将同一反应中的用不同物质表示的反应速率，转化成用同一种物质表示的反应速率，然后直接依据数值进行比较。 2.比值法。 用各物质的量表示的反应速率除以对应各物质的化学计量数，然后再对求出的数值进行大小排序，数值大的反应速率快。例如：对于反应mA＋nBpC＋qD，若v(A)/m>v(B)/n，则反应速率A>B。 【例1】对于可逆反应A(g)+3B(g)⇌2C(g)+2D(g)，在不同条件下的化学反应速率如下，其中表示的反应速率最快的是 A．v(C)=0.2 mol·L-1·s-1 B．v(B)=0.1 mol·L-1·s-1 C．v(D)=6 mol·L-1·min-1 D．v(A)=5 mol·L-1·min-1 · 方法2影响化学反应速率和化学平衡因素的实验设计 “控制变量法”的解题策略 (1)确定变量 解答这类题目时首先要认真审题，知道影响实验探究结果的因素有哪些。 (2)定多变一 在探究时，应该先确定其他因素不变，只改变一种因素，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，否则无法做出正确判断。 【例2】I：已知与溶液混合产生能使澄清石灰水变浑浊的无色气体。(忽略溶液混合引起的体积变化)通过测定溶液褪色所用时间来探究外界条件对反应速率的影响。装置(夹持装置略)如图。实验时将的苯溶液和溶液同时加入“甲”中，并不断搅拌。 编号 的苯溶液 溶液 水浴温度 A 含， 溶液20 mL B 含， 溶液20 mL C 含， 溶液20 mL (1)仪器“甲”的名称为 。实验A始终没有观察到溶液褪色，其原因是 。 (2)实验时为便于更好的观察溶液的颜色变化，可向溶液中加入几滴 (填物质名称)溶液。 (3)该实验探究了 对化学反应速率的影响。 II．某小组利用溶液和硫酸酸化的溶液反应来探究“外界条件对化学反应速率的影响”。实验室通过测定酸性溶液褪色所需时间来判断反应的快慢，该小组进行实验并记录如下： 【实验原理】 【实验内容及记录】 实验 编号 实验温 度 试管中所加试剂及其用量 溶液褪 至无色所 需时间 溶液 溶液 溶液 ① 25 3.0 2.0 3.0 1.5 ② 25 2.0 3.0 2.0 3.0 2.7 ③ 50 2.0 2.0 3.0 1.7 (4)表中 。 (5)探究温度对化学反应速率的影响，应选择实验 (填实验编号)，实验结论为 。 (6)利用实验①中的数据，计算用表示的化学反应速率为 。 【例3】已知溶液中存在平衡：。溶液为橙色，溶液为黄色。为探究浓度对化学平衡的影响，某兴趣小组设计了下表所示的实验方案。 溶液 序号 试剂X 预期现象 实际现象 i 溶液 溶液变黄 溶液橙色加深 ii 溶液 溶液橙色加深 溶液颜色变浅 iii 滴浓盐酸 溶液橙色加深 溶液橙色加深 iv 滴溶液 溶液变黄 溶液变黄 (1)ⅰ~ⅳ中依据减少生成物浓度可导致平衡移动的原理设计的是 (填序号)。 (2)已知为黄色沉淀。某同学认为试剂X还可设计为溶液，加入该试剂后，平衡向着 (填“正反应”或“逆反应”)方向移动，溶液颜色将 (填“变深”、“变浅”或“不变”)。 (3)实验ⅰ没有观察到预期现象的原因是 ，实验ii的原因与其相似。 (4)通过实验iii和iv得出的结论为 。 (5)某同学认为将ⅲ中浓盐酸替换为浓硫酸也可得出相应的实验结论。用浓硫酸替换浓盐酸 (填“能”或“不能”)达到预期目的，理由是 。 (6)某同学查阅资料发现：溶液与浓盐酸可发生氧化还原反应，但实验i中没有观察到明显现象，小组同学设计了一个实验，验证了该反应的发生： 取浓盐酸，向其中加入15滴溶液，一段时间后，溶液变为绿色(CrCl3水溶液呈绿色)，有黄绿色气体生成。写出发生反应的化学方程式 。 · 方法3 反应自发性判断方法 在温度、压强一定的条件下，自发反应总是向ΔH－TΔS<0的方向进行。 ΔH－TΔS<0，反应能自发进行； ΔH－TΔS＝0，反应达到平衡状态； ΔH－TΔS>0，反应不能自发进行。 【例4】结合图像，下列说法正确的是 A． ΔH1 该反应是焓增熵减的过程 B． ΔH2，  ΔH1<0.5ΔH2 C．时，能自发 D．时，不能自发 · 方法4 化学平衡状态判断方法 1．判断依据 (1)正反应与逆反应速率相等：v正＝v逆 ①对同一物质，该物质的生成速率等于它的消耗速率。 ②对不同物质，速率之比等于方程式中的化学计量数之比，但必须是不同方向的速率。 (2)反应混合物中各组分的质量或浓度保持不变。 可逆反应具备这两个依据之一(同时另一条件肯定也满足)，则就达到了化学平衡状态，否则就没达到。 【例5】在一个不传热的固定容积的密闭容器中，可逆反应，当m、n、p、q为任意整数时，下列说法一定能说明反应已达到平衡有几个 ①体系的密度不再改变        ②体系的温度不再改变 ③各组分的浓度相等        ④各组分的质量分数不再改变 ⑤反应速率    ⑥ ⑦体系气体平均相对分子质量不再改变 A．2 B．3 C．4 D．5 · 方法5 化学平衡的计算方法 化学平衡的有关计算一般采用“三段式： 1．计算模式 　　　　　　 aA(g) ＋ bB(g ) cC(g)＋dD(g) c(初)(mol·L－1) x y 0 0 Δc(mol·L－1) am bm cm dm c(平)(mol·L－1) x-am y-bm cm dm (2)解题思路 ①设未知数：具体题目要具体分析，一般设某物质的转化量或转化率为x。 ②确定三个量：根据反应物、生成物及变化量三者之间的关系，代入未知数确定平衡体系中各物质的起始量、变化量、平衡量并按（1）中“模式”列表。 ③解题设问题：明确了“始”、“变”、“平”三个量的具体数值，再根据相应关系求平衡时某成分的浓度、反应物转化率等，求出题目答案。 【例6】回答下列与环境有关的问题： (1)在汽车排气系统中安装三元催化转化器，可发生下列反应：2NO(g)＋2CO(g)2CO2(g)＋N2(g)。在某恒容密闭容器中通入等物质的量的CO和NO，在不同温度(T)下发生上述反应时，c(CO)随时间(t)的变化曲线如图所示： ①温度为T1时，平衡常数K= (填计算结果的数值) ②温度为T2时，反应达到平衡时NO的转化率为 。 (2)某小组往一恒温恒压容器中充入9molN2和23molH2模拟合成氨的反应，下图为不同温度下平衡混合物中氨气的体积分数与总压强(p)的关系图。若体系在T2、60MPa下达到平衡。 ①此时H2的平衡分压为 MPa (分压=总压×物质的量分数) ②列式计算此时的平衡常数Kp= 。(用平衡分压代替平衡浓度计算，保留2位有效数字) · 方法6 化学平衡图像解题方法 化学平衡图像解题方法 1.“先拐先平数值大” 　　在化学平衡图像中，先出现拐点的反应则先达到平衡，先出现拐点的曲线表示的温度较高(如图Ⅰ中T2>T1)、压强较大(如图Ⅱ中p2>p1)或使用了催化剂(如图Ⅲ中a使用了催化剂)。 Ⅰ.表示T2>T1，温度升高，生成物C的百分含量降低，平衡逆向移动，说明正反应是放热反应。 Ⅱ.表示p2>p1，压强增大，反应物A的转化率减小，平衡逆向移动，说明正反应是气体分子数目增大的反应。 Ⅲ.生成物C的百分含量不变，说明平衡不发生移动，但反应速率a>b，故a使用了催化剂；也可能该反应是反应前后气体分子数目不变的可逆反应，a增大了压强(压缩体积)。 2.“定一议二” 　　在化学平衡图像中，讨论三个量之间的关系，先确定其中一个量(看曲线趋势或作辅助线)，再讨论另两个的关系，从而得到反应热或气体分子数信息。 3.化学平衡图像解题分析方法 (1)无论是反应速率图像还是平衡图像，都要清楚纵、横坐标的含义，都要与化学原理相联系，特别是与平衡移动原理相联系。 (2)三步分析法：一看反应速率是增大还是减小；二看v正、v逆的相对大小；三看化学平衡移动的方向。 (3)四要素分析法：看曲线的起点；看曲线的变化趋势；看曲线的转折点；看曲线的终点。 (4)先拐先平：可逆反应mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，在转化率－时间曲线中，先出现拐点的曲线先达到平衡，这表示反应的温度高或压强大。 (5)定一议二：图像中有三个量时，先确定一个量不变，再讨论另外两个量的关系。 【例7】下列关于图像的解释或得出的结论不正确的是 A．由甲图可知，反应在时可能改变压强 B．由乙图可知A点， C．由丙图可知，正反应活化能小于逆反应活化能 D．由丁图可知A点 【例8】已知化学反应，下列有关外界条件改变对该反应的速率和平衡的影响图像正确的是 A．由图a可知该反应的正反应为吸热反应 B．由图b可知：m+n＞p C．若反应在绝热条件下正向发生，由图c可知该反应为吸热反应 D．由图d可知：a曲线一定是加入了催化剂 学科网（北京）股份有限公司8 / 13 学科网（北京）股份有限公司 $