专题02 化学反应速率与化学平衡（期末复习知识清单）高二化学上学期人教版

该高中化学知识清单系统梳理化学反应速率与化学平衡专题，涵盖9大考点与11大易错点，搭建从基础概念、定量计算到平衡调控的递进式学习支架，包含反应速率计算、平衡常数应用等核心内容。 清单以思维导图统领知识框架，考点清单分层呈现原理与模型，如“三段式”速率计算、极端假设法确定浓度范围，易错清单聚焦惰性气体影响、平衡状态判断等辨析点，培养科学思维与探究能力。教师可精准设计教学，学生能自主查漏，高效提升复习效果。

专题02化学反应速率与化学平衡（期末复习知识清单） 思维导图→考点清单（9大考点）→易错清单（11大易错点） 考点01 化学反应速率及计算 1.化学反应速率 (1)概念 通常用单位时间内的减少量或的增加量来表示。 (2)表示方法及单位 v=，单位为mol·L-1·s-1或mol/(L·s)。 (3)与化学方程式中化学计量数的关系 在反应aA(g)+bB(g)===cC(g)+dD(g)中，存在v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)=a∶b∶c∶d。 (4)注意事项 ①不能用固体或纯液体来表示化学反应速率，因为固体或纯液体的浓度视为常数。 ②化学反应速率一般指而不是瞬时速率，且无论用反应物还是用生成物表示均取正值。 ③同一化学反应，相同条件下用表示的化学反应速率，其数值可能不同，但表示的意义相同。 2.化学反应速率的计算模型——“三段式” 先找出各物质的起始量、转化量、某时刻量。对于反应mA(g)+nB(g)pC(g)，起始时A的浓度为a mol·L-1，B的浓度为b mol·L-1，C的浓度为c mol·L-1，反应进行至t1 s时，A消耗了x mol·L-1，则化学反应速率的计算过程为 则v(A)= mol·L-1·s-1；v(B)= mol·L-1·s-1，v(C)= mol·L-1·s-1。  考点02 影响化学反应速率的因素 1.内因 反应物本身的性质是主要因素。如相同条件下Mg、Al与稀盐酸反应的速率大小关系为Mg>Al。 2.外因 3.有效碰撞理论 (1) (2)发生有效碰撞的条件 ①发生碰撞的分子具有足够高的能量。 ②分子在一定的方向上发生碰撞。 (3)活化分子 有足够的能量，能够发生的分子叫活化分子。 活化分子百分数=×100%。 (4)活化分子、有效碰撞与反应速率的关系 条件→活化分子→有效碰撞→反应速率变化 考点03 基元反应与过渡态理论 1.基元反应 一个化学反应往往需要经过多个反应步骤才能实现，每一步反应都称为。 2.反应历程 (1)含义 与某化学反应有关的一组基元反应反映了该反应的反应历程，反应历程又称。 (2)自由基 带有单电子的原子或原子团叫做自由基，如O·自由基、I·自由基。 (3)反应历程中的自由基 如H2(g)+I2(g)===2HI(g)，它的反应历程有如下两步基元反应： ①I2I·+I·(快) ②H2+2I·===2HI(慢) 其中慢反应为整个反应的决速步骤。 3.过渡态理论 (1)理论简介 反应物转化为生成物的过程中要经过能量较高的过渡状态。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。如图所示：Ea是正反应的活化能，Ea'是逆反应的活化能。ΔH=Ea-E'a。 (2)催化剂影响化学反应速率的过渡态理论解释 使用催化剂→改变了反应的路径(如图)，反应的活化能降低→反应速率加快。 考点04 催化机理与催化剂对反应速率的影响 1.催化机理与活化能 (1)催化剂的催化机理 催化剂参与化学反应，生成能量更低的中间产物，了达到过渡态所需要的活化能，使反应速率。 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(慢反应) ②AK+B――→AB+K　活化能为(快反应) 总反应方程式：A+BAB，反应活化能(能垒)为。 (2)活化能与化学反应速率的关系 ①加入催化剂后，两步基元反应的活化能均小于原反应的活化能Ea，因此反应速率加快。 ②两步基元反应由于，第1步反应是慢反应，决定整个反应的快慢，活化能是在催化剂条件下总反应的活化能。 2.催化剂的特征 (1)催化剂只能改变反应途径(又称反应机理)，不能改变反应的始态和终态。它同时加快了正、逆反应速率，缩短了达到平衡的时间，并不能改变平衡状态。 (2)催化剂有选择性，不同的反应常用不同的催化剂，即每个反应有它特有的催化剂。生产上常利用催化剂的选择性，使所希望的化学反应加快，同时抑制某些副反应的发生。 (3)每种催化剂只有在特定条件下才能体现出它的活性，否则将失去活性或发生催化剂中毒。 考点05 可逆反应与化学平衡状态 1.可逆反应 (1)在同一条件下，既可以向方向进行，同时又能向方向进行的化学反应。 (2)特点 性 可逆反应分为方向相反的两个反应：正反应和逆反应 性 正、逆反应是在同一条件下，同时进行 性 反应物的转化率小于100%，反应物与生成物共存 2.化学平衡状态 (1)概念 在一定条件下的可逆反应体系中，当正、逆时，反应物和生成物的浓度均保持不变，即体系的组成不随时间而改变，表明该反应中物质的转化达到了“限度”，这时的状态称之为化学平衡状态，简称化学平衡。 (2)建立(以N2+3H22NH3为例) ①正反应发生的c-t图如图(a) ②逆反应发生的c-t图如图(b) ③反应过程中v正、v逆变化 以上过程可用v-t图表示为 (3)化学平衡的特征 考点06 化学平衡常数 1.概念及表达式 对于一般的可逆反应：mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g) (1)浓度商：在任意时刻的称为浓度商，常用Q表示，Q是个变量。 (2)化学平衡常数：当可逆反应在一定温度下达到化学平衡时，浓度商是一个常数，把平衡时的浓度商称为化学平衡常数，用K表示，即K=。 2.影响因素 K只受影响，与反应物或生成物的浓度变化、压强变化、是否使用催化剂无关。 3.意义及应用 (1)判断可逆反应进行的程度 K <10-5 10-5~105 >105 反应程度 很难进行 反应可逆 反应接近完全 (2)判断反应是否达到平衡或进行的方向 对于化学反应aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g)的任意状态，浓度商Q=。 Q<K，反应向方向进行； Q=K，反应处于； Q>K，反应向向进行。 (3)判断可逆反应的热效应 考点07 化学平衡移动 1.化学平衡的移动 (1)过程 (2)图示 (3)化学平衡移动与化学反应速率的关系 ①v正>v逆：平衡向移动。 ②v正=v逆：反应达到，不发生平衡移动。 ③v正<v逆：平衡向移动。 2.影响化学平衡的因素 若其他条件不变，改变下列条件对化学平衡的影响如下(填写空格)： 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 向方向移动 减小反应物浓度或增大生成物浓度 向方向移动 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 向气体分子总数的方向移动 减小压强 向气体分子总数的方向移动 反应前后气 体体积不变 改变压强 平衡移动 温度 升高温度 向方向移动 降低温度 向方向移动 催化剂 同等程度改变v正、v逆，平衡不移动 3.勒夏特列原理 (1)含义：如果改变影响化学平衡的条件之一(如温度、压强以及参加反应的化学物质的浓度)，平衡将向着能够这种改变的方向移动。 (2)注意：①勒夏特列原理的适用对象是。②化学平衡移动的目的是“减弱”外界条件的改变，而不是“抵消”外界条件的改变，改变是不可逆转的。 考点08 化学反应的方向 1.自发反应 在一定条件下，无需外界帮助就能自发进行的反应称为自发反应。 2.熵和熵变 (1)熵的含义 度量体系混乱程度的物理量，符号为S。熵值越大，体系混乱度越大。同一条件下，不同物质有不同的熵值；同一种物质在不同状态下熵值也不同，一般规律是S(g)>S(l)>S(s)。 (2)熵变的含义 ΔS=S(生成物)-S(反应物)。化学反应的ΔS越大，越有利于反应自发进行。 3.化学反应方向的判断 焓变 ΔH<0，有自发进行的倾向，但有些ΔH>0的反应也可自发进行，焓变判断反应进行的方向不全面 熵变 ΔS>0，有自发进行的倾向，但有些ΔS<0的反应也可自发进行，熵变判断反应进行的方向不全面 自由能 ΔG=ΔH-TΔS，ΔG<0的反应，ΔG=0的反应，ΔG>0的反应 考点09 化学反应的调控 1.化工生产适宜条件选择的一般原则 条件 原则 从化学反应速率分析 既不能过快，又不能太慢 从化学平衡移动分析 既要注意外界条件对速率和平衡影响的一致性，又要注意对二者影响的矛盾性 从原料的利用率分析 增加易得廉价原料，提高难得高价原料的利用率，从而降低生产成本 从实际生产能力分析 如设备承受高温、高压能力等 从催化剂的使用活性分析 注意催化剂的活性受温度的限制 2.控制反应条件的基本措施 (1)控制化学反应速率的措施 通过改变反应体系的、溶液的、气体的(或浓度)、固体的以及使用等途径调控反应速率。 (2)提高转化率的措施 通过改变可逆反应体系的温度、溶液的浓度、气体的压强(或浓度)等改变可逆反应的限度，从而提高转化率。 3.工业合成氨的适宜条件 影响因素 选择条件 温度 反应温度控制在700 K左右 浓度 N2、H2投料比为1∶2.8。氨及时从混合气中分离出去，剩余气体循环使用 压强 1×107~1×108 Pa 催化剂 选择铁触媒做催化剂 易错点01惰性气体对反应速率的影响 恒温恒容条件下 通入惰性气体，总压增大，反应物浓度不变，反应速率不变 恒温恒压条件下 通入惰性气体，总体积增大，反应物浓度减小，反应速率减小 易错点02 应用“变量控制法”的解题策略 易错点03 极端假设法确定各物质浓度范围 根据极端假设法判断，假设反应正向或逆向进行到底，求出各物质浓度的最大值和最小值，从而确定它们的浓度范围。 假设反应正向进行到底： 假设反应逆向进行到底： 平衡体系中各物质的浓度范围为0<X2<0.2，0.2<Y<0.4，0<Z<0.4。 易错点04 判断平衡状态的两种方法 1.v正=v逆 2.“变量不变”：如果一个量是随反应进行而改变的，当其不变时为平衡状态；一个随反应进行保持不变的量，不能作为判断是否平衡的依据。易错点05 化学平衡常数和转化率的计算 1.一个模式——“三段式” 如反应mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)，令A、B起始物质的量浓度分别为a mol·L-1、b mol·L-1，达到平衡后消耗A的物质的量浓度为mx mol·L-1。 K=。 2.四个计算公式 (1)反应物的转化率=×100%。 (2)生成物的产率：实际产量(指生成物)占理论产量的百分数。一般来讲，转化率越大，原料利用率越高，产率越大。 产率=×100%。 (3)平衡时混合物组分的百分含量= ×100%。 (4)某组分的体积分数=×100%。 易错点06 压强平衡常数计算 1.压强平衡常数 对于有气体参与的化学反应，写平衡常数表达式时，用平衡时各气体的分压代替浓度，计算所得到的平衡常数称为压强平衡常数(Kp)。 如：aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g)， Kp=[p(X)：X在平衡体系中物质的量分数(或体积分数)×总压强]。 2.Kp的计算 (1)根据“三段式”法计算平衡体系中各物质的物质的量或物质的量浓度。 (2)计算各气体组分的物质的量分数或体积分数。 (3)根据分压计算公式求出各气体物质的分压，某气体的分压=气体总压强×该气体的体积分数(或物质的量分数)。 (4)根据平衡常数计算公式代入计算。 易错点07 在恒容密闭容器中平衡移动对转化率的影响 以反应aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g)为例： (1)若反应物起始物质的量之比等于化学计量数之比，达到平衡后，它们的转化率相等。 (2)若只增加A的量，平衡正向移动，B的转化率增大，A的转化率减小。 (3)若按原比例同倍数地增加(或降低)A、B的浓度，等效于压缩(或扩大)容器体积，气体反应物的转化率与化学计量数有关。 同倍数增大 c(A)和c(B) 易错点08 速率-时间图像 1.“渐变”类v-t图像 图像 分析 结论 t1时v'正突然增大，v'逆逐渐增大；v'正>v'逆，平衡向正反应方向移动 t1时其他条件不变，增大反应物的浓度 t1时v'正突然减小，v'逆逐渐减小；v'逆>v'正，平衡向逆反应方向移动 t1时其他条件不变，减小反应物的浓度 t1时v'逆突然增大，v'正逐渐增大；v'逆>v'正，平衡向逆反应方向移动 t1时其他条件不变，增大生成物的浓度 t1时v'逆突然减小，v'正逐渐减小；v'正>v'逆，平衡向正反应方向移动 t1时其他条件不变，减小生成物的浓度 2.“断点”类v-t图像 (1)速率-时间图像“断点”分析 当可逆反应达到平衡后，若某一时刻外界条件发生改变，可能使速率—时间图像的曲线出现不连续的情况，即出现“断点”。根据“断点”前后的速率大小，即可对外界条件的变化情况作出判断。如图，t1时刻改变的条件可能是使用了催化剂或增大压强(仅适用于反应前后气体物质的量不变的反应)。 (2)常见含“断点”的速率变化图像分析 图像 t1时刻 所改变 的条件 温度 升高 降低 升高 降低 正反应为放热的反应 正反应为吸热的反应 压强 增大 减小 增大 减小 正反应为气体物质的量增大的反应 正反应为气体物质的量减小的反应 易错点09 折线图与恒压或恒温线 1.反应进程折线图 此类图像一般纵坐标表示物质的量、浓度、百分含量、转化率，横坐标表示反应时间。解题的关键是找转折点。 (1)转折点之前，用外因对速率的影响分析问题，用“先拐先平，数值大”的规律判断不同曲线表示温度或压强的大小。 (2)转折点之后是平衡状态或平衡移动，解题时要抓住量的变化，找出平衡移动的方向，利用化学平衡移动原理推理分析。 (3)图示：(C%指产物的质量分数，B%指某反应物的质量分数) 2.恒压(或恒温)线 此类图像的纵坐标为某物质的平衡浓度或转化率，横坐标为温度或压强，解答此类问题，要关注曲线的变化趋势，有多个变量时，注意控制变量，即“定一议二”。 反应：aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g)　ΔH 图像 结论 a+b>c+d，ΔH>0 a+b>c+d，ΔH>0 易错点10 多因素影响下的速率图像 1.影响化学反应速率的因素：浓度、温度、压强、催化剂的活性、接触面积、原电池原理、副反应等。 2.速率图像分析的一般方法 (1)看清关键点：起点、终点和变化点。 (2)看清变化趋势。 (3)综合分析反应原理，如有的反应放热造成温度升高，反应速率加快；有的反应生成的金属与原金属形成原电池，反应速率加快；有的反应物浓度减小，反应速率减慢；有的反应生成物中有催化剂，反应速率加快；有的反应温度过高，造成催化剂失去活性，反应速率减慢等。 易错点11 多种平衡体系中平衡常数的计算 1.连续反应 连续平衡是指有关的两个可逆反应有着关联，第一个反应的某一生成物，是第二个反应的反应物。解题时要注意如果该物质是第一个反应的生成物，第二个反应的反应物；则在第一个反应中，该物质的初始量为0，它的平衡量则为第二个反应中该物质的初始量(在计算第二个反应的转化率尤为重要)。 2.竞争反应(平行反应) 平行反应是指反应物能同时平行地进行两个或两个以上的不同反应，得出不同的产物。其中反应较快或产物在混合物中所占比率较高的称为主反应，其余称为副反应。解题时要注意如果一个物质是两个平行反应的反应物，则题目中所给初始量是该物质在这两个反应中的初始量之和。 3.解题思路 解题关键是理清守恒关系：反应体系中，任何状态均遵循原子守恒，利用原子守恒和“三段式”理清起始量、转化量、平衡量之间的关系。 原子守恒法解题基本思路： 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（期末复习知识清单） 思维导图→考点清单（9大考点）→易错清单（11大易错点） 考点01 化学反应速率及计算 1.化学反应速率 (1)概念 通常用单位时间内反应物浓度的减少量或生成物浓度的增加量来表示。 (2)表示方法及单位 v=，单位为mol·L-1·s-1或mol/(L·s)。 (3)与化学方程式中化学计量数的关系 在反应aA(g)+bB(g)===cC(g)+dD(g)中，存在v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)=a∶b∶c∶d。 (4)注意事项 ①不能用固体或纯液体来表示化学反应速率，因为固体或纯液体的浓度视为常数。 ②化学反应速率一般指平均速率而不是瞬时速率，且无论用反应物还是用生成物表示均取正值。 ③同一化学反应，相同条件下用不同物质表示的化学反应速率，其数值可能不同，但表示的意义相同。 2.化学反应速率的计算模型——“三段式” 先找出各物质的起始量、转化量、某时刻量。对于反应mA(g)+nB(g)pC(g)，起始时A的浓度为a mol·L-1，B的浓度为b mol·L-1，C的浓度为c mol·L-1，反应进行至t1 s时，A消耗了x mol·L-1，则化学反应速率的计算过程为 则v(A)= mol·L-1·s-1；v(B)= mol·L-1·s-1，v(C)= mol·L-1·s-1。  考点02 影响化学反应速率的因素 1.内因 反应物本身的性质是主要因素。如相同条件下Mg、Al与稀盐酸反应的速率大小关系为Mg>Al。 2.外因 3.有效碰撞理论 (1) (2)发生有效碰撞的条件 ①发生碰撞的分子具有足够高的能量。 ②分子在一定的方向上发生碰撞。 (3)活化分子 有足够的能量，能够发生有效碰撞的分子叫活化分子。 活化分子百分数=×100%。 (4)活化分子、有效碰撞与反应速率的关系 条件→活化分子→有效碰撞→反应速率变化 考点03 基元反应与过渡态理论 1.基元反应 一个化学反应往往需要经过多个反应步骤才能实现，每一步反应都称为基元反应。 2.反应历程 (1)含义 与某化学反应有关的一组基元反应反映了该反应的反应历程，反应历程又称反应机理。 (2)自由基 带有单电子的原子或原子团叫做自由基，如O·自由基、I·自由基。 (3)反应历程中的自由基 如H2(g)+I2(g)===2HI(g)，它的反应历程有如下两步基元反应： ①I2I·+I·(快) ②H2+2I·===2HI(慢) 其中慢反应为整个反应的决速步骤。 3.过渡态理论 (1)理论简介 反应物转化为生成物的过程中要经过能量较高的过渡状态。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。如图所示：Ea是正反应的活化能，Ea'是逆反应的活化能。ΔH=Ea-E'a。 (2)催化剂影响化学反应速率的过渡态理论解释 使用催化剂→改变了反应的路径(如图)，反应的活化能降低→反应速率加快。 考点04 催化机理与催化剂对反应速率的影响 1.催化机理与活化能 (1)催化剂的催化机理 催化剂参与化学反应，生成能量更低的中间产物，降低了达到过渡态所需要的活化能，使反应速率加快。 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(慢反应) ②AK+B――→AB+K　活化能为(快反应) 总反应方程式：A+BAB，反应活化能(能垒)为。 (2)活化能与化学反应速率的关系 ①加入催化剂后，两步基元反应的活化能均小于原反应的活化能Ea，因此反应速率加快。 ②两步基元反应由于，第1步反应是慢反应，决定整个反应的快慢，活化能是在催化剂条件下总反应的活化能。 2.催化剂的特征 (1)催化剂只能改变反应途径(又称反应机理)，不能改变反应的始态和终态。它同时加快了正、逆反应速率，缩短了达到平衡的时间，并不能改变平衡状态。 (2)催化剂有选择性，不同的反应常用不同的催化剂，即每个反应有它特有的催化剂。生产上常利用催化剂的选择性，使所希望的化学反应加快，同时抑制某些副反应的发生。 (3)每种催化剂只有在特定条件下才能体现出它的活性，否则将失去活性或发生催化剂中毒。 考点05 可逆反应与化学平衡状态 1.可逆反应 (1)在同一条件下，既可以向正反应方向进行，同时又能向逆反应方向进行的化学反应。 (2)特点 双向性 可逆反应分为方向相反的两个反应：正反应和逆反应 双同性 正、逆反应是在同一条件下，同时进行 共存性 反应物的转化率小于100%，反应物与生成物共存 2.化学平衡状态 (1)概念 在一定条件下的可逆反应体系中，当正、逆反应速率相等时，反应物和生成物的浓度均保持不变，即体系的组成不随时间而改变，表明该反应中物质的转化达到了“限度”，这时的状态称之为化学平衡状态，简称化学平衡。 (2)建立(以N2+3H22NH3为例) ①正反应发生的c-t图如图(a) ②逆反应发生的c-t图如图(b) ③反应过程中v正、v逆变化 以上过程可用v-t图表示为 (3)化学平衡的特征 考点06 化学平衡常数 1.概念及表达式 对于一般的可逆反应：mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g) (1)浓度商：在任意时刻的称为浓度商，常用Q表示，Q是个变量。 (2)化学平衡常数：当可逆反应在一定温度下达到化学平衡时，浓度商是一个常数，把平衡时的浓度商称为化学平衡常数，用K表示，即K=。 2.影响因素 K只受温度影响，与反应物或生成物的浓度变化、压强变化、是否使用催化剂无关。 3.意义及应用 (1)判断可逆反应进行的程度 K <10-5 10-5~105 >105 反应程度 很难进行 反应可逆 反应接近完全 (2)判断反应是否达到平衡或进行的方向 对于化学反应aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g)的任意状态，浓度商Q=。 Q<K，反应向正反应方向进行； Q=K，反应处于平衡状态； Q>K，反应向逆反应方向进行。 (3)判断可逆反应的热效应 考点07 化学平衡移动 1.化学平衡的移动 (1)过程 (2)图示 (3)化学平衡移动与化学反应速率的关系 ①v正>v逆：平衡向正反应方向移动。 ②v正=v逆：反应达到平衡状态，不发生平衡移动。 ③v正<v逆：平衡向逆反应方向移动。 2.影响化学平衡的因素 若其他条件不变，改变下列条件对化学平衡的影响如下(填写空格)： 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 3.勒夏特列原理 (1)含义：如果改变影响化学平衡的条件之一(如温度、压强以及参加反应的化学物质的浓度)，平衡将向着能够减弱这种改变的方向移动。 (2)注意：①勒夏特列原理的适用对象是可逆过程。②化学平衡移动的目的是“减弱”外界条件的改变，而不是“抵消”外界条件的改变，改变是不可逆转的。 考点08 化学反应的方向 1.自发反应 在一定条件下，无需外界帮助就能自发进行的反应称为自发反应。 2.熵和熵变 (1)熵的含义 度量体系混乱程度的物理量，符号为S。熵值越大，体系混乱度越大。同一条件下，不同物质有不同的熵值；同一种物质在不同状态下熵值也不同，一般规律是S(g)>S(l)>S(s)。 (2)熵变的含义 ΔS=S(生成物)-S(反应物)。化学反应的ΔS越大，越有利于反应自发进行。 3.化学反应方向的判断 焓变 ΔH<0，有自发进行的倾向，但有些ΔH>0的反应也可自发进行，焓变判断反应进行的方向不全面 熵变 ΔS>0，有自发进行的倾向，但有些ΔS<0的反应也可自发进行，熵变判断反应进行的方向不全面 自由能 ΔG=ΔH-TΔS，ΔG<0的反应可自发进行，ΔG=0的反应处于平衡状态，ΔG>0的反应不能自发进行 考点09 化学反应的调控 1.化工生产适宜条件选择的一般原则 条件 原则 从化学反应速率分析 既不能过快，又不能太慢 从化学平衡移动分析 既要注意外界条件对速率和平衡影响的一致性，又要注意对二者影响的矛盾性 从原料的利用率分析 增加易得廉价原料，提高难得高价原料的利用率，从而降低生产成本 从实际生产能力分析 如设备承受高温、高压能力等 从催化剂的使用活性分析 注意催化剂的活性受温度的限制 2.控制反应条件的基本措施 (1)控制化学反应速率的措施 通过改变反应体系的温度、溶液的浓度、气体的压强(或浓度)、固体的表面积以及使用催化剂等途径调控反应速率。 (2)提高转化率的措施 通过改变可逆反应体系的温度、溶液的浓度、气体的压强(或浓度)等改变可逆反应的限度，从而提高转化率。 3.工业合成氨的适宜条件 影响因素 选择条件 温度 反应温度控制在700 K左右 浓度 N2、H2投料比为1∶2.8。氨及时从混合气中分离出去，剩余气体循环使用 压强 1×107~1×108 Pa 催化剂 选择铁触媒做催化剂 易错点01惰性气体对反应速率的影响 恒温恒容条件下 通入惰性气体，总压增大，反应物浓度不变，反应速率不变 恒温恒压条件下 通入惰性气体，总体积增大，反应物浓度减小，反应速率减小 易错点02 应用“变量控制法”的解题策略 易错点03 极端假设法确定各物质浓度范围 根据极端假设法判断，假设反应正向或逆向进行到底，求出各物质浓度的最大值和最小值，从而确定它们的浓度范围。 假设反应正向进行到底： 假设反应逆向进行到底： 平衡体系中各物质的浓度范围为0<X2<0.2，0.2<Y<0.4，0<Z<0.4。 易错点04 判断平衡状态的两种方法 1.v正=v逆 2.“变量不变”：如果一个量是随反应进行而改变的，当其不变时为平衡状态；一个随反应进行保持不变的量，不能作为判断是否平衡的依据。 易错点05 化学平衡常数和转化率的计算 1.一个模式——“三段式” 如反应mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)，令A、B起始物质的量浓度分别为a mol·L-1、b mol·L-1，达到平衡后消耗A的物质的量浓度为mx mol·L-1。 K=。 2.四个计算公式 (1)反应物的转化率=×100%。 (2)生成物的产率：实际产量(指生成物)占理论产量的百分数。一般来讲，转化率越大，原料利用率越高，产率越大。 产率=×100%。 (3)平衡时混合物组分的百分含量= ×100%。 (4)某组分的体积分数=×100%。 易错点06 压强平衡常数计算 1.压强平衡常数 对于有气体参与的化学反应，写平衡常数表达式时，用平衡时各气体的分压代替浓度，计算所得到的平衡常数称为压强平衡常数(Kp)。 如：aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g)， Kp=[p(X)：X在平衡体系中物质的量分数(或体积分数)×总压强]。 2.Kp的计算 (1)根据“三段式”法计算平衡体系中各物质的物质的量或物质的量浓度。 (2)计算各气体组分的物质的量分数或体积分数。 (3)根据分压计算公式求出各气体物质的分压，某气体的分压=气体总压强×该气体的体积分数(或物质的量分数)。 (4)根据平衡常数计算公式代入计算。 易错点07 在恒容密闭容器中平衡移动对转化率的影响 以反应aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g)为例： (1)若反应物起始物质的量之比等于化学计量数之比，达到平衡后，它们的转化率相等。 (2)若只增加A的量，平衡正向移动，B的转化率增大，A的转化率减小。 (3)若按原比例同倍数地增加(或降低)A、B的浓度，等效于压缩(或扩大)容器体积，气体反应物的转化率与化学计量数有关。 同倍数增大 c(A)和c(B) 易错点08 速率-时间图像 1.“渐变”类v-t图像 图像 分析 结论 t1时v'正突然增大，v'逆逐渐增大；v'正>v'逆，平衡向正反应方向移动 t1时其他条件不变，增大反应物的浓度 t1时v'正突然减小，v'逆逐渐减小；v'逆>v'正，平衡向逆反应方向移动 t1时其他条件不变，减小反应物的浓度 t1时v'逆突然增大，v'正逐渐增大；v'逆>v'正，平衡向逆反应方向移动 t1时其他条件不变，增大生成物的浓度 t1时v'逆突然减小，v'正逐渐减小；v'正>v'逆，平衡向正反应方向移动 t1时其他条件不变，减小生成物的浓度 2.“断点”类v-t图像 (1)速率-时间图像“断点”分析 当可逆反应达到平衡后，若某一时刻外界条件发生改变，可能使速率—时间图像的曲线出现不连续的情况，即出现“断点”。根据“断点”前后的速率大小，即可对外界条件的变化情况作出判断。如图，t1时刻改变的条件可能是使用了催化剂或增大压强(仅适用于反应前后气体物质的量不变的反应)。 (2)常见含“断点”的速率变化图像分析 图像 t1时刻 所改变 的条件 温度 升高 降低 升高 降低 正反应为放热的反应 正反应为吸热的反应 压强 增大 减小 增大 减小 正反应为气体物质的量增大的反应 正反应为气体物质的量减小的反应 易错点09 折线图与恒压或恒温线 1.反应进程折线图 此类图像一般纵坐标表示物质的量、浓度、百分含量、转化率，横坐标表示反应时间。解题的关键是找转折点。 (1)转折点之前，用外因对速率的影响分析问题，用“先拐先平，数值大”的规律判断不同曲线表示温度或压强的大小。 (2)转折点之后是平衡状态或平衡移动，解题时要抓住量的变化，找出平衡移动的方向，利用化学平衡移动原理推理分析。 (3)图示：(C%指产物的质量分数，B%指某反应物的质量分数) 2.恒压(或恒温)线 此类图像的纵坐标为某物质的平衡浓度或转化率，横坐标为温度或压强，解答此类问题，要关注曲线的变化趋势，有多个变量时，注意控制变量，即“定一议二”。 反应：aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g)　ΔH 图像 结论 a+b>c+d，ΔH>0 a+b>c+d，ΔH>0 易错点10 多因素影响下的速率图像 1.影响化学反应速率的因素：浓度、温度、压强、催化剂的活性、接触面积、原电池原理、副反应等。 2.速率图像分析的一般方法 (1)看清关键点：起点、终点和变化点。 (2)看清变化趋势。 (3)综合分析反应原理，如有的反应放热造成温度升高，反应速率加快；有的反应生成的金属与原金属形成原电池，反应速率加快；有的反应物浓度减小，反应速率减慢；有的反应生成物中有催化剂，反应速率加快；有的反应温度过高，造成催化剂失去活性，反应速率减慢等。 易错点11 多种平衡体系中平衡常数的计算 1.连续反应 连续平衡是指有关的两个可逆反应有着关联，第一个反应的某一生成物，是第二个反应的反应物。解题时要注意如果该物质是第一个反应的生成物，第二个反应的反应物；则在第一个反应中，该物质的初始量为0，它的平衡量则为第二个反应中该物质的初始量(在计算第二个反应的转化率尤为重要)。 2.竞争反应(平行反应) 平行反应是指反应物能同时平行地进行两个或两个以上的不同反应，得出不同的产物。其中反应较快或产物在混合物中所占比率较高的称为主反应，其余称为副反应。解题时要注意如果一个物质是两个平行反应的反应物，则题目中所给初始量是该物质在这两个反应中的初始量之和。 3.解题思路 解题关键是理清守恒关系：反应体系中，任何状态均遵循原子守恒，利用原子守恒和“三段式”理清起始量、转化量、平衡量之间的关系。 原子守恒法解题基本思路： 学科网（北京）股份有限公司8 / 13 学科网（北京）股份有限公司 $