第6章 化学反应速率和化学平衡（知识清单）化学沪科版必修第二册

该高中化学知识清单系统梳理了“化学反应速率和化学平衡”单元内容，涵盖反应速率计算、影响因素、化学平衡建立与移动及化工生产应用，搭建“概念定义-定量计算-平衡分析-工业实践”的递进式学习支架。 清单通过“易错点警示”和“解题通法”双模块呈现知识体系，如标注“压强影响速率本质是浓度变化”等10个易错点，用“三段式计算”“平衡状态判断三标志”等方法培养科学思维。实验探究部分设计温度、催化剂等变量对比实验，体现科学探究与实践，助力学生系统掌握知识，教师可据此设计分层教学提升效率。

第6章 化学反应速率和化学平衡 6.1 化学反应速率 一、化学反应速率 概念 单位时间内 反应物浓度 的 增加 或 生成物浓度 的 减少 表达式 v(A)＝ 单位 mol·L－1·s－1 mol·L－1·min－1 计算 定义式法 v(A)＝ 比值法 根据同一化学反应不同物质的 速率之比 等于化学方程式中的 化学计量数之比 计算 三段式 设a mol·L－1、b mol·L－1分别为A、B两物质的起始浓度，mx mol·L－1为反应物A的转化浓度，nx mol·L－1为反应物B的转化浓度，则： mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g) 起始浓度 a b 0 0 转化浓度 mx nx px qx 终态浓度 a－mx b－nx px qx 大小比较 换算法 换算成 同一物质 、 同一单位 表示，再比较数值大小 比较法 比较化学反应速率与化学计量数的比值。 如反应aA＋bBcC，要比较v(A)与v(B)的相对大小，即比较与的相对大小，若＞，则用v(A)表示的反应速率比用v(B)表示的反应速率大 【温馨提示】 ①用不同物质的浓度变化表示的化学反应速率之比 等于 反应方程式中相应的物质的化学计量数之比。计量数不同，速率 不同 ，因而定量表示一个化学反应的反应速率时，必须 指明 是用哪一种物质来表示。 ②不论是用反应物表示还是用生成物表示，其化学反应速率都 取正值 ，而且是某一段时间内的 平均 速率。 ③固体或纯液体的浓度视为 常数 ，因此不用固体或纯液体表示化学反应速率。 二、影响化学反应速率的因素 1．内因：反应物本身的 性质 →起最主要作用(如：F2非常活泼，与H2在阴冷的环境下相遇会发生爆炸，而I2与H2在500℃的条件下才能反应，而且是可逆反应) 2．外因：外界因素(包括 浓度 、 压强 、 温度 、 催化剂 、 固体表面积 等) 3．实验探究外界条件对化学反应速率的影响 （1）探究温度对化学反应速率的影响 实验操作 实验现象 ①产生气泡速率最慢 ②产生气泡速率较快 ③产生气泡速率最快 实验结论 对于反应2H2O22H2O＋O2↑来说，温度 升高 ，H2O2的分解速率 加快 (2)催化剂对化学反应速率影响的探究 实验操作 实验现象 ①有少量气泡出现 ②能产生大量气泡 ③能产生大量气泡 实验结论 MnO2、FeCl3可以使H2O2分解的速率 加快 (3)浓度对化学反应速率影响的探究 实验操作 实验现象 装有12% H2O2溶液的试管中先产生气泡 实验结论 增大反应物浓度能使H2O2分解速率 加快 (4)探究固体反应物表面积对化学反应速率的影响 实验操作 实验现象 加碳酸钙粉末的试管内产生气泡较快，加块状碳酸钙的试管内产生气泡较慢 实验结论 其他条件相同时，固体反应物表面积越大，反应速率 越快 4．规律： 影响因素 结果 反应物本身的性质（主要因素） 反应物越 活泼 ，反应速率 越快 。 温度 升高 温度，化学反应速率 加快 ；降低温度，化学反应速率减慢。 反应物浓度 （不包括固体、纯液体） 增大 反应物浓度 ， 加快 反应速率；减小反应物浓度，反应速率减慢 催化剂 改变 反应速率 反应物的接触面积的大小、固体反应物的颗粒大小 增大反应物的表面积，化学反应速率 加快 ；固体反应物颗粒越小，反应速率越快。 压强 对于有气体参与的化学反应，当其他条件相同时，增大反应体系 压强 ，化学反应速率 增大 。 形成原电池 形成原电池通常可以 加快 反应速率。 溶剂的性质、光、超声波、磁场、固体反应物表面积等也会对化学反应速率产生影响。 【温馨提示】 ①浓度只适用于 气体 参加或在 溶液 中进行的化学反应，在一定温度下，固体或纯液态物质的浓度是一个常数，改变其用量，对化学反应速率 无影响 。 ②温度对 任何化学 反应都适用，且不受反应物状态的影响，不论是吸热反应还是放热反应，升高温度都能 增大 化学反应速率，降低温度都能减小化学反应速率。 ③压强对化学反应速率的影响实质是通过改变 浓度 ，对化学反应速率的影响实现的。由于固体或液体的体积受压强的影响很小，所以压强只影响有气体参加的化学反应的反应速率 ④催化剂能同等程度地改变正、逆反应的化学 反应速率 5．应用： （1）控制反应条件，提高那些对人类 有利 的反应速率， 降低 那些对人类反应不利的反应速率。 （2）食物腐败是因为发生了化学反应，在其他条件相同时，温度越低，化学反应 越慢 ，人们用电冰箱把食物放置在低温下保存，以 减缓 食物的腐败； （3）做某些化学实验时加热以加快化学反应速率使反应 时间 缩短反应现象更 明显 ； （4）铁制门窗上涂油漆以 减慢 生锈的化学反速率； （5）食品包装袋内放 干燥剂 和 吸氧剂 降低水和氧气的浓度以减慢食品变质的化学反应速率； （6）工业生产硫酸时，为了增大与空气的 接触面积 ，加快反应速率，要先将黄铁矿矿石(主要成分为FeS2)粉碎后，再投入沸腾炉等。 6.2 化学平衡 一、可逆反应 定义 在同一条件下 正反应 方向和 逆反应 方向均能进行的化学反应（正向反应：由反应物得到生成物的化学反应；逆向反应：由生成物得到反应物的化学反应） 特点 双向 性 反应物生成物 两同 性 相同条件 正、逆反应同时进行 共存 性 反应物、生成物同时存在，反应物的转化率小于100% 表示方法 书写可逆反应的方程式不用“===”，而用 “” 连接 【温馨提示】 不是所有化学反应都是 可逆 反应。大多数的化学反应都具有可逆性，有些化学反应在某一条件下可逆程度很小（逆反应倾向很小），通常称为不可逆反应。如金属镁与盐酸的反应等，可逆是绝对的，不可逆是相对的。 二、化学平衡 1．化学平衡的概念及建立 （1）概念：一定条件下的可逆反应进行到一定程度时，正反应 速率 和逆反应速率 相等 ，反应物和生成物的浓度 不再改变 ，达到一种表面 静止 的状态，称为“化学平衡状态”，简称化学平衡。 （1）建立过程： 或 加入反应物，从正反应方向开始 加入生成物，从逆反应方向开始 （3）化学反应的限度：化学平衡状态是可逆反应在一定条件下所能达到或完成的 最大程度 ，也就是反应所能进行的最大限度，在该条件下反应物的 转化率 最大。 2．化学平衡状态的特征 研究对象（逆） 适用于 可逆 反应 动态特征（动） 建立平衡后，正、逆反应仍在进行，属于 动态 平衡，可用同位素示踪原子法证明 平衡实质（等） υ(正) ＝ v(逆)≠0（正、逆反应速率相等，但 不等于 零。） 平衡结果（定） 达平衡后，反应混合物中各组分的百分含量或浓度 保持不变 （不可理解为相等） 平衡移动（变） 化学平衡其存在是有条件的、暂时的，浓度、温度、压强条件变化时平衡会发生 改变 等效平衡（同） 外界条件同，同一可逆反应从不同方向（正向、逆向、双向）达到的平衡状态 相同 3．化学平衡状态的判断 （1）基本判据：等[v(正) ＝ v(逆)]、定（各组分含量、浓度 保持不变 ）任何条件下的可逆反应均达到 平衡 。 （2）判断三标志 ①达到化学平衡的本质标志 项目 mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g) 是否平衡 v正 ＝ v逆 在单位时间内消耗了m mol A的同时生成了m mol A 平衡 在单位时间内消耗了n mol B的同时消耗了p mol C 平衡 在单位时间内生成了p mol C的同时消耗了q mol D 平衡 v正(A)∶v逆(B)＝m∶n 平衡 ②达到化学平衡的等价标志 项目 mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)[假设只有A为有色气体] 是否平衡 混合体系中各 组分的含量 各物质的物质的量或物质的量的分数一定 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 A物质断裂的化学键与A物质形成的化学键的物质的量相等 平衡 气体的颜色不变 平衡 温度 在其他条件不变时，体系温度一定时 平衡 体系颜色变化 有色气体的颜色不再改变 平衡 ③达到化学平衡状态的特殊标志 项目 mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g) 是否平衡 压强 当m＋n≠p＋q时，总压强一定（其它条件一定） 平衡 当m＋n＝p＋q时，总压强一定（其它条件一定） 不一定平衡 总物质的量 当m＋n≠p＋q时，总物质的量一定（其它条件一定） 平衡 当m＋n＝p＋q时，总物质的量一定（其它条件一定） 不一定平衡 体系的密度 密度一定 不一定平衡 【温馨提示】 反应达到化学平衡状态时各组分的浓度 保持不变 ，但不一定 相等 ，也不—定 等于 化学计量数之比。 三、化学平衡的移动 1．定义：对一个化学平衡状态改变条件时，原来的化学平衡将 被破坏 ，并在新的 条件 下建立新的化学平衡，即发生 化学平衡移动 。 2．化学平衡移动原理 （1）外界条件对化学平衡移动的影响 外因的变化 备注 对反应速率的影响 对化学平衡的影响 浓度 增大反应物的浓度 固体物质除外 v正增大，且v正 > v逆 向 正反应 方向移动 减小生成物的浓度 v逆减小，且v正 > v逆 减小反应物的浓度 v逆减小，且v正 < v逆 向 逆反应 方向移动 增大生成物的浓度 v逆增大，且v正 < v逆 压强 增压引起浓度改变 固体和液体、恒容时充入不反应气体情况除外 v正、v逆 均增大 ，只是增大的倍数不同 向气体体积 减小的方向移动 减压引起浓度改变 v正、v逆 均减小 ，只是减小的倍数不同 向气体体积 增大的方向移动 恒容时冲入不反应气体 各物质 浓度 不变，v正、v逆均 不变 平衡 不 移动 恒压时冲入不反应气体 容器体积增大，各物质浓度减小 ，v正、v逆均 减小 ，按照减压进行思考。 向气体体积 增大的方向移动 温度 增大温度 v正、v逆均 增大 ，v吸热 > v放热 向 吸热 方向移动 减小温度 v正、v逆均 增大 ，v吸热 ＜ v放热 向 放热 方向移动 催化剂 加入(正)催化剂 v正、v逆均 增大 ，且增大程度 相同 平衡 不 移动 （2）化学平衡移动原理（勒沙特列原理）：如果改变影响平衡的一个 条件 （如浓度、压强或温度），平衡就向着能够 减弱 这种改变的方向移动。 【温馨提示】 平衡移动与转化率的变化：不要把平衡向正反应方向移动与反应物 转化率 的增大等同起来。 反应实例 条件变化与平衡移动方向 达新平衡后转化率变化 2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)+Q 增大O2浓度，平衡 正移 O2转化率降低，SO2转化率 增大 增大SO3浓度，平衡 逆移 O2转化率 降低 ，SO2转化率降低 升高温度，平衡 逆移 O2转化率 降低 ，SO2转化率降低 增大压强，平衡 正移 O2转化率增大，SO2转化率 增大 2NO2(g)N2O4(g) 体积不变时，加入NO2 NO2转化率 增大 2HI(g)H2(g)+I2(g) 增大HI的浓度，平衡 正移 HI转化率 不变 增大压强，平衡 不 移动 HI转化率 不变 6.3 化工生产 一、工业制硫酸的反应原理和生产过程 1．主要原料： 硫磺 或 硫铁矿 ，其中硫磺制酸具有生产流程短，“三废”治理量较少等优势，因而今后以硫磺制取酸为主要发展趋势。 2．制备步骤 （1）造气： 4FeS2+11O22Fe2O3+8SO2 或 S+O2SO2（沸腾炉） （2）转化： 2SO2(g)+O2(g)2SO3(g) （接触室） （3）吸收： SO3+H2O=H2SO4 （吸收塔） 3．工艺流程 （1）沸腾炉中把硫铁矿 粉碎 ，目的是 增大 固体的表面积，与空气充分 接触 ，燃烧迅速且充分。 （2）原料气要通过 除尘 、 干燥 等 净化 处理，目的是防止催化剂中毒，减少对设备的 腐蚀 。 （3）转化器（又叫接触室）中有热交换器，使用的催化剂是 五氧化二矾 （V2O5）。 （4）在转化器中，理论上需 高压 （既能加快反应速率，又能使化学平衡正向移动），但实际工业生产上使用的是常压，因为在常压下，该反应的转化率已经很高了，若使用高压，会增加 生产成本 ，所以没有必要使用高压。 （5）吸收塔中用98.3%的浓硫酸吸收 三氧化硫 ，如果用水或稀硫酸吸收，易形成 酸雾 。 【温馨提示】 ①硫酸工业中的“三” 三原料 三阶段 三反应（均放热） 三设备 三净化 黄铁矿或S 造气 4FeS2+11O2 2Fe2O3+8SO2 沸腾炉 除尘 空气 接触氧化 2 SO2 + O2 2 SO3 接触室 （含热交换器） 洗涤 98.3%浓硫酸 三氧化硫吸收 SO3+ H2O → H2SO4 吸收塔 干燥 ②增大反应物浓度、增大反应物间 接触面积 ，能提高反应速率并使化学平衡向正反应方向移动，以充分提高 原料利用率 。 ③硫酸工业中遵循热交换原理和逆流原理。在接触室中生成的热量经过热交换器，传递给进入接触室的需要预热的混合气体，为二氧化硫的接触氧化和三氧化硫的吸收创造了有利条件。液体由上向下流，气体由下向上升，两者在逆流过程中充分反应。 二、硫酸工业生产中热能的合理利用及三废处理 1．反应特点及热能的利用 （1）反应特点：硫酸生产过程中的三个反应都是 放热 反应。 （2）热能的利用： ①在生产过程中，沸腾炉外设置废热锅炉 回收 高温废热； ②把热交换器和转化器合为一体，将二氧化硫转化为 三氧化硫 时放出的热量及时导出用来，预热进入转化器的原料气。 2．三废的处理 （1）废气：硫酸工业的尾气中含有的有毒气体是 SO2 ，用氨酸法处理尾气的化学方程式分别为： ① NH3+H2O==NH3•H2O ； ② SO2+2NH3•H2O==(NH4)2SO3+H2O ； ③ (NH4)2SO3+SO2+H2O==2NH4HSO3 。 （2）废水：没有被污染的冷却水可以被 循环利用 ；若排出的是酸性废水，一般使用 石灰乳 等中和处理，反应的离子方程式为 2H++Ca(OH)2==Ca2++2H2O 。 （3）废渣：以硫铁矿为原料生产硫酸，废渣的主要成分是 氧化铁 、 硫化亚铁 及少量有害物质。用废渣可以炼制的金属是铁。 3．化工生产中反应条件的控制 （1）目的：①促进有利的化学反应：提高反应速率；提高反应物的 转化率 ，即原料的利用率。 ②抑制有害的化学反应：降低反应速率，控制 副反应 的发生，减少甚至消除有害物质的产生。 （2）措施：①改变化学反应速率：改变反应体系的 温度 、物质的 浓度 、气体的 压强 、固体的表面积以及催化剂的合理使用等。 ②改变可逆反应进行的限度：改变可逆反应体系的温度、物质的浓度、气体的压强等。 4．绿色化学 （1）核心：利用化学原理从 源头 上消除和减少工业生产对 环境 造成的污染。 （2）特征：①采用 无毒无害 的原料；②在无毒、无害的条件(包括催化剂、溶剂)下进行；③产品应该是环境友好的；④具有理想的“ 原子经济性 ”，即反应具有高选择性、极少副产物，甚至实现“零排放”。 （3）原子经济性：原子经济性可用原子利用率来衡量，其定义可表示为： 原子利用率＝×100%。 原子经济性的反应有两个显著优点：一是最大限度地利用了 原料 ，二是最大限度地 减少了 废物的排放。 易错点01：误认为“化学反应速率”就是整个反应在某一时刻的“瞬时速度”。 化学反应速率，通常是指一段时间内的平均速率，它表示的是在这段时间内，反应物浓度减少或生成物浓度增加的平均快慢。化学反应本身是动态的，速率随时间可能变化，但我们通常计算和比较的是平均速率。 易错点02：认为“压强对反应速率的影响”就是改变压强本身，而忽略其本质是通过改变“浓度”实现的。 对于有气体参与的反应，增大压强相当于压缩体积，从而增大了气体反应物的浓度，因此反应速率加快。反之，减小压强相当于增大体积，降低浓度，速率减慢。如果反应体系中没有气体，或压强改变不引起浓度变化，则反应速率不变。 易错点03：混淆“正逆反应速率相等”与“反应物和生成物浓度相等”。 化学平衡状态的标志是 v(正) = v(逆) ≠ 0，即正反应速率等于逆反应速率，反应仍在进行，是动态平衡。绝不是反应物和生成物的浓度相等或固定不变。平衡时，各组分浓度保持不变，但数值可以相等，也可以不相等。 易错点04：误认为“平衡移动”就是“反应速率改变”。 改变条件会引起正、逆反应速率同时改变，若改变的程度不同，则平衡发生移动，直到再次达到v(正) = v(逆)的新平衡。有时条件改变会使正逆反应速率同增同减，但不一定破坏平衡。平衡移动关注的是结果，而速率改变是过程。 易错点05：认为“催化剂”能影响化学平衡的移动。 催化剂能同等程度地改变正反应和逆反应的速率，因此它可以缩短反应达到平衡所需的时间，但不能使化学平衡发生移动，也不能改变反应物的平衡转化率。催化剂改变的是反应的路径，而不改变反应的始态和终态。 易错点06：机械套用“勒夏特列原理”于所有平衡体系，忽略其前提和局限性。 勒夏特列原理仅适用于已经达到平衡的体系，且条件改变不能破坏反应的根本限度。它只能定性预测平衡移动的方向，不能定量计算移动的程度。对于非平衡体系，该原理不适用。 易错点07：认为“温度升高，化学反应速率一定加快，平衡一定向吸热方向移动”。 温度升高，分子的平均动能增大，有效碰撞几率增加，因此任何化学反应的速率都会加快。但平衡移动方向取决于反应是吸热还是放热：对于吸热反应，升温平衡向正反应方向移动；对于放热反应，升温平衡向逆反应方向移动。所以，升温一定加快速率，但平衡移动方向取决于反应的热效应。 易错点08：混淆“化学平衡常数（K）”与“反应速率常数（k）”。 化学平衡常数是衡量化学反应进行限度的物理量，只与温度有关，与浓度、压强、催化剂无关。其表达式由生成物与反应物平衡浓度的幂之积构成。反应速率常数是衡量反应快慢的参数，在速率方程中出现，它与温度和催化剂都有关系，但与浓度无关。K大表示反应进行的程度大，k大表示反应速率快，二者无直接比较关系。 易错点09：认为“工业生产中增大压强，一定能提高产率”。 在化工生产中，增大压强需要考虑多方面因素：① 对于气体体积减小的反应，加压有利于提高平衡转化率。② 但压强过大，对设备材料、能耗和安全要求极高，成本大幅增加。③ 对于气体体积不变或增大的反应，加压对平衡移动无影响或不利。因此，工业上常采用适度压强，是在产率、速率和设备成本之间寻求最佳平衡点。 易错点10：将“化学平衡的建立”与“达到平衡所需的时间”混为一谈。 对于一个可逆反应，只要条件一定，平衡状态就是确定的、唯一的。但是，反应达到这个平衡状态所需要的时间则受反应速率的影响。催化剂能极大缩短达到平衡的时间，但不能改变平衡状态本身。平衡状态由热力学决定，达到平衡的时间由动力学决定。 方法01 判断化学反应速率的大小及计算平均反应速率 【解题通法】①比较速率快慢：需统一单位，通常转化为同一物质的浓度变化率进行比较，即用Δc/Δt计算并比较。②计算平均速率：v = |Δc| / Δt，注意浓度变化取绝对值，速率均为正值。③ 各物质速率之比等于化学计量数之比，可用于换算。 【典型例题】某温度下，在恒容密闭容器中充入和一定量，发生下列反应： 反应Ⅰ． 反应Ⅱ． 测得反应过程中气体A、C、D的物质的量随时间的变化如图所示。下列说法正确的是 A．活化能： B．内，的平均化学反应速率为 C．当容器内气体密度保持不变时，则反应Ⅰ、反应Ⅱ均达到平衡状态 D．其他条件不变，后再向平衡体系中加入一定量的气体，再次平衡后增大 【答案】B 【详解】A．反应I、II的速率可通过单位时间内C、D两物质的变化量判断，活化能越低，反应速率越快。反应Ⅰ生成C，反应Ⅱ生成D，，则Ea(Ⅰ)＜Ea(Ⅱ)，A错误； B．根据图像，A在0-4 s的变化量为1.5-0.5=1.0 mol，D在4 s时的生成量为0.2 mol，则反应II消耗A的物质的量为0.2 mol，反应I消耗的A的物质的量为1.0 mol-0.2 mol=0.8 mol，故生成的C的物质的量为0.8 mol，0.4 s，C的平均反应速率为，B正确； C．，根据装置和反应特点，m、V均在反应过程中不变，则密度始终不变，故容器内气体密度无法用于判断反应是否达到平衡状态，C错误； D．其他条件不变，后再向平衡体系中加入一定量的气体，再次平衡后，温度不变则K值不变，比值不变，D错误； 故选B。 方法02 分析外界条件对化学反应速率的影响 【解题通法】遵循“一变多效”原则分析：①浓度：增大反应物浓度，单位体积内活化分子数增加，有效碰撞几率增大，v增大。适用于气体和溶液。②温度：升高温度，分子能量增加，活化分子百分数增大，v显著增大。③压强：增大压强→缩小体积→浓度增大→v增大。若压强改变但浓度未变，v不变。④催化剂：降低反应活化能，同等倍数增大v(正)和v(逆)，缩短达到平衡的时间。 【典型例题】某小组用分别与HI和KI的反应探究外界条件对化学反应速率的影响。 实验Ⅰ．室温下，和HI溶液按下列初始浓度等体积混合进行实验。 实验编号 ① ② ③ ④ ⑤ 0.2 0.2 0.2 0.4 0.6 0.2 0.4 0.6 0.2 0.2 出现棕黄色的时间/s 13 6.5 4.3 6.6 4.4 实验Ⅱ．用KI替代HI做上述5组实验，观察到有无色气体产生，一段时间内溶液均未见棕黄色。 下列说法正确的是 A．由实验Ⅰ可知，与的反应的速率方程为 B．实验⑤出现棕黄色时间比实验①短是因为其速率常数增大 C．实验①中反应继续进行，20s时测得为，则的平均反应速率： D．实验Ⅱ中的现象可能是因为分解的速率大于氧化KI的速率 【答案】D 【详解】A．速率方程的形式为，对比实验①④，过氧化氢浓度变为2倍，反应时间约变为原来的，速率变为2倍，可得2m=2，m=1，对比实验①②，HI浓度变为2倍，反应时间约变为原来的，速率变为2倍，可得2n=2，n=1，速率方程为，A错误； B．速率常数k仅与温度、催化剂有关，实验①和⑤的温度相同（室温）、无催化剂变化，因此k不变。实验⑤出现棕黄色时间更短，是因为H2O2浓度增大，速率加快，B错误； C．实验中溶液等体积混合，初始浓度需稀释为原来的一半，平均速率=0.001，C错误； D．实验 II 中 “有无色气体产生，未见棕黄色”，说明过氧化氢分解反应速率远大于过氧化氢氧化KI的反应速率， I-主要催化H2O2分解，未大量生成I2。D 正确； 故选D。 方法03 判断一个可逆反应是否达到化学平衡状态 【解题通法】抓住平衡状态的本质标志 v(正) = v(逆) ≠ 0和各组分百分含量保持不变。可从不同角度判断：①速率角度：同一种物质的生成速率等于消耗速率。②含量/浓度角度：各组分质量、物质的量、浓度、百分含量等不随时间改变。③衍生标志：对于气体体积可变的反应，总压、平均分子量、密度等不变；对于有颜色变化的反应，体系颜色不变。注意：各物质浓度相等或等于计量数比，不是平衡标志。 【典型例题】二氧化碳催化加氢制甲醇过程中的主要反应如下： 反应I：CO2(g)＋3H2(g)=CH3OH(g)＋H2O(g)　ΔH1 反应Ⅱ：CO2(g)＋H2(g)=CO(g)＋H2O(g)　ΔH2 在密闭容器中，1.01×105Pa、n始(CO2)：n始(H2)=1：3时，CO2平衡转化率、CH3OH平衡产率、在催化剂作用下反应相同时间所测得的CO2实际转化率、CH3OH实际产率随温度变化如图所示。CH3OH的产率可表示为×100%。下列说法正确的是 A．ΔH1<0，ΔH2<0 B．一定温度时，当密闭容器体积不变时，可说明反应Ⅱ达到化学平衡状态 C．从480～540K，CO的实际产率先降后升 D．500K时CO的实际产率小于平衡时的产率 【答案】B 【详解】A．520℃以前，温度低，反应未达平衡状态，520℃之后，温度升高，CH3OH的产率下降，反应I平衡逆向移动，ΔH1<0，温度升高，CH3OH的产率和CO2实际转化率差距越大，说明更多的CO2转化为CO，反应Ⅱ正向移动，，A错误； B．反应Ⅰ是气体体积前后改变的反应，一定温度时，当密闭容器体积不变时，体系各组分物质的量不变，可说明反应Ⅱ和反应I达到化学平衡状态，B正确； C．480～540K，CH3OH的产率和CO2实际转化率差距越大，说明更多的CO2转化为CO ，CO的实际产率在上升，C错误； D．如图所示，500K时，平衡时，CO2转化率为0.31，CH3OH的产率为0.26，实际上，CO2转化率为0.22，CH3OH的产率为0.16，设起始时，CO2为1mol，平衡时CO为：，实际产率为：，D错误； 故选B。 方法04 应用勒夏特列原理判断化学平衡移动方向 【解题通法】若改变影响平衡的一个条件，平衡就向着能够减弱这种改变的方向移动。①浓度：增大反应物浓度，平衡正向移动。②温度：升温，平衡向吸热方向移动；降温，平衡向放热方向移动。③压强：增大压强，平衡向气体分子数减少的方向移动。④催化剂：同等改变正逆反应速率，平衡不移动。 【典型例题】一定量CO2与足量碳在体积可变的恒压密闭容器中反应：。平衡时，体系中气体体积分数与温度的关系如图所示，下列说法正确的是 A．550℃时，若充入惰性气体，v(正)、v(逆)均减小，平衡不移动 B．650℃时，反应达平衡后CO2的转化率为25.0% C．T℃时，若充入等体积的CO2和CO，平衡向逆反应方向移动 D．925℃时，该反应的化学平衡常数K=24 【答案】B 【详解】A．550℃时，若充入惰性气体，压强不变时，体积增大，相当于分压减小，v(正)、v(逆)均减小，平衡正向移动，A错误； B．650℃时，反应达平衡后CO、CO2体积分数分别为40%、60%，设总物质的量为1 mol，则CO为0.4 mol，CO2为0.6 mol，CO2的变化量为0.2 mol，起始量为0.8 mol，转化率为，B正确； C．T℃时，若充入等体积的 CO2 和 CO，体积分数不变，浓度不变，平衡不移动，C错误； D．925℃时，用平衡分压代替平衡浓度表示的化学平衡常数 Kp==24.0×96%p总，D错误； 故选B。 方法05 比较化学反应速率常数（k）、平衡常数（K）与转化率（α） 【解题通法】①速率常数（k）：衡量反应快慢，受温度、催化剂影响，与浓度无关。②平衡常数（K）：衡量反应限度，只受温度影响。K值越大，反应进行得越完全。③转化率（α）：衡量某反应物的利用程度，受温度、浓度、压强等多种条件影响。k和α可以变化，而K在一定温度下是定值。 【典型例题】一定条件下，三个体积均为1L的密闭容器中发生反应：在、（）两个不同温度下实验，测得有关数据如下表。 容器编号 温度/K 起始时物质的量/mol 平衡时物质的量/mol Ⅰ T1 1.16 3.0 0 0 0 1.0 Ⅱ T1 1.0 2.0 0.5 0.5 2.5 x Ⅲ T2 0.16 1.0 1.0 1.0 2.0 0.80 下列说法正确的是 A．该反应只有在高温下才能自发进行 B．实验Ⅱ中， C．若实验Ⅲ中反应起始时通入2.32mol和6.0mol，达到平衡时 D．其他条件不变，增大的比值，能提高的平衡转化率 【答案】C 【详解】A．该反应ΔH < 0且ΔS > 0，ΔG < 0在任何温度下均成立，反应始终自发，并非仅在高温下自发，A错误； B．实验Ⅱ在T1温度下，起始量为CH4 1.0 mol、NO2 2.0 mol、N2 0.5 mol、CO2 0.5 mol、H2O 2.5 mol，平衡常数K=25，<K，平衡正向移动，平衡时NO2物质的量为x mol，列三段式：平衡常数K==，计算得平衡时NO2物质的量x ≈ 1.0 mol，而非0.5 mol，B错误； C．实验Ⅲ在T2温度下，K≈152.5，若起始通入CH4 2.32 mol和NO2 6.0 mol（其他为0），计算得平衡时c(NO2) ≈ 1.73 mol/L > 1.60 mol/L，C正确； D．增大c(CH4):c(NO2)比值（如起始c(CH4)=2.32 mol/L、c(NO2)=3.0 mol/L时），由平衡常数=152.5，CH4平衡转化率由约86.2%降至约52.4%，转化率降低，不能提高，D错误； 故答案选C。 方法06 分析温度对化学平衡及平衡常数（K）的影响 【解题通法】温度通过改变平衡常数K来影响平衡。①对于吸热反应，升高温度，K值增大，平衡正向移动；降低温度，K值减小，平衡逆向移动。②对于放热反应，升高温度，K值减小，平衡逆向移动；降低温度，K值增大，平衡正向移动。温度是唯一能改变平衡常数K的外界条件。 【典型例题】下列实验设计及操作严谨且能达到实验目的的是 A．探究温度对化学平衡的影响 B．测定锌与稀硫酸反应的速率 C．根据溶液褪色快慢比较反应速率大小 D．比较和对分解的催化效果 A．A B．B C．C D．D 【答案】A 【详解】A．通过观察NO₂球在冷水和热水中的颜色变化，可探究温度对化学平衡的影响，设计合理，A正确； B．长颈漏斗未液封，导致H2逸出，无法测定反应速率，B错误； C．两支试管中KMnO4浓度不同，褪色时间差异无法直接反映反应速率，C错误； D．FeCl₃和 CuSO4阴离子不同，无法排除Cl-或的影响，D错误； 故答案选A。 方法07 分析压强对化学平衡移动的影响及特例 【解题通法】压强影响只针对有气体参与且反应前后气体分子数发生变化的反应。①增大压强，平衡向气体分子数减少的方向移动。②减小压强，平衡向气体分子数增多的方向移动。③特例：若反应前后气体分子数相等，改变压强平衡不移动。若反应无气体参与，压强的改变不影响平衡。 【典型例题】利用传感技术可探究压强对化学平衡移动的影响。在常温、条件下，往注射器中充入适量气体，当活塞位置不变时，分别在时快速移动注射器活塞并保持活塞位置不变，测得注射器内气体总压强随时间变化的曲线如图乙所示。下列说法中正确的是 A．由点到点观察到注射器内气体颜色先变深后逐渐变浅 B．点处的转化率为 C．两点对应的正反应速率 D．由点到点注射器内气体颜色加深是平衡移动所致 【答案】B 【详解】A．点到点：时活塞外移（体积增大），压强瞬间减小（），浓度因体积增大而瞬间变浅；随后平衡逆向移动（生成更多），颜色逐渐变深，观察到的现象应为“先变浅后逐渐变深”，A错误； B．反应开始时总压强是100 kPa，B点处压强是97 kPa，减少3 kPa，根据物质反应转化关系可知：反应消耗6 kPa NO2，由于在恒温恒容时气体的物质的量的比等于压强之比，故NO2的转化率为，B正确； C．、两点：均为平衡状态，压强均为，温度相同，平衡常数相同，浓度相同，正反应速率相等，故，C错误； D．点到点：时活塞内移（体积减小），浓度因体积骤减瞬间增大，颜色加深，这是物理变化，而非平衡移动导致，D错误； 故B选项正确。 方法08 理解催化剂对化学反应速率和化学平衡的影响 【解题通法】催化剂通过降低反应活化能来改变化学反应速率。①对速率的影响：同等程度地增大正反应和逆反应的速率。②对平衡的影响：不使化学平衡发生移动，即不改变平衡状态，也不改变平衡常数K。③作用：缩短反应达到平衡所需的时间，提高生产效率。 【典型例题】工业生产硫酸的一步重要反应是，如果该反应在容积不变的密闭容器中进行，图中表示当其他条件不变时，其中结论正确的是 A．图I可以表示催化剂对化学平衡的影响，且甲使用了催化剂 B．图I可以表示温度对化学平衡的影响，且甲温度低 C．图Ⅱ表示平衡转化率与温度及压强的关系，可以判断 D．图Ⅲ表示时刻通入更多的氧气或增大压强对反应速率的影响 【答案】B 【详解】A．由图Ⅰ可知，改变条件使平衡发生了移动，而催化剂不影响化学平衡，甲和乙SO3的体积分数应当一样，与图像不符，A错误； B．乙先达到平衡说明速率快，故乙的温度高，该反应为放热反应，温度升高反应逆向移动，SO3的体积分数降低，图I可以表示温度对化学平衡的影响，且甲温度低，B正确； C．在相同压强下，由于正反应放热，升高温度，平衡向逆反应方向移动，SO2的平衡转化率减小，由图可知，C错误； D．图Ⅲ改变条件瞬间，正、逆速率都增大，正反应速率增大较大，平衡向正反应移动，改变的条件为增大压强；正反应放热，若是升高温度，平衡逆向移动，逆反应速率大于正反应速率；若是通入更多的氧气，逆反应速率不能发生突变，D错误； 故选B。 方法09 运用化学反应速率和化学平衡理论选择化工生产的适宜条件 【解题通法】选择化工生产条件是在反应速率、平衡产率、设备成本、能耗之间寻求最佳平衡点。①温度：从速率看，高温有利；从平衡看，需根据反应是放热还是吸热决定。常选择适当温度。②压强：从平衡看，对有气体参与且分子数减小的反应，高压有利；但压强太高，设备要求和能耗剧增。常选择适中压强。③浓度：增加廉价反应物浓度，及时分离产物，有利于提高产率和速率。④催化剂：使用高效催化剂是提高速率的关键手段。 【典型例题】恒压条件下，密闭容器中将、按照体积比为1∶3合成，其中涉及的主要反应： Ⅰ．   Ⅱ．   在不同催化剂作用下发生反应Ⅰ和反应Ⅱ，在相同的时间段内的选择性和产率随温度的变化如图所示： 已知：的选择性 下列说法正确的是： A．保持恒温恒压下充入氮气，不影响CO的产率 B．合成甲醇的适宜工业条件是约230℃，催化剂选择CZT C．使用CZ(Zr-1)T，230℃以上，升高温度甲醇的产率降低，原因可能是催化剂的活性降低 D．使用CZT，230℃以上，升高温度甲醇的产率降低，可能是因为反应Ⅱ平衡正向移动 【答案】D 【详解】A．充入氮气反应Ⅰ压强减小平衡逆向移动，H2和CO2增加从而导致反应Ⅱ的反应物浓度增大平衡正向移动，所以CO的产率增加，A项错误； B．相同条件下催化剂CZ(Zr-1)T选择性更高。此催化剂在230℃选择性最高且CH3OH的产率较高，所以甲醇的最适宜条件为约230°C、催化剂选择CZ(Zr-1)T，B项错误； C．230℃以上反应Ⅰ为放热反应升温平衡逆向，而反应Ⅱ为吸热反应升温平衡正向，导致甲醇的产率降低，C项错误； D．CZT，230°C以上甲醇的选择性低，且升温反应Ⅱ正向，所以该条件下主要以反应Ⅱ为主导致甲醇的产率降低，D项正确； 故选D。 方法10 综合运用速率与平衡图像解决实际问题 【解题通法】解图像题关键：①看面：明确坐标轴含义。② 看线：理解曲线的变化趋势。③ 看点：关注起点、拐点、交点。④ 联想规律：将图像趋势与速率、平衡的影响因素相联系，判断条件改变的方向。 【典型例题】一碘甲烷热裂解可制取乙烯等低碳烯烃化工原料。在催化剂作用下，一碘甲烷热裂解时主要反应有： 反应Ⅰ：   反应Ⅱ：   反应Ⅲ：   向容积为的恒容密闭容器中起始投入，反应温度对平衡体系中乙烯、丙烯和丁烯占所有气体物质的量分数的影响如图所示。已知时，的转化率为80％。 下列说法正确的是 A．曲线b表示反应温度对平衡体系中乙烯物质的量分数的影响 B．时，的平衡物质的量浓度为 C．由图像可知，温度越高，催化剂的活性越强 D．时使用活性更强的催化剂，可以提高曲线a、b对应物质的物质的量分数 【答案】B 【详解】A．由分析可知，曲线b表示反应温度对平衡体系中C3H6物质的量分数的影响，A错误； B．已知时，的转化率为80％，由C元素守恒可知，体系中2n(C2H4)+ 3n(C3H6)+4n(C4H8)=1mol×0.8=0.8mol，由图可知，此时C3H6和C4H8的物质的量分数相等且都为8%，n(CH3I)=1mol-0.8mol=0.2mol，由反应Ⅰ可知，n(HI)=0.8mol，则=8%、n(C3H6)=n(C4H8)，解得n(C4H8)=，B正确； C．催化剂需要一定的活性温度，不是温度越高越好，且该图像也不能体现温度对催化剂活性的影响，C错误； D．催化剂能降低反应活化能，加快反应速率，但平衡不移动，所以400K时使用活性更强的催化剂，不能提高C3H6、C4H8的物质的量分数，故D错误； 故选B。 4 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $ 第6章 化学反应速率和化学平衡 6.1 化学反应速率 一、化学反应速率 概念 单位时间内 的 或 的 表达式 单位 计算 定义式法 v(A)＝ 比值法 根据同一化学反应不同物质的 等于化学方程式中 的 计算 三段式 设a mol·L－1、b mol·L－1分别为A、B两物质的起始浓度，mx mol·L－1为反应物A的转化浓度，nx mol·L－1为反应物B的转化浓度，则： mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g) 起始浓度 a b 0 0 转化浓度 mx nx px qx 终态浓度 a－mx b－nx px qx 大小比较 换算法 换算成 、 表示，再比较数值大小 比较法 比较化学反应速率与化学计量数的比值。 如反应aA＋bBcC，要比较v(A)与v(B)的相对大小，即比较与的相对大小，若＞，则用v(A)表示的反应速率比用v(B)表示的反应速率大 【温馨提示】 ①用不同物质的浓度变化表示的化学反应速率之比 反应方程式中相应的物质的化学计量数之比。计量数不同，速率 ，因而定量表示一个化学反应的反应速率时，必须 是用哪一种物质来表示。 ②不论是用反应物表示还是用生成物表示，其化学反应速率都 ，而且是某一段时间内的 速率。 ③固体或纯液体的浓度视为 ，因此不用固体或纯液体表示化学反应速率。 二、影响化学反应速率的因素 1．内因：反应物本身的 →起最主要作用(如：F2非常活泼，与H2在阴冷的环境下相遇会发生爆炸，而I2与H2在500℃的条件下才能反应，而且是可逆反应) 2．外因：外界因素(包括 、 、 、 、 等) 3．实验探究外界条件对化学反应速率的影响 （1）探究温度对化学反应速率的影响 实验操作 实验现象 ①产生气泡速率最慢 ②产生气泡速率较快 ③产生气泡速率最快 实验结论 对于反应2H2O22H2O＋O2↑来说，温度 升高 ，H2O2的分解速率 (2)催化剂对化学反应速率影响的探究 实验操作 实验现象 ①有少量气泡出现 ②能产生大量气泡 ③能产生大量气泡 实验结论 MnO2、FeCl3可以使H2O2分解的速率 (3)浓度对化学反应速率影响的探究 实验操作 实验现象 装有12% H2O2溶液的试管中先产生气泡 实验结论 增大反应物浓度能使H2O2分解速率 (4)探究固体反应物表面积对化学反应速率的影响 实验操作 实验现象 加碳酸钙粉末的试管内产生气泡较快，加块状碳酸钙的试管内产生气泡较慢 实验结论 其他条件相同时，固体反应物表面积越大，反应速率 4．规律： 影响因素 结果 反应物本身的性质（主要因素） 反应物越 ，反应速率 。 温度 温度，化学反应速率 ；降低温度，化学反应速率减慢。 反应物浓度 （不包括固体、纯液体） 增大 ， 反应速率；减小反应物浓度，反应速率减慢 催化剂 改变 反应物的接触面积的大小、固体反应物的颗粒大小 增大反应物的表面积，化学反应速率 ；固体反应物颗粒越小，反应速率越快。 压强 对于有气体参与的化学反应，当其他条件相同时，增大反应体系 ，化学反应速率 。 形成原电池 形成原电池通常可以 反应速率。 溶剂的性质、光、超声波、磁场、固体反应物表面积等也会对化学反应速率产生影响。 【温馨提示】 ①浓度只适用于 参加或在 中进行的化学反应，在一定温度下，固体或纯液态物质的浓度是一个常数，改变其用量，对化学反应速率 。 ②温度对 反应都适用，且不受反应物状态的影响，不论是吸热反应还是放热反应，升高温度都能 化学反应速率，降低温度都能减小化学反应速率。 ③压强对化学反应速率的影响实质是通过改变 ，对化学反应速率的影响实现的。由于固体或液体的体积受压强的影响很小，所以压强只影响有气体参加的化学反应的反应速率 ④催化剂能同等程度地改变正、逆反应的化学 5．应用： （1）控制反应条件，提高那些对人类 的反应速率， 那些对人类反应不利的反应速率。 （2）食物腐败是因为发生了化学反应，在其他条件相同时，温度越低，化学反应 ，人们用电冰箱把食物放置在低温下保存，以 食物的腐败； （3）做某些化学实验时加热以加快化学反应速率使反应 缩短反应现象更 ； （4）铁制门窗上涂油漆以 生锈的化学反速率； （5）食品包装袋内放 和 降低水和氧气的浓度以减慢食品变质的化学反应速率； （6）工业生产硫酸时，为了增大与空气的 ，加快反应速率，要先将黄铁矿矿石(主要成分为FeS2)粉碎后，再投入沸腾炉等。 6.2 化学平衡 一、可逆反应 定义 在同一条件下 方向和 方向均能进行的化学反应（正向反应：由反应物得到生成物的化学反应；逆向反应：由生成物得到反应物的化学反应） 特点 性 反应物生成物 性 相同条件 正、逆反应同时进行 性 反应物、生成物同时存在，反应物的转化率小于100% 表示方法 书写可逆反应的方程式不用“===”，而用 “ ” 连接 【温馨提示】 不是所有化学反应都是 反应。大多数的化学反应都具有可逆性，有些化学反应在某一条件下可逆程度很小（逆反应倾向很小），通常称为不可逆反应。如金属镁与盐酸的反应等，可逆是绝对的，不可逆是相对的。 二、化学平衡 1．化学平衡的概念及建立 （1）概念：一定条件下的可逆反应进行到一定程度时，正反应 和逆反应速率 ，反应物和生成物的浓度 ，达到一种表面 的状态，称为“化学平衡状态”，简称化学平衡。 （1）建立过程： 或 加入反应物，从正反应方向开始 加入生成物，从逆反应方向开始 （3）化学反应的限度：化学平衡状态是可逆反应在一定条件下所能达到或完成的 ，也就是反应所能进行的最大限度，在该条件下反应物的 最大。 2．化学平衡状态的特征 研究对象（逆） 适用于 反应 动态特征（动） 建立平衡后，正、逆反应仍在进行，属于 平衡，可用同位素示踪原子法证明 平衡实质（等） υ(正) v(逆)≠0（正、逆反应速率相等，但 不等于 零。） 平衡结果（定） 达平衡后，反应混合物中各组分的百分含量或浓度 （不可理解为相等） 平衡移动（变） 化学平衡其存在是有条件的、暂时的，浓度、温度、压强条件变化时平衡会发生 等效平衡（同） 外界条件同，同一可逆反应从不同方向（正向、逆向、双向）达到的平衡状态 3．化学平衡状态的判断 （1）基本判据：等[v(正) v(逆)]、定（各组分含量、浓度 ）任何条件下的可逆反应均达到 。 （2）判断三标志 ①达到化学平衡的本质标志 项目 mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g) 是否平衡 v正 ＝ v逆 在单位时间内消耗了m mol A的同时生成了m mol A 在单位时间内消耗了n mol B的同时消耗了p mol C 在单位时间内生成了p mol C的同时消耗了q mol D v正(A)∶v逆(B)＝m∶n ②达到化学平衡的等价标志 项目 mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)[假设只有A为有色气体] 是否平衡 混合体系中各 组分的含量 各物质的物质的量或物质的量的分数一定 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 A物质断裂的化学键与A物质形成的化学键的物质的量相等 气体的颜色不变 温度 在其他条件不变时，体系温度一定时 体系颜色变化 有色气体的颜色不再改变 ③达到化学平衡状态的特殊标志 项目 mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g) 是否平衡 压强 当m＋n≠p＋q时，总压强一定（其它条件一定） 当m＋n＝p＋q时，总压强一定（其它条件一定） 总物质的量 当m＋n≠p＋q时，总物质的量一定（其它条件一定） 当m＋n＝p＋q时，总物质的量一定（其它条件一定） 体系的密度 密度一定 【温馨提示】 反应达到化学平衡状态时各组分的浓度 ，但不一定 ，也不—定 化学计量数之比。 三、化学平衡的移动 1．定义：对一个化学平衡状态改变条件时，原来的化学平衡将 被破坏 ，并在新的 条件 下建立新的化学平衡，即发生 化学平衡移动 。 2．化学平衡移动原理 （1）外界条件对化学平衡移动的影响 外因的变化 备注 对反应速率的影响 对化学平衡的影响 浓度 增大反应物的浓度 固体物质除外 v正增大，且v正 v逆 向 方向移动 减小生成物的浓度 v逆减小，且v正 v逆 减小反应物的浓度 v逆减小，且v正 v逆 向 方向移动 增大生成物的浓度 v逆增大，且v正 v逆 压强 增压引起浓度改变 固体和液体、恒容时充入不反应气体情况除外 v正、v逆 ，只是增大的倍数不同 向气体体积 的方向移动 减压引起浓度改变 v正、v逆 ，只是减小的倍数不同 向气体体积 的方向移动 恒容时冲入不反应气体 各物质 不变，v正、v逆均 平衡 不 移动 恒压时冲入不反应气体 容器体积增大，各物质浓度 ，v正、v逆均 ，按照减压进行思考。 向气体体积 的方向移动 温度 增大温度 v正、v逆均 ，v吸热 v放热 向 方向移动 减小温度 v正、v逆均 ，v吸热 v放热 向 方向移动 催化剂 加入(正)催化剂 v正、v逆均 ，且增大程度 平衡 移动 （2）化学平衡移动原理（勒沙特列原理）：如果改变影响平衡的一个 （如浓度、压强或温度），平衡就向着能够 这种改变的方向移动。 【温馨提示】 平衡移动与转化率的变化：不要把平衡向正反应方向移动与反应物 转化率 的增大等同起来。 反应实例 条件变化与平衡移动方向 达新平衡后转化率变化 2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)+Q 增大O2浓度，平衡 O2转化率降低，SO2转化率 增大SO3浓度，平衡 O2转化率 ，SO2转化率降低 升高温度，平衡 O2转化率 ，SO2转化率降低 增大压强，平衡 O2转化率增大，SO2转化率 2NO2(g)N2O4(g) 体积不变时，加入NO2 NO2转化率 2HI(g)H2(g)+I2(g) 增大HI的浓度，平衡 HI转化率 增大压强，平衡 移动 HI转化率 6.3 化工生产 一、工业制硫酸的反应原理和生产过程 1．主要原料： 或 ，其中硫磺制酸具有生产流程短，“三废”治理量较少等优势，因而今后以硫磺制取酸为主要发展趋势。 2．制备步骤 （1）造气： 或 （沸腾炉） （2）转化： （接触室） （3）吸收： （吸收塔） 3．工艺流程 （1）沸腾炉中把硫铁矿 ，目的是 固体的表面积，与空气充分 ，燃烧迅速且充分。 （2）原料气要通过 、 等 处理，目的是防止催化剂中毒，减少对设备的 。 （3）转化器（又叫接触室）中有热交换器，使用的催化剂是 （V2O5）。 （4）在转化器中，理论上需 （既能加快反应速率，又能使化学平衡正向移动），但实际工业生产上使用的是常压，因为在常压下，该反应的转化率已经很高了，若使用高压，会增加 ，所以没有必要使用高压。 （5）吸收塔中用98.3%的浓硫酸吸收 ，如果用水或稀硫酸吸收，易形成 。 【温馨提示】 ①硫酸工业中的“三” 三原料 三阶段 三反应（均放热） 三设备 三净化 黄铁矿或S 造气 4FeS2+11O2 2Fe2O3+8SO2 沸腾炉 除尘 空气 接触氧化 2 SO2 + O2 2 SO3 接触室 （含热交换器） 洗涤 98.3%浓硫酸 三氧化硫吸收 SO3+ H2O → H2SO4 吸收塔 干燥 ②增大反应物浓度、增大反应物间 ，能提高反应速率并使化学平衡向正反应方向移动，以充分提高 。 ③硫酸工业中遵循热交换原理和逆流原理。在接触室中生成的热量经过热交换器，传递给进入接触室的需要预热的混合气体，为二氧化硫的接触氧化和三氧化硫的吸收创造了有利条件。液体由上向下流，气体由下向上升，两者在逆流过程中充分反应。 二、硫酸工业生产中热能的合理利用及三废处理 1．反应特点及热能的利用 （1）反应特点：硫酸生产过程中的三个反应都是 反应。 （2）热能的利用： ①在生产过程中，沸腾炉外设置废热锅炉 高温废热； ②把热交换器和转化器合为一体，将二氧化硫转化为 时放出的热量及时导出用来，预热进入转化器的原料气。 2．三废的处理 （1）废气：硫酸工业的尾气中含有的有毒气体是 ，用氨酸法处理尾气的化学方程式分别为： ① ； ② ； ③ 。 （2）废水：没有被污染的冷却水可以被 ；若排出的是酸性废水，一般使用 等中和处理，反应的离子方程式为 。 （3）废渣：以硫铁矿为原料生产硫酸，废渣的主要成分是 、 及少量有害物质。用废渣可以炼制的金属是铁。 3．化工生产中反应条件的控制 （1）目的：①促进有利的化学反应：提高反应速率；提高反应物的 ，即原料的利用率。 ②抑制有害的化学反应：降低反应速率，控制 的发生，减少甚至消除有害物质的产生。 （2）措施：①改变化学反应速率：改变反应体系的 、物质的 、气体的 、固体的表面积以及催化剂的合理使用等。 ②改变可逆反应进行的限度：改变可逆反应体系的温度、物质的浓度、气体的压强等。 4．绿色化学 （1）核心：利用化学原理从 上消除和减少工业生产对 造成的污染。 （2）特征：①采用 的原料；②在无毒、无害的条件(包括催化剂、溶剂)下进行；③产品应该是环境友好的；④具有理想的“ ”，即反应具有高选择性、极少副产物，甚至实现“零排放”。 （3）原子经济性：原子经济性可用原子利用率来衡量，其定义可表示为： 原子利用率＝×100%。 原子经济性的反应有两个显著优点：一是最大限度地利用了 ，二是最大限度地 废物的排放。 易错点01：误认为“化学反应速率”就是整个反应在某一时刻的“瞬时速度”。 化学反应速率，通常是指一段时间内的平均速率，它表示的是在这段时间内，反应物浓度减少或生成物浓度增加的平均快慢。化学反应本身是动态的，速率随时间可能变化，但我们通常计算和比较的是平均速率。 易错点02：认为“压强对反应速率的影响”就是改变压强本身，而忽略其本质是通过改变“浓度”实现的。 对于有气体参与的反应，增大压强相当于压缩体积，从而增大了气体反应物的浓度，因此反应速率加快。反之，减小压强相当于增大体积，降低浓度，速率减慢。如果反应体系中没有气体，或压强改变不引起浓度变化，则反应速率不变。 易错点03：混淆“正逆反应速率相等”与“反应物和生成物浓度相等”。 化学平衡状态的标志是 v(正) = v(逆) ≠ 0，即正反应速率等于逆反应速率，反应仍在进行，是动态平衡。绝不是反应物和生成物的浓度相等或固定不变。平衡时，各组分浓度保持不变，但数值可以相等，也可以不相等。 易错点04：误认为“平衡移动”就是“反应速率改变”。 改变条件会引起正、逆反应速率同时改变，若改变的程度不同，则平衡发生移动，直到再次达到v(正) = v(逆)的新平衡。有时条件改变会使正逆反应速率同增同减，但不一定破坏平衡。平衡移动关注的是结果，而速率改变是过程。 易错点05：认为“催化剂”能影响化学平衡的移动。 催化剂能同等程度地改变正反应和逆反应的速率，因此它可以缩短反应达到平衡所需的时间，但不能使化学平衡发生移动，也不能改变反应物的平衡转化率。催化剂改变的是反应的路径，而不改变反应的始态和终态。 易错点06：机械套用“勒夏特列原理”于所有平衡体系，忽略其前提和局限性。 勒夏特列原理仅适用于已经达到平衡的体系，且条件改变不能破坏反应的根本限度。它只能定性预测平衡移动的方向，不能定量计算移动的程度。对于非平衡体系，该原理不适用。 易错点07：认为“温度升高，化学反应速率一定加快，平衡一定向吸热方向移动”。 温度升高，分子的平均动能增大，有效碰撞几率增加，因此任何化学反应的速率都会加快。但平衡移动方向取决于反应是吸热还是放热：对于吸热反应，升温平衡向正反应方向移动；对于放热反应，升温平衡向逆反应方向移动。所以，升温一定加快速率，但平衡移动方向取决于反应的热效应。 易错点08：混淆“化学平衡常数（K）”与“反应速率常数（k）”。 化学平衡常数是衡量化学反应进行限度的物理量，只与温度有关，与浓度、压强、催化剂无关。其表达式由生成物与反应物平衡浓度的幂之积构成。反应速率常数是衡量反应快慢的参数，在速率方程中出现，它与温度和催化剂都有关系，但与浓度无关。K大表示反应进行的程度大，k大表示反应速率快，二者无直接比较关系。 易错点09：认为“工业生产中增大压强，一定能提高产率”。 在化工生产中，增大压强需要考虑多方面因素：① 对于气体体积减小的反应，加压有利于提高平衡转化率。② 但压强过大，对设备材料、能耗和安全要求极高，成本大幅增加。③ 对于气体体积不变或增大的反应，加压对平衡移动无影响或不利。因此，工业上常采用适度压强，是在产率、速率和设备成本之间寻求最佳平衡点。 易错点10：将“化学平衡的建立”与“达到平衡所需的时间”混为一谈。 对于一个可逆反应，只要条件一定，平衡状态就是确定的、唯一的。但是，反应达到这个平衡状态所需要的时间则受反应速率的影响。催化剂能极大缩短达到平衡的时间，但不能改变平衡状态本身。平衡状态由热力学决定，达到平衡的时间由动力学决定。 方法01 判断化学反应速率的大小及计算平均反应速率 【解题通法】①比较速率快慢：需统一单位，通常转化为同一物质的浓度变化率进行比较，即用Δc/Δt计算并比较。②计算平均速率：v = |Δc| / Δt，注意浓度变化取绝对值，速率均为正值。③ 各物质速率之比等于化学计量数之比，可用于换算。 【典型例题】某温度下，在恒容密闭容器中充入和一定量，发生下列反应： 反应Ⅰ． 反应Ⅱ． 测得反应过程中气体A、C、D的物质的量随时间的变化如图所示。下列说法正确的是 A．活化能： B．内，的平均化学反应速率为 C．当容器内气体密度保持不变时，则反应Ⅰ、反应Ⅱ均达到平衡状态 D．其他条件不变，后再向平衡体系中加入一定量的气体，再次平衡后增大 方法02 分析外界条件对化学反应速率的影响 【解题通法】遵循“一变多效”原则分析：①浓度：增大反应物浓度，单位体积内活化分子数增加，有效碰撞几率增大，v增大。适用于气体和溶液。②温度：升高温度，分子能量增加，活化分子百分数增大，v显著增大。③压强：增大压强→缩小体积→浓度增大→v增大。若压强改变但浓度未变，v不变。④催化剂：降低反应活化能，同等倍数增大v(正)和v(逆)，缩短达到平衡的时间。 【典型例题】某小组用分别与HI和KI的反应探究外界条件对化学反应速率的影响。 实验Ⅰ．室温下，和HI溶液按下列初始浓度等体积混合进行实验。 实验编号 ① ② ③ ④ ⑤ 0.2 0.2 0.2 0.4 0.6 0.2 0.4 0.6 0.2 0.2 出现棕黄色的时间/s 13 6.5 4.3 6.6 4.4 实验Ⅱ．用KI替代HI做上述5组实验，观察到有无色气体产生，一段时间内溶液均未见棕黄色。 下列说法正确的是 A．由实验Ⅰ可知，与的反应的速率方程为 B．实验⑤出现棕黄色时间比实验①短是因为其速率常数增大 C．实验①中反应继续进行，20s时测得为，则的平均反应速率： D．实验Ⅱ中的现象可能是因为分解的速率大于氧化KI的速率 方法03 判断一个可逆反应是否达到化学平衡状态 【解题通法】抓住平衡状态的本质标志 v(正) = v(逆) ≠ 0和各组分百分含量保持不变。可从不同角度判断：①速率角度：同一种物质的生成速率等于消耗速率。②含量/浓度角度：各组分质量、物质的量、浓度、百分含量等不随时间改变。③衍生标志：对于气体体积可变的反应，总压、平均分子量、密度等不变；对于有颜色变化的反应，体系颜色不变。注意：各物质浓度相等或等于计量数比，不是平衡标志。 【典型例题】二氧化碳催化加氢制甲醇过程中的主要反应如下： 反应I：CO2(g)＋3H2(g)=CH3OH(g)＋H2O(g)　ΔH1 反应Ⅱ：CO2(g)＋H2(g)=CO(g)＋H2O(g)　ΔH2 在密闭容器中，1.01×105Pa、n始(CO2)：n始(H2)=1：3时，CO2平衡转化率、CH3OH平衡产率、在催化剂作用下反应相同时间所测得的CO2实际转化率、CH3OH实际产率随温度变化如图所示。CH3OH的产率可表示为×100%。下列说法正确的是 A．ΔH1<0，ΔH2<0 B．一定温度时，当密闭容器体积不变时，可说明反应Ⅱ达到化学平衡状态 C．从480～540K，CO的实际产率先降后升 D．500K时CO的实际产率小于平衡时的产率 方法04 应用勒夏特列原理判断化学平衡移动方向 【解题通法】若改变影响平衡的一个条件，平衡就向着能够减弱这种改变的方向移动。①浓度：增大反应物浓度，平衡正向移动。②温度：升温，平衡向吸热方向移动；降温，平衡向放热方向移动。③压强：增大压强，平衡向气体分子数减少的方向移动。④催化剂：同等改变正逆反应速率，平衡不移动。 【典型例题】一定量CO2与足量碳在体积可变的恒压密闭容器中反应：。平衡时，体系中气体体积分数与温度的关系如图所示，下列说法正确的是 A．550℃时，若充入惰性气体，v(正)、v(逆)均减小，平衡不移动 B．650℃时，反应达平衡后CO2的转化率为25.0% C．T℃时，若充入等体积的CO2和CO，平衡向逆反应方向移动 D．925℃时，该反应的化学平衡常数K=24 方法05 比较化学反应速率常数（k）、平衡常数（K）与转化率（α） 【解题通法】①速率常数（k）：衡量反应快慢，受温度、催化剂影响，与浓度无关。②平衡常数（K）：衡量反应限度，只受温度影响。K值越大，反应进行得越完全。③转化率（α）：衡量某反应物的利用程度，受温度、浓度、压强等多种条件影响。k和α可以变化，而K在一定温度下是定值。 【典型例题】一定条件下，三个体积均为1L的密闭容器中发生反应：在、（）两个不同温度下实验，测得有关数据如下表。 容器编号 温度/K 起始时物质的量/mol 平衡时物质的量/mol Ⅰ T1 1.16 3.0 0 0 0 1.0 Ⅱ T1 1.0 2.0 0.5 0.5 2.5 x Ⅲ T2 0.16 1.0 1.0 1.0 2.0 0.80 下列说法正确的是 A．该反应只有在高温下才能自发进行 B．实验Ⅱ中， C．若实验Ⅲ中反应起始时通入2.32mol和6.0mol，达到平衡时 D．其他条件不变，增大的比值，能提高的平衡转化率 方法06 分析温度对化学平衡及平衡常数（K）的影响 【解题通法】温度通过改变平衡常数K来影响平衡。①对于吸热反应，升高温度，K值增大，平衡正向移动；降低温度，K值减小，平衡逆向移动。②对于放热反应，升高温度，K值减小，平衡逆向移动；降低温度，K值增大，平衡正向移动。温度是唯一能改变平衡常数K的外界条件。 【典型例题】下列实验设计及操作严谨且能达到实验目的的是 A．探究温度对化学平衡的影响 B．测定锌与稀硫酸反应的速率 C．根据溶液褪色快慢比较反应速率大小 D．比较和对分解的催化效果 A．A B．B C．C D．D 方法07 分析压强对化学平衡移动的影响及特例 【解题通法】压强影响只针对有气体参与且反应前后气体分子数发生变化的反应。①增大压强，平衡向气体分子数减少的方向移动。②减小压强，平衡向气体分子数增多的方向移动。③特例：若反应前后气体分子数相等，改变压强平衡不移动。若反应无气体参与，压强的改变不影响平衡。 【典型例题】利用传感技术可探究压强对化学平衡移动的影响。在常温、条件下，往注射器中充入适量气体，当活塞位置不变时，分别在时快速移动注射器活塞并保持活塞位置不变，测得注射器内气体总压强随时间变化的曲线如图乙所示。下列说法中正确的是 A．由点到点观察到注射器内气体颜色先变深后逐渐变浅 B．点处的转化率为 C．两点对应的正反应速率 D．由点到点注射器内气体颜色加深是平衡移动所致 方法08 理解催化剂对化学反应速率和化学平衡的影响 【解题通法】催化剂通过降低反应活化能来改变化学反应速率。①对速率的影响：同等程度地增大正反应和逆反应的速率。②对平衡的影响：不使化学平衡发生移动，即不改变平衡状态，也不改变平衡常数K。③作用：缩短反应达到平衡所需的时间，提高生产效率。 【典型例题】工业生产硫酸的一步重要反应是，如果该反应在容积不变的密闭容器中进行，图中表示当其他条件不变时，其中结论正确的是 A．图I可以表示催化剂对化学平衡的影响，且甲使用了催化剂 B．图I可以表示温度对化学平衡的影响，且甲温度低 C．图Ⅱ表示平衡转化率与温度及压强的关系，可以判断 D．图Ⅲ表示时刻通入更多的氧气或增大压强对反应速率的影响 方法09 运用化学反应速率和化学平衡理论选择化工生产的适宜条件 【解题通法】选择化工生产条件是在反应速率、平衡产率、设备成本、能耗之间寻求最佳平衡点。①温度：从速率看，高温有利；从平衡看，需根据反应是放热还是吸热决定。常选择适当温度。②压强：从平衡看，对有气体参与且分子数减小的反应，高压有利；但压强太高，设备要求和能耗剧增。常选择适中压强。③浓度：增加廉价反应物浓度，及时分离产物，有利于提高产率和速率。④催化剂：使用高效催化剂是提高速率的关键手段。 【典型例题】恒压条件下，密闭容器中将、按照体积比为1∶3合成，其中涉及的主要反应： Ⅰ．   Ⅱ．   在不同催化剂作用下发生反应Ⅰ和反应Ⅱ，在相同的时间段内的选择性和产率随温度的变化如图所示： 已知：的选择性 下列说法正确的是： A．保持恒温恒压下充入氮气，不影响CO的产率 B．合成甲醇的适宜工业条件是约230℃，催化剂选择CZT C．使用CZ(Zr-1)T，230℃以上，升高温度甲醇的产率降低，原因可能是催化剂的活性降低 D．使用CZT，230℃以上，升高温度甲醇的产率降低，可能是因为反应Ⅱ平衡正向移动 方法10 综合运用速率与平衡图像解决实际问题 【解题通法】解图像题关键：①看面：明确坐标轴含义。② 看线：理解曲线的变化趋势。③ 看点：关注起点、拐点、交点。④ 联想规律：将图像趋势与速率、平衡的影响因素相联系，判断条件改变的方向。 【典型例题】一碘甲烷热裂解可制取乙烯等低碳烯烃化工原料。在催化剂作用下，一碘甲烷热裂解时主要反应有： 反应Ⅰ：   反应Ⅱ：   反应Ⅲ：   向容积为的恒容密闭容器中起始投入，反应温度对平衡体系中乙烯、丙烯和丁烯占所有气体物质的量分数的影响如图所示。已知时，的转化率为80％。 下列说法正确的是 A．曲线b表示反应温度对平衡体系中乙烯物质的量分数的影响 B．时，的平衡物质的量浓度为 C．由图像可知，温度越高，催化剂的活性越强 D．时使用活性更强的催化剂，可以提高曲线a、b对应物质的物质的量分数 4 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $