专题2 化学反应速率与化学平衡（知识清单）化学苏教版选择性必修1

该高中化学知识清单系统整合“化学反应速率与化学平衡”专题内容，涵盖反应速率计算、平衡状态判断、平衡移动规律三大核心范畴，搭建从基础概念定义到理论模型（碰撞理论、过渡态理论）再到综合计算应用的递进式学习支架。 清单通过“知识点分级细化+易错点精准剖析”构建知识体系，如将“平衡常数计算”标注为重点并配三段式模板，用v-t图像分析压强对速率的影响培养科学思维。设计“实验探究案例”（如浓度对速率影响的硫代硫酸钠实验）和“对比表格”（如焓变熵变对反应方向的影响），帮助学生高效掌握要点，教师可结合对点训练优化教学，提升课堂实效。

专题2 化学反应速率与化学平衡 第一单元 化学反应速率 一、化学反应速率的表示方法 1．化学反应速率的表示方法 (1)化学反应速率是衡量化学反应快慢的物理量，可以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化学反应速率。 (2)数学表达式：v＝。 Δc表示反应物或生成物物质的量浓度的变化(取绝对值)，常用单位mol·L－1。 Δt表示一定的时间间隔，常用单位s、min或h。 (3)常用单位：mol·L-1·min-1或mol·L-1·s-1。 (4)实例分析：对于化学反应：aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g) v(A)=，v(B)=，v(C)=，v(D)= (5)化学反应速率与化学计量数的关系 ①在同一化学反应中，选用不同物质表示化学反应速率，其数值可能相同也可能不相同，但表示的意义相同。 (2)同一化学反应中，用不同反应物表示化学反应速率时，化学反应速率(v)之比=物质的量浓度变化(Δc)之比=物质的量变化(Δn)之比=化学计量数之比。 2．平均速率与瞬时速率 根据求得的反应速率是在时间间隔Δt内化学反应的的平均速率。 若Δt非常小，则平均速率接近某一时刻的瞬时速率，瞬时速率也可以在物质的浓度随时间的变化曲线上通过数学方法求得。 3．化学反应速率的计算方法 (1)公式法：v＝＝ (2)关系式法 同一反应中“速率之比等于化学计量数之比”。 对于一个化学反应：mA＋nBpC＋qD来说，存在如下关系：＝＝＝(A、B、C、D均不是固体或纯液体)。 (3)“三段式”法 ①利用转化量之比等于化学计量数之比建立各数据间的关系 mA(g) + nB(g) pC(g) 起始浓度(mol/L) a b c 转化浓度(mol/L) mx nx px 某时刻浓度(t/s)(mol/L) a-mx b-nx c+px ②再利用化学反应速率的定义求算 v(A)＝ mol·L－1·s－1；v(B)＝ mol·L－1·s－1；v(C)＝ mol·L－1·s－1。 计算中注意以下量的关系： 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＝×100%。 4．化学反应速率大小的比较方法 (1)定性比较 通过明显的实验现象(如反应的剧烈程度、产生气泡或沉淀的快慢等)来定性判断化学反应的快慢。 (2)定量比较 对同一化学反应，用不同物质表示化学反应速率时，数值可能不同。比较时应统一单位。 ①归一法 根据化学反应速率之比等于化学计量数之比，将用不同物质表示的化学反应速率换算为用同一种物质表示的化学反应速率，最后依据数值大小进行比较。 ②比值法 比较化学反应速率与化学计量数的比值。如反应aA+bB=cC，要比较v(A)与v(B)的相对大小，即比较与的大小，若>，则A表示的反应速率比B大。 二、化学反应速率的测定 1．测定原理 要测定不同反应物或生成物的浓度，可观察、测量体系中某一物质的相关性质，再进行适当的转换和计算。 2．测定反应速率的方法 (1)对于有气体生成的反应，可测定一定温度和压强下相同时间内收集气体的多少或测定收集等量气体所耗时间的多少。 (2)对于有固体参加的反应，可测定相同时间内消耗固体质量的多少。 (3)对于有酸或碱参加的反应，可测定溶液中c(H＋)或c(OH－)的变化。 (4)溶液中当反应物或产物本身有较明显的颜色时，可利用比色的方法测量溶液颜色的深浅，再根据溶液颜色的深浅与有色物质浓度的正比关系，确定反应物或生成物在不同时刻的浓度。 三、影响化学反应速率的因素 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)微观解释： 增大压强→气体体积缩小→反应物浓度增大→单位体积内活化分子数增多→单位时间内有效碰撞几率增加→反应速率加快；反之，反应速率减慢。 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)微观解释： 增大压强→气体体积缩小→反应物浓度增大→单位体积内活化分子数增多→单位时间内有效碰撞几率增加→反应速率加快；反之，反应速率减慢。 (3)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。 (3)微观解释：升高温度→活化分子数目增多→活化分子有效碰撞的次数增多→反应速率增大。 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 ①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。 ②微观解释：使用催化剂→改变了反应的路径(如下图)，反应的活化能降低→活化分子的百分数增大→单位时间内有效碰撞几率增加→反应速率加快。 5．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。 6．影响化学反应速率的因素 (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(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。 四、碰撞理论和过渡态理论 1．碰撞理论 (1)碰撞理论要点 ①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能发生反应的碰撞称为有效碰撞。 ③发生有效碰撞的条件：一是分子必须具有足够高的能量，二是分子在一定的方向上发生碰撞。 (2)活化分子和活化能 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)基元反应和复杂反应 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。 (4)化学反应历程 ①反应历程 大多数化学反应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。 ②基元反应发生的条件基元反应发生的条件就是要发生有效碰撞。 ③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。 (5)基元反应的活化能与反应速率的关系 ①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。 ②化学反应速率理论只适用于基元反应。 2．用碰撞理论解释外界条件对反应速率的影响 3．过渡态理论 (1)过渡态理论要点 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。 Ea为正反应的活化能，Ea'为逆反应的活化能。 化学反应速率与反应的活化能大小密切相关，活化能越小，反应速率越大。 正反应的ΔH=Ea-Ea'。 (2)基元反应模型 ①一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。 (3)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Ea 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。 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。 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。 第二单元 化学反应的方向与限度 一、化学反应的方向 1．自发过程和自发反应 (1)自发过程：自发过程是在一定条件下，不借助外力而自发进行的过程。 ①体系趋向于从能量较高状态转变为能量较低状态(体系对外部做功或者释放热量)。 ②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：在一定条件下能自动进行的反应。 自发反应具有方向性，即反应的某个方向在一定条件下是自发的，而其逆方向在该条件下是肯定不能自发进行的。一定条件指温度、光照、催化剂、压强等条件。 2．焓变与反应的自发性的关系 (1)实验探究自发反应的可能原因 ①实验操作：向干燥的锥形瓶中加入约20 g NH4Cl晶体。在一小木板上洒少量水，将锥形瓶放在木板上。再向其中加入约40 g氢氧化钡晶体［Ba(OH)2·8H2O］，用玻璃棒将固体充分混合均匀，静置。片刻后拿起锥形瓶，观察实验现象。 ②实验现象：锥形瓶和木板因水结冰粘在了一起。 ③实验结论：该反应能自发进行，且为吸热反应。 (2)焓变与化学反应的方向 多数自发进行的化学反应是放热反应，但也有很多吸热反应能自发进行，因此，反应焓变是与反应进行的方向有关的因素之一，但不是决定反应能否自发进行的唯一因素。 3．熵变与反应的自发性的关系 (1)熵 ①熵是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影响因素 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，符号：ΔS。 ②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，是熵增大的过程。 b．气态物质物质的量增大的反应，通常ΔS>0，是熵增大的反应。 c．气态物质物质的量减小的反应，通常ΔS<0，是熵减小的反应。 (3)熵变与化学反应的方向 反应熵变是与反应进行的方向有关的因素之一，但不是决定反应能否自发进行的唯一因素。 3．焓变、熵变对反应方向的共同影响 (1)复合判据(ΔH-TΔS) 体系能量降低和混乱度增大都有促使反应自发进行的倾向。判断反应的自发性必须综合考虑反应的焓变和熵变。 ①ΔH-TΔS<0 反应能自发进行 ②ΔH-TΔS=0 反应达到平衡状态 ③ΔH-TΔS>0 反应不能自发进行 (2)用复合判据判断反应方向的有关规律 焓变ΔH 熵变ΔS ΔH-TΔS 反应能否自发进行 <0 >0 <0 一定自发 >0 <0 >0 一定非自发 <0 <0 低温时<0 低温自发 >0 >0 高温时<0 高温自发 二、化学平衡状态 1．可逆反应 (1)概念：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)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。 2．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。 3．化学平衡状态 (1)概念：在一定条件下的可逆反应里，当正、逆两个方向的反应速率相等时，反应体系中所有参加反应的物质的质量或浓度保持恒定的状态。也就是在给定条件下，反应达到了最大“限度”，这种状态称为化学平衡状态，简称为化学平衡。 (2)特征 ①研究的对象是可逆反应。 ②化学平衡的条件是v正和v逆相等。 ③化学平衡是一种动态平衡，此时反应并未停止。 ④当可逆反应达到平衡时，各组分的质量(或浓度)为恒定值。 ⑤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。 4．化学平衡状态的判断 (1)判断方法分析 化学反应 mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g) 是否平衡 混合物体系中各成分的含量 ①各物质的物质的量或物质的量分数一定 平衡 ②各物质的质量或质量分数一定 平衡 ③各气体的体积或体积分数一定 平衡 ④总体积、总压强、总物质的量一定 不一定平衡 正、逆反 应速率之 间的关系 ①单位时间内消耗了m mol A，同时也生成了m mol A 平衡 ②单位时间内消耗了n mol B，同时也消耗了p mol C 平衡 ③v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)＝m∶n∶p∶q 不一定平衡 ④单位时间内生成了n mol B，同时也消耗了q mol D 不一定平衡 压强 ①其他条件一定、总压强一定，且m＋n≠p＋q 平衡 ②其他条件一定、总压强一定，且m＋n＝p＋q 不一定平衡 混合气体的 ①平均相对分子质量一定，且m＋n≠p＋q 平衡 ②平均相对分子质量一定，且m＋n＝p＋q 不一定平衡 温度 任何化学反应都伴随着能量变化，当体系温度一定时 平衡 气体密度(ρ) ①只有气体参加的反应，密度保持不变(恒容密闭容器中) 不一定平衡 ②m＋n≠p＋q时，密度保持不变(恒压容器中) 平衡 ③m＋n＝p＋q时，密度保持不变(恒压容器中) 不一定平衡 颜色 反应体系内有色物质的颜色稳定不变(其他条件不变) 平衡 (2)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，反应达到平衡状态。 (3)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。 ④绝热容器中温度不变。 ⑤密度不变(注意容器中的气体质量或体积变化)。 ⑥平均相对分子质量不变(注意气体质量或气体物质的量变化)。 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。 三、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。 4．化学平衡的有关计算 (1)化学平衡的有关计算一般采用“三段式： 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。 第三单元 化学平衡的移动 一、化学平衡的移动 1．化学平衡移动的概念 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。化学平衡的移动，就是改变外界条件，破坏原有的平衡状态，建立起新的平衡状态的过程。 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．化学平衡移动的过程分析 新平衡与原平衡相比，平衡混合物中各组分的浓度(或质量)发生相应的变化。 4．化学平衡移动的方向判断 条件改变 二、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。 (3)浓度变化的v-t图像 已知反应mA(g)＋nB(g)pC(g)，当反应达到平衡后，改变浓度，平衡移动方向及改变条件后的v-t图像如下： 发生变化的条件 增大反应物浓度 减小生成物浓度 增大生成物浓度 减小反应物浓度 平衡移动方向 正反应方向 正反应方向 逆反应方向 逆反应方向 v-t图像 2．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。 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)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 (4)压强变化的v-t图像 已知反应mA(g)＋nB(g)pC(g)，当反应达到平衡后，改变条件，当反应达到平衡后，改变压强，平衡移动方向及改变条件后的v-t图像如下： 发生变化的条件 m+n>p m+n<p m+n=p 增大压强 减小压强 增大压强 减小压强 增大压强 减小压强 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 (5)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．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。 (4)温度变化的v-t图像 已知反应mA(g)＋nB(g)pC(g)，当反应达到平衡后，改变温度，平衡移动的方向和条件改变后的v-t图像如下表： 发生变化的条件 ΔH>0 ΔH＜0 升高温度 降低温度 升高温度 降低温度 平衡移动方向 正向 逆向 逆向 正向 v-t图像 三、勒夏特列原理及应用 1．探究外界条件变化化学平衡的影响 向一密闭容器中通入1 mol N2、3 mol H2发生反应N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)　ΔH<0，一段时间后达到平衡。 (1)若增大N2的浓度，平衡移动的方向是向右移动；达新平衡时，氮气的浓度与改变时相比较，其变化是减小；但新平衡时的浓度大于原平衡时的浓度。 (2)若升高温度，平衡移动的方向是向左移动；达新平衡时的温度与改变时相比较，其变化是降低；但新平衡时的温度高于原平衡时的温度。 (3)若增大压强，平衡移动的方向是向右移动；达新平衡时的压强与改变时相比较，其变化是减小；但新平衡时的压强大于原平衡时的压强。 2．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。 3．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 4．化学平衡移动原理的正确理解 (1)勒夏特列原理仅适用于已达到平衡的反应体系，不可逆过程或未达到平衡的可逆过程均不能使用该原理。此外，勒夏特列原理对所有的动态平衡(如溶解平衡、电离平衡和水解平衡等)都适用。 (2)勒夏特列原理只适用于判断“改变影响平衡的一个条件”时平衡移动的方向。若同时改变影响平衡移动的几个条件，则不能简单地根据勒夏特列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，才能根据勒夏特列原理进行判断。 5．对化学平衡移动原理的适用范围 勒夏特列原理只能解决与平衡移动有关的问题。不涉及平衡移动的问题都不能用勒夏特列原理解释。 ①使用催化剂不能使化学平衡发生移动； ②反应前后气体体积不变的可逆反应，改变压强可以改变化学反应速率，但不能使化学平衡发生移动； ③发生的化学反应本身不是可逆反应； ④外界条件的改变对平衡移动的影响与生产要求不完全一致的反应。 四、化学反应速率和平衡图像 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)。 (4)解题技法。判断平衡移动方向，根据v′正、v′逆的相对大小；判断改变的哪种外界条件，根据改变条件的那一时刻v′正、v′逆的变化，若v′正或v′逆有一个发生了“突变”，则为改变的浓度；若两个都发生了“突变”，则为改变的温度或压强；若两个都发生了“突变”且仍然相等，则为加入催化剂或等体反应改变压强。 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)。 (4)“先拐先平数值大”。在化学平衡图像中，先出现拐点的反应先达到平衡，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可能使用了催化剂。 5正确掌握图像中反应规律的判断方法，①图Ⅰ中，T2＞T1，升高温度，生成物百分含量降低，平衡逆向移动，正反应为放热反应；②图Ⅱ中，p2＞p1，增大压强，反应物的转化率降低，平衡逆向移动，则正反应为气体体积增大的反应。③图Ⅲ说明了条件改变对化学平衡不产生影响，a可能是加入了催化剂，或该反应是反应前后气体体积不变的反应，a是增大压强压缩体积。 3．百分含量(或转化率)—压强—温度图像 (1)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； (2)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。 (3)在化学平衡图像中，包括纵坐标、横坐标和曲线所表示的三个量。确定横坐标所表示的量，讨论纵坐标与曲线的关系，或者确定纵坐标所表示的量，讨论横坐标与曲线的关系，即“定一议二”。如上图中T1温度下，A→B压强增大，C%增大，平衡正向移动，则正反应是气体体积减小的反应；105 Pa时，A→C温度升高，C%减小，平衡逆向移动，则正反应是放热反应。 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—压强(或温度)图像 (1)可逆反应mA(g)nB(g)＋pC(s)　ΔH＝Q kJ·mol－1，温度和压强的变化对正、逆反应速率的影响分别符合下图中的两个图像： 则：Q<0，m>n。 (2)根据正、逆反应速率与温度的变化曲线，可判断反应的ΔH(吸热反应或放热反应)。 (3)根据正、逆反应速率与压强的变化曲线，可判断反应前后气体分子数目的变化。 6．几种特殊的图像 (1)抛物线型 对于化学反应mA(g)＋nB(g)qC(g)＋pD(g)，M点前，表示从反应物开始，则v正>v逆；M点为平衡点。M点后为平衡受温度的影响情况，即升温，A%增加，C%减小，平衡左移，ΔH<0。 (2)平衡曲线型 对于化学反应mA(g)＋nB(g)qC(g)＋pD(g)，A的百分含量与压强的关系如图所示，L线上所有的点都是平衡点。左上方(E点)，A%大于此压强时的平衡体系中的反应物的百分含量，所以E点：v正>v逆；右下方(F点)，A%小于此压强时的平衡体系中的反应物的百分含量，则F点：v正<v逆。 ①中图像，由于某一条件对平衡的影响只能向一个方向移动，所以最高点最低点及以后为平衡状态受条件的影响情况，前面为未达到平衡的情况。 ②中图像曲线上的点全为对应条件下的平衡点。 易错点01 化学反应速率的计算与大小比较 【错因辨析】 (1)化学反应速率一般指反应的平均反应速率而不是瞬时反应速率，且无论用反应物表示还是用生成物表示均取正值。 (2)同一化学反应，相同条件下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。 (3)不能用固体或纯液体物质来表示化学反应速率，因为固体和纯液体物质的浓度可视为常数。 (4)计算反应速率时，若给出的是物质的量的变化值，不要忘记转化为物质的量浓度的变化值。 【对点训练】 1．将5.6 g铁粉投入100 mL 2 mol·L-1硫酸中，2 min后恰好完全溶解。下列有关该反应速率的表述正确的是(忽略溶液体积的变化)(　　) A．用铁表示的反应速率为0.5 mol·L-1·min-1 B．用硫酸表示的反应速率为0.5 mol·L-1·min-1 C．用硫酸亚铁表示的反应速率为0.25 mol·L-1·min-1 D．用氢气表示的反应速率为0.5 mol·L-1·min-1 【答案】B 【解析】发生的化学反应为Fe+H2SO4=FeSO4+H2↑，溶液中浓度发生变化的只有反应物硫酸和生成物硫酸亚铁。5.6 g Fe的物质的量为0.1 mol，故反应消耗H2SO4的物质的量为0.1 mol，v(H2SO4)=v(FeSO4)=0.1 mol÷(2 min×0.1 L)=0.5 mol·L-1·min-1。 2．对于反应3A(g)+B(s)2C(g)+2D(g)在不同条件下的化学反应速率如下，其中表示反应速率最快的是( ) A．v(A)=0.1mol·(L·s)-1 B．v(B)=6mol·(L·min)-1 C．v(C)=8mol·(L·min)-1 D．v(D)=4mol·(L·min)-1 【答案】C 【解析】同一化学反应中，同一段时间内，各物质的反应速率之比等于其计量数之比；先把不同物质的反应速率换算成同一物质的反应速率再进行比较，且要统一单位，本题可统一转化成物质C表示的反应速率，据此分析解题。A．v(A)=0.1mol·(L·s)-1=0.160=mol/(L·min)=6 mol/(L·min)；B．B是固体，固体的浓度视为常数，故不能用固体的浓度变化来表示反应速率，故B错误；C．v(C)=8mol·(L·min)-1，对应的v(A)== 8mol·(L·min)-1=12mol·(L·min)-1；D．v(D)=4mol·(L·min)-1，对应的v(A)== 4mol·(L·min)-1=6mol·(L·min)-1；综上所述，C项换算成A表示的反应速率最快，符合题意。故选C。 易错点02影响化学反应速率的因素 【错因辨析】 (1)分析外界因素对化学反应速率的影响时3注意： ①催化剂在化学反应过程中参与了反应，降低了正、逆反应的活化能，同等程度改变正、逆反应速率，但不会改变反应的限度和反应热。 ②升高温度正反应速率和逆反应速率都加快，但加快的程度不同；降低温度正反应速率和逆反应速率都减慢，但减慢的程度不同，吸热反应的反应速率总是受温度影响大。 ③对于固体和纯液体反应物，其浓度可视为常数，改变用量速率不变。但当固体颗粒变小时，其表面积增大将导致反应速率增大。 (2)压强对反应速率的影响情况： 压强只对有气体参与的化学反应速率有影响。 ①恒温时，压缩体积压强增大反应物浓度增大反应速率加快。 ②恒温时，对于恒容密闭容器。 a．充入气体反应物气体反应物浓度增大(压强也增大)反应速率加快。 b．充入“惰性”气体总压强增大―→反应物浓度未改变―→反应速率不变。 ③恒温恒压时。 充入“惰性”气体体积增大气体反应物浓度减小反应速率减小。 【对点训练】 1．一定温度下，反应N2(g)＋O2(g)2NO(g)在密闭容器中进行，下列措施不能改变化学反应速率的是(　　) A．缩小容器容积使压强增大 B．恒容，充入N2 C．恒容，充入He D．恒压，充入He 【答案】C 【解析】A项，缩小容器容积，各物质的浓度增大，反应速率增大，不符合题意；B项，恒容，充入氮气，氮气的浓度增大，反应速率增大，不符合题意；C项，恒容，充入惰性气体，对参加反应的各物质的浓度无影响，反应速率不改变，符合题意；D项，恒压，充入惰性气体，容器的容积增大，参与反应的各物质的浓度减小，反应速率减小，不符合题意。 2．反应C(s)＋H2O(g)CO(g)＋H2(g)在一可变容积的密闭容器中进行，下列条件的改变对其反应速率几乎无影响的是(　　) A．将容器的体积扩大一倍 B．将容器的体积缩小一半 C．保持体积不变，充入N2使体系压强增大 D．保持压强不变，充入N2使容器体积变大 【答案】C 【解析】容器的体积缩小或增大均会改变浓度，浓度改变反应速率一定会改变；体积不变，充入N2体系总压强增大，但反应物浓度并未改变，反应速率基本不变；充入N2使容器体积增大，总压强不变，但反应物浓度同等程度变小，反应速率变慢。 易错点03 可逆反应与化学平衡状态 【错因辨析】 (1)可逆反应不等同于可逆过程，可逆过程包括物理变化和化学变化，而可逆反应属于化学变化。 (2)化学反应的平衡状态可以从正反应方向建立，也可以从逆反应方向建立。 (3)化学反应达到平衡状态的正、逆反应速率相等，是指同一物质的消耗速率和生成速率相等，若用不同物质表示时，反应速率不一定相等。 (4)化学反应达平衡状态时，各组分的浓度、百分含量保持不变，但不一定相等。 【对点训练】 1．一定温度下在容积恒定的密闭容器中，进行反应A(s)+3B(g)2C(g)+D(g)，当下列物理量不发生变化时，能说明该反应已达到平衡状态的是( ) ①混合气体的平均摩尔质量；②容器内气体的压强；③混合气体总物质的量；④B物质的量浓度 A．①④ B．只有②③ C．②③④ D．只有④ 【答案】A 【解析】①由于A为固体，建立平衡过程中气体的质量变化，混合气体的物质的量不变，混合气体的平均摩尔质量变化，则混合气体的平均摩尔质量不变说明反应达到平衡状态，①符合题意；②该反应是反应前后气体体积不变的反应，容器内气体的压强始终不变，因此不能根据容器内气体的压强不变确定反应是否达平衡状态，②不符合题意；③该反应是反应前后气体体积不变的反应，反应前后混合气体总物质的量始终不变，因此不能据此判断反应是否达平衡状态，③不符合题意；④当反应达到平衡时，B的物质的量不变，由于容器的容积不变，则此时B的浓度不变，故可根据B物质的量浓度不变判断反应是否达到平衡状态，④符合题意；故选A。 2．将一定量纯净的氨基甲酸铵置于密闭真空恒容容器中(固体试样体积忽略不计)，在恒定温度下使其达到分解平衡：NH2COONH4(s)2NH3(g)＋CO2(g)。判断该分解反应已经达到化学平衡的是(　　) A．2v(NH3)＝v(CO2) B．密闭容器中c(NH3)∶c(CO2)＝2∶1 C．密闭容器中混合气体的密度不变 D．密闭容器中氨气的体积分数不变 【答案】C 【解析】该反应为有固体参与的非等体积反应，且容器体积不变，所以压强、密度均可作为化学反应是否达到平衡状态的标志，该题应特别注意D项，因为该反应为固体的分解反应，所以NH3、CO2的体积分数始终为定值，NH3为，CO2为。 易错点04 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，某些自发反应需在一定条件下才能自动进行，非自发反应具备了一定条件也能发生。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。 (5)对于一个特定的气相反应，熵变的大小取决于反应前后的气体物质的化学计量数大小。 【对点训练】 1．下列对于化学反应方向说法正确的是(　　) A.常温下，反应C(s)＋CO2(g)===2CO(g)不能自发进行，则该反应的ΔH>0 B.4Fe(OH)2(s)＋O2(g)＋2H2O(g)===4Fe(OH)3(s)的ΔH<0，常温常压下能自发进行，对该反应的方向起决定作用的是温度 C.反应2Mg(s)＋CO2(g)===C(s)＋2MgO(s)在一定条件下能自发进行，则该反应的ΔH>0 D.一定温度下，反应2NaCl(s)===2Na(s)＋Cl2(g)的ΔH<0，ΔS>0 【答案】B 【解析】反应的ΔS＞0，常温下反应不能自发进行，则ΔH＜0或＞0，A错误；该反应为熵减的反应，ΔH<0，常温常压下能自发进行，故对该反应的方向起决定作用的是温度，B正确；反应的ΔS＜0，由ΔG＝ΔH－T·ΔS＜0时，反应可自发进行可知，ΔH＜0，C错误；反应的ΔS＞0，ΔH＞0，D错误。 2．下列对化学反应预测正确的是(　　) 选项 化学反应方程式 已知条件 预测 A M(s)=X(g)＋Y(s) ΔH>0 它是非自发反应 B W(s)＋xG(g)=2Q(g) ΔH<0，自发反应 x可能等于1、2、3 C 4X(g)＋5Y(g)=4W(g)＋6G(g) 能自发反应 ΔH一定小于0 D 4M(s)＋N(g)＋2W(l)=4Q(s) 常温下，自发进行 ΔH>0 【答案】B 【解析】A．反应中气体分子数增大，则ΔS＞0，又因ΔH＞0，则反应高温自发，A错误；B．反应ΔH＜0，且能自发进行，则可能ΔS＞0、ΔS＝0或ΔS＜0，反应中气体分子数可能增大、不变或减小，B正确；C．反应中气体分子数增大，ΔS＞0，又反应能自发，则ΔH＞0、ΔH＝0或ΔH＜0都有可能，C错误；D．反应中气体分子数减小，ΔS＜0，又常温自发，则必有ΔH＜0，D错误；故选B。 易错点05 勒夏特列原理 【错因辨析】 (1)“减弱这种改变”——升温平衡向着吸热反应方向移动；增大反应物浓度平衡向反应物浓度减小的方向移动；增大压强平衡向气体物质的量减小的方向移动。 (2)化学平衡移动的结果只是减弱了外界条件的改变，而不能完全抵消外界条件的改变，更不能超过外界条件的变化。 (3)化学反应速率改变，平衡不一定发生移动。 (4)化学平衡发生移动，化学反应速率一定改变(v正≠v逆)。 【对点训练】 1．(2026·江苏盐城高二期末)下列变化不能用勒夏特列平衡移动原理解释的是( ) A．工业生产硫酸的过程中使用适当过量的氧气，以提高二氧化硫的转化率 B．打开汽水瓶，出现冒泡现象 C．光照新制的氯水，溶液的酸性增强 D．工业合成氨的反应，往往需要使用催化剂 【答案】D 【解析】A项，SO2催化氧化成SO3的反应，增加氧气，平衡正向移动，所以增加氧气的量能增大二氧化硫的转化率，能用勒夏特列原理解释，A不符合题意；B项，打开汽水瓶，出现冒泡现象，能用勒夏特列原理解释，B不符合题意；C项，氯水中存在：Cl2＋H2OHCl＋HClO不稳定，光照使其分解，2HClO2HCl＋O2↑，HClO浓度减小，平衡正向移动，HCl增多，且分解也生成HCl，HCl浓度增大，溶液的酸性增强，能用勒夏特列原理解释，C不符合题意；D项，催化剂只能改变反应速率，不影响平衡移动，所以不能用勒夏特列平衡移动原理解释，D符合题意；故选D。 2．下列颜色的变化不能用勒夏特列原理解释的是(　　) A．红棕色NO2加压后颜色先变深，后逐渐变浅 B．在H2、I2和HI组成的平衡体系加压后，混合气体颜色变深 C．FeCl3溶液加热后颜色变深 D．FeCl3和KSCN的混合溶液中加入无色KSCN溶液，颜色变深 【答案】B 【解析】A项中加压后c(NO2)变大，颜色加深，但加压使平衡向右移动，颜色又变浅， A正确；B项中H2(g)＋I2(g)2HI(g)是反应前后气体体积不变的反应，加压后，平衡不移动，但体积变小，c(I2)增大，颜色变深，故B错；C项中Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋是吸热反应，加热平衡正移，C正确；D项Fe3＋＋3SCN－Fe(SCN)3，加入SCN－，增大反应物浓度，平衡正移，D正确。 易错点06 化学平衡常数的含义及其应用 【错因辨析】 (1)化学平衡常数K值的大小是可逆反应进行程度的标志，它能够表示可逆反应进行的程度。一个反应的K值越大，表明平衡时生成物的浓度越大，反应物的浓度越小，反应物的转化率也越大。可以说，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和纯液体存在时，其浓度可看作“1”，而不计入平衡常数表达式中。如H2O(l)的浓度，固体物质的浓度均不写，但水蒸气浓度要写。 (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，正、逆反应的平衡常数互为倒数；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。 【对点训练】 1．某可逆反应aA＋bBcC在某温度下的平衡常数为K(K≠1)，反应热为ΔH。保持温度不变，将方程式的书写做如下改变，则ΔH和K数值的相应变化为(　　) A．写成2aA＋2bB2cC，ΔH值、K值均扩大了1倍 B．写成2aA＋2bB2cC，ΔH值扩大了1倍，K值保持不变 C．写成cCaA＋bB，ΔH值、K值变为原来的相反数 D．写成cCaA＋bB，ΔH值变为原来的相反数，K值变为原来的倒数 【答案】D 【解析】A、B项ΔH值扩大1倍，K变为原来的平方；C项K值变为原来的倒数。 2．(2026·江苏宿迁高二期中)氯气在生产、生活中应用广泛。工业上可用地康法制备Cl2，在450℃下，以CuCl2作催化剂，地康法制备原理示意图如下。下列说法正确的是(　　) A．该反应ΔS＜0，ΔH＜0 B．反应的平衡常数可表示为 C．CuCl2的使用可以减小该反应的化学平衡常数 D．反应达到平衡状态时，反应停止 【答案】A 【解析】反应1为CuO+2HCl(g)=CuCl2+H2O(g) ，反应2为2CuCl2+O2=2CuO+2Cl2(g)，总反应为。A．该反应气体分子总数减少，ΔS＜0，若ΔH＞0，则ΔG=ΔH-TΔS＞0一定不能自发进行，而该反应在450℃下能自发进行，故ΔH＜0使ΔG=ΔH-TΔS＜0反应自发，A正确；B．该反应的平衡常数可表示为，B错误；C．CuCl2是反应的催化剂，降低反应的活化能，加快反应速率，不能改变反应的化学平衡常数，C错误；D．反应达到平衡状态时，是动态平衡，反应仍在进行，D错误；故选A。 学科网(北京)股份有限公司1 / 10 学科网（北京）股份有限公司 $ 专题2 化学反应速率与化学平衡 第一单元 化学反应速率 一、化学反应速率的表示方法 1．化学反应速率的表示方法 (1)化学反应速率是衡量化学反应快慢的物理量，可以用单位时间内反应物浓度的_______或生成物浓度的_______来表示化学反应速率。 (2)数学表达式：v＝______________。 Δc表示反应物或生成物物质的量浓度的_______(取绝对值)，常用单位_______。 Δt表示一定的_______间隔，常用单位_______、_______或_______。 (3)常用单位：______________或______________。 (4)实例分析：对于化学反应：aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g) v(A)=，v(B)=，v(C)=，v(D)= (5)化学反应速率与化学计量数的关系 ①在同一化学反应中，选用不同物质表示化学反应速率，其_______可能相同也可能不相同，但表示的_______相同。 (2)同一化学反应中，用不同反应物表示化学反应速率时，化学反应速率(v)之比_______物质的量浓度变化(Δc)之比_______物质的量变化(Δn)之比_______化学计量数之比。 2．平均速率与瞬时速率 根据求得的反应速率是在______________Δt内化学反应的的平均速率。 若Δt非常小，则平均速率_______某一时刻的瞬时速率，瞬时速率也可以在物质的浓度随时间的变化曲线上通过数学方法求得。 3．化学反应速率的计算方法 (1)公式法：v＝＝ (2)关系式法 同一反应中“速率之比等于化学计量数之比”。 对于一个化学反应：mA＋nBpC＋qD来说，存在如下关系：＝＝＝(A、B、C、D均不是固体或纯液体)。 (3)“三段式”法 ①利用转化量之比等于化学计量数之比建立各数据间的关系 mA(g) + nB(g) pC(g) 起始浓度(mol/L) a b c 转化浓度(mol/L) mx nx px 某时刻浓度(t/s)(mol/L) a-mx b-nx c+px ②再利用化学反应速率的定义求算 v(A)＝ mol·L－1·s－1；v(B)＝ mol·L－1·s－1；v(C)＝ mol·L－1·s－1。 计算中注意以下量的关系： 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＝×100%。 4．化学反应速率大小的比较方法 (1)定性比较 通过明显的实验现象(如反应的剧烈程度、产生气泡或沉淀的快慢等)来定性判断化学反应的快慢。 (2)定量比较 对同一化学反应，用不同物质表示化学反应速率时，数值可能不同。比较时应统一单位。 ①归一法 根据化学反应速率之比等于化学计量数之比，将用不同物质表示的化学反应速率换算为用同一种物质表示的化学反应速率，最后依据数值大小进行比较。 ②比值法 比较化学反应速率与化学计量数的比值。如反应aA+bB=cC，要比较v(A)与v(B)的相对大小，即比较与的大小，若>，则A表示的反应速率比B大。 二、化学反应速率的测定 1．测定原理 要测定不同反应物或生成物的浓度，可观察、测量体系中某一物质的相关_______，再进行适当的转换和计算。 2．测定反应速率的方法 (1)对于有气体生成的反应，可测定一定温度和压强下相同_______内收集气体的多少或测定收集_______气体所耗时间的多少。 (2)对于有固体参加的反应，可测定相同_______内消耗固体质量的多少。 (3)对于有酸或碱参加的反应，可测定溶液中_______或_______的变化。 (4)溶液中当反应物或产物本身有较明显的颜色时，可利用比色的方法测量溶液颜色的深浅，再根据溶液颜色的深浅与有色物质_______的正比关系，确定反应物或生成物在不同时刻的浓度。 三、影响化学反应速率的因素 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===___________________________________ 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)微观解释： 增大压强→气体体积缩小→反应物浓度增大→单位体积内活化分子数_______→单位时间内有效碰撞几率_______→反应速率_______；反之，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)微观解释： 增大压强→气体体积缩小→反应物浓度增大→单位体积内活化分子数_______→单位时间内有效碰撞几率_______→反应速率_______；反之，反应速率_______。 (3)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===___________________________________ 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_______ (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_______。 (3)微观解释：升高温度→活化分子数目_______→活化分子有效碰撞的次数_______→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：2H2O2______________ 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 ①影响规律：当其他条件不变时，使用催化剂，化学反应速率_______。 ②微观解释：使用催化剂→改变了反应的路径(如下图)，反应的活化能_______→活化分子的百分数_______→单位时间内有效碰撞几率_______→反应速率_______。 5．酶的催化作用 (1)酶的定义：酶是一种特殊的、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中间______________，然后中间______________分解成产物并释放酶。 (3)酶的催化特点 ①高效的_______活性；②高度的_______性；③特殊的_______效应。 6．影响化学反应速率的因素 (1)主要因素 影响化学反应速率的主要因素是_______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(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_______，反之_______； ②压强：对于有_______参加的反应，增大压强，反应速率_______，反之_______； ③温度：升高温度，反应速率_______，反之_______； ④催化剂：使用催化剂，反应速率显著_______。 ⑤其他因素：增大反应物间的接触面积，反应速率_______，另外光、电磁波、超声波等因素也会对反应速率产生影响。 四、碰撞理论和过渡态理论 1．碰撞理论 (1)碰撞理论要点 ①反应物分子间必须相互碰撞才有_______发生反应，反应速率的大小与单位时间内反应物分子______________成正比。 ②能发生_______的碰撞称为有效碰撞。 ③发生有效碰撞的条件：一是分子必须具有足够高的______，二是分子在一定的_______上发生碰撞。 (2)活化分子和活化能 ①活化分子：能量_______，有可能发生______________的分子。 ②活化能：活化分子的______________与所有分子的______________之差称为活化能。 (3)基元反应和复杂反应 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。 (4)化学反应历程 ①反应历程 大多数化学反应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。 ②基元反应发生的条件基元反应发生的条件就是要发生______________。 ③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_______。 (5)基元反应的活化能与反应速率的关系 ①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_______。 ②化学反应速率理论只适用于基元反应。 2．用碰撞理论解释外界条件对反应速率的影响 3．过渡态理论 (1)过渡态理论要点 反应物转化为生成物的过程中要经过_______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。 Ea为______________的活化能，Ea'为______________的活化能。 化学反应速率与反应的活化能大小密切相关，活化能越小，反应速率_______。 正反应的ΔH=______________。 (2)基元反应模型 ①一个化学反应自开始后_______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_______状态。 ③复杂反应中的______________步骤决定了该反应的速率。 (3)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_______(_______反应) ②AK+B→AB+K       活化能为_______(_______反应) 总反应：A+BAB 活化能为_______ 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_______。 由于Ea1>Ea2，第1步反应是_______反应，是_______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。 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。 第二单元 化学反应的方向与限度 一、化学反应的方向 1．自发过程和自发反应 (1)自发过程：自发过程是在一定条件下，不借助_______而自发进行的过程。 ①体系趋向于从能量较_______状态转变为能量较_______状态(体系对外部做功或者_______热量)。 ②在密闭条件下，体系有从_______自发转变为_______的倾向。 (2)自发反应：在一定条件下能_______进行的反应。 自发反应具有_______，即反应的某个方向在一定条件下是自发的，而其逆方向在该条件下是肯定_______自发进行的。一定条件指温度、光照、催化剂、压强等条件。 2．焓变与反应的自发性的关系 (1)实验探究自发反应的可能原因 ①实验操作：向干燥的锥形瓶中加入约20 g NH4Cl晶体。在一小木板上洒少量水，将锥形瓶放在木板上。再向其中加入约40 g氢氧化钡晶体［Ba(OH)2·8H2O］，用玻璃棒将固体充分混合均匀，静置。片刻后拿起锥形瓶，观察实验现象。 ②实验现象：锥形瓶和木板因______________粘在了一起。 ③实验结论：该反应能______________，且为_______反应。 (2)焓变与化学反应的方向 多数自发进行的化学反应是_______反应，但也有很多_______反应能自发进行，因此，反应焓变是与反应进行的方向有关的因素之一，但不是决定反应能否自发进行的唯一因素。 3．熵变与反应的自发性的关系 (1)熵 ①熵是衡量一个体系______________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影响因素 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：反应前后体系熵值的_______，符号：_______。 ②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．气态物质物质的量增大的反应，通常ΔS_______0，是熵_______的反应。 c．气态物质物质的量减小的反应，通常ΔS_______0，是熵_______的反应。 (3)熵变与化学反应的方向 反应熵变是与反应进行的方向有关的因素之一，但不是决定反应能否自发进行的唯一因素。 3．焓变、熵变对反应方向的共同影响 (1)复合判据(ΔH-TΔS) 体系能量降低和混乱度增大都有促使反应自发进行的倾向。判断反应的自发性必须综合考虑反应的焓变和熵变。 ①ΔH-TΔS<0 反应_______自发进行 ②ΔH-TΔS=0 反应_______平衡状态 ③ΔH-TΔS>0 反应_______自发进行 (2)用复合判据判断反应方向的有关规律 焓变ΔH 熵变ΔS ΔH-TΔS 反应能否自发进行 <0 >0 <0 一定_______ >0 <0 >0 一定_______ <0 <0 低温时<0 _______温自发 >0 >0 高温时<0 _______温自发 二、化学平衡状态 1．可逆反应 (1)概念：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)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，反应仍在_______，没有_______。 (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_______的反应物和其中一种_______是否存在，如果都存在，说明该反应时可逆反应。 2．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______________，正反应和逆反应都没有_______。 3．化学平衡状态 (1)概念：在一定条件下的可逆反应里，当正、逆两个方向的反应速率_______时，反应体系中所有参加反应的物质的质量或浓度保持_______的状态。也就是在给定条件下，反应达到了最大“_______”，这种状态称为化学平衡状态，简称为化学平衡。 (2)特征 ①研究的对象是_______反应。 ②化学平衡的条件是v正和v逆_______。 ③化学平衡是一种_______平衡，此时反应并未_______。 ④当可逆反应达到平衡时，各组分的质量(或浓度)为_______。 ⑤若外界条件改变，平衡可能______________，并在新条件下建立______________。 4．化学平衡状态的判断 (1)判断方法分析 化学反应 mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g) 是否平衡 混合物体系中各成分的含量 ①各物质的物质的量或物质的量分数一定 __________ ②各物质的质量或质量分数一定 __________ ③各气体的体积或体积分数一定 __________ ④总体积、总压强、总物质的量一定 __________ 正、逆反 应速率之 间的关系 ①单位时间内消耗了m mol A，同时也生成了m mol A __________ ②单位时间内消耗了n mol B，同时也消耗了p mol C __________ ③v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)＝m∶n∶p∶q __________ ④单位时间内生成了n mol B，同时也消耗了q mol D __________ 压强 ①其他条件一定、总压强一定，且m＋n≠p＋q __________ ②其他条件一定、总压强一定，且m＋n＝p＋q __________ 混合气体的 ①平均相对分子质量一定，且m＋n≠p＋q __________ ②平均相对分子质量一定，且m＋n＝p＋q __________ 温度 任何化学反应都伴随着能量变化，当体系温度一定时 __________ 气体密度(ρ) ①只有气体参加的反应，密度保持不变(恒容密闭容器中) __________ ②m＋n≠p＋q时，密度保持不变(恒压容器中) __________ ③m＋n＝p＋q时，密度保持不变(恒压容器中) __________ 颜色 反应体系内有色物质的颜色稳定不变(其他条件不变) __________ (2)动态标志：v正______v逆______0 ①同种物质：同一物质的生成速率______消耗速率。 ②不同物质：必须标明是“______”的反应速率关系。如aA＋bBcC＋dD，＝时，反应达到平衡状态。 (3)静态标志：各种“量”不变 ①各物质的______、__________或______不变。 ②各物质的__________(物质的量分数、质量分数等)不变。 ③______(化学反应方程式两边气体体积____________)或______(某组分有______)不变。 ④绝热容器中______不变。 ⑤密度不变(注意容器中的气体____________________变化)。 ⑥平均相对分子质量不变(注意气体______或气体__________变化)。 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。 三、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进行______ (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浓度变化______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：K2·K3=______；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。 4．化学平衡的有关计算 (1)化学平衡的有关计算一般采用“三段式： 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。 第三单元 化学平衡的移动 一、化学平衡的移动 1．化学平衡移动的概念 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。化学平衡的移动，就是改变__________，破坏原有的平衡状态，建立起新的平衡状态的过程。 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__________。 3．化学平衡移动的过程分析 新平衡与原平衡相比，平衡混合物中各组分的浓度(或质量)发生相应的变化。 4．化学平衡移动的方向判断 二、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_____色变为_____色，实验2中加入HNO3的试管中溶液由_____色变为_____色，另一份不变色 实验结论 NaOH溶液使c(H＋)变小，平衡向_____反应方向移动；HNO3溶液使c(H＋)增大，平衡向_____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__________方向移动；减小反应物浓度或增大生成物浓度，平衡向__________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。 (3)浓度变化的v-t图像 已知反应mA(g)＋nB(g)pC(g)，当反应达到平衡后，改变浓度，平衡移动方向及改变条件后的v-t图像如下： 发生变化的条件 增大反应物浓度 减小生成物浓度 增大生成物浓度 减小反应物浓度 平衡移动方向 正反应方向 正反应方向 逆反应方向 逆反应方向 v-t图像 2．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__________(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____________________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，体系处于__________； Qc>K，平衡向__________方向移动。 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__________方向移动； 若a=b，Qc=K，平衡_______移动； 若a<b，Qc>K，平衡向__________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____________________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)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__________发生变化，化学平衡__________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__________，化学平衡向气体分子数目__________的方向移动 (4)压强变化的v-t图像 已知反应mA(g)＋nB(g)pC(g)，当反应达到平衡后，改变条件，当反应达到平衡后，改变压强，平衡移动方向及改变条件后的v-t图像如下： 发生变化的条件 m+n>p m+n<p m+n=p 增大压强 减小压强 增大压强 减小压强 增大压强 减小压强 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 (5)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．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_______色；热水中试管内液体呈_______色，冰水中试管内液体呈_______色 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。 (4)温度变化的v-t图像 已知反应mA(g)＋nB(g)pC(g)，当反应达到平衡后，改变温度，平衡移动的方向和条件改变后的v-t图像如下表： 发生变化的条件 ΔH>0 ΔH＜0 升高温度 降低温度 升高温度 降低温度 平衡移动方向 正向 逆向 逆向 正向 v-t图像 三、勒夏特列原理及应用 1．探究外界条件变化化学平衡的影响 向一密闭容器中通入1 mol N2、3 mol H2发生反应N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)　ΔH<0，一段时间后达到平衡。 (1)若增大N2的浓度，平衡移动的方向是向_______移动；达新平衡时，氮气的浓度与改变时相比较，其变化是_______；但新平衡时的浓度_______原平衡时的浓度。 (2)若升高温度，平衡移动的方向是向_______移动；达新平衡时的温度与改变时相比较，其变化是_______；但新平衡时的温度_______原平衡时的温度。 (3)若增大压强，平衡移动的方向是向_______移动；达新平衡时的压强与改变时相比较，其变化是_______；但新平衡时的压强_______原平衡时的压强。 2．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。 3．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 _______反应速率 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 _______反应速率同时提高催化剂的_______ 不断将氨液化，并移去液氨 有利于平衡向__________方向移动 4．化学平衡移动原理的正确理解 (1)勒夏特列原理仅适用于已__________的反应体系，不可逆过程或未达到平衡的可逆过程均不能使用该原理。此外，勒夏特列原理对所有的_______平衡(如溶解平衡、电离平衡和水解平衡等)都适用。 (2)勒夏特列原理只适用于判断“改变影响平衡的一个条件”时平衡移动的方向。若同时改变影响平衡移动的几个条件，则不能简单地根据勒夏特列原理来判断平衡移动的_______，只有在改变的条件对平衡移动的方向影响一致时，才能根据勒夏特列原理进行判断。 5．对化学平衡移动原理的适用范围 勒夏特列原理只能解决与平衡移动有关的问题。不涉及平衡移动的问题都不能用勒夏特列原理解释。 ①使用催化剂不能使化学平衡发生_______； ②反应前后气体体积不变的可逆反应，改变压强可以改变化学反应速率，但不能使化学平衡发生_______； ③发生的化学反应本身不是可逆反应； ④外界条件的改变对平衡移动的影响与生产要求不完全一致的反应。 四、化学反应速率和平衡图像 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_______，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_______体分子数目_______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_______发生移动，可能是使用了__________，也可能是对反应前后气体气体分子数目_______的反应增大压强(压缩体积)。 (4)解题技法。判断平衡移动方向，根据v′正、v′逆的相对大小；判断改变的哪种外界条件，根据改变条件的那一时刻v′正、v′逆的变化，若v′正或v′逆有一个发生了“突变”，则为改变的浓度；若两个都发生了“突变”，则为改变的温度或压强；若两个都发生了“突变”且仍然相等，则为加入催化剂或等体反应改变压强。 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_______，说明正反应是气体分子数目_______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可能使用了__________；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_______(压缩体积)。 (4)“先拐先平数值大”。在化学平衡图像中，先出现拐点的反应先达到平衡，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可能使用了催化剂。 5正确掌握图像中反应规律的判断方法，①图Ⅰ中，T2＞T1，升高温度，生成物百分含量降低，平衡逆向移动，正反应为放热反应；②图Ⅱ中，p2＞p1，增大压强，反应物的转化率降低，平衡逆向移动，则正反应为气体体积增大的反应。③图Ⅲ说明了条件改变对化学平衡不产生影响，a可能是加入了催化剂，或该反应是反应前后气体体积不变的反应，a是增大压强压缩体积。 3．百分含量(或转化率)—压强—温度图像 (1)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； (2)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_______，说明正反应是气体分子数目_______的反应。 (3)在化学平衡图像中，包括纵坐标、横坐标和曲线所表示的三个量。确定横坐标所表示的量，讨论纵坐标与曲线的关系，或者确定纵坐标所表示的量，讨论横坐标与曲线的关系，即“定一议二”。如上图中T1温度下，A→B压强增大，C%增大，平衡正向移动，则正反应是气体体积减小的反应；105 Pa时，A→C温度升高，C%减小，平衡逆向移动，则正反应是放热反应。 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_______变化，纵坐标表示反应过程中物质的__________的变化。 (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—压强(或温度)图像 (1)可逆反应mA(g)nB(g)＋pC(s)　ΔH＝Q kJ·mol－1，温度和压强的变化对正、逆反应速率的影响分别符合下图中的两个图像： 则：Q<0，m>n。 (2)根据正、逆反应速率与温度的变化曲线，可判断反应的ΔH(_______反应或_______反应)。 (3)根据正、逆反应速率与压强的变化曲线，可判断反应前后____________________的变化。 6．几种特殊的图像 (1)抛物线型 对于化学反应mA(g)＋nB(g)qC(g)＋pD(g)，M点前，表示从反应物开始，则v正_______v逆；M点为______________。M点后为平衡受温度的影响情况，即升温，A%增加，C%减小，平衡_______，ΔH_______0。 (2)平衡曲线型 对于化学反应mA(g)＋nB(g)qC(g)＋pD(g)，A的百分含量与压强的关系如图所示，L线上所有的点都是平衡点。左上方(E点)，A%大于此压强时的平衡体系中的反应物的百分含量，所以E点：v正_______v逆；右下方(F点)，A%小于此压强时的平衡体系中的反应物的百分含量，则F点：v正_______v逆。 ①中图像，由于某一条件对平衡的影响只能向一个方向移动，所以最高点最低点及以后为平衡状态受条件的影响情况，前面为未达到平衡的情况。 ②中图像曲线上的点全为对应条件下的平衡点。 易错点01 化学反应速率的计算与大小比较 【错因辨析】 (1)化学反应速率一般指反应的平均反应速率而不是瞬时反应速率，且无论用反应物表示还是用生成物表示均取正值。 (2)同一化学反应，相同条件下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。 (3)不能用固体或纯液体物质来表示化学反应速率，因为固体和纯液体物质的浓度可视为常数。 (4)计算反应速率时，若给出的是物质的量的变化值，不要忘记转化为物质的量浓度的变化值。 【对点训练】 1．将5.6 g铁粉投入100 mL 2 mol·L-1硫酸中，2 min后恰好完全溶解。下列有关该反应速率的表述正确的是(忽略溶液体积的变化)(　　) A．用铁表示的反应速率为0.5 mol·L-1·min-1 B．用硫酸表示的反应速率为0.5 mol·L-1·min-1 C．用硫酸亚铁表示的反应速率为0.25 mol·L-1·min-1 D．用氢气表示的反应速率为0.5 mol·L-1·min-1 2．对于反应3A(g)+B(s)2C(g)+2D(g)在不同条件下的化学反应速率如下，其中表示反应速率最快的是( ) A．v(A)=0.1mol·(L·s)-1 B．v(B)=6mol·(L·min)-1 C．v(C)=8mol·(L·min)-1 D．v(D)=4mol·(L·min)-1 易错点02影响化学反应速率的因素 【错因辨析】 (1)分析外界因素对化学反应速率的影响时3注意： ①催化剂在化学反应过程中参与了反应，降低了正、逆反应的活化能，同等程度改变正、逆反应速率，但不会改变反应的限度和反应热。 ②升高温度正反应速率和逆反应速率都加快，但加快的程度不同；降低温度正反应速率和逆反应速率都减慢，但减慢的程度不同，吸热反应的反应速率总是受温度影响大。 ③对于固体和纯液体反应物，其浓度可视为常数，改变用量速率不变。但当固体颗粒变小时，其表面积增大将导致反应速率增大。 (2)压强对反应速率的影响情况： 压强只对有气体参与的化学反应速率有影响。 ①恒温时，压缩体积压强增大反应物浓度增大反应速率加快。 ②恒温时，对于恒容密闭容器。 a．充入气体反应物气体反应物浓度增大(压强也增大)反应速率加快。 b．充入“惰性”气体总压强增大―→反应物浓度未改变―→反应速率不变。 ③恒温恒压时。 充入“惰性”气体体积增大气体反应物浓度减小反应速率减小。 【对点训练】 1．一定温度下，反应N2(g)＋O2(g)2NO(g)在密闭容器中进行，下列措施不能改变化学反应速率的是(　　) A．缩小容器容积使压强增大 B．恒容，充入N2 C．恒容，充入He D．恒压，充入He 2．反应C(s)＋H2O(g)CO(g)＋H2(g)在一可变容积的密闭容器中进行，下列条件的改变对其反应速率几乎无影响的是(　　) A．将容器的体积扩大一倍 B．将容器的体积缩小一半 C．保持体积不变，充入N2使体系压强增大 D．保持压强不变，充入N2使容器体积变大 易错点03 可逆反应与化学平衡状态 【错因辨析】 (1)可逆反应不等同于可逆过程，可逆过程包括物理变化和化学变化，而可逆反应属于化学变化。 (2)化学反应的平衡状态可以从正反应方向建立，也可以从逆反应方向建立。 (3)化学反应达到平衡状态的正、逆反应速率相等，是指同一物质的消耗速率和生成速率相等，若用不同物质表示时，反应速率不一定相等。 (4)化学反应达平衡状态时，各组分的浓度、百分含量保持不变，但不一定相等。 【对点训练】 1．一定温度下在容积恒定的密闭容器中，进行反应A(s)+3B(g)2C(g)+D(g)，当下列物理量不发生变化时，能说明该反应已达到平衡状态的是( ) ①混合气体的平均摩尔质量；②容器内气体的压强；③混合气体总物质的量；④B物质的量浓度 A．①④ B．只有②③ C．②③④ D．只有④ 2．将一定量纯净的氨基甲酸铵置于密闭真空恒容容器中(固体试样体积忽略不计)，在恒定温度下使其达到分解平衡：NH2COONH4(s)2NH3(g)＋CO2(g)。判断该分解反应已经达到化学平衡的是(　　) A．2v(NH3)＝v(CO2) B．密闭容器中c(NH3)∶c(CO2)＝2∶1 C．密闭容器中混合气体的密度不变 D．密闭容器中氨气的体积分数不变 易错点04 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，某些自发反应需在一定条件下才能自动进行，非自发反应具备了一定条件也能发生。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。 (5)对于一个特定的气相反应，熵变的大小取决于反应前后的气体物质的化学计量数大小。 【对点训练】 1．下列对于化学反应方向说法正确的是(　　) A.常温下，反应C(s)＋CO2(g)===2CO(g)不能自发进行，则该反应的ΔH>0 B.4Fe(OH)2(s)＋O2(g)＋2H2O(g)===4Fe(OH)3(s)的ΔH<0，常温常压下能自发进行，对该反应的方向起决定作用的是温度 C.反应2Mg(s)＋CO2(g)===C(s)＋2MgO(s)在一定条件下能自发进行，则该反应的ΔH>0 D.一定温度下，反应2NaCl(s)===2Na(s)＋Cl2(g)的ΔH<0，ΔS>0 2．下列对化学反应预测正确的是(　　) 选项 化学反应方程式 已知条件 预测 A M(s)=X(g)＋Y(s) ΔH>0 它是非自发反应 B W(s)＋xG(g)=2Q(g) ΔH<0，自发反应 x可能等于1、2、3 C 4X(g)＋5Y(g)=4W(g)＋6G(g) 能自发反应 ΔH一定小于0 D 4M(s)＋N(g)＋2W(l)=4Q(s) 常温下，自发进行 ΔH>0 易错点05 勒夏特列原理 【错因辨析】 (1)“减弱这种改变”——升温平衡向着吸热反应方向移动；增大反应物浓度平衡向反应物浓度减小的方向移动；增大压强平衡向气体物质的量减小的方向移动。 (2)化学平衡移动的结果只是减弱了外界条件的改变，而不能完全抵消外界条件的改变，更不能超过外界条件的变化。 (3)化学反应速率改变，平衡不一定发生移动。 (4)化学平衡发生移动，化学反应速率一定改变(v正≠v逆)。 【对点训练】 1．(2026·江苏盐城高二期末)下列变化不能用勒夏特列平衡移动原理解释的是( ) A．工业生产硫酸的过程中使用适当过量的氧气，以提高二氧化硫的转化率 B．打开汽水瓶，出现冒泡现象 C．光照新制的氯水，溶液的酸性增强 D．工业合成氨的反应，往往需要使用催化剂 2．下列颜色的变化不能用勒夏特列原理解释的是(　　) A．红棕色NO2加压后颜色先变深，后逐渐变浅 B．在H2、I2和HI组成的平衡体系加压后，混合气体颜色变深 C．FeCl3溶液加热后颜色变深 D．FeCl3和KSCN的混合溶液中加入无色KSCN溶液，颜色变深 易错点06 化学平衡常数的含义及其应用 【错因辨析】 (1)化学平衡常数K值的大小是可逆反应进行程度的标志，它能够表示可逆反应进行的程度。一个反应的K值越大，表明平衡时生成物的浓度越大，反应物的浓度越小，反应物的转化率也越大。可以说，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和纯液体存在时，其浓度可看作“1”，而不计入平衡常数表达式中。如H2O(l)的浓度，固体物质的浓度均不写，但水蒸气浓度要写。 (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，正、逆反应的平衡常数互为倒数；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。 【对点训练】 1．某可逆反应aA＋bBcC在某温度下的平衡常数为K(K≠1)，反应热为ΔH。保持温度不变，将方程式的书写做如下改变，则ΔH和K数值的相应变化为(　　) A．写成2aA＋2bB2cC，ΔH值、K值均扩大了1倍 B．写成2aA＋2bB2cC，ΔH值扩大了1倍，K值保持不变 C．写成cCaA＋bB，ΔH值、K值变为原来的相反数 D．写成cCaA＋bB，ΔH值变为原来的相反数，K值变为原来的倒数 2．(2026·江苏宿迁高二期中)氯气在生产、生活中应用广泛。工业上可用地康法制备Cl2，在450℃下，以CuCl2作催化剂，地康法制备原理示意图如下。下列说法正确的是(　　) A．该反应ΔS＜0，ΔH＜0 B．反应的平衡常数可表示为 C．CuCl2的使用可以减小该反应的化学平衡常数 D．反应达到平衡状态时，反应停止 学科网(北京)股份有限公司1 / 10 学科网（北京）股份有限公司 $