化学反应速率化学平衡知识点总结用.doc

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化学反应速率、化学平衡知识点总结

化学反应速率和平化学衡

【命题规律】

化学反应速率和化学平衡是高考的必考内容，其主要命题内容有：

①化学反应速率影响因素及计算；②化学平衡状态的判断及影响因素；③应用平衡原理判断反应进行的方向；④化学反应速率和化学平衡的图象分析；⑤转化率、平衡常数的含义及简单计算。

将化学反应速率和化学平衡移动的原理与化工生产、生活实际相结合的题目是最近几年的高考命题的热点。

特别是化学平衡常数的影响因素及其计算是新教材增加的内容，应引起同学们的关注。

【知识网络】

【重点知识梳理】

一物质状态和浓度对反应速率的影响

1．对于有固体参加的化学反应而言，由于在一定条件下，固体的浓度是固定的，所以固体物质在化学反应中浓度不改变，因此在表示化学反应速率时，不能用固体物质。

但因为固体物质的反应是在其表面进行的，故与其表面积有关，当固体颗粒变小时，会增大表面积，加快反应速率。

2．对于有气体参加的反应而言，改变压强，对化学反应速率产生影响的根本原因是引起浓度改变所致。

所以，在讨论压强对反应速率的影响时，应区分引起压强改变的原因，这种改变对反应体系的浓度产生何种影响，由此判断出对反应速率产生何种影响。

对于气体反应体系，有以下几种情况：

（1）恒温时：

增加压强体积缩小浓度增大反应速率加快。

（2）恒容时：

①充入气体反应物浓度增大总压增大速率加快

②充入“惰气”总压增大，但各分压不变，即各物质的浓度不变，反应速率不变。

（3）恒压时：

充入：

“惰气”体积增大各反应物浓度减少反应速率减慢。

二外界条件对化学反应速率的影响

影响因素

分子总数

活化分子百分数

活化分子总数

活化分子浓度

（单位体积活化分子数）

增大浓度

增加 

 不变

 增加

 增加

增大压强

 不变

 不变

 不变

 增加

升高温度

不变 

 增加

 增加

 增加

正催化剂

不变 

 增加

 增加

 增加

三化学反应速率的图象

图象也是一种表达事物的语言符号，化学反应速率图象是将化学反应速率变化的状况在直角坐标系中以图的形式表达的结果，是化学反应速率变化规律的反映。

认识和应用化学反应速率图象时，要立足于化学方程式，应用化学反应速率变化的规律，分析直角坐标系及其图象的涵义。

1．化学反应CaCO3＋2HCl===CaCl2＋CO2↑＋H2O

（1）其他条件一定，反应速率随着c（HCl）的增大而增大，如图①。

（2）其他条件一定，反应速率随着温度的升高而增大，如图②。

（3）随着反应时间的延长，c（HCl）逐渐减小，化学反应速率逐渐减小，如图③。

2．化学反应2H2S（g）＋SO2（g）===3S↓（s）＋2H2O（g）

（1）其他条件一定，增大气态反应物的压强（缩小气体容器的容积），反应速率随着压强的增大而增大。

如图①。

（2）其他条件一定，减小气态反应物的压强（扩大气体容器的容积），反应速率随着压强的减小而减小，如图②。

（3）温度、气体容器的容积都一定，随着时间的增加，SO2、H2S物质的量逐渐减少，气体的压强逐渐减小，反应速率逐渐减小，如图③。

（4）分别在较低温度T1和较高温度T2下反应，气态反应物的压强都是逐渐增大（缩小容器容积），反应速率随着压强的增大而增大及随着温度的升高而增大，如图④。

四化学平衡状态的特征和判断方法

1．化学平衡状态的特征

化学平衡状态的特征可以概括为：

逆、等、动、定、变。

（1）“逆”——研究对象是可逆反应。

（2）“等”——化学平衡状态建立的条件是正反应速率和逆反应速率相等，即v正＝v逆，这是可逆反应达到平衡状态的重要标志。

（3）“动”——指化学反应已达到化学平衡状态时，反应并没有停止，实际上正反应与逆反应始终在进行，只是正反应速率等于逆反应速率，即v正＝v逆≠0，所以化学平衡状态是动态平衡状态。

（4）“定”——在一定条件下可逆反应一旦达到平衡（可逆反应进行到最大的程度）状态时，在平衡体系的混合物中，各组成成分的含量（即反应物与生成物的物质的量、物质的量浓度、质量分数、体积分数等）保持一定而不变（即不随时间的改变而改变）。

这是判断体系是否处于化学平衡状态的重要依据。

（5）“变”——任何化学平衡状态均是暂时的、相对的、有条件的（与浓度、压强、温度等有关），而与达到平衡的过程无关（化学平衡状态既可从正反应方向开始达到平衡，也可以从逆反应方向开始达到平衡）。

当外界条件变化时，原来的化学平衡也会发生相应的变化。

2．化学平衡状态的判断方法

（1）直接判定：

v正＝v逆（实质）

①同一物质：

该物质的生成速率等于它的消耗速率。

②不同的物质：

速率之比等于方程式中的系数比，但必须是不同方向的速率。

（2）间接判定：

①各组成成分的质量、物质的量、分子数、体积（气体）、物质的量浓度保持不变。

②各组成成分的质量分数、物质的量分数、气体的体积分数保持不变。

③若反应前后的物质都是气体，且系数不等，总物质的量、总压强（恒温、恒容）、平均摩尔质量、混合气体的密度（恒温、恒压）保持不变。

④反应物的转化率、产物的产率保持不变。

总之，能变的量保持不变说明已达平衡。

（如下表所示）

例举反应

mA（g）＋nB（g）pC（g）＋qD（g）

是否平衡状态

混合物体

系中各成

分的量

①各物质的物质的量或各物质的物质的量分数一定

是

②各物质的质量或各物质的质量分数一定

是

③各气体的体积或体积分数一定

是

④总体积、总压强、总物质的量、总浓度一定

不一定

正反应速

率与逆反

应速率的

关系

①在单位时间内消耗了mmolA，同时生成mmolA，即v正＝v逆

是

②在单位时间内消耗了nmolB，同时消耗了pmolC，则v正＝v逆

是

③vA∶vB∶vC∶vD＝m∶n∶p∶q，v正不一定等于v逆

不一定

④在单位时间内生成nmolB，同时消耗qmolD，均指v逆，v正

不一定等于v逆

不一定

压强

①若m＋n≠p＋q，总压强一定（其他条件不变）

是

②若m＋n＝p＋q，总压强一定（其他条件不变）

不一定

平均相对

分子质量

①r一定，只有当m＋n≠p＋q时

是

②r一定，但m＋n＝p＋q时

不一定

温度

任何化学反应都伴随着能量变化，在其他条件不变的情况下，

体系温度一定时

是

体系的密度

密度一定

不一定

特别提醒：

①化学平衡的实质是v（正）＝v（逆）≠0时，表现为平衡体系中各组分的物质的量或物质的量分数不再变化，因此v（正）＝v（逆）＞0是化学平衡判断的充要条件。

②运用v（正）＝v（逆）≠0时，注意方向和数量关系。

③学会“变”与“不变”判断。

“变”就是到达平衡过程中量“变”，而到达平衡后“不变”。

否则，不一定平衡。

五等效平衡

1．等效平衡

在一定条件（恒温恒容或恒温恒压）下，同一可逆反应体系，不管是从正反应开始，还是从逆反应开始，在达到化学平衡状态时，任何相同组分的百分含量（体积分数、物质的量分数等）均相同，这样的化学平衡互称等效平衡（。

概念的理解：

（1）外界条件相同：

通常可以是①恒温、恒容，②恒温、恒压。

（2）“等效平衡”与“完全相同的平衡状态”不同：

“完全相同的平衡状态”是指在达到平衡状态时，任何组分的物质的量分数（或体积分数）对应相等，并且反应的速率等也相同，但各组分的物质的量、浓度可能不同。

而“等效平衡”只要求平衡混合物中各组分的物质的量分数（或体积分数）对应相同，反应的速率、压强等可以不同

（3）平衡状态只与始态有关，而与途径无关，（如：

①无论反应从正反应方向开始，还是从逆反应方向开始②投料是一次还是分成几次③反应容器经过扩大—缩小或缩小—扩大的过程，）只要起始浓度相当，就达到相同的平衡状态。

2.等效平衡的分类

在等效平衡中比较常见并且重要的类型主要有以下三种：

第一类：

对于恒温、恒容条件下反应前后气体体积改变的可逆反应如果按方程式的化学计量关系转化为方程式同一半边的物质，其物质的量与对应组分的起始加入量相同，则建立的化学平衡状态是等效的。

例如，恒温恒容下的可逆反应：

2SO2　＋O22SO3

①　　2mol　　1mol　　　0mol

②　　0mol　　0mol　　　2mol

③　0.5mol　　0.25mol　　1.5mol

上述三种配比，按方程式的计量关系均转化为反应物，则SO2均为2mol、O2均为1mol，三者建立的平衡状态完全相同。

第二类：

对于恒温、恒容条件下为反应前后气体体积不变的可逆反应如果按方程式的化学计量关系转化为方程式同一边的物质，其物质的量比与对应组分的起始加入量比相同，则建立的化学平衡是等效的。

例如，恒温恒容条件下，对于可逆反应：

H2（g）＋I2（g）2HI（g）

①　1mol　　1mol　　 0mol

②　2mol　　2mol　　 1mol

上述两种配比，按方程式中化学计量关系均转化为反应物，两种情况下H2与I2（g）的物质的量比均为1:

1，因此上述两种情况建立的化学平衡状态是等效的。

第三类：

对于恒温、恒压条件下的任何气体参加的可逆反应（无论反应前后气体体积可变或不变）。

如果按方程式的化学计量关系转化为方程式同一边的物质，其物质的量比与对应组分的起始加入量比相同，则建立的化学平衡是等效的。

例如，恒温、恒压条件下，对于可逆反应：

N2＋3H22NH3

①　1mol　3mol　　0mol

②　2mol　6mol　　1mol

③　0mol　0mol　　0.5mol

上述三种配比，按方程式中化学计量关系均转化为反应物，三种情况下，N2与H2的物质的量比均1∶3，因此上述三种情况建立的化学平衡状态是等效的。

3.化学平衡的思维方法：

（1）可逆反应“不为零”原则

可逆性是化学平衡的前提，达到平衡时，反应物和生成物共存，每种物质的物质的量不为零。

一般可用极限分析法推断：

假设反应不可逆，则最多生成产物多少，有无反应物剩余，余多少。

这样的极值点是不可能达到的，故可用确定某些范围或在范围中选择合适的量。

（2）“一边倒”原则

可逆反应，在条件相同时（如等温等容），若达到等同平衡，其初始状态必须能互变，从极限角度看，就是各物质的物质的量要相当。

因此，可以采用“一边倒”的原则来处理以下问题：

化学平衡等同条件（等温等容）

可逆反应aA（g）+bB（g）＝cC（g）

①起始量ab0平衡态Ⅰ

②起始量00c平衡态Ⅱ

③起始量xyz平衡态Ⅲ

为了使平衡Ⅰ=平衡Ⅱ=平衡Ⅲ，根据“一边倒”原则，即可得：

x+a/cz=a得x/a+z/c=1；y+b/cz=b得y/b+z/c=1。

六化学平衡常数

1．概念：

对于一定条件下的可逆反应（aA＋bBcC＋dD），达到化学平衡时，生成物浓度的乘幂的乘积与反应物浓度的乘幂的乘积之比为一常数，记作Kc，称为化学平衡常数（浓度平衡常数）。

2．平衡常数的意义

平衡常数的大小反映了化学反应进行的程度（也叫反应的限度）。

（1）K值越大，表示反应进行得越完全，反应物转化率越大；一般认为，K＞105时，该反应进行得就基本完全了。

（2）K值越小，表示反应进行得越不完全，反应物转化率越小。

3．注意事项

（1）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。

（2）化学平衡常数是指某一具体反应的平衡常数。

若反应方向改变，则平衡常数改变。

若方程式中各物质的系数等倍扩大或缩小，尽管是同一反应，平衡常数也会改变。

（3）在平衡常数表达式中：

反应物或生成物中固体、纯液体、稀溶液中水的浓度不写。

C（s）＋H2O（g）CO（g）＋H2（g），K＝c（CO）·c（H2）/c（H2O）

FeO（s）＋CO（g）Fe（s）＋CO2（g），K＝c（CO2）/c（CO）

4．化学平衡常数的应用

（1）化学平衡常数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完全程度。

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）可以利用平衡常数的值，判断正在进行的可逆反应是否平衡以及不平衡时向何方进行建立平衡。

如对于可逆反应：

mA（g）＋nB（g）pC（g）＋qD（g）在任意时刻反应物与生成物的浓度有如下关系：

Qc＝，Qc叫做该反应的浓度商。

（3）利用K可判断反应的热效应

若升高温度，K值增大，则正反应为吸热反应。

若升高温度，K值减小，则正反应为放热反应。

七化学平衡移动与图像

总结：

①只要增大浓度、增大压强、升高温度，新平衡都在原平衡的上方，v′正=v′逆>v正=v逆；只要减小浓度、降低压强、降低温度，新平衡都在原平衡下方，v″正＝v″逆

②只要是浓度改变，一个速率一定是在原平衡的基础上改变；两个速率同时增大或减小（中间断开）一定是压强或温度改变。

③加入催化剂能同等程度地增大正、逆反应速率，平衡不移动。

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