初中化学知识点总结07036

1、第四节 化学反应进行的程度-化学平衡热力学可逆过程和可逆反应一个过程发生后，如果使其逆过程发生且系统和环境能够完全复原，则该过程为可逆过程。可逆过程是一个理想过程，为科学的抽象，是系统接近平衡态下的行为，因此和平衡密切相关，平衡下的过程才无限接近可逆过程。对于一个化学反应系统，相同条件下，反应物之间可以相互作用生成产物（正反应），同时产物之间也可以相互作用生成反应物（逆反应），这样的反应就叫做可逆反应。可逆性是反应的普遍特征（平衡的概念）。1可逆反应和化学平衡迄今所知，仅有少数的化学反应其反应物能“全部”转变为生成物，亦即反应能进行“到底”。 HCl + NaOH NaCl + H2O （溶液

2、中） 2KClO3 2KCl + 3O2 （催化剂） 2H2 + O2 2H2O （点燃或催化剂）而化学反应的可逆性或平衡是普遍的，这些少数的几个反应仅表明它们向右进行的趋势很大。2一定条件下，可逆反应进行到一定程度时，系统中各组分的浓度不再随时间而改变，反应表观上已“停止”。系统的这种表面上静止的状态叫做化学平衡状态。化学平衡的特征：1.平衡时，正、逆反应速率相等。因此反应达到平衡后只 要外界条件不变，反应系统中各物质的量不随时间而变。2.化学平衡是一种动态平衡。只是宏观上的“静止”，微观 上正逆反应始终进行，但生成和消耗的速率相等。3.化学平衡是有条件的。外界条件改变，原平衡就被破坏， 随

3、后在新的条件下建立新的平衡。 一、化学平衡 （V正=V逆）3化学反应都有自发趋向平衡的热力学特性，如何来衡量一个平衡呢？即如何来定量描述一个已知的化学平衡呢？rGm(T )；平衡常数。平衡常数是如何对一个平衡进行数量化标志的呢？表达式。1、化学平衡常数4（1）气体分压定律:几种不同的气体混合成一种气体混合物时，此气体混合物的总压力等于各组分气体的分压力之和。 分压力与总压力之间的定量关系：P =B pBB为一理想气体混合物的某种组分。p(B)=p n(B)/n=p xB (摩尔分数或摩尔百分数)p(B)=p V(B)/V=p B (体积分数或体积百分数) 5(2) 化学平衡常数表达式 (实验或

4、经验平衡常数)在科学研究和生产实际中总结出一个规律，即对于一个可逆反应一定条件下达到平衡后，生成物浓度（分压）以化学方程式中化学计量系数为指数的乘积与反应物浓度（分压）以计量系数为指数的乘积的比值为一个常数。浓度平衡常数： Kc压力平衡常数： Kp对于理想气体平衡系统Kp=Kc(RT) 6对于气体反应系统：0=BB B则： K =B（pBeq/p ）vBaA(g)+bB(g)gG(g)+dD(g)对于反应：B(pB/p )B =式中pB为气体B在平衡时的分压力 ( pBeq )。(2) 化学平衡常数表达式 (标准平衡常数)7化学平衡常数表达示例0=BB B对于气体反应系统:则： K =B（pB

5、eq/p ）vB对于稀溶液反应系统： K =B（bBeq/b ）vB对于混合反应系统：气态物质以分压，溶液以量浓度表示。固体或纯液体不必列出。 S2-(aq)+2H2O(l) H2S(g)+2OH-(aq) K =p(H2S) /p.b(OH -) /b 2 /b(S2-)/ b8关于平衡常数需要注意的问题：标准平衡常数不再分浓度和压力常数；溶液 中K 与Kc数值上相等，量纲为一。反应方程式写法不同，平衡常数的表达式和 数值亦不同；固体和纯液体不出现在平衡常数表达式中；适用于其他热力学可逆过程，如相平衡等； 若: 反应=反应反应 则: K= KK (即遵循多重平衡规则)9（3）标准平衡常数的应

6、用：判断反应的程度标准平衡常数越大，表示向右进行的趋势越 大，平衡后，生成物与反应物的比例越大，反 之则越小。预测反应进行的方向化学反应等温方程式（反应商）计算化学平衡时的平衡组成平衡组成、平衡常数、转化率、选择性等之间的互算10例 CO(g)+H2O(g)CO2(g)H2(g) 在797 K时的平衡常数K =0.5. 若在该温度下使2 mol CO(g)和3 molH2O(g) 在密闭容器中反应，估算该温度时CO的最大转化率。解： CO(g)+H2O(g)=CO2(g)+H2(g)起始时的量/mol 2.00 3.00 00反应中量变化/mol-x -x +x +x平衡时的量/mol 2-x

7、 3-x x x平衡时物质总量 n = 5 mol 平衡时分压 p(2-x) /5 p(3-x)/5 p x/5 p x/5= x2/(6-5x+x2) 解得 x=1转化率转化量/初始量 100% 1/2 100%=50%11lgK =rGm(T )2.303RT2、标准吉布斯函数变与平衡常数rGm(T )=rGm(T ) RT lnB(pB/p)vB 平衡时：rGm (T )=0rGm(T ) = - RT lnB（peqB/p )vB = - RT lnK 122、标准吉布斯函数变与平衡常数将等温方程rGm(T )=rGm(T ) RT lnB（pB/p)vB B（pB/p)vB 计为反应

8、商Q又 K =B（pBeq/p)vBQK反应正向进行反应处于平衡反应逆向进行化学反应的反应商判据13 CO(g) + H2O(g) CO2(g)H2(g) -137.17 -228.57 -394.36 0rGm= mol-1 lgK= -rGm (T RT 28.621000 K =1.02 105fGm=例: 计算反应 CO(g)+H2O(g) CO2(g)H2(g)在标准状态时的平衡常数.14解： B（pB/p）vB = (313)/(2 2) = 0.75 K答：此条件下甲烷的转化反应能够向右进行。p(H2O)/pp(CH4)/pp(CO)/pp(H2)/p3=例:常压下，CH4(g)

9、+H2O(g)=CO(g)+3H2(g)在700K时的标准平衡常数K=7.40,经测定某时各物质的分压；p (CH4MPa， p (H2MPa， pMPa， p (H2MPa。问此条件下甲烷的转化反应能否进行？1515勒夏特列（吕查德里，Le Chtelier）原理：改变平衡系统的任一条件，平衡将向减弱这个改变的方向移动。C;P;T。这个原理对于平衡普遍适用，但缺乏定量关系。真正回答平衡移动的方向有赖于热力学第二定律。二、化学平衡的移动外界条件的改变而使可逆反应从一种平衡状态向另一种平衡状态转化的过程叫做化学平衡的移动。161、浓度对化学平衡的影响例. 在分别含有0.100 molkg-1的A

10、gNO3、Fe(NO3)2和0.0100 molkg-1 Fe(NO3)3混合溶液 中发生如下反应： Fe2+ + Ag+ Fe3+ + Ag 25 oC时，K = 2.98 反应向哪个方向进行；平衡时Ag+ 、Fe2+ 、Fe3+ 的浓度；Ag+的转化率；如果保持Ag+ 、Fe3+的浓度不变，而使Fe2+的浓度 变为 molkg-1,求在新条件下Ag+的转化率。17解(1) 起始时： QK ,所以反应向正方向进行。 (2) 平衡组成计算 Fe2+ + Ag+ Fe3+ + Ag开始浓度molkg-1 浓度变化molkg-1 -x -x +x平衡浓度 molkg-1 -x -x +x K =(

11、+x)/(-x)2= x= (3) Ag+转化率x=100 =13 (4) Fe2+ + Ag+ Fe3+ + Ag新平衡浓度 y y 0.01+y (0.01+y =38.1由此可见，增大某反应物浓度，可使反应向正方向移动且使另一反应物的转化率增大。1818总压的改变将同等程度地改变各组分气体的分压力，因此平衡移动的方向将决定于各组份气体计量数的代数和。 即，总压力增加时: BB 0 的反应，平衡左移； BB =0 的反应，平衡不受影响。2、压力对化学平衡的影响 总压或总体积变化总压（体积）分压惰性气体19例如：增加总压力，使反应1正向移动； 使反应2逆向移动； 不能使反应3移动。N2(g)

12、+3H2(g) 2NH3(g) BB0CO(g)+H2O(g) CO2(g)+H2(g) BB=020202、压力对化学平衡的影响 分压的变化与浓度对化学平衡的影响类似若在原平衡系统中增加某反应物的分压，反应将向正方向进行，即平衡将向右移动；若在原平衡系统中增加某生成物的分压，反应将向逆方向进行，即平衡将向左移动；（例略）212、压力对化学平衡的影响 惰性气体的影响恒温下若在反应系统中引入不参与反应的惰性气体（1）体积不变，但系统总压增加，则任何情况下平衡都不会发生移动。这是因为系统总压增加来自惰性气体，各组分分压并无改变。（2）维持总压不变，而系统体积增大，则当反应的不等于零时，平衡将发生移

13、动（如何移动？）。22将1.0mol N2O4置于密闭容器中，按下式分解。在25及100kPa下达平衡, N2O4转化率为50。求1.计算反应的K 2. 25 ,1000kPa时N2O4的转化率并说明压力对反应平衡的影响。N2O4(g) 2NO2(g) 起始物质量/mol 1.0 0变化量 平衡量 1.0 平衡时物质总量/mol 1.0+ K =1.3 (pi=pni)K=42/(1-2)p/p =1.3 =0.18 (x=0.18) 总压力由100kPa增加到1000kPa， N2O4转化率由50降至18，平衡左移（分子数减少方向）2323rHm2.303RT2T1 T1T2K2K1lg 3

14、、温度对化学平衡的影响lgK1 =rGm(T1)/2.303RT1lgK2 =rGm(T2)/2.303RT2rGm rHm - TrSm24解: fHm /kJmol-1 -110.53 -241.82 -393.52 0 rHm= -393.52 (-110.53 -241.82 )= -41.46 kJmol-1化学反应： CO(g)+H2O(g) CO2(g)H2(g)-41.4610002.303 8.3141073 - 298.151073 298.15+ lgK1(ppt-11)lgK2=K20.63 K（298. 15K） =1.02 105例,计算反应 CO(g)+H2O(g

15、) CO2(g)H2(g)在1073K时的平衡常数.25例,根据平衡移动原理讨论 2Cl2(g)+2H2O(g) 4HCl (g)O2(g) rHm(298.15K) 0（操作中未标明的指温度、体积、压力不变过程）操作项目 平衡数值加O2 H2O物质的量加O2 HCl物质的量加O2 O2物质的量增大容器体积 H2O物质的量减小容器体积 Cl2物质的量减小容器体积 Cl2的分压减小容器体积 K升高温度 K升高温度 HCl分压加催化剂 HCl物质的量26化学动力学化学热力学只预言给定条件下反应的可能性和发生的程度不回答现实性和反应的时间（速率）。宏观机制；趋势速率化学动力学研究反应速率和影响速率的

16、因素（分子结构、温度、压力、浓度、介质、催化剂等），还研究反应的历程（机理、机制）。27第五节 化学反应速率对于化学反应:用下式表示以浓度为基础的反应速率:化学反应速率的表示方法一2728如，一个一般的化学反应： aA + bB = gG + dD 化学反应速率为：其单位为：moldm-3s-1。2829化学反应发生的必要条件是反应物分子（或原子、离子）间的碰撞。1 活化分子有效碰撞理论（简单碰撞） 只有极少数活化分子的适宜几何方位的碰撞才能发生化学反应，称“有效碰撞”；化学反应速率理论和活化能（气体分子运动论：自由里程；碰撞频率；动能等）二29(分子连心线上的相对平动能大于一个阈能(Ec)，

17、阈能(Ec)活化能(Ea)1/2RT)-dCA/dt=ZABq=(rA+rB)2(8pkBT/m)1/2e-Ec/RTCACB30活化分子的最低能量与反应物分子平均能量之差叫活化能:Ea = E(最低)- E(平) Ea可以通过实验测定。Ea=RT2dk/dT3031312 过渡状态理论反 应 进 程势 能过渡态理论揭示了动力学和热力学关系：rHm=Ea1-Ea2统计力学量子力学k=K32活化能是活化配合物的能量与反应物分子平均能量之差:Ea = E(配)- E(平) 活化能是化学反应的“能垒”，Ea越高，反应越慢；Ea越低，反应越快。32331 浓度对反应速率的影响 (质量作用定律) 在一定温度下,对某一基元反应,其反应速率与各反应物浓度(以化学方程式中该物质的计量数为指数)的乘积成正比。影响反应速率的因素三3334如：aA + bB = gG + dD 为基元反应，则:称作质量作用定律数学表达式。而对于非基元反应，有：称作反应速率方程式。其中m、n要通过实验来确定，(a+b)或(m+n)称为反应级数。k