高中化学新教材化学反应原理知识点总结

第一章化学反应与能量

化学反应中的能量变化

（1）化学反应的实质：反应物化学键断裂和生成物化学键形成。其中旧键断裂要吸收能量，新键形成会释放能量。

（2）化学反应的特征：既有物质变化，又有能量变化。

（3）化学反应中的能量转化形式：热能、光能和电能等，通常主要表现为热能的变化。

一、焰变反应热

1.反应热：化学反应过程中所放出或吸收的热量，任何化学反应都有反应热，因为任何化学反应都会存

在热量变化，即要么吸热要么放热。反应热可以分为（燃烧热、中和热、溶解热）

2.焰变（AH）的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应.

符号：△H.单位：kj/mol,即：恒压下：熔变=反应热，都可用AH表示，单位都是kj/mol。

3.产生原因：化学键断裂一一吸热化学键形成一一放热

放出热量的化学反应。（放热＞吸热）4H为或4H＜0,表示的时候，"kj/mol”不能省略

吸收热量的化学反应。（吸热＞放热）AH为“+”或＞0,表示的时候"+”，"kj/mol”不能省略

放热反应和吸热反应判断方法

①能量图像

能量

生成物

生成物的

总能量

反应物的

总能量

反应过程反应过程

左图反应物总能量大于产物总能量，为放热反应；

右图为反应物总能量低于产物总能量，为吸热反应

注意：a.图中可以得知物质的能量越高越不稳定；b.一定是所有物质的能量之和，而不是某一个物质的能

量高于产物或者低于产物的能量

②通过键能的计算

也可以利用计算AH来判断是吸热还是放热。

△H=生成物所具有的总能量-反应物所具有的总能量=反应物的总键能-生成物的总键能

（不建议大家死记硬背公式，应当理解反应物断键吸收的能量和产物成键时所放出的能量相对大小，如果断键

吸收能量大于成键释放能量则为吸热反应，如果成键释放的能量大于断键吸收的能量则为放热反应）

根据键能计算反应热的关键是正确找出反应物和生成物所含共价键的数目，注意晶体结构中化学键的情况。

常见物质中的化学键数目

('().CHiP.Si()2金刚Ss

物质石墨Si

(C=O)(C—H)(P—P)(Si—())石(S—S)

键数24641.5282

要求掌握氢气和氯气燃烧键能变化

物质H-HCl—ClH-Cl

键能436kJ/mol243kJ/mol432kJ/mol

表中的数值表示断开或者形成Imol化学键时所吸收或者释放的能量。

假想的中

间物质

431kj/mol431kj/tnol

,能量

根据方程式:H2+C12=2HC1

△E股=436+243=679kJ

△E放=2X432=86妹J

△Ea-AE„a=864kJ-679kJ=185kJ

说明是放热反应，则该反应的△H=T85kJ/mol

③对常见的反应进行记忆

☆常见的放热反应：①所有的燃烧反应②所有的酸碱中和反应③大多数的化合反应④自发氧化还原

反应，如金属与水或酸的反应，食物腐败等；⑤生石灰(氧化钙)和水反应⑥铝热反应等

☆常见的吸热反应：①晶体Ba(OH)2­8H2O与NH4cl②大多数的分解反应③条件一般是持续加热或高

温的反应，如C和C02、C和H20(g)的反应，以H?,CO,C为还原剂的热还原法对金属的冶炼。

温馨警示(1)物质的物理变化过程中，也会有能量的变化，但不属于吸热反应或放热反应，在进行反

应热的有关计算时，必须要考虑到物理变化时的热效应，如物质的三态变化。同种物质不同状态时所具有的能

量：气态〉液态〉固态

(2)物质溶解一般铁盐溶解是吸热现象，别的物质溶于水是放热。

(3)化学反应是放热还是吸热与反应发生的条件没有必然联系。如吸热反应NH4cl与Ba(OH)2在常温常

压下即可进行，而很多放热反应需要在加热的条件下才能进行。

(4)能量与键能的关系：物质具有的能量越低，物质越稳定，能量和键能成反比。

(5)常温是指25,101.标况是指0,101.

(6)比较AH时必须连同符号一起比较。

正确理解反应过程、能量图象

£2：新键形成放出的能量或称为逆反应的活化能。

△H=EI—E2,为此反应的焰变。

催化剂的作用：降低后、Ei,但不影响反应放热还是吸热取决于起点(反应物)和终点(生成物)能量的高低。

利用状态，迅速比较反应热的大小

若反应为放热反应

1.当反应物状态相同，生成物状态不同时，生成固体放热最多，生成气体放热最少。

2.当反应物状态不同，生成物状态相同时，固体反应放热最少，气体反应放热最多。

3.在比较反应热(AH)的大小时，应带符号比较。对于放热反应，放出的热量越多，△〃反而越小。

二、热化学方程式

1.概念

表示参加化学反应的物质的物质的量和反应热的关系的化学方程式。

例如：在200°C、101kPa时，出与碘蒸气作用生成2moiHI气体时，放出14.9kJ热量，其热化学方程式为

200℃

H2(g)+h(g)io;kpa2HI(g)A"=—14.9kJmor'c

2.意义：表明了化学反应中的物质变化和能量变化。

1

如：2H2(g)+O2(g)=2H2O(l)A//=-571.6kJmol

表示：2mol氢气和1mol氧气反应生成2mol液态水时放出571.6kJ的热量。

3.书写化学方程式注意要点：

①热化学方程式必须标出能量变化，即反应热AH对应的正负号都不能省。

②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态(s,l,g分别表示固态，液态，气态，水溶液中

溶质用aq表示)

③热化学反应方程式不标条件，除非题中特别指出反应时的温度和压强。

④热化学方程式中的化学计量数表示物质的量，不表示个数和体积，可以是整数，也可以是分数

⑤各物质系数加倍，△!!加倍，即：AH和计量数成比例；反应逆向进行，AH改变符号，数值不变。

易错警示(1)对于同素异形体，除注明聚集状态外，还要注明名称。因为同素异形体虽然构成元素相同，但

属于不同物质，其本身具有的能量不同，所以反应中的A"也不同。

(2)物质本身具有的能量与物质的聚集状态有关。聚集状态不同，反应热△〃的数值以及符号都可能不同。等量

的同一物质，气态时能量最大，其次为液态，最小的为固态。

(3)不论化学反应是否可逆，热化学方程式中的反应热△，表示反应进行到底(完全转化)时的能量变化。如：2SO2(g)

-1

+O2(g)、、2SO3(g)△//=-197kJ-mol是指2molSO?(g)和1molCh(g)完全转化为2molSCh(g)时放出的能

量。实际上投入2molS02(g)和1molC)2(g)不可能转化为2molSO3(g),因此放的热也没有197kJ多。

判断热化学方程式正误的“五审”

放热反应一定为“一吸热反应一定为“+”

单位一定为“kJ•mol7"，易错写成“mol”或

漏写

物质的状态必须正确，特别是溶液中的反应

易写错

反应热的数值必须与方程式的化学计量数相

对应,即化学计量数与成正比。当反应

逆向进行时,其反应热与正反应的反应热数

值相等，符号相反

如燃烧热、中和热的热化学方程式

三、燃烧热

(1)概念：在101kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成稳定氧化物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热。单位

一般用kJ-mo「(或kJ/mol)表示。

注意：①压强——101kPa。

②量——可燃物的物质的量为1mole

③完全燃烧。

④产物——元素完全燃烧时对应的稳定氧化物：

C-CO2(g),HfH2OO),S-S02(g)等。

(2)意义：例如，C的燃烧热是393.5kJmor表示在25℃,101kPa条件下1molC完全燃烧放出393.5kJ的

热量。

(3)燃烧热热化学方程式的书写原则

燃烧热是以1mol物质完全燃烧所放出的热量来定义的，因此在书写它的热化学方程式时，应以燃烧1mol物

质为标准来配平其余物质的化学计量数。例如：CsH18(1)+yO2(g)=8CO2(g)+9H2O(1)A"=-5518kJ-mo「，即

C8Hi8的燃烧热为5518kJmo「。

(4)燃烧热的计算：。放=〃(可燃物)X|AH]

式中：为可燃物燃烧反应放出的热量；〃为可燃物的物质的量；△，为可燃物的燃烧热。

四、中和热

⑴概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应生成l_mol_H2O时的反应热叫做中和热。

注意：

①强酸与强碱的中和反应其实质是H+和0H-反应，其热化学方程式为：

-

用离子方程式可表示为H7aq)+OH(aq)=H2O(l)△〃=-57.3kJmol'o

弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于57.3kJ/moU

中和反应写出的离子方程式中只能是H+(aq)+OH-(aq)=比0(1),而不能有弱酸、弱碱、沉淀、气体等物

质出现，否则所得的热中就有别的能量。

中和热是一个定值，与取用的酸或碱的物质的量无关。

②溶液的浓度——稀溶液。如果是浓酸或者浓碱则会有溶解热产生

③量——产物的物质的量为1molH2OO

(2)中和热热化学方程式的书写原则

中和热是以稀的强酸和强碱溶液反应生成1mol水时所放出的热量来定义的，因此在书写热化学方程式时，应

以生成1molHzO为标准来配平其余物质的化学计量数，如硫酸与氢氧化钠溶液反应，用热化学方程式可表示为

1

jH2SO4(aq)+NaOH(aq)=^Na2SO4(aq)+H2O(1)A/7=-57.3kJmol0

(3)中和热的测定实验：

ir_环形玻璃搅拌棒

3温度计

①一般用强酸和强碱做实验，且碱要过量(如果酸和碱的物质的量相同，中和热会偏小)，一般中和

热为57.3kJ/molo

②若用弱酸或弱碱做实验，放出的热量会偏小，中和热会偏小。

③若用浓溶液做实验，放出的热量会偏大，中和热会偏大。

④在试验中，增大酸和碱的用量，放出的热量会增多但中和热保持不变。

⑤本实验的关键是操作要快，保温效果要好。碎泡沫塑料及泡沫塑料板的作用是保温隔热，防止热量

散失。不能用铜棒代替玻璃棒，以减小热损失。

(4)测定原理

./=.(加城+八优)•c-(f终一f始)

n

(其中：c=4.18Jgi℃r=4.18X10「3kJ-g］℃r；〃为生成H2O的物质的量)

易错警示(1)反应热、燃烧热、中和热均有单位，单位均为kJ-moL。

(2)中和热是一定值，即△，=-57.3kJ-mo「i,燃烧热、中和热的数值与参加反应的量的多少无关，但在分析时

要注意反应物及生成物的状态及类另1(强酸、强碱、弱酸、弱碱)。

正确理解中和热，注意操作与计算细节

(1)中和热不包括离子在水溶液中的生成热、物质的溶解热、电解质电离时的热效应。

(2)酸碱溶液应当用稀溶液(0.1〜0.5molir)。若溶液浓度过大，溶液中阴、阳离子间的相互牵制作用越大，电

离程度达不到100%,这样使酸碱中和时产生的热量会消耗一部分补偿电离时所需的热量，造成较大误差。

(3)使用两只量筒分别量取酸和碱。

(4)使用同一支温度计分别先后测量酸、碱及混合液的最高温度，测完一种溶液后，必须用水冲洗干净并用滤纸

擦干。

(5)取多次实验小f2的平均值代入公式计算，而不是结果的平均值，如果某次实验温度和其他组相差较大要舍

弃。计算时应注意单位的统一。

五、盖斯定律

1.内容：化学反应的反应热只与反应的始态(各反应物)和终态(各生成物)有关，而与具体反应进行

的途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。

利用盖斯定律书写热化学方程式

根据待求解的热化学方程式中的反应物和生成

|找出］

物找出可用的已知热化学方程式。

押根据待求解的热化学方程式调整可用热

化学方程式的方向，同时调整的符号

调整

②根据待求解的热化学方程式将调整好的

［热化学方程式进行化简或扩大相应的倍数

加和将调整好的热化学方程式和进行加和

△H随热化学方程式的调整而相应进行加、

求炮

减、乘、除运算

检查检查得出的热化学方程式是否正确

六、能源

1.概念：能提供能量的自然资源。

2.发展阶段：柴草时期一化石能源时期一多能源结构时期。

3.能源的分类

化一煤特点,

石h属于不可再生能源

燃一石油---(rath.

料----|解决,开源节流：开发新能源和

能-1天然气口办法节约现有能源

源

新太阳能、氢能、风能、资源丰富，没有或

能%很少污染，属可再

源地热能、海洋能、生物

质能京生能源

4.能源问题

(1)我国目前使用的主要能源是化石燃料，它们的蕴藏量有限，而且不能再生，最终将会枯竭。

(2)化石燃料的大量使用带来严重的环境污染问题。

5.解决能源问题的措施

(1)提高能源的使用效率

①改善开采、运输、加工等各个环节。

②科学控制燃烧反应，使燃料充分燃烧。一是保证燃烧时有适当过量的空气，如鼓入空气、增大02浓度等。

二是保证燃料与空气有足够大的接触面积，如将固体粉碎成粉末，使液体喷成雾状等。

(2)开发新的能源

开发资源丰富、可以再生、没有污染或污染很小的新能源。

第二章化学反应速率和化学平衡

一、化学反应速率

1.化学反应速率的含义：化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢的物理量。

2.化学反应速率的表示方法

(1)定性：根据反应物消耗，生成物产生的快慢(用气体、沉淀等可见现象)来粗略比较。

(2)定量：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。

3.数学表达式及单位

v=~,单位：mol-L「公一।或mol-Limin如密闭容器中,合成氨的反应N2+3H22NH3，开始时c(N2)

Ar

=8mol-L-1,2minJnc(Nz)=4mol-L则用N2表示该反应的反应速率为2moi,L'min_|o

4.规律

(1)同一化学反应的反应速率可以用不同物质的浓度变化来表示，其数值可能不同，因此表示化学反应速率时要

指明具体物质。

(2)用不同物质的浓度变化表示同一化学反应的反应速率时，反应速率的数值之比等于化学方程式中各物质的化

区二这二这二金

学计量数之比。例如，对于反应"?A(g)+〃B(g)k^pC(g)+qD(g),即mnPq

易错警示(1)由。=生计算的反应速率是一段时间内的平均速率而不是瞬时速率，如某时刻，某秒时速率时

At

多少的说法是错误的，且无论用反应物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)比较反应速率时要统一物质统一单位。

(4)对于固体或纯液体反应物，其浓度视为常数，故不能用固体或纯液体物质表示化学反应速率。

5.用好三段式解题模式

“三段式法”的解题模式

对于反应机A+"B^=^^pC+qD,/()s时A的浓度为amolUB的浓度为bmol-L-1,反应进行至As时，A

消耗了xmol』r,则反应速率可计算如下：

机A+/7B、pC+qD

起始浓度/mol-L1ab00

nx公

转化浓度/mol・L/1X3

mmm

,nx

fi时刻浓度/moFLra-xb-----旺史

mmm

①求速率：z?(A)=-—mol-(L-s)0(B)=------mol(Ls),,

t1—to777(/i—Zo)

u(C)=—旺—mol(L-s)o(D)=—旺—mol(L-s)-1«

阳(力—m)

△2x100%=—x100%aA=^^X1OO%=^^X1OO%=-X1OO%

②求转化率0A=Cono如A。nAoa

③求某时刻气体压强与初始压强比

z、九nx、pxqx

n,+n,+n,+n.(a-x)+(b---)+—+

dxioo%=lAlB1(lDxl00%=------------由一m_mxlOO%

n+n+n+na+b

10UAU0BU0CU0D

二、影响化学反应速率的因素

1.内因（主要因素）

反应物本身的性质是影响化学反应速率的决定因素。如卤素单质与中反应的速率大小关系为F2>Cl2>Br2>I2,

镁、铝、锌、铁与稀硫酸反应的速率大小关系为Mg>Al>Zn>Fe。

2.外因（其他条件不变，只改变一个条件）

增大反应物浓度.反应速率加快.

浓度

反之减慢

对于有气体参加的反应，增大压

外—压强

强，反应速率加快.反之减慢

界

条

件升高温度•反应速率加快，反之减

的温度

慢

影

响

使用催化剂,能改变化学反应速

一|催心剂I』率.且正逆反应速率的改变程度

相同

|反应物间的接触面积，形成原电

L］其他因素|f池、光辐照、放射线辐照、超声波

等

3.理论解释——有效碰撞理论

（1）活化分子、活化能、有效碰撞

①活化分子：能够发生有效碰撞的分子。

②活化能：由普通分子到达活化分子状态所需的最低能量

图中：以为正反应的活化能；E2为逆反应的活化能；

B为使用催化剂时的活化能；

反应热A”=E|-E2。

③有效碰撞：活化分子之间能够引发化学反应的碰撞。（两点：足够能量和合适的取向）

（2）活化分子、有效碰撞与反应速率的关系

易错警示（1）由于固体和纯液体的浓度可视为常数，故改变用量反应速率不变。但当固体颗粒变小时，其表

面积将增大，其反应速率将加快。

（2）升高温度，不论正反应还是逆反应，不论放热反应还是吸热反应，反应速率一般都要加快，只不过增加的程

度不同。不可以认为吸）加快而式放）减慢。

（3）改变压强，实质是改变体积而使浓度发生改变来实现反应速率的改变。对于没有气体参加的反应，改变体系

压强，反应物的浓度不变，反应速率不发生改变。

（4）加入催化剂：由于降低了反应的活化能，增加了活化分子百分数，故成千上万倍地加快反应速率，且对可逆

反应。（正卜。（逆）增大的倍数相等，但它不会使不能发生的化学反应变得自发，也不会改变化学反应的反应热和平

衡状态。

特别说明

改变压强对化学反应速率的影响

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的改变。所以在讨论压强对反应速率的影响时，应分

析引起压强改变的原因及这种改变对反应体系的浓度产生何种影响。

对于气体反应体系，有以下几种情况：

①恒温时：

引起引起引起

增加压强----►体积缩小---►浓度增大----►反应速率加快。

②恒容时：

引起引起

a.充入气体反应物----••浓度增大----'■总压增大—••反应速率加快；

引起

b.充入“惰气”——►总压增大（分压不变）一一各反应物质浓度不变一一反应速率不变。

③恒压时：

引起

充入“惰气”——►体积增大一一各反应物浓度减小一一反应速率减慢。

综合应用：比如10mL浓度为1molir的盐酸与过量的锌粉反应，若加入适量的下列溶液，能减慢反应速率

但又不影响氢气生成量的方法可以对盐酸用水或者硫酸钾溶液等进行稀释,加入醋酸钠可以结合H+或者降低反应体

系的温度。

要注意的是硫酸的浓度，当硫酸浓度很大时，不但不能加快反应速率还会起阻碍作用，浓硫酸有氧化性，金属

与浓硫酸反应不能产生氢气而是二氧化硫，或者使铁、铝钝化。

还要注意加入的盐或者盐溶液，一定要注意硝酸盐，因为原溶液中有氢离子时，

硝酸根进入溶液后形成硝酸，具有强氧化性，产生的不再是氢气而是氮氧化物。B

三、化学反应速率图象及其应用

C

1.全程速率一时间图象

A

如Zn与足量盐酸的反应，反应速率随时间的变化出现如图情况。

原因解释：AB段（。渐大），因为该反应为放热反应，随着反应的进行，温度逐渐升高，导致反应速率逐渐增大;

BC段（。渐小），则主要因为随着反应的进行，溶液中c（H+）逐渐减小，导致反应速率逐渐减小。

2.物质的量（或浓度）一时间图象

例如：某温度时.，在定容（，L）容器中，X、Y、Z三种物质的物质的量随时间的变化曲线如图所示。

（1）由图象得出如下信息

①反应物是X、Y,生成物是Z；

②时反应达到平衡，X、Y没有全部反应。

（2）根据图象可进行如下计算

①某物质的平均反应速率、转化率，如：

o（X）=①二更mol（Ls）r,Y的转化率=这二^义100%。

K-/3

②确定化学方程式中的化学计量数之比，如X、Y、Z三种物质的化学计量数之比为（小一〃3）:（“2—〃3）:“2。

3.速率一时间图象

平衡体系条件变化速率变化速率变化曲线

/（正）立即增大，

增大反

（逆）逐渐增大，且

应物浓度

加（正）＞苏（逆）

0Jit

（正）立即减小,卜（正）

减小反

（逆）逐渐减小，且

应物浓度同逆）

/（逆）》加（正）

Ch1

任一平

衡体系

（逆）立即增大，（逆）

增大生

（正）逐渐增大，且

成物浓度

（逆）＞。'（正）

0l\1

\

（逆）立即减小，

减小生弋正）

济（正）逐渐减小，且

成物浓度H正）

（正）＞苏（逆）

0t

平衡

条件变化速率变化速率变化曲线

体系

正反应方向为气逆）

增大压强或升高济（正）、/（逆）均增大，

体体积增大的放

温度且0‘（逆）（正）

热反应/W）

0Ai

减小压强或降低加（正）、加（逆）均减小,正）

段正）

温度且。'（正（逆）,（逆）

钙逆）.

101

­'V

反应前后气体化

学计量数和相等使用催化剂或对/（正）=”（逆）

（正卜相（逆）均增大—

的平衡体系，改变于m+n=P+q的反

相同倍数»（正）=W逆）

压强或任一平衡应增大压强

体系使用催化剂

01t

易错警示（1）条件增强，曲线在原图象的上方；条件减弱，曲线在原图象的下方。

（2）浓度改变时，图象曲线一条连续，一条不连续，其他条件改变，图象曲线不连续。

二、化学平衡

1.化学平衡研究的对象一可逆反应

（1）定义：在同一条件下既可以向正反应方向进行，同时又可以向逆反应方向进行的化学反应。

高温高压、催化剂、

例］如：N2+3H2/化剂2NH32so2+。2寸~^-2SO2

（2）特点

①二同：a.相同条件下：b.正逆反应同时进行。

②一小：反应物与生成物同时存在，任一组分的转化率都小于（填“大于”或“小于”）100%。通常考察热化学

方程式能量的转化。

（3）表示：在方程式中用“U”表示.

2.化学平衡的建立

高温、

以CO（g）+H2O（g）^------CO2（g）+H2（g）反应为例。

在一定条件下，将01molCO和0.1molHzO®通入1L密闭容器中，开始反应：

（1）反应刚开始时：反应物的浓度最大，正反应速率最大。生成物的浓度为0,逆反应速率为0。

（2）反应进行中：反应物的浓度逐渐减小，正反应速率逐渐减小。生成物的浓度逐渐增大，逆反应速率逐渐增

大。

（3）肯定最终有一时刻，正反应速率与逆反应速率相等，此时，反应物的浓度不再改变，生成物的浓度也不再

改变。

正反应速率和逆反应速率随时间的变化关系如图所示:

1

”（正）=0（逆）

3.化学平衡状态定义：

化学平衡状态：一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时,各组成成分浓度不再改变,

达到表面上静止的一种"平衡”,这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。

4.化学平衡状态特征

岁*—可逆反应

化学反应达到平衡状态时，反应并没有停止，而

丁相是始终在进行，是一种动态平衡

化学平衡状态建立的条件是正反应速率和逆反

j，―应速率相等，即。正三腿些0

在一定条件下的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(不随时间的改变而改变)

任何化学平衡状态均是暂时的、相对的、有条件

在A的(与浓度、压强、温度等有关)条件改变，化学

平衡可能发生改变(平衡发生移动)

易错警示(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，或者同时从正、逆方向建立。

(3)化学反应达到化学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。

极端假设法确定各物质浓度范围

先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(开区间)，从而确定它们的浓度范围。

假设反应正向进行到底：X2(g)+Y2(g)^2Z(g)

起始浓度/(molL-i)0.10.30.2

改变浓度/(mol-LI)0.10.10.2

终态浓度/(mol-Li)00.20.4

假设反应逆向进行到底:)+丫2®U2Z(g)

x2(g'

起始浓度/(mol-L-i)0.10.30.2

改变浓度/(molLr)0.10.10.2

终态浓度/(molLp0.20.40

平衡体系中各物质的浓度范围为X2d(0,0.2),Y2G(0.2,0.4),ZG(0,0.4),同时莫要忽略元素守恒。

5.判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据

1.化学平衡状态判断的“两标志”

(1)本质标志：。(正)=。(逆)W0。对于某一可逆反应来说，正反应消耗掉某反应物的速率等于逆反应生成该反应

物的速率。

(2)等价标志

反应wA(g)+nB(g)0pC(g)+qD(g)

类型判断依据平衡状态

混合物体①各物质的物质的量或各物质的物质的量分数一定平衡

系中各成②各物质的质量或各物质的质量分数一定平衡

分的含量③各气体的体积或体积分数一定平衡

①在单位时间内消耗了mmolA,同时生成加molA,即正)

平衡

=。(逆)

②在单位时间内消耗了nmolB,同时生成pmolC,表示一个

不一定

正、逆反应速率方向，则。(正)不一定等于。(逆)

的关系③矶A)：o(B):o(C)：o(D)=〃z：〃：p：q,此时正)不一定

不一定

等于。(逆)

④在单位时间内生成"molB,同时消耗qmolD,二者变化

不一定

均表示。(逆)

①+时.，总压强一定(其他条件一定)平衡

压强

②加+〃=p+1时,，总压强一定(其他条件一定)不一定

平均相对分子①加时，A/r一定平衡

质量(必

r)②加+〃=〃+夕时，朋r一定不一定

①加+恒温恒压时，密度保持不变平衡

气体密度

②加+〃=p+q时，密度保持不变不一定

温度体系温度一定(其他不变)平衡

颜色反应体系内有色物质的颜色一定平衡

2.规避“2”个易失分点

(1)注意两审

一审题干条件，是恒温恒容还是恒温恒压；二审反应特点：①全部是气体参与的等体积反应还是非等体积反应;

②是有固体参与的等体积反应还是非等体积反应。

(2)不能作为“标志”的四种情况

①反应组分的物质的量之比等于化学方程式中相应物质的化学计量数之比。

②恒温恒容下的体积不变的反应，体系的压强或总物质的量不再随时间而变化，如2Hl(g)UH?(g)+L(g)。

③全是气体参加体积不变的反应，体系的平均相对分子质量不再随时间而变化，如2Hl(g)UH2(g)+L(g)。

④全是气体参加的反应，恒容条件下体系的密度保持不变。

三、化学平衡的移动及转化率的变化

1.概念

可逆反应达到平衡状态以后，若反应条件(浓度、温度、压强等)发生了变化，平衡混合物中各组分的浓度也会

随之改变，从而在一段时间后达到新的平衡状态。这种由旧平衡向新平衡的变化过程，叫做化学平衡的移动。

2.过程

原化学平衡状

化学平衡移动

3.化学平衡移动方向与化学反应速率的关系

⑴。逆：平衡向正反应方向移动。

(2)0正=。逆：反应达到平衡状态，不发生平衡移动。

(3)。lE<va：平衡向逆反应方向移动。

4.影响化学平衡的因素

(1)若其他条件不变，改变下列条件对平衡的影响如下:

改变的条件(其他条件不变)化学平衡移动的方向

增大反应物浓度或

向正反应方向移动

减小生成物浓度

浓度

减小反应物浓度或

向逆反应方向移动

增大生成物浓度