第二章 化学反应速率和化学平衡（知识清单）高二化学同步备课系列（人教版2019选择性必修1）

第第页第02章第02章化学反应速率与化学平衡【一、化学反应速率】【一、化学反应速率】考点过关考点过关一、化学反应速率的概念及其表示方法1.定义:衡量化学反应进行的物理量。

2.表示方法(1)化学反应速率可以用单位、单位中反应物或生成物的变化来表示。

(2)如果反应体系的体积是恒定的,则通常用单位内反应物的减少或生成物的增加来表示。

(3)特点:①同一反应选用不同物质的浓度改变量表示化学反应速率,数值可能,但表示的意义。

②各物质表示的化学反应速率之比等于其化学方程式中相应物质的。

3.表达式:;单位:。

【答案】1.快慢2.(1)时间体积物质的量(2)时间浓度浓度(3)①不同相同②化学计量数之比3.v=ΔcΔtmol·L-1·s-1或mol/(L·s),mol·L-1·min-1或mol/(L·二、有关化学反应速率的计算1.计算依据(1)平均化学反应速率的公式:v=Δc(2)对于同一个化学反应,用不同物质的浓度变化表示的反应速率之比等于相应物质在化学方程式中的化学计量数之比,这是有关化学反应速率的计算或换算的依据。例如,对于化学反应aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g),有下列恒等式:v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)=a∶b∶c∶d=Δn(A)∶Δn(B)∶Δn(C)∶Δn(D)=Δc(A)∶Δc(B)∶Δc(C)∶Δc(D)。2.运用“三段式”求解化学反应速率计算题的一般步骤(1)写出有关反应的化学方程式。(2)找出各物质的起始量、转化量、某时刻量。(3)根据已知条件列方程计算。例如:mA(g)+nB(g)pC(g)起始浓度(mol·L-1) a b c转化浓度(mol·L-1) x nxm 某时刻浓度(mol·L-1) a-x b-nxm c+计算中注意以下关系:①对于反应物:c(起始)-c(转化)=c(某时刻)②对于生成物:c(起始)+c(转化)=c(某时刻)③各物质的转化量之比等于其化学计量数之比④转化率=c(转化)3.化学反应速率的比较方法（1）定性比较通过观察实验现象,如反应的剧烈程度、产生气泡或沉淀的快慢、固体消失或气体充满所需时间的长短等来定性判断化学反应的快慢。如K与水反应比Na与水反应剧烈,则反应速率:K>Na。（2）定量比较同一化学反应速率用不同物质表示时数值可能不同,比较化学反应速率的快慢不能只看数值大小,还要进行一定的转化。①“化物质”:将不同物质的化学反应速率转化成同一物质的化学反应速率,或分别除以相应物质的化学计量数,所得数值大的速率大。②“化单位”:若化学反应速率的单位不一致,需转化为同一单位。三、化学反应速率的测定1.测定原理利用与化学反应中任何一种化学物质的相关的可观测量进行测定。

2.测定方法(1)直接观察测定:如气体的和体系的等。

(2)科学仪器测定:如反应体系的变化。在溶液中,当反应物或生成物本身有较明显的颜色时,可利用颜色变化与浓度变化间的比例关系来测量反应速率。

【答案】1.浓度2.(1)体积压强(2)颜色思考与交流：1.比较化学反应速率大小时,应注意什么?【答案】换算成同一物质表示,统一单位,再比较数值大小。2.量气法测定化学反应速率时需测量哪些数据?【答案】可测量一段时间内产生气体的体积,也可测量产生一定体积的气体所需要的时间。3.其他条件相同时,用2mol·L-1HCl、4mol·L-1HCl分别与金属锌反应,相同时间内谁产生氢气的速率快?【答案】4mol·L-1HCl。四、影响化学反应速率的因素1.内因在相同条件下,不同的化学反应的反应速率首先是由的组成、结构和性质等因素决定的。

2.外界因素3.实验探究（1）实验探究浓度对反应速率的影响实验原理Na2S2O3+H2SO4Na2SO4+SO2↑+S↓+H2O实验步骤实验现象两支试管中的溶液,滴加mol·L-1H2SO4溶液的试管

实验结论其他条件相同时,增大反应物浓度,化学反应速率

（2）压强对化学反应速率的影响①研究对象——气体模型的理解对于气体来说,在一定温度下,一定质量的气体所占的体积与压强成反比。如图所示:由图可知,其他条件不变时,增大压强,气体体积缩小,浓度。

②影响规律对于有气体参加的化学反应,在相同温度下,增大压强(减小容器体积),反应速率;减小压强(增大容器体积),反应速率。

（3）探究温度对反应速率的影响实验原理Na2S2O3+H2SO4Na2SO4+SO2↑+S↓+H2O实验步骤实验现象两支试管中的溶液,烧杯中装的试管

实验结论其他条件相同时,升高温度,化学反应速率

（4）探究催化剂对反应速率的影响实验原理2H2O22H2O+O2↑实验步骤实验现象余烬

余烬

实验结论催化剂可以化学反应速率

【答案】1.反应物2.增大减小增大减小增大减小增大相同3.(1).均变浑浊0.5先变浑浊增大(2).①增大②增大减小(3).均变浑浊热水先变浑浊增大(4).没有复燃复燃改变五、有效碰撞理论1.有效碰撞理论(1)基元反应:大多数的化学反应往往经过多个反应步骤才能实现。其中每一步反应都称为。例如H·+O2·OH+O·即为氢气与氧气生成水的反应中的一个基元反应;又如2HIH2+I2的2个基元反应为2HIH2+2I·、2I·I2。

(2)反应历程①含义:基元反应构成的反应。

②特点:a.反应不同,反应不相同。

b.同一反应,在不同条件下的反应历程也可能不同。③决定因素:反应历程由反应物的和反应决定。

④作用:反应历程的差别造成了化学反应的不同。

(3)基元反应发生的先决条件基元反应发生的先决条件是反应物的分子必须发生,但是并不是每一次分子碰撞都能发生。

(4)有效碰撞(5)活化分子和活化能①活化分子:能够发生的分子。

对于某一化学反应来说,在一定条件下,反应物分子中活化分子的百分数是一定的。②活化能:活化分子具有的平均能量与反应物分子具有的平均能量,叫作反应的活化能。

(6)反应物、生成物的能量与活化能的关系图2.有效碰撞理论对影响化学反应速率因素的解释(1)浓度(2)压强反应物浓度增大→反应物中活化分子百分数→单位体积内分子总数→活化分子总数→单位时间内有效碰撞次数→反应速率;反之,反应速率。

增大压强(压缩体积)→反应物中活化分子百分数→单位体积内活化分子总数→单位时间内有效碰撞次数→反应速率;反之,反应速率。

(3)温度(4)催化剂升高温度→活化分子百分数→单位体积内分子总数→活化分子总数→单位时间内有效碰撞次数→反应速率;反之,反应速率。

加入催化剂→活化分子百分数→单位体积内活化分子总数→单位时间内有效碰撞次数→反应速率;反之,反应速率。

【答案】1.(1)基元反应(2)①序列②历程③结构条件④速率(3)碰撞化学反应(4)越大(5)①有效碰撞②之差(6)活化能能量逆反应反应热2.(1)不变增多增多增多增大减小(2)不变增多增多增大减小(3)增大不变增多增多增大减小(4)增大增多增多增大减小思考与交流：1.化学反应都是一步完成的吗?【答案】不是。2.对于由多个基元反应组成的化学反应,其反应的快慢是由哪步反应决定的?【答案】由最慢的一步基元反应决定。3.反应历程与化学反应速率有什么关系?【答案】一个化学反应的快慢取决于反应历程中反应速率最慢的基元反应。反应物的结构和反应条件决定着一个反应的历程,而反应历程的差别又造成了化学反应速率的不同。4.活化分子数改变,化学反应速率就一定发生了改变吗?【答案】不一定。如恒压条件下:2HI(g)H2(g)+I2(g),若增加HI的量,虽然活化分子数增多,但体积增大,各物质的浓度不变,反应速率不变。核心归纳1.压强对化学反应速率影响的几种情况改变压强,影响化学反应速率的根本原因是引起了浓度的改变。所以在讨论时,应注意引起压强改变的原因。(1)对于没有气体参与的化学反应,由于改变压强时反应物浓度变化很小,可忽略不计,因此对化学反应速率无影响。(2)对于有气体参与的化学反应,有以下几种情况:①恒温时,压缩体积压强增大反应物浓度增大化学反应速率加快。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)化学反应速率加快。b.充入“惰性气体”总压强增大反应物浓度未改变化学反应速率不变。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化学反应速率减小。2.温度对反应速率的影响升高温度,v正、v逆都增大;降低温度,v正、v逆都减小。3.催化剂的作用(1)催化剂只能改变化学反应速率,不能使原来不能发生的反应得以进行。(2)催化剂一般有选择性,不同的化学反应要选用不同的催化剂。同样的反应物选用不同的催化剂,可以发生不同的反应,从而得到不同的产物。典型例题【例1】在不同条件下,分别测得反应2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)的化学反应速率,其中表示该反应进行得最快的是()。A.v(SO2)=4mol·L-1·min-1B.v(O2)=3mol·L-1·min-1C.v(SO2)=0.1mol·L-1·s-1D.v(O2)=0.1mol·L-1·s-1答案D解析以SO2为标准,并将单位统一,A、B、C、D选项换算成以SO2为标准的反应速率后分别为v(SO2)=4mol·L-1·min-1,v(SO2)=6mol·L-1·min-1,v(SO2)=6mol·L-1·min-1,v(SO2)=12mol·L-1·min-1。【例2】一定温度下,在2L的密闭容器中,X、Y、Z三种气体的物质的量随时间变化的曲线如图所示。下列描述正确的是()。A.反应在0~10s内,用Z表示的反应速率为0.158mol·L-1·s-1B.反应在0~10s内,X的物质的量浓度减少量为0.79mol·L-1C.反应进行到10s时,Y的转化率为79.0%D.反应的化学方程式为X(g)+Y(g)Z(g)答案C解析在0~10s内,Z的反应速率为v(Z)=1.58mol2L10s=0.079mol·L-1·s-1,A项错误;0~10s内,X的物质的量浓度的减少量为(1.20-0.41)mol2L反应进行到10s时,Y的转化率为(1.00-0.21)mol1.00mol×100%=79.0%,C项正确;反应的化学方程式应为X(g)+Y(g)2Z(g),D项错误。【二、【二、化学平衡】】考点过关考点过关一.可逆反应(1)概念:在下,既能向方向进行,同时又能向方向进行的反应。

(2)特征二.化学平衡状态(1)化学平衡状态的概念在一定条件下,反应进行到一定程度时,正、逆反应的速率相等,反应物和生成物的浓度,即体系的组成不随时间而改变,物质的转化达到了“”,这时的状态我们称之为化学平衡状态,简称化学平衡。

(2)化学平衡的建立反应开始(t=0)时,c反应物最大,c生成物=0,即v正最大,v逆=0。随着反应的进行,即t>0时,v正减小,v逆增大,在坐标图上表示为当可逆反应进行到一定程度时,c反应物、c生成物不再发生改变,即v正=v逆,反应达到化学平衡状态。(3)化学平衡的建立方向①正反应方向建立平衡,v正减小,v逆增大,v正=v逆时达到平衡。②逆反应方向建立平衡,v正增大,v逆减小,v正=v逆时达到平衡。例如,一定条件下,把一定量的H2和N2充入恒容密闭容器中,在催化剂作用下发生反应N2+3H22NH3,从反应开始到平衡过程中,各物质的浓度变化如图(a)所示;同理,一定条件下,充入一定量的NH3发生分解反应,随着反应的进行,各物质的浓度变化如图(b)所示。③化学平衡的基本特征化学平衡状态的判断方法1.直接标志(1)反应速率关系:v正=v逆(指瞬时速率)。对于同一物质而言,该物质的生成速率等于它的消耗速率;对于不同物质而言,反应速率之比等于化学方程式中的化学计量数之比,但必须是不同方向的反应速率。(2)含量关系:反应体系中各组分的浓度、质量分数、物质的量、物质的量分数等保持不变。2.间接标志(1)反应物的转化率保持不变。(2)各物质的物质的量不随时间的改变而改变。(3)各气体的体积不随时间的改变而改变。以反应mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)为例来说明:a.混合物体系中各成分的含量①各物质的物质的量、质量或物质的量分数、质量分数一定——平衡②各气体的体积或体积分数一定——平衡③总体积、总压强、总物质的量一定——不一定平衡b.正、逆反应速率的关系①在单位时间内消耗了mmolA,同时也生成了mmolA,即v正=v逆——平衡②在单位时间内消耗了nmolB的同时消耗了pmolC,即v正=v逆——平衡③v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)=m∶n∶p∶q,v正不一定等于v逆(平衡与否该式都成立)——不一定平衡④在单位时间内生成了nmolB的同时消耗了qmolD,v正不一定等于v逆——不一定平衡c.压强①m+n≠p+q时,总压强一定(恒温恒容)——平衡②m+n=p+q时,总压强一定(恒温恒容)——不一定平衡d.混合气体的平均相对分子质量(Mr①当m+n≠p+q时,Mr②当m+n=p+q时,Mre.温度:任何化学反应都伴随着能量变化,当体系温度一定时(绝热装置,其他条件不变)——平衡f.气体的密度(ρ):密度(ρ=mVg.颜色:反应体系内有色物质的颜色稳定不变——平衡典型例题【例1】在密闭恒容容器中,判断反应A(g)+B(g)C(g)+D(g)达到平衡的依据是()。A.压强不随时间改变B.气体的密度不随时间改变C.c(A)不随时间改变D.单位时间内生成C和D的物质的量相等答案C解析A项,该反应前后气体总体积相等,压强始终不变;B项,气体总质量和体积不变,混合气体密度恒定;C项,各组分浓度保持不变时,达到平衡状态;D项,生成C和D的物质的量始终相等。【例2】制水煤气的反应为C(s)+H2O(g)CO(g)+H2(g)ΔH>0,现将一定量的原料充入一个容积不变的真空密闭容器中,在恒定温度下使其发生反应,不能说明该反应达到化学平衡状态的是()。A.CO与H2的物质的量之比不变B.H2的体积分数不再发生变化C.混合气体的压强保持不变D.混合气体的密度不变答案A解析A项,随着反应的进行,生成的CO与H2的物质的量之比始终为1∶1;B项,H2的体积分数即物质的量分数,随着反应进行,H2的体积分数逐渐增大,当不变时说明反应达到平衡状态;C项,随着反应的进行,气体的物质的量增大,达到平衡时气体的物质的量不变,混合气体压强不变,因此压强可作为平衡的标志;D项,由于反应物C为固体,随着反应进行,气体质量增大,反应容器体积一定,混合气体的密度逐渐增大,当混合气体的密度不变时,反应达到平衡状态。四.化学平衡常数1.化学平衡常数的概念在一定温度下,当一个可逆反应达到平衡时,生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个,该常数就是该反应的化学平衡常数(简称平衡常数),用符号表示。

2.表达式对于可逆反应mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g),化学平衡常数K=。

3.浓度商与化学平衡常数的表达式(1)浓度商:对于一般的可逆反应,mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g),在任意时刻的cp(C)·cq(D)cm(A)·c(2)Q与K关系:当反应中有关物质的浓度商平衡常数时,表明反应达到化学平衡状态。

4.化学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)。K越大,表示反应进行得越,反应物的转化率,当K>时,该反应就进行的基本完全了。K越小,表示反应进行得越,反应物的转化率;当K<时,该反应很难发生。

5.化学平衡常数的影响因素(1)内因:不同的化学反应及方程式的书写形式是决定化学平衡常数的主要因素。(2)外因:在化学方程式一定的情况下,K只受影响。

6.平衡转化率(1)表达式对于化学反应aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g),反应物A的平衡转化率可以表示为:α(A)=A的初始浓度−A的平衡浓度A的初始浓度×100%=c0(A)-(2)规律①同一反应的不同反应物,其转化率可能不同;当按照反应物的化学计量数之比投入反应物时,反应物的转化率相同。②多种反应物参加反应时,增大一种反应物的浓度,可以提高其他反应物的转化率,而该反应物本身的转化率会降低。7.化学平衡常数的应用(1)判断反应进行的限度K<10-510-5~105>105反应程度很难进行可逆反应进行得较完全(2)判断反应是否达到平衡状态化学反应aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g)的任意状态时,浓度商Q=cc(C)·①若Q>K,说明反应向逆反应方向进行;②若Q=K,说明反应达到平衡状态;③若Q<K,说明反应向正反应方向进行。(3)判断可逆反应的热效应①升高温度,K增大→正反应为吸热反应;K减小→正反应为放热反应。②降低温度,K增大→正反应为放热反应;K减小→正反应为吸热反应。(4)计算平衡体系中的相关量根据相同温度下,同一反应的平衡常数不变,计算反应物或生成物的浓度、转化率等。【答案】1.常数K2.c3.(1)浓度商(2)等于4.完全越大105不完全越小10-55.温度核心归纳有关化学平衡常数的计算1.分析三个量:起始量、变化量、平衡量。2.明确三个关系(1)对于同一反应物,起始量-变化量=平衡量。(2)对于同一生成物,起始量+变化量=平衡量。(3)各变化量之比等于各反应物的化学计量数之比。3.计算方法:三段式法化学平衡计算模式:对于恒容密闭容器中的反应mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g),令A、B起始物质的量浓度分别为amol·L-1、bmol·L-1,达到平衡后消耗A的物质的量浓度为mxmol·L-1。mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)起始量(mol·L-1)ab00变化量(mol·L-1) mx nx px qx平衡量(mol·L-1) a-mx b-nx px qx(1)平衡常数:K=(px(2)转化率=某反应物转化的量某反应物起始的量×100%,如α(A)=mx(3)百分含量:φ(A)=a-(4)平衡前后的压强之比:p平p始(5)平均摩尔质量:M=a·M(A)+4.压强平衡常数Kp(1)Kp含义:在化学平衡体系中,用各气体物质的分压替代浓度计算的平衡常数叫压强平衡常数。(2)计算技巧:mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)起始量(mol·L-1) a b 0 0变化量(mol·L-1) mx nx px qx平衡量(mol·L-1) a-mx b-nx px qx第一步,根据“三段式”法计算平衡体系中各物质的物质的量或物质的量浓度。第二步,计算各气体组分的物质的量分数或体积分数。(1)平衡前后的压强之比:p平p始(2)某气体组分的体积分数=某气体组分的物质的量分数=某气体组分的物质的量混合气体总的物质的量第三步,根据分压计算公式求出各气体物质的分压,某气体的分压=气体总压强×该气体的体积分数(或物质的量分数)。第四步,根据平衡常数计算公式代入计算。例如,N2(g)+3H2(g)2NH3(g),压强平衡常数表达式为Kp=p2(N5.化学平衡计算题的解题模型五、化学平衡的移动1.在一定条件下,当达到平衡状态后,如果改变反应,平衡状态被破坏,平衡体系的物质组成也会随之改变,直到达到新的平衡状态。这种由原有的达到新的的过程叫作化学平衡的移动。

化学平衡移动的过程如下:2.化学平衡移动的方向(1)若外界条件改变,引起v正>v逆时,正反应占优势,化学平衡向方向移动;

(2)若外界条件改变,引起v正<v逆时,逆反应占优势,化学平衡向方向移动;

(3)若外界条件改变,引起v正和v逆都发生变化,如果v正和v逆仍保持相等,化学平衡就没有发生。

【答案】五、1.可逆反应条件平衡状态平衡状态六、影响化学平衡移动的因素的探究1.实验探究浓度对化学平衡的影响(1)按表中实验操作步骤完成实验,观察实验现象,将有关实验现象及结论填入表中:实验原理Fe3+(浅黄色)+3SCN-Fe(SCN)3(红色)实验操作现象与结论b中溶液颜色,平衡向方向移动

c中溶液颜色,平衡向方向移动

(2)用平衡常数分析浓度对化学平衡的影响①增大c(反应物)减小c(生成物)Q,则Q②增大c(生成物)减小c(反应物)Q,则Q(3)用v-t图像分析浓度变化对正、逆反应速率的影响已知反应:mA(g)+nB(g)pC(g)。当反应达到平衡后,有关物质的浓度发生改变,其反应速率的变化曲线分别如图所示:①②③④①t1时刻,增大反应物浓度,使v'正增大,而v'逆不变,则v'正v'逆,平衡向方向移动。

②t1时刻,减小生成物浓度,使v'逆减小,而v'正不变,则v'正v'逆,平衡向方向移动。

③t1时刻,增大生成物浓度,使v'逆增大,而v'正不变,则v'正v'逆,平衡向方向移动。

④t1时刻,减小反应物浓度,使v'正减小,而v'逆不变,则v'正v'逆,平衡向方向移动。

【答案】(1)变浅逆反应变深正反应(2)①减小<正反应②增大>逆反应(3)①>正反应②>正反应③<逆反应④<逆反应2.实验探究压强对化学平衡的影响(1)按表中实验操作步骤完成实验,观察实验现象,将有关实验现象及结论填入表中:实验原理2NO2实验步骤活塞Ⅱ处→Ⅰ处,压强增大活塞Ⅰ处→Ⅱ处,压强减小实验现象混合气体的颜色先又逐渐

混合气体的颜色先又逐渐

实验结论活塞往里推,体积减小,压强,c(NO2)增大,颜色变深,但颜色又变浅,说明c(NO2)减小,平衡向方向移动。

活塞往外拉,体积增大,压强,c(NO2)减小,颜色变浅,但气体颜色又变深,说明c(NO2)增大,平衡向方向移动

(2)用v-t图像分析压强变化对正、逆反应速率的影响①对于反应mA(g)+nB(g)pC(g)m+n<p,当反应达到平衡后,其他条件不变,在t1时刻改变压强,图像如图:t1时刻,增大容积,压强,v'正、v'逆均减小,体积缩小方向的v'逆减小幅度更大,则v'正v'逆,平衡向方向移动。

t1时刻,缩小容积,压强,v'正、v'逆均增大,体积缩小方向的v'逆增大幅度更大,则v'逆v'正,平衡向方向移动。

②对于反应mA(g)+nB(g)pC(g)m+n=p,当反应达到平衡后,其他条件不变,在t1时刻改变压强,图像如图:t1时刻,若缩小容积,压强增大,v'正、v'逆均增大,且v'正v'逆,平衡移动,如图中上线。t1时刻,若增大容积,压强减小,v'正、v'逆均减小,且v'正v'逆,平衡移动,如图中下线。

【答案】(1)变深变浅变浅变深增大正反应减小逆反应(2)①减小>正反应增大>逆反应②=不=不3.实验探究温度对化学平衡的影响(1)按表中实验步骤要求完成实验,观察实验现象,填写下表:实验原理2NO2(g)(红棕色)N2实验步骤实验现象热水中混合气体颜色;冰水中混合气体颜色

实验结论混合气体受热时颜色,说明NO2浓度,即平衡向方向移动;混合气体被冷却时颜色,说明NO2浓度,即平衡向方向移动

(2)用v-t图像分析温度对化学平衡的影响已知反应:mA(g)+nB(g)pC(g)ΔH<0。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图所示。①②①t1时刻,升高温度,v'正、v'逆均增大,但吸热反应方向的v'逆增大幅度大,则v'逆v'正,平衡移动。

②t1时刻,降低温度,v'正、v'逆均减小,但吸热反应方向的v'逆减小幅度大,则v'正v'逆,平衡移动。

【答案】(1)加深变浅加深增大逆反应变浅减小正反应(2)①>逆向②>正向4.用v-t图像分析催化剂对化学平衡的影响t1时刻,加入催化剂,v'正、v'逆同等倍数增大,则v'正v'逆,平衡移动。

【答案】=不核心归纳1.浓度变化对化学平衡的影响浓度变化Q值变化Q与K关系平衡移动方向反应物浓度增大减小Q<K正向移动生成物浓度减小反应物浓度减小增大Q>K逆向移动生成物浓度增大2.压强对化学平衡的影响方程式中气态物质系数变化压强变化Q值变化Q与K关系平衡移动方向增大增大增大Q>K逆向移动减小减小Q<K正向移动减小增大减小Q<K正向移动减小增大Q>K逆向移动不变增大或减小不变Q=K不移动3.温度对化学平衡的影响反应类型温度变化K值变化Q与K关系平衡移动方向放热反应升温减小Q>K逆向移动降温增大Q<K正向移动吸热反应升温增大Q<K正向移动降温减小Q>K逆向移动4.加入催化剂对化学平衡无影响5.“惰性”气体对化学平衡的影响(1)对于反应N2(g)+3H2(g)2NH3(g)ΔH<0①若体系内的压强保持恒定(容器体积是可变的),充入“惰性”气体,由于体系内压强恒定,体积增大,使c(N2)、c(H2)、c(NH3)减小,平衡向左移动(相当于减压)。②在恒温、恒容下,充入“惰性”气体时,平衡不发生移动。这种条件下充入“惰性”气体,虽然平衡体系内的总压强增大,但因容器的体积不变,c(N2)、c(H2)、c(NH3)不变,所以平衡不发生移动。(2)对于反应H2(g)+I2(g)2HI(g)ΔH<0充入“惰性”气体,虽然压强或浓度发生变化,但平衡不移动。七、勒夏特列原理在密闭体系中,如果改变影响化学平衡的一个条件(如温度、压强或浓度等),平衡就向能够这种改变的方向移动。1.正确理解勒夏特列原理研究对象为处于平衡状态的可逆反应且只适用于改变影响平衡体系的一个条件;只可以判断平衡移动的方向;平衡移动的结果只能够“减弱”,而不能彻底抵消。2.勒夏特列原理的应用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【答案】七、减弱典型例题1.下列因素一定能引起化学平衡移动的是()。A.化学反应速率发生变化B.有气态物质参加的反应达到平衡后,改变压强C.反应体系的温度发生变化D.反应物或生成物的浓度发生变化答案C解析对于反应前后气体总体积相等的反应,体积改变时,压强、反应速率、浓度均发生变化,但平衡不移动。2.工业上制备粗硅的反应之一是SiO2(s)+2C(s)Si(s)+2CO(g)。一定温度下,向某恒容密闭容器中加入足量的SiO2和炭粉,若仅发生上述反应,一段时间后达到平衡。下列说法正确的是()。A.升高温度,若c(CO)增大,则ΔH<0B.加入一定量氢气,平衡不移动C.再加入一定量SiO2,平衡正向移动D.压缩容器体积,重新达平衡时,c(CO)减小答案B解析A项,升高温度,若c(CO)增大,说明平衡正向移动,故正反应为吸热反应,则ΔH>0,错误;B项,氢气不参与反应,而且容器体积不变,故加入一定量氢气,平衡不移动,正确;C项,由于SiO2是固体,浓度是常数,故增加SiO2的物质的量,不能改变SiO2的浓度,平衡不移动,错误;D项,根据反应方程式可知,该反应的平衡常数K=c2(CO),温度不变,K不变,则c(CO)不变,故压缩容器体积,重新达平衡时c(CO)不变,错误。3.已知:2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)ΔH<0且压强p1<p2。下列有关图像中错误的是()。A.B.C. D.答案C解析ΔH<0,题述反应为放热反应,温度升高时平衡逆向移动,平衡常数减小,C项错误。4.等物质的量的X、Y气体充入一个密闭容器中,在一定条件下发生如下反应并达平衡状态:X(g)+2Y(g)3Z(g)ΔH<0。当改变某个条件并达到新平衡状态后,下列叙述正确的是()。A.升高温度,X的体积分数减小B.增大压强,Z的浓度不变C.保持容器体积不变,充入一定量的惰性气体,Y的浓度不变D.保持容器体积不变,充入一定量的Z,X的体积分数增大答案C解析正反应放热,升高温度,平衡向逆反应方向移动,X的体积分数增大,A项错误;增大压强,平衡不移动,但体积缩小,Z的浓度增大,B项错误;保持容器体积不变,充入一定量的惰性气体,平衡不发生移动,Y的浓度不变,C项正确;保持容器体积不变,充入一定量的Z,相当于增大压强,平衡不移动,X的体积分数不变,D项错误。【三、化学反应的方向】【三、化学反应的方向】】考点过关考点过关一、自发过程与自发反应1.自发过程:在一定条件下,不需要借助外力就能的过程。其特点是高能状态→低能状态(对外做功或释放热量);有序→无序(无序体系更加稳定)。如:高山流水、自由落体、冰雪融化。

2.自发反应:在给定的条件下,可以到显著程度的化学反应。如:钢铁生锈。

3.特征:具有,即过程的某个方向在一定条件下能自发进行,而该过程的逆方向在该条件下肯定不能自发进行。

二、化学反应进行方向的判据1.焓判据(1)放热过程中体系能量,ΔH,具有自发的倾向。

(2)实验发现,大多数放热反应是可以进行的。

例如,Zn(s)+CuSO4(aq)ZnSO4(aq)+Cu(s)ΔH=-216.8kJ·mol-1。(3)有些吸热反应也可以进行,如Ba(OH)2·8H2O晶体与NH4Cl晶体的反应是吸热的,但是这个反应却是可以自发进行的,故不能只根据放热或者吸热来判断化学反应的方向,焓变只是影响反应方向的一种因素。

2.熵判据(1)熵的定义描述体系的物理量,一般用S表示。熵值越大,体系的混乱度。

(2)熵的大小同种物质的熵值与其存在状态有关,S(g)S(l)S(s)。

(3)熵判据体系的混乱度(熵值)增加,ΔS0,反应有自发的倾向。

有些熵减的过程也能自发进行,如乙烯聚合为聚乙烯的反应,故熵变只是影响反应方向的一种因素。3.复合判据(自由能ΔG)在等温、等压条件下的封闭体系中(不考虑体积变化做功以外的其他功),自由能(符号为ΔG,单位为kJ·mol-1)的变化综合反映了体系的焓变和熵变对自发过程的影响:ΔG=ΔH-TΔS。这时,化学反应总是向着自由能减小的方向进行,直到体系达到平衡。即:当ΔG<0时,反应能自发进行;当ΔG=0时,反应处于平衡状态;当ΔG>0时,反应不能自发进行。情况焓变熵变自由能变化反应能否自发进行①ΔH<0ΔS>0②ΔH>0ΔS<0③ΔH<0ΔS<0④ΔH>0ΔS>0【答案】一、1.自发进行2.自发进行3.方向性二、1.(1)降低<0(2)自发(3)自发2.(1)混乱程度越大(2)>>(3)>3.ΔG<0能ΔG>0不能无法判断无法判断无法判断无法判断思考与讨论1.化学反应体系焓变(ΔH)和熵变(ΔS)为何值时,有利于反应的自发进行?【答案】(1)ΔH<0,ΔS>0,反应一定能自发进行;(2)ΔH>0,ΔS<0,反应一定不能自发进行;(3)当焓变和熵变相差悬殊时,可能某一个因素占主导地位。2.反应是否自发与温度有无关联,它在复合判据中是如何体现的?【答案】根据复合判据ΔH-TΔS分析,反应能否自发进行与温度有关,一般低温时以焓变影响为主,高温时以熵变影响为主。3.ΔH-TΔS作为化学反应方向的判据,它适用的条件是什么?【答案】温度、压强一定。典型例题【例1】实验证明,多数能自发进行的反应都是放热反应。对此说法的理解正确的是()。A.所有的放热反应都是自发进行的B.所有的自发反应都是放热的C.焓变是影响反应是否具有自发性的一个重要因素D.焓变是决定反应是否具有自发性的唯一因素答案C解析不是所有自发进行的反应都是放热反应,如氯化铵晶体与氢氧化钡晶体的反应是自发进行的吸热反应,所以只能说焓变是影响反应是否具有自发性的一个重要因素,但不是唯一因素,C项正确。【例2】下列变化中ΔS<0的是()。A.固体NaCl溶于水B.液态水变为水蒸气C.N2(g)+3H2(g)2NH3(g)D.2HgO(s)2Hg(l)+O2(g)答案C解析固体物质溶于水,固态物质变为液态物质或气态物质,液态物质变为气态物质,其过程均属于熵增加的过程,即ΔS>0。有气体参加或生成的化学反应,通常可由反应前后气体分子数变化来判断其熵变,在化学反应中,反应物气体分子数比生成物气体分子数多的反应,一般属于熵减小的反应,即ΔS<0;反应物气体分子数比生成物气体分子数少的反应,一般属于熵增加的反应,即ΔS>0。【四、化学反应的调控】【四、化学反应的调控】】考点过关考点过关一、合成氨反应的原理分析工业合成氨是人类科学技术的一项重大突破,其反应如下:N2(g)+3H2(g)2NH3(g)ΔH=-92.4kJ·mol-1根据合成氨反应的特点,应如何选择反应条件,以增大合成氨的反应速率、提高平