高考化学高二年级上册期末知识清单

录

一、化学反应的热效应..............................3

考点一、反应热...........................................................................3

考点二、盖斯定律.........................................................................6

二、化学反应速率与化学平衡.................10

考点一、化学网速率...................................................................10

考点二、化学反应速率影响因素...........................................................11

考点三、可逆反应........................................................................................................................13

考点四、化学平衡的建立.................................................................14

考点五、化学平衡常数...................................................................16

考点六、影响化学平衡的因素.............................................................18

考点七、速率平衡图像...................................................................20

考点八、化学反应方向与调控.............................................................24

三、水溶液中的离子反应与平衡..............30

考点一、弱电解质的电离平衡.............................................................30

考点二、水的离子积常数.................................................................34

考点三、盐类的水解.....................................................................39

考点四、沉淀溶解平衡...................................................................44

四、化学反应与电能..............................49

考点一、原电池..........................................................................49

考点二、常见化学电源...................................................................51

考点三、原电池电极反应式的书写.........................................................53

考点四、电解池..........................................................................55

考点五、电解池电极反应式的书写.........................................................56

考点六、电解稀溶液的电解规律...........................................................57

考点七、电化学的相关计算...............................................................59

考点八、金属的腐蚀.....................................................................60

考点九、金属的防护.....................................................................61

1

五、物质结构与性质............................64

考点一、原子结构与性质.................................................................64

考点二、元素周期表和周期律.............................................................69

考点三、分子结构与性质.................................................................73

考点四、物质的聚集状态与晶体常识.......................................................81

考点五、分子晶体与共价晶体.............................................................83

考点六、金属晶体与离子晶体.............................................................86

考点七、配合物与超分子.................................................................89

2

今知识清单

考点一、反应热

1、常见的吸热与放热反应

放热反应吸热反应

①所有的燃烧反应

①晶体Ba(OH)2-8H2O与NH4cl

②酸碱中和反应②大多数的分解反应

③大多数的化合反应③以H2、CO,C为还原剂的氧化

举例说明

④金属与酸的反应还原反应

⑤铝热反应④盐类水解弱，电解质电离等

⑥工业合成氨、工业制硫酸等

【注意事项】

(1)化学反应时放热反应还是吸热反应只取决于反应物和生成物总能量的相对大小，与反应条件(如点

燃、加热、高温、光照等)和反应类型无关；

(2)物质的溶解过程也伴随着能量变化：NaOH固体溶于水明显放热；硝酸镀晶体溶于水明显吸热，NaCl

溶于水热量变化不明显。要清楚吸、放热反应是针对化学反应而言，如水的液化放出热量，但不是放热反

应，因该过程为物理变化。

2、焙变的计算

(1)AH=生成物的总能量-反应物的总能量(物质总能量越低越稳定)。

(2)AH=反应物的键能之和-生成物的键能之和(物质犍能越大越稳定)。

(3)AH=正反应活化能-逆反应活化能。

3、热化学方程式

热化学方程式普通化学方程式

反应式2H2(g)+O2(g)=2H2O(g)AH=-285.8kJ/mol2H2+O2点燃＞2及0

方程式意义表示反应及反应的吸热放热仅表示反应

化学计量数表示物质的量，可以是整数或分数可以表示物质的量或微粒个数，只能

是整数，不能是分数

AH右端有表示能量变化的AH没有如页

反应条件不用标明反应条件、"V、等需标明各种反应条件,如点燃,光照、

=:日生

同/皿甘

物质的状态必须标明反应物、生成物的聚集状态，不标明反应物、生成物的聚集状态

【书写规律总结】

热化学方程式书写“三步骤"：

(1)写出配平的化学方程式；

(2)标出物质的聚集状态；

(3)注明反应热的正负号、数值和单位。

4、燃烧热、热值和中和热

(1)标准燃烧热：在101kPa时，1mol物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。燃烧热的单位

用kJ/mol表示。

(2)热值：在101kPa时，1g物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。热值的单位用kJ/g表示。

(3)中和热：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应，生成Imol⑴水时的反应热叫做中和热。中和热的表示：

+

H(aq)+OH(aq)=H2O(1)；AH=-57.3kJ/molo

5、中和热的测量

(1)仪器：量热计。量热计由内、外两个筒组成，外筒的外壁盖有保温层，盖上有温度计和搅拌器。

或者：大烧杯(500mL)、小烧杯(100mL)、温度计、量筒(50mL)两个、泡沫塑料或纸条、泡沫塑料

板或硬纸板(中心有两个小孔)、环形玻璃搅拌棒。

试剂：0.50mol/L盐酸、0.55mol/LNaOH溶液。

(2)实验原理：测定含xmolHC1的稀盐酸与含xmolNaOH的稀NaOH溶液混合后放出的热量为QkJ,

AH=--c-wAzxlO'3

kJm011)

则xkj.m0li(AH=-〃H2O

(3)实验步骤：

a.在大烧杯底部垫泡沫塑料(或纸条)，使放入的小烧杯杯口与大烧杯杯口相平。然后再在大、小烧

杯之间填满碎泡沫塑料(或纸条)，大烧杯上用泡沫塑料板(或硬纸板)作盖板，在板中间开两个小孔，

正好使温度计和环形玻璃搅拌棒通过，如图所示。

4

b.用一个量筒量取50mL0.50mol/L盐酸,倒入小烧杯中，并用温度计测量盐酸的温度,记入表格中。

然后把温度计上的酸用水冲洗干净。

c.用另一个量筒量取50mL0.55mol/LNaOH溶液,并用温度计测量NaOH溶液的温度,记入表格中。

d.把温度计和环形玻璃搅拌棒放入小烧杯的盐酸中，并把量筒中的NaOH溶液一次倒入小烧杯（注

意不要洒到外面）。用环形玻璃搅拌棒轻轻搅动溶液，并准确读取混合溶液的最高温度，记为终止温度，

记入下表。

e.重复实验两次，取测量所得数据的平均值作为计算依据。

5

考点二、盖斯定律

1、内容：

A/7i<0

(始态)SL(终态)

AH2>0

从S-L,AH1<O,体系放热；从L—S,△H2>0,体系吸热；

结论：⑴△HI+AH2=0；(2)反应的热效应只与始态、终态有关，与途径无关

2、意义：应用盖斯定律可以间接计算以下情况(不能直接测定)的反应热

(1)有些反应进行得很慢。

(2)有些反应不容易直接发生。

(3)有些反应的产品不纯(有副反应发生)。

3、用盖斯定律进行反应热的计算方法：加和法

确定待求反应的热化学方程式一找出待求热化学方程式中各物质出现在已知方程式中的位置(是同侧

还是异侧)T利用同侧相加、异侧相减进行处理-根据待求方程式中各物质的化学计量数通过乘除来调整已

知反应的化学计量数，并消去中间产物一实施叠加并确定反应热的变化。

【易错提醒】

(1)热化学方程式同乘以某一个数时，反应热数值也必须乘上该数；

(2)热化学方程式相加减时，同种物质之间可相加减，反应热也随之相加减(带符号)；

(3)将一个热化学方程式颠倒时，AH的号必须随之改变，但数值不变。

6

灯经典例题

1.(2023上•浙江•高二期末)下列说法正确的是()

A.已知:H2(g)+S(g)=H2S(g)AHi<0,H2(g)+S(s)=H2S(g)AH2<0,则△!!]<△H?

B.已知稀溶液中H+(aq)+OH(aq)=H2O(l)AH=-57.3kJ/mol,则稀KOH与稀醋酸溶液的中和热AH尸-57.3

kJ/mol

c.c2H50H燃烧热的热化学方程式C2H50H(l)+3O2(g尸2cO2(g)+3H2O(g)AH=1367.0kJ/mol

D.已知C(石墨，s尸C(金刚石，s)AH>0,则ImolC(石墨，s)总键能比1molC(金刚石，s海键能小

2.(2023上浙江杭州•高二浙江省桐庐中学校联考期末)MgCOs和CaCOs的能量关系如图所示

(M=Ca、Mg)：

2+2-

M"(g)+CO；(g)---------->M(g)+O(g)+CO2(g)

A

AH】AR

\H"

MCO3(S)----------------->MO(s)+CO2(g)

已知：离子电荷相同时，半径越小，离子键越强。下列说法正确的是()

A.AH,(MgCO3)=AHj(CaCO3)>0

B.AH2(MgCO3)>AH2(CaCO3)>0

C.AH】(CaCO3)-AH1(MgCO3)=AH3(CaO)-AH3(MgO)

D,对于MgCQ和CaCC)3，AH|+AH2>AH3

3.(2023上浙江宁波高二统考期末)对于反应：S(s)+O2(g)=SO?(g)AH=-297.2kJ/mol,下列说法

不正确的是()

A.lmolS(s)与ImolC)?®的总能量比ImolSO?®的总能量高

B.SO2(g)=S(s)+O2(g)AH=+297.2kJ/mol

C.1s(s)+1o2(g)=1so2(g)AH=-148.6kJ/mol

D.ImolS(g)与Imol。?0反应生成ImolSO?(g)放出热量少于297.2kJ

4.(2023上•浙江杭州•高二期末)2021年神舟十三号载人飞船成功发射。载人飞船中通过如下过程实现

再生：

1

@CO2(g)+4H2(g)=CH4(g)+2H2O(1)AHi=-252.9kJ-mol-

1

②2H2。(1尸2H2(g)+O2(g)AH2=+571.6kJ-mol

下列说法错误的是()

1

A.可以推算出H2的燃烧热AH=-285.8kJ-mol

1

B.反应2H2(g)+O2(g)=2H20(g)的AH<-571.6kJ-mol

C.反应①中断裂反应物中的化学键所需的能量小于形成生成物中化学键所释放的能量

1

D.反应CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O⑴的AH=-890.3kJ-mol

7

今参考答案

I.【答案】A

【详解】A.因为S(g尸S(s)AH<0,所以解HI|>^H2,AHI<AH2,A正确;

B.醋酸为弱酸，与NaOH反应前，需要发生电离，而弱电解质的电离过程是一个吸热过程，贝D稀KOH

与稀醋酸溶液的中和热>-57.3kJ/mol,B不正确；

C.表示燃烧热的热化学方程式中，H2O应呈液态，且△H<0,C不正确；

D.C(石墨，s)=C(金刚石，s)AH>0,则石墨的能量低于金刚石，ImolC(石墨，s)总键能比1molC(金刚

石，s)总键能大，D不正确；

故选Ao

2.【答案】D

【详解】A.MgCO,和CaCC>3中阳离子的半径大”不一样，结合碳酸根的能力不同，离子键强度也不同，

所以不相等，即AH|(MgCO3)wAH|(CaCO3)>0,A错误；

B.小凡对应的为碳酸根分解变成氧离子和二氧化碳，二者相同，所以AH/MgCCQMH/CaCCQ〉。，B

错误；

2+2+

C.CaCO3=Ca+CO^,MgCO3=Mg+CO1,两者相减得至[]CaCO3+Mg2+=MgCO3+Ca2+,

CaO=Ca2++O2,MgO=Mg2++O2',两者相减CaO+Mg?+=MgO+Ca2+,则

AH,(CaCO3)-AH,(MgCO3)^AH,(CaO)-AH3(MgO),C错误；

D.分解反应为吸热反应，结合盖斯定律可知，△Hi+AHz-AHSMAH〉。，故△HI+AH2>AH3,D正确；

故答案选D。

3.【答案】D

【详解】A.反应：S(s)+O2(g)=SO2(g)AH=-297.2kJ/mol,为放热反应，故反应物总能量高于生成

物总能量，即ImolS(s)与lmolC)2(g)的总能量比ImolSO?(g)的总能量高，A正确；

B.反应：S(s)+O2(g)=SO2(g)AH=-297.2kJ/mol,为放热反应，SO2(g)=S(s)+O2(g)

S(s)+O2(g)=SO2(g)的逆反应,故SO?(g)=S(s)+O2(g)AH=+297.2kJ/mol,B正确;

C.热化学方程式中系数为反应物或生成物的物质的量，系数与AH成正比，故

|s(s)+1o2(g)=1sO2(g)AH=-148.6kJ/mol,C正确；

D.lmolS(s)与lmo0(g)生成ImolSO?(g)放出热量297.2kJ,S(g)转化为S(s)需要放热，故ImolS(g)与Imol

5(g)反应生成ImolSO?(g)放出热量大于297.2kJ,D错误；

故选D。

4.【答案】B

11

【详解】A.2H2O(1)=2H2(g)+O2(g)AH2=+571.6kJ-mol,则H2(g)+1-O2(g)=H2O(l)AH=-285.8kJ«mor,

1

则H2的燃烧热AH=-285.8kJ-mol,故A正确；

B.气态水的能量高于液态水，生成液态水放热多，放热越多，焰变越小，则2H2(g)+C)2(g)=2H2O(g)的AH

e1

>-571.6kJmor/故B错误；

8

C.反应①为放热反应，所以断裂反应物中的化学键吸收的总能量小于形成生成物中的化学键释放的总能

量，故c正确；

D.根据盖斯定律：-①-②x2得CH4（g）+2O2（g）=CO2（g）+2H2O（l）AH=（252.9-571.6x2）kJ/mol=-

890.3kJ/mol,故D正确；

故选瓦

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灯知识清单

考点一、化学反应速率

1、定义式：%=等，单位为mol-L-LminT或mol-LTsT。

2.化学反应速率的计算方法

Aw(B)

Ac(B)V

⑴公式法：v(B)=M=2

用上式进行某物质反应速率计算时需注意以下几点：

①浓度变化只适用于气体和溶液中的溶质，不适用于固体和纯液体。

②化学反应速率是某段时间内的平均反应速率，而.不是即时速率，且计算时取正值。

③同一反应用不同的物质表示反应速率时，数值可能不同，但意义相同。不同物质表示的反应速率之

比等于其化学计量数之比。

(2)比值法：同一化学反应，各物质的反应速率之比等于方程式中的化学计量数之比。

v(A)v(B)v(C)v(D)

对于反应：〃?A(g)+"B(g)=pC(g)+qD(g)来说，则有~~-=---=---=---o

，［IfLpcy

(3)三段式法

化学平衡计算的基本模式一平衡“三步曲”

根据反应进行(或平衡移动)的方向，设某反应物消耗的物质的量(或物质的量浓度)，然后列式求解。

例：单位(mol/L)mA+nBpC+qD

起始量：ab00

变化量：rnxnxpxqx

平衡量:a-mxb-nxpxqx

―反应物转化的物质的量(或质量、浓度)

XlUU7o

反应物起始的物质的量(或质量、浓度)e

10

考点二、化学反应速率影响因素

1、影响化学反应速率的因素

(1)决定因素(内因)：反应物本身的性质。如Na、Mg、Al与水反应的速率由大到小的顺序为Na＞Mg＞Al。

(2)条件因素(外因)：浓度、压强、温度、催化剂、固体反应物的表面积等。

增大反应物浓度，反应速率增大,反之减小。

对于有气体参加的反应，增大压强,反应速

率增大,反之减小。

升高温度，反应速率增大,反之减小。

使用催化剂，能改变化学反应速率，且正、

逆反应速率的改变程度超圆。

反应物间的接触面积、光辐射、放射线辐射、

超声波等。

【注意事项】

(1)纯液体、固体对化学反应速率的影响

①在化学反应中纯液体和固态物质的浓度为常数，故不能用固态物质的变化来表示反应速率，但是固

态反应物颗粒的大小是影响反应速率的因素之一，如煤粉由于表面积大，燃烧就比煤块快得多，还要

要注意水(液态)对溶液的稀释作用。

②浓度的改变必须是真正参加反应离子的浓度，如酸碱中和反应影响速率的是H+、0H-浓度。

(2)压强对化学反应速率的影响

压强对速率的影响是通过改变体积而使浓度改变来实现的。对于气体反应，有如下3种情况：

_、引起引起引起一…,

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。

引起

②恒温恒容：充入“惰性气体”——＞总压强增大，但各物质的浓度不变(活化分子浓度不变)，反应速

率不变。

弓I起弓I起弓I起

③恒温恒压：充入“惰性气体”----＞体积增大-----＞各反应物浓度减小(活化分子浓度减小)-----＞反

应速率减慢。

(3)温度对化学反应速率的影响

反应速率随温度的升高而逐渐加快。

(4)催化剂对化学反应速率的影响

对使用催化剂的反应，由于催化剂只有在适宜的温度下活性最大，反应速率才能达到最大，故在许多

工业生产中温度的选择还需考虑催化剂的活性温度范围。

(5)外界条件对可逆反应的正、逆反应速率的影响方向是一致的，但影响程度不一定相同。

①当增大反应物浓度时，v正增大，v逆瞬间不变，随后也增大；

②增大压强，气体分子数减小方向的反应速率变化程度大；

③对于反应前后气体分子数不变的反应，改变压强可以同等程度地改变正、逆反应速率；

11

④升高温度，V正和V逆都增大，但吸热反应方向的反应速率增大的程度大;

⑤使用催化剂，能同等程度地改变正、逆反应速率。

2、碰撞理论

(1)活化分子：能够发生有效碰撞的分子，活化分子的能量较高。

(2)有效碰撞：活化分子之间能够引发化学反应的碰撞。

(3)有效碰撞的两个条件：一是具有较高能量的活化分子，二是碰撞有合理取向。

(4)活化能：活化分子的平均能量与所有分子的平均能量的差称为活化能。

(5)活化分子、有效碰撞与反应速率的关系

'单位体积内分子总数增加，活化方

增大反应增大气体压强

物的浓度子数增加,活化分子百分数不变,(压缩体积)，

撞概例*0(反应速率增大)

吸收能量降低活化能

’单位体积内分强数不变，活化石也使用催化剂)

升高反应

1

体系的温度1子数增加,活化分子百分数增大------------>

\_________Z

【特别提醒】催化剂的“能与不能”

(1)催化剂只能加速热力学上可能发生的反应，而不能加速热力学上无法发生的反应，只有自发反应使

用催化剂才有作用，催化剂催反应方向无影响。

(2)催化剂只能加速反应趋于平衡，不能改变反应的平衡位置，也就是说不改变反应的限度，不影响K

反应的平衡转化率和产率，能改变到达平衡的时间。

(3)催化剂选择性地加快了目标反应的速率，从而提高了目标反应在众多副反应中的比率，因为提高了

放反应物的利用率

(4)催化剂可以大幅度提高生产效率，催化剂不改变反应热。

12

考点三、可逆反应

1、定义：在相同条件下，既能向正反应方向进行，同时又能向逆反应方向进行的化学反应，称为可逆反

应。在可逆反应中使用“U”。

2、特点：三同一小一相反

(1)三同：a.相同条件下；b.正、逆反应同时进行；c.反应物与生成物同时存在。

(2)一小：任一组分的转化率都小于100%。

(3)能量转化类型相反：若正反应放热，则逆反应吸热。

3、常见的可逆反应：

高温、高压、催化剂

i

N2+3H2'2NH3,2SC>2+。2一2SO3,Cl2+H2O^HC1+HC1O,H2+I2F2HI,2NO2^N2O4

酯在酸性条件下的水解，弱电解质的电离，盐类的水解等

【注意事项】

(1)可充电池的充电和放电不是可逆反应。

(2)氢气和氧气燃烧生成水和水电解成氢气和氧气也不是可逆反应。

(3)光合作用和呼吸作用也不是可逆反应。

13

考点四、化学平衡的建立

1、化学平衡的建立

71化学平衡7^化学平衡

逆正

CT-------------------------1CT--------------------------7

从正反应开始建立从逆反应开始建立

2、平衡特点

①逆：研究的对象是可逆反应。②等：化学平衡的条件是v正和v逆相等。③动：化学平衡是一种动态

平衡，此时反应并未停止。④定：当可逆反应达到平衡时，各组分的质量(或浓度)为一定值。⑤变：

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。

【解题指导】化学平衡的建立，既可以从正反应开始，也可以从逆反应开始，或者从正逆反应开始,

不论从哪个方向开始，物质都不能完全反应，利用极限法假设完全反应，可以计算出相应物质的浓度

变化量，实际变化量小于极限值。

3、化学平衡标志判断

(1)逆向相等：速率必须是一个正反应速率，一个逆反应速率，且经过换算后同一物质的减少速率和生

成速率相等。

(2)变量不变：如果一个量是随着反应进行而改变，当不变时为平衡状态；一个随反应的进行保持不变

的量，不能作为石头达到平衡状态的判断依据。

⑶动态标志：VIE=V逆邦

举例：mA(g)+nB(g)UpC(g)+qD(g)

①同种物质:同一物质的生成速率等于消耗速率。如在单位时间内消耗了mmolA,同时生成mmolA,

反应达到平衡状态。

②不同物质：必须标明是“异向”的反应速率关系。mv(A)正=n(B)v逆时，反应达到平衡状态。

【注意】VA：VB：vc：VD=m:ri:p：q,V正不一定等于V逆

(4)静态标志：各种“量”不变

①各物质的质量、物质的量、体积、分压、浓度等不变；

②各物质的百分含量(物质的量分数、质量分数、体积分数等)不变；

③变量不变

举例mA(g)+wB(g)=pC(g)+qD(g)或wA(s)+«B(g)UpC(g)+qD(g)状态

当气体总质量一定时，平衡

总质量

(适用于有固体参加反应或固体生成的反应)

气体总物质的量一定(其他条件一定)，平衡

总物质的量

(适用于m+n/p+q,nHp+q的反应,)

气体总压强一定(其他条件一定)，

总压强平衡

(适用于m+nHp+q,nHp+q的反应,)

14

绝热恒容条件下，总压强一定(不受系数影响)平衡

混合气体的平均

"「=]!1总/11总，当是一个随反应变化的量时，"r一定

相对分子质量平衡

(%)

混合气体的平均

P=Hb^/V,放P是一个随反应变化的量时，p一定平衡

密度(p)

颜色含有有色物质的体系颜色不再变化平衡

对于吸热或放热反应，在绝热条件下，如果体系温度不变，反

温度平衡

应达到平衡

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考点五、化学平衡常数

1、表达式

对于反应：mA(g)+nB(g)UpC(g)+qD(g),

K=cP(Q'cq(D)(固体和纯液体的浓度视为常数，通常不计入平衡常数表达式中)。

cm(A)cn(B)

【注意事项】

(1)稀水溶液中进行的反应，虽然H?0参与反应，但是HzO只作为溶剂，不能代入平衡常数表达式。

即)<(叫叫。)

如NH4C1+H20UNH3H2O+HC1的平衡常数表达式为K=。

c(NH4C1)

(2)H2O的状态不是液态而是气态时，则需要代入平衡常数表达式。

(3)非水溶剂中水要写入平衡常数表达式中，例如：乙酸和乙醇反应生成乙酸乙酯的反应，水应当写入

化学平衡常数表达式中。

2、意义及影响因素

(1)K值越大，反应物的转化率越大，正反应进行的程度越大。

K<10T10-5〜1()5>105

反应程度很难进行反应可逆反应可接近完全

(2)K只受温度影响，与反应物或生成物的浓度变化无关。

(3)化学平衡常数是指某一具体反应的平衡常数。

(4)正、逆反应的平衡常数互为倒数；若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。

3、常见应用

(1)判断正在进行的可逆反应是否达到平衡或反应进行的方向

对于可逆反应：mA(g)+nB(g)#pC(g)+qD(g),若浓度商Qc=型””，则将浓度商和平衡常数作

cm(A)-cn(B)

比较可判断可逆反应所处的状态。

Qc<K：反应向正反应方向进行，v正〉v逆

<Qc=K：反应处于化学平衡状态，V正=丫逆

、Qc>K：反应向逆反应方向进行，V正〈V逆

(2)判断可逆反应的热效应

—K值增大一正反应为吸热反应一K值增大一正反应为放热反应

升高温度一降低潟度一

'*一K值减小一正反应为放热反应''工—K值减小->正反应为吸热反应

4、化学平衡分压常数

(1)气体的分压p(B)

相同温度下,当某组分气体B单独存在且具有与混合气体总体积相同体积时,该气体B所具有的压强，

称为气体B的分压强，简称气体B的分压。符号为p(B),单位为Pa或kPa或MPa。某气体的分压p(B)

与总压之比等于其物质的量分数：^2=^2=X(B)

pn

16

(2)压力平衡常数Kp(只受温度影响)

一定温度下，气相反应：mA(g)+nB(g)UeC(g)+fD(g)达平衡时，气态生成物分压幕之积与气态反应

物分压黑之积的比值为一个常数，称为该反应的压力平衡常数，用符号Kp表示，Kp的表达式如下：

e

TZP(0-P。)

KP=--------------------------

pm(A)•pn(B)

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考点六、影响化学平衡的因素

1、化学平衡移动的原因与方向

(1)原因：反应条件改变，引起V正右逆。

(2)方向：①v正X逆时，平衡向正反应方向移动；②v正逆时，平衡向逆反应方向移动。

2、化学平衡移动的过程

原化学建立新化学

条件一平衡被破坏一段.

平衡状态平衡状态

改变时间后

［正〜逆“‘正诞1靖逆

化学平衡移动

3、影响化学平衡移动的因素

若其他条件不变，改变下列条件对化学平衡的影响如下:

条件的改变(其他条件不变)化学平衡的移动

增大反应物浓度或减小生成物浓度向正反应方向移动

浓度

减小反应物浓度或增大生成物浓度向逆反应方向移动

增大

向气体体积减小的方向移动

反应前后气体压强

分子数改变减小

压强(对有气体参加的反应)向气体体积增大的方向移动

压强

反应前后气体改变

平衡不移动

分子数不变压强

升高温度向吸热反应方向移动

温度

降低温度向放热反应方向移动

催化剂使用催化剂平衡不移动

【注意事项】

(1)气体反应中，改变固体或纯液体的量，对化学平衡无影响

(2)同等程度地改变平衡反应混合物中各物质的浓度时，应视为压强的影响。(参照压强部分)

引起

(3)恒温恒容：充入"惰性气体"-----＞总压强增大，但各物质的浓度不变(活化分子浓度不变)，反应

速率不变。

弓I起弓I起弓I起

(4)恒温恒压：充入"惰性气体”—＞体积增大——＞各反应物浓度减小(活化分子浓度减小)——＞

反应速率减慢。

体系中?鬣

分的覆度月产.”行附早向不

传小―Lta-jma-平桁向气体体祝

(5)增大的力育••

5、平衡移动原理--勒夏特列原理

(1)内容：如果改变影响平衡的一个条件(如浓度、压强或温度等)，平衡就向能够减弱这种改变的方向

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移动。

(2)适用的范围：已达平衡的体系(如溶解平衡、化学平衡、电离平衡、水解平衡等)。

(3)勒夏特列原理中对“减弱这种改变”的解释：外界条件改变使平衡发生移动的结果，是减弱对这种条件

的改变，而不是抵消这种改变，也就是说，外界因素对平衡体系的影响占主要方面。

(4)催化剂与化学平衡的关系：使用催化剂能同等程度地增大v正、v逆，因此，在一个可逆反应中使用

催化剂时，能缩短反应达到平衡时所需的时间，但由于v正仍等于v逆，所以，使用催化剂对化学平衡的移

动没有影响，不能改变平衡混合物中各组分的百分比组成

6、化学平衡移动及其结果分析误区

(1)平衡移动的结果只是减弱了外界条件的变化，而不能消除外界条件的变化。

(2)不要把v正增大与平衡向正反应方向移动等同起来，只有v正X逆时，才使平衡向正反应方向移动。

(3)对于缩小体积增大压强，不管是否移动，各成分的浓度均增大，但增大的倍数可能不同也可能相同。

(4)不要把化学平衡向正反应方向移动与反应物转化率的提高等同，当反应物总量不变时，化学平衡向

正反应方向移动，反应物的转化率提高；当增大一种反应物的浓度，使化学平衡向正反应方向移动时，会

使另一种反应物的转化率提高，而本身的转化率降低。

7、平衡转化率的判断方法

判断反应物转化率的变化时，不要把平衡正向移动与反应物转化率提高等同起来，要视具体情况而定。

常见有以下几种情形：

反应类型条件的改变反应物转化率的变化

恒容时只增加反

反应物A的转化率减小，反应物B的转化率增大

应物A的用量

恒温恒压条

反应物转化率不变

件下

有多种反应物的可逆反应反应物A和B的转化率

同等倍数地增大m+n>p+q

加A(g)+〃B(g)U/?C(g)+qD(g)均增大

(或减小)反应

恒温恒容条反应物A和B的转化率

物A、B的量m+n<p+q

件下均减小

反应物A和B的转化率

m+n=p+q

均不变

恒温恒压条

反应物转化率不变

件下

只有一种反应物的可逆反增加反应物A的m>n+p反应物A的转化率增大

应mA(g)^«B(g)+pC(g)用量恒温恒容条m<n+p反应物A的转化率减小

件下反应物A和B的转化率

m=n+p

不变

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考点七、速率平衡图像

1、基础v-t图像

(1)浓度对化学平衡的影响，以合成氨反应为例：N2(g)+3H2(g)^2NH3(g)AH<0

改变条件C(N2)增大