化学反应速率、化学平衡知识点总结及练习

1、化学反应速率和平化学衡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：化学反应速率影响因素及 计算；化学平衡状态的判断及影响因素；应用平衡原理判断反应进行的方向；化学反应 速率和化学平衡的图象分析；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

2、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： 引起 体积缩小 引起 浓度增大 引起 反应速率加快。增加压强 引起 浓度增大 引起 总压增大 引起 速率加快(2)恒容时：充入气体反

3、应物 引起 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。充入“惰气” (3)恒压时： 引起 体积增大 引起 各反应物浓度减少 引起 反应速率减慢。充入：“惰气” 二外界条件对化学反应速率的影响 活化分子浓度 影响因素 增大浓度 增大压强 升高温度 正催化剂 分子总数 增加 活化分子百分数活化分子总数 （单位体积活化分子数） 不变 不变 增加 增加 增加 不变 增加 增加 增加 增加 增加 增加 不变 不变 不变 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

4、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 CaCO32HCl=CaCl2CO2H2O (1)其他条件一定，反应速率随着 c(HCl)的增大而增大，如图。 (2)其他条件一定，反应速率随着温度的升高而增大，如图。 (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。 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 积)， 反应速率随着压强的增大而增大。 (2)其他条件一定，减小气态反应物的 压强(缩小气体容器的容 如图。 压强(扩大气体容器的

5、容 积)，反应速率随着压强的减小而减小，如图。 (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。 (4)分别在较低温度 T1 和较高温度 强都是逐渐增大(缩小容器容积)，反 大及随着温度的升高而增大，如图 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

6、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

7、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) 同一物质：该物质的生成速率等于它的消耗速率。 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： 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。 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。 T2 下反应，气态反应物的压 应速率随着压强的增大而增 。 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。 反应物的转化

8、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) 是 否 例 举 反 mA(g)nB(g) 应 状态 各物质的物质的量或各物质的物质的量分 混 合 物 体 各物质的质量或各物质的质量分数一定 系 中 各 各气体的体积或体积分数一定 成 分的量 不 一 总体积、总压强、总物质的量、总浓度一定 定 在单位时间内消耗了 m mol A，同时生成 m 是 正 反 应 mol A，即 v 正v 逆 速在单位时间内消耗了 n mol B，同时消耗了 是 率 与 逆 p mol C，则 v 正v 逆 反vAvBvCvDmnpq，v 正不一定 不 一 定 不 一 定 pC(g)qD

9、(g)平 衡 是 数一定 是 是 应 速 率 等于 v 逆 的 关系 在单位时间内生成 n mol B，同时消耗 q mol D，均指 v 逆，v 正 不一定等于 v 逆 若 mnpq， 总压强一定(其他条件不变) 是 压强 若 mnpq， 总压强一定(其他条件不变) 定 平 均 相 M r 一定，只有当 mnpq 时 对 M r 一定，但 mnpq 时 是 不 一 不 一 分 子 质 量 任何化学反应都伴随着能量变化，在其他条件 温度不变的情况下， 体系温度一定时 体 系 的 密度一定 密度 定 是 不 一 定 特别提醒：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

10、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。 运用 v(正)v(逆)0 时，注意方向和数量关系。 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：通常可以是恒温、恒容，恒温、恒压。 （2）“等效平衡”与“完全相同的平衡状态”不同：“完全

11、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：无论反应从正反应方向开始，还是从逆 反应方向开始投料是一次还是分成几次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

12、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 2 mol1 mol0 mol 0 mol0 mol2 mol 0.5 mol0.25 mol 1.5 mol 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 2 mol 、O2 均为 1 mol，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

13、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 mol1 mol0 mol 2 mol2 mol1 mol 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 3H2 2NH3 1 mo

14、l3 mol0 mol 2 mol6 mol1 mol 0 mol0 mol0.5mol 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)

15、，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) 起始量 a b 0平衡态 起始量 0 0 c平衡态 起始量 x y z平衡态 为了使平衡=平衡=平衡，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(aAbBcCdD)，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

16、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， K105 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)

17、H2O(g) FeO(s)CO(g) CO(g)H2(g)，Kc(CO)c(H2)/c(H2O) Fe(s)CO2(g)，Kc(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) 关系： cp(C)cq(D) Qc，Qc 叫做该反应的浓度商。 cm(A)cn(B) QcK，反应向逆反应方向进行 pC(g)qD(g)在任意时刻反应物与生成物的浓度有如下 (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