化學反應速率和化學平衡知識點

化學平衡是指在宏觀條件肯定的可逆反應中，化學反應正逆反應速率相等，反應物和生成物各組分濃度不再變更的狀態，下面是化學反應速率和化學平衡知識點，希望考生仔細學習。

一、基礎知識

㈠ 化學反應速率

⒈ 定義：化學反應速率是用來衡量化學反應行快慢程度的，通常用單位時間內反應物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示。

⒉ 表示方法：v(A)=△c(A)/△t

單位：mol/(L·s)或mol/(L·min)或mol/(L·h)

⒊ 注意點：同一化學反應用不同物質表示的速率數值可能不同，速率之比等于其計量數之比。

⒋ 化學動力學基礎：有效碰撞、活化能、過渡態理論

⑴ 有效碰撞：能發生化學反應的碰撞。

有效碰撞發生的條件是發生碰撞的分子具有較高的能量和分子在一定的方向上發生碰撞。

⑵ 活化分子：在化學反應中，能量較高、可能發生有效碰撞的分子。

⑶ 活化能：活化分子的平均能量與所有分子的平均能量之差。

⒌ 影響因素：濃度、壓強、溫度、催化劑、光、電、波、接觸面、溶劑等

⑴ 濃度：固體、純液體的濃度均可視作常數。故改變固體物質的量化學反應對速率無影響。

⑵ 壓強：

① 對反應前后氣體總分子數沒有改變的可逆反應來說，當壓強改變時，V正、V逆的改變程度是相同的；

② 對反應前后氣體總分子數發生改變的可逆反應來說，當壓強增加時，V正、V逆的改變程度是不相同的。

⑶ 溫度：溫度對V正、V逆的影響是不同的，升溫時吸熱反應一邊增加的倍數要大于放熱反應一邊增加的倍數；降溫時放熱反應一邊減少的倍數要小于吸熱反應一邊減少的倍數。

⑷ 催化劑：使用催化劑能同等程度地改變V正、V逆。

㈡ 化學反應的方向和限度

⒈自發進行的反應：在一定條件下無需外界幫助就能自動進行的反應。

⒉ 自發進行的方向：體系能量降低和混亂度增大都有促使反應自發進行的傾向。

熵(S)：衡量一個體系混亂度的物理量。

⒊ 焓變（△H）與混亂度（△S）綜合考慮混亂度：氣態＞液態＞固態

⒋ 化學反應方向的控制

△H＜0、△S＞0，一定能自發進行

△H＜0、△S＜0，低溫下能自發進行

△H＞0、△S＞0，高溫下能自發進行

△H＞0、△S＜0，一定不能自發進行

⒌ 化學反應的限度

⑴ 化學平衡狀態——在一定條件下的可逆反應，正逆反應速率相等，反應物和生成物的濃度不再發生變化。一定條件下可逆反應進行的最大限度。

⑵ 化學平衡的特點——動態平衡，V正＝V逆≠0，

⑶ 化學平衡常數—— 一定溫度下，到達平衡后各物質的物質的量濃度的關系。

⑷ 化學平衡判斷的標志

① V正＝V逆。即單位時間內某一物質生成量和消耗量相等，或對某一物質而言生成化學鍵的量和斷裂化學鍵的量相等。

② 體系中各組分物質的百分含量保持不變。即各種物質的濃度、物質的量、顏色等都不變；混合氣體的總物質的量、總體積、總壓強、平均相對分子質量也不變。

（但對于反應前后氣體總分子數不變的可逆反應，就不能用混合氣體的總物質的量、總體積、總壓強、平均相對分子質量不變來判斷可逆反應已經達到平衡）

㈢ 化學平衡的移動

⒈ 影響因素：濃度、壓強、溫度

平衡移動規律（勒夏特列原理）改變影響化學平衡的一個因素， 平衡將向能夠減弱這種改變的方向移動。

⒉ 等效平衡

同一反應，在一定條件下所建立的兩個或多個平衡中，混合物中各成分的含量相同，這樣的平衡稱為等效平衡。

⒊ 等效平衡的分類

⑴ 恒溫恒容下對于反應前后氣體體積發生變化的反應來說（即△V≠0的體系）：

等價轉化后，對應各物質起始投料的物質的量與原平衡起始態相同，兩平衡等效。

⑵ 恒溫恒容下對于反應前后氣體體積沒有變化的反應來說（即△V＝0的體系）：

等價轉化后，只要反應物（或生成物）的物質的量的比例與原平衡起始態相同，兩平衡等效。

⑶ 恒溫恒壓下對于氣體體系等效轉化后，反應物（或生成物）的物質的量的比例與原平衡起始態相同，兩平衡等效。

⒋ 速率和平衡圖像分析

⑴ 反應速度圖像——看起點，看變化趨勢，看終點。

⑵ 化學平衡圖像分析法：

① 三步分析法：一看速率變化；二看正逆速率變化的相對大小；三看化學平衡移動的方向。

② 四要素分析法：看曲線的起點、變化趨勢、轉折點、終點。

先拐先平：先出拐點的曲線先達到平衡。

定一議二：圖像中有三個量時，先確定一個量不變，再討論另外兩個量的關系。

二、學法指導

⒈ 知識重點

⑴ 計算反應速率；

⑵ 反應速率的圖示分析；

⑶ 平衡狀態；

⑷ 平衡標記；

⑸ 平衡移動；

⑹ 平衡圖像分析。

其中等效平衡的比較、推斷及應用化學方法對化學平衡原理進行理論分析是針對考生思維實力要求較高的試題。

⒉ 學習本單元應突出以下重點

⑴ 三個一：

① 一個原理：勒沙特列原理；

② 一個關鍵：變更濃度一一用于有關化學平衡的計算；

③ 一個應用：化學反應速率和勒沙特列理論的應用。

⑵ 兩種條件：

① 影響反應速率的條件(溫度、濃度、壓強、催化劑)；

② 影響化學平衡的條件(溫度、濃度、壓強)。

⑶ 三個概念，三個目的。

① 化學反應速率探討反應快慢；

② 化學平衡探討反應完成程度；

③ 平衡移動探討平衡變更的方向

學習中需要留意分清變更壓強后，平衡混合氣體的顏色變更：

是由于平衡移動引起的，如2NO2?N204；

還是由于平衡不移動，但是體積變更導致了濃度變更而引起的，

如：H2(g)＋I2(g)?2HI(g)。

⑷ 要駕馭增加反應物的量和濃度，對平衡轉化率的影響

T、V恒定，增加任一反應物的量和濃度，都可使平衡向正反應方向移動，但是反應物的轉化率的變更卻不盡相同，以下是不同情況下的影響規律：

① 反應物只有一種時：在恒壓下，增加反應物的濃度，其平衡轉化率會變大；在恒溫、恒容下，平衡轉化率的變化與氣體物質的系數有關，可能變大、變小或不變。

② 反應物不止一種時：只增加一種反應物的用量，該反應物的轉化率會降低，而其他反應物的轉化率會升高。

③ 在恒溫、恒壓下，同倍數增加反應物的用量，平衡轉化率可能變大、變小或不變，具體取決于反應的計量數關系；

④ 在恒溫、恒容下，情況類似，需根據反應的具體條件判斷。

⒊ 學法指導

本專題為歷年高考熱點。題型變更趨勢是將定性比較與定量計算相結合。這類試題考查的知識面廣，思索容量大，要求平常學習要扎實，掌握雙基知識要牢固，解答問題的思路要清楚。

⑴ 學會舉一反三

如電解質和非電解質必需是化合物；電解質不一定導電，導電物質不一定是電解質；非電解質不導電，但不導電的物質不肯定是非電解質；電解質必需是化合物本身解離出離子，否則不屬于電解質。只有充分挖掘概念的內涵和外延，才能立于不敗之地。

⑵ 水的電離平衡也是化學平衡，影響因素有

① 酸、堿；② 溫度；③ 易水解的鹽；④ 加活潑金屬等。學會運用勒沙特列原理分析。

三、有關知識點

⒈ 無論是用某一反應物表示還是用某一生成物表示，由于Δc是取濃度變化的絕對值，因此，其化學反應速率都取正值，且是某一段時間內的平均速率。

⒉ 化學反應速率可用反應體系中一種反應物或生成物濃度的變化來表示，一般是以最容易測定的一種物質表示，書寫時應標明是什么物質的反應速率。

⒊ 在一定溫度下，固體和純液體物質，其單位體積里的物質的量保持不變，即物質的量濃度為常數，因此它們的化學反應速率也被視為常數。故改變其用量反應速率不變。但當固體顆粒變小時，其表面積增大將導致反應速率增大。

由此可知，現在采用的表示化學反應速率的方法還有一定的局限性。

⒋ 在同一反應中，用不同的物質表示同一時間的反應速率時，其數值可能不同，但這些數值所表達的意義是相同的，即都是表示同一反應的速率。各物質表示的反應速率的數值有相互關系，彼此可以根據化學方程式中的各化學計量數進行換算。

⒌ 一般來說在反應過程中都不是等速進行的，因此某一時間內的反應速率實際上是這一段時間內的平均速率。

⒍ 壓強對化學反應速率的影響是通過改變反應物濃度實現的，所以分析壓強的改變對反應速率的影響時，要從反應物濃度是否發生改變的角度來分析。

⒎若改變總壓強而各物質的濃度不改變，則反應速率不變，如恒容時通入稀有氣體來增大壓強，反應速率不變（因為濃度未改變）。

8.改變溫度，使用催化劑，反應速率一定發生變化，其他外界因素的改變，反應速率則不一定發生變化。

⒐ 改變濃度和壓強不能改變活化分子百分數，但能改變單位體積活化分子數，故能改變反應速率。改變溫度和使用催化劑均能改變活化分子百分數，使單位體積活化分子數改變，從而改變反應速率。

⒑ 其他條件一定，升高溫度，不論正反應還是逆反應，不論放熱反應還是吸熱反應，反應速率都要增大，只不過正、逆反應速率增加的程度不同。

⒒ 在不同條件下進行的反應物和生成物相反的反應不是可逆反應。

⒓ 各物質的物質的量之比等于方程式的化學計量數之比時，不一定是平衡狀態，因為此條件并不能說明各組分的物質的量不再變化了。

⒔ 化學平衡的建立與途徑無關，既可以從正反應方向(投入反應物)，也可以從逆反應方向(投入生成物)建立。

⒕ 某一可逆反應，在一定條件下達到了平衡，化學反應速率再改變時，平衡不一定發生移動，如反應前后氣體體積不變的反應，增大壓強或使用催化劑，速率發生變化，但平衡不移動。如果平衡發生了移動，則化學反應速率一定發生了改變。

⒖ 化學平衡向正反應方向移動，則反應物的轉化率不一定增大，若有多種反應物的反應，當增大某一反應物的濃度，化學平衡向正反應方向移動，只會使別的反應物的轉化率增大，但該物質的轉化率反而減小。

⒗ 增加固體或純液體的量，化學平衡不移動，因為當反應混合物中存在與其他物質不相混溶的固體或液體物質時，由于其“濃度”是恒定的，不隨其量的增減而變化，故改變這些固體或液體的量，對化學反應速率以及化學平衡均無影響，但要注意固體的表面積對化學反應速率的影響。

⒘ 化學平衡發生移動時，化學平衡常數不一定改變，只有溫度改變，平衡常數才會改變。

⒙ 要記清楚最基本的速率時間圖，如改變反應物或生成物的濃度導致速率變化時，正反應和逆反應速率中有一支與原平衡點相連。若同時改變反應物和生成物濃度(或改變壓強、溫度、使用催化劑)則與原平衡點相脫離。記住先到達平衡表示溫度高，壓強大。

根據平衡圖像分析可逆反應特點時，往往從最高點以后進行分析，也就是說研究的對象必須是已建立平衡的反應。

⒚ 向恒溫恒容已達平衡的反應體系中，充入“惰性氣體”(不參加反應的氣體)，對平衡無影響。

⒛ 勒夏特列原理只適用于判斷“改變一個條件”時平衡移動的方向。若同時改變影響平衡移動的幾個條件，不能簡單地根據平衡移動原理來判斷平衡移動的方向，只有在改變的條件對平衡移動的方向影響一致時，才能根據平衡移動原理進行判斷。

例如，N2(g)＋3H2(g)?2NH3(g) ΔH＜0，同時加壓、升溫，平衡移動的方向無法確定。若加壓同時又降溫，則平衡向正反應方向移動。

21.正、逆反應的平衡常數互為倒數；若化學方程式中各物質的化學計量數都擴大或縮小至原來的n倍，則化學平衡常數變為原來的n次冪或1/n次冪；兩方程式相加得到新的化學方程式，其化學平衡常數是兩反應平衡常數的乘積。

22.代入平衡常數表達式的是平衡濃度，而不是任意時刻的濃度，更不能將物質的量代入，反應物或生成物中有固體和純液體存在時，由于其濃度可看做“l”而不代入公式。

23.化學平衡常數只與溫度有關，與反應物或生成物的濃度無關。

24.起始濃度、平衡濃度不一定符合化學計量數之比，但物質之間是按化學計量數之比反應和生成的，故各物質的濃度變化之比一定等于化學計量數之比，這是計算的關鍵。

25.反應能否自發進行需綜合考慮焓變和熵變對反應的影響，復合判據ΔH－TΔS＜0的反應不一定能夠實際發生，只是指出了在該條件下化學反應自發進行的趨勢，還要考慮化學反應的快慢問題。

26.判斷一個化學反應能否自發進行，若無任何外加條件，可以認為我們所學過的化學反應(電解反應除外)都是能夠自發進行的。

27.水解平衡常數(Kh)只受溫度的影響，它與Ka(或Kb)、Kw的定量關系為：

Ka?Kh＝Kw或Kb?Kh＝Kw。

28.用沉淀法除雜不可能將雜質離子全部通過沉淀除去。一般認為殘留在溶液中的離子濃度小于1×10-5mol/L時，沉淀已經完全。

29.對于化學式中陰、陽離子個數比不同的難溶物，不能直接根據Ksp的大小來確定其溶解能力的大小，需通過計算轉化為溶解度。

30.Ksp只與難溶電解質的性質和溫度有關，與沉淀的量無關。

31.溶液中離子濃度的變化只能使溶解平衡移動，并不能改變溶度積。

32.Ksp小的難溶電解質也能向Ksp大的難溶電解質轉化，需看溶液中生成沉淀的離子濃度的大小。

33.相同類型的難溶電解質的Ksp越小，一般溶解度越小，越難溶。如：

由Ksp(AgCl)＞Ksp(AgBr)＞Ksp(AgI)可得出溶解度大小為AgCl＞AgBr＞AgI。

34.溶解平衡一般是吸熱的，溫度升高，平衡正移，Ksp增大，但Ca(OH)2相反。