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第二章《化學反應速率與化學反應平衡》複習提綱
第一節 化學反應速率
不同的化學反應快慢是不一樣的。
怎麼樣來比較和描述不同反應的快慢呢？
化學反應速率是用來衡量化學反應進行快慢程度的一個物理量。
一.化學反應速率
1.定義: 單位時間內（如每秒，每分鐘）反應物濃度的 或生成物濃度的 來表示。
2．計算式:△v=△c/△t
3．單位: l/（L · in）或 l/（L · s）
4.注意的問題: ①通常用單位時間內反應物濃度的減小或生成物濃度的增加來表示，所以反應速率是正值。
②中學階段的化學反應速率是平均速率(指定時段內濃度的變化量)。
③濃度僅指溶液或氣體的，固體、純液體無濃度,或可認爲爲常數。
【例題】在1L的密閉容器中，加入8l N2和20l H2，發生 N2 + 3H2 = 2NH3 ，在5in末時，測得容器中含有6l的N2，求該反應的化學反應速率。
5.有關結論: ①同一個反應，用不同的物質來表示反應速率數值可能不一樣，所以應註明是由哪種物質表示的。同一反應中，各物質的速率之比等於他們在化學方程式中的化學計量數之比。②化學反應速率是指在整個過程中的平均速率，且均爲正值。
二、測定化學反應速率的方法
實驗２一１對於鋅和不同濃度的稀硫酸的實驗，你準備如何比較反應速率的快慢？
1、定性描述
通過實驗現象來判斷反應的快慢
①觀察產生氣泡的快、慢；
②觀察試管中剩餘鋅粒的量的多、少；
③用手觸摸試管，感受試管外壁溫度的高、低.
2、定量測量
通過實驗測量來判斷反應的快慢
①測定氫氣的體積或氫氣的質量的變化
②測量體系的壓強的變化
③測定鋅粒的質量的變化
④測定H+的濃度或Zn2+的濃度變化
⑤測定體系的溫度或測定反應的熱量變化
⑥測量溶液的導電能力的變化
如何通過用注射器測量氫氣的體積的方法來判斷鋅和不同濃度的稀硫酸反應的速率快慢？
①確定變量——稀硫酸的濃度不同
②找出某種易於測量的某種物理量或性質的變化——測量氫氣的體積或時間
③控制不變的因素——鋅粒的表面積、溫度
——時間或氫氣的體積
三、化學反應速率的計算
1、用不同的物質來表示反應速率。
例1：反應4NH3 + 5O2 ==4NO + 6H2O（g在5L的密閉容器中進行，30s後，NO的物質的量增加了0.3l，則此反應的平均速率可表示爲：
A、v (O2)=0.01 l/L·s B、 v (NO)=0.008 l/L·s
C、v (H2O)=0.003 l/L·s D、 v (NH3)=0.002 l/L·s
2、比較反應速率的大小
例2：反應A + 3B = 2C + 2D在四種情況下的反應速率爲:
① VA= 0.15l·L-1·s-1② VB= 0.6l·L-1·s-1
③ Vc= 0.4l·L-1·s-1 ④ VD= 0.45l·L-1·s-1 , 則該反應在不同條件下速率快慢順序是
結論3.同一反應中，反應速率的大小不能單純地看數值大小，而應該轉化成同一物質，同一單位後才能比較。
3、根據各物質的反應速率之比寫出化學方程式
例3：某溫度下濃度都是1l/L的兩種氣體X2和2，在密閉容器中反應生成氣體Z，經過t in後，測得物質的量濃度爲:c(X2) = 0.4l/L,c(2)=0.8l/L ,c(Z)=0.4l/L,則該反應的反應方程式可表示爲： ;由此可推出Z的化學式爲：
第二節 影響化學反應速率的因素
1.雙分子基元反應速率理論的基本假設
（1）分子爲硬球型;
（2）反應分子A和B必須碰撞才能發生反應;
（3）只有那些能量超過普通分子的平均能量且空間方位適宜的活化分子的碰撞，即“有效碰撞”才能起反應。
2.活化能
反應物分子的平均能量，用Ea表示；
反應物分子要吸收能量變成活化分子才能可能發生有效碰撞，只有發生了有效碰撞才能發生反應。
活化分子能量有高低,活化分子具有的最低能量，用Ec表示.
活化分子的平均能量與反應物分子平均能量的差值即爲活化能.即有EO=Ec- Ea。或者說使具有平均能量的分子變成爲活化分子所需要的能量,稱爲“活化能” ,用 E0表示。
3.活化分子:具有平均能量的分子一旦獲得了不少於E0的額外能量,它就具有進行化學反應的活性了,這種分子稱爲 “活化分子”。即能量大於或等於Ec的分子稱爲活化分子。
4.有效碰撞:能引起化學反應的碰撞叫有效碰撞。
(1)能夠發生有效碰撞的一定是活化分子，但是活化分子不一定發生有效碰撞。不是反應物分子之間的任何一次直接作用都能發生反應，只有那些能量相當高的分子之間的直接作用才能發生反應。
(2)在一定溫度下，某反應單位體積內具有的活化分子數由該反應的活化能Ea決定。單位體積內的活化分子數（或濃度）是決定化學反應速率的重要因素。
5.催化劑
（1）定義：（catalst）:能誘導化學反應發生改變，而使化學反應變快或減慢或者在較低的溫度環境下進行而自身的化學性質和質量在反應前後不發生變化的一種物質,催化劑在工業上也稱爲觸媒。
（2）催化劑的特性：具有高度的選擇性（或專一性）。一種催化劑並非對所有的化學反應都有催化作用，例如二氧化錳在氯酸鉀受熱分解中起催化作用，加快化學反應速率，但對其他的化學反應就不一定有催化作用。
（3）催化劑的類型:
使化學反應加快的催化劑，叫做正催化劑；使化學反應減慢的催化劑，叫做負催化劑。
例如，酯和多糖的水解，常用無機酸作正催化劑；二氧化硫氧化爲三氧化硫，常用五氧化二釩作正催化劑，這種催化劑是固體，反應物爲氣體，形成多相的催化作用，因此，五氧化二釩也叫做觸媒或接觸劑；食用油脂里加入0.01%～0.02%沒食子酸正丙酯，就可以有效地防止酸敗，在這裏，沒食子酸正丙酯是一種負催化劑(也叫做緩化劑或抑制劑)。
二、化學反應速率影響因素
1.內因：影響化學反應速率的根本原因是反應物本身的性質。如固體反應物的表面積等
2.外因:
⑴濃度對化學反應速率影響
結論：增加反應物的濃度，單位體積內活化分子數目增多，反應速率加快。
實驗結論的微觀解釋:反應物濃度增大→單位體積內活化分子數增多→單位時間內有效碰撞次數增多→化學反應速率加快
注意事項:
①一般情況下,在一定溫度下固體或純液體的濃度是常數,因此,改變其物質的量,對速率無影響;
②固體物質的反應速率與接觸面積有關,顆粒越小,表面積越大,反應速率越快.
⑵壓強對化學反應速率影響
結論：增大壓強，反應物濃度增大，單位體積內活化分子數目增多，反應速率加快。
實驗結論的微觀解釋: 壓強增大→單位體積內活化分子數增多→有效碰撞次數增多→化學反應速率加快.反之,化學反應速率減慢.
注意事項:
①若是參加反應的物質是固體、液體或溶液，由於壓強的變化對它們的濃度幾乎無影響，可以認爲反應速率不變;
②像鋅跟稀硫酸反應，生成物有氣體，反應物無氣體，增大壓強或減少壓強，化學反應速率不變。
⑶溫度對化學反應速率影響
結論：升高溫度，分子運動速率加快，單位體積內活化分子數目增多，反應速率加快。
實驗結論的微觀解釋: 當濃度一定時，升高溫度，反應物分子的能量增加→單位體積內活化分子的百分數增多→有效碰撞次數增多→化學反應速率加快
⑷催化劑對化學反應速率影響
結論：在其它條件相同時,使用催化劑能加快化學反應的速率
3.其它因素:光波，電磁波，超聲波，溶劑等因素也可影響化學反映速率。
注意的問題：
（1）只討論單一條件的改變對反應速率的影響
（2）壓強影響反應速率，必須伴有壓強改變時反應物濃度要有所改變，並通過濃度的改變影
響化學反應速率。
有以下推論：
①只有固態、液態物質的反應，改變壓強，不影響化學反應
速率。因此壓強的改變只能影響有氣體參加的反應。
②一般的：
增大壓強→體積減少→濃度增大→反應速率增大
③恆容：
A.充入氣體反應物→壓強增大→增大反應物濃度增大→反應速率增大；
B、充入“無關氣體”（如He、N2等）→ 引起總壓增大，但各反應物的分壓不變，各物質的
濃度不變→反應速率不變
④ 恆壓：
A.充入“無關氣體”（如He等）→引起體積增大→各反應物濃度減少→反應速率減慢。
B.等比通入“相關氣體”→引起體積增大 →各反應物濃度不變→反應速率不變。
三、化學反應的條件控制
在生產生活中，促進有利的化學反應發生，抑制有害的化學反應發生.
第三節 化學平衡
一、可逆過程與不可逆過程
1.可逆過程
如果發生的過程也能夠反向進行並完全恢復原來狀態（而不對外界造成任何影響的）熱力過程。
可逆過程是理想化的過程。
2.常見的可逆過程
(1)結晶(沉澱)與溶解過程
(2)可逆化學反應(包括水解)
(3)弱電解質的電離成離子和離子重新結合成化合物分子的過程
3.不可逆過程
如果發生的過程無論採用何種辦法都不能使系統和外界完全復原，則此過程稱爲不可逆過程。
二、可逆反應與不可逆反應
1、可逆反應：
定義：同一條件下，同時向正、反兩個方向進行的反應.
特點：
①在相同的條件下，兩個方向相反的反應同時進行.
②無論什麼條件下，反應都不可能進行徹底.
2.不可逆反應:
定義:反應物完全變爲生成物，即反應能進行到底的化學反應。
例如當氯酸鉀加熱時，它會完全分解爲氯化鉀和氧氣；反過來，如用氯化鉀和氧氣來製備氯酸鉀，在現有條件下是不可能的。這種反應就是不可逆反應。
4、可逆反應的最大限度——達到化學反應平衡狀態
什麼是化學反應平衡狀態？
在一定條件下，可逆反應進行到一定程度時，正反應速率和逆反應速率相等（反應物和生成物的濃度不再發生變化）時反應體系的狀態稱爲化學反應平衡狀態。此時，正逆反應在這個條件下均達到了反應的最大限度（極限）。
5.化學平衡特徵
1）等：正、逆反應速率相等,V正=V逆 ;
2）動：反應並沒有停止，是動態的平衡. V正=V逆 ≠0;
3）定：在平衡混合物中，各組分的質量、質量分數、物質的量或物質的量濃度保持一定(不再
變化)，如果有氣體，那麼氣體的體積（或者體積分數）一定(不再變化) 。
4）變：當外界的條件發生改變，化學平衡狀態會隨之改變，發生化學平衡的移動。
6．判斷可逆反應是否達到化學平衡狀態的方法
A.直接判斷法
(1)各組分的質量或其百分含量保持不變
(2)各組分的物質的量或其百分含量(或濃度)保持不變
(3)各氣體的體積（不是總體積）保持不變
(4)各組分的分子數或分子數之比不變（不是按比例反應）
(5)正反應和逆反應速率相等（與物質的量濃度的變化值有關）即同一物質的生成的速率與分解速率相等
B.間接直接判斷法：
（1）反應前後氣體體積不等反應,可用混合氣體的總壓強、總體積、總物質的量或者體系中所有氣體的平均相對分子質量是否隨時間的改變而改變判斷,不變則平衡。
（2）容器體積或氣體質量有變化時，可用氣體的密度是否隨時間改變而改變進行判斷,如不變,則平衡.
（3）對於有色物質參與的反應，可用氣體的顏色是否隨時間改變而改變，如不變，則平衡。
(4)當在其它條件不變時，可用體系溫度是否變化來判斷,如不變,則平衡。
判斷可逆反應是否達到化學平衡狀態的方法舉例
以反應A(g)+nB(g)≒pC(g)+qD(g)爲例:
三、影響化學平衡的因素
1、濃度的變化對化學平衡的影響
結論：其它條件不變的情況下，增大反應物濃度或減小生成物濃度平衡向正方向移動；增大生成物濃度或減小反應物濃度，平衡向逆方向移動。
（1）實驗探究
Cr2O72－＋H2O ≒2CrO42－＋2H＋
Fe3+ ＋3 SCN－ ≒Fe(SCN)3 (溶液爲血紅色)
（2）濃度的變化對化學平衡的影響
濃度的變化引起反應速率的變化，反應速率的變化可造成化學平衡的移動，其關係是：
濃度的變化對化學平衡的影響小結
（1）結論：其它條件不變的情況下，增大反應物濃度或減小生成物濃度平衡向正方向移動；增大生成物濃度或減小反應物濃度，平衡向逆方向移動。
簡而言之：
C反應物 ↑ v正↑ 平衡向正方向 →
C生成物 ↑ v逆↑ 平衡向逆方向 ←
（2）V-t 圖示
（3）意義：增大成本較低的反應物的濃度，提高成本較高的原料的轉化率。
（4）濃度對化學平衡移動的幾個注意點
① 對平衡體系中的固態和純液態物質，其濃度可看作一個常數，增加或減小固態或液態純淨物的量並不影響V正、V逆的大小，所以化學平衡不移動。
② 只要是增大濃度，不論增大的是反應物濃度，還是生成物濃度，新平衡狀態下的反應速率一定大於原平衡狀態；減小濃度，新平衡狀態下的速率一定小於原平衡狀態。
③ 反應物有兩種或兩種以上, 增加一種物質的濃度,該物質的平衡轉化率降低, 而其他物質的轉化率提高。
2、壓強變化對化學平衡的影響：
(1)探究壓強變化對化學平衡的影響：
N2 十 3H2 ≒ 2NH3
450℃時N2和H2反應生成NH3的實驗數據：
壓強(MPa)
1
5
10
30
60
100
NH3 %
2.0
9.2
16.4
35.5
53.6
69.4
NH3 % 隨着壓強的增大而增大；平衡向正反應的方向移動。
加壓→體積縮小→濃度增大→正反應速率增大，逆反應速率也增大，但增大倍數不相同→ V正 > V逆→平衡向正反應方向移動。
（2）壓強變化對化學平衡的影響的結論
反應體系中有氣體且左右體積不相等如aA (g) + bB (g) ≒cC (g) + dD (g)
a+b≠c+d
在其它條件不變時，增大壓強，化學平衡向着氣體體積縮小的方向移動；減小壓強，化學平衡向着氣體體積增大的方向移動。
（3）壓強變化對化學平衡的影響的解釋
V正∝C(A)aC(B)b ； V逆∝C(C)cC(D)d
3. 溫度變化對化學平衡的.影響
(1)實驗探究
2NO2(g) ≒N2O4(g)；△H= - 57/l
（紅棕色） （無色）
2）結論：在其它條件不變的情況下：
溫度升高，化學平衡向着吸熱反應的方向移動；
降低溫度，化學平衡向着放熱反應的方向移動。
對應的時間—速率圖該如何表示？
注意：因催化劑對化學反應平衡移動沒影響（不會造成平衡發生移動），不是對化學平衡沒有影響。催化劑與化學平衡的關係不能用勒夏特勒原理來解釋。
四、勒夏特勒原理—— 化學平衡移動原理
如果改變影響化學平衡的一個條件（如濃度、壓強、溫度），平衡就向能減弱這種改變的方向移動。
注意：
① 是“減弱”這種改變，不是“消除”這種改變
② 只有單個條件改變，才能應用（多個條件改變就要具體問題具體分析）
③ 勒夏特列原理適用於任何動態平衡體系（如：溶解平衡、可逆反應的化學平衡等
④ 平衡移動原理只能用來判斷平衡移動方向，但不能用來判斷建立平衡所需時間。
化學反應平衡移動與平衡移動前後反應物的轉化率變化的關係
(1)溫度或壓強的變化,引起平衡向正反應方向移動時,正反應的反應物的轉化率一定升高,反之降低.
(2)濃度的變化引起平衡向正反應方向移動時,正反應的反應物的轉化率有如下幾種情況:
①當反應物只有一種時,如A(g) ≒nB+Pc(g),如果增大A大濃度,平衡向正反應方向移動,A的轉化率取決於氣體物質的係數:
若 = n+p, A的轉化率不變;
若﹥n+p, A的轉化率升高;（與加壓類似）
若﹤n+p, A的轉化率降低;（如減壓類似）
②當反應物不有一種時,如A(g)+nB ≒Pc(g)+D(g),
如果只增大A大濃度,平衡向正反應方向移動,B的轉化率升高,A的轉化率降低;
如果按原比例同倍數增加A、B的物質的量，平衡向正反應方向移動,A、B的轉化率取決於氣體物質的係數:
若+n = p+q, A、B的轉化率不變;
若+n﹥p+q, A、B的轉化率升高;
若+n﹤p+q, A、B的轉化率降低;
五、化學平衡常數
1.定義：
在一定溫度下，一個可逆反應達到平衡時，生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值是一個常數。這個常數就是該反應的化學平衡常數（簡稱平衡常數）（以化學方程式中計量數爲冪）
2. 表達式：
A(g) + n B(g) ≒ p C(g) + q D(g)
在一定溫度下達到化學平衡時：
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3.單位
的單位與反應的化學方程式有關，由化學方程式決定，無固定的單位。
4.書寫平衡常數關係式的規則
①如果反應中有固體和純液體參加，它們的濃度不寫在平衡常數關係式中。(它們的濃度是不變的) 關係式中只包括氣態物質和溶液中各溶質的濃度。
如：反應C(s) + CO2(g) ≒2 CO(g)
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Cr2O72- + H2O ≒ 2CrO42- + 2H+
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②同一化學反應，可以用不同比例的化學反應式來表示，每個化學方程式都有自己的平衡常數關係式及相應的平衡常數。
例：N2 (g) + 3 H2 (g)≒2NH3 (g) 1 = 1.60 ? 10 -5
1/2N2 (g) + 3/2 H2 (g) ≒NH3 (g) 2 = 3.87 ? 10 -2
2NH3 (g) ≒ N2 (g) + 3 H2 (g) 3= 1/ 1
1 = 22
5. 平衡常數的特徵：
(1) 只與溫度有關，隨溫度變化而變化，與濃度無關。對於某個反應：在一定溫度下不論起始濃度（或壓強）和平衡濃度（或壓強）如何，也不論是否使用了催化劑，達到平衡時，平衡常數均相同。
例如：不同溫度時，反應I2(g) + H2(g) 2HI(g) 的平衡常數與溫度的關係如下：
溫度
623
698
763
平衡常數
66 .9
54.4
45.9
從升高溫度，平衡常數減小的變化趨勢判斷:反應的正方向是放熱反應。
⑵利用Ｋ可判斷反應的熱效應。
① 若升高溫度，Ｋ值增大，則正反應爲吸熱反應
② 若升高溫度，Ｋ值減小，則正反應爲放熱反應
(3)平衡常數值的大小，可推斷反應進行的程度。
①值越大,正反應的程度越大，反應物的轉化率越大；反之，就越不完全，轉化率就越小.
②一般當＞105時，該反應進行得基本完全。
(4)在某溫度下，可用濃度商Qc與比較大小來判斷反應的方向。
濃度商(Qc):產物的濃度冪的之積與反應物濃度冪之積的比。
A(g) + n B(g) ≒ p C(g) + q D(g)
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Qc > ，未達平衡，反應要逆向進行達到平衡。
Qc = ，達平衡，平衡不移動。
Qc < ，未達平衡，反應要正向進行達到平衡。
六、等效平衡
1．化學平衡狀態建立的途徑：
⑴先加入反應物，從正反應方向開始，可以建立化學平衡。
⑵若先加入生成物，從逆反應方向開始，也可以建立等效的化學平衡。
⑶若同時加入反應物與生成物，從中間狀態開始，同樣可以建立等效的化學平衡。
2．等效平衡
⑴定義:在一定條件下（恆溫、恆壓或恆溫、恆容），對同一可逆反應，只要起始時加入物質的物質的量不同，而達到化學平衡時，同一物質的物質的量的百分含量相同,我們稱這些平衡狀態爲等效平衡。
⑵概念的理解：
①相同的條件：通常指①同T同V或②同T同P
②相同的平衡狀態：通常是指平衡混合物各組分的百分含量（指體積百分含量、物質的量百分含量等）相同，但各組分的物質的量、物質的量濃度可能不同。
3.分類
①定溫、定壓條件下的等效平衡
特點：兩次平衡時各組分百分含量相同，n同比例變化
判斷方法：若改變起始加入情況，只要通過可逆反應的化學計量數比換算成平衡式左右兩邊同一邊物質的物質的量之比相同。
2、定溫、定容條件下的等效平衡
（1）對於左右氣體分子數不同的可逆反應
特點：兩次平衡時各組分百分量、n、c均相同
判斷方法：若改變起始加入情況，只要通過可逆反應的化學計量數比換算成平衡式左右兩邊同一邊物質的物質的量與原平衡相同，則兩個平衡等效。
（2）對於左右氣體分子數相同的可逆反應
特點：兩次平衡時各組分百分量相同，n、c同比例變化
判斷方法：只要反應物（或生成物）的物質的量的比與原平衡相同，則兩個平衡等效。
第四節 化學反應方向
一自發反應與非自發反應
1.自發過程（如化學反應）：在一定條件下不需要外力作用就能自動進行的過程（如化學反應），叫做自發過程（如化學反應）
2.非自發過程（如化學反應）：在一定條件下，必須藉助某種外力才能進行的過程（如化學反應），叫做非自發過程（如化學反應）
二、判斷化學反應方向的依據
在一定條件下，一個化學反應能否自發進行，既可能與反應焓變（△H）有關，又可能與反應熵變（△S）有關。在溫度、壓強一定的條件下，我們要判別化學反應的方向要考慮△H、 △S共同影響的結果。
反應焓變(能量判據)
反應方向 複合判據△ Ｇ＝△H－T △S
反應熵變(熵判據)
△ Ｇ﹤0，則反應自發進行，
判斷化學反應方向依據 △ Ｇ＝０反應到達平衡狀態，
△ Ｇ＞０反應不能自發進行。
注意：1.過程的自發性只能用於判斷過程的方向，不能確定過程是否一定會發生和過程的速率；
2.在討論過程的方向時，我們指的是沒有外界干擾時體系的性質。如果允許外界對體系施加某種作用，就可能出現相反的結果；
3.反應的自發性也受外界條件的影響。
幾個專題
1．化學平衡移動規律與速率的關係
2．有關化學平衡的基本計算及規律
3，化學反應速率和化學平衡的圖象題
⑴解題思路：看圖——想規律——作判斷
①看面----看縱、橫座標代表的含義
②看線----看線的走向、變化的趨勢
③看點----看線的原點、交點、拐點、終點
④看量----看圖象中有關量變多少
⑤看輔助線----是否藉助輔助線（等溫線、等壓線、等轉化率線、等含量線
⑵原則: 先拐先平：先出現拐點的曲線先達到平衡，此時 逆向推理可得該變化的溫度高、濃度大、壓強高。
定一議二：當圖像中有三個量時，先確定一個量不變再討論另外兩個量的關係。
⑶圖象類型：
①濃度/物質的量——時間圖； ②速率——時間圖；③轉化率—壓強/溫度曲線；④物質百分含量——時間曲線；⑤轉化率——時間曲線；
4.解化學平衡題的幾種思維方法：
三段思維法、差量法、極限法、構造法、等效法
5 O
