化学反应速率和化学平衡知识点总结

第二章化学反应速率和化学平衡

第一节、化学反应速率

掌握化学反应速率的含义及其计算；了解测定化学反应速率的实验方法

1.化学反应速率的概念

化学反应速率是用来衡量化学反应进行的快慢程度的物理量。

2.化学反应速率的表示方法

对于反应体系体积不变的化学反应，通常用单位时间内反应物或生成物的物质的量浓度的变化值表示。 v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：浓度变化，Δt：时间）单位：mol/（L.s）

3.化学反应速率的计算规律

①同一反应中不同物质的化学反应速率间的关系：

同一时间内，用不同的物质表示的同一反应的反应速率数值之比等于化学方程式中各物质的化学计量数之比。VA:VB:VC:VD=A:B:C:D；VA/A=VB/B.

②三步法：mA + nB=== pC + qD

初始量(mol/L)： a b 0 0

变化量(mol/L)：mx nx px qx

ns末量（mol/L）a-mx b-nx px qx

PS：只有变化量与计量数成正比!

4.化学反应速率的特点

①反应速率不取负值，用任何一种物质的变化来表示反应速率都不取负值。

②同一化学反应选用不同物质表示反应速率时，可能有不同的速率数值，但速率之比等于化学方程式中各物质的化学计量数之比。

③化学反应速率是指时间内的“平均”反应速率。不是瞬时速率

④由于在反应中纯固体和纯液体的浓度是恒定不变的，因此对于有纯液体或纯固体参加的反应一般不用纯液体或纯固体来表示化学反应速率。其化学反应速率与其表面积大小有关，而与其物质的量的多少无关。通常是通过增大该物质的表面积（如粉碎成细小颗粒、充分搅拌、振荡等）来加快反应速率。

⑤对于同一化学反应，在相同的反应时间内，用不同的物质来表示其反应速率，其数值可能不同，但这些不同的数值表示的都是同一个反应的速率。因此，表示化学反应的速率时，必须指明是用反应体系中的哪种物质做标准。

5.化学反应速率的测量

（1）基本思路

化学反应速率是通过实验测定的。因为化学反应中发生变化的是体系中的化学物质（包括反应物和生成物），所以与其中任何一种化学物质的浓度（或质量）相关的性质在测量反应速率时都可以加以利用。

（2）测定方法

①直接可观察的性质，如释放出气体的体积和体系的压强。

②依靠科学仪器才能测量的性质，如颜色的深浅、光的吸收、光的发射、导电能力等。

③在溶液中，当反应物或产物本身有比较明显的颜色时，常常利用颜色深浅和显色物质浓度间的正比关系来跟踪反应的过程和测量反应速率。

物理方法：量气法、比色法、电导法等。

第二节、影响化学反应速率的因素

了解影响反应速率的主要因素；掌握外界条件对反应速率的影响规律

1、发生化学反应的前提——有效碰撞理论

（1）有效碰撞：能够发生化学反应的碰撞。

化学反应发生的先决条件是反应物分子之间必须发生碰撞。反应物分子之间的碰撞只有少数碰撞能导致化学反应的发生，多数碰撞并不能导致反应的发生，是无效碰撞。碰撞的频率越高，则化学反应速率就越大。

（2）活化能和活化分子

①活化分子：在化学反应中，能量较高，有可能发生有效碰撞的分子。

活化分子之间之所以能够发生有效碰撞，是由于它们的能量高，发生碰撞时，能够克服相撞分子之间的排斥力，破坏分子内部原子之间的“结合力”，从而导致反应物分子破坏，重新组合成生成物分子，发生化学反应。

②活化能：活化分子所多出的那部分能量（或普通分子转化成活化分子所需的最低能量）。

③活化能与化学反应速率：活化分子数目的多少决定了有效碰撞发生的次数。在分子数确定时，活化分子百分数增大，有效碰撞的次数增多，反应速率加快。

2、决定化学反应速率的因素

内因：参加反应的物质的性质和反应的历程，是决定化学反应速率的主要因素。

外因：即外界条件，主要有温度、浓度、压强、催化剂等。

（1）浓度

①其他条件不变时，增大反应物的浓度，加快反应速率；减小反应物的浓度，减慢反应速率。

②解释：在其他条件不变时，对某一反应来说，活化分子百分数是一定的，单位体积内的活化分子数与单位体积内反应物分子总数成正比，就与浓度成正比。反应物浓度增大→单位体积内分子数增加→活化分子数增加→单位时间内有效碰撞增加→反应速率加快

（2）压强

①对于有气体参加的反应，若其他条件不变，增大压强（减小容器的容积），反应速率加快；减小压强（增大容器容积），反应速率减慢。

②解释：在一定温度下，一定量的气体所占的体积与压强成反比。增大压强（减小容器的容积）相当于增大反应物的浓度。

③压强改变的几种情况：

1.恒温时：压缩体积→压强增大→浓度增大→反应速率增大；增大体积,反应速率减小. 恒温时,压缩体积→活化分子百分数不变,但单位体积内活化分子数增多→有效碰撞几率增多→反应速率增大.反之,增大容器体积,反应速率减小.

2.恒温恒容时

⑴充入气体反应物→气体反应物浓度增大（压强也增大）→反应速率增大

体积不变时,充入气体反应物→活化分子百分数不变,但单位体积内活化分子数增多→有效碰撞几率增多→反应速率增大

⑵充入不参与反应的气体→容器内总压强增大→各物质浓度未改变→反应速率不变

体积不变时,充入不参与反应的气体→活化分子数和活化分子百分数都不变→有效碰撞几率不变→反应速率不变.

3.恒温恒压时：充入不参与反应的气体→体积增大→反应物浓度减小→反应速率减慢

总之,分析压强改变对化学反应速率的影响时,关键看气体浓度是否有变化：如果气体浓度有变化,化学反应速率一定改变；若气体浓度无改变,则化学反应速率不改变.同时要注意通常所说的压强增大是指压缩加压.

（3）温度

①其他条件不变时，升高温度，增大反应速率；降低温度，减慢反应速率。

②解释：温度是分子平均动能的反映，温度升高，使得整个体系中分子的能量升高，分子运动速率加快。

（4）催化剂对反应速率的影响

①催化剂可以改变化学反应的速率。不加说明时，催化剂一般使反应速率加快的正催化剂。

②催化剂影响化学反应速率的原因：在其他条件不变时，使用催化剂可以大大降低反应所需要的能量，会使更多的反应物分子成为活化分子，大大增加活化分子百分数，因而使反应速率加快。

第三节、化学平衡

了解化学平衡状态的建立，理解化学平衡的特点

外界条件（浓度、温度、压强等）对化学平衡的影响

1. 可逆反应与不可逆反应

①可逆反应：在同一条件下，同时向正、反两个方向进行的化学反应称为可逆反应。

前提：反应物和产物必须同时在于同一反应体系中，而相同条件下，正逆反应都能自动进行。

②不可逆反应：在一定条件下，几乎只能向一定方向（向生成物方向）进行的反应。

2. 化学平衡状态的概念（特征：逆、等、动、定、变）

化学平衡状态：在一定条件下的可逆反应里，正反应速率和逆反应速率相等，反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态。理解化学平衡状态应注意以下三点：

①前提是“一定条件下的可逆反应”，“一定条件”通常是指一定的温度和压强。

②实质是“正反应速率和逆反应速率相等”，由于速率受外界条件的影响，所以速率相等基于外界条件不变。

③标志是“反应混合物中各组分的浓度保持不变”。浓度没有变化，并不是各种物质的浓度相同。对于一种物质来说，由于单位时间内的生成量与消耗量相等，就表现出物质的多少不再随时间的改变而改变。

3.化学平衡的移动

（1）可逆反应的平衡状态是在一定外界条件下（浓度、温度、压强）建立起来的，当外界条件发生变化时，就会影响到化学反应速率，当正反应速率不再等于逆反应速率时，原平衡状态被破坏，并在新条件下建立起新的平衡。

（2）化学平衡移动方向

①若外界条件改变，引起υ正>ν逆时，正反应占优势，化学平衡向正反应方向移动，各组分的含量发生变化；

②若外界条件改变，引起υ正<ν逆时，逆反应占优势，化学平衡向逆反应方向移动，各组分的含量发生变化；

③若外界条件改变，引起υ正和ν逆都发生变化，如果υ正和ν逆仍保持相等，化学平衡就没有发生移动，各组分的含量从保持一定到条件改变时含量没有变化

（3）对于恒容条件下m+n≠p+q的只有气体参与的反应，平衡时体系的总压强，总物质的量，平均相对分子质量不再发生变化。如果有固体或液体参与反应，则只看气体的数。

对于m+n=p+q的只有气体参与的反应，无论平衡与否，三者都不会发生变化。

注意：只要容器体积不变，密度就不会发生改变!但对于有固体或液体气体一同参与的反应,气体的密度可以作为平衡状态的标志!

4.影响化学平衡的条件

（1）浓度：增加反应物的浓度或减少生成物的浓度，平衡向正方向移动；

减少反应物的浓度或增加生成物的浓度，平衡向逆方向移动。

（2）压强：对有气体参与的反应，压强越大，平衡向化学计量数（体积）减小的方向移动；

压强越小，平衡向化学计量数（体积）增大的方向移动。

（3）温度：温度升高，平衡向吸热方向移动；温度降低，平衡向放热方向移动。

（4）催化剂：催化剂只影响化学反应速率，不会影响平衡的移动。

（5）勒夏特列原理

①原理内容：如果改变影响平衡的一个条件（如温度、压强等），平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。

②适用范围：勒夏特列原理适用于已达平衡的体系（如溶解平衡、化学平衡、电离平衡、水解平衡等）。不适用于未达平衡的体系。

判断化学平衡状态常用方法的归纳：

项目m A(g)+n B(g) p C(g)+q D(g)

混合物体系中各成分的含量①各物质的物质的量或物质的量分数一定平衡

②各物质的质量或质量分数一定平衡

③各气体的体积或体积分数一定平衡

④总体积、总压力、总物质的量一定不一定平衡

正、逆反应速率的关系①在单位时间内消耗了m molA的同时生成m molA,

即v(正)=v(逆)

平衡

②在单位时间内消耗n molB的同时消耗p molC，

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)

不一定平衡④在单位时间内生成n molB的同时消耗q molD，

均指v(逆)

不一定平衡

压强①m+n≠p+q时，总压力一定（其他条件一定）平衡

②m+n=p+q时，总压力一定（其他条件一定）不一定平衡

混合气体的平均相对分子质量（M）①一定，只有当m+n≠p+q时平衡

②一定，但m+n=p+q时不一定平衡

温度任何化学反应都伴随着能量变化，当体系温度一定

时，其他不变

平衡

密度（ρ）体系的密度一定不一定平衡其他如体系颜色不再变化平衡

5.化学平衡常数

（1）概念：在一定温度下，当一个可逆反应达到平衡状态时，生成物的平衡浓度用化学方程式中的化学计量数作为指数的乘积与反应物的平衡浓度用化学方程式中的化学计量数作为指数的乘积的比值是一个常数，这个常数叫做化学平衡常数。用符号K示。

（2）表达式：mA(g)+nB(g)=pC(g)+qD(g),在一定温度下

K为常数，只要温度不变，对于一个具体的可逆反应就对应一个具体的常数值。

（3）平衡常数意义：K值越大，说明平衡体系中生成物所占的比例越大，它的正向反应进行的程度就越大，即该反应进行得越完全，反应物转化率越大；反之，就越不完全，转化率就越小。一般说>10*5时，该反应进行得就基本完全了。

（4）影响化学平衡常数的因素：只受温度影响

（5）平衡转化率：用平衡时已转化了的某反应物的量与反应前（初始时）该反应物的量之比来表示反应在该条件下的最大限度。

（6）化学平衡常数的应用：

①用任意状态浓度幂之积的比值（称为浓度商，用Qc表示），以平衡常数为标准，判断正在进行的可逆反应是否处于平衡状态，以及向那个方向金子那个最终建立放入平衡。

Qc与K比较：Qc>K,可逆反应逆向进行

Qc<,K可逆反应正向进行

Qc=K,可逆反应处于平衡

②利用平衡常数可判断反应的热效应。若温度升高，K增大，则正反应为吸热反应；反之。

③利用平衡常数可计算物质的平衡浓度、物质的量分数、转化率等

6.化学平衡图像解题方法

（1）认清坐标所代表的意义，并与勒夏特列原理联系

（2）紧扣可逆反应的特征，搞清正反应是吸热还是放热，体积增减，有无固体纯液体参加（3）看清速率的变化及变化量大小，在条件间建立关系

（4）看清起点、拐点、终点和曲线的变化趋势。先拐先平。

（5）定一议二。当图像中有三个量时，先确定一个量不变再讨论另外两个量的关系

第四节、化学反应进行的方向

了解焓变、熵变与反应方向的关系；掌握焓变和熵变一起决定反应的方向

1.自发过程和自发反应

自发过程：在一定条件下不借助外部力量就能自动进行的过程。

自发反应：在一定的条件（温度、压强）下，一个反应可以自发进行到显著程度，

就称自发反应。自发反应一定属于自发过程。

非自发反应：不能自发地进行，必须借助某种外力才能进行的反应。

2.自发反应的能量判据

自发反应的体系总是趋向于高能状态转变为低能状态（这时体系往往会对外做功或释放热量）ΔH<0，这一经验规律就是能量判断依据。

注：反应焓变是与反应能否自发进行有关的一个因素，但不是唯一的因素，并且自发反应与反应的吸放热现象没有必然的关系。

3.自发反应的熵判据

①熵的含义：在密闭的条件下，体系由有序自发地转变为无序的倾向，这种推动体系变化的因素。熵用来描述体系的混乱度，符号为S。单位：J/(mol.K)熵值越大，体系的混乱度越大。注：自发的过程是熵增加的过程。熵增加的过程与能量状态的高低无关。熵变是与反应能否自发进行有关的又一个因素，但也不是唯一的因素。

②熵增加原理：自发过程的体系趋向于有序转变为无序，导致体系的熵增加，也是反应方向判断的熵依据。与有序体系相比，无序体系“更加稳定”。

③反应的熵变（ΔS）

反应熵变即化学反应时物质熵的变化。

④常见的熵增加的化学反应：产生气体的反应，气体物质的量增大的反应，熵变的数值通常都是正值，为熵增加反应。

4.化学反应方向的判断依据