化学选修四第二章知识点整理
化学选修4第一二章知识点总结
第一章化学反应与能量一、焓变(ΔH)：反应热1．反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应（1）.符号：△H（2）.单位：kJ/mol3.产生原因：化学键断裂——吸热化学键形成——放热放出热量的化学反应。
(放热>吸热) △H 为“-”或△H <0吸收热量的化学反应。
（吸热>放热）△H 为“+”或△H >0☆常见的放热反应：①所有的燃烧反应②酸碱中和反应③大多数的化合反应④金属与酸的反应⑤生石灰和水反应⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等☆常见的吸热反应：①晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl ②大多数的分解反应③以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应④铵盐溶解等二、热化学方程式书写化学方程式注意要点:①热化学方程式必须标出能量变化。
②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g,l,s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示）③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。
④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数⑤各物质系数加倍，△H加倍；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变三、燃烧热1．概念：25 ℃，101 kPa时，1 mol纯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。
※注意以下几点：①研究条件：101 kPa ②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。
③燃烧物的物质的量：1 mol ④研究内容：放出的热量。
（ΔH<0，单位kJ/mol）四、中和热1．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mol H2O，这时的反应热叫中和热。
2．强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应，其热化学方程式为：H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ΔH=－57.3kJ/mol3．弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于57.3kJ/mol。
化学选修4第一二章知识点总结
第一章化学反应与能量一、焓变(ΔH)：反应热1．反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应（1）.符号：△H（2）.单位：kJ/mol3.产生原因：化学键断裂——吸热化学键形成——放热放出热量的化学反应。
(放热>吸热) △H 为“-”或△H <0吸收热量的化学反应。
（吸热>放热）△H 为“+”或△H >0☆常见的放热反应：①所有的燃烧反应②酸碱中和反应③大多数的化合反应④金属与酸的反应⑤生石灰和水反应⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等☆常见的吸热反应：①晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl ②大多数的分解反应③以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应④铵盐溶解等二、热化学方程式书写化学方程式注意要点:①热化学方程式必须标出能量变化。
②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g,l,s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示）③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。
④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数⑤各物质系数加倍，△H加倍；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变三、燃烧热1．概念：25 ℃，101 kPa时，1 mol纯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。
※注意以下几点：①研究条件：101 kPa ②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。
③燃烧物的物质的量：1 mol ④研究内容：放出的热量。
（ΔH<0，单位kJ/mol）四、中和热1．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mol H2O，这时的反应热叫中和热。
2．强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应，其热化学方程式为：H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ΔH=－57.3kJ/mol3．弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于57.3kJ/mol。
2018学年度高二化学人教版选修四第二章第2节《影响化学反应速率的因素》知识点总结
第2节 影响化学反应速率的因素1.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乊间必须发生碰撞.反应物分子乊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.研究发现,只有既具有足够的能量又有合适的取向的分子碰撞,才是有效碰撞.有效碰撞是发生化学反应的充分条件.](2)活化分子和活化能①活化分子:能够发生有效碰撞的分子.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).如下图所示中的E 1是反应的活化能,E 2是活化分子变成生成物分子放出的能量,能量差E 2-E 1是反应热.活化能越小,普通分子就越容易变成活化分子.即普通分子+活化能−−→−活化活化分子−−→−去活化普通分子+活化能(注:活化能的大小虽然意味着一般分子成为活化分子的难易,但是却对这个化学反应前后的能量变化并不产生任何影响)③活化能与化学反应速率:在一定条件下,活化分子所占的百分数是固定不变的.活化能低→普通分子易变成活化分子→活化分子百分数大→有效碰撞次数多→反应速率快,因此利用有效碰撞理论可以解释外界条件(浓度、温度、压强、催化剂)对化学反应速率的影响.2.浓度对化学反应速率的影响 2KMnO 4+5H 2C 2O 4+3H 2SO 4=2MnSO 4+K 2SO 4+10CO 2↑+8H 2OKMnO 溶液褪色 KMnO 溶液褪色 其他条件相同时,增大反应物的浓度,化学反应速率增大;减小反应物的浓度,反应速率减小.(3)理论解释其他条件不变时,对某一反应而言,活化分子在反应物分子中所占的百分数是一定的,如果反应物的浓度增大,则单位体积内活化分子数的数目增多,那么在单位时间内有效碰撞的次数也相应增多,化学反应速率也就增大了.【注意】①影响化学反应速率的是反应物以及生成物的浓度,而不是物质量的多少或反应物的总量.②溶液中发生离子反应时,与反应无关的离子浓度的大小对反应速率无影响,如NaOH 溶液和盐酸的反应时,增大Na +或Cl -的浓度,对该反应的反应速率无影响.③固体反应物颗粒越小,其总的表面积越大,与其他反应物的接触面积越大,有效碰撞次数增多,反应速率越大,故块状固体可以通过研磨以增大表面积来增大反应速率.④此规律只适用于气体或溶液的反应,不适用固体或纯液体的反应物.3.压强对化学反应速率的影响(1)结论:对于有气体参加的化学反应而言,在一定温度下,增大压强(减小容器体积),反应速率加快;减小压强(增大容器体积),反应速率减慢.(2)解释:在一定温度下,一定物质的量的气体所占的体积与压强成反比.增大压强(减小容器体积)就相当于增大反应物的浓度,反应速率加快;减小压强(增大容器体积)就相当于减小反应物的浓度,反应速率减慢.【特别提醒】①若参加反应的物质为固体或液体(溶液),由于压强的变化对它们的浓度几乎无影响,可以认为反应速率不变. ②对于有气体参加的可逆反应,增大压强,正反应速率、逆反应速率都增大;减小压强,正反应速率、逆反应速率都减小.(3)改变压强对反应速率的影响的几种情形对于有气体参加的反应,改变压强,对化学反应速率产生影响的根本原因是浓度的改变.所以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有何影响.①恒温时:a.体积缩小−−→−引起压强增大−−→−引起浓度增大−−→−引起反应速率加快;b.体积增大−−→−引起压强减小−−→−引起浓度减小−−→−引起反应速率减慢.②恒温、恒容时:a.充入气体反应物−−→−引起总压强增大−−→−引起浓度增大−−→−引起反应速率加快;b.充入惰性气体(稀有气体、非反应体系气体,即不与反应体系中气体反应的气体)−−→−导致总压强增大,但参与该反应的气体的浓度不变−−→−导致反应速率不变.③恒温恒压时：充入惰性气体−−→−导致体积增大−−→−导致各反应物浓度减小−−→−导致反应速率减慢4.温度对化学反应速率的影响 Na 2S 2O 3+H 2SO 4=Na 2SO 4+S↓+SO 2↑+H 20冷水和热水中的两组实验均出现浑浊,但热水中的一组实验先出现浑浊 其他条件不变时,升高温度,反应速率加快;降低温度,反应速率减小.(3)理论解释在其他条件不变时,升高温度,反应物分子的能量增加,使一部分原来能量较低的分子变成活化分子(如下图)→活化分子百分数增加→有效碰撞次数增多→化学反应速率增大.因此,升高温度可以增大化学反应速率.【注意】①温度对反应速率的影响规律,对吸热反应、放热反应都适用,且不受反应物状态的限制.升温时,化学反应速率增大;降温时,化学反应速率减小.②对于可逆反应而言,升高温度,正、逆反应速率均增大,只是增大的程度不同;同理,降低温度,正、逆反应速率均减小,只是减小的程度不同.③许多实验表明,温度每升高10℃,反应速率通常增大到原来的2~4倍.④一般情况下,温度对化学反应速率的影响比浓度、压强对化学反应速率的影响要大,也更易控制.5.催化剂对化学反应速率的影响(1)实验探究①未加入MnO时,余烬无明显变化;2KMnO2MnSO4+K2SO4+10CO2↑+8H2O n C6H12O6(葡萄糖)①号试管中产生气催化剂能够改变化学化学反应速率.能加快化学反应速率的催化剂叫做正催化剂,能减慢化学反应速率的催化剂叫做负催化剂.在实际应用中,如不特别说明,凡是说催化剂都是指正催化剂.(3)原因分析使用催化剂→降低反应所需的能量(如下图)→更多的反应物分子成为活化分子→大大增加单位体积内的活化分子百分数→成千上万倍地增化学反应速率【注意】a.使用催化剂能同等程度地改变(加快或减慢)化学反应的正、逆反应速率.b.约85%的化学反应需要使用催化剂,在使用催化剂时应防止催化剂中毒.拓展点1:除了浓度、温度、压强、催化剂等能改变化学反应速率外,反应物的颗粒大小、溶剂的性质、光、超声波、磁场等也会对化学反应速率产生影响.6.化学反应速率影响因素的分析方法(1)控制变量某种物质发生某个化学反应时,反应速率的大小不仅取决于物质的本身性质,还受温度、浓度、催化剂、物质的存在状态、表面积等外界条件的影响.当研究多个因素间的关系时,往往先控制其他几个因素不变,集中研究其中一个因素的变化所产生的影响,这种研究方法称为“控制变量法”.如果同时改变温度和反应物的浓度,就难以弄明白温度、反应物浓度分别是怎样影响反应速率的.因此为更快地得出相关的规律,不能同时改变两个变量来研究反应速率的变化.(2)分清主次①多个因素影响反应速率时要看主要因素.例如锌和稀硫酸反应时,氢气的生成速率随时间变化先由慢到快,然后又由快到慢.反应体系中硫酸所提供的氢离子浓度由高到底,若氢气的生成速率由其决定,速率的变化趋势也是由快到慢.但事实并非如此,说明前半程变化只能是温度所致,锌与稀硫酸反应时放热,体系温度逐渐升高,温度对反应速率的影响占主导地位.一段时间后,硫酸的浓度下降对反应速率的影响占主导地位,因而氢气的生成速率随时间先由慢到快,然后又由快到慢.②一般来说,对于同一个化学反应,外界条件对反应速率的影响最显著的是催化剂,其次是温度,影响程度较小的是反应物的浓度和压强的改变.7.外界条件对可逆反应中正逆反应速率的影响分析对于可逆反应而言,由反应物生成生成物方向的反应速率叫正反应速率;同时还迚行着生成物乊间相互反应生成反应物的逆反应,由生成物生成反应物的反应速率叫逆反应速率.如:各种外界条件对上述反应的v(正)、v(逆)的影响分别是:(1)增大反应物(N2或H2)浓度,v(正)增大,v(逆)随乊增大;增大生成物(NH3)浓度,v(逆)增大,v(正)也随乊增大;减小反应物(N2或H2)浓度,v(正)减小,v(逆)随乊减小;减小生成物(NH3)浓度,v(逆)减小,v(正)也随乊减小.(2)升高温度,v(逆)和v(正)均增大,并且v(逆)增大的程度要比v(正)增大的程度大;减低温度,v(逆)和v(正)均减小,并且v(逆)减小的程度要比v(正)减小的程度大.(3)增大压强,v(逆)和v(正)均增大;减小压强,v(逆)和v(正)均减小.[注意:对于反应前后气体分子数相同的气体反应,加压时,v(逆)和v(正)同等倍数地增大,减压时,v(逆)和v(正)同等倍数地减小].(4)催化剂对可逆反应速率的影响是同等倍数地增大或减小v(逆)和v(正).8.外界条件对反应速率的影响本质9.有关化学反应速率的图像问题(1)图像类试题的解题技巧:一看、二想、三判断“一看”—看图像①看面:弄清纵、横坐标的含义.②看线:弄清线的走向、变化趋势以及线的陡与平.③看点:弄清曲线上点的含义,特别是一些特殊点,比如与坐标轴的交点、曲线的交点、拐点、最高点与最低点等.④看量的变化:弄清是浓度的变化、温度变化还是转化率的变化等.⑤看是否需要作辅助线:比如等温线、等压线等.“二想”—想规律看完线后联想外界条件对反应速率的影响规律.“三判断”—得出结论通过对比分析,做出正确判断.(2)具体图像类型此类问题主要包括反应速率与浓度、压强、反应温度、催化剂等外界条件的关系以及反应过程中的速率变化等. ①定性图像a.全程速率—时间图像比如Zn 与足量的盐酸反应,反应速率随时间的变化如上图所示.AB 段:Zn 与盐酸的反应是放热反应,溶液的温度升高,化学反应速率逐渐增大;BC 段:随着反应的迚行,盐酸的浓度逐渐减小,化学反应速率逐渐减小.b.速率—温度图像其他条件一定,反应速率随着温度的升高而增大,随着温度的降低而减小.如下图A 所示.c.速率—压强图像其他条件一定,增大气体反应的压强(缩小容器的体积),反应速率增大;减小气体反应的压强(增大容器的体积),反应速率减小.如上图B 所示.②定量图像定量图像主要是指反应物或生成物的物质的量(或物质的量浓度)与反应时间的定量关系.如下图所示:利用该类图像解决的问题主要有:a.化学方程式的确定;b.某物质在某时间段内的平均反应速率;c.化学反应达到平衡的时间.解决此类问题的方法是灵活应用“物质的量的变化量乊比=浓度的变化量乊比=化学计量数乊比”和化学反应速率的计算式:v=t c ∆∆=t V n ∆⋅∆。
化学选修4第一二章知识点总结
第一章化学反应与能量一、焓变(ΔH)：反应热1．反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应（1）.符号：△H（2）.单位：kJ/mol3.产生原因：化学键断裂——吸热化学键形成——放热放出热量的化学反应。
(放热>吸热) △H 为“-”或△H <0吸收热量的化学反应。
（吸热>放热）△H 为“+”或△H >0☆ 常见的放热反应：① 所有的燃烧反应② 酸碱中和反应③ 大多数的化合反应④ 金属与酸的反应⑤ 生石灰和水反应⑥ 浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等☆ 常见的吸热反应：① 晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl ② 大多数的分解反应③ 以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应④ 铵盐溶解等二、热化学方程式书写化学方程式注意要点:①热化学方程式必须标出能量变化。
②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g,l,s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq 表示）③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。
④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数⑤各物质系数加倍，△H加倍；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变三、燃烧热1．概念：25 ℃，101 kPa时，1 mol纯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。
※注意以下几点：①研究条件：101 kPa ②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。
③燃烧物的物质的量：1 mol ④研究内容：放出的热量。
（ΔH<0，单位kJ/mol）四、中和热1．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mol H2O，这时的反应热叫中和热。
2．强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应，其热化学方程式为：H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ΔH=－mol3．弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于mol。
化学选修4第一二章知识点总结
第一章化学反应与能量一、焓变(ΔH)：反应热1．反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应（1）.符号：△H（2）.单位：kJ/mol3.产生原因：化学键断裂——吸热化学键形成——放热放出热量的化学反应。
(放热>吸热) △H 为“-”或△H <0吸收热量的化学反应。
（吸热>放热）△H 为“+”或△H >0☆常见的放热反应：①所有的燃烧反应②酸碱中和反应③大多数的化合反应④金属与酸的反应⑤生石灰和水反应⑥浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等☆常见的吸热反应：①晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl ②大多数的分解反应③以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应④铵盐溶解等二、热化学方程式书写化学方程式注意要点:①热化学方程式必须标出能量变化。
②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g,l,s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示）③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。
④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数⑤各物质系数加倍，△H加倍；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变三、燃烧热1．概念：25 ℃，101 kPa时，1 mol纯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。
※注意以下几点：①研究条件：101 kPa ②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。
③燃烧物的物质的量：1 mol ④研究内容：放出的热量。
（ΔH<0，单位kJ/mol）四、中和热1．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mol H2O，这时的反应热叫中和热。
2．强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应，其热化学方程式为：H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ΔH=－57.3kJ/mol3．弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于57.3kJ/mol。
高中化学选修四《化学反应原理》第一二章知识总结
选修四《化学反应原理》第一二章知识总结第一章化学反应与能量考点一放热反应与吸热反应考点考查的重点在于能否准确理解放热反应、吸热反应等概念并对其原因加以分析和应用。
燃烧热：1mol可燃物完全燃烧生成稳定化合物放出的热量。
中和热：稀酸和稀碱溶液反应生成1mol水放出的热量。
特别提醒：判断放热反应和吸热反应的方法有二：由反应物与生成物的总能量的相对大小或反应物分子断裂时吸收的总能量与生成物分子成键时释放出的总能量相对大小比较考点二热化学方程式书写正误判断1．定义：表示参加反应物质的量与反应热关系的化学方程式，叫做热化学方程式。
2．书写热化学方程式的注意事项：(1)需注明反应的温度和压强；因反应的温度和压强不同时，其△H不同。
(2)要注明反应物和生成物聚集状态。
(3)热化学方程式各物质前的化学计量数不表示分子个数，它可以是整数也可以是分数。
对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，其△H也不同。
3．热化学方程式书写正误判断方法是：(1)检查是否标明聚集状态；(2)检查ΔH的符号是否与吸热、放热一致；(3)检查ΔH的数值是否与反应物或生成物的物质的量相对应(成比例)。
本考点考查较多的是热化学方程式的书写与正误判断，以及由热化学方程式判断物质的稳定性或比较反应热的大小。
[规律总结]:放热为“+”吸热为“—”,但是焓变△H表达是“+”表示吸热,“—”表示放热.考点三使用化石燃料的利弊及新能源的开发(1)重要的化石燃料：煤、石油、天然气。
(2)煤作燃料的利弊问题。
(3)燃料充分燃烧的条件：①要有足够的空气。
②跟空气有足够大的接触面积。
(4)新能源的开发：①调整和优化能源结构，降低化石燃料在能源结构中的比率。
②最有希望的新能源是核能、太阳能、燃料电池、风能和氢能、潮汐能、地热能等。
这些新能源的特点是资源丰富，且有些可以再生，为再生性能源，对环境没有污染或污染少。
考点四盖斯定律及其应用1.盖斯定律的涵义：化学反应的反应热只与反应的始态(各反应物)和终态(各生成物)有关，而与反应的途径无关。
第二章《化学反应速率和化学平衡》归纳与整理课件-高二化学人教版选修4
（人教版选修4）第二章《化学反应速率和化学平衡》
2. (1)下列方法中可以证明2 HI (g)
H2 (g)+I2
(g)已达平衡状②态⑥的⑨是_________(填序号)
①单位时间内生成n mol H2的同时生成n mol HI；
②一个H—H键断裂的同时有两个H—I键断裂；③ (HI)=
(I2)时；④v反(H2应) v速(I2) 率 v(H2 I)
（人教版选修4）第二章《化学反应速率和化学平衡》
【知识点一】化学反应速率—化学反应的快慢
（人教版选修4）第二章《化学反应速率和化学平衡》
【对应训练】一定条件下，通过下列反应可实现燃煤烟
气中的硫的回收：SO2(g)＋2CO(g) 2CO2(g)＋S(l)
成Δ功H往往<偏0向。于有准一备的定人 温度下，在容积为2 L的恒容密闭容器中，1
任何温度都能自发
<0
<0 高温>0，低温<0 较低温度能自发
（人教版选修4）第二章《化学反应速率和化学平衡》
【对应训练】1．一定温度下，可逆反应aX(g)＋bY(g) cZ(g)在一密闭容器内达到平衡后，t0时刻改变某一外
界变化，化学反应速率(v)随时间(t)的变化如图所示。则 下列说法正确的是( )
3.通过模型构建、证据推理，形成解决化学平衡问题的 基本思路和方法，提高分析问题和解决问题的能力。运用 化学视角观察生活、生产和社会中有关化学反应速率的问 题，培养严谨的学习态度和思维习惯。
（人教版选修4）第二章《化学反应速率和化学平衡》
【情景导入】通过前面新课的学习我们知道影响化学反应 速率（化学反应的快慢）的因素包括内因和外因。内因是 指反应物本身的性质；外因包括浓度、温度、压强、催化 剂、反应物颗粒大小等。同时，可逆反应在一定条件下反 应达到平衡状态（化学反应的限度）时，正、逆反应速率 相等，反应混合物中各组分含量保持不变。若改变这些外 界条件，平衡会发生移动，直至建立新的平衡状态。同时， 化学反应还有自发从高能量向低能量，从有序向无序（熵 增原理）反应的倾向，因此我们可以利用综合判据判断反 应进行的方向。那么这些知识的本质及联系是什么呢？我 们将通过本章的归纳与整理作进一步探究。
新人教版化学选修4第二章《化学反应速率与化学平衡》复习课件
（ L.min ）、 mol/（L.s）
数学表达式： v= △C/△t ★★★三步骤法（或叫三段式）计算:
注意问题∶
• 不同物质的速率的比值一定等于化学方 程式中相应的化学计量数之比. • 化学反应速率一般不能用固体或纯液体 表示。
练习
1、合成氨的反应N2+3H22NH3在某温度下各物 质的浓度平衡是:[N2]=3mol· L-1, [H2]=9mol· L-1,[NH3] =4mol· L-1求该反应的平衡常 数和N2、H2的初始浓度。 2、已知CO+H2OH2+CO2；此反应在773K时平 衡常数K=9，如反应开始时 C(H2O)=C(CO)=0.020mol· L-1求CO的转化率。
二、影响化学反应速率的重要因素
1、浓度对反应速率的影响 内容：
其它条件不变，增加反应物浓度加快化学 反应速率。
原因：
反应物浓度增大 有效碰撞 次数增多
单位体积内活 化分子数增加 反应速率加快
2、压强对反应速率的影响
内容：
对于气体反应来说，增大压强相当于增大反 应物的浓度，反应速率加快．
原因：增大压强
高温度，会使化学平衡向着吸热反应的方向 移动；降低温度，会使化学平衡向着放热反 应的方向移动。
△压强∶在其它条件不变的情况下，
对于反应前后气体体积改变的反应 ，增
大压强，会使化学平衡向着气体体积缩
小的方向移动；减小压强，会使化学平
衡向着气体体积增大的方向移动。 △催化剂∶催化剂只能使正逆反应速 率等倍增大，改变反应到达平衡所需的时 间，不能使化学平衡移动。
总结论：向反应体系输入能量，都可 以改变化学反应速率 原因：反应体系内活化分子数或活化 分子百分数提高，有效碰撞次数增加， 从而加快化学反应速率。