化学选修四第二章知识点
六、平衡常数【知识点】●定义：在一定温度下，当一个可逆反应达到平衡状态时，生成物浓度以系数为指数的幂的乘积与反应物浓度以系数为指数的幂的乘积的比值是一个常数。
这个常数就是该反应的化学平衡常数（简称平衡常数）●表达式：对于一般的可逆反应，mA（g）+ nB（g）pC（g）+ qD（g）当在一定温度下达到平衡时，K==注意：化学平衡常数只与有关；在平衡常数表达式中：水(液态)的浓度、固体物质的浓度不写互为可逆反应的K值互为倒数。
●平衡常数的意义：（1）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）。
K值越大，表示反应进行得越完全，反应物转化率越大；K值越小，表示反应进行得越不完全，反应物转化率越小。
注意：反应物转化率增大，K值不一定增大。
因为K只与温度有关。
（2）判断正在进行的可逆是否平衡及反应向何方向进行：对于可逆反应：mA(g)+ nB(g)pC(g)+ qD(g)，在一定的温度下的任意时刻，反应物的浓度和生成物的浓度有如下关系：Qc=C p(C)·C q(D)/C m(A)·C n(B)，叫该反应的浓度商。
Qc＜K ，反应向正反应方向进行Qc＝K ，反应处于平衡状态Qc＞K ，反应向逆反应方向进行（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，∆H ＞ 0。
若升高温度，Ｋ值减小，则正反应为放热反应，∆H ＜ 0。
【典型例题】1.下列关于化学平衡常数的说法中错误的是( )A.某特定反应的平衡常数仅是温度的函数B.催化剂不能改变平衡常数的大小C.平衡常数发生变化，化学平衡必定发生移动D.化学平衡发生移动，平衡常数必发生改变2.已知450℃时，反应2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g) 的K＝50，由此推测在450℃时，反应2 SO3(g) 2SO2(g)＋O2(g) 的化学平衡常数为A．50 B．0.02 C．100 D．无法确定3.C(s)+H2O(g)CO(g)+H2(g)，K=4.在一定体积的密闭容器中，进行如下化学反应：CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g),其化学平衡常数K与温度t的关系如下：t℃700 800 830 1000 1200K 0.6 0.9 1.0 1.7 2.6请回答下列问题：（1）该反应的化学平衡常数K表达式为。
（2）该反应为反应。
（填“吸热”或“放热”）（3）800℃，固定容积的密闭容器中，放入混合物，起始浓度为c(CO)=0.01 mol/L,c(H2O)=0.03 mol/L, c(CO2)=0.01 mol/L, c(H2)=0.05 mol/L ,则反应开始时,H2O的消耗速率比生成速率 (填大、小或不能确定)平衡移动（填正、逆、不）(4) 某温度下，各物质的平衡浓度符合下式：c(CO2)×c(H2)=c(CO)×c(H2O)，试判此时的温度为℃。
【常见错误及注意事项】七、综合计算（v、c、k、转化率等）【知识点】●速率表达式●浓度表达式●平衡常数表达式●转化率表达式●气体体积分数表达式【典型例题】1.在一定温度下，将2molA和2molB两种气体相混合后于容积为2L的某密闭容器中，发生如下反应3A(g)+B(g) xC(g)+2D(g) △H<0，2min末反应达到平衡状态，生成了0.8molD，并测得C的浓度为0.4mol/L，请填写下列空白：（1）x值等于________________ （2）A的转化率为_________________（3）生成D的反应速率为_____ （4）该温度下反应的平衡常数为（5）平衡体系中C的体积分数为_________（6）如果增大反应体系的压强，则平衡体系中C的体积分数_________2.在10L容器中，加入2mol的SO2(g)和2mol的NO2(g)，保持温度恒定，发生反应：SO2(g)+ NO2(g) SO3(g)+NO(g)。
当达到平衡状态时，测得容器中SO2(g)的转化率为50% 试求：该温度下、该容器中，再继续加入1mol的SO2(g)，则：（1）化学平衡将向____ ____方向移动，NO2的转化率将_______ _____；（2）经计算，当达到新的平衡状态时，容器中SO2(g)的浓度是___ ____mol/L；（3）整个过程中，SO2的转化率由50%变为_______%，NO2的转化率由__________%变为_______%。
（4）计算结果给我们的启示是：增大一种反应物物的用量，其转化率将________________（填“增大” 、“不变”或“减小”）另一反应物的转化率将____________（填“增大” 、“不变”或“减小”）。
现实生产中的意义是：可以通过增大________的用量，来提高成本高的反应物的利用率。
3.恒温下，将a mol N2与b mol H2的混合气体通入一个固定容积的密闭容器中，发生如下反应：N2(g) + 3 H2(g)2NH3(g)（1）若反应到达某时刻t时，n t (N2) = 13mol，n t (NH3) = 6mol，计算a的值（2）反应达平衡时，混合气体的体积为716.8L(标准状况下)，其中NH3的含量(体积分数)为25%。
计算平衡时NH3的物质的量。
4.恒温下，向一个2L的密闭容器中充入1 mol N2和2.6 mol H2，反应过程中对NH3的浓度进行检测，得到的数据如下表所示：时间/min 5 10 15 20 25 30c(NH3)/(mol/L) 0.08 0.14 0.18 0.20 0.20 0.205min内，用N2浓度的变化表示的反应速率为，此条件下该反应的化学平衡常数K= ；反应达到平衡后，保持温度、容积不变，若向平衡体系中加入0.4 mol N2、 1 mol H2和0.2 mol NH3，化学平衡将向方向移动【常见错误及注意事项】八、平衡图像 【知识点】● 要观察图像的：面：横、纵坐标的含义即函数关系。
线：坐标中曲线的变化即函数的增减性、斜率等。
点：曲线上的原点、交点、拐点、等特殊点的含义。
● 实用口诀：时间——平衡图象：“先拐先平，条件高”即 遇多个变量时： “定一议二”，即 【典型例题】 1. 反应2Ｘ（ｇ）＋Ｙ（ｇ）2Ｚ（ｇ）∆H ＜0在不同温度及压强下，产物Ｚ的物质的量与反应时间的关系如图所示。
则：Ｔ１ Ｔ２，p １ p ２ 2. 对于可逆反应ｍＡ（ｇ）＋ｎＢ（ｓ）ｐＣ（ｇ）＋ｑＤ（ｇ）反应过程中，其他条件不变时，产物Ｄ的质量分数Ｄ％与温度Ｔ或压强p 的关系如图 请判断下列说法正确的是（ ）。
Ａ．降温，化学平衡向正反应方向移动 Ｂ．使用催化剂可使D%有所增加 Ｃ．化学方程式中化学计量数ｍ＜ｐ＋ｑＤ．B 的颗粒越小，正反应速率越快，有利于平衡向正反应方向移动 3. 化学平衡ｍＡ（ｇ）＋ｎＢ（ｇ）p Ｃ（ｇ）＋ｑＤ（ｇ），如图所示是A 的转化率同压强、温度的关系， 分析可知：此反应正反应 热，ｍ＋ｎ ｐ＋ｑ4. 下图是温度和压强对X+Y 2Z 反应影响的示意图。
下列叙述正确的是A ．上述反应的正反应为放热反应B ．上述反应的逆反应的△H ＞0C ． X 、Y 、Z 均为气态D ．Z 为气态，X 和Y 中只有一种为气态，5. 符合右侧图象的反应为（ ）。
Ａ．Ｎ２Ｏ３（ｇ）ＮＯ２（ｇ）＋ＮＯ（ｇ）Ｂ．3ＮＯ２（ｇ）＋Ｈ２Ｏ（l ）2ＨＮＯ３（l ）＋ＮＯ（ｇ） Ｃ．4ＮＨ３（ｇ）＋5Ｏ２（ｇ）4ＮＯ（ｇ）＋6Ｈ２Ｏ（ｇ）Ｄ．ＣＯ２（ｇ）＋Ｃ（ｓ）2ＣＯ（ｇ）6. ｍＡ（ｓ）＋ｎＢ（ｇ）ｑＣ（ｇ）△H ＞0的可逆反应中，在恒温条件下，B 的体积分数与压强的关系如图所示，有关叙述正确的是 Ａ．ｎ＜ｑ Ｂ．ｎ＞ｑＣ．Ｘ点，ｖ正＞ｖ逆；Ｙ点，ｖ正＜ｖ逆Ｄ．Ｘ点比Ｙ点反应速率快 7、对于反应N 2(g)＋3H 2(g)2NH 3(g) ΔH ＜0，下列研究目的和示意图相符的是 AB研究目的压强对反应的影响(p 2＞p 1)温度对反应的影响图示CD研究目的平衡体系增加N 2对反应的影响催化剂对反应的影响43 2正 逆温度的体积分数Z 1000kPa100kPa 10kPa C%tT 2 P 2T 1 P 1T 1 P 2图示8、如图所示，可逆反应：2A(g)+B(g) 2C(g) △H<0的图像正确的是（）8、【常见错误及注意事项】九、化学反应方向【知识点】●熵：描述体系混乱度的物理量。
同一物质的熵与其聚集状态有关：S（g） S（l） S（s）●判断反应进行方向的方法：∆H—T∆S <0 能自发进行；>0 不能自发进行；=0 反应处于平衡状态即当△H 0 ，△S 0时，反应一定能自发进行当△H 0 ，△S 0时，反应一定不能自发进行当△H 0 ，△S 0时反应不一定能自发进行，温可使反应自发进行当△H 0 ，△S 0时反应不一定能自发进行，温可使反应自发进行●注意：a)焓判据和熵判据共同决定一个化学反应的方向，不能独立使用。
b)当外界条件发生改变时，化学反应进行的方向可能改变。
c)过程的自发性只能用于判断化学反应进行的方向，不能确定反应是否一定发生【典型例题】1.下列物质中，熵值(S)最大的是A．金刚石 B．Cl2(1) C．I2(g) D．Cu(s)2、下列说法正确的是A.凡是放热反应都是自发的，吸热反应都是非自发的B.自发反应熵一定增大，非自发反应熵减少或不变C熵增加的放热反应一定自发进行 D.自发反应在任何条件下都能实现3、已知：298 K、1．01×105Pa下：石墨：△H===0．0 kJ·mol-1、S== 5．74 J·mol-1·K-1；金刚石：△H== 1．88 kJ·mol-1、S== 2．39 J·mol-1·K-1。
根据焓判据可知，稳定性：石墨金刚石，根据熵判据可知，稳定性：石墨金刚石，【常见错误及注意事项】十、速率、平衡实验【知识点】●影响速率的因素及结果：●影响平衡的因素及结果：●空白实验；对比实验。
【典型例题】1、4mL 0.01mol/L KMnO4和2mL 0.1mol/L H2C2O4混合反应，反应方程式为：２KMnO 4 ＋５H 2C 2O 4＋3H 2SO 4=K 2SO 4＋2MnSO 4＋10CO 2↑＋ 。
用仪器测得反应过程混合溶液中的Ｃ（MnO 4－）与随时间变化关系如右图①t 1~t 2时间段的实验现象是②分析t 1~t 2时间段反应速率明显加快可能的原因是： ③设计简单实验验证②的分析可供选择的试剂：0.01mol/L KMnO 4、0.1mol/L H 2C 2O 4、0.2mol/L H 2C 2O 4、 MnSO 4(s) 反应温度：25℃、50℃实验１实验２加入试剂4mL 0.01mol/L KMnO 42mL 0.1mol/L H 2C 2O 4 ①反应温度②③现象记录 记录溶液颜色开始变浅和完全褪色的时间2、某实验小组以H 2O 2分解为例，研究浓度、催化剂、溶液酸碱性对反应速率的影响。
高二化学知识点总结选修四
高二化学知识点总结选修四高二化学知识点总结选修四目录第一章、化学反应与能量第一节、化学反应与能量的变化第二节、燃烧热、能源第三节、化学反应热的计算第二章、化学反应速率和化学平衡第一节、化学反应速率第二节、影响化学反应速率的因素第三节、化学平衡第四节、化学反应进行的方向第三章、水溶液中的离子平衡第一节、弱电解质的电离第二节、水的电离和溶液的酸碱性第三节、盐类的水解第四节、难溶电解质的溶解平衡第四章、电化学基础第一节、原电池第二节、化学电源第三节、电解池第四节、金属的电化学腐蚀与防护第一章化学反应与能量考点1：吸热反应与放热反应1、吸热反应与放热反应的区别特别注意：反应是吸热还是放热与反应的条件没有必然的联系，而决定于反应物和生成物具有的总能量(或焓)的相对大小。
2、常见的放热反应①一切燃烧反应;②活泼金属与酸或水的反应;③酸碱中和反应;④铝热反应;⑤大多数化合反应(但有些化合反应是吸热反应，如：N2+O2=2NO，CO2+C=2CO 等均为吸热反应)。
3、常见的吸热反应①Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应;②大多数分解反应是吸热反应③等也是吸热反应;④水解反应考点2：反应热计算的依据1.根据热化学方程式计算反应热与反应物各物质的物质的量成正比。
2.根据反应物和生成物的总能量计算ΔH=E生成物-E反应物。
3.根据键能计算ΔH=反应物的键能总和-生成物的键能总和。
4.根据盖斯定律计算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。
即如果一个反应可以分步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热是相同的。
温馨提示：①盖斯定律的主要用途是用已知反应的反应热来推知相关反应的反应热。
②热化学方程式之间的“+”“-”等数学运算，对应ΔH也进行“+”“-”等数学计算。
5.根据物质燃烧放热数值计算：Q(放)=n(可燃物)×|ΔH|。
第二章化学反应速率与化学平衡考点1：化学反应速率1、化学反应速率的表示方法___________。
高中化学选修四 第二章 等效平衡原理
高二化学《等效平衡》专题一、等效平衡的概念1．定义：对于同一可逆反应，当外界条件一定时，无论该反应是从正反应开始，还是从逆反应开始，或是从中间状态（既有反应物又有生成物的状态）开始，只要到达平衡时反应混合物中各组分的分数（质量分数、物质的量分数或体积分数）对应相等就可达到相同的平衡状态，这就称为等效平衡。
在一定条件(定温、定压或定温、定容)下，对于同一可逆应，尽管起始时加入物质的物质的量不同，而达到平衡时，同种物质的物质的量或物质的量分数(或体积分数)相同，这样的平衡称为等效平衡。
如，常温常压下，可逆反应：N2 + 3H22NH3①1mol 3mol 0mol②0mol 0mol 2mol③0.5mol 1.5mol 1.0mol①从正反应开始，②从逆反应开始，③从正逆反应同时开始，由于①、②、③三种情况如果按方程式的计量关系折算成同一方向的反应物，对应各组分的物质的量均相等(如将②、③折算为①)，因此三者为等效平衡2．标志：由以上定义我们可以看出，判断同一可逆反应达到的平衡状态是否达为等效平衡的标志是：达到平衡后，反应混合物中各组分的分数（质量分数、物质的量分数或体积分数）是否对应相等。
3．意义：等效平衡的概念的提出反映了化学平衡状态的建立与途径无关。
二、等效平衡规律根据反应条件(定温、定压或定温、定容)以及可逆反应的特点(反应前后气体分子数是否相等)，可将等效平衡问题分成三类：1、在恒温、恒容条件下，对于反应前后气体分子数改变的可逆反应只改变起始时加入物质的物质的量，只要经极限转换后，与原起始物质的物质的量（或浓度）相等，则两平衡等效。
[例1]在一定温度下，把2 mol SO2和1 mol O2通入一个一定容积的密闭容器里，发生如下反应：2SO2＋O22SO3当此反应进行到一定程度时，反应混合物就处于化学平衡状态。
现在该容器中，维持温度不变，令a、b、c分别代表初始加入的SO2、O2和SO3的物质的量（mol）。
高中化学选修四第二章化学反应速率与化学反应平衡知识点
大
实验结论：4 mol/L 的硫酸与锌反应比 1 mol/L 的硫酸与锌反应速率快。
注意事项：
a．锌的颗粒（即表面积）大小要基本相同；
b．40 mL 的硫酸溶液要迅速加入；
c．装置气密性要好，且计时要迅速准确。
要点三、化学反应速率的计算及比较
1、化学反应速率的计算——三段式法化学反应速率与化学反应平衡-知识点
化学反应速率
【学习目标】 1、了解化学反应速率的定量表示方法，初步了解测定某些化学反应速率的实验方法； 2、通过实验事实和思考，掌握化学反应速率的表示方法。
【要点梳理】 要点一、化学反应速率
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快慢的物理量。 2、化学反应速率的表示方法 化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。符号为 v，单位为 mol/(L·min)、 mol/(L·s)或 mol/(L·h)。 3、化学反应速率的表达式
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。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的破坏，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）。右图所示的 E1 是反应的活化能，E2 是活化分子变成生成物分子放出的能量， 能量差 E2－E1 是反应热。活化能越小，普通分子就越容易变成活化分子。
要点三、催化剂对化学反应速率的影响
1．催化剂通过参与反应改变反应历程降低反应的活化能来提高化学反应速率。 2．催化剂不能改变化学反应的平衡常数，不能改变平衡转化率。 3．催化剂具有选择性，某催化剂对某一反应可能是活性很强的催化剂，但对其他反应就不一定有催化 作用。
选修四第二章第三节化学平衡
第二章第三节化学平衡一、可逆反应1.定义：在条件下向正、反两个方向进行的反应，用符号表示。
2.特征：(1)可逆反应正、逆反应的条件是。
(2)相同条件下，正反应和逆反应。
(3)一定条件下，反应物不可能全部转化为生成物，反应物和生成物。
(4)若正反应是放热反应，则逆反应为。
例1：判断下列反应，属于可逆反应的是。
①二氧化硫的催化氧化②氮气和氢气的化合③水的电解④可燃物的燃烧⑤氨气溶于水⑥氯气溶于水⑦二氧化硫和水的反应⑧三氧化硫和水的反应⑨铁置换硫酸铜溶液中的铜⑩二次电池的充电和放电例2：在密闭容器中进行如下反应：X2(g)＋Y2(g)2Z(g)，已知X2、Y2、Z的起始浓度分别为0.1 mol·L－1、0.3 mol·L－1、0.2 mol·L－1，在一定条件下，当反应达到平衡时，各物质的浓度有可能是()A．Z为0.3 mol·L－1B．X2为0.2 mol·L－1C．Y2为0.4 mol·L－1D．c(X2)＋c(Y2)＋c(Z)＝0.55 mol·L－1二、化学平衡状态1.化学平衡状态的建立在200 ℃时，将1 mol H2(g)和2 mol I2(g)充入到体积为V L 的密闭容器中，发生反应：I2(g)＋H2(g) 2HI(g)(1)反应刚开始时，化学反应速率___________最大，而__________最小(为零)。
(2)随着反应的进行，v正____________，而v逆____________。
(3)某一时刻，当反应进行到_______________时，此可逆反应就达到了平衡。
2.化学平衡状态在一定条件下，当一个可逆反应进行到和相等，反应物与生成物时的状态。
例3：在一定条件下，某容器内充入N2和H2合成氨，以下叙述中错误的是 ( )A、开始反应时，正反应速率最大，逆反应速率为零。
B、随着反应的进行，正反应速率减小，最后降为零。
高二化学选修四第二章-第四节-化学反应进行的方向
第四节化学反应进行的方向一、自发过程与自发反应1．自发过程(1)含义：在确定条件下，不用借助于外力就可以自动进行的过程。
(2)特点：①体系趋向于从高能状态转变为低能状态(体系对外部做功或者释放热量)。
②在密闭条件下，体系有从有序自发转变为无序的倾向。
2．自发反应在给定的一组条件下，一个反应可以自发地进行到显著程度。
二、化学反应进行方向的判据1．焓判据(能量判据)放热反应过程中体系能量降低，因此具有向最低能量状态进行的倾向，科学家提出用焓变(能量改变)来推断反应进行的方向，这就是焓判据(能量判据)。
2．熵判据(1)熵：用来度量体系混乱程度的物理量。
熵值越大，混乱程度越大。
符号为S。
单位：J·mol－1·K －1。
(2)熵值大小的比较：同一种物质在不同状态时的熵值大小为S(g)＞S(l)＞S(s)。
(3)熵增原理：在与外界隔绝的体系中，自发过程将导致体系的熵增大，即熵变(符号ΔS)大于零。
(4)熵判据：用熵变来推断反应进行的方向。
3．复合判据过程的自发性只能用于推断过程的方向，不能确定过程是否确定会发生和过程发生的速率。
综合考虑焓判据和熵判据的复合判据，将更适合于全部的过程，只依据一个方面来推断反应进行的方向是不全面的。
学问点一自发过程与自发反应1．下列过程是非自发的是()A．水由高处向低处流B．自然气的燃烧C．铁在潮湿的空气中生锈D．水在室温下结冰答案 D解析自然界中水由高处向低处流、自然气的燃烧、铁在潮湿的空气中生锈、冰在室温下溶化，都是自发过程，其逆过程都是非自发过程。
2．试验证明，多数能自发进行的反应都是放热反应。
对此说法的理解正确的是()A．全部的放热反应都是自发进行的B．全部的自发反应都是放热的C．焓变是影响反应是否具有自发性的一个重要因素D．焓变是确定反应是否具有自发性的惟一判据答案 C解析多数能自发进行的反应都是放热反应，但并不是全部能自发进行的反应都是放热反应，既然说“多数”，必定存在特例，所以只能说焓变是影响反应是否具有自发性的一个重要因素，但不是惟一因素。
【人教版】高中化学选修4知识点总结：第二章化学反应速率和化学平衡
第二章化学反应速率和化学平衡一、化学反应速率课标要求1、掌握化学反应速率的含义及其计算2、了解测定化学反应速率的实验方法要点精讲1、化学反应速率（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。
某一物质A的化学反应速率的表达式为：式中——某物质A的浓度变化，常用单位为mol·L-1。
——某段时间间隔，常用单位为s,min,h。
υ——物质A的反应速率，常用单位是mol·L-1·s-1，mol·L-1·s-1等。
（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。
②化学反应速率的计算规律同一化学反应，用不同物质的浓度变化表示的化学反应速率之比等于反应方程式中相应的物质的化学计量数之比，这是有关化学反应速率的计算或换算的依据。
（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。
小贴士：①化学反应速率通常指的是某物质在某一段时间内化学反应的平均速率，而不是在某一时刻的瞬时速率。
②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。
③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。
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第二章第四节化学反应进行的方向课件
食盐放入水中会自发溶解；
酸碱混合会自发中和。 火柴盒中的火柴棒散落出来 会自发混乱等；
电 流
一、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：在一定条件下，不需外界持久帮助就
能自动进行的反应，称为自发反应 。
阅读课本P34 然后交流与讨论：
(NH4)2CO3(s)＝NH4HCO3(s) + NH3(g) △H＞ 0 NH HCO (s) ＝NH (g) + H O(l)+ CO (g) △H＞
4 3 3 2 2
0
观 察 与 思 考
2NH4Cl(s) + Ba(OH)2· 8 H2O(s)
＝NH3(g) + BaCl2(aq) + 10H2O(l)
共同特点：△H＜O
即放热反应一般具有自发进行的倾向
放热反应使体系能量降低，能量越低越 稳定，△H＜O 有利于反应自发进行。
能量判据：体系趋向于从高能状态转变为低 能状态(△H＜0)。 对于化学反应而言，放热过程中体系能量降 低，因此有自发进行的倾向，且放出的热量 越多，体系能量降低越多，反应越完全。
1、同一物质气态时熵值最大，液态较小，固态时最小。 2、固体的溶解过程、品红扩散过程和气体扩散过程。 3、产生气体的反应和气体的物质的量增加的反应。
教材P35【学与问】 发生离子反应的条件之一 是产生气体，请你利用熵判椐进行解释？由此 你对于理论的指导作用是否有新的体会？ 由于反应中生成气体是熵增大的过程，所以增 大了反应的自发性。与之类似的如用浓磷酸与食 盐固体反应制取HCl气体，对复分解反应来说看 似矛盾，但生成了HCl气体，是熵增大的过程， HCl脱离反应体系，使得反应得以正常进行。在 熔融态，用金属钠与KCl反应制取钾，把反应温 度控制在金属钾的沸点以上，使钾以气体形式产 生，既是熵增大的过程，又是减少生成物浓度平 衡向正反应方向移动的过程等，都是利用理论知 识来解释使看似不能发生的反应得以进行。
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。
《选修4_化学反应原理》知识点总结整理(超全)
高三化学《化学反应原理》知识清单第一章化学反应与能量变化一、焓变、反应热要点一：反应热（焓变）的概念及表示方法化学反应过程中所释放或吸收的能量，都可以用热量来描述，叫做反应热，又称焓变，符号为ΔH，单位为kJ/mol，规定放热反应的ΔH为“—”，吸热反应的ΔH为“+”。
特别提醒：（1）描述此概念时，无论是用“反应热”、“焓变”或“ ΔH”表示，其后所用的数值必须带“+”或“—”。
（2）单位是kJ/mol，而不是kJ，热量的单位是kJ。
（3）在比较大小时，所带“+”“—”符号均参入比较。
要点二：放热反应和吸热反应1．放热反应的ΔH为“—”或ΔH＜0 ；吸热反应的ΔH为“+”或ΔH ＞0 ∆H＝E（生成物的总能量）－E（反应物的总能量）∆H＝E（反应物的键能）－ E（生成物的键能）2．常见的放热反应和吸热反应①放热反应：活泼金属与水或酸的反应、酸碱中和反应、燃烧反应、多数化合反应。
②吸热反应：多数的分解反应、氯化铵固体与氢氧化钡晶体的反应、水煤气的生成反应、炭与二氧化碳生成一氧化碳的反应3．需要加热的反应，不一定是吸热反应；不需要加热的反应，不一定是放热反应4．通过反应是放热还是吸热，可用来比较反应物和生成物的相对稳定性。
如C（石墨，s） C（金刚石，s）△H3= +1.9kJ/mol，该反应为吸热反应，金刚石的能量高，石墨比金属石稳定。
二、热化学方程式的书写书写热化学方程式时，除了遵循化学方程式的书写要求外，还要注意以下几点：1．反应物和生成物的聚集状态不同，反应热的数值和符号可能不同，因此必须注明反应物和生成物的聚集状态，用s、l、g分别表示固体、液体和气体，而不标“↓、↑”。
2．△H只能写在热化学方程式的右边，用空格隔开，△H值“—” 表示放热反应，△H 值“+”表示吸热反应；单位为“kJ/mol”。
3．△H的值要与热化学方程式中化学式前面的化学计量数相对应，如果化学计量数加倍，△H也要加倍。