高中化学知识点规律大全

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高中化学知识点规律大全 ——化学平衡 1．化学反应速率 [化学反应速率的概念及其计算公式] (1)概念：化学反应速率是用来衡量化学反应进行的快慢程度，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．单位有mol·L－1·min－1或mol·L－1·s－1 (2)计算公式：某物质X的化学反应速率：

））或时间变化量（）的浓度变化量（min)(1sLmolXX

注意 ①化学反应速率的单位是由浓度的单位(mol·L－1)和时间的单位(s、min或h)决定的，可以是mol·L－1·s－1、mol·L－1·min－1或mol·L－1·h－1，在计算时要注意保持时间单位的一致性． ②对于某一具体的化学反应，可以用每一种反应物和每一种生成物的浓度变化来表示该反应的化学反应速率，虽然得到的数值大小可能不同，但用各物质表示的化学反应速率之比等于化学方程式中相应物质的化学计量数之比．如对于下列反应： mA + nB ＝ pC + qD 有：)(A∶)(B∶)(C∶)(D＝m∶n∶p∶q

或：qDpCnBmA)()()()( ③化学反应速率不取负值而只取正值． ④在整个反应过程中，反应不是以同样的速率进行的，因此，化学反应速率是平均速率而不是瞬时速率． [有效碰撞] 化学反应发生的先决条件是反应物分子(或离子)之间要相互接触并发生碰撞，但并不是反应物分子(或离子)间的每一次碰撞都能发生化学反应．能够发生化学反应的一类碰撞叫做有效碰撞． [活化分子] 能量较高的、能够发生有效碰撞的分子叫做活化分子． 说明 ①活化分子不一定能够发生有效碰撞，活化分子在碰撞时必须要有合适的取向才能发生有效碰撞．②活化分子在反应物分子中所占的百分数叫做活化分子百分数．当温度一定时，对某一反应而言，活化分子百分数是一定的．活化分子百分数越 大，活化分子数越多，有效碰撞次数越多． [影响化学反应速率的因素] 影响因素 对化学反应速率的影响 说明或举例

反应物本 身的性质 不同的化学反应有不同的反应速率

Mg粉和Fc粉分别投入等浓度的盐酸中

时，Mg与盐酸的反应较剧烈，产生H2

的速率较快

浓 度 其他条件不变时，增大(减小)反应物的浓度，反应速率增大(减小) ①增大(减小)反应物浓度，单位体积内活化分子数增多(减少)，有效碰撞次数增多(减少)，但活化分子百分数不变②气、固反应或固、固反应时，固体的浓度可认为是常数，因此反应速率的大小只与反应物之间的接触面积有关，而与固体量的多少无关．改变固体的量不影响反应速率

压 强 温度一定时，对于有气体参加的反应，增大(减小)压强，反应速率增大(减小)

①改变压强，实际是改变气体的体积，使气体的浓度改变，从而使反应速率改变②改变压强，不影响液体或固体之间的反应速率

温 度 升高(降低)反应温度，反应速率增大(减小) ①通常每升高10℃，反应速率增大到原来的2～4倍②升温，使反应速率加快的= （ 第 2页 共 9 页 ）

原因有两个方面：a．升温后，反应物分子的能量增加，部分原来能量较低的分子变为活化分子，增大了活化分子百分数，使有效碰撞次数增多(主要方面)；b．升高温度，使分子运动加快，分子间的碰撞次数增多(次要方面)

催化剂 增大化学反应速率 催化剂增大化学反应速率的原因：降低了反应所需的能量(这个能量叫做活化能)，使更多的反应物分子成为活化分子，增大了活化分子百分数，从而使有效碰撞次数增多 光、反应物颗粒的大小等 将反应混合物进行光照、将块状固体粉碎等均能增大化学反应速率 AgBr、HClO、浓HNO3等见光分解加快，与盐酸反应时，大理石粉比大理石块的反应更剧烈

2．化学平衡 [化学平衡] (1)化学平衡研究的对象：可逆反应的规律． ①可逆反应的概念：在同一条件下，既能向正反应方向进行同时又能向逆反应方向进行的反应，叫做可逆反应．可逆反应用可逆符号“”表示． 说明 a．绝大多数化学反应都有一定程度的可逆性，但有的逆反应倾向较小，从整体看实际上是朝着同方向进行的，例如NaOH + HCl ＝ NaCl + H2O． b．有气体参加或生成的反应，只有在密闭容器中进行时才可能是可逆反应．如CaCO3受热分解时，若在敞口容器中

进行，则反应不可逆，其反应的化学方程式应写为：CaCO3CaO + CO2↑；若在密闭容器进行时，则反应是可逆

的，其反应的化学方程式应写为：CaCO3CaO + CO2 ②可逆反应的特点：反应不能进行到底．可逆反应无论进行多长时间，反应物都不可能100％地全部转化为生成物． (2)化学平衡状态． ①定义：一定条件(恒温、恒容或恒压)下的可逆反应里，正反应和逆反应的速率相等，反应混合物(包括反应物和生成物)中各组分的质量分数(或体积分数)保持不变的状态． ②化学平衡状态的形成过程：在一定条件下的可逆反应里，若开始时只有反应物而无生成物，根据浓度对化学反应速率的影响可知，此时ν正最大而ν逆为0．随着反应的进行，反应物的浓度逐渐减小，生成物的浓度逐渐增大，则ν正越来越小而ν逆越来越大．当反应进行到某一时刻，ν正＝ν逆，各物质的浓度不再发生改变，反应混合物中各组分的质量分数(或体积分数)也不再发生变化，这时就达到了化学平衡状态． (3)化学平衡的特征： ①“动”：化学平衡是动态平衡，正反应和逆反应仍在继续进行，即ν正＝ν逆≠0． ②“等”：达平衡状态时，ν正＝ν逆，这是一个可逆反应达平衡的本质．ν正＝ν逆的具体含意包含两个方面：a．用同一种物质来表示反应速率时，该物质的生成速率与消耗速率相等，即单位时间内消耗与生成某反应物或生成物的量相等；b．用不同物质来表示时，某一反应物的消耗速率与某一生成物的生成速率之比等于化学方程式中相应物质的化学计量数之比． ③“定”：达平衡时，混合物各组分的浓度一定；质量比(或物质的量之比、体积比)一定；各组分的质量分数(或摩尔分数、体积分数)一定；对于有颜色的物质参加或生成的可逆反应，颜色不改变．同时，反应物的转化率最大． 对于反应前后气体分子数不相等的可逆反应，达平衡时：气体的总体积(或总压强)一定；气体的平均相对分子质量一定；恒压时气体的密度一定(注意：反应前后气体体积不变的可逆反应，不能用这个结论判断是否达到平衡)． ④“变”．一个可逆反应达平衡后，若外界条件(浓度、温度、压强)改变，使各组分的质量(体积、摩尔、压强)分数也发生变化，平衡发生移动，直至在新的条件下达到新的平衡(注意：若只是浓度或压强改变，而ν正仍等于ν逆，则平衡= （ 第 3页 共 9 页 ）

不移动)．反之，平衡状态不同的同一个可逆反应，也可通过改变外界条件使其达到同一平衡状态． ⑤化学平衡的建立与建立化学平衡的途径无关．对于一个可逆反应，在一定条件下，反应无论从正反应开始，还是从逆反应开始，或是正、逆反应同时开始，最终都能达到同一平衡状态．具体包括： a．当了T、V一定时，按化学方程式中各物质化学式前系数的相应量加入，并保持容器内的总质量不变，则不同起始状态最终可达到同一平衡状态． b．当T、P一定(即V可变)时，只要保持反应混合物中各组分的组成比不变(此时在各种情况下各组分的浓度仍然相等，但各组分的物质的量和容器内的总质量不一定相等)，则不同的起始状态最终也可达到同一平衡状态． 如在恒温、恒压时，对于可逆反应：N2 + 3H22NH3，在下列起始量不同情况下达到的是同一平衡状态． N2 H2 NH3 A 1 mol 3 mol 0 B 0.5 mol 1.5 mol 0 C 0 0 2 mol D 1 mol 3 mol 2 mol

c．对于反应前后气体体积相等的可逆反应，不论是恒温、恒容或是恒温、恒压，在不同的起始状态下，将生成物“归零”后，只要反应物的物质的量之比不变，就会达到同一平衡状态． 如：H2(g) + I2(g) 2HI(g)等．

[判断化学平衡状态的依据] mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g)

反应混合物中各组分的含量

①各组分的物质的量或各组分的摩尔分数一定 达平衡状态

②各组分的质量或各组分的质量分数一定 达平衡状态 ③各组分的体积或体积分数一定 达平衡状态 ④总体积、总压强或总物质的量一定 不一定达平衡状态

ν正与ν逆的关系

①单位时间内消耗m mol A，同时生成m mol A， 达平衡状态 ②单位时间内消耗m mol A（或n mol B），同时消耗p mol C（或q mol D），既ν正＝ν逆 达平衡状态

③)(A∶)(B∶)(C∶)(D＝m∶n∶p∶q，此时ν正不一定等于ν逆 不一定达平衡状态 ④单位时间内生成了p mol C（或q mol D）同时消耗了m mol A（或n mol B），此时均指ν正 不一定达平衡状态

压 强 ①m+n≠p+q时，总压强一定 达平衡状态 ②m+n＝p+q时，总压强一定 不一定达平衡状态 混合气体的平均相对分子质量Mr

①当m+n≠p+q时，Mr一定 达平衡状态 ②当m+n＝p+q时，Mr一定 不一定达平衡状态 混合气体的密度 恒温、恒压或恒温、恒容时，密度一定 不一定达平衡状态

[化学平衡常数] 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，简称平衡常数．用符号K表示． (1)平衡常数K的表达式：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化学平衡时，该反应的平衡常数为：