化学反应速率与化学平衡知识点归纳.docx

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化学反应速率与化学平衡知识点归纳

1.化学反应速率：

⑴.化学反应速率的概念及表示方法：

通过计算式：

v=Δc/Δt来理解其概念：

①化学反应速率与反应消耗的时间（Δt）和反应物浓度的变化（Δc）有关；

②在同一反应中，用不同的物质来表示反应速率时，数值可以相同，也可以是不同的。

但这些数值所表示的都是同一个反应速率。

因此，表示反应速率时，必须说明用哪种物质作为标准。

用不同物质来表示的反应速率时，其比值一定等于化学反应方程式中的化学计量数之比。

如：

化学反应mA（g）+nB（g）pC（g）+qD（g）的：

v（A）∶v（B）∶v（C）∶v（D）=m∶n∶p∶q

③一般来说，化学反应速率随反应进行而逐渐减慢。

因此某一段时间内的化学反应速率，实际是这段时间内的平均速率，而不是瞬时速率。

⑵.影响化学反应速率的因素：

I.决定因素（内因）：

反应物本身的性质。

Ⅱ.条件因素（外因）（也是我们研究的对象）：

①.浓度：

其他条件不变时，增大反应物的浓度，可以增大活化分子总数，从而加快化学反应速率。

值得注意的是，固态物质和纯液态物质的浓度可视为常数；

②.压强：

对于气体而言，压缩气体体积，可以增大浓度，从而使化学反应速率加快。

值得注意的是，如果增大气体压强时，不能改变反应气体的浓度，则不影响化学反应速率。

③.温度：

其他条件不变时，升高温度，能提高反应分子的能量，增加活化分子百分数，从而加快化学反应速率。

④.催化剂：

使用催化剂能等同地改变可逆反应的正、逆化学反应速率。

⑤.其他因素。

如固体反应物的表面积（颗粒大小）、光、不同溶剂、超声波等。

2.化学平衡：

⑴.化学平衡研究的对象：

可逆反应。

⑵.化学平衡的概念（略）；

⑶.化学平衡的特征：

动：

动态平衡。

平衡时v正==v逆≠0

等：

v正＝v逆

定：

条件一定，平衡混合物中各组分的百分含量一定（不是相等）；

变：

条件改变，原平衡被破坏，发生移动，在新的条件下建立新的化学平衡。

⑷.化学平衡的标志：

（处于化学平衡时）：

①、速率标志：

v正＝v逆≠0；

②、反应混合物中各组分的体积分数、物质的量分数、质量分数不再发生变化；

③、反应物的转化率、生成物的产率不再发生变化；

④、反应物反应时破坏的化学键与逆反应得到的反应物形成的化学键种类和数量相同；

⑤、对于气体体积数不同的可逆反应，达到化学平衡时，体积和压强也不再发生变化。

【例1】在一定温度下，反应A2（g）+B2（g）2AB（g）达到平衡的标志是（C）

A.单位时间生成nmol的A2同时生成nmol的AB

B.容器内的压强不随时间变化

C.单位时间生成2nmol的AB同时生成nmol的B2

D.单位时间生成nmol的A2同时生成nmol的B2

⑸.化学平衡状态的判断：

举例反应mA（g）＋nB（g）pC（g）＋qD（g）

混合物体系中各成分的含量①各物质的物质的量或各物质的物质的量分数一定平衡

②各物质的质量或各物质的质量分数一定平衡③各气体的体积或体积分数一定平衡

④总压强、总体积、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mmolA同时生成mmolA，即v正=v逆平衡

②在单位时间内消耗了nmolB同时生成pmolC，均指v正不一定平衡

③vA:

vB:

vC:

vD=m:

n:

p:

q，v正不一定等于v逆不一定平衡

④在单位时间内生成了nmolB，同时消耗qmolD，因均指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

混合气体的平均分子量①一定时，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，在其他条件不变的条件下，体系温度一定时平衡

体系的密度密度一定不一定平衡

3．化学平衡移动：

⑴勒沙持列原理：

如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、压强和温度等），平衡就向着能够减弱这种改变的方向移动。

其中包含：

①影响平衡的因素：

浓度、压强、温度三种；

②原理的适用范围：

只适用于一项条件发生变化的情况（即温度或压强或一种物质的浓度），当多项条件同时发生变化时，情况比较复杂；

③平衡移动的结果：

只能减弱（不可能抵消）外界条件的变化。

⑵、平衡移动：

是一个“平衡状态→不平衡状态→新的平衡状态”的过程。

一定条件下的平衡体系，条件改变后，可能发生平衡移动。

即总结如下：

⑶、平衡移动与转化率的关系：

不要把平衡向正反应方向移动与反应物转化率的增大等同起来。

⑷、影响化学平衡移动的条件：

化学平衡移动：

（强调一个“变”字）

①浓度、温度的改变，都能引起化学平衡移动。

而改变压强则不一定能引起化学平衡移动。

强调：

气体体积数发生变化的可逆反应，改变压强则能引起化学平衡移动；气体体积数不变的可逆反应，改变压强则不会引起化学平衡移动。

催化剂不影响化学平衡。

②速率与平衡移动的关系：

I.v正==v逆，平衡不移动；

Ⅱ.v正>v逆，平衡向正反应方向移动；

Ⅲ.v正

③平衡移动原理：

（勒沙特列原理）：

④分析化学平衡移动的一般思路：

速率不变：

如容积不变时充入惰性气体

强调：

加快化学反应速率可以缩短到达化学平衡的时间，但不一定能使平衡发生移动。

⑸、反应物用量的改变对化学平衡影响的一般规律：

Ⅰ、若反应物只有一种：

aA（g）=bB（g）+cC（g），在不改变其他条件时，增加A的量平衡向正反应方向移动，但是A的转化率与气体物质的计量数有关：

（可用等效平衡的方法分析）。

①若a=b+c：

A的转化率不变；

②若a>b+c：

A的转化率增大；

③若a

Ⅱ、若反应物不只一种：

aA（g）+bB（g）=cC（g）+dD（g），

①在不改变其他条件时，只增加A的量，平衡向正反应方向移动，但是A的转化率减小，而B的转化率增大。

②若按原比例同倍数地增加A和B，平衡向正反应方向移动，但是反应物的转化率与气体物质的计量数有关：

如a+b=c+d，A、B的转化率都不变；如a+b>c+d，A、B的转化率都增大；如a+b

4、等效平衡问题的解题思路：

⑴、概念：

同一反应，在一定条件下所建立的两个或多个平衡中，混合物中各成分的含量相同，这样的平衡称为等效平衡。

⑵分类：

①等温等容条件下的等效平衡：

在温度和容器体积不变的条件下，改变起始物质的加入情况，只要可以通过可逆反应的化学计量数比换算成左右两边同一边物质的物质的量相同，则两平衡等效，这种等效平衡可以称为等同平衡。

②等温等压条件下的等效平衡：

在温度和压强不变的条件下，改变起始物质的加入情况，只要可以通过可逆反应的化学计量数比换算成左右两边同一边物质的物质的量比值相同，则两平衡等效，这种等效平衡可以称为等比例平衡。

③等温且△n=0条件下的等效平衡：

在温度和容器体积不变的条件下，对于反应前后气体总分子数不变的可逆反应，只要可以通过可逆反应的化学计量数比换算成左右两边任意一边物质的物质的量比值相同，则两平衡等效，这种等效平衡可以称为不移动的平衡。

5、速率和平衡图像分析：

⑴分析反应速度图像：

①看起点：

分清反应物和生成物，浓度减小的是反应物，浓度增大的是生成物，生成物多数以原点为起点。

②看变化趋势：

分清正反应和逆反应，分清放热反应和吸热反应。

升高温度时，△V吸热＞△V放热。

③看终点：

分清消耗浓度和增生浓度。

反应物的消耗浓度与生成物的增生浓度之比等于反应方程式中各物质的计量数之比。

④对于时间——速度图像，看清曲线是连续的，还是跳跃的。

分清“渐变”和“突变”、“大变”和“小变”。

增大反应物浓度V正突变，V逆渐变。

升高温度，V吸热大增，V放热小增。

⑵化学平衡图像问题的解答方法：

①三步分析法：

一看反应速率是增大还是减小；二看△V正、△V逆的相对大小；三看化学平衡移动的方向。

②四要素分析法：

看曲线的起点；看曲线的变化趋势；看曲线的转折点；看曲线的终点。

③先拐先平：

对于可逆反应mA（g）+nB（g）pC（g）+qD（g），在转化率-时间曲线中，先出现拐点的曲线先达到平衡。

它所代表的温度高、压强大。

这时如果转化率也较高，则反应中m+n>p+q。

若转化率降低，则表示m+n

④定一议二：

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。

化学反应速率化学反应进行的快慢程度，用单位时间反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。

通常用单位时间内反应物浓度的减小或生成物浓度的减小或生成物浓度的增加来表示。

表达式：

△v（A）=△c（A）/△t

单位：

mol/（L·s）或mol/（L·min）

影响化学反应速率的因素：

温度，浓度，压强，催化剂。

另外，x射线，γ射线，固体物质的表面积也会影响化学反应速率

化学反应的计算公式:

例对于下列反应:

mA+nB=pC+qD

有v（A）:

v（B）:

v（C）:

v（D）=m:

n:

p:

q

对于没有达到化学平衡状态的可逆反应:

v（正）≠v（逆）

影响化学反应速率的因素：

压强：

对于有气体参与的化学反应，其他条件不变时（除体积），增大压强，即体积减小，反应物浓度增大，单位体积内活化分子数增多，单位时间内有效碰撞次数增多，反应速率加快；反之则减小。

若体积不变，加压（加入不参加此化学反应的气体）反应速率就不变。

因为浓度不变，单位体积内活化分子数就不变。

但在体积不变的情况下，加入反应物，同样是加压，增加反应物浓度，速率也会增加。

温度：

只要升高温度，反应物分子获得能量，使一部分原来能量较低分子变成活化分子，增加了活化分子的百分数，使得有效碰撞次数增多，故反应速率加大（主要原因）。

当然，由于温度升高，使分子运动速率加快，单位时间内反应物分子碰撞次数增多反应也会相应加快（次要原因）

催化剂：

使用正催化剂能够降低反应所需的能量，使更多的反应物分子成为活化分子，大大提高了单位体积内反应物分子的百分数，从而成千上万倍地增大了反应物速率.负催化剂则反之。

浓度：

当其它条件一致下，增加反应物浓度就增加了单位体积的活化分子的数目，从而增加有效碰撞，反应速率增加，但活化分子百分数是不变的。

其他因素：

增大一定量固体的表面积（如粉碎），可增大反应速率，光照一般也可增大某些反应的速率；此外，超声波、电磁波、溶剂等对反应速率也有影响。

溶剂对反应速度的影响

在均相反应中，溶液的反应远比气相反应多得多（有人粗略估计有90%以上均相反应是在溶液中进行的）。

但研究溶液中反应的动力学要考虑溶剂分子所起的物理的或化学的影响，另外在溶液中有离子参加的反应常常是瞬间完成的，这也造成了观测动力学数据的困难。

最简单的情况是溶剂仅引起介质作用的情况。

在溶液中起反应的分子要通过扩散穿周围的溶剂分子之后，才能彼此接触，反应后生成物分子也要穿国周围的溶剂分子通过扩散而离开。

扩散——就是对周围溶剂分子的反复挤撞，从微观角度，可以把周围溶剂分子看成是形成了一个笼，而反应分子则处于笼中。

分子在笼中持续时间比气体分子互相碰撞的持续时间大10-100倍，这相当于它在笼中可以经历反复的多次碰撞。

笼效应——就是指反应分子在溶剂分子形成的笼中进行多次的碰撞（或振动）。

这种连续反复碰撞则称为一次偶遇，所以溶剂分子的存在虽然限制了反应分子作远距离的移动，减少了与远距离分子的碰撞机会，但却增加了近距离分子的重复碰撞。

总的碰撞频率并未减低。

据粗略估计，在水溶液中，对于一对无相互作用的分子，在依次偶遇中它们在笼中的时间约为10-12-10-11s，在这段时间内大约要进行100-1000次的碰撞。

然后偶尔有机

会跃出这个笼子，扩散到别处，又进入另一个笼中。

可见溶液中分子的碰撞与气体中分子的碰撞不同，后者的碰撞是连续进行的，而前者则是分批进行的，一次偶遇相当于一批碰撞，它包含着多次的碰撞。

而就单位时间内的总碰撞次数而论，大致相同，不会有商量级上的变化。

所以溶剂的存在不会使活化分子减少。

A和B发生反应必须通过扩散进入同一笼中，反应物分子通过溶剂分子所构成的笼所需要的活化能一般不会超过20kJ·mol-1，而分子碰撞进行反应的活化能一般子40-400kJ·mol-1之间。

由于扩散作用的活化能小得多，所以扩散作用一般不会影响反应的速率。

但也有不少反应它的活化能很小，例如自由基的复合反应，水溶液中的离子反应等。

则反应速率取决于分子的扩散速度，即与它在笼中时间成正比。

从以上的讨论可以看出，如果溶剂分子与反应分子没有显着的作用，则一般说来碰撞理论对溶液中的反应也是适用的，并且对于同一反应无论在气相中或在溶液中进行，其概率因素P和活化能都大体具有同样的数量级，因而反应速率也大体相同。

但是也有一些反应，溶剂对反应有显着的影响。

例如某些平行反应，常可借助溶剂的选择使得其中一种反应的速率变得较快，使某种产品的数量增多。

溶剂对反应速率的影响是一个极其复杂的问题，一般说来：

（1）溶剂的介电常数对于有离子参加的反应有影响。

因为溶剂的介电常数越大，离子间的引力越弱，所以介电常数比较大的溶剂常不利与离子间的化合反应。

（2）溶剂的极性对反应速率的影响。

如果生成物的极性比反应物大，则在极性溶剂中反应速率比较大；反之，如反应物的极性比生成物大，则在极性溶剂中的反应速率必变小。

（3）溶剂化的影响，一般说来。

作用物与生成物在溶液中都能或多或少的形成溶剂化物。

这些溶剂化物若与任一种反应分子生成不稳定的中间化合物而使活化能降低，则可以使反应速率加快。

如果溶剂分子与作用物生成比较稳定的化合物，则一般常能使活化能增高，而减慢反应速率。

如果活化络合物溶剂化后的能量降低，因而降低了活化能，就会使反应速率加快。

（4）离子强度的影响（也称为原盐效应）。

在稀溶液中如果作用物都是电介质，则反应的速率与溶液的离子强度有关。

也就是说第三种电解质的存在对于反应速率有影响.