化学反应速率和化学平衡知识点

化学平衡是指在宏观条件肯定的可逆反应中，化学反应正逆反应速率相等，反应物和生成物各组分浓度不再变更的状态，下面是化学反应速率和化学平衡知识点，希望考生仔细学习。

一、基础知识

㈠ 化学反应速率

定义：化学反应速率是用来衡量化学反应行快慢程度的，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。

表示方法：v(A)=△c(A)/△t

单位：mol/(L·s)或mol/(L·min)或mol/(L·h)

注意点：同一化学反应用不同物质表示的速率数值可能不同，速率之比等于其计量数之比。

化学动力学基础：有效碰撞、活化能、过渡态理论

有效碰撞：能发生化学反应的碰撞。

有效碰撞发生的条件是发生碰撞的分子具有较高的能量和分子在一定的方向上发生碰撞。

活化分子：在化学反应中，能量较高、可能发生有效碰撞的分子。

活化能：活化分子的平均能量与所有分子的平均能量之差。

影响因素：浓度、压强、温度、催化剂、光、电、波、接触面、溶剂等

浓度：固体、纯液体的浓度均可视作常数。故改变固体物质的量化学反应对速率无影响。

压强：

对反应前后气体总分子数没有改变的可逆反应来说，当压强改变时，V正、V逆的改变程度是相同的；

对反应前后气体总分子数发生改变的可逆反应来说，当压强增加时，V正、V逆的改变程度是不相同的。

温度：温度对V正、V逆的影响是不同的，升温时吸热反应一边增加的倍数要大于放热反应一边增加的倍数；降温时放热反应一边减少的倍数要小于吸热反应一边减少的倍数。

催化剂：使用催化剂能同等程度地改变V正、V逆。

㈡ 化学反应的方向和限度

自发进行的反应：在一定条件下无需外界帮助就能自动进行的反应。

自发进行的方向：体系能量降低和混乱度增大都有促使反应自发进行的倾向。

熵(S)：衡量一个体系混乱度的物理量。

焓变（△H）与混乱度（△S）综合考虑混乱度：气态＞液态＞固态

化学反应方向的控制

△H＜0、△S＞0，一定能自发进行

△H＜0、△S＜0，低温下能自发进行

△H＞0、△S＞0，高温下能自发进行

△H＞0、△S＜0，一定不能自发进行

化学反应的限度

化学平衡状态——在一定条件下的可逆反应，正逆反应速率相等，反应物和生成物的浓度不再发生变化。一定条件下可逆反应进行的最大限度。

化学平衡的特点——动态平衡，V正＝V逆≠0，

化学平衡常数—— 一定温度下，到达平衡后各物质的物质的量浓度的关系。

化学平衡判断的标志

V正＝V逆。即单位时间内某一物质生成量和消耗量相等，或对某一物质而言生成化学键的量和断裂化学键的量相等。

体系中各组分物质的百分含量保持不变。即各种物质的浓度、物质的量、颜色等都不变；混合气体的总物质的量、总体积、总压强、平均相对分子质量也不变。

（但对于反应前后气体总分子数不变的可逆反应，就不能用混合气体的总物质的量、总体积、总压强、平均相对分子质量不变来判断可逆反应已经达到平衡）

㈢ 化学平衡的移动

影响因素：浓度、压强、温度

平衡移动规律（勒夏特列原理）改变影响化学平衡的一个因素， 平衡将向能够减弱这种改变的方向移动。

等效平衡

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。

等效平衡的分类

恒温恒容下对于反应前后气体体积发生变化的反应来说（即△V≠0的体系）：

等价转化后，对应各物质起始投料的物质的量与原平衡起始态相同，两平衡等效。

恒温恒容下对于反应前后气体体积没有变化的反应来说（即△V＝0的体系）：

等价转化后，只要反应物（或生成物）的物质的量的比例与原平衡起始态相同，两平衡等效。

恒温恒压下对于气体体系等效转化后，反应物（或生成物）的物质的量的比例与原平衡起始态相同，两平衡等效。

速率和平衡图像分析

反应速度图像——看起点，看变化趋势，看终点。

化学平衡图像分析法：

三步分析法：一看速率变化；二看正逆速率变化的相对大小；三看化学平衡移动的方向。

四要素分析法：看曲线的起点、变化趋势、转折点、终点。

先拐先平：先出拐点的曲线先达到平衡。

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。

二、学法指导

知识重点

计算反应速率；

反应速率的图示分析；

平衡状态；

平衡标记；

平衡移动；

平衡图像分析。

其中等效平衡的比较、推断及应用化学方法对化学平衡原理进行理论分析是针对考生思维实力要求较高的试题。

学习本单元应突出以下重点

三个一：

一个原理：勒沙特列原理；

一个关键：变更浓度一一用于有关化学平衡的计算；

一个应用：化学反应速率和勒沙特列理论的应用。

两种条件：

影响反应速率的条件(温度、浓度、压强、催化剂)；

影响化学平衡的条件(温度、浓度、压强)。

三个概念，三个目的。

化学反应速率探讨反应快慢；

化学平衡探讨反应完成程度；

平衡移动探讨平衡变更的方向

学习中需要留意分清变更压强后，平衡混合气体的颜色变更：

是由于平衡移动引起的，如2NO2N204；

还是由于平衡不移动，但是体积变更导致了浓度变更而引起的，

如：H2(g)＋I2(g)2HI(g)。

要驾驭增加反应物的量和浓度，对平衡转化率的影响

T、V恒定，增加任一反应物的量和浓度，都可使平衡向正反应方向移动，但是反应物的转化率的变更却不尽相同，以下是不同情况下的影响规律：

反应物只有一种时：在恒压下，增加反应物的浓度，其平衡转化率会变大；在恒温、恒容下，平衡转化率的变化与气体物质的系数有关，可能变大、变小或不变。

反应物不止一种时：只增加一种反应物的用量，该反应物的转化率会降低，而其他反应物的转化率会升高。

在恒温、恒压下，同倍数增加反应物的用量，平衡转化率可能变大、变小或不变，具体取决于反应的计量数关系；

在恒温、恒容下，情况类似，需根据反应的具体条件判断。

学法指导

本专题为历年高考热点。题型变更趋势是将定性比较与定量计算相结合。这类试题考查的知识面广，思索容量大，要求平常学习要扎实，掌握双基知识要牢固，解答问题的思路要清楚。

学会举一反三

如电解质和非电解质必需是化合物；电解质不一定导电，导电物质不一定是电解质；非电解质不导电，但不导电的物质不肯定是非电解质；电解质必需是化合物本身解离出离子，否则不属于电解质。只有充分挖掘概念的内涵和外延，才能立于不败之地。

水的电离平衡也是化学平衡，影响因素有

酸、碱； 温度； 易水解的盐； 加活泼金属等。学会运用勒沙特列原理分析。

三、有关知识点

无论是用某一反应物表示还是用某一生成物表示，由于Δc是取浓度变化的绝对值，因此，其化学反应速率都取正值，且是某一段时间内的平均速率。

化学反应速率可用反应体系中一种反应物或生成物浓度的变化来表示，一般是以最容易测定的一种物质表示，书写时应标明是什么物质的反应速率。

在一定温度下，固体和纯液体物质，其单位体积里的物质的量保持不变，即物质的量浓度为常数，因此它们的化学反应速率也被视为常数。故改变其用量反应速率不变。但当固体颗粒变小时，其表面积增大将导致反应速率增大。

由此可知，现在采用的表示化学反应速率的方法还有一定的局限性。

在同一反应中，用不同的物质表示同一时间的反应速率时，其数值可能不同，但这些数值所表达的意义是相同的，即都是表示同一反应的速率。各物质表示的反应速率的数值有相互关系，彼此可以根据化学方程式中的各化学计量数进行换算。

一般来说在反应过程中都不是等速进行的，因此某一时间内的反应速率实际上是这一段时间内的平均速率。

压强对化学反应速率的影响是通过改变反应物浓度实现的，所以分析压强的改变对反应速率的影响时，要从反应物浓度是否发生改变的角度来分析。

若改变总压强而各物质的浓度不改变，则反应速率不变，如恒容时通入稀有气体来增大压强，反应速率不变（因为浓度未改变）。

8.改变温度，使用催化剂，反应速率一定发生变化，其他外界因素的改变，反应速率则不一定发生变化。

改变浓度和压强不能改变活化分子百分数，但能改变单位体积活化分子数，故能改变反应速率。改变温度和使用催化剂均能改变活化分子百分数，使单位体积活化分子数改变，从而改变反应速率。

其他条件一定，升高温度，不论正反应还是逆反应，不论放热反应还是吸热反应，反应速率都要增大，只不过正、逆反应速率增加的程度不同。

在不同条件下进行的反应物和生成物相反的反应不是可逆反应。

各物质的物质的量之比等于方程式的化学计量数之比时，不一定是平衡状态，因为此条件并不能说明各组分的物质的量不再变化了。

化学平衡的建立与途径无关，既可以从正反应方向(投入反应物)，也可以从逆反应方向(投入生成物)建立。

某一可逆反应，在一定条件下达到了平衡，化学反应速率再改变时，平衡不一定发生移动，如反应前后气体体积不变的反应，增大压强或使用催化剂，速率发生变化，但平衡不移动。如果平衡发生了移动，则化学反应速率一定发生了改变。

化学平衡向正反应方向移动，则反应物的转化率不一定增大，若有多种反应物的反应，当增大某一反应物的浓度，化学平衡向正反应方向移动，只会使别的反应物的转化率增大，但该物质的转化率反而减小。

增加固体或纯液体的量，化学平衡不移动，因为当反应混合物中存在与其他物质不相混溶的固体或液体物质时，由于其“浓度”是恒定的，不随其量的增减而变化，故改变这些固体或液体的量，对化学反应速率以及化学平衡均无影响，但要注意固体的表面积对化学反应速率的影响。

化学平衡发生移动时，化学平衡常数不一定改变，只有温度改变，平衡常数才会改变。

要记清楚最基本的速率时间图，如改变反应物或生成物的浓度导致速率变化时，正反应和逆反应速率中有一支与原平衡点相连。若同时改变反应物和生成物浓度(或改变压强、温度、使用催化剂)则与原平衡点相脱离。记住先到达平衡表示温度高，压强大。

根据平衡图像分析可逆反应特点时，往往从最高点以后进行分析，也就是说研究的对象必须是已建立平衡的反应。

向恒温恒容已达平衡的反应体系中，充入“惰性气体”(不参加反应的气体)，对平衡无影响。

勒夏特列原理只适用于判断“改变一个条件”时平衡移动的方向。若同时改变影响平衡移动的几个条件，不能简单地根据平衡移动原理来判断平衡移动的方向，只有在改变的条件对平衡移动的方向影响一致时，才能根据平衡移动原理进行判断。

例如，N2(g)＋3H2(g)2NH3(g) ΔH＜0，同时加压、升温，平衡移动的方向无法确定。若加压同时又降温，则平衡向正反应方向移动。

21.正、逆反应的平衡常数互为倒数；若化学方程式中各物质的化学计量数都扩大或缩小至原来的n倍，则化学平衡常数变为原来的n次幂或1/n次幂；两方程式相加得到新的化学方程式，其化学平衡常数是两反应平衡常数的乘积。

22.代入平衡常数表达式的是平衡浓度，而不是任意时刻的浓度，更不能将物质的量代入，反应物或生成物中有固体和纯液体存在时，由于其浓度可看做“l”而不代入公式。

23.化学平衡常数只与温度有关，与反应物或生成物的浓度无关。

24.起始浓度、平衡浓度不一定符合化学计量数之比，但物质之间是按化学计量数之比反应和生成的，故各物质的浓度变化之比一定等于化学计量数之比，这是计算的关键。

25.反应能否自发进行需综合考虑焓变和熵变对反应的影响，复合判据ΔH－TΔS＜0的反应不一定能够实际发生，只是指出了在该条件下化学反应自发进行的趋势，还要考虑化学反应的快慢问题。

26.判断一个化学反应能否自发进行，若无任何外加条件，可以认为我们所学过的化学反应(电解反应除外)都是能够自发进行的。

27.水解平衡常数(Kh)只受温度的影响，它与Ka(或Kb)、Kw的定量关系为：

Ka•Kh＝Kw或Kb•Kh＝Kw。

28.用沉淀法除杂不可能将杂质离子全部通过沉淀除去。一般认为残留在溶液中的离子浓度小于1×10-5mol/L时，沉淀已经完全。

29.对于化学式中阴、阳离子个数比不同的难溶物，不能直接根据Ksp的大小来确定其溶解能力的大小，需通过计算转化为溶解度。

30.Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关，与沉淀的量无关。

31.溶液中离子浓度的变化只能使溶解平衡移动，并不能改变溶度积。

32.Ksp小的难溶电解质也能向Ksp大的难溶电解质转化，需看溶液中生成沉淀的离子浓度的大小。

33.相同类型的难溶电解质的Ksp越小，一般溶解度越小，越难溶。如：

由Ksp(AgCl)＞Ksp(AgBr)＞Ksp(AgI)可得出溶解度大小为AgCl＞AgBr＞AgI。

34.溶解平衡一般是吸热的，温度升高，平衡正移，Ksp增大，但Ca(OH)2相反。