高中化學知識點規(guī)律大全——化學平衡

1、高中化學知識點規(guī)律大全化學平衡1化學反應速率化學反應速率的概念及其計算公式(1)概念：化學反應速率是用來衡量化學反應進行的快慢程度，通常用單位時間內(nèi)反應物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示單位有molL1min1或molL1s1(2)計算公式：某物質(zhì)X的化學反應速率：注意 化學反應速率的單位是由濃度的單位(molL1)和時間的單位(s、min或h)決定的，可以是molL1s1、molL1min1或molL1h1，在計算時要注意保持時間單位的一致性對于某一具體的化學反應，可以用每一種反應物和每一種生成物的濃度變化來表示該反應的化學反應速率，雖然得到的數(shù)值大小可能不同，但用各物質(zhì)表示的化學反應速率

2、之比等于化學方程式中相應物質(zhì)的化學計量數(shù)之比如對于下列反應： mA + nB pC + qD有：mnpq或：化學反應速率不取負值而只取正值 在整個反應過程中，反應不是以同樣的速率進行的，因此，化學反應速率是平均速率而不是瞬時速率有效碰撞 化學反應發(fā)生的先決條件是反應物分子(或離子)之間要相互接觸并發(fā)生碰撞，但并不是反應物分子(或離子)間的每一次碰撞都能發(fā)生化學反應能夠發(fā)生化學反應的一類碰撞叫做有效碰撞活化分子 能量較高的、能夠發(fā)生有效碰撞的分子叫做活化分子說明 活化分子不一定能夠發(fā)生有效碰撞，活化分子在碰撞時必須要有合適的取向才能發(fā)生有效碰撞活化分子在反應物分子中所占的百分數(shù)叫做活化分子百分數(shù)

3、當溫度一定時，對某一反應而言，活化分子百分數(shù)是一定的活化分子百分數(shù)越大，活化分子數(shù)越多，有效碰撞次數(shù)越多影響化學反應速率的因素影響因素對化學反應速率的影響說明或舉例反應物本身的性質(zhì)不同的化學反應有不同的反應速率Mg粉和Fc粉分別投入等濃度的鹽酸中時，Mg與鹽酸的反應較劇烈，產(chǎn)生H2的速率較快濃 度其他條件不變時，增大(減小)反應物的濃度，反應速率增大(減小)增大(減小)反應物濃度，單位體積內(nèi)活化分子數(shù)增多(減少)，有效碰撞次數(shù)增多(減少)，但活化分子百分數(shù)不變氣、固反應或固、固反應時，固體的濃度可認為是常數(shù)，因此反應速率的大小只與反應物之間的接觸面積有關，而與固體量的多少無關改變固體的量不影響

4、反應速率壓 強溫度一定時，對于有氣體參加的反應，增大(減小)壓強，反應速率增大(減小)改變壓強，實際是改變氣體的體積，使氣體的濃度改變，從而使反應速率改變改變壓強，不影響液體或固體之間的反應速率溫 度升高(降低)反應溫度，反應速率增大(減小)通常每升高10，反應速率增大到原來的24倍升溫，使反應速率加快的原因有兩個方面：a升溫后，反應物分子的能量增加，部分原來能量較低的分子變?yōu)榛罨肿?，增大了活化分子百分?shù)，使有效碰撞次數(shù)增多(主要方面)；b升高溫度，使分子運動加快，分子間的碰撞次數(shù)增多(次要方面)催化劑增大化學反應速率催化劑增大化學反應速率的原因：降低了反應所需的能量(這個能量叫做活化能)，

5、使更多的反應物分子成為活化分子，增大了活化分子百分數(shù)，從而使有效碰撞次數(shù)增多光、反應物顆粒的大小等將反應混合物進行光照、將塊狀固體粉碎等均能增大化學反應速率AgBr、HClO、濃HNO3等見光分解加快，與鹽酸反應時，大理石粉比大理石塊的反應更劇烈2化學平衡化學平衡(1)化學平衡研究的對象：可逆反應的規(guī)律可逆反應的概念：在同一條件下，既能向正反應方向進行同時又能向逆反應方向進行的反應，叫做可逆反應可逆反應用可逆符號“”表示說明 a絕大多數(shù)化學反應都有一定程度的可逆性，但有的逆反應傾向較小，從整體看實際上是朝著同方向進行的，例如NaOH + HCl NaCl + H2Ob有氣體參加或生成的反應，只

6、有在密閉容器中進行時才可能是可逆反應如CaCO3受熱分解時，若在敞口容器中進行，則反應不可逆，其反應的化學方程式應寫為：CaCO3CaO + CO2；若在密閉容器進行時，則反應是可逆的，其反應的化學方程式應寫為：CaCO3CaO + CO2可逆反應的特點：反應不能進行到底可逆反應無論進行多長時間，反應物都不可能100地全部轉(zhuǎn)化為生成物(2)化學平衡狀態(tài)定義：一定條件(恒溫、恒容或恒壓)下的可逆反應里，正反應和逆反應的速率相等，反應混合物(包括反應物和生成物)中各組分的質(zhì)量分數(shù)(或體積分數(shù))保持不變的狀態(tài)化學平衡狀態(tài)的形成過程：在一定條件下的可逆反應里，若開始時只有反應物而無生成物，根據(jù)濃度對化

7、學反應速率的影響可知，此時正最大而逆為0隨著反應的進行，反應物的濃度逐漸減小，生成物的濃度逐漸增大，則正越來越小而逆越來越大當反應進行到某一時刻，正逆，各物質(zhì)的濃度不再發(fā)生改變，反應混合物中各組分的質(zhì)量分數(shù)(或體積分數(shù))也不再發(fā)生變化，這時就達到了化學平衡狀態(tài)(3)化學平衡的特征：“動”：化學平衡是動態(tài)平衡，正反應和逆反應仍在繼續(xù)進行，即正逆0“等”：達平衡狀態(tài)時，正逆，這是一個可逆反應達平衡的本質(zhì)正逆的具體含意包含兩個方面：a用同一種物質(zhì)來表示反應速率時，該物質(zhì)的生成速率與消耗速率相等，即單位時間內(nèi)消耗與生成某反應物或生成物的量相等；b用不同物質(zhì)來表示時，某一反應物的消耗速率與某一生成物的生

8、成速率之比等于化學方程式中相應物質(zhì)的化學計量數(shù)之比“定”：達平衡時，混合物各組分的濃度一定；質(zhì)量比(或物質(zhì)的量之比、體積比)一定；各組分的質(zhì)量分數(shù)(或摩爾分數(shù)、體積分數(shù))一定；對于有顏色的物質(zhì)參加或生成的可逆反應，顏色不改變同時，反應物的轉(zhuǎn)化率最大對于反應前后氣體分子數(shù)不相等的可逆反應，達平衡時：氣體的總體積(或總壓強)一定；氣體的平均相對分子質(zhì)量一定；恒壓時氣體的密度一定(注意：反應前后氣體體積不變的可逆反應，不能用這個結論判斷是否達到平衡)“變”一個可逆反應達平衡后，若外界條件(濃度、溫度、壓強)改變，使各組分的質(zhì)量(體積、摩爾、壓強)分數(shù)也發(fā)生變化，平衡發(fā)生移動，直至在新的條件下達到新的

9、平衡(注意：若只是濃度或壓強改變，而正仍等于逆，則平衡不移動)反之，平衡狀態(tài)不同的同一個可逆反應，也可通過改變外界條件使其達到同一平衡狀態(tài)化學平衡的建立與建立化學平衡的途徑無關對于一個可逆反應，在一定條件下，反應無論從正反應開始，還是從逆反應開始，或是正、逆反應同時開始，最終都能達到同一平衡狀態(tài)具體包括：a當了T、V一定時，按化學方程式中各物質(zhì)化學式前系數(shù)的相應量加入，并保持容器內(nèi)的總質(zhì)量不變，則不同起始狀態(tài)最終可達到同一平衡狀態(tài)b當T、P一定(即V可變)時，只要保持反應混合物中各組分的組成比不變(此時在各種情況下各組分的濃度仍然相等，但各組分的物質(zhì)的量和容器內(nèi)的總質(zhì)量不一定相等)，則不同的起

10、始狀態(tài)最終也可達到同一平衡狀態(tài)如在恒溫、恒壓時，對于可逆反應：N2 + 3H22NH3，在下列起始量不同情況下達到的是同一平衡狀態(tài)N2H2NH3A1 mol3 mol0B0.5 mol1.5 mol0C002 molD1 mol3 mol2 molc對于反應前后氣體體積相等的可逆反應，不論是恒溫、恒容或是恒溫、恒壓，在不同的起始狀態(tài)下，將生成物“歸零”后，只要反應物的物質(zhì)的量之比不變，就會達到同一平衡狀態(tài)如：H2(g) + I2(g) 2HI(g)等判斷化學平衡狀態(tài)的依據(jù) mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g)反應混合物中各組分的含量各組分的物質(zhì)的量或各組分的摩爾分數(shù)一定達平衡

11、狀態(tài)各組分的質(zhì)量或各組分的質(zhì)量分數(shù)一定達平衡狀態(tài)各組分的體積或體積分數(shù)一定達平衡狀態(tài)總體積、總壓強或總物質(zhì)的量一定不一定達平衡狀態(tài)正與逆的關系單位時間內(nèi)消耗m mol A，同時生成m mol A， 達平衡狀態(tài)單位時間內(nèi)消耗m mol A（或n mol B），同時消耗p mol C（或q mol D），既正逆達平衡狀態(tài)mnpq，此時正不一定等于逆不一定達平衡狀態(tài)單位時間內(nèi)生成了p mol C（或q mol D）同時消耗了m mol A（或n mol B），此時均指正不一定達平衡狀態(tài)壓 強m+np+q時，總壓強一定達平衡狀態(tài)m+np+q時，總壓強一定不一定達平衡狀態(tài)混合氣體的平均相對分子質(zhì)量Mr當

12、m+np+q時，Mr一定達平衡狀態(tài)當m+np+q時，Mr一定不一定達平衡狀態(tài)混合氣體的密度恒溫、恒壓或恒溫、恒容時，密度一定不一定達平衡狀態(tài)化學平衡常數(shù) 在一定溫度下，當一個可逆反應達到平衡狀態(tài)時，生成物的平衡濃度用化學方程式中的化學計量數(shù)作為指數(shù)的乘積與反應物的平衡濃度用化學方程式中的化學計量數(shù)作為指數(shù)的乘積的比值是一個常數(shù)，這個常數(shù)叫做化學平衡常數(shù)，簡稱平衡常數(shù)用符號K表示(1)平衡常數(shù)K的表達式：對于一般的可逆反應：mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g)當在一定溫度下達到化學平衡時，該反應的平衡常數(shù)為：注意：a在平衡常數(shù)表達式中，反應物A、B和生成物C、D的狀態(tài)全是氣態(tài)，

13、c(A)、c(B)、c(C)、c(D)均為平衡時的濃度b當反應混合物中有固體或純液體時，他們的濃度看做是一個常數(shù)，不寫入平衡常數(shù)的表達式中例如，反應在高溫下 Fe3O4(s) + 4H2 3Fe(s) + H2O(g)的平衡常數(shù)表達式為：又如，在密閉容器中進行的可逆反應CaCO3(s) CaO(s) + CO2的平衡常數(shù)表達式為：Kc(CO2)c平衡常數(shù)K的表達式與化學方程式的書寫方式有關例如：N2 + 3H22NH3 2NH3N2 + 3H2 N2 +H2NH3 顯然，K1、K2、K3具有如下關系：，(2)平衡常數(shù)K值的特征：K值的大小與濃度、壓強和是否使用催化劑無關即對于一個給定的反應，在

14、一定溫度下，不論起始濃度(或壓強)和平衡濃度(或壓強)如何，也不論是否使用催化劑，達平衡時，平衡常數(shù)均相同K值隨溫度的變化而變化對于一個給定的可逆反應，溫度不變時，K值不變(而不論反應體系的濃度或壓強如何變化)；溫度不同時，K值不同因此，在使用平衡常數(shù)K值時，必須指明反應溫度(3)平衡表達式K值的意義：判斷可逆反應進行的方向?qū)τ诳赡娣磻簃A(g) + nB(g) pC(g) + qD(g)，如果知道在一定溫度下的平衡常數(shù)，并且知道某個時刻時反應物和生成物的濃度，就可以判斷該反應是否達到平衡狀態(tài)，如果沒有達到平衡狀態(tài)，則可判斷反應進行的方向 將某一時刻時的生成物的濃度用化學方程式中相應的化學計

15、量數(shù)為指數(shù)的乘積，與某一時刻時的反應物的濃度用化學方程式中相應的化學計量數(shù)為指數(shù)的乘積之比值，叫做濃度商，用Q表示即： 當QK時，體系達平衡狀態(tài)；當QK，為使Q等于K，則分子(生成物濃度的乘積)應增大，分母(反應物濃度的乘積)應減小，因此反應自左向右(正反應方向)進行，直至到達平衡狀態(tài)；同理，當QK時，則反應自右向左(逆反應方向)進行，直至到達平衡狀態(tài) 表示可逆反應進行的程度 K值越大，正反應進行的程度越大(平衡時生成物的濃度大，反應物的濃度小)，反應物的轉(zhuǎn)化率越高；K值越小，正反應進行的程度越小，逆反應進行的程度越大，反應物的轉(zhuǎn)化率越低反應物平衡轉(zhuǎn)化率的計算公式 某一反應物的平衡轉(zhuǎn)化率說明

16、計算式中反應物各個量的單位可以是molL1”、mol，對于氣體來說還可以是L或mL，但必須注意保持分子、分母中單位的一致性3影響化學平衡移動的條件化學平衡的移動 已達平衡狀態(tài)的可逆反應，當外界條件(濃度、溫度、壓強)改變時由于對正、逆反應速率的影響不同，致使正逆，則原有的化學平衡被破壞，各組分的質(zhì)量(或體積)分數(shù)發(fā)生變化，直至在新條件一定的情況下正逆，而建立新的平衡狀態(tài)這種可逆反應中舊化學平衡的破壞、新化學平衡的建立，由原平衡狀態(tài)向新化學平衡狀態(tài)的轉(zhuǎn)化過程，稱為化學平衡的移動說明 (1)若條件的改變使正逆，則平衡向正反應方向移動；若條件的改變使正逆，則平衡向逆反應方向移動但若條件改變時，正仍然

17、等于逆，則平衡沒有發(fā)生移動(2)化學平衡能夠發(fā)生移動，充分說明了化學平衡是一定條件下的平衡狀態(tài)，是一種動態(tài)平衡(3)化學平衡發(fā)生移動而達到新的平衡狀態(tài)時，新的平衡狀態(tài)與原平衡狀態(tài)主要的不同點是：新的平衡狀態(tài)的正或逆與原平衡狀態(tài)的正或逆不同；平衡混合物里各組分的質(zhì)量(或體積)分數(shù)不同影響化學平衡的因素 (1)濃度對化學平衡的影響一般規(guī)律：當其他條件不變時，對于已達平衡狀態(tài)的可逆反應，若增加反應物濃度或減少生成物濃度，則平衡向正反應方向移動(即向生成物方向移動)；若減少反應物濃度或增加生成物濃度，則平衡向逆反應方向移動(即向反應物方向移動) 特殊性：對于氣體與固體或固體與固體之間的反應，由于固體的

18、濃度可認為是常數(shù)，因此改變固體的量平衡不發(fā)生移動如反應C(s) + H2O(g) CO(g) + H2(g)達平衡狀態(tài)后，再加入焦炭的量，平衡不發(fā)生移動說明 濃度對化學平衡的影響，可用化學反應速率與濃度的關系來說明對于一個已達平衡狀態(tài)的可逆反應，正逆若增大反應物的濃度，則正增大，而，逆增大得較慢，使平衡向正反應方向移動如果減小生成物的濃度，這時雖然，正并未增大，但逆減小了，同樣也使，正逆，使平衡向正反應方向移動同理可分析出：增大生成物的濃度或減小反應物的濃度時，平衡向逆反應方向移動在生產(chǎn)上，往往采用增大容易取得的或成本較低的反應物濃度的方法，使成本較高的原料得到充分利用例如，在硫酸工業(yè)里，常用

19、過量的空氣使SO2充分氧化，以生成更多的SO3(2)壓強對化學平衡的影響一般規(guī)律：對于有氣體參加且反應前后氣體體積不相等的可逆反應，在其他條件不變的情況下，若增大壓強(即相當于縮小容器的體積)，則平衡向氣體總體積減小的方向移動，若減小壓強(即增大容器的體積)，則平衡向氣體總體積增大的方向移動特殊性：對于反應前后氣體總體積相等的可逆反應達平衡后，改變壓強，平衡不發(fā)生移動，但氣體的濃度發(fā)生改變例如可逆反應H2(g) + I2(g)2HI(g)達平衡后，若加大壓強，平衡不會發(fā)生移動，但由于容器體積減小，使平衡混合氣各組分的濃度增大，氣體的顏色加深(碘蒸氣為紫紅色)對于非氣態(tài)反應(即無氣體參加和生成的

20、反應)，改變壓強，此時固、液體的濃度未改變，平衡不發(fā)生移動。恒溫、恒容時充入不參與反應的氣體，此時雖然容器內(nèi)的壓強增大了，但平衡混合氣中各組分的濃度并未改變，所以平衡不移動說明 壓強對平衡的影響實際上是通過改變?nèi)萜鞯娜莘e，使反應混合物的濃度改變，造成正逆。而使平衡發(fā)生移動因此，有時雖然壓強改變了，但正仍等于正，則平衡不會移動對于有氣體參加且反應前后氣體體積不相等的可逆反應，增大壓強，正、逆都會增大，減小壓強，正、逆都會減小，但由于正、逆增大或減小的倍數(shù)不相同，從而導致平衡發(fā)生移動例如，可逆反應N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)在一定溫度和壓強下達到平衡后，其平衡常數(shù)K為： 若將壓強增

21、至原來的2倍，則各組分的濃度增至原來的2倍此時： 由于在一定溫度下，K值為常數(shù)，要使上式的值仍等于K，則必須使c(NH3)增大、c(N2)和c(H2)減小，即平衡向合成NH3的方向(正反應方向)移動 對于反應前后氣體總體積相等的可逆反應，改變壓強，正與逆的變化程度相同，正仍然等于逆。，故平衡不發(fā)生移動例如，可逆反應H2(g) + I2(g) 2HI(g)在一定溫度和壓強下達到平衡后，其平衡常數(shù)K為： 若將壓強增至原來的2倍，則各組分的濃度增至原來的2倍此時： 上式的值仍與K值相等，即平衡不發(fā)生移動(3)溫度對化學平衡的影響一般規(guī)律：當其他條件不變時，升高溫度，使平衡向吸熱方向移動；降低溫度，則

22、使平衡向放熱反應方向移動說明 化學反應過程均有熱效應對于一個可逆反應來說，如果正反應是放熱反應，則逆反應必為吸熱反應當升高(降低)溫度時，正、逆會同時增大(減小)，但二者增大(減小)的倍數(shù)不相同，從而導致化學平衡發(fā)生移動(化學平衡移動原理(勒夏特列原理)(1)原理內(nèi)容：如果改變影響平衡的一個條件(如溫度、壓強或溫度等)，平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動 (2)勒夏特列原理適用的范圍：已達平衡的體系(如溶解平衡、化學平衡、電離平衡、水解平衡等)勒夏特列原理不適用于未達平衡的體系，如對于一個剛從反應物開始進行的氣相可逆反應來說，增大壓強，反應總是朝著正反應方向進行的，由于未達平衡，也就無所謂平衡

23、移動，因而不服從勒夏特列原理 (3)勒夏特列原理適用的條件：只限于改變影響平衡的一個條件當有兩個或兩個以上的條件同時改變時，如果這些條件對平衡移動的方向是一致的，則可增強平衡移動但如果這些條件對平衡移動的方向影響不一致，則需分析哪一個條件變化是影響平衡移動的決定因素(4)勒夏特列原理中“減弱這種改變”的解釋：外界條件改變使平衡發(fā)生移動的結果，是減弱對這種條件的改變，而不是抵消這種改變也就是說：外界因素對平衡體系的影響占主要方面催化劑與化學平衡的關系 使用催化劑能同等程度地增大正、逆，因此，在一個可逆反應中使用催化劑時，能縮短反應達到平衡時所需的時間但由于正仍等于逆，所以，使用催化劑對化學平衡的

24、移動沒有影響，不能改變平衡混合物中各組分的百分比組成反應物用量對平衡轉(zhuǎn)化率的影響(1)若反應物只有一種，如aA(g) bB(g) + cC(g)，則增加A的量，平衡向正反應方向移動，但A的平衡轉(zhuǎn)化率究竟如何變化，要具體分析反應前后氣體體積的相對大小如：若ab+c，則A的轉(zhuǎn)化率不變；若ab+c，則A的轉(zhuǎn)化率增大；若ab+c，則A的轉(zhuǎn)化率減小(2)若反應物不只一種，如aA(g) + bB(g) cC(g) + dD(g)則：若只增加反應物A的量，平衡向正反應方向移動，則反應物B的轉(zhuǎn)化率增大，但由于外界因素占主要方面，故A的轉(zhuǎn)化率減小若按原比例同倍數(shù)地增加反應物A與B的量，A、B的轉(zhuǎn)化率的變化有以下

25、三種情況：a當a+bc+d時，A、B的轉(zhuǎn)化率都不變；b當a+bc+d時，A、B的轉(zhuǎn)化率都減??；c當a+bc+d時，A、B的轉(zhuǎn)化率都增大化學反應速率與化學平衡的區(qū)別與聯(lián)系化學反應速率化學平衡區(qū)別概念略略研究對象所有化學反應只研究可逆反應催化劑的影響使用催化劑能加快化學反應速率催化劑不能使化學平衡發(fā)生移動相互聯(lián)系在一定條件下，當正逆時，即說明該可逆反應達平衡狀態(tài)在可逆反應中，反應速率大，達到平衡所需的時間短；反應速率小，達到平衡所需的時間長改變條件，若正增大，平衡不一定向正反應方向移動；同樣，逆增大，平衡也不一定向逆反應方向移動改變條件后，平衡究竟向哪一個方向移動，只有比較出正與逆哪個更大后，才能

26、確定平衡移動的方向化學反應速率和化學平衡計算的基本關系式 對于可逆反應：mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g)(1)用各物質(zhì)表示的反應速率之比等于化學方程式中相應物質(zhì)化學式前的化學計量數(shù)之比即：mnpq(2)各物質(zhì)的變化量之比化學方程式中相應的化學計量數(shù)之比(3)反應物的平衡量起始量消耗量生成物的平衡量起始量增加量表示為： mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g) 起始量mol a b c d 變化量mol 平衡量mol a b (4)達平衡時，反應物A(或B)的平衡轉(zhuǎn)化率()： (A)(或B)100 (A)(或B)100 (A)(或B)100(5)在一定溫度下，

27、反應的平衡常數(shù)(6)阿伏加德羅定律及其三個重要推論：恒溫、恒容時：，Bp任何時刻時反應混合氣體的總壓強與其總物質(zhì)的量成正比；恒溫、恒壓時：，即任何時刻時反應混合氣體的總體積與其總的物質(zhì)的量成正比；恒溫、恒容時：，即任何時刻時反應混合氣體的密度與其反應混合氣體的平均相對分子質(zhì)量成正比(7)混合氣體的密度：(8)混合氣體的平均相對分子質(zhì)量Mr的計算：MrM(A)a + M(B)b + 其中M(A)、M(B)分別是氣體A、B的相對分子質(zhì)量；a、b分別是氣體A、B的體積(或摩爾)分數(shù)4合成氨條件的選擇 合成氨條件的選擇(1)合成氨反應的特點：反應物、生成物均為氣體且正反應是氣體體積減小、放熱的可逆反應 N2(g) + H2(g) 2NH3(g)(2)選擇適宜條件的目的：盡可能增大合成氨的反應速率，縮短到達平衡的時間，提高氨的產(chǎn)率(3)選