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第二章 化学反应的方向、限度与速率知识清单
考点1 化学反应的方向
一、反应的自发性
1．自发过程
（1）含义：在温度和压强一定的条件下，不借助光、电等外部力量就能自动进行的过程。
（2）特点
①体系趋向于从高能量状态转变为低能量状态。
②在密闭条件下，体系趋向于从有序状态转变为无序状态。
③具有方向性：即过程的某个方向在一定条件下是自发的，而其逆方向在该条件下肯定不能自发。
2．特别提醒：自发过程需要在一定的温度和压强下才可以发生。
二、化学反应的方向
1．焓判据：放热反应有利于反应自发进行
2．熵判据：熵增反应有利于反应自发进行
（1）物质的混乱度：体系的混乱度越大，熵值越大
（2）物质的聚集状态：同一物质：S（g）＞S（l）＞S（s）
（3）物质的复杂程度：一般组成物质的原子种类相同时，分子中的原子数目越多，其混乱度越大，熵值越大
（4）计算式：△S＝S（生成物）－S（反应物）
变化过程 熵变 反应类型
增体反应 △S＞0 熵增反应
减体反应 △S＜0 熵减反应
盐的溶解 △S＞0 熵增反应
电离过程 △S＞0 熵增反应
3．复合判据：ΔH－TΔS＜0，反应正向自发进行
（1）适用条件：恒温恒压
（2）局限性：只能判断反应发生的可能性，不能判断反应是否实际发生
4．温度对反应方向的影响
（1）△H＜0，△S＞0：在任何温度时都能够自发进行
（2）△H＞0，△S＜0：在任何温度时都不能自发进行
（3）△H＜0，△S＜0：低温自发
（4）△H＞0，△S＞0：高温自发
5．反应自发进行的最低或最高温度的计算
（1）计算依据：△H－T△S≤0
①若△S＞0，则T≥，为最低温度
②若△S＜0，则T≤，为最高温度
（2）注意单位的换算
①△S的单位为：J·mol－1·K－1
②△H的单位为：kJ·mol－1
③T的单位为：K
考点2 化学反应历程
一、化学反应的历程
1．基元反应
（1）含义：大多数化学反应都是分几步完成的，其中的每一步反应叫基元反应。
（2）特点：大多数化学反应都是由几个基元反应组成的。
2．反应历程（反应机理）
（1）含义：基元反应构成的反应序列。
（2）特点
①反应不同，反应历程不同。
②同一反应在不同条件下的反应历程也可能不同。
3．决定因素：反应历程由反应物的结构和反应条件决定。
4．作用：反应历程的差别造成了化学反应速率的不同。
5．反应历程中的速率
（1）决速反应：活化能最大的反应或速率最慢的反应
（2）决速浓度：最慢反应中反应物的浓度决定总反应的反应速率
6．反应历程中的两种特殊物质
（1）催化剂：第一步反应的反应物，第二步反应的生成物（开始和后来有，中间没有的物质）
（2）中间产物（过渡态物质）：第一步反应的生成物，第二步反应的反应物（开始和后来没有，中间有的物质）
二、催化反应
1．催化剂对反应的影响
（1）催化剂参与反应，降低反应的活化能，加快反应速率
（2）催化剂不能改变反应热，可以降低反应所需的温度，减小反应的能耗
（3）总反应的活化能大于催化反应过程中各分反应的活化能
（4）催化剂具有选择性：相同反应物用不同催化剂生成物不同
A+BC A+BD
5．催化工艺的三种形式
（1）直接型：A+BC+D
（2）微观型：A2+B22AB
（3）循环型：A+FB+E或A+FB+E
①反应物：A和F
②生成物：B和E
③催化剂：C或D，中间产物D或C
④催化历程：A+CB+D，D+FC+E
考点3 化学反应速率
1．概念：用来衡量化学反应进行快慢的物理量
2．表示：单位时间内某种量的变化量
3．化学反应速率的计算
（1）常规公式：v＝＝
①常用单位：mol·L－1·s－1或mol·L－1·min－1或mol·L－1·h－1
②适用范围：表示气体物质或溶液中可溶性物质的速率，不表示固体或纯液体物质的速率
（2）非常规公式：v＝（X代表n、P、m、V等量）
①常用单位：mol·min－1、Pa·min－1、g·min－1、L·min－1
②适用范围：任何物质的反应速率
（3）利用关系式计算
①应用前提：同一化学反应
②常用关系：速率比＝化学计量数比＝物质的量浓度变化比＝物质的量变化比
4．大小比较
（1）比较前提：同一反应，同一物质，同一单位
（2）换算方法：各物质的速率除以相应的化学计量数，数大的速率快
5．说明
（1）化学反应速率表示某段时间内的平均反应速率，不表示即时速率
（2）化学反应速率只有正值，没有负值
（3）随着反应的进行，反应物的浓度等量逐渐减小，反应速率越来越慢
二、影响化学反应速率的因素
1．主要原因：反应物本身的性质
2．基本规律：外界条件越高，速率越快
（1）温度：温度越高，化学反应速率越快
（2）压强：气体反应的压强越大，化学反应速率越快
（3）浓度：浓度越大，化学反应速率越快
（4）催化剂：显著的改变（加快或减慢）正逆反应速率，一般有催化剂，化学反应速率越快
（5）接触面积：反应物的颗粒越小，接触面积越大，化学反应速率越快
（6）原电池：形成原电池，可以加快氧化还原反应的速率
3．特殊情况
（1）温度
①催化反应，升高温度，催化剂可能失活，反应速率减慢
②有机反应，升高温度，有可能发生副反应，主反应速率减慢
（2）压强
①改变非气体反应的压强，反应速率不变
②改变等体反应的压强，v正和v逆变化幅度相同
（3）浓度
①固体和纯液体的浓度为定值，改变固体或纯液体的用量，反应速率不变
②加入固体物质，有可能改变接触面积，反应速率可能加快
（4）无关气体
①恒容容器通无关气体，压强增大，浓度不变，速率不变
②恒压容器通无关气体，体积变大，浓度减小，速率减慢
4．活化分子、有效碰撞与反应速率的关系实质
5．速率-时间图像
（1）温度：升高温度，瞬间v正和v逆均增大
或
（2）压强：增大压强，气体物质的浓度均增大，瞬间v正和v逆均增大
或
（3）浓度
①增大反应物浓度，瞬间v正增大，v逆不变
②增大生成物浓度，瞬间v正不变，v逆增大
或
③恒压：增大反应物浓度，瞬间v正增大，v逆减慢
④恒压：增大生成物浓度，瞬间v正减慢，v逆增大
（4）催化剂：能够同等程度改变正逆反应速率
6．全程速率-时间图像
（1）OB段反应速率变化的可能原因为：
①反应放热，使温度升高，反应速率加快
②反应生成催化剂，反应速率加快
（2）BC段反应速率变化的可能原因为：反应物浓度降低，反应速率减慢
7．探究外界条件对化学反应速率的影响
（1）方法：控制变量法
（2）溶液反应：加水调节溶液的总体积不变，以保证某种成分的浓度不变
（3）实例：探究Y溶液浓度对反应速率的影响
实验（混合溶液） 1 2 3 4 5 6
4mol/LX溶液/mL 60 60 60 60 60 60
饱和Y溶液/mL 0 1.0 5.0 10 20 40
H2O/mL 40 39 35 30 20 0
8．速率方程
（1）意义：表示反应物浓度与反应速率的定量关系
（2）举例：A2（g）+B2（g）2AB（g），v＝kcα（A2）·cβ（B2）
（3）测定方法：α、β必须通过实验测定，无法直接写出。
①H2+Cl22HCl，v＝k［c(H2)］［c(Cl2)］1/2
②N2（g）+3H2（g）2NH3（g），v＝kc（N2）·c1.5（H2）·c－1（NH3）
（4）反应速率常数
①符号：反应速率方程中的比例系数k
②意义：通常k越大，反应进行得越快，反应的活化能越小
③影响因素：温度、催化剂、固体表面性质
考点4 化学反应的限度
一、可逆反应
1．可逆反应的判断：反应形式相反，反应条件相同
2．可逆反应的特点
（1）同步性：正逆反应同时进行
（2）等同性：反应条件完全相同
（3）共存性
①反应不可能进行到底，即反应体系中反应物与生成物共存
②各组分的浓度都大于零
3．证明某反应为可逆反应
（1）检验出某种生成物
（2）检验量少的反应物是否有剩余
4．化学平衡状态的特征
二、化学平衡的标志
1．速率标志（本质标志）：v正＝v逆
（1）同一组分的生成速率和消耗速率相等
（2）不同物质的正逆反应速率比等于化学计量数之比
2．宏观标志：某些量开始变化，后来不变
（1）一定达到平衡的情况
①某组分的质量、物质的量、浓度、颜色不再变化
②反应物的转化率不再变化
（2）特殊情形
①绝热容器：容器的温度不变时，一定达到平衡状态
②可逆电池：电流或电压等于零时，一定达到平衡状态
（3）判断化学平衡状态的常用公式
①混合气体的密度：ρ＝＝
②混合气体的平均摩尔质量：＝＝
③气体状态方程：PV＝nRT
3．限度标志
（1）反应物的转化率最大，百分含量最小
（2）生成物的产率最大，百分含量最大
（3）图像获取
①前提：在多个相同的容器中，加入相同量的反应物
②过程：测相同时间内，不同条件下相关量，描点绘出图像
（4）图像解读
①极限点：刚好达到平衡
②极限点前：非平衡点，受速率控制，加催化剂，反应物的转化率变大
③极限点后：新平衡点，受平衡控制，加催化剂，反应物的转化率不变
4．几种特殊反应的平衡依据
（1）量比不变型
①反应物或生成物量的比不变，不一定达到平衡状态
②反应物和生成物量的比不变，一定达到平衡状态
（2）量相等型
①反应物和生成物的量相等，不一定达平衡状态
②反应物和反应物的量相等，不一定达平衡状态
③量不变≠量相等≠量或量的比等于某一具体的数
（3）等体反应型：3A（g）2B（g）+C（g）
①恒温恒压：混合气体的体积不变，一定达到平衡状态
②恒温恒容：混合气体的压强不变，不一定达到平衡状态
（4）固液参与型：2A（g）2B（g）+C（s）
①混合气体的密度不变，一定达到平衡状态（恒T、V）
②混合气体的平均摩尔质量不变，一定达到平衡状态
（5）固液分解型：2A（s）2B（g）+C（g）
①混合气体的密度不变，一定达到平衡状态（恒T、V）
②混合气体的平均摩尔质量不变，不一定达到平衡状态
③某种气体组分的物质的量分数不变，不一定达到平衡状态
5．注意平衡标志和平衡特征的区别
（1）平衡标志：能够说明反应达到平衡状态的某些事实
（2）平衡特征：平衡时存在的某些事实，但不一定能用于判断是否达到平衡
考点5 化学平衡移动
一、化学平衡移动概念
1．内容：由于温度、压强、浓度的变化而使可逆反应由一个平衡状态变为另一个平衡状态的过程。
2．图示
3．平衡移动方向的判断
（1）根据速率判断
①若v（正）＞v（逆），则平衡正向移动。
②若v（正）＝v（逆），则平衡不移动。
③若v（正）＜v（逆），则平衡逆向移动。
（2）根据结果判断
①如果平衡移动的结果使反应产物浓度更大，则称平衡正向移动或向右移动；
②如果平衡移动的结果使反应产物浓度更小，则称平衡逆向移动或向左移动。
【特别提醒】反应速率改变时平衡不一定移动，但平衡移动时反应速率一定改变。
二、外界条件对化学平衡移动的影响
1．正常情况下的平衡移动
（1）温度：升高温度，平衡向吸热反应方向移动
（2）浓度：增大反应物浓度，平衡向正反应方向移动
（3）压强：增大气体反应压强，平衡向气体体积减小的方向移动
（4）体积：视体积变化为压强变化
①比较瞬间浓度与所给浓度的相对大小，确定平衡移动方向
②利用压强对平衡移动的影响，判断系数的关系，确定物质的状态
③反应：xA（g）+yB（g）zC（g）
原平衡 c（A）＝0.5mol·L－1
体积加倍新平衡 c（A）＝0.3mol·L－1
平衡移动方向 逆反应
x、y、z的关系 x+y＞z
2．特殊情况下的平衡移动
（1）向容器中通入无关气体
①恒容容器：压强增大，浓度不变，速率不变，平衡不移动
②恒压容器：体积增大，浓度减小，速率减慢，平衡向气体体积增大的方向移动
（2）同倍数改变反应物和生成物浓度
①恒温恒容：相当于改变压强
②恒温恒压：瞬间各组分的浓度不变，平衡不移动
（3）不同倍数改变反应物和生成物浓度
①Q＜K：平衡正向移动，v正＞v逆
②Q＝K：平衡不移动，v正＝v逆
③Q＞K：平衡逆向移动，v正＜v逆
3．勒夏特列原理及其应用
（1）原理：改变影响平衡移动的一个条件，平衡向减弱该条件方向移动
（2）前提：必须存在可逆过程（存在平衡）
（3）必须有平衡移动，且实际移动方向符合理论移动方向
①催化剂不能使平衡移动，无法用勒夏特列原理解释。
②等体反应改变压强，平衡不移动，无法用勒夏特列原理解释。
（4）“加的多，剩的多”原理
①增大X的浓度，新平衡时c（X）一定比原平衡时的大
②增大压强，新平衡时P一定比原平衡时的大
③升高温度，新平衡时T一定比原平衡时的大
（5）“单一气体型”反应的特殊性
①反应形式：A（s）xB（s）+yC（g）
②改变压强、浓度，平衡移动，新平衡时P、c不变
（6）“单侧气体型”反应的特殊性
①反应形式：A（s）xB（g）+yC（g）
②改变压强、同倍数改变浓度，平衡移动，新平衡时P、c不变
③改变一种气体浓度，平衡移动，新平衡时c变大
三、平衡时浓度变化对“比量”的影响
1．恒温下浓度变化对转化率和百分含量的影响
（1）恒容：同倍数增大反应物或产物浓度，相当于增大压强
①m+n＞p+q，反应物转化率变大，百分含量降低；生成物的产率变大，百分含量升高。
②m+n＝p+q，反应物转化率不变，百分含量不变；生成物的产率不变，百分含量不变。
③m+n＜p+q，反应物转化率变小，百分含量升高；生成物的产率变小，百分含量降低。
（2）恒压：同倍数增大反应物或产物浓度，体积变化相应倍数，浓度不变，平衡不移动
（3）反应物多种，加谁谁的转化率变小，其余的变大
2．投料比对转化率和百分含量的影响
（1）反应物转化率相等的唯一条件：投料比＝化学计量数比
（2）生成物含量最大的条件：投料比＝化学计量数比
（3）催化剂的组成不变：投料比＝化学计量数比
mA（g）+nB（g）pC（g）+qD（g）
①a、b、c三点A的转化率：a＞b＞c
②a、b、c三点B的转化率：c＞b＞a
③b点＝
3．容器类型对转化率和百分含量的影响
（1）起始量完全相同，非等体反应
①反应物的转化率：恒压容器＞恒容容器＞绝热容器
②产物的百分含量：恒压容器＞恒容容器＞绝热容器
（2）起始量完全相同，等体反应
①反应物的转化率：恒压容器＝恒容容器＞绝热容器
②产物的百分含量：恒压容器＝恒容容器＞绝热容器
考点6 化学平衡常数及相关计算
一、化学平衡常数
1．定义
（1）条件：一定温度下一个可逆反应达到化学平衡状态时
（2）叙述：生成物浓度的系数次幂之积与反应物浓度的系数次幂之积的比值，叫化学平衡常数
（3）符号：K
2．表达式
（1）可逆反应：aA（g）+bB（g）cC（g）+dD（g）
（2）表达式：K＝（固体和液体不列入平衡常数表达式）
（3）单位：（mol·L－1）（c+d）－（a+b）
3．意义
（1）对于同类型反应，平衡常数的大小反映了化学反应可能进行的程度；
（2）平衡常数的数值越大，说明反应可以进行得越完全。
K值 ＜10－5 10－5～105 ＞105
反应程度 很难进行 反应可逆 进行完全
4．影响因素
（1）内因：反应物的本身性质（某一具体反应）。
（2）外因：反应体系的温度，升高温度。
5．计算时注意问题
（1）平衡量必须为平衡时的浓度
（2）等体反应：可以用平衡时的物质的量代替平衡时的浓度
（3）恒压条件下：先计算平衡体积，再算平衡常数
6．浓度熵：Qc＝
（1）浓度为任意时刻的浓度
（2）意义：Q越大，反应逆向进行的程度越大
（3）应用：判断反应是否达到平衡或反应进行的方向
①Q＞K，反应逆向进行，v正＜v逆
②Q＝K，反应达到平衡状态，v正＝v逆
③Q＜K，反应正向进行，v正＞v逆
7．平衡常数与书写方式的关系
（1）正逆反应平衡常数的关系是：K正·K逆＝1
（2）化学计量数变成n倍，平衡常数变为n次方倍
（3）反应③＝反应①+反应②，则：△H3＝△H1+△H2，K3＝K1·K2
（4）反应③＝反应①－反应②，则：△H3＝△H1－△H2，K3＝
（5）反应③＝a×反应①－×反应②，则：△H3＝a△H1－△H2，K3＝
二、速率常数和平衡常数的关系
1．基元反应：a A（g）+b B（g）c C（g）+d D（g）
2．速率方程
（1）抽象化速率方程：笼统的正逆反应速率
v正＝k正·ca（A）·cb（B）、v逆＝k逆·cc（C）·cd（D）
（2）具体化速率方程：以具体物质表示的正逆反应速率
vA正＝k正·ca（A）·cb（B）、vC逆＝k逆·cc（C）·cd（D）
3．速率常数和平衡常数的关系
（1）抽象化：平衡条件v正＝v逆，＝＝Kc
（2）具体化：平衡条件＝， ＝×＝×Kc
（3）升温对k正、k逆的影响
①放热反应：K值减小；k正值增大，k逆值增大，k逆变化更大
②吸热反应：K值增大；k正值增大，k逆值增大，k正变化更大
三、化学平衡的有关计算
1．常用计算公式
（1）反应物的转化率：＝×100%
（2）某组分的百分含量：含量＝×100%
①常见量：体积分数、物质的量分数
②关系式：体积分数＝物质的量分数
（3）气体状态方程：PV＝nRT
条件 公式 文字叙述
同温同压 ＝＝ 气体体积比＝物质的量比＝分子数比
同温同容 ＝＝ 气体压强比＝物质的量比＝分子数比
同温同压同质量 ＝＝＝ 气体密度比＝气体体积反比 ＝物质的量反比＝分子数反比
2．计算模式——“三段式”
（1）确定反应物或生成物的起始加入量。
（2）确定反应过程的变化量。
（3）确定平衡量。
（4）依据题干中的条件，建立等量关系进行计算。
反应 aA（g） + bB（g） cC（g） + dD（g）
起始量/mol m n 0 0
转化量/mol ax bx cx dx
平衡量/mol m－ax n－bx cx dx
①反应速率：v（A）＝（时间为tmin）
②反应物转化率：（B）＝×100%
③C的体积分数：φ（C）＝_×100％
④反应前后气体的压强比：＝＝（恒温恒容）
⑤反应前后气体的体积比：＝＝（恒温恒压）
⑥反应前后气体的密度比：＝＝＝（恒温恒压）
考点7 工业生产适宜条件的选择
1．选择原则：反应速率快，产品含量高
（1）温度
①所选温度兼顾反应速率快，产品含量高
②尽可能选择催化剂的最大温度
（2）压强
①所选压强对反应物转化率的影响变化幅度大
②压强不能无限大，防止增大设备成本和动力成本
（3）催化剂
①选用催化效率高的催化剂
②某些物质能够使催化剂中毒，失去活性
（4）浓度：原料尽可能循环利用
①适当增大廉价物质的浓度，提高难获得原料的转化率。
②必要时可以采用循环反应，以增大原料利用率。
（5）反应热的综合利用：一般采用热交换器
（6）反应容器的选择：恒压容器有利于提高反应物的转化率
2．工业合成氨生产条件的选择
（1）合成氨生产的要求。
①反应要有较快的反应速率。
②要最大限度地提高平衡混合物中NH3的含量。
（2）合成氨生产条件的选择依据。
①化学反应速率和化学平衡原理的有关知识。
②合成氨生产中的动力、材料、设备、生产成本等因素。
（3）选择合成氨生产条件的理论分析。
外界因素 理论分析
压强 压强越大越有利于合成氨，但在实际生产中，应根据反应设备可使用的钢材质量及综合指标来选择压强，大致分为低压、中压和高压三种类型，一般采用高压
温度 温度越高，反应速率越大，但不利于氨的合成，在实际生产中一般控制反应温度在700 K左右（且在此温度时催化剂的活性最大）
催化剂 使用催化剂可以大幅度提高反应速率，合成氨生产一般选择铁作催化剂
浓度 合成氨生产通常采用N2和H2物质的量之比为1∶2.8的投料比，并且及时将氨气从反应混合物中分离出去
其他 为提高平衡转化率，工业合成采用的原料循环利用

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