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第2章　化学反应的方向、限度与速率
目录
一、反应焓变、熵变与反应方向 1
二、用焓变与熵变综合判断反应方向 2
三、平衡转化率的概念及表达式 2
四、平衡转化率与化学平衡常数的计算 3
五、压强平衡常数及应用 4
六、化学平衡移动 5
七、温度对化学平衡的影响 5
八、浓度对化学平衡的影响 6
九、压强对化学平衡的影响 6
十、平衡移动原理(勒·夏特列原理) 7
十一、化学反应是有历程的 7
十二、化学反应速率 8
十三、化学反应速率的测定 9
十四、浓度、压强对化学反应速率的影响 10
十五、温度对化学反应速率的影响 11
十六、催化剂对化学反应速率的影响 11
十七、合成氨反应的限度与速率 13
十八、合成氨生产的适宜条件 14
十九、化学反应速率和化学平衡在化工生产中的调控作用 14
鲁科版选择性必修1 第二章 知识汇总
一、反应焓变、熵变与反应方向
1.反应焓变与反应方向
(1)自发反应：在一定条件(温度、压强)下，具有自动发生倾向的化学反应。
(2)自发反应与吸热反应、放热反应的关系
①多数能自发进行的化学反应是放热反应。
4Fe(OH)2(s)＋2H2O(l)＋O2(g)===4Fe(OH)3(s)　ΔH＝－444.3 kJ·mol－1
②有些吸热反应也能自发进行。
NH4HCO3(s)＋CH3COOH(aq)===CO2(g)＋CH3COONH4(aq)＋H2O(l)　ΔH＝＋37.30 kJ·mol－1
上述反应均能自发进行。
结论：不能仅用反应焓变来判断反应能否自发进行。
2.反应熵变与反应方向
(1)熵、熵变的概念
(2)影响熵值大小的因素
①体系的熵值：体系的无序程度越大，体系的熵值就越大。
②纯物质的熵值
纯物质熵值的大小与物质的种类、数量、聚集状态以及温度、压强等因素有关。例如对同一物质来说，S(g)＞S(l)＞S(s)。在同一条件下，不同物质的熵不同。
(3)熵变与反应方向
①熵增加有利于反应的自发进行。
C(s，石墨)＋H2O(g)===CO(g)＋H2(g)
ΔS＝＋133.8 J·mol－1·K－1
②某些熵减小的反应在一定条件下也能自发进行。
2Al(s)＋Fe2O3(s)===Al2O3(s)＋2Fe(s)
ΔS＝－39.4 J·mol－1·K－1
上述反应均能自发进行。
结论：不能仅用反应熵变来判断反应能否自发进行。
(1)一般产生气体或气体物质的量增多的化学反应，体系的无序程度会增加，反应的熵值增加，有利于反应的自发进行。
(2)ΔH＜0，有利于反应正向自发进行，ΔS＞0也有利于反应正向自发进行；不能只简单地用焓变和熵变中的一个来判断同一个化学反应的方向。
二、用焓变与熵变综合判断反应方向
1.化学反应方向的判据
在一定条件下，一个化学反应能否自发进行，既与反应焓变有关，又与反应熵变有关。研究表明，在等温、等压及除了体积功以外不做其他功的条件下，化学反应的方向可以用反应的焓变和熵变来综合判断，判据为ΔH－TΔS。
ΔH－TΔS<0　反应正向能自发进行；
ΔH－TΔS＝0　反应达到平衡状态；
ΔH－TΔS>0　反应正向不能自发进行。
2.文字表述
在等温、等压及除了体积功以外不做其他功的条件下，自发反应总是向着ΔH－TΔS<0的方向进行，直至达到平衡状态。
3.反应方向判据的相关规律
(1)放热的熵增加反应一定能正向自发进行。
(2)吸热的熵减小反应一定不能正向自发进行。
(3)当反应的焓变和熵变的影响相反时，如果二者大小相差悬殊，某一因素可能占主导地位。
常温下的放热反应，焓变对反应方向起决定性作用。
常温下的吸热反应，熵变对反应方向起决定性作用。
(4)如果反应的焓变和熵变的影响相反且相差不大时，温度可能对反应的方向起决定性作用。
(1)在利用ΔH－TΔS作为判据判断反应进行的方向时，给出ΔH的单位通常为kJ·mol－1，ΔS的单位通常是J·mol－1·K－1，进行计算时应将二者的单位统一。
(2)利用ΔH、ΔS的符号和ΔH－TΔS进行推理，可以避开计算。
(3)ΔH－TΔS＜0，只能说明反应有发生的可能性，但它并不能说明在该条件下可能正向自发进行的反应能否实际发生，这是因为反应能否实际发生还涉及反应速率问题。如第2题中，清除汽车尾气，需要用贵金属作催化剂，才能有效地除去尾气中的NO(g)和 CO(g)。
三、平衡转化率的概念及表达式
1.定义
平衡转化率是指平衡时已转化的某反应物的物质的量占反应前该反应物的物质的量百分数。
2.定义式
对于反应：aA＋bBcC＋dD，反应物A的转化率可以表示为
α(A)＝×100%。
3.常用公式
对于溶液体系和恒容的气态反应体系，可以用物质的量浓度进行计算。
如，对于反应aA(g)＋bB(g) cC(g)＋dD(g)，
B的平衡转化率α(B)＝×100%。
4.平衡转化率的意义
平衡常数和平衡转化率都可以表示可逆反应的限度，平衡转化率能更直观反映某一反应物转化的程度。
1.对于一定温度下A、B、C三个密闭容器中发生反应：
H2(g)＋CO2(g) H2O(g)＋CO(g)
初始浓度/(mol·L－1) 平衡浓度/(mol·L－1) 平衡转化率/%
H2 CO2 H2 CO2 H2 CO2
A 0.10 0.10 0.040 0.040 60 60
B 0.12 0.10 0.055 0.035 54 65
C 0.10 0.20 0.022 0.122 78 39
(1)计算反应物的初始浓度及相应的平衡转化率，完成上表。
(2)比较A、B两容器中的初始浓度及平衡转化率，可得出的结论是：增大H2的浓度，可提高CO2的平衡转化率，但H2的平衡转化率降低。
(3)比较A、C两容器中的初始浓度及平衡转化率，可得出的结论是：增大CO2的浓度，可提高H2的平衡转化率，但CO2的平衡转化率降低。
2.一定温度下，用4 mol SO2与2 mol O2进行反应：2SO2(g)＋O2(g) 2SO3(g)　ΔH＝－196.640 kJ·mol－1，当达到平衡时放出314.624 kJ热量，计算该温度下SO2的平衡转化率。
提示　根据放出314.624 kJ的热量可知参加反应的SO2的物质的量为×2＝3.2 mol，则SO2的平衡转化率为×100%＝80%。
(1)在一定温度下，一个具体的化学反应，只有一个平衡常数，但不同反应物的平衡转化率可能不同。
(2)多种反应物参加反应时，可通过增加一种反应物的浓度来提高另一种反应物的平衡转化率，而其本身的平衡转化率会降低。
四、平衡转化率与化学平衡常数的计算
1.计算模型(三段式法)
mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)
初始量 a b 0 0
变化量 mx nx px qx
平衡量 a－mx b－nx px qx
(1)对于反应物：平衡量＝初始量－变化量。
(2)对于反应产物：平衡量＝初始量＋变化量。
2.计算思路
(1)设未知数：具体题目要具体分析，灵活设立，一般设某物质的转化量为x。
(2)列出三个量：用含x的式子表示平衡体系中各物质的初始量、变化量、平衡量。
(3)列式计算：根据平衡时含x的相应关系列式求解。
3.四个基本关系
(1)各物质的物质的量浓度变化之比＝物质的量变化之比＝化学计量数之比。
(2)反应物的转化率＝×100%＝×100%。
(3)反应产物的产率＝×100%。
(4)平衡时各组分的体积分数＝该组分的物质的量分数＝×100%。
五、压强平衡常数及应用
对恒温、恒压条件下的可逆反应，用压强平衡常数分析解决问题往往比较简单。
1.分压
(1)定义：相同温度下，当某组分气体B单独存在且具有与混合气体总体积相同体积时，该气体B所具有的压强，称为气体B的分压强。
(2)计算公式：混合气体中某组分的分压＝总压×该组分的物质的量分数，pB＝p总×。
(3)分压定律：混合气体的总压等于相同温度下各组分气体的分压之和，即p总＝pA＋pB＋pC＋…
2.压强平衡常数
一定温度下，气相反应：mA(g)＋nB(g)eC(g)＋fD(g)达平衡时，气态反应产物分压幂之积与气态反应物分压幂之积的比值为一个常数，称为该反应的压强平衡常数，用符号Kp表示，Kp的表达式如下：Kp＝。
3.运用计算技巧
压强平衡常数计算技巧：
第一步，根据“三段式”法计算平衡体系中各物质的物质的量或物质的量浓度。
第二步，计算各气体组分的物质的量分数或体积分数。
第三步，根据分压计算公式求出各气体物质的分压，某气体的分压＝气体总压强×该气体的体积分数(或物质的量分数)。
第四步，根据平衡常数计算公式代入计算，例如：N2(g)＋3H2(g) 2NH3(g)，压强平衡常数表达式为Kp＝。
六、化学平衡移动
1.化学平衡移动的概念
受温度、压强或浓度变化的影响，化学反应由一种平衡状态变为另一种平衡状态的过程，称为化学平衡移动。
2.化学平衡移动的过程分析
3.化学平衡移动方向的判断
当Q＝K时：反应处于平衡状态，v正＝v逆；
当Q＜K时：反应向正反应方向进行，v正＞v逆；
当Q＞K时：反应向逆反应方向进行，v正＜v逆。
七、温度对化学平衡的影响
1.温度与化学平衡常数的关系
温度变化 反应焓变ΔH 平衡常数K
升高 ＞0 增大
＜0 减小
降低 ＞0 减小
＜0 增大
2.预测温度对化学平衡的影响
在容积一定的密闭容器中，化学反应mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)　ΔH＞0，达到平衡时：
(1)若升高温度，K值增大，平衡正向移动，c(A)减小，反应物B的转化率增大，混合气体的密度不变。
(2)若降低温度，K值减小，平衡逆向移动，反应产物C、D的浓度减小，混合气体的密度不变。
拓展延伸　催化剂对平衡常数无影响，因为催化剂不能改变平衡常数，也不能改变平衡状态时反应混合物的组成，K与Q都不改变，即Q＝K，因而平衡不移动。
催化剂虽然不能使平衡移动，但能缩短到达平衡的时间。
3.实验探究
实验原理 2NO2(g) N2O4(g)　ΔH＝－57.2 kJ·mol－1 (红棕色) (无色)
实验装置
实验现象 热水中红棕色加深；冰水中红棕色变浅
实验结论 体系受热颜色加深，说明c(NO2)增大，即平衡向逆反应方向移动；体系冷却颜色变浅，说明c(NO2)减小，即平衡向正反应方向移动
4.温度对化学平衡移动的影响规律
八、浓度对化学平衡的影响
1.浓度对化学平衡的影响
温度一定时，反应aA(g)＋bB(g) cC(g)＋dD(g)的平衡常数是一个定值。
2.实验探究浓度对化学平衡的影响
实验原理 Fe3＋＋3SCN－ Fe(SCN)3(红色)
步骤1 向盛有5 mL 0.010 mol·L－1 FeCl3溶液的试管中加入5 mL 0.01 mol·L－1 KSCN溶液，将溶液均分置于两支试管中
现象 溶液显红色
步骤2 向其中一支试管滴加1 mol·L－1 FeCl3溶液4滴，振荡 向另一支试管中滴加1 mol·L－1 KSCN溶液4滴
现象 溶液红色加深 溶液红色加深
步骤3 向上述两支试管中各加入少量铁粉，振荡
现象 两试管中溶液的红色均变浅
实验结论 对Fe3＋＋3SCN－Fe(SCN)3的化学平衡，分别增大c(Fe3＋)和c(SCN－)后，Fe(SCN)3的浓度均增大了，即化学平衡均向正反应方向移动；加入铁粉，Fe＋2Fe3＋===3Fe2＋，减小Fe3＋浓度，平衡逆向移动
3.在其他条件不变的情况下，浓度对化学平衡的影响规律
c(反应物)增大或c(反应产物)减小，平衡向正反应方向移动；
c(反应物)减小或c(反应产物)增大，平衡向逆反应方向移动。
九、压强对化学平衡的影响
1.Δvg＝(化学方程式中气态反应产物化学式前系数之和)－(化学方程式中气态反应物化学式前系数之和)。
2.请分析讨论在恒温下，压缩容器的体积，增大压强，下列三个反应浓度商Q的变化和平衡移动的方向，填写下表。
化学反应 Q值变化 Q与K关系 平衡移动方向
C(s)＋H2O(g)CO(g)＋H2(g) 增大 Q＞K 向左移动
N2(g)＋3H2(g)2NH3(g) 减小 Q＜K 向右移动
N2(g)＋O2(g)2NO(g) 不变 Q＝K 不移动
3.在其他条件不变的情况下，压强对化学平衡的影响规律
(1)
(2)
4.“惰性气体”(泛指与反应无关的气体)对化学平衡的影响
(1)恒温恒容条件
原平衡体系体系总压强增大―→体系中各组分的浓度不变―→平衡不移动
(2)恒温恒压条件
原平衡体系容器容积增大―→体系中各组分的浓度同比例减小
十、平衡移动原理(勒·夏特列原理)
1.内容
在封闭体系中，如果改变平衡体系的一个条件(如浓度、温度或压强)，平衡将向减弱这个改变的方向移动。
2.对平衡移动原理的理解
十一、化学反应是有历程的
1.基元反应：大多数化学反应都是分几步完成的。其中的每一步反应称为基元反应。
例如，氢气和氧气的混合气体在点燃或有催化剂存在的条件下，可以发生爆炸式反应生成液态水。实际上，这个反应大约要经历12步反应才能完成，主要的四步如下：
H22H·
H·＋O2―→·OH＋O·
O·＋H2―→·OH＋H·
·OH＋H2―→H2O＋H·
以上每一步都是氢气和氧气生成水的反应中的一个基元反应。
其中微粒H·、·OH和O·存在未成对电子，它们称为自由基(H·和O·也称为自由原子)。自由基的反应活性很强，寿命极短。
2.反应历程
基元反应构成的反应序列称为反应历程(又称反应机理)。基元反应的总和称为总反应。由几个基元反应组成的总反应也称复杂反应。平常所写的化学方程式是总反应的化学方程式，它只能表示出最初的反应物和最终的反应产物以及它们之间的化学计量关系。也有一些化学反应是反应物一步直接转化为反应产物的，其总反应就是基元反应，这类反应又称为简单反应。
3.影响反应历程的因素
不同的化学反应，反应历程不同，反应物的结构和反应条件决定着一个反应的反应历程。
4.化学反应速率千差万别的原因
反应历程的差别是造成化学反应速率不同的主要原因。
5.化学反应的实质
化学反应，实质上就是旧化学键的伸长、断裂和新化学键的生成过程，是反应物获得能量形成过渡态，再生成产物的过程。
十二、化学反应速率
1.含义
描述化学反应进行快慢的物理量。
2.用某物质表示的化学反应速率
(1)对于反应体系体积不变的化学反应，用单位时间内某物质浓度(或质量、物质的量等)的改变量(取绝对值)来表示该物质的化学反应速率。
(2)数学表达式
v(A)＝
(3)特点：①用不同的反应物或反应产物表示的化学反应速率的数值往往不同。
②用各物质表示的化学反应速率的数值之比等于化学方程式中各物质化学式前的系数之比，如对于化学反应aA＋bB===dD＋eE，v(A)∶v(B)∶v(D)∶v(E)＝a∶b∶d∶e。
3.具体化学反应的反应速率
对于反应体系体积不变的化学反应aA＋bB===dD＋eE。
(1)定义式：
v＝·＝·＝·＝·。
即：v＝v(A)＝v(B)＝v(D)＝v(E)。
(2)优点：无论用哪一种物质表示，化学反应速率都相同。
比较化学反应速率的三个步骤
“一看”：看化学反应速率的单位是否一致，若不一致，需转化为同一单位。
“二化”：将不同物质的化学反应速率转化成化学反应的反应速率，即分别除以相应物质的化学计量数。
“三比较”：标准统一后比较数值大小，数值越大，反应速率越大。
十三、化学反应速率的测定
1.测定原理
利用与化学反应中任何一种化学物质的浓度(或质量)相关的性质进行测定。
2.测定方法
(1)科学仪器测定：如释放出气体的体积和体系的压强等。
(2)直接观察测定：如反应体系颜色的变化。在溶液中，当反应物或产物本身有较明显的颜色时，可利用颜色深浅和显色物质浓度间的正比关系来跟踪反应的过程和测量反应速率。
3.化学反应速率测定实验及数据记录
用电子天平准确取三段质量相等的镁条，放入体积相同浓度不同的过量的盐酸中，记录镁条完全消失所用时间，填入下表：
一组 二组 三组
盐酸的浓度/(mol·L－1) 2.0 1.5 1.0
盐酸的体积/mL 20 20 20
镁条的质量/g 0.12 0.12 0.12
镁条的物质的量/mol 0.005 0.005 0.005
时间/s t1 t2 t3
v(Mg)/(g·s－1)
v(Mg)/(mol·s－1)
(1)根据所得实验数据，将计算结果填入上表。
(2)如果分别用单位时间内盐酸浓度的减小、氯化镁浓度的增大来表示化学反应速率(提示：忽略反应前后溶液体积的改变)，以第三组数据为例，分别计算盐酸、氯化镁表示的化学反应速率：
①v(HCl)＝ mol·L－1·s－1；
②v(MgCl2)＝ mol·L－1·s－1；
③上述①、②两数据不同的原因是化学方程式中HCl、MgCl2的系数不同。
(3)比较t1、t2、t3的大小顺序依次为t3＞t2＞t1。
用盐酸浓度表示的化学反应速率，三组数据由大到小的顺序是v(一组)＞v(二组)＞v(三组)。
十四、浓度、压强对化学反应速率的影响
1.浓度对化学反应速率的影响
对气体或溶液中发生的化学反应，其他条件不变时，增大反应物的浓度可以增大化学反应速率；减小反应物浓度可以减小化学反应速率。
特别提醒　(1)若质量、物质的量、体积等的改变不能使浓度改变，则化学反应速率不改变。
(2)由于固体或纯液体的浓度可视为常数，所以改变固体或纯液体的量，对化学反应速率无影响。
(3)增大固体的表面积能够加快化学反应速率，如用锌粒与盐酸反应制氢气比锌片与盐酸反应制氢气要快。
2.反应物的浓度与化学反应速率之间的定量关系
(1)反应速率方程
反应速率方程可定量地表示化学反应速率与参与反应的反应物浓度的关系。
特别提醒　化学反应的反应速率方程是实验测定的结果，不能随意根据反应的化学方程式直接写出。对于很多反应，反应速率方程中浓度的方次与化学方程式中各物质的系数无确定关系。
如H2＋Cl2===2HCl，v＝kc(H2)·。
(2)反应速率常数(k)
含义 表示单位浓度下的化学反应速率
单位 不同反应速率方程中k的单位不同
意义 通常反应速率常数k越大，反应进行得越快
影响因素 与浓度无关，但受温度、催化剂、固体表面性质等因素的影响
3.压强对化学反应速率的影响
(1)在讨论压强对反应速率的影响时，应区分压强改变是否导致物质浓度改变：
压强改变―→
(2)对于气体反应体系，在温度、体积一定的条件下，压强与浓度成正比，增大压强，浓度增大，反应速率增大；减小压强，浓度减小，反应速率减小。
(3)对于只涉及液体和固体的反应，压强的改变对化学反应速率几乎没有影响。
4.习题注意
(1)分析两溶液混合后反应物浓度对反应速率的影响时，应根据混合后溶液中反应物的浓度，而不是混合前溶液的浓度。
(2)充入惰性气体对化学反应速率的影响
①恒温恒容充入“无关气体”容器总压增大，但反应混合物的各组分浓度不变，反应速率不变。
②恒温恒压充入“无关气体”体积增大反应混合物各组分的浓度减小反应速率减小。
十五、温度对化学反应速率的影响
1.规律
对于在溶液中发生的反应，温度每升高10 K，反应速率提高到原来的2～4倍。利用这个经验规律，可以对一些化学反应的反应速率做粗略的估计，但这个规律适用范围有限。
2.基元反应过渡状态理论
(1)基元反应过渡状态理论认为：基元反应在从反应物到产物的变化过程中要经历一个中间状态，这个状态称为过渡态。如
(2)活化能：过渡态的能量较高，过渡态的能量与反应物的平均能量之差称为基元反应的活化能，用Ea表示。
一个基元反应的活化能越高，反应越难发生，速率常数越小。
如图
(3)解释温度对化学反应速率的影响
升高温度可以提高反应物分子的能量，增大反应物之间的碰撞频率，增大反应物分子形成过渡态的比例，因此升高温度可以加快化学反应速率。
十六、催化剂对化学反应速率的影响
1.催化剂的概念
(1)催化剂是能改变化学反应速率而在反应前后本身的质量和化学性质不变的物质。
(2)能加快化学反应速率的称为正催化剂，能降低化学反应速率的称为负催化剂，一般没有特别指明都是正催化剂。
(3)催化剂的活性
催化剂的活性与自身成分、粒径、压强、温度等有关。
有些物质会使催化剂明显失效，这种现象称为催化剂中毒。
2.催化剂的特点
(1)选择性：某种催化剂对某一反应可能是活性很强的催化剂，但对其他反应就不一定有催化作用。催化剂只能在一定的条件下，才能催化某个或几个反应。
(2)高效性：可以较大幅度地降低反应的活化能，从而有效地提高化学反应速率。
(3)催化剂不能改变化学反应的平衡常数，不能改变平衡转化率，不能改变反应热，只能改变反应速率。
3.催化剂对化学反应速率的影响
某些反应使用催化剂前后的活化能及反应速率常数之比如下表所示：
化学反应 催化剂 Ea/(kJ·mol－1)
无催化剂 有催化剂
2HI===H2＋I2 金 184 105 1.6×108(503 K)
CH3CHO===CH4＋CO 碘 210 136 7.5×104(793 K)
2H2O2===2H2O＋O2 过氧化氢酶 75 25 5.8×108(298 K)
分析上表数据，可得出以下结论：
(1)使用催化剂，反应的活化能降低，化学反应速率常数大幅增大。
(2)使用催化剂能大幅度加快化学反应速率。
(3)比温度、压强、浓度对化学反应速率影响程度更大。
4.催化剂的催化原理
(1)催化剂通过参与反应改变反应历程，较大幅度降低反应的活化能来提高化学反应速率。
(2)催化剂的催化机理
使用催化剂―→改变反应的历程―→降低反应的活化能―→使更多的反应物分子成为活化分子―→增加单位体积内的活化分子百分数―→加快化学反应速率。
1.影响因素
2.理论解释
外界条件对化学反应速率的影响，实际是通过影响单位体积内活化分子的数量，增加(或减小)有效碰撞次数来实现的。影响化学反应速率的外界条件主要有温度、浓度、压强和催化剂，它们的影响可以归纳如下：
十七、合成氨反应的限度与速率
1.合成氨反应的特点
N2(g)＋3H2(g) 2NH3(g)　ΔH＝－92.2 kJ·mol－1，ΔS＝－198.2 J·K－1·mol－1。
2.提高合成氨反应速率和平衡转化率的条件比较
条件 提高反应速率 提高平衡转化率 综合结果
压强 高压 高压 高压
温度 高温 低温 兼顾速率和平衡，且考虑催化剂活性
催化剂 使用 无影响 使用
浓度 由反应速率方程可知，增大氮气、氢气的浓度，减小氨气的浓度 增大反应物的浓度，降低反应产物的浓度 增大反应物的浓度，且不断减小反应产物的浓度
十八、合成氨生产的适宜条件
1.合成氨的适宜条件分析
工业生产中，必须从反应速率和反应限度两个角度选择合成氨的适宜条件，既要考虑尽量增大反应物的转化率，充分利用原料，又要选择较快的反应速率，提高单位时间内的产量，同时还要考虑设备的要求和技术条件。
2.工业合成氨的适宜条件
序号 影响因素 选择条件
(1) 温度 反应温度控制在700 K左右
(2) 浓度 N2、H2投料比为1∶2.8
(3) 压强 1×107～1×108 Pa
(4) 催化剂 选择铁做催化剂
3.合成氨的生产流程
十九、化学反应速率和化学平衡在化工生产中的调控作用
1.工业生产中选择适宜生产条件的思路
对于某一特定的实际反应，选取适宜的外界条件的基本思路如下：
(1)分析化学反应的特点：从可逆性、反应前后气体系数的变化、焓变三个角度分析。
(2)根据反应特点具体分析外界条件对速率和平衡的影响。
(3)从速率和平衡的角度进行综合分析，再充分考虑实际情况，选出适宜的外界条件。
2.化工生产适宜条件选择的一般原则
条件 原则
从化学反应速率分析 既不能过快，又不能太慢
从化学平衡移动分析 既要注意外界条件对速率和平衡影响的一致性，又要注意二者影响的矛盾性
从原料的利用率分析 增加易得廉价原料，提高难得高价原料的利用率，循环利用从而降低生产成本
从实际生产能力分析 如设备承受高温、高压的能力等
从催化剂的使用分析 ①防止催化剂中毒，增加乳化装置 ②温度对催化剂活性的影响 ③应用催化剂的选择性，控制副反应，提高产率，降低生产成本

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