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第二章 化学反应速率与平衡
第一节 化学反应速率
一、化学反应速率
1．定义：衡量化学反应进行________的物理量。
2．表示方法：
(1)化学反应速率可以用单位________、单位________中反应物或生成物的________变化来表示；
(2)如果反应体系的体积是恒定的，则通常用单位________内反应物________的减少或生成物________的增加来表示。
3．表达式：________；单位：_______________、_________或_________。
4．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_________ 相关的可观测量进行测定。
(2)测定方法
①直接观察测定：如释放出气体的_________和体系的_________等。
②科学仪器测定：如反应体系_________的变化。在溶液中，当反应物或生成物本身有较明显的颜色时，可利用颜色变化和显色物质与浓度变化间的比例关系来跟踪反应的过程和测量反应速率。
5．化学反应速率的特点
(1)在某一个化学反应中，无论是用反应物还是用生成物表示化学反应速率，其值均为_________值。
(2)化学反应速率表示的均是某一段时间内化学反应的_________速率，而不是某一时刻化学反应的瞬时速率。
(3)一个确定的化学反应涉及反应物、生成物多种物质，因而定量表示一个化学反应的反应速率时，必须指明是用哪一种_________来表示的。
(4)在同一反应中，用不同的物质表示的化学反应速率，其数值可能_________同，但表示的实际意义_______同。
(5)在同一化学反应中，用各物质表示的化学反应速率之比等于化学方程式中各物质的_________之比。例如，在反应aA(g)+bB(g) cC(g)+dD(g)中，v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)=a∶b∶c∶d。
二、化学反应速率的计算
1．计算依据
(1)平均化学反应速率的公式：_________。
(2)对于同一个化学反应，用不同物质的浓度变化表示的反应速率之比等于相应物质在化学方程式中的化学_________之比，这是有关化学反应速率的计算或换算的依据。例如，对于化学反应aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g)，有下列恒等式：v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)=a∶b∶c∶d=Δn(A)∶Δn(B)∶Δn(C)∶Δn(D)=Δc(A)∶Δc(B)∶Δc(C)∶Δc(D)
2．运用“三段式”求解化学反应速率计算题的一般步骤
(1)写出有关反应的化学方程式。
(2)找出各物质的起始量、转化量、某时刻量。
(3)根据已知条件列方程计算。
例如： mA(g) + nB(g) pC(g)
起始浓度(mol·L-1) a b c
转化浓度(mol·L-1) x
某时刻浓度(mol·L-1) ____ _______ _________
计算中注意以下关系：
①对于反应物：c(起始)-c(转化)=c(某时刻)
②对于生成物：c(起始)+c(转化)=c(某时刻)
③各物质的转化量之比等于其化学计量数之比
④转化率=×100%
三、压强对化学反应速率影响的几种情况
改变压强，影响化学反应速率的根本原因是引起了_________的改变。
1．对于没有气体参与的化学反应，由于改变压强时反应物浓度变化很小，可忽略不计，因此对化学反应速率_________。
2．对于有气体参与的化学反应，有以下几种情况：
(1)恒温时，压缩体积压强增大反应物浓度增大化学反应速率_________。
(2)恒温时，对于恒容密闭容器：
①充入气体反应物气体反应物浓度增大(压强也增大)化学反应速率_________。
②充入“惰性气体”总压强增大反应物浓度未改变化学反应速率_________。
(3)恒温恒压时
充入“惰性气体”体积增大气体反应物浓度减小化学反应速率_________。
四、活化能
1．基元反应：大多数的化学反应往往经过多个反应步骤才能实现。其中每一步反应都称为_________。例如H·＋O2→·OH＋O·即为氢气与氧气生成水的反应中的一个基元反应；又如2HI===H2＋I2的2个基元反应为2HI→H2＋2I·、2I·→I2。
2．反应历程
(1)含义：基元反应构成的反应_________。
(2)特点：①反应不同，反应_________不相同。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_________和反应_________决定。
(4)作用：反应历程的差别造成了化学反应_________的不同。
(5)基元反应发生的先决条件
基元反应发生的先决条件是反应物的分子必须发生_________，但是并不是每一次分子碰撞都能发生_________。
3．有效碰撞：能发生化学反应的碰撞叫_________。
5．活化分子：能够发生_________的分子。
6．活化能：活化分子具有的平均能量与反应物分子具有的平均能量_________，叫做反应的活化能。
7．反应物、生成物的能量与活化能的关系。
8．活化能与化学反应速率的关系：在一定条件下，活化分子所占的百分数是固定不变的。活化分子的百分数越大，单位体积内活化分子数_______，单位时间内有效碰撞的次数_______，化学反应速率________。
9．有效碰撞理论对影响化学反应速率因素的解释
(1)浓度：反应物浓度增大→单位体积内活化分子数________→单位时间内有效碰撞的次数________→反应速率________；反之，反应速率________。
(2)压强：增大压强→气体体积缩小→反应物浓度________→单位体积内活化分子数________→单位时间内有效碰撞的次数________→反应速率________；反之，反应速率________。
即压强对化学反应速率的影响，可转化成浓度对化学反应速率的影响。
(3)温度：微观解释：升高温度→活化分子的百分数________→单位时间内有效碰撞的次数________→反应速率________；反之，反应速率________。
(4)催化剂：使用催化剂→改变了反应的历程，反应的活化能________→活化分子的百分数________→单位时间内有效碰撞的几率增加→反应速率________。
五、催化剂和催化作用
1．能改变化学反应速率而本身的化学性质和质量在反应前后保持不变的物质叫作催化剂。催化剂在反应中所起的作用叫________________。
2．在化工生产中，常常加入催化剂以促进化学反应的进行。例如，硫酸工业中，由二氧化硫制三氧化硫的反应常用V2O5作________；氮气与氢气合成氨的反应，使用的是以________为主体的多成分催化剂；生物体内的化学反应也与催化剂有着密切的联系，生物体内的各种________具有催化活性，是生物催化剂。
3．催化剂只能改变化学反应速率，不能使原来不能发生的反应得以进行。
4．催化剂一般有选择性，不同的化学反应要选用不同的催化剂。同样的反应物选用________的催化剂，可以发生不同的反应，从而得到不同的产物。
第二节 化学平衡
一、可逆反应
1．定义
在同一条件下既可以向________方向进行，同时又可以向________方向进行的化学反应。
2．特点
(1)二同：①相同________下；②正、逆反应________进行。
(2)一小：反应物与生成物同时存在，任一组分的转化率都小于________。
3．表示
在方程式中反应符号用“________”表示。
二、化学平衡状态
1．化学平衡状态的概念
在一定条件下的可逆反应体系中，当正、逆反应的速率________时，反应物和生成物的浓度均________________，即体系的组成不随时间而改变，这表明该反应中物质的转化达到了“限度”，这时的状态称为化学平衡状态，简称化学平衡。
2．化学平衡的特征
化学平衡的特征可以概括为逆、等、动、定、变。
三、化学平衡状态的标志
1．直接标志
(1)反应速率关系：v正=v逆(指瞬时速率)对于同一物质而言，该物质的生成速率等于它的消耗速率；对于不同物质而言，反应速率之比等于化学方程式中的________________之比，但必须是不同方向的反应速率。
(2)含量关系：反应体系中各组分的浓度、质量分数、物质的量、物质的量分数等保持________。
2．间接标志
(1)反应物的转化率保持________。
(2)各物质的物质的量不随时间的改变而________。
(3)各气体的体积不随时间的改变而________。
以反应mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)为例来说明：
A．混合物体系中各成分的含量
①各物质的物质的量、质量或物质的量分数、质量分数一定——________
②各气体的体积或体积分数一定——________
③总体积、总压强、总物质的量一定——________________
B．正、逆反应速率的关系
①在单位时间内消耗了m mol A，同时也生成了m mol A，即v正=v逆——________
②在单位时间内消耗了n mol B的同时消耗了p mol C，即v正=v逆——________
③v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)=m∶n∶p∶q，v正不一定等于v逆(平衡与否该式都成立)——______________
④在单位时间内生成了n mol B的同时消耗了q mol D，v正不一定等于v逆——_____________
C．压强
①m+n≠p+q时，总压强一定(恒温恒容)——________
②m+n=p+q时，总压强一定(恒温恒容)——_____________
D．混合气体的平均相对分子质量()
①当m+n≠p+q时，一定——________
②当m+n=p+q时，一定——____________
E．温度：任何化学反应都伴随着能量变化，当体系温度一定时(绝热装置，其他条件不变)——________
F．气体的密度(ρ)，密度(ρ=)一定——____________
G．颜色：反应体系内有色物质的颜色稳定不变——________
四、化学平衡常数
1．化学平衡常数的概念
在一定温度下，当一个可逆反应达到平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个________，该常数就是该反应的化学平衡常数(简称平衡常数)，用符号________表示。
2．表达式
对于可逆反应mA(g) + nB(g)pC(g) + qD(g)，化学平衡常数K＝________________。
3．浓度商与化学平衡常数的表达式
(1)浓度商：对于一般的可逆反应，mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，在任意时刻的称为_ ________，常用Q表示，即Q＝。
(2)Q与K关系：当反应中有关物质的浓度商________平衡常数时，表明反应达到化学平衡状态。
4．化学平衡常数的意义
平衡常数的大小反映了化学反应进行的程度(也叫反应的________)。
K值越大，表示反应进行得越________，反应物的转化率________，当K＞________时，该反应就进行的基本完全了。K值越小，表示反应进行得越________，反应物的转化率________；当K＜________时，该反应很难发生。
5．化学平衡常数的应用
(1)判断可逆反应进行的程度
K越大，说明反应进行的程度________，反应物的转化率________，反之，程度________，转化率________。
(2)判断反应的热效应
若升高温度，K值________，则正反应为________反应；
若升高温度，K值________，则正反应为________反应。
(3)判断可逆反应的方向
利用平衡常数可从定量的角度解释恒温下浓度、压强对化学平衡移动的影响。
对于可逆反应mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)在任意状态下，生成物的浓度和反应物的浓度之间的关系用浓度商 Qc=表示，则：
当Qc=K时，可逆反应处于________状态，v(正) ________v(逆)；
当Qc当Qc>K时，可逆反应向________方向进行，v(正) ________v(逆)
(4)计算转化率
依据起始浓度(或平衡浓度)和平衡常数，可以计算反应物的________，从而判断反应进行的________。
6．化学平衡常数的影响因素
(1)内因：不同的化学反应及方程式的书写形式是决定化学平衡常数的主要因素。
(2)外因：在化学方程式一定的情况下，K只受________影响。
五、有关化学平衡的计算
可按下列步骤建立模式，确定关系式进行计算。如可逆反应：mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，在体积为V的恒容密闭容器中，反应物A、B的初始加入量分别为a mol、b mol，达到化学平衡时，设A物质转化的物质的量为mx mol。
1．模式
mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)
起始量/mol a b 0 0
转化量/mol mx nx px qx
平衡量/mol _____ _____ ______ ______
对于反应物：n(平)＝n(始)－n(转)
对于生成物：n(平)＝n(始)＋n(转)
则有：
(1)平衡常数K＝。
(2)平衡时A的物质的量浓度：c(A)＝ mol·L－1。
(3)平衡时A的转化率：α＝×100%，A、B的转化率之比为α(A)∶α(B)＝∶。
(4)平衡时A的体积分数：φ(A)＝×100%。
(5)平衡时和开始时的压强比：比＝＝。
(6)混合气体的密度： (混)＝＝(g·L－1)(T、V不变时，不变)。
(7)平衡时混合气体的平均摩尔质量：＝＝g·mol－1。
(8)生成物产率＝×100%。
2．基本步骤
(1)确定反应物和生成物的初始加入量；
(2)确定反应过程的转化量(一般设某物质的转化量为x)；
(3)确定平衡量。
六、化学平衡状态的移动
1．化学平衡的移动：在一定条件下，当______________达到平衡状态后，如果改变反应________，平衡状态被破坏，平衡体系的物质组成也会随着改变，直到达到新的平衡状态。这种由原有的______________达到新的______________的过程叫做化学平衡的移动。
化学平衡移动的过程：
2．化学平衡移动的方向：
(1)若外界条件改变，引起v正＞v逆时，正反应占优势，化学平衡向________方向移动；
(2)若外界条件改变，引起v正＜v逆时，逆反应占优势，化学平衡向________方向移动；
(3)若外界条件改变，引起v正和v逆都发生变化，如果v正和v逆仍保持相等，化学平衡就没有发生________。
七、影响化学平衡的因素
1．实验探究——浓度对化学平衡的影响
原理 　　Fe3＋ ＋ 3SCN－ Fe(SCN)3 浅黄色　 无色 　　　　红色　　　
步骤
现象 a试管中溶液呈红色，b试管溶液红色________，c试管中溶液红色________。
解释 (1)加入少量铁粉，发生反应_______________，使Fe3＋的浓度________，化学平衡________方向移动，Fe(SCN)3的浓度________，溶液红色________。 (2)加入KSCN溶液，SCN-的浓度________，化学平衡向________方向移动，Fe(SCN)3的浓度________，溶液红色________。
2．实验探究——压强对化学平衡的影响
原理 2NO2(g) (红棕色) N2O4(g) (无色)
操作 用50 mL注射器抽入20 mL NO2和N2O4混合气体，将细管端用橡胶塞封闭
将针筒活塞迅速推至10 mL处(压强增大) 将针筒活塞从10mL处迅速拉至 40 mL处(压强减小)
现象 气体颜色先变______，后变______，最终比原来______ 气体颜色先变______，后变______，最终比原来______
解释 压缩体积使压强增大时，c(NO2)瞬间________后又_______，平衡向______移动 增大体积使压强减小时，c(NO2)瞬间________后又________，平衡向______移动
3．实验探究——温度对化学平衡的影响
原理 2NO2(g) (红棕色) N2O4(g) (无色) ΔH＝－56.9 kJ·mol-1
步骤
现象 热水中混合气体颜色________；冰水中混合气体颜色________。
结论 混合气体受热颜色________，说明NO2浓度________，即平衡向________方向移动； 混合气体受冷颜色________，说明NO2浓度________，即平衡向________方向移动。
4．原理分析
(1)浓度对化学平衡的影响
①c(反应物)增大或c(生成物)减小，平衡向正反应方向移动。
②c(反应物)减小或c(生成物)增大，平衡向逆反应方向移动。
浓度变化 Q值变化 Q与K关系 平衡移动方向
反应物浓度增大 减小 Q生成物浓度减小
反应物浓度减小 增大 Q>K ________移动
(2)压强对化学平衡的影响
方程式中气态物质系数变化 压强变化 Q值变化 Q与K关系 平衡移动方向
增大 增大 增大 Q>K ________移动
减小 减小 Q减小 增大 减小 Q减小 增大 Q>K ________移动
不变 增大或减小 不变 Q=K ________移动
(3)温度对化学平衡的影响
反应类型 温度变化 K值变化 Q与K关系 平衡移动方向
放热反应 升温 减小 Q>K ________移动
降温 增大 Q吸热反应 升温 增大 Q降温 减小 Q>K ________移动
5．平衡移动原理(勒夏特列原理)
在封闭体系中，如果仅改变影响平衡体系的一个条件(如________、________、________)，平衡就向着能够减弱这个改变的方向移动。
6．“惰性”气体对化学平衡的影响
(1)对于反应N2(g)+3H2(g)2NH3(g) ΔH<0
①若体系内的压强保持恒定(容器体积是可变的)，充入“惰性”气体，由于体系内压强恒定，体积增大，使c(N2)、c(H2)、c(NH3)减小，平衡向______移动(相当于减压)。
②在恒温、恒容下，充入“惰性”气体时，平衡不发生移动。这种条件下充入“惰性”气体，虽然平衡体系内的总压强增大，但因容器的体积不变，c(N2)、c(H2)、c(NH3)不变，所以平衡______发生移动。
(2)对于反应H2(g)+I2(g)2HI(g) ΔH<0
充入“惰性”气体，虽然压强或浓度发生变化，但平衡______移动。
八、从图象认识外界因素对平衡的影响
1．从v t图像认识浓度对平衡的影响
化学平衡 aA＋bBcC＋dD(A、B、C、D为非固体)
体系浓度变化 增大反应物浓度 增大生成物浓度 减小生成物浓度 减小反应物浓度
速率变化 v正瞬间增大，v逆瞬间不变，v′正>v′逆 v逆瞬间增大，v正瞬间不变，v′逆>v′正 v逆瞬间减小，v正瞬间不变，v′正>v′逆 v正瞬间减小，v逆瞬间不变，v′逆>v′正
平衡移动方向 ________移动 ________移动 ________移动 ________移动
v t 图像
规律 在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减小生成物的浓度，都可以使平衡向__________移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向___________移动
2．从v t图像认识压强对化学平衡的影响
化学平衡 aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)
计量关系 a＋b>c＋d a＋b压强变化 增压 减压 增压 减压
速率变化 v正、v逆同时增大，v′正>v′逆 v正、v逆同时减小，v′逆>v′正 v正、v逆同时增大，v′逆>v′正 v正、v逆同时减小，v′正>v′逆
平衡移动方向 ________移动 ________移动 ________移动 ________移动
v t图像
规律 在其他条件不变的情况下，增大压强，平衡向气体物质的量________的方向移动；减小压强，平衡向气体物质的量________的方向移动
3．从v t图像认识温度对化学平衡的影响
化学平衡 aA＋bBcC＋dD　ΔH>0
温度改变 升温 降温
速率变化 v正、v逆同时增大，且v′正>v′逆 v正、v逆同时减小，且v′逆>v′正
移动方向 ________移动 ________移动
v t图像
规律 在其他条件不变的情况下，升高温度，平衡向________反应的方向移动；降低温度，平衡向________反应的方向移动
第三节 化学反应的方向
一、化学反应的方向的判据
1．焓判据
(1)放热过程中体系能量降低，ΔH＜0，具有自发的倾向。
(2)实验发现，大多数放热反应是可以________进行的。
例如：Zn(s) +CuSO4(aq) =ZnSO4 (aq) +Cu(s) ΔH =-216.8kJ/mol
(3)有些吸热反应也可以________进行，如Ba(OH)2·8H2O晶体与NH4Cl晶体的反应是吸热的，但是这个反应却是可以自发进行的，故不能只根据放热或者吸热来判断化学反应的方向，________只是影响反应方向的一种因素。
2．熵判据
(1)熵的定义
描述体系_____________的物理量，一般用S表示。熵值越大，体系的________越大。
(2)熵的大小
同种物质的熵值与其存在状态有关， S(g) _____S(l)_____S(s)。
(3)熵判据
体系的混乱度(即熵值)增加，ΔS＞0，反应有________的倾向。
有些熵减的过程也能_______进行，如乙烯聚合为聚乙烯的反应，故熵变只是影响反应方向的一种因素。
3．化学反应方向的复合判据。
1．在一定温度下，
(1)ΔH______0，ΔS _____0，则反应一定能自发进行。
(2)ΔH______0，ΔS______0，则反应一定不能自发进行。
(3)ΔH<0，ΔS<0或ΔH>0，ΔS>0，反应可能自发进行，也可能不自发进行，与反应的________有关。
4．反应方向的综合判据ΔH-TΔS
5．温度对反应方向的影响
第四节 化学反应的调控
一、合成氨反应的原理分析
1．合成氨反应的特点
工业合成氨是人类科学技术的一项重大突破，其反应如下：
N2(g)＋3H2(g) 2NH3(g) ΔH＝－92.4 kJ·mol-1
(1)自发性：常温(298 K)下，ΔH－TΔS<0，能自发进行。
(2)可逆性：反应为可逆反应。
(3)熵变：ΔS<0，正反应是气体体积缩小的反应。
(4)焓变：ΔH<0，正反应是放热反应。
2．反应速率
3．反应转化率
4．合成氨的适宜条件
反应条件 压强 温度 催化剂 浓度
________~________7Pa ________左右 铁触媒 使气态NH3变成液态NH3并及时从平衡混合物中分离出去，及时补充N2和H2
5．合成氨的生产流程
二、化学反应的调控
1．影响化学反应进行的因素
参加反应的物质的________、________、________、________、________、________、________等外界条件。
2．化学反应的调控
(1)含义：通过改变外界条件使一个可能发生的反应按照某一方向进行；
(2)考虑因素：考虑_____________、_____________、______________等；分析影响化学反应速率和化学平衡的因素，寻找合适的生产条件；根据环境保护及社会效益等方面的规定和要求。
分析角度 原则要求
本身因素 参加反应的物质________、________和________
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，从而降低生产成本
从实际生产能力分析 如设备承受高温、高压能力等
从催化剂的使用活性分析 注意________对催化剂的活性的限制
从主、副反应选择性分析 促进主反应、抑制副反应，提高主反应的选择性
社会效益 注意环境保护，把握绿色化学原则，原料、工艺绿色、低耗
▁▃▅▇易错点01：与化学反应速率有关的易错点
(1)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。
(2)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。
(3)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。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。
(4)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。
(5)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。
▁▃▅▇易错点02：与外界因素对化学反应速率的影响有关的易错点
(1)催化剂只能改变化学反应速率，不能使原来不能发生的反应得以进行。
(2)催化剂一般有选择性，不同的化学反应要选用不同的催化剂。同样的反应物选用不同的催化剂，可以发生不同的反应，从而得到不同的产物。
(3)催化剂在化学反应过程中参与了反应，降低了正、逆反应的活化能，同等程度改变正、逆反应速率，但不会改变反应的限度和反应热。
(4)升高温度正反应速率和逆反应速率都加快，但加快的程度不同；降低温度正反应速率和逆反应速率都减慢，但减慢的程度不同，吸热反应的反应速率总是受温度影响大。
(5)对于固体和纯液体反应物，其浓度可视为常数，改变用量速率不变。但当固体颗粒变小时，其表面积增大将导致反应速率增大。
(6)升高温度，不论是放热反应还是吸热反应，化学反应速率都加快，但吸热方向速率增大的幅度更大，温度每升高10 ℃，化学反应速率增加2～4倍。
(7)对于没有气体参加的反应，改变体系压强，反应物的浓度不变，则化学反应速率不变。
(8)固体反应物量的增减，不能改变化学反应速率，固体的表面积改变才能改变化学反应速率。
(9)在比较溶液中物质的浓度对反应速率的影响时不能只看起始加入时物质的浓度，应该看加入后其在混合液的浓度。
(10)不特别指明，催化剂一般是加快反应速率。
▁▃▅▇易错点03：化学平衡状态具有的“五大特征”
(1)逆：指化学平衡状态只适用于可逆反应，同一可逆反应，在同一条件下，无论反应从正反应方向开始还是从逆反应方向开始，或同时从正、逆反应方向开始，以一定的配比投入反应物或生成物，则可以达到相同的平衡状态。
(2)动：指动态平衡，即化学反应处于平衡状态时，正、逆反应并未停止，仍在进行，只是正、逆反应速率相等。
(3)等：指“v正＝v逆≠0”。即某一物质在单位时间内消耗的物质的量浓度和生成的物质的量浓度相等，也可以用不同物质的化学反应速率表示该反应的正、逆反应速率相等。
(4)定：指参加反应的各组分的含量保持不变，即各组分的浓度、质量分数、体积分数(有气体参加的可逆反应)、反应物的转化率等均保持不变。
(5)变：指平衡移动。可逆反应的平衡状态是相对的、暂时的，当外界某一条件改变时，原平衡被破坏，化学平衡向着减弱这种改变的方向移动，在新的条件下达到新的平衡状态。
▁▃▅▇易错点04：用“总压强、混合气体的密度、平均摩尔质量”判断平衡状态的注意事项
(1)恒温恒容条件下，用“总压强、平均摩尔质量”判断平衡状态时，要特别关注反应前后气体分子总数的变化，如：
mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g) 是否平衡
压强 当m＋n≠p＋q时，总压强一定(其他条件一定) 是
当m＋n＝p＋q时，总压强一定(其他条件一定) 不一定
混合气体的 当m＋n≠p＋q时，一定 是
当m＋n＝p＋q时，一定 不一定
(2)恒温恒容条件下，用“混合气体的密度”判断平衡状态时，要特别关注反应前后是否有非气态物质参与反应，如：
关注各物质的状态 是否平衡
密度ρ C(s)＋CO2(g)2CO(g)(ρ一定) 是
N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)(ρ一定) 不一定
H2(g)＋I2(g)2HI(g)(ρ一定) 不一定
▁▃▅▇易错点05：化学平衡常数与化学方程式书写形式的关系
(1)正、逆反应的平衡常数互为倒数。
(2)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次幂或次幂。
(3)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。
(4)关于H2O的浓度问题①稀水溶液中进行的反应，虽然H2O参与反应，但是H2O只作为溶剂，不能代入平衡常数表达式。如NH4Cl＋H2ONH3·H2O＋HCl的平衡常数表达式为K＝。②H2O的状态不是液态而是气态时，则需要代入平衡常数表达式。
(5)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。
(6)同一化学反应，可以用不同的化学方程式表示，每个化学方程式都有自己的平衡常数表达式及相应的平衡常数。因此，要注意使用与化学方程式相对应的平衡常数。
▁▃▅▇易错点06：与使用化学平衡常数有关的易错点
(1)化学平衡常数K值的大小是可逆反应进行程度的标志，它能够表示可逆反应进行的程度。一个反应的K值越大，表明平衡时生成物的浓度越大，反应物的浓度越小，反应物的转化率也越大。可以说，化学平衡常数是在一定温度下一个反应本身固有的内在性质的定量体现。
(2)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。
(3)反应物或生成物中有固体和纯液体存在时，其浓度可看作“1”，而不计入平衡常数表达式中。如H2O(l)的浓度，固体物质的浓度均不写，但水蒸气浓度要写。
(4)化学平衡常数是指某一具体反应的平衡常数。若反应方向改变，则平衡常数改变，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等倍扩大或缩小，尽管是同一反应，平衡常数也会改变。
▁▃▅▇易错点07：与勒夏特列原理理解有关的易错点
(1)“减弱这种改变”——升温平衡向着吸热反应方向移动；增大反应物浓度平衡向反应物浓度减小的方向移动；增大压强平衡向气体物质的量减小的方向移动。
(2)化学平衡移动的结果只是减弱了外界条件的改变，而不能完全抵消外界条件的改变，更不能超过外界条件的变化。
(3)化学反应速率改变，平衡不一定发生移动。
(4)化学平衡发生移动，化学反应速率一定改变(v正≠v逆)。
▁▃▅▇易错点08：聚焦与构建“过渡态”判断两个平衡状态有关的易混易错点
(1)构建等温等容平衡思维模式：新平衡状态可认为是两个原平衡状态简单的叠加并压缩而成，相当于增大压强。
(2)构建等温等压平衡思维模式(以气体物质的量增加的反应为例，见图示)：新平衡状态可以认为是两个原平衡状态简单的叠加，压强不变，平衡不移动。
▁▃▅▇易错点09：解化学平衡图像题的“五项注意”
(1)注意曲线上的特殊点，如与坐标轴的交点、多条曲线的交点、拐点、极值点等。
(2)注意曲线坡度的“平”与“陡”，并弄清其意义。
(3)注意弄清高温、高压时反应速率快，有利于先达到平衡，即“先拐先平”。也就是说其他条件不变时，较高温度或较大压强时达到平衡所用的时间短。
(4)注意运用图像中浓度(或物质的量)的变化来确定反应中化学计量数的关系，即化学计量数之比等于同一时间内各反应物、生成物的浓度(或物质的量)变化量之比。
(5)对时间—速率图像，注意分清曲线的连续性、跳跃性，是“渐变”还是“突变”，是“大变”还是“小变”，是“变大”还是“变小”，变化后是否仍然相等等情况，才可确定对应改变的条件是什么及如何改变。
■方法01 比较化学反应速率大小的常用方法
【解题通法】
(1)统一标准法
当比较同一反应的化学反应速率的相对大小时，按相应的化学方程式中各物质的化学计量数之比换算成同一物质表示的化学反应速率，统一单位，再比较数值大小。
(2)比值比较法
比较化学反应速率与其相应化学方程式中物质的化学计量数的比值大小，在单位相同时，数值大者反应速率大，如对于反应mA(g)+nB(g)=pC(g)，v(A)、v(B)、v(C)三者中，单位相同时，数值大者表示的反应速率大。
【典型例题】反应A(g)+3B(g) 2C(g)+2D(g)在四种不同情况下的反应速率分别为①v(A)= 24mol·L-1·min-1，②v(B)=1.5 mol·L-1·s-1，③v(C)=0.4 mol·L-1·s-1，④v(D)=0.5 mol·L-1·s-1，该反应进行的快慢顺序为( )
A．①<③<②<④ B．④<③<①<② C．②>①>④>③ D．④>③>②>①
■方法02 化学反应速率的计算方法
【解题通法】
例如： mA(g) +nB(g) pC(g)
起始浓度(mol·L-1) a b c
转化浓度(mol·L-1) x
某时刻浓度(mol·L-1) a-x b- c+
【典型例题】某温度下，在恒容密闭容器中发生反应2X(s)Y(g)+2Z(g)，有关数据如下：
时间段/ min 产物Z的平均生成速率/ mol·L－1·min－1
0～2 0.20
0～4 0.15
0～6 0.10
下列说法错误的是( )
A．1 min时，Z的浓度大于
B．2 min时，加入，此时
C．3 min时，Y的体积分数约为33.3%
D．5 min时，X的物质的量为
■方法03 “控制变量法”题目的解题策略
【解题通法】
注意事项：
(1)要选择合适的化学反应，所选择的反应不能太灵敏也不能太迟钝。
(2)反应物的浓度要适当，不能太大，而探索浓度变量时，浓度间的差别也不能太大。
(3)要有规律地设计不同反应体系的温度，也要注意物质的相应性质，不能选择会引起反应体系发生变化的温度。
(4)对变量要进行适当组合，组合的一般原则是“变一定多”，即保持其他变量不变，改变其中一个变量的值进行实验，测定数据，通过系列实验，找出变量对反应的影响。
【典型例题】Fenton法常用于处理含难降解有机物p-CP的工业废水，在调节好pH和Fe2+浓度的废水中加入H2O2，使产生的羟基自由基氧化降解污染物p-CP。控制p -CP的初始浓度相同，其余实验条件见下表，探究有关因素对该降解反应速率的影响。下列说法不正确的是( )
实验编号 H2O2溶液 Fe2+溶液 蒸馏水 pH 温度
c/(10-3mol·L-1) V/mL c(mol L-1) V/mL V/mL T/K
① 6.0 1.5 0.30 3.5 10 3 298
② 6.0 1.5 0.30 3.5 10 3 313
③ 6.0 3.5 0.30 3.5 x 3 298
④ 6.0 1.5 0.30 4.5 9 3 298
⑤ 6.0 1.5 0.30 3.5 10 10 298
A．实验①、⑤的目的是探究pH对p-CP降解速率的影响
B．实验②、④探究的是其它条件不变时，温度对p-CP降解速率的影响
C．实验③中，x=8
D．实验测得温度过高时，降解反应速率减小，可能的原因是H2O2受热分解
■方法04 有关活化能与反应历程解题方法
【解题通法】
找准一“剂”三“物”
一“剂”指催化剂 催化剂在机理图中多数是以完整的循环出现的，以催化剂粒子为主题的多个物种一定在机理图中的主线上
三“物”指反应物、生成物、中间物种(或中间体) 反应物 通过一个箭头进入整个历程的物质一般是反应物
生成物 通过一个箭头最终脱离整个历程的物质多是产物
中间体 通过一个箭头脱离整个历程，但又生成的是中间体，通过两个箭头进入整个历程的中间物质也是中间体，中间体有时在反应历程中用“[　]”标出
【典型例题】在含Fe3+的S2O82-和I-的混合溶液中，反应的分解机理及反应进程中的能量变化如下：
步骤①：2Fe3aq2Iaq=I2aq2Fe2aq
步骤②：2Fe2aq S2O82-aq=2Fe3aq2SO42-aq
下列有关该反应的说法不正确的是( )
A．Fe3+是该反应的催化剂
B．步骤①是总反应的决速步
C．若不加Fe3+，则正反应的活化能比逆反应的大
D．S2O82-与I-的反应为放热反应
■方法05 “两步法”突破化学平衡状态标志的判断
【解题通法】
第一步：审题干条件，是恒温恒容还是恒温恒压;审反应特点：①全部是气体参与的等体积反应还是非等体积反应;②有固体参与的等体积反应还是非等体积反应。
第二步：看“变量”， 所用标志必须随着反应的进行在改变，当“变量”不变了，也就是变量一定了，说明达到了平衡。
【典型例题】将一定量纯净的氨基甲酸铵置于特制的真空密闭容器中(假设容器体积不变，固体试样体积忽略不计)，在恒定温度下使其达到分解平衡： NH2COONH4(s) 2NH3(g)+CO2(g)下列不能判断该分解反应已经达到平衡状态的是( )
A．v正(NH3)=2v逆(CO2) B．密闭容器中总压强不变
C．密闭容器中氨气的体积分数不变 D．密闭容器中混合气体的密度不变
■方法06 化学平衡的计算模式及解题思路
【解题通法】
(1)计算模式(x为物质A的转化率)
aA(g)＋bB(g) cC(g)＋dD(g)
c(初)(mol·L－1) n1 n2 0 0
Δc(mol·L－1) n1x n1x n1x n1x
c(平)(mol·L－1) n1(1－x) n2－n1x n1x n1x
(2)解题思路
①巧设未知数：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确定三个量：根据反应物、生成物及变化量三者之间的关系，代入未知数确定平衡体系中各物质的起始量、变化量、平衡量并按(1)中“模式”列表。
③解题设问题：明确了“始”、“变”、“平”三个量的具体数值，再根据相应关系求平衡时某成分的浓度、反应物转化率等，求出题目答案。
【典型例题】已知可逆反应：M(g)＋N(g) P(g)＋Q(g) ΔH>0，请回答下列问题：
(1)在某温度下，反应物的起始浓度分别为：c(M)＝1 mol·L－1，c(N)＝2.4 mol·L－1。达到平衡后，M的转化率为60%，此时N的转化率为________；
(2)若反应温度升高，M的转化率________(填“增大”、“减小”或“不变”)；
(3)若反应温度不变，反应物的起始浓度分别为：c(M)＝4 mol·L－1，c(N)＝a mol·L－1；达到平衡后，c(P)＝2 mol·L－1，a＝________。
(4)若反应温度不变，反应物的起始浓度为：c(M)＝c(N)＝b mol·L－1，达到平衡后，M的转化率为________。
■方法07 判断化学平衡移动方向的思维流程
【解题通法】
【典型例题】在密闭容器中进行如下反应：CO2(g)＋C(s)2CO(g)　ΔH>0，达到平衡后，若改变下列条件，则指定物质的浓度及平衡如何变化。
(1)增加C，平衡________，c(CO2)________。
(2)缩小反应容器的容积，保持温度不变，则平衡________，c(CO2)__________。
■方法08 化学平衡图像题的思维建模
【解题通法】
1．化学平衡图象解题步骤
【典型例题】在恒压、NO和O2的起始浓度一定的条件下，催化反应相同时间，测得不同温度下NO转化为NO2的转化率如图中实线所示(图中虚线表示相同条件下NO的平衡转化率随温度的变化)下列说法不正确的是
A．图中Y点所示条件下，增加O2的浓度能提高NO转化率
B．图中X点所示条件下，延长反应时间能提高NO转化率
C．反应2NO(g)+O2(g) 2NO2(g)的ΔH＞0
D．380℃下，c起始(O2)=5.0×10 4 mol·L 1，NO平衡转化率为50%，则平衡常数K＞2000
■方法09 压强平衡常数Kp的计算模式
【解题通法】
根据“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)”计算压强平衡常数
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(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＝
【典型例题】1200K时，假定体系内只有反应C40H12 (g)C40H10(g) + H2(g)发生，反应过程中压强恒定为p0(即C40H12的初始压强)，平衡转化率为α，该反应的平衡常数Kp为_______(用平衡分压代替平衡浓度计算，分压=总压×物质的量分数)。
■方法10 复合判据判断化学反应进行方向
【解题通法】
(1)当ΔH<0，ΔS>0时，反应自发进行。
(2)当ΔH>0，ΔS<0时，反应不能自发进行。
(3)当ΔH>0，ΔS>0或ΔH<0，ΔS<0时，反应是否自发进行与温度有关，一般低温时以焓变影响为主，高温时以熵变影响为主。
即当ΔH>0，ΔS>0时，高温下自发进行，低温时不自发；当ΔH<0，ΔS<0，低温时自发进行，高温时不自发。
【典型例题】下列关于化学反应方向及其判据的说法中正确的是( )
A．1molSO3在不同状态时的熵值：S[SO3(s)]>S[SO3(1)]>S[SO3(g)]
B．常温下，反应C(s)+CO2(g)=2CO(g)不能自发进行，则该反应的ΔH>0
C．放热反应都可以自发进行，而吸热反应不能自发进行
D．2KClO3(s)=2KCl(s)+3CO2(g) ΔH>0能否自发进行与温度无关
■方法11 化学反应调控的方法
【解题通法】
工业生产调控主要考虑因素：化学反应速率、原料的利用率、单位时间内的产量、生产中的耗能、设备条件等因素。
【典型例题】某工业生产中发生反应：2X(g)+Y(g) 2M(g)　ΔH<0。下列有关该反应的说法正确的是( )
A．工业上合成M时，一定采用高压条件，因为高压有利于M的生成
B．若物质Y价廉易得，工业上一般采用加入过量的Y的方法，以提高X和Y的转化率
C．工业上一般采用较高温度合成M，因温度越高，反应物的转化率越高
D．工业生产中常采用催化剂，因为使用催化剂可提高M的日产量
1第二章 化学反应速率与平衡
第一节 化学反应速率
一、化学反应速率
1．定义：衡量化学反应进行 快慢 的物理量。
2．表示方法：
(1)化学反应速率可以用单位 时间 、单位 体积 中反应物或生成物的 物质的量 变化来表示；
(2)如果反应体系的体积是恒定的，则通常用单位 时间 内反应物 浓度 的减少或生成物 浓度 的增加来表示。
3．表达式： v = ；单位： mol·L-1·s-1或mol/(L·s)、 mol·L-1·min-1或mol/(L·min)。
4．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 相关的可观测量进行测定。
(2)测定方法
①直接观察测定：如释放出气体的 体积 和体系的 压强 等。
②科学仪器测定：如反应体系 颜色 的变化。在溶液中，当反应物或生成物本身有较明显的颜色时，可利用颜色变化和显色物质与浓度变化间的比例关系来跟踪反应的过程和测量反应速率。
5．化学反应速率的特点
(1)在某一个化学反应中，无论是用反应物还是用生成物表示化学反应速率，其值均为正值。
(2)化学反应速率表示的均是某一段时间内化学反应的平均速率，而不是某一时刻化学反应的瞬时速率。
(3)一个确定的化学反应涉及反应物、生成物多种物质，因而定量表示一个化学反应的反应速率时，必须指明是用哪一种物质来表示的。
(4)在同一反应中，用不同的物质表示的化学反应速率，其数值可能不同，但表示的实际意义相同。
(5)在同一化学反应中，用各物质表示的化学反应速率之比等于化学方程式中各物质的化学计量数之比。例如，在反应aA(g)+bB(g) cC(g)+dD(g)中，v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)=a∶b∶c∶d。
二、化学反应速率的计算
1．计算依据
(1)平均化学反应速率的公式：v=。
(2)对于同一个化学反应，用不同物质的浓度变化表示的反应速率之比等于相应物质在化学方程式中的化学计量数之比，这是有关化学反应速率的计算或换算的依据。例如，对于化学反应aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g)，有下列恒等式：v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)=a∶b∶c∶d=Δn(A)∶Δn(B)∶Δn(C)∶Δn(D)=Δc(A)∶Δc(B)∶Δc(C)∶Δc(D)
2．运用“三段式”求解化学反应速率计算题的一般步骤
(1)写出有关反应的化学方程式。
(2)找出各物质的起始量、转化量、某时刻量。
(3)根据已知条件列方程计算。
例如： mA(g) + nB(g) pC(g)
起始浓度(mol·L-1) a b c
转化浓度(mol·L-1) x
某时刻浓度(mol·L-1) a-x b- c+
计算中注意以下关系：
①对于反应物：c(起始)-c(转化)=c(某时刻)
②对于生成物：c(起始)+c(转化)=c(某时刻)
③各物质的转化量之比等于其化学计量数之比
④转化率=×100%
三、压强对化学反应速率影响的几种情况
改变压强，影响化学反应速率的根本原因是引起了浓度的改变。
1．对于没有气体参与的化学反应，由于改变压强时反应物浓度变化很小，可忽略不计，因此对化学反应速率无影响。
2．对于有气体参与的化学反应，有以下几种情况：
(1)恒温时，压缩体积压强增大反应物浓度增大化学反应速率加快。
(2)恒温时，对于恒容密闭容器：
①充入气体反应物气体反应物浓度增大(压强也增大)化学反应速率加快。
②充入“惰性气体”总压强增大反应物浓度未改变化学反应速率不变。
(3)恒温恒压时
充入“惰性气体”体积增大气体反应物浓度减小化学反应速率减小。
四、活化能
1．基元反应：大多数的化学反应往往经过多个反应步骤才能实现。其中每一步反应都称为基元反应。例如H·＋O2→·OH＋O·即为氢气与氧气生成水的反应中的一个基元反应；又如2HI===H2＋I2的2个基元反应为2HI→H2＋2I·、2I·→I2。
2．反应历程
(1)含义：基元反应构成的反应序列。
(2)特点：①反应不同，反应历程不相同。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)基元反应发生的先决条件
基元反应发生的先决条件是反应物的分子必须发生碰撞，但是并不是每一次分子碰撞都能发生化学反应。
3．有效碰撞：能发生化学反应的碰撞叫有效碰撞。
5．活化分子：能够发生有效碰撞的分子。
6．活化能：活化分子具有的平均能量与反应物分子具有的平均能量之差，叫做反应的活化能。
7．反应物、生成物的能量与活化能的关系。
8．活化能与化学反应速率的关系：在一定条件下，活化分子所占的百分数是固定不变的。活化分子的百分数越大，单位体积内活化分子数越多，单位时间内有效碰撞的次数越多，化学反应速率越大。
9．有效碰撞理论对影响化学反应速率因素的解释
(1)浓度：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的次数增加→反应速率增大；反之，反应速率减小。
(2)压强：增大压强→气体体积缩小→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的次数增加→反应速率增大；反之，反应速率减小。
即压强对化学反应速率的影响，可转化成浓度对化学反应速率的影响。
(3)温度：微观解释：升高温度→活化分子的百分数增大→单位时间内有效碰撞的次数增加→反应速率增大；反之，反应速率减小。
(4)催化剂：使用催化剂→改变了反应的历程，反应的活化能降低→活化分子的百分数增大→单位时间内有效碰撞的几率增加→反应速率加快。
五、催化剂和催化作用
1．能改变化学反应速率而本身的化学性质和质量在反应前后保持不变的物质叫作催化剂。催化剂在反应中所起的作用叫催化作用。
2．在化工生产中，常常加入催化剂以促进化学反应的进行。例如，硫酸工业中，由二氧化硫制三氧化硫的反应常用V2O5作催化剂；氮气与氢气合成氨的反应，使用的是以铁为主体的多成分催化剂；生物体内的化学反应也与催化剂有着密切的联系，生物体内的各种酶具有催化活性，是生物催化剂。
3．催化剂只能改变化学反应速率，不能使原来不能发生的反应得以进行。
4．催化剂一般有选择性，不同的化学反应要选用不同的催化剂。同样的反应物选用不同的催化剂，可以发生不同的反应，从而得到不同的产物。
第二节 化学平衡
一、可逆反应
1．定义
在同一条件下既可以向正反应方向进行，同时又可以向逆反应方向进行的化学反应。
2．特点
(1)二同：①相同条件下；②正、逆反应同时进行。
(2)一小：反应物与生成物同时存在，任一组分的转化率都小于100%。
3．表示
在方程式中反应符号用“”表示。
二、化学平衡状态
1．化学平衡状态的概念
在一定条件下的可逆反应体系中，当正、逆反应的速率相等时，反应物和生成物的浓度均保持不变，即体系的组成不随时间而改变，这表明该反应中物质的转化达到了“限度”，这时的状态称为化学平衡状态，简称化学平衡。
2．化学平衡的特征
化学平衡的特征可以概括为逆、等、动、定、变。
三、化学平衡状态的标志
1．直接标志
(1)反应速率关系：v正=v逆(指瞬时速率)对于同一物质而言，该物质的生成速率等于它的消耗速率；对于不同物质而言，反应速率之比等于化学方程式中的化学计量数之比，但必须是不同方向的反应速率。
(2)含量关系：反应体系中各组分的浓度、质量分数、物质的量、物质的量分数等保持不变。
2．间接标志
(1)反应物的转化率保持不变。
(2)各物质的物质的量不随时间的改变而改变。
(3)各气体的体积不随时间的改变而改变。
以反应mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)为例来说明：
A．混合物体系中各成分的含量
①各物质的物质的量、质量或物质的量分数、质量分数一定——平衡
②各气体的体积或体积分数一定——平衡
③总体积、总压强、总物质的量一定——不一定平衡
B．正、逆反应速率的关系
①在单位时间内消耗了m mol A，同时也生成了m mol A，即v正=v逆——平衡
②在单位时间内消耗了n mol B的同时消耗了p mol C，即v正=v逆——平衡
③v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)=m∶n∶p∶q，v正不一定等于v逆(平衡与否该式都成立)——不一定平衡
④在单位时间内生成了n mol B的同时消耗了q mol D，v正不一定等于v逆——不一定平衡
C．压强
①m+n≠p+q时，总压强一定(恒温恒容)——平衡
②m+n=p+q时，总压强一定(恒温恒容)——不一定平衡
D．混合气体的平均相对分子质量()
①当m+n≠p+q时，一定——平衡
②当m+n=p+q时，一定——不一定平衡
E．温度：任何化学反应都伴随着能量变化，当体系温度一定时(绝热装置，其他条件不变)——平衡
F．气体的密度(ρ)，密度(ρ=)一定——不一定平衡
G．颜色：反应体系内有色物质的颜色稳定不变——平衡
四、化学平衡常数
1．化学平衡常数的概念
在一定温度下，当一个可逆反应达到平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数，该常数就是该反应的化学平衡常数(简称平衡常数)，用符号K表示。
2．表达式
对于可逆反应mA(g) + nB(g)pC(g) + qD(g)，化学平衡常数K＝。
3．浓度商与化学平衡常数的表达式
(1)浓度商：对于一般的可逆反应，mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，在任意时刻的称为_浓度商，常用Q表示，即Q＝。
(2)Q与K关系：当反应中有关物质的浓度商等于平衡常数时，表明反应达到化学平衡状态。
4．化学平衡常数的意义
平衡常数的大小反映了化学反应进行的程度(也叫反应的限度)。
K值越大，表示反应进行得越完全，反应物的转化率越大，当K＞105 时，该反应就进行的基本完全了。K值越小，表示反应进行得越不完全，反应物的转化率越小；当K＜10－5时，该反应很难发生。
5．化学平衡常数的应用
(1)判断可逆反应进行的程度
K越大，说明反应进行的程度越大，反应物的转化率越大，反之，程度越小，转化率越小。
(2)判断反应的热效应
若升高温度，K值增大，则正反应为吸热反应；
若升高温度，K值减小，则正反应为放热反应。
(3)判断可逆反应的方向
利用平衡常数可从定量的角度解释恒温下浓度、压强对化学平衡移动的影响。
对于可逆反应mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)在任意状态下，生成物的浓度和反应物的浓度之间的关系用浓度商 Qc=表示，则：
当Qc=K时，可逆反应处于平衡状态，v(正)=v(逆)；
当Qcv(逆)；
当Qc>K时，可逆反应向逆反应方向进行，v(正)(4)计算转化率
依据起始浓度(或平衡浓度)和平衡常数，可以计算反应物的转化率，从而判断反应进行的程度。
6．化学平衡常数的影响因素
(1)内因：不同的化学反应及方程式的书写形式是决定化学平衡常数的主要因素。
(2)外因：在化学方程式一定的情况下，K只受温度影响。
五、有关化学平衡的计算
可按下列步骤建立模式，确定关系式进行计算。如可逆反应：mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，在体积为V的恒容密闭容器中，反应物A、B的初始加入量分别为a mol、b mol，达到化学平衡时，设A物质转化的物质的量为mx mol。
1．模式
mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)
起始量/mol a b 0 0
转化量/mol mx nx px qx
平衡量/mol a－mx b－nx px qx
对于反应物：n(平)＝n(始)－n(转)
对于生成物：n(平)＝n(始)＋n(转)
则有：
(1)平衡常数K＝。
(2)平衡时A的物质的量浓度：c(A)＝ mol·L－1。
(3)平衡时A的转化率：α＝×100%，A、B的转化率之比为α(A)∶α(B)＝∶。
(4)平衡时A的体积分数：φ(A)＝×100%。
(5)平衡时和开始时的压强比：比＝＝。
(6)混合气体的密度： (混)＝＝(g·L－1)(T、V不变时，不变)。
(7)平衡时混合气体的平均摩尔质量：＝＝g·mol－1。
(8)生成物产率＝×100%。
2．基本步骤
(1)确定反应物和生成物的初始加入量；
(2)确定反应过程的转化量(一般设某物质的转化量为x)；
(3)确定平衡量。
六、化学平衡状态的移动
1．化学平衡的移动：在一定条件下，当可逆反应达到平衡状态后，如果改变反应条件，平衡状态被破坏，平衡体系的物质组成也会随着改变，直到达到新的平衡状态。这种由原有的平衡状态达到新的平衡状态的过程叫做化学平衡的移动。
化学平衡移动的过程：
2．化学平衡移动的方向：
(1)若外界条件改变，引起v正＞v逆时，正反应占优势，化学平衡向正反应方向移动；
(2)若外界条件改变，引起v正＜v逆时，逆反应占优势，化学平衡向逆反应方向移动；
(3)若外界条件改变，引起v正和v逆都发生变化，如果v正和v逆仍保持相等，化学平衡就没有发生移动。
七、影响化学平衡的因素
1．实验探究——浓度对化学平衡的影响
原理 　　Fe3＋ ＋ 3SCN－ Fe(SCN)3 浅黄色　 无色 　　　　红色　　　
步骤
现象 a试管中溶液呈红色，b试管溶液红色变浅，c试管中溶液红色变深。
解释 (1)加入少量铁粉，发生反应Fe＋2Fe3＋===3Fe2＋，使Fe3＋的浓度减小，化学平衡逆反应方向移动，Fe(SCN)3的浓度减小，溶液红色变浅。 (2)加入KSCN溶液，SCN-的浓度增大，化学平衡向正反应方向移动，Fe(SCN)3的浓度增大，溶液红色变深。
2．实验探究——压强对化学平衡的影响
原理 2NO2(g) (红棕色) N2O4(g) (无色)
操作 用50 mL注射器抽入20 mL NO2和N2O4混合气体，将细管端用橡胶塞封闭
将针筒活塞迅速推至10 mL处(压强增大) 将针筒活塞从10mL处迅速拉至 40 mL处(压强减小)
现象 气体颜色先变深，后变浅，最终比原来深 气体颜色先变浅，后变深，最终比原来浅
解释 压缩体积使压强增大时，c(NO2)瞬间变大后又减小，平衡向左移动 增大体积使压强减小时，c(NO2)瞬间减小后又增大，平衡向右移动
3．实验探究——温度对化学平衡的影响
原理 2NO2(g) (红棕色) N2O4(g)(无色) ΔH＝－56.9 kJ·mol-1
步骤
现象 热水中混合气体颜色变深；冰水中混合气体颜色变浅。
结论 混合气体受热颜色变深，说明NO2浓度增大，即平衡向逆反应方向移动； 混合气体受冷颜色变浅，说明NO2浓度减小，即平衡向正反应方向移动。
4．原理分析
(1)浓度对化学平衡的影响
①c(反应物)增大或c(生成物)减小，平衡向正反应方向移动。
②c(反应物)减小或c(生成物)增大，平衡向逆反应方向移动。
浓度变化 Q值变化 Q与K关系 平衡移动方向
反应物浓度增大 减小 Q生成物浓度减小
反应物浓度减小 增大 Q>K 逆向移动
(2)压强对化学平衡的影响
方程式中气态物质系数变化 压强变化 Q值变化 Q与K关系 平衡移动方向
增大 增大 增大 Q>K 逆向移动
减小 减小 Q减小 增大 减小 Q减小 增大 Q>K 逆向移动
不变 增大或减小 不变 Q=K 不移动
(3)温度对化学平衡的影响
反应类型 温度变化 K值变化 Q与K关系 平衡移动方向
放热反应 升温 减小 Q>K 逆向移动
降温 增大 Q吸热反应 升温 增大 Q降温 减小 Q>K 逆向移动
5．平衡移动原理(勒夏特列原理)
在封闭体系中，如果仅改变影响平衡体系的一个条件(如浓度、温度、压强)，平衡就向着能够减弱这个改变的方向移动。
6．“惰性”气体对化学平衡的影响
(1)对于反应N2(g)+3H2(g)2NH3(g) ΔH<0
①若体系内的压强保持恒定(容器体积是可变的)，充入“惰性”气体，由于体系内压强恒定，体积增大，使c(N2)、c(H2)、c(NH3)减小，平衡向左移动(相当于减压)。
②在恒温、恒容下，充入“惰性”气体时，平衡不发生移动。这种条件下充入“惰性”气体，虽然平衡体系内的总压强增大，但因容器的体积不变，c(N2)、c(H2)、c(NH3)不变，所以平衡不发生移动。
(2)对于反应H2(g)+I2(g)2HI(g) ΔH<0
充入“惰性”气体，虽然压强或浓度发生变化，但平衡不移动。
八、从图象认识外界因素对平衡的影响
1．从v t图像认识浓度对平衡的影响
化学平衡 aA＋bBcC＋dD(A、B、C、D为非固体)
体系浓度变化 增大反应物浓度 增大生成物浓度 减小生成物浓度 减小反应物浓度
速率变化 v正瞬间增大，v逆瞬间不变，v′正>v′逆 v逆瞬间增大，v正瞬间不变，v′逆>v′正 v逆瞬间减小，v正瞬间不变，v′正>v′逆 v正瞬间减小，v逆瞬间不变，v′逆>v′正
平衡移动方向 正向移动 逆向移动 正向移动 逆向移动
v t 图像
规律 在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减小生成物的浓度，都可以使平衡向正反应方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向逆反应方向移动
2．从v t图像认识压强对化学平衡的影响
化学平衡 aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)
计量关系 a＋b>c＋d a＋b压强变化 增压 减压 增压 减压
速率变化 v正、v逆同时增大，v′正>v′逆 v正、v逆同时减小，v′逆>v′正 v正、v逆同时增大，v′逆>v′正 v正、v逆同时减小，v′正>v′逆
平衡移动方向 正向移动 逆向移动 逆向移动 正向移动
v t图像
规律 在其他条件不变的情况下，增大压强，平衡向气体物质的量减小的方向移动；减小压强，平衡向气体物质的量增大的方向移动
3．从v t图像认识温度对化学平衡的影响
化学平衡 aA＋bBcC＋dD　ΔH>0
温度改变 升温 降温
速率变化 v正、v逆同时增大，且v′正>v′逆 v正、v逆同时减小，且v′逆>v′正
移动方向 正向移动 逆向移动
v t图像
规律 在其他条件不变的情况下，升高温度，平衡向吸热反应的方向移动；降低温度，平衡向放热反应的方向移动
第三节 化学反应的方向
一、化学反应的方向的判据
1．焓判据
(1)放热过程中体系能量降低，ΔH＜0，具有自发的倾向。
(2)实验发现，大多数放热反应是可以自发进行的。
例如：Zn(s) +CuSO4(aq) =ZnSO4 (aq) +Cu(s) ΔH =-216.8kJ/mol
(3)有些吸热反应也可以自发进行，如Ba(OH)2·8H2O晶体与NH4Cl晶体的反应是吸热的，但是这个反应却是可以自发进行的，故不能只根据放热或者吸热来判断化学反应的方向，焓变只是影响反应方向的一种因素。
2．熵判据
(1)熵的定义
描述体系混乱程度的物理量，一般用S表示。熵值越大，体系的混乱度越大。
(2)熵的大小
同种物质的熵值与其存在状态有关， S(g)＞S(l)＞S(s)。
(3)熵判据
体系的混乱度(即熵值)增加，ΔS＞0，反应有自发的倾向。
有些熵减的过程也能自发进行，如乙烯聚合为聚乙烯的反应，故熵变只是影响反应方向的一种因素。
3．化学反应方向的复合判据。
1．在一定温度下，
(1)ΔH<0，ΔS>0，则反应一定能自发进行。
(2)ΔH>0，ΔS<0，则反应一定不能自发进行。
(3)ΔH<0，ΔS<0或ΔH>0，ΔS>0，反应可能自发进行，也可能不自发进行，与反应的温度有关。
4．反应方向的综合判据ΔH-TΔS
5．温度对反应方向的影响
第四节 化学反应的调控
一、合成氨反应的原理分析
1．合成氨反应的特点
工业合成氨是人类科学技术的一项重大突破，其反应如下：
N2(g)＋3H2(g) 2NH3(g) ΔH＝－92.4 kJ·mol-1
(1)自发性：常温(298 K)下，ΔH－TΔS<0，能自发进行。
(2)可逆性：反应为可逆反应。
(3)熵变：ΔS<0，正反应是气体体积缩小的反应。
(4)焓变：ΔH<0，正反应是放热反应。
2．反应速率
3．反应转化率
4．合成氨的适宜条件
反应条件 压强 温度 催化剂 浓度
1.3×107~3×107Pa 500℃左右 铁触媒 使气态NH3变成液态NH3并及时从平衡混合物中分离出去，及时补充N2和H2
5．合成氨的生产流程
二、化学反应的调控
1．影响化学反应进行的因素
参加反应的物质的组成、结构、性质、温度、压强、浓度、催化剂等外界条件。
2．化学反应的调控
(1)含义：通过改变外界条件使一个可能发生的反应按照某一方向进行；
(2)考虑因素：考虑设备条件、安全操作、经济成本等；分析影响化学反应速率和化学平衡的因素，寻找合适的生产条件；根据环境保护及社会效益等方面的规定和要求。
分析角度 原则要求
本身因素 参加反应的物质组成、结构和性质
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，从而降低生产成本
从实际生产能力分析 如设备承受高温、高压能力等
从催化剂的使用活性分析 注意温度对催化剂的活性的限制
从主、副反应选择性分析 促进主反应、抑制副反应，提高主反应的选择性
社会效益 注意环境保护，把握绿色化学原则，原料、工艺绿色、低耗
▁▃▅▇易错点01：与化学反应速率有关的易错点
(1)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。
(2)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。
(3)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。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。
(4)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。
(5)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。
▁▃▅▇易错点02：与外界因素对化学反应速率的影响有关的易错点
(1)催化剂只能改变化学反应速率，不能使原来不能发生的反应得以进行。
(2)催化剂一般有选择性，不同的化学反应要选用不同的催化剂。同样的反应物选用不同的催化剂，可以发生不同的反应，从而得到不同的产物。
(3)催化剂在化学反应过程中参与了反应，降低了正、逆反应的活化能，同等程度改变正、逆反应速率，但不会改变反应的限度和反应热。
(4)升高温度正反应速率和逆反应速率都加快，但加快的程度不同；降低温度正反应速率和逆反应速率都减慢，但减慢的程度不同，吸热反应的反应速率总是受温度影响大。
(5)对于固体和纯液体反应物，其浓度可视为常数，改变用量速率不变。但当固体颗粒变小时，其表面积增大将导致反应速率增大。
(6)升高温度，不论是放热反应还是吸热反应，化学反应速率都加快，但吸热方向速率增大的幅度更大，温度每升高10 ℃，化学反应速率增加2～4倍。
(7)对于没有气体参加的反应，改变体系压强，反应物的浓度不变，则化学反应速率不变。
(8)固体反应物量的增减，不能改变化学反应速率，固体的表面积改变才能改变化学反应速率。
(9)在比较溶液中物质的浓度对反应速率的影响时不能只看起始加入时物质的浓度，应该看加入后其在混合液的浓度。
(10)不特别指明，催化剂一般是加快反应速率。
▁▃▅▇易错点03：化学平衡状态具有的“五大特征”
(1)逆：指化学平衡状态只适用于可逆反应，同一可逆反应，在同一条件下，无论反应从正反应方向开始还是从逆反应方向开始，或同时从正、逆反应方向开始，以一定的配比投入反应物或生成物，则可以达到相同的平衡状态。
(2)动：指动态平衡，即化学反应处于平衡状态时，正、逆反应并未停止，仍在进行，只是正、逆反应速率相等。
(3)等：指“v正＝v逆≠0”。即某一物质在单位时间内消耗的物质的量浓度和生成的物质的量浓度相等，也可以用不同物质的化学反应速率表示该反应的正、逆反应速率相等。
(4)定：指参加反应的各组分的含量保持不变，即各组分的浓度、质量分数、体积分数(有气体参加的可逆反应)、反应物的转化率等均保持不变。
(5)变：指平衡移动。可逆反应的平衡状态是相对的、暂时的，当外界某一条件改变时，原平衡被破坏，化学平衡向着减弱这种改变的方向移动，在新的条件下达到新的平衡状态。
▁▃▅▇易错点04：用“总压强、混合气体的密度、平均摩尔质量”判断平衡状态的注意事项
(1)恒温恒容条件下，用“总压强、平均摩尔质量”判断平衡状态时，要特别关注反应前后气体分子总数的变化，如：
mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g) 是否平衡
压强 当m＋n≠p＋q时，总压强一定(其他条件一定) 是
当m＋n＝p＋q时，总压强一定(其他条件一定) 不一定
混合气体的 当m＋n≠p＋q时，一定 是
当m＋n＝p＋q时，一定 不一定
(2)恒温恒容条件下，用“混合气体的密度”判断平衡状态时，要特别关注反应前后是否有非气态物质参与反应，如：
关注各物质的状态 是否平衡
密度ρ C(s)＋CO2(g)2CO(g)(ρ一定) 是
N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)(ρ一定) 不一定
H2(g)＋I2(g)2HI(g)(ρ一定) 不一定
▁▃▅▇易错点05：化学平衡常数与化学方程式书写形式的关系
(1)正、逆反应的平衡常数互为倒数。
(2)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次幂或次幂。
(3)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。
(4)关于H2O的浓度问题①稀水溶液中进行的反应，虽然H2O参与反应，但是H2O只作为溶剂，不能代入平衡常数表达式。如NH4Cl＋H2ONH3·H2O＋HCl的平衡常数表达式为K＝。②H2O的状态不是液态而是气态时，则需要代入平衡常数表达式。
(5)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。
(6)同一化学反应，可以用不同的化学方程式表示，每个化学方程式都有自己的平衡常数表达式及相应的平衡常数。因此，要注意使用与化学方程式相对应的平衡常数。
▁▃▅▇易错点06：与使用化学平衡常数有关的易错点
(1)化学平衡常数K值的大小是可逆反应进行程度的标志，它能够表示可逆反应进行的程度。一个反应的K值越大，表明平衡时生成物的浓度越大，反应物的浓度越小，反应物的转化率也越大。可以说，化学平衡常数是在一定温度下一个反应本身固有的内在性质的定量体现。
(2)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。
(3)反应物或生成物中有固体和纯液体存在时，其浓度可看作“1”，而不计入平衡常数表达式中。如H2O(l)的浓度，固体物质的浓度均不写，但水蒸气浓度要写。
(4)化学平衡常数是指某一具体反应的平衡常数。若反应方向改变，则平衡常数改变，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等倍扩大或缩小，尽管是同一反应，平衡常数也会改变。
▁▃▅▇易错点07：与勒夏特列原理理解有关的易错点
(1)“减弱这种改变”——升温平衡向着吸热反应方向移动；增大反应物浓度平衡向反应物浓度减小的方向移动；增大压强平衡向气体物质的量减小的方向移动。
(2)化学平衡移动的结果只是减弱了外界条件的改变，而不能完全抵消外界条件的改变，更不能超过外界条件的变化。
(3)化学反应速率改变，平衡不一定发生移动。
(4)化学平衡发生移动，化学反应速率一定改变(v正≠v逆)。
▁▃▅▇易错点08：聚焦与构建“过渡态”判断两个平衡状态有关的易混易错点
(1)构建等温等容平衡思维模式：新平衡状态可认为是两个原平衡状态简单的叠加并压缩而成，相当于增大压强。
(2)构建等温等压平衡思维模式(以气体物质的量增加的反应为例，见图示)：新平衡状态可以认为是两个原平衡状态简单的叠加，压强不变，平衡不移动。
▁▃▅▇易错点09：解化学平衡图像题的“五项注意”
(1)注意曲线上的特殊点，如与坐标轴的交点、多条曲线的交点、拐点、极值点等。
(2)注意曲线坡度的“平”与“陡”，并弄清其意义。
(3)注意弄清高温、高压时反应速率快，有利于先达到平衡，即“先拐先平”。也就是说其他条件不变时，较高温度或较大压强时达到平衡所用的时间短。
(4)注意运用图像中浓度(或物质的量)的变化来确定反应中化学计量数的关系，即化学计量数之比等于同一时间内各反应物、生成物的浓度(或物质的量)变化量之比。
(5)对时间—速率图像，注意分清曲线的连续性、跳跃性，是“渐变”还是“突变”，是“大变”还是“小变”，是“变大”还是“变小”，变化后是否仍然相等等情况，才可确定对应改变的条件是什么及如何改变。
■方法01 比较化学反应速率大小的常用方法
【解题通法】
(1)统一标准法
当比较同一反应的化学反应速率的相对大小时，按相应的化学方程式中各物质的化学计量数之比换算成同一物质表示的化学反应速率，统一单位，再比较数值大小。
(2)比值比较法
比较化学反应速率与其相应化学方程式中物质的化学计量数的比值大小，在单位相同时，数值大者反应速率大，如对于反应mA(g)+nB(g)=pC(g)，v(A)、v(B)、v(C)三者中，单位相同时，数值大者表示的反应速率大。
【典型例题】反应A(g)+3B(g) 2C(g)+2D(g)在四种不同情况下的反应速率分别为①v(A)= 24mol·L-1·min-1，②v(B)=1.5 mol·L-1·s-1，③v(C)=0.4 mol·L-1·s-1，④v(D)=0.5 mol·L-1·s-1，该反应进行的快慢顺序为( )
A．①<③<②<④ B．④<③<①<② C．②>①>④>③ D．④>③>②>①
【答案】C
【解析】同一反应中，不同物质的反应速率与反应方程式中的化学计量数的比值越大，反应速率越快，由题给数据可得：==0.4、==0.5、==0.2、==0.25，则反应进行的快慢顺序为②>①>④>③，故选C。
■方法02 化学反应速率的计算方法
【解题通法】
例如： mA(g) +nB(g) pC(g)
起始浓度(mol·L-1) a b c
转化浓度(mol·L-1) x
某时刻浓度(mol·L-1) a-x b- c+
【典型例题】某温度下，在恒容密闭容器中发生反应2X(s)Y(g)+2Z(g)，有关数据如下：
时间段/ min 产物Z的平均生成速率/ mol·L－1·min－1
0～2 0.20
0～4 0.15
0～6 0.10
下列说法错误的是( )
A．1 min时，Z的浓度大于
B．2 min时，加入，此时
C．3 min时，Y的体积分数约为33.3%
D．5 min时，X的物质的量为
【答案】B
【解析】A项，反应开始一段时间，随着时间的延长，反应物浓度逐渐减小，产物Z的平均生成速率逐渐减小，则0~1 min内Z的平均生成速率大于0~2 min内的，故1 min时，Z的浓度大于0.20 mol·L-1，A正确；B项，4 min时生成的Z的物质的量为，6min时生成的Z的物质的量为，故反应在4min时已达到平衡，设达到平衡时生了，列三段式：
根据，得，则Y的平衡浓度为0.3 mol·L-1，Z的平衡浓度为0.6 mol·L-1，平衡常数，2min时Y的浓度为0.2 mol·L-1，Z的浓度为0.4 mol·L-1，加入后Z的浓度变为0.6 mol·L-1，，反应正向进行，故，B错误；C项，反应生成的Y与Z的物质的量之比恒等于1∶2，反应体系中只有Y和Z为气体，相同条件下，体积之比等于物质的量之比，，故Y的体积分数始终约为33.3%，C正确；D项，由B项分析可知5 min时反应处于平衡状态，此时生成Z为0.6 mol，则X的转化量为0.6 mol，初始X的物质的量为2 mol，剩余X的物质的量为1.4 mol，D正确；故选B。
■方法03 “控制变量法”题目的解题策略
【解题通法】
注意事项：
(1)要选择合适的化学反应，所选择的反应不能太灵敏也不能太迟钝。
(2)反应物的浓度要适当，不能太大，而探索浓度变量时，浓度间的差别也不能太大。
(3)要有规律地设计不同反应体系的温度，也要注意物质的相应性质，不能选择会引起反应体系发生变化的温度。
(4)对变量要进行适当组合，组合的一般原则是“变一定多”，即保持其他变量不变，改变其中一个变量的值进行实验，测定数据，通过系列实验，找出变量对反应的影响。
【典型例题】Fenton法常用于处理含难降解有机物p-CP的工业废水，在调节好pH和Fe2+浓度的废水中加入H2O2，使产生的羟基自由基氧化降解污染物p-CP。控制p -CP的初始浓度相同，其余实验条件见下表，探究有关因素对该降解反应速率的影响。下列说法不正确的是( )
实验编号 H2O2溶液 Fe2+溶液 蒸馏水 pH 温度
c/(10-3mol·L-1) V/mL c(mol L-1) V/mL V/mL T/K
① 6.0 1.5 0.30 3.5 10 3 298
② 6.0 1.5 0.30 3.5 10 3 313
③ 6.0 3.5 0.30 3.5 x 3 298
④ 6.0 1.5 0.30 4.5 9 3 298
⑤ 6.0 1.5 0.30 3.5 10 10 298
A．实验①、⑤的目的是探究pH对p-CP降解速率的影响
B．实验②、④探究的是其它条件不变时，温度对p-CP降解速率的影响
C．实验③中，x=8
D．实验测得温度过高时，降解反应速率减小，可能的原因是H2O2受热分解
【答案】B
【解析】A项，由表格数据可知，实验①、⑤所加试剂的体积、浓度和反应温度均相同，只有溶液pH不同，则实验①、⑤的目的是探究溶液pH对p—CP降解速率的影响，故A正确；B项，由表格数据可知，实验②、④所加亚铁离子溶液的浓度和反应温度都不同，实验时变量不唯一化，无法探究温度对p—CP降解速率的影响，故B错误；C项，由表格数据可知，实验①、③是探究过氧化氢浓度对降解速率的影响，实验时应保持单一变量，溶液总体积应为15mL，则x=15 3．5 3．5=8，故C错误；D项，若实验时温度过高，过氧化氢受热分解，反应物浓度减小，p—CP降解速率减小，故D正确；故选B。
■方法04 有关活化能与反应历程解题方法
【解题通法】
找准一“剂”三“物”
一“剂”指催化剂 催化剂在机理图中多数是以完整的循环出现的，以催化剂粒子为主题的多个物种一定在机理图中的主线上
三“物”指反应物、生成物、中间物种(或中间体) 反应物 通过一个箭头进入整个历程的物质一般是反应物
生成物 通过一个箭头最终脱离整个历程的物质多是产物
中间体 通过一个箭头脱离整个历程，但又生成的是中间体，通过两个箭头进入整个历程的中间物质也是中间体，中间体有时在反应历程中用“[　]”标出
【典型例题】在含Fe3+的S2O82-和I-的混合溶液中，反应的分解机理及反应进程中的能量变化如下：
步骤①：2Fe3aq2Iaq=I2aq2Fe2aq
步骤②：2Fe2aq S2O82-aq=2Fe3aq2SO42-aq
下列有关该反应的说法不正确的是( )
A．Fe3+是该反应的催化剂
B．步骤①是总反应的决速步
C．若不加Fe3+，则正反应的活化能比逆反应的大
D．S2O82-与I-的反应为放热反应
【答案】C
【解析】A项，将步骤①和步骤②中两个反应加和，可确定Fe3+是该反应的催化剂，A正确；B项，从图中可以看出，步骤①的活化能比步骤②大，则步骤①比步骤②慢，步骤①是总反应的决速步，B正确；C项，催化剂不影响反应物和生成物的总能量，不管是否加入催化剂Fe3+，该反应都是放热反应，所以正反应的活化能比逆反应的小，C不正确；D项，由图示可知，S2O82-与I-的反应为S2O82- (aq)+2I-(aq)=2SO42-(aq)+I2(aq) ΔH＜0，则该反应为放热反应，D正确；故选C。
■方法05 “两步法”突破化学平衡状态标志的判断
【解题通法】
第一步：审题干条件，是恒温恒容还是恒温恒压;审反应特点：①全部是气体参与的等体积反应还是非等体积反应;②有固体参与的等体积反应还是非等体积反应。
第二步：看“变量”， 所用标志必须随着反应的进行在改变，当“变量”不变了，也就是变量一定了，说明达到了平衡。
【典型例题】将一定量纯净的氨基甲酸铵置于特制的真空密闭容器中(假设容器体积不变，固体试样体积忽略不计)，在恒定温度下使其达到分解平衡： NH2COONH4(s) 2NH3(g)+CO2(g)下列不能判断该分解反应已经达到平衡状态的是( )
A．v正(NH3)=2v逆(CO2) B．密闭容器中总压强不变
C．密闭容器中氨气的体积分数不变 D．密闭容器中混合气体的密度不变
【答案】C
【解析】该反应为反应前后气体体积不等的可逆反应，当密闭容器中总压强不变时，可以说明该反应已达到平衡状态；反应物不是气体，在密闭容器中只有生成物氨气和二氧化碳是气体，且是按比例生成的，因此它们的体积分数在任何时候都是不变的，所以氨气的体积分数不变不能说明反应达到平衡状态；在恒容密闭容器中，若此反应未达到平衡，则混合气体的密度发生改变，当混合气体的密度不变时，反应达到平衡状态。
■方法06 化学平衡的计算模式及解题思路
【解题通法】
(1)计算模式(x为物质A的转化率)
aA(g)＋bB(g) cC(g)＋dD(g)
c(初)(mol·L－1) n1 n2 0 0
Δc(mol·L－1) n1x n1x n1x n1x
c(平)(mol·L－1) n1(1－x) n2－n1x n1x n1x
(2)解题思路
①巧设未知数：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确定三个量：根据反应物、生成物及变化量三者之间的关系，代入未知数确定平衡体系中各物质的起始量、变化量、平衡量并按(1)中“模式”列表。
③解题设问题：明确了“始”、“变”、“平”三个量的具体数值，再根据相应关系求平衡时某成分的浓度、反应物转化率等，求出题目答案。
【典型例题】已知可逆反应：M(g)＋N(g) P(g)＋Q(g) ΔH>0，请回答下列问题：
(1)在某温度下，反应物的起始浓度分别为：c(M)＝1 mol·L－1，c(N)＝2.4 mol·L－1。达到平衡后，M的转化率为60%，此时N的转化率为________；
(2)若反应温度升高，M的转化率________(填“增大”、“减小”或“不变”)；
(3)若反应温度不变，反应物的起始浓度分别为：c(M)＝4 mol·L－1，c(N)＝a mol·L－1；达到平衡后，c(P)＝2 mol·L－1，a＝________。
(4)若反应温度不变，反应物的起始浓度为：c(M)＝c(N)＝b mol·L－1，达到平衡后，M的转化率为________。
【答案】(1)25% (2)增大 (3)6 (4)41.4%
【解析】 M(g) ＋ N(g) P(g) ＋ Q(g)
起始浓度(mol·L-1) 1 2.4 0 0
转化浓度(mol·L-1) 1×60% 1×60% 1×60% 1×60%
平衡浓度(mol L-1) 0.4 1.8 0.6 0.6
N的转化率为×100%＝25%。(2)由于该反应正反应吸热，温度升高，K增大，平衡右移，则M的转化率增大。(3)温度不变，平衡常数不变，K＝＝＝，a＝6。(4)根据(3)的结果，设M的转化率为x，则K＝＝，则＝，x＝41.4%。
■方法07 判断化学平衡移动方向的思维流程
【解题通法】
【典型例题】在密闭容器中进行如下反应：CO2(g)＋C(s)2CO(g)　ΔH>0，达到平衡后，若改变下列条件，则指定物质的浓度及平衡如何变化。
(1)增加C，平衡________，c(CO2)________。
(2)缩小反应容器的容积，保持温度不变，则平衡________，c(CO2)__________。
(3)保持反应容器的容积和温度不变，通入N2，则平衡________，c(CO2)____________。
【答案】(1)不移动 不变 (2)向左移动 增大 (3)不移动 不变
【解析】(1)C为固体，增加C，其浓度不变，平衡不移动，c(CO2)不变(2)缩小反应容器的容积，即增大压强，平衡向气体总体积减小的方向移动，即向左移动， c(CO2)比原来大(3)通入N2，各物质的浓度不变，平衡不移动，c(CO2)不变。
■方法08 化学平衡图像题的思维建模
【解题通法】
1．化学平衡图象解题步骤
【典型例题】在恒压、NO和O2的起始浓度一定的条件下，催化反应相同时间，测得不同温度下NO转化为NO2的转化率如图中实线所示(图中虚线表示相同条件下NO的平衡转化率随温度的变化)下列说法不正确的是
A．图中Y点所示条件下，增加O2的浓度能提高NO转化率
B．图中X点所示条件下，延长反应时间能提高NO转化率
C．反应2NO(g)+O2(g) 2NO2(g)的ΔH＞0
D．380℃下，c起始(O2)=5.0×10 4 mol·L 1，NO平衡转化率为50%，则平衡常数K＞2000
【答案】C
【解析】A项，Y点所示条件下达到平衡状态，增大氧气浓度平衡正向移动，NO转化率提高，A正确；B项，X点没有达到平衡状态，平衡正向进行，延长时间导致消耗的NO量增多，导致NO转化率提高，B正确；C项，升高温度NO平衡转化率降低，说明升高温度，化学平衡逆向移动，根据平衡移动原理：升高温度，化学平衡向吸热方向移动，逆反应为吸热反应，则该反应的正反应为放热反应，所以△H＜0，C错误；D项，380℃下c起始(O2)=5.0×10-4mol/L，反应正向移动，则c平衡(O2)＜5.0×10-4mol/L，NO平衡转化率为50%，则平衡时c(NO)=c(NO2)，化学平衡常数K==2000，D正确。
■方法09 压强平衡常数Kp的计算模式
【解题通法】
根据“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)”计算压强平衡常数
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(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＝
【典型例题】1200K时，假定体系内只有反应C40H12 (g)C40H10(g) + H2(g)发生，反应过程中压强恒定为p0(即C40H12的初始压强)，平衡转化率为α，该反应的平衡常数Kp为_______(用平衡分压代替平衡浓度计算，分压=总压×物质的量分数)。
【答案】
【解析】1200K时，假定体系内只有反应C40H12 (g)C40H10(g) + H2(g)发生，反应过程中压强恒定为p0 (即C40H12的初始压强)，平衡转化率为α，设起始量为1mol，则根据信息列出三段式为：
则，，，该反应的平衡常数=。
■方法10 复合判据判断化学反应进行方向
【解题通法】
(1)当ΔH<0，ΔS>0时，反应自发进行。
(2)当ΔH>0，ΔS<0时，反应不能自发进行。
(3)当ΔH>0，ΔS>0或ΔH<0，ΔS<0时，反应是否自发进行与温度有关，一般低温时以焓变影响为主，高温时以熵变影响为主。
即当ΔH>0，ΔS>0时，高温下自发进行，低温时不自发；当ΔH<0，ΔS<0，低温时自发进行，高温时不自发。
【典型例题】下列关于化学反应方向及其判据的说法中正确的是( )
A．1molSO3在不同状态时的熵值：S[SO3(s)]>S[SO3(1)]>S[SO3(g)]
B．常温下，反应C(s)+CO2(g)=2CO(g)不能自发进行，则该反应的ΔH>0
C．放热反应都可以自发进行，而吸热反应不能自发进行
D．2KClO3(s)=2KCl(s)+3CO2(g) ΔH>0能否自发进行与温度无关
【答案】B
【解析】A项，物质聚集状态不同熵值不同，气体S> 液体S> 固体S，1molSO3在不同状态时的熵值：S[SO3(s)]0，常温不能自发，说明高温时△G=△H-T △S＜0，说明则该反应的ΔH>0，故B正确；C项，反应的自发性由焓变和熵变共同决定，当△G=△H-T △S＜0时反应能自发进行，ΔG>0时反应不能自发进行，焓变小于零的反应，ΔH＜0，若ΔS＜0＜0，高温下可以ΔG>0，反应不能自发进行，熵变大于零的反应，ΔS>0，若ΔH>0 ，高温下可以ΔG＜0 时反应可自发进行，故C错误；D项，ΔH>0、ΔS>0 ，由△G=△H-T △S＜0 的反应可自发进行，可知能否自发进行与温度有关，故D错误；故选B。
■方法11 化学反应调控的方法
【解题通法】
工业生产调控主要考虑因素：化学反应速率、原料的利用率、单位时间内的产量、生产中的耗能、设备条件等因素。
【典型例题】某工业生产中发生反应：2X(g)+Y(g) 2M(g)　ΔH<0。下列有关该反应的说法正确的是( )
A．工业上合成M时，一定采用高压条件，因为高压有利于M的生成
B．若物质Y价廉易得，工业上一般采用加入过量的Y的方法，以提高X和Y的转化率
C．工业上一般采用较高温度合成M，因温度越高，反应物的转化率越高
D．工业生产中常采用催化剂，因为使用催化剂可提高M的日产量
【答案】D
【解析】虽然高压条件有利于M生成，但不一定都采用高压条件，如2SO2+O22SO3，常压下SO2的转化率已经很高，高压对SO2的转化率影响不大，因而工业上采用常压；加入Y，X的转化率提高，但Y的转化率降低；ΔH<0，升高温度，反应物转化率降低；催化剂可加快化学反应速率。
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