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第二章 化学反应速率与化学平衡
第二节 化学平衡
一、化学平衡的建立、特征和标志
1.可逆反应：在相同条件下，既能向正向进行又能向逆向进行的反应。可逆反应中反应物与生成物同时存在，且反应物的转化率小于100%。
注：不同条件下进行的反应物与生成物恰好相反的反应不是可逆反应。
如H2+O2H2O和H2OH2↑+O2↑
2.化学平衡的建立
反应开始时：反应物浓度最大，v正最大；生成物浓度为0，v逆为0。
反应进行中：反应物浓度减小，v正逐渐减小；生成物浓度增大，v逆逐渐增大。
反应到一定时间：v正 ＝ v逆，各反应物和生成物的量及百分含量不再发生变化。
3.化学平衡状态概念
一定条件下的可逆反应中，正反应和逆反应的速率相等，反应物和生成物各组分的量及百分含量保持不变的状态，称为化学平衡状态，简称化学平衡。化学平衡状态是给定条件下化学反应所能达到或完成的最大程度，即该反应进行的限度，此时反应物的转化率最大。
4.化学平衡状态的特征：化学平衡的特征可以概括为逆、等、动、定、变。
(1)逆：研究的对象是可逆反应。
(2)等：v正＝v逆≠0。
(3)动：化学平衡是一种动态平衡，表观静止，但是正、逆反应仍在不断进行。
(4)定：当可逆反应达到平衡时，各组分的量及百分含量不再发生变化。
(5)变：改变影响平衡的因素，原平衡被打破，并在新条件下建立新的平衡。
5.化学平衡状态的判断和标志
（1）判断依据：
①v正＝v逆
a.对于同一物质，该物质的生成速率等于它的消耗速率。
b.对于不同物质，化学反应速率之比等于化学计量系数之比，且一个为正向速率，一个为逆向速率。如对于反应，aA(g) + bB(g) cC(g) + cC(g)，当 ，则达到了平衡状态。
②各组分的量及百分含量不再发生变化。包括物质的量、物质的量分数、物质的量浓度、质量、体积分数等。
(2)判断标志
对于反应 aA(g) + bB(g) cC(g) + dD(g) △H＜0
类型 判断依据 平衡状态
各组分的量及百分含量 各物质的物质的量或物质的量分数一定 平衡
各物质的质量或者质量分数一定 平衡
各气体的体积分数一定 平衡
体系的总体积、总质量、总压强一定 不一定平衡
v正与v逆的关系 单位时间内消耗了a molA，同时生成了a molA，即v正＝v逆 平衡
单位时间内消耗了a molA，同时生成了c molC，即均指v正 不一定平衡
单位时间内消耗了b molB，同时消耗了c molC，即v正＝v逆 平衡
v(A):v(B):v(C):v(D) ＝ a:b:c:d，无法说明v正＝v逆 不一定平衡
v(A)正:v(B)逆 ＝ a:b，即v正＝v逆 平衡
气体平均相对分子质量（） 恒温、恒容条件下，a + b≠c + d时，气体的平均相对分子质量一定，说明n总恒定不变 平衡
恒温、恒容条件下，a + b＝c + d时，气体的平均相对分子质量一定，平衡前与平衡后n总均恒定不变 注：＝，m总—气体总质量，n总—气体总物质的量 不一定平衡
气体密度 恒温、恒压条件下，a + b≠c + d时，ρ气保持不变 平衡
恒温、恒压条件下，a + b＝c + d时，ρ气保持不变 注：ρ气＝，m气—气体总质量，V—体系总体积 不一定平衡
恒温、恒容条件下，若反应中存在气体与固体、液体之间的相互转化时，ρ气保持不变，如C(s)+H2O(g) CO(g)+H2(g) 平衡
类型 判断依据 平衡状态
压强 恒温、恒容条件下，a + b≠c + d时，总压强一定 平衡
恒温、恒容条件下，a + b＝c + d时，总压强一定 不一定平衡
温度 绝热体系温度一定 平衡
颜色 有颜色的气体参与的反应，体系颜色保持不变 平衡
二、化学平衡常数
1.概念
一定温度下，当一个可逆反应达到化学平衡时，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，该常数就叫做该反应在该温度下的化学平衡常数，用K表示。
2.表达式
对于一般的可逆反应mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)达到平衡时，其平衡常数的表达式为K＝。
注：
①反应物或生成物中有固体或纯液体存在时，由于其浓度可看作“1”而不代入公式。
②平衡常数的数量关系
化学平衡常数是指某一具体反应的平衡常数。若化学反应的方向改变或各物质前面的化学计量系数改变，平衡常数也会发生改变。
a.正反应和逆反应的化学平衡常数互为倒数。
b.化学计量系数变为原来的n倍，则平衡常数变为原来的n次方倍。
如N2(g)＋3H2(g) 2NH3(g)，K＝a； 2N2(g)＋6H2(g) 4NH3(g)，K＝a2
2NH3(g) N2(g)＋3H2(g)，K＝； N2＋H2 NH3，K＝
3.平衡常数影响因素：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。
4.意义和应用
（1）意义：K值越大，平衡体系中生成物所占的比例越大，正反应进行的程度越大，反应进行得越完全，平衡时反应物的转化率越大；反之，K越小，该反应进行得越不完全，平衡时反应物的转化率就越小。一般来说，当K>105时，该反应就进行的基本完全了。
（2）利用K值判断可逆反应的热效应
①若升高温度，平衡常数K值增大，则正向为吸热反应，即△H＞0；
②若升高温度，平衡常数K值减小，则正向为放热反应，即△H＜0；
③若降低温度，平衡常数K值增大，则正向为放热反应，即△H＜0；
④若降低温度，平衡常数K值减小，则正向为吸热反应，即△H＞0。
（3）利用浓度商（Q）与化学平衡常数K值的相对大小判断反应方向
对于可逆反应mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)，在任意时刻的反应物浓度幂之积与生成物浓度幂之积的比值称为浓度商，常用Q表示，Q＝。
当Q＜K，反应向正反应方向进行；
当Q＝K，反应处于平衡状态；
当Q＞K，反应向逆反应方向进行。
（4）利用K值计算转化率
一定温度下，对于可逆反应mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)，起始加入a mol/L A和b mol/L B发生反应，该反应在该温度下的平衡常数为K，求达到平衡状态时反应物A的转化率。
设A的转化量为mx，则
mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)
起 始（t0） a b 0 0
变化量（△c） mx nx px qx
平衡量（t） a－mx b－nx px qx
因平衡常数K值已知，将平衡量带入平衡常数表达式中求出x，进而求出转化率α。
三、化学平衡的移动
1.定义
在一定条件下，当可逆反应达到平衡状态后，若改变影响化学平衡的因素，旧化学平衡状态被破坏，新化学平衡建立的过程。平衡移动的原因是改变条件使得v正≠v逆 ，移动的结果是v正＝v逆 ，即达到新的化学平衡。
2.平衡移动原理（勒夏特列原理）
改变影响化学平衡的因素，平衡向着减弱该改变的方向移动（只能削减不能抵消）。
注：平衡移动原理适用于化学平衡、电离平衡、盐类的水解平衡、沉淀溶解平衡。
3.外界条件变化对化学平衡的影响
（1）浓度
浓度变化 速率变化 移动方向 速率－时间图
增大反应物浓度 v正瞬间增大 v逆不变 v′正>v′逆 化学平衡向正向移动（平衡向反应物浓度减小的方向移动）
减小反应物浓度 v正瞬间减小 v逆不变 v′逆>v′正 化学平衡向逆向移动（平衡向反应物浓度增大的方向移动）
增大生成物浓度 v逆瞬间增大 v正不变 v′逆>v′正 化学平衡向逆向移动（平衡向生成物浓度减小的方向移动）
减小生成物浓度 v逆瞬间减小 v正不变 v′正>v′逆 化学平衡向正向移动（平衡向生成物浓度增大的方向移动）
注：改变反应物或生成物浓度，使平衡发生移动时不脱离原平衡点移动。
（2）催化剂
使用催化剂可降低化学反应的活化能，同等程度加快正、逆反应速率，不影响平衡，平衡不移动。
（3）压强
对于反应 aA(g) + bB(g) cC(g) + dD(g) △H
反应前后气体分子数变化 压强变化 速率变化 移动方向 速率－时间图
a+b＜c+d 增大压强 v正与v逆均增大 v逆增大的程度大 v′正＜v′逆 化学平衡向逆向移动（平衡向气体分子数减小的方向移动）
减小压强 v正与v逆均减小 v正减小的程度小 v′正＞v′逆 化学平衡向正向移动（平衡向气体分子数增大的方向移动）
a+b＞c+d 增大压强 v正与v逆均增大 v正增大的程度大 v′正>v′逆 化学平衡向正向移动（衡向气体分子数减小的方向移动）
减小压强 v正与v逆均减小 v逆减小的程度小 v′正＜v′逆 化学平衡向逆向移动（平衡向气体分子数增大的方向移动）
a+b＝c+d 增大压强 v正与v逆同等程度增大 v′正＝v′逆 化学平衡不移动
减小压强 v正与v逆同等程度减小 v′正＝v′逆 化学平衡不移动
注：对于反应前后气体分子数发生变化的反应，改变压强，使平衡发生移动时脱离原平衡点移动；对于反应前后气体分子数不发生变化的反应，改变压强，脱离原平衡点不移动。
（4）温度
对于反应 aA(g) + bB(g) cC(g) + dD(g) △H
温度变化 反应热 速率变化 移动方向 速率－时间图
升高温度 △H＞0 v正与v逆均增大 v正增大的程度大 v′正>v′逆 化学平衡向正向移动（平衡向吸热方向移动）
△H＜0 v正与v逆均增大 v逆增大的程度大 v′正＜v′逆 化学平衡向逆向移动（平衡向吸热方向移动）
降低温度 △H＞0 v正与v逆均减小 v逆减小的程度小 v′正＜v′逆 化学平衡向逆向移动（平衡向放热方向移动）
△H＜0 v正与v逆均减小 v正减小的程度小 v′正>v′逆 化学平衡向正向移动（平衡向放热方向移动）
注：改变温度，使平衡发生移动时脱离原平衡点移动。
四、图像问题
1.浓度（或转化率、百分含量）—时间图像及分析
要点：“先拐先平，数值大”。即曲线先出现拐点的首先达到平衡，反应速率快，则对应温度越高或压强越大。再依据外界条件变化对平衡的影响分析判断反应的热效应及反应前后气体体积的变化。
对于反应 aA(g) + bB(g) cC(g) + dD(g) △H
其中，C%指生成物的百分含量，B%指反应物的百分含量。
（1）图中a用催化剂，b未使用催化剂。
（2）T2条件下先出现拐点，先达平衡，则温度T2＞T1；又T1到T2温度升高，C%增大，B%减小，故升高温度，平衡向正向进行，则该反应△H＞0。
（3）T2条件下先出现拐点，先达平衡，则温度T2＞T1；又T1到T2温度升高，C%减小，B%增大，故升高温度，平衡向逆向进行，则该反应△H＜0。
（4）P1条件下先出现拐点，先达平衡，则压强P1＞P2；又P2到P1压强增大，C%增大，B%减小，故增大压强，平衡向正向进行，则该反应正向为气体分子数减小的反应，即a+b＞c+d。
（5）P1条件下先出现拐点，先达平衡，则压强P1＞P2；又P2到P1压强增大，C%减小，B%增大，故增大压强，平衡向逆向进行，则该反应正向为气体分子数增大的反应，即a+b＜c+d。
2.转化率(或质量分数)与压强—温度图像
要点：该类图像表示两个外界条件同时变化时，反应物A的转化率变化情况，解决这类图像一般采用“定一议二”的方法，即变量控制法，把自变量(温度、压强)之一设为恒量，讨论另外两个变量的关系。
(1)等压线图像
第一步：垂直于横轴做垂线交于三条等压线于A、B、C三点，这三点温度一定，讨论压强变化对A转化率影响，进而确定该反应正反应为气体分子数增大还是减小的反应。
第二步：三条等压线变化趋势一致，选择其中一条等压线，讨论温度变化对A的转化率的影响，进而确定该反应正反应为放热还是吸热反应。
(2)等温线图像
第一步：垂直于横轴做垂线交于两条等温线于A、B两点，这两点压强一定，讨论温度变化对A转化率影响，进而确定该反应正反应为放热还是吸热反应。
第二步：两条等温线变化趋势一致，选择其中一条等温线，讨论压强变化对A的转化率的影响，进而确定该反应正反应为气体分子数增大还是减小的反应。
3.其他图像
对于其他图像，先找平衡点，找到后看平衡点以后条件变化对平衡的影响。
对于反应 aA(g) + bB(g) cC(g) + dD(g) △H
图像
分析 温度由T1升到T2， v正＞v逆，平衡右移， 正反应吸热，即△H＞0 温度升高，v正>v逆， 平衡右移，正反应吸热，即△H＞0 温度升高，C%减小， 平衡左移，逆反应吸热，即正反应△H＜0 压强增加，A%增加， 平衡左移，逆反应缩体，即a+b＜c+d第二章 化学反应速率与化学平衡
第一节 化学反应速率
一、化学反应速率
1.概念
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化学反应速率。化学反应速率是定量描述化学反应进行快慢的物理量。
2.表达式和单位
表达式：v ＝ （或v＝ ）
单 位：mol·L－1·s－1、mol·L－1·min－1或mol/(L·s)、mol/(L·min)
注:
（1）可通过直观现象来定性判断反应进行的快慢，也可以用化学反应速率来定量判断。
（2）化学反应速率通常是指某一段时间内的平均反应速率，而不是瞬时反应速率。
（3）一般纯液体和固体的浓度是恒定不变的，可视为常数，故不能用纯液体或固体的浓度表示化学反应速率；可用单位时间内纯液体或固体的物质的量或质量的变化来表示化学反应速率。
（4）同一化学反应中，用不同物质表示化学反应速率，其数值可能相同也可能不相同，但表示的意义相同，即同等快慢。
（5）同一化学反应中，用不同物质表示的化学反应速率之比＝各物质前面的化学计量系数之比＝物质的量浓度变化量之比＝物质的量变化量之比。
对于与反应：aA(g) + bB(g) ＝＝ cC(g) +dD(g)
则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)
3.化学反应速率的比较
（1）归一法：若单位不统一，先统一单位，将单位化一致；然后，利用速率与化学计量系数之间的关系，将不同物质表示的化学反应速率转化为同一种物质表示的化学反应速率；最后，对速率进行大小比较。
（2）比值法：比较化学反应速率与化学计量数的比值，如aA(g)＋bB(g)＝＝cC(g)
若＞ ，则说明用A表示的化学反应速率大于用B表示的化学反应速率。
4.化学反应速率的计算方法
(1)利用基本公式：v ＝ （或v＝ ）。
(2)利用反应速率之比＝各物质前面的化学计量系数之比＝物质的量浓度变化量之比＝物质的量变化量之比。
(3)“三段式”法计算模板
例如：反应(体积为V L的密闭容器) mA(g)＋nB(g) pC(g)
起始浓度/(mol/L) a b c
转化浓度/(mol/L) x
t时刻浓度/(mol/L) a－x b－ c＋
计算中注意以下量的关系：
①对反应物：t时刻浓度＝c(起始)－c(转化)
②对生成物：t时刻浓度＝c(起始)＋c(转化)
③反应前后体系的压强之比＝反应前后体系气体的总物质的量之比。
如p(起始):p(t时刻) ＝ n(起始)总:n(t时刻)总
＝(a+b+c):(a－x+b－+c＋)
④反应物的转化率α＝ × 100% ＝ × 100%
（Δn—转化物质的量、n0—初始物质的量、Δc—转化物质的量浓度、c0—初始物质的量浓度）
二、影响化学反应速率的因素
1.内因：参加反应物质的结构和性质为决定因素。
2.外因：主要指温度、浓度、压强、催化剂、其他因素（如接触面积）。
（1）温度：升高温度加快化学反应速率；反之，化学反应速率减慢。实验测得，温度每升高10℃，化学反应速率增加至原来的2至4倍。
（2）浓度：在一般情况下，当其他条件相同，增大反应物浓度，化学反应速率增大；降低反应物浓度，化学反应速率减小。
注：对于固体或纯液体，其浓度可视为常数，不因其量的变化而影响化学反应速率。
（3）压强：对于有气体参加的反应，增大体系压强可加快化学反应速率。
①恒温时，缩小容器体积，引起体系压强增大，反应物浓度增大，化学反应速率加快。
②恒温、恒容时
a.充入反应物气体，体系压强增大，反应物浓度增大，化学反应速率增大。
b.充入无关气体（稀有气体或不参与反应的气体），引起反应体系总压强增大，但各反应物的分压不变，即反应物的浓度不变，化学反应速率不变。
③恒温、恒压时，充入无关气体，引起反应体系体积增大，反应物浓度减小，化学反应速率减慢。
（4）催化剂：催化剂可以降低化学反应的活化能，加快化学反应速率。对于可逆反应，催化剂可同等程度加快正、逆反应速率。
三、活化能
1.有效碰撞理论
（1）基元反应：一个化学反应往往经过多个步骤才能实现，每一步反应都称为基元反应，即反应中反应物一步直接转化为产物。
注：在一个化学反应中，将最慢的基元反应称为决速步反应，该基元反应的活化能较高。
（2）有效碰撞：基元反应发生的先决条件是反应物的分子必须发生碰撞。我们把能够发生化学反应的碰撞叫做有效碰撞。
（3）活化分子：发生有效碰撞的分子必须具有足够的能量，这种能够发生有效碰撞的分子叫做活化分子。
（4）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，用Ea表示。
注：①化学反应一般需要一个活化的过程，即能发生反应的分子，必须是先吸收能量后形成活化分子。
②活化能越大，反应越难进行。
2.用有效碰撞理论解释外界条件对化学反应速率的影响
（1）浓度：增大反应物浓度，单位体积内活化分子数增多（活化分子百分数不变），单位时间、单位体积内有效碰撞次数增多，化学反应速率加快。
（2）压强：增大气体压强，单位体积内活化分子数增多（活化分子百分数不变），单位时间、单位体积内有效碰撞次数增多，化学反应速率加快。
（3）温度：升高温度，活化分子百分数和单位体积内活化分子数均增加，单位时间、单位体积内有效碰撞次数增多，化学反应速率加快。
（4）催化剂：使用催化剂，活化分子百分数和单位体积内活化分子数均增加，单位时间、单位体积内有效碰撞次数增多，化学反应速率加快。

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