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一、化學反應速率及其簡單計算

1.化學反應速率：通常用單位時間內反應物濃度的減小或生成物濃度的增加來表示，其 數學表達式可表示為單位一般為mol/(Lmin)或mol.L-1min-1

2.結論：對于一般反應 aA + bB =cC + dD來說有：

VA ：VB ：VC ：VD =△CA ：△CB ：△CC ：△CD =△nA ：△nB ：△nC ：△nD = a ：b ：c ：d

特別提醒：

1.化學反應速率指的是平均速率而不是瞬時速率

2.無論濃度的變化是增加還是減少，化學反應速率均取正值。

3.同一化學反應速率用不同物質表示時可能不同，但是比較反應速率快慢時，要根據反應速率與化學方程式的計量系數的關系換算成同一種物質來表示，看其數值的大小。注意比較時單位要統一。

二、影響化學反應速率的因素

1.內因(主要因素)：反應物本身的性質(分子結構或原子結構)所決定的。

2.外因(次要因素)

(1)濃度：當其他條件不變時，增大反應物的濃度，V正急劇增大，V逆也逐漸增大。若減小反應物濃度，V逆急劇減小，V正逐漸減小。(固體或純液體的濃度可視為常數，故反應速率與其加入量多少無關)。

(2)溫度：當其他條件不變時，升溫時， V正、V逆都加快;降溫時，V正、V逆都減小

(3)壓強：其他條件不變時，對于有氣體參加的反應，通過縮小反應容器，增大壓強，V正、V逆都增大;通過擴大反應容器，壓強減小，濃度變小，V正、V逆均減小。

(4)催化劑：使用催化劑，成百上千的同等倍數地增加了正、逆反應速率。

特別提醒：

1.改變壓強的實質是改變濃度，若反應體系中無氣體參加，故對該類的反應速率無影響。

2.恒容時，氣體反應體系中充入稀有氣體(或無關氣體)時，氣體總壓增大，物質的濃度不變，反應速率不變。

3.恒壓時，充入稀有氣體，反應體系體積增大，濃度減小，反應速率減慢。

4.溫度每升高10℃，化學反應速率通常要增大為原來的2～4倍。

5.從活化分子角度解釋外界條件對化學反應速率的影響：

三、化學平衡狀態的標志和判斷

1.化學平衡的標志：

(1)V正=V逆，它是化學平衡的本質特征

(2)各組分的濃度不再改變，各組分的物質的量、質量、體積分數、反應物的轉化率等均不再改變，這是外部特點。

2.化學平衡的狀態的判斷：

特別提醒：

1.當從正逆反應速率關系方面描述時，若按化學計量數比例同向說時，則不能說明達到平衡狀態;若按化學計量數比例異向說明，則可以說明達到平衡狀態。

2.恒溫、恒容下的體積不變的反應，體系的壓強或總物質的量不變時，不能說明達到平衡狀態。

如H2(g)+I2 (g) 2HI(g)。

3.全部是氣體參加的體積不變的反應，體系的平均相對分子質量不變，不能說明達到平衡狀態。

如2HI(g) H2(g)+I2(g)

4.全部是氣體參加的反應，恒容條件下體系的密度不變，不能說明達到平衡狀態。

四、影響化學平衡的因素及勒夏特例原理

要點一：反應條件對化學平衡的影響：

(1)濃度：在其他條件不變時，增大反應物的濃度或減少生成物的濃度，都可使平衡向正反應方向移動，反之，平衡向逆反應方向移動。

(2)溫度：在其他條件不變時，升高溫度，平衡向吸熱方向移動;降低溫度，平衡向放熱方向移動;溫度對化學平衡的影響是通過改變平衡常數實現的。

(3)壓強：其他條件不變時，在有氣體參加的可逆反應里，增大壓強，平衡向氣體總體積縮小的方向移動;反之，平衡向氣體總體積增大的方向移動。在這里，壓強改變是通過反應器容積的改變來完成的(即壓縮或擴大)。

(4)催化劑：使用催化劑能同等倍數地增大正逆反應速率，平衡不移動，縮短了達到平衡所需的時間，但不會改變化學平衡常數，不會改變反應物的轉化率，不會改變各組分的百分含量。

特別 提醒：

1.恒容時充入與該反應無關的氣體(如稀有氣體)，正逆反應速率不變，平衡不移動

2.使用催化劑或對氣體體積不變的反應改變壓強，同等倍數的改變正逆反應速率，平衡不移動。

3.若改變濃度、壓強、溫度，不同倍數的改變了正逆反應速率時，化學平衡一定移動。

要點二：勒夏特例原理 如果改變影響化學平衡的一個條件(如濃度、溫度、壓強)，平衡就向能夠減弱這種方向移動。對該原理中的“減弱”不能理解為消除、抵消，即平衡移動的變化總是小于外界條件變化對反應的改變。如給已達到平衡狀態的可逆體系，增加5個大氣壓，由于化學反應向體積縮小的方向移動，使體系的最終壓強大于其初始壓強P0而小于P0+5。另外，工業上反應條件的優化，實質上是勒夏特例原理和化學反應速率兩方面綜合應用的結果。

五、化學速率和化學平衡圖象

1.速率v--時間t的圖象：

(1)由速率的變化判斷外界條件的改變：①若反應速率與原平衡速率斷層，則是由改變溫度或壓強所致，具體改變的條件，則要結合V逆、V正大小關系及平衡移動的方向進行判斷。②若反應速率與原平衡連續，則是由改變某一種物質的濃度所致，具體是增大或減小反應物還是生成物的濃度，則要結合V逆、V正大小關系及平衡移動的方向進行判斷

2.組分量--時間t、溫度T、壓強P的圖象

①“先拐先平”：“先拐”的先達到平衡狀態，即對應的溫度高或壓強大，從而判斷出曲線對應的溫度或壓強的大小關系。

②“定一議二”：即固定其中的一個因素(溫度或壓強等)，然后討論另外一個因素與化學平衡中的參量(濃度、質量分數、體積分數、平均相對分子質量)的變化關系，從而判斷出該反應為放熱反應或吸熱反應、反應前后氣體體積的大小等。

六、化學平衡常數

1.對于一般的可逆反應：mA(g)+ nB(g) pC(g)+qD(g)，其中m、n、p、q分別表示化學方程式中反應物和生成物的化學計量數。當在一定溫度下達到化學平衡時，這個反應的平衡常數公式可以表示為： ,各物質的濃度一定是平衡時的濃度,而不是其他時刻的.

2.在進行K值的計算時，固體和純液體的濃度可視為常數“1”。例如：Fe3O4(s)+4H2(g) 3Fe(s)+4H2O(g)，在一定溫度下，化學平衡常數表示為 。

3.利用K值可判斷某狀態是否處于平衡狀態。例如，在某溫度下，可逆反應mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)，平衡常數為K。若某時刻時，反應物和生成物的濃度關系如下： ，則有以下結論：

①Qc=K ，V(正)=V(逆)，可逆反應處于化學平衡狀 態;

②QcV(逆)，可逆反應向正反應方向進行;

③Qc>K ，V(正)

4.化學平衡常數是指某一具體化學反應的平衡常數，當化學反應方程式的各物質的化學計量數增倍或減倍時，化學平衡常數也會發生相應的變化。

5.化學平衡常數是描述可逆反應進行程度的重要參數，只與溫度有關，與反應物、生成物的濃度無關，當然也不會隨壓強的變化而變化，即與壓強無關。

七、等效平衡問題

1.等效平衡的概念：在一定條件下(定溫、定容或定溫、定壓)對同一可逆反應，無論反應從何處開始均可達到平衡且任何同一個的組分的含量相同，這樣的平衡互稱為等效平衡。

2.等效平衡的規律

①對于反應前后氣體物質的體積不等的反應

A定溫、定容時，改變起始加入情況，只要按化學計量數換算成方程式兩邊同一物質的物質的量與原平衡相等就可以建立等效平衡。

B定溫、定壓時，改變起始加入情況，只要按化學計量數換算成方程式兩邊同一物質的物質的量之比與原平衡相等就可以建立等效平衡。

②對于反應前后氣體物質的體積相等的反應

不論定溫、定容時還是定溫、定壓時，改變起始加入情況，只要按化學計量數換算成方程式兩邊同一物質的物質的量之比與原平衡相等就可以建立等效平衡。

八、化學反應進行的方向

1.放熱反應具有自發進行的傾向，但有些吸熱反應也能自發進行，故用焓判據判斷反應自發進行的方向不全面

2.反應體系熵值的增大，反應有自發進行的傾向，但有些熵減的反應也 能自發進行，故用熵判據判斷反應自發進行的方向也不全面

3.復合判據---自由能變化：△G=△H-T△S，是最全面的判斷據：

①△G=△H-T△S>0，不能自發進行;

②△G=△H-T△S<0，能自發進行;

③△G=△H-T△S=0，反應處于平衡狀態。

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