化学反应进行得程度与化学平衡
化学化学反应速率与平衡的关系
化学化学反应速率与平衡的关系化学反应速率与平衡的关系化学反应速率和平衡是化学领域的重要概念。
反应速率是指在化学反应中物质转化的快慢程度，而平衡是指在反应进行一段时间后，反应物与生成物的浓度保持恒定的状态。
本文将探讨化学反应速率与平衡之间的关系，并解释其中的原因。
一、化学反应速率的定义与影响因素化学反应速率是指单位时间内反应物或生成物的浓度变化。
通常以物质浓度的变化量与时间的比率来表示。
反应速率的定义为：速率= Δ浓度/Δ时间反应速率受多种因素的影响，包括：1. 反应物浓度：通常情况下，反应物浓度越高，反应速率越快。
2. 温度：提高温度可以增加反应物粒子的能量，因此反应速率也会增加。
3. 催化剂：催化剂可以降低反应的活化能，使反应更容易发生，从而加快反应速率。
4. 反应物的物理状态：气体反应速率一般比液体快，而液体反应速率一般比固体快。
5. 反应物的颗粒大小：颗粒越小，表面积越大，反应速率越快。
在化学反应中，反应速率与平衡之间存在着密切的关系。
反应速率快的反应往往达到平衡的时间也较短，而反应速率慢的反应则需要较长的时间才能达到平衡。
在反应初期，反应速率往往很高，因为此时反应物浓度较高、温度较高，有利于反应发生。
随着时间的推移，反应物逐渐转化为生成物，反应速率逐渐降低。
当反应物和生成物浓度达到一定比例时，反应速率将进一步减缓，最终达到一个平衡状态。
三、平衡位置的受影响因素平衡位置指的是反应达到平衡时，反应物和生成物的相对浓度。
根据列夫泽尔原理(Le Chatelier's principle)，平衡位置受到以下因素的影响：1. 反应物浓度：增加反应物浓度将使平衡位置向生成物一侧移动，而减少反应物浓度则会使平衡位置向反应物一侧移动。
2. 温度：增加温度对于吸热反应来说，平衡位置会向生成物一侧移动，对于放热反应来说，平衡位置会向反应物一侧移动。
3. 压力（对气体反应而言）：增加压力会使平衡位置向反应物分子较少的一侧移动，而减少压力则会使平衡位置向反应物分子较多的一侧移动。
化学反应速率与平衡常数关系
化学反应速率与平衡常数关系引言：化学反应速率和平衡常数是描述化学反应进行程度和速率的重要指标。
化学反应速率是指反应物转化为生成物的速率，可以通过实验测得。
平衡常数是指反应达到平衡时，反应物与生成物之间的浓度比值的倒数。
化学反应速率与平衡常数之间存在一定的关系。
本文将探讨化学反应速率与平衡常数的关系，以及影响化学反应速率和平衡常数的因素。
一、化学反应速率与平衡常数的定义及关系1. 化学反应速率的定义化学反应速率是指反应物转化为生成物的速率，可以通过测量反应物消失或生成物增加的速率来确定。
一般来说，化学反应速率可以用反应物浓度随时间的变化来表示。
2. 平衡常数的定义平衡常数是指在恒温下，反应物与生成物之间的浓度比值的倒数。
对于一个反应aA + bB ⇌ cC + dD，平衡常数的表达式为Kc = [C]^c[D]^d / [A]^a[B]^b，其中[a]、[b]、[c]、[d]分别表示反应物和生成物的浓度。
3. 化学反应速率与平衡常数的关系化学反应速率和平衡常数有一定的关系。
对于一个可逆反应来说，反应物与生成物在达到平衡时，它们的速率均为零。
在这种情况下，平衡常数与反应速率之间存在以下关系：当平衡常数大于1时，生成物的浓度高于反应物的浓度，反应速率较快；当平衡常数小于1时，反应物的浓度高于生成物的浓度，反应速率较慢。
这意味着平衡常数越大，反应速率越快，平衡常数越小，反应速率越慢。
二、影响化学反应速率和平衡常数的因素1. 温度的影响温度是影响化学反应速率和平衡常数的重要因素。
随着温度的升高，反应物的活性增加，分子碰撞频率增加，反应速率加快。
同时，温度升高还可以改变反应物和生成物的平衡浓度，从而影响平衡常数的大小。
2. 浓度的影响反应物浓度的增加会导致分子碰撞的频率增加，增加了反应发生的机会，从而提高反应速率。
反应物浓度的增加还会影响平衡常数，使其偏向生成物一侧或反应物一侧。
3. 催化剂的影响催化剂可以降低反应物的活化能，从而加快反应速率。
高考化学专题复习——化学反应速率与化学平衡
化学反应速率化学平衡两个问题：第一、化学反应进行的快慢即化学反应速率问题；第二、化学反应进行的程度即化学平衡问题一、化学反应速率1．表示方法（1）概念：化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度的减小或生成物浓度的增加来表示（2）公式：v＝△c/△t单位：mol/(L·s)或mol/(L·min)（3）注意事项：①由于反应过程中，随着反应的进行，物质的浓度不断地发生变化（有时温度等也可能变化），因此在不同时间内的反应速率是不同的。
通常我们所指的反应速率是指平均速率而非瞬时速率。
②同一化学反应的速率可以用不同物质浓度的变化来表示，其数值不一定相同，但其意义相同。
其数值之比等于化学计量数之比。
对于反应：m A＋n B p C＋q DV A∶V B∶V C∶V D＝m∶n∶p∶q③一般不能用固体物质表示。
④对于没有达到化学平衡状态的可逆反应：v正≠v逆[例1]某温度时，2L容器中X、Y、Z三种物质的量随时间的变化如图所示。
由图中数据分析，该反应的化学方程式为___3X + Y2Z___；反应开始至2min ，Z的平均反应速率为___0.05 mol/(L·min)__。
[例2]在2A + B = 3C + 4D的反应中, 下列表示该反应的化学反应速率最快的是（B ）A. V(A) = 0.5 mol/(L·s)B. V(B) = 0.3 mol/(L·s)C. V(C) = 0.8 mol/(L·s)D. V(D) = 1 mol/(L·s)练习1反应4A（S）+3B（g）==2C（g）+D（g），经2min，B的浓度减少了0.6mol/L.。
此反应速率的表示正确的是（）A．用A表示的反应速率是0.4mol/L·minB．用C表示的速率是0.2mol/L·minC．在2 min末的反应速率，用B表示是0.3mol/L·minD．在2 min内用B和C表示的反应速率的值都是逐渐减少的。
2化学反应基本原理
(2.6)
吉布斯等温方程是化学上最重要和最有用的方 程之一。
2.1.2 反应自发性的判断
最小自由能原理 对于恒温、恒压、不做非体积功的一般反应，其 自发性的判断标准为: G <0 自发过程，过程能向正方向进行 G =0 平衡状态 G >0 非自发过程，过程能向逆方向进行
自 由 能 的 变 化
熵的定义
玻尔兹曼公式 S = k lnW (2.1)
玻尔兹曼常数 k=R/NA=1.3810-23JK-1
熵的热力学定义(对恒温可逆过程)
qr S T (2.5)
熵的定义
自然界中另一类自发进行的过程
一瓶氨气在室内的扩散。
往一杯水中滴入几滴墨水。
过程能自发地向着混乱程度增加的方向进行。
体 系 倾 向 于 混 乱 度 的 增 加
H、S、T对反应自发性的影响
反应实例 H S G=H-TS 反应的自发性 － ＋ － 任一T 自发 任一T 非自发 T 有利自发 T 有利自发
H2(g) + Cl2(g) = 2HCl(g)
CO(g) = C(s) + ½O2(g)
＋ －
＋
T ＋－ T ＋－
CaCO3(s)=CaO(s) +CO2(g) ＋ ＋ N2(g) + 3H2(g) = 2NH3(g) － －
Hy(298.15K)=-153.9kJmol-1
反应的焓变
但有些反应或过程却是向吸热方向进行的。
H2O(s)=H2O(l)
101.325kPa, 273.15K: H>0 CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g) 101.325kPa, 1183K: H>0
熵的定义
高考化学化学反应速率与平衡考点
高考化学化学反应速率与平衡考点在高考化学中，化学反应速率与平衡是一个极其重要的考点。
理解和掌握这部分知识，对于在高考中取得优异成绩至关重要。
首先，咱们来聊聊化学反应速率。
化学反应速率，简单来说，就是化学反应进行的快慢程度。
它可以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。
影响化学反应速率的因素有不少。
比如说浓度，反应物浓度越大，反应速率通常就越快。
这就好比一群人干活，人越多，干活的速度可能就越快。
再比如温度，一般温度越高，反应速率也会加快。
就像加热能让水更快地沸腾一样，温度升高能给化学反应提供更多的能量，让分子们更活跃，反应也就进行得更快。
还有压强，对于有气体参与的反应，如果增大压强，相当于把气体分子们挤得更紧了，它们之间碰撞的机会增多，反应速率也就提高了。
催化剂也是个关键因素，它能改变反应的路径，降低反应所需的活化能，从而极大地加快反应速率。
但要注意，催化剂在反应前后自身的质量和化学性质是不变的。
接下来，咱们再谈谈化学平衡。
当一个可逆反应进行到一定程度时，正反应速率和逆反应速率相等，反应物和生成物的浓度不再发生变化，这时就达到了化学平衡状态。
化学平衡具有一些特点。
比如动态平衡，虽然看起来各物质的浓度不再改变，但实际上正逆反应仍在进行，只是速率相等罢了。
还有条件不变性，如果外界条件不变，平衡状态就不会改变。
但如果条件改变了，平衡就会被打破，然后在新的条件下重新建立平衡。
影响化学平衡移动的因素也不少。
浓度的变化会影响平衡，如果增大反应物浓度或者减小生成物浓度，平衡会向正反应方向移动；反之，则向逆反应方向移动。
温度的改变同样重要，升高温度，平衡会向着吸热反应的方向移动；降低温度，平衡会向着放热反应的方向移动。
压强的变化对于有气体参与且反应前后气体分子数发生改变的反应有影响。
增大压强，平衡会向气体分子数减少的方向移动；减小压强，则向气体分子数增加的方向移动。
在解题时，我们常常会遇到有关化学反应速率和平衡的图像问题。
化学高考必知化学反应与化学平衡的定量关系
化学高考必知化学反应与化学平衡的定量关系化学是一门研究物质的性质、组成和变化的科学。
在高考化学中，了解化学反应与化学平衡的定量关系是必不可少的。
本文将探讨化学反应的定量关系和化学平衡的定量关系，并介绍一些相关的例题和解析。
一、化学反应的定量关系1. 摩尔比和摩尔构成比化学反应中，不同物质之间的摩尔比和摩尔构成比会直接影响反应的进行。
摩尔比是指反应物之间的摩尔比例，而摩尔构成比是指在化学反应中反应物与生成物之间的摩尔比例。
例如，对于以下反应：2H₂ + O₂ → 2H₂O反应物氢气和氧气的摩尔比为2:1，摩尔构成比为2:2:2。
2. 反应物的限量与溢量在化学反应中，如果某种反应物的量不足，就会造成其他反应物无法完全反应的情况，这种反应物就被称为限量反应物。
而剩余未反应的反应物就被称为溢量反应物。
例如，对于以下反应：2H₂ + O₂ → 2H₂O假设氢气和氧气的量比分别为2:1和1:1，氢气为限量反应物，氧气为溢量反应物。
在反应中，氢气会完全反应，而氧气会剩余。
3. 反应物之间的化学计量关系化学反应中，反应物与生成物之间存在着确定的化学计量关系。
这种化学计量关系可以通过化学方程式得出。
例如，对于以下反应：2H₂ + O₂ → 2H₂O该反应表明，2 mol的氢气与1 mol的氧气反应生成2 mol的水。
二、化学平衡的定量关系1. 平衡常数和反应物浓度之间的关系化学平衡是指化学反应达到动态平衡时，反应物与生成物之间的浓度保持不变。
平衡常数是衡量平衡位置的指标，与反应物浓度之间存在一定的关系。
例如，对于以下反应：aA + bB ⇌ cC + dD平衡常数Ke表达式为：Ke = [C]^c [D]^d / [A]^a [B]^b其中，[A]、[B]、[C]、[D]分别表示反应物A、B和生成物C、D 的浓度。
2. 平衡常数和反应物物质的量之间的关系平衡常数与反应物物质的量之间也存在一定的关系。
根据化学方程式和平衡常数的定义，可以得出如下关系：例如，对于以下反应：aA + bB ⇌ cC + dD平衡常数Ke与反应物物质的量之间的关系为：Ke = ([C]/[A])^c ([D]/[B])^d其中，[A]、[B]、[C]、[D]分别表示反应物A、B和生成物C、D的物质的量。
化学平衡和化学反应速率的关系
化学平衡和化学反应速率的关系化学平衡和化学反应速率是化学反应中两个重要的概念。
化学平衡指的是在一个封闭系统中，反应物与生成物之间的摩尔比例保持不变的状态。
而化学反应速率则是指单位时间内反应物消失或生成物出现的量。
虽然化学平衡和化学反应速率看似相互矛盾，但实际上二者之间存在着密切的关系。
首先，化学平衡的达成需要一定的时间。
在反应初期，反应物之间的碰撞频率较高，反应速率较快，但生成物的浓度较低。
随着反应进行，反应物的浓度逐渐减少，生成物的浓度逐渐增加，反应速率逐渐减慢。
当反应物与生成物之间的摩尔比例达到一定的数值时，化学平衡达成。
其次，化学平衡的达成并不意味着反应停止。
在平衡状态下，反应物和生成物之间仍然发生着相互转化的微小反应，只是反应速率相等，净反应速率为零。
这是因为在平衡状态下，反应物和生成物之间的反应速率相互抵消，使得反应物和生成物的浓度保持不变。
然而，化学平衡的达成并不意味着反应速率为零。
反应速率的大小取决于反应物的浓度，温度，压力等因素。
当反应物浓度增加或温度升高时，反应速率会增加。
反之，当反应物浓度减少或温度降低时，反应速率会减慢。
因此，化学平衡的达成并不意味着反应速率为零，而是指反应速率相互抵消，使得反应物和生成物的浓度保持不变。
此外，化学平衡和反应速率之间还存在着动态平衡的关系。
动态平衡是指在一个系统中，正反应和逆反应同时进行，且它们的反应速率相等。
在动态平衡下，反应物和生成物的浓度保持不变，但反应物和生成物之间仍然发生着相互转化的微小反应。
这种动态平衡的存在使得反应物和生成物之间的浓度保持稳定，同时也保证了反应速率的相等。
总结起来，化学平衡和化学反应速率之间存在着密切的关系。
化学平衡的达成需要一定的时间，而化学反应速率的大小取决于反应物浓度、温度等因素。
化学平衡的达成并不意味着反应停止，而是指反应速率相互抵消，使得反应物和生成物的浓度保持不变。
此外，化学平衡和反应速率之间还存在着动态平衡的关系，使得反应物和生成物之间的浓度保持稳定，同时也保证了反应速率的相等。
第二章 化学反应速率与化学平衡
第二章化学反应速率与化学平衡
第一节化学反应速率
1、化学反应速率：用于表示单位时间内，反应物浓度的减少，或生成物浓度的增加。
2、分子碰撞理论：有效碰撞才能发生反应。
3、活化能理论：用于解释影响反应速率的因素。
4、催化剂：本质上参与反应，但在多步反应之后，催化剂被复原。
催化剂的作用是为一步反应找捷径，虽然发生了多步反应，但是每一步需要的活化能都更小，使得反应更容易进行。
举例：氯酸钾制氧气的反应用二氧化锰作催化剂可使反应更快进行。
催化剂也有延缓反应的情况。
第二节化学平衡
1、化学反应的平衡状态：忽略反应时间（反应速率），重点看反应的限度，化学反应可分为完全反应和可逆反应。
对于可逆反应，在条件一定的情况下，存在平衡状态。
条件改变时，平衡状态被打破，直至形成新的平衡状态，这叫做化学平衡的移动。
举例：
①碘化氢的分解（浓度变化1：加入反应物；浓度变化2：改变体积）；
②二氧化氮与四氧化二氮（压强的改变）；
③合成氨工业（分别讨论浓度、温度、体积、压强的改变）；
④进化的例题（选择，见附件）；
⑤高考真题（2022年第28题，详见附件）。
2、勒夏特列原理：一个可逆反应达到平衡状态后，改变影响平衡的因素，平衡就向着减弱这种改变的方向进行。
3、化学平衡常数：用于衡量化学反应的限度。
平衡常数在化学反应中有应用，在溶解平衡中也有应用——十分重要，高考必考。
定义：生成物的浓度积与反应物浓度积的比值。
本质是浓度商。
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化学反应速率和化学平衡实验报告
化学反应速率和化学平衡实验报告实验目的，通过实验观察和测定不同因素对化学反应速率和化学平衡的影响，探究相关规律。
实验仪器和试剂，实验仪器包括试管、烧杯、计时器等；试剂包括氢氧化钠溶液、盐酸溶液、溴水等。
实验原理，化学反应速率是指单位时间内反应物消失量或生成物生成量的大小，可以通过观察反应物浓度的变化或生成物浓度的变化来确定。
而化学平衡是指在一定条件下，反应物和生成物浓度达到一定的比例关系，不再发生净反应。
实验步骤：1. 实验一，观察温度对化学反应速率的影响。
a. 取两个试管，分别加入等量的氢氧化钠溶液和盐酸溶液，观察反应情况；b. 将其中一个试管放入冰水中降低温度，另一个试管放入热水中升高温度，观察反应速率的变化；c. 记录观察结果。
2. 实验二，观察浓度对化学反应速率的影响。
a. 取两个试管，分别加入不同浓度的氢氧化钠溶液和相同浓度的盐酸溶液，观察反应情况；b. 记录反应开始的时间，并观察生成物的浓度变化；c. 记录观察结果。
3. 实验三，观察压力对化学平衡的影响。
a. 取两个试管，分别加入溴水，观察反应情况；b. 在一个试管中加入少量氯化铁溶液，观察生成物的颜色变化；c. 记录观察结果。
实验结果与分析：1. 实验一结果表明，温度的升高能够加快化学反应速率，而温度的降低则会减慢化学反应速率。
这是因为温度升高会增加分子的平均动能，使得分子碰撞频率增加，从而增加反应速率。
2. 实验二结果表明，浓度的增加能够加快化学反应速率。
这是因为浓度增加会增加反应物的碰撞频率，从而增加反应速率。
3. 实验三结果表明，在一定条件下，化学反应会达到平衡状态。
当加入氯化铁溶液后，溴水的颜色发生变化，但最终仍然会达到一定的平衡状态。
结论，本实验通过观察和测定不同因素对化学反应速率和化学平衡的影响，验证了温度、浓度和压力对化学反应速率和化学平衡的影响。
这些实验结果对于理解化学反应速率和化学平衡的规律具有重要的指导意义。
实验中还存在一些不足之处，例如实验操作的精度和实验条件的控制等方面，需要进一步改进和完善。
化学反应速率和化学平衡知识点总结
第二章化学反应速率和化学平衡第一节、化学反应速率掌握化学反应速率的含义及其计算；了解测定化学反应速率的实验方法1.化学反应速率的概念化学反应速率是用来衡量化学反应进行的快慢程度的物理量;2.化学反应速率的表示方法对于反应体系体积不变的化学反应,通常用单位时间内反应物或生成物的物质的量浓度的变化值表示;v=Δc/Δtυ：平均速率,Δc：浓度变化,Δt：时间单位：mol/3.化学反应速率的计算规律①同一反应中不同物质的化学反应速率间的关系：同一时间内,用不同的物质表示的同一反应的反应速率数值之比等于化学方程式中各物质的化学计量数之比;VA:VB:VC:VD=A:B:C:D；VA/A=VB/B.②三步法：mA+nB===pC+qD初始量mol/L： a b 0 0变化量mol/L：mx nx pxqxns末量mol/L a-mx b-nx pxqxPS：只有变化量与计量数成正比4.化学反应速率的特点①反应速率不取负值,用任何一种物质的变化来表示反应速率都不取负值;②同一化学反应选用不同物质表示反应速率时,可能有不同的速率数值,但速率之比等于化学方程式中各物质的化学计量数之比;③化学反应速率是指时间内的“平均”反应速率;不是瞬时速率④由于在反应中纯固体和纯液体的浓度是恒定不变的,因此对于有纯液体或纯固体参加的反应一般不用纯液体或纯固体来表示化学反应速率;其化学反应速率与其表面积大小有关,而与其物质的量的多少无关;通常是通过增大该物质的表面积如粉碎成细小颗粒、充分搅拌、振荡等来加快反应速率;⑤对于同一化学反应,在相同的反应时间内,用不同的物质来表示其反应速率,其数值可能不同,但这些不同的数值表示的都是同一个反应的速率;因此,表示化学反应的速率时,必须指明是用反应体系中的哪种物质做标准;5.化学反应速率的测量1基本思路化学反应速率是通过实验测定的;因为化学反应中发生变化的是体系中的化学物质包括反应物和生成物,所以与其中任何一种化学物质的浓度或质量相关的性质在测量反应速率时都可以加以利用;2测定方法①直接可观察的性质,如释放出气体的体积和体系的压强;②依靠科学仪器才能测量的性质,如颜色的深浅、光的吸收、光的发射、导电能力等;③在溶液中,当反应物或产物本身有比较明显的颜色时,常常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;物理方法：量气法、比色法、电导法等;第二节、影响化学反应速率的因素了解影响反应速率的主要因素；掌握外界条件对反应速率的影响规律1、发生化学反应的前提——有效碰撞理论1有效碰撞：能够发生化学反应的碰撞;化学反应发生的先决条件是反应物分子之间必须发生碰撞;反应物分子之间的碰撞只有少数碰撞能导致化学反应的发生,多数碰撞并不能导致反应的发生,是无效碰撞;碰撞的频率越高,则化学反应速率就越大;2活化能和活化分子①活化分子：在化学反应中,能量较高,有可能发生有效碰撞的分子;活化分子之间之所以能够发生有效碰撞,是由于它们的能量高,发生碰撞时,能够克服相撞分子之间的排斥力,破坏分子内部原子之间的“结合力”,从而导致反应物分子破坏,重新组合成生成物分子,发生化学反应;②活化能：活化分子所多出的那部分能量或普通分子转化成活化分子所需的最低能量;③活化能与化学反应速率：活化分子数目的多少决定了有效碰撞发生的次数;在分子数确定时,活化分子百分数增大,有效碰撞的次数增多,反应速率加快;2、决定化学反应速率的因素内因：参加反应的物质的性质和反应的历程,是决定化学反应速率的主要因素;外因：即外界条件,主要有温度、浓度、压强、催化剂等;1浓度①其他条件不变时,增大反应物的浓度,加快反应速率；减小反应物的浓度,减慢反应速率;②解释：在其他条件不变时,对某一反应来说,活化分子百分数是一定的,单位体积内的活化分子数与单位体积内反应物分子总数成正比,就与浓度成正比;反应物浓度增大→单位体积内分子数增加→活化分子数增加→单位时间内有效碰撞增加→反应速率加快2压强①对于有气体参加的反应,若其他条件不变,增大压强减小容器的容积,反应速率加快；减小压强增大容器容积,反应速率减慢;②解释：在一定温度下,一定量的气体所占的体积与压强成反比;增大压强减小容器的容积相当于增大反应物的浓度;③压强改变的几种情况：1.恒温时：压缩体积→压强增大→浓度增大→反应速率增大；增大体积,反应速率减小. 恒温时,压缩体积→活化分子百分数不变,但单位体积内活化分子数增多→有效碰撞几率增多→反应速率增大.反之,增大容器体积,反应速率减小.2.恒温恒容时⑴充入气体反应物→气体反应物浓度增大压强也增大→反应速率增大体积不变时,充入气体反应物→活化分子百分数不变,但单位体积内活化分子数增多→有效碰撞几率增多→反应速率增大⑵充入不参与反应的气体→容器内总压强增大→各物质浓度未改变→反应速率不变体积不变时,充入不参与反应的气体→活化分子数和活化分子百分数都不变→有效碰撞几率不变→反应速率不变.3.恒温恒压时：充入不参与反应的气体→体积增大→反应物浓度减小→反应速率减慢总之,分析压强改变对化学反应速率的影响时,关键看气体浓度是否有变化：如果气体浓度有变化,化学反应速率一定改变；若气体浓度无改变,则化学反应速率不改变.同时要注意通常所说的压强增大是指压缩加压.3温度①其他条件不变时,升高温度,增大反应速率；降低温度,减慢反应速率;②解释：温度是分子平均动能的反映,温度升高,使得整个体系中分子的能量升高,分子运动速率加快;4催化剂对反应速率的影响①催化剂可以改变化学反应的速率;不加说明时,催化剂一般使反应速率加快的正催化剂;②催化剂影响化学反应速率的原因：在其他条件不变时,使用催化剂可以大大降低反应所需要的能量,会使更多的反应物分子成为活化分子,大大增加活化分子百分数,因而使反应速率加快;第三节、化学平衡了解化学平衡状态的建立,理解化学平衡的特点外界条件浓度、温度、压强等对化学平衡的影响1. 可逆反应与不可逆反应①可逆反应：在同一条件下,同时向正、反两个方向进行的化学反应称为可逆反应;前提：反应物和产物必须同时在于同一反应体系中,而相同条件下,正逆反应都能自动进行;②不可逆反应：在一定条件下,几乎只能向一定方向向生成物方向进行的反应;2. 化学平衡状态的概念特征：逆、等、动、定、变化学平衡状态：在一定条件下的可逆反应里,正反应速率和逆反应速率相等,反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态;理解化学平衡状态应注意以下三点：①前提是“一定条件下的可逆反应”,“一定条件”通常是指一定的温度和压强;②实质是“正反应速率和逆反应速率相等”,由于速率受外界条件的影响,所以速率相等基于外界条件不变;③标志是“反应混合物中各组分的浓度保持不变”;浓度没有变化,并不是各种物质的浓度相同;对于一种物质来说,由于单位时间内的生成量与消耗量相等,就表现出物质的多少不再随时间的改变而改变;3.化学平衡的移动1可逆反应的平衡状态是在一定外界条件下浓度、温度、压强建立起来的,当外界条件发生变化时,就会影响到化学反应速率,当正反应速率不再等于逆反应速率时,原平衡状态被破坏,并在新条件下建立起新的平衡;2化学平衡移动方向①若外界条件改变,引起υ正>ν逆时,正反应占优势,化学平衡向正反应方向移动,各组分的含量发生变化；②若外界条件改变,引起υ正<ν逆时,逆反应占优势,化学平衡向逆反应方向移动,各组分的含量发生变化；③若外界条件改变,引起υ正和ν逆都发生变化,如果υ正和ν逆仍保持相等,化学平衡就没有发生移动,各组分的含量从保持一定到条件改变时含量没有变化3对于恒容条件下m+n≠p+q的只有气体参与的反应,平衡时体系的总压强,总物质的量,平均相对分子质量不再发生变化;如果有固体或液体参与反应,则只看气体的数;对于m+n=p+q的只有气体参与的反应,无论平衡与否,三者都不会发生变化;注意：只要容器体积不变,密度就不会发生改变但对于有固体或液体气体一同参与的反应,气体的密度可以作为平衡状态的标志4.影响化学平衡的条件1浓度：增加反应物的浓度或减少生成物的浓度,平衡向正方向移动；减少反应物的浓度或增加生成物的浓度,平衡向逆方向移动;2压强：对有气体参与的反应,压强越大,平衡向化学计量数体积减小的方向移动；压强越小,平衡向化学计量数体积增大的方向移动;3温度：温度升高,平衡向吸热方向移动；温度降低,平衡向放热方向移动;4催化剂：催化剂只影响化学反应速率,不会影响平衡的移动;5勒夏特列原理①原理内容：如果改变影响平衡的一个条件如温度、压强等,平衡就向能够减弱这种改变的方向移动;②适用范围：勒夏特列原理适用于已达平衡的体系如溶解平衡、化学平衡、电离平衡、水解平衡等;不适用于未达平衡的体系;判断化学平衡状态常用方法的归纳：项目m Ag+n Bg p Cg+q Dg混合物体系中各成分的含量①各物质的物质的量或物质的量分数一定平衡②各物质的质量或质量分数一定平衡③各气体的体积或体积分数一定平衡④总体积、总压力、总物质的量一定不一定平衡正、逆反应速率的关系①在单位时间内消耗了m molA的同时生成m molA,即v正=v逆平衡②在单位时间内消耗n molB的同时消耗p molC,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逆不一定平衡④在单位时间内生成n molB的同时消耗q molD,均指v逆不一定平衡压强①m+n≠p+q时,总压力一定其他条件一定平衡②m+n=p+q时,总压力一定其他条件一定不一定平衡混合气体的平均相对分子质量M ①一定,只有当m+n≠p+q时平衡②一定,但m+n=p+q时不一定平衡温度任何化学反应都伴随着能量变化,当体系温度一定时,其他不变平衡密度ρ体系的密度一定不一定平衡其他如体系颜色不再变化平衡5.化学平衡常数1概念：在一定温度下,当一个可逆反应达到平衡状态时,生成物的平衡浓度用化学方程式中的化学计量数作为指数的乘积与反应物的平衡浓度用化学方程式中的化学计量数作为指数的乘积的比值是一个常数,这个常数叫做化学平衡常数;用符号K示;2表达式：mAg+nBg=pCg+qDg,在一定温度下K为常数,只要温度不变,对于一个具体的可逆反应就对应一个具体的常数值;3平衡常数意义：K值越大,说明平衡体系中生成物所占的比例越大,它的正向反应进行的程度就越大,即该反应进行得越完全,反应物转化率越大；反之,就越不完全,转化率就越小;一般说>105时,该反应进行得就基本完全了;4影响化学平衡常数的因素：只受温度影响5平衡转化率：用平衡时已转化了的某反应物的量与反应前初始时该反应物的量之比来表示反应在该条件下的最大限度;6化学平衡常数的应用：①用任意状态浓度幂之积的比值称为浓度商,用Qc表示,以平衡常数为标准,判断正在进行的可逆反应是否处于平衡状态,以及向那个方向金子那个最终建立放入平衡;Qc与K比较：Qc>K,可逆反应逆向进行Qc<,K可逆反应正向进行Qc=K,可逆反应处于平衡②利用平衡常数可判断反应的热效应;若温度升高,K增大,则正反应为吸热反应；反之;③利用平衡常数可计算物质的平衡浓度、物质的量分数、转化率等6.化学平衡图像解题方法1认清坐标所代表的意义,并与勒夏特列原理联系2紧扣可逆反应的特征,搞清正反应是吸热还是放热,体积增减,有无固体纯液体参加3看清速率的变化及变化量大小,在条件间建立关系4看清起点、拐点、终点和曲线的变化趋势;先拐先平;5定一议二;当图像中有三个量时,先确定一个量不变再讨论另外两个量的关系第四节、化学反应进行的方向了解焓变、熵变与反应方向的关系；掌握焓变和熵变一起决定反应的方向1.自发过程和自发反应自发过程：在一定条件下不借助外部力量就能自动进行的过程;自发反应：在一定的条件温度、压强下,一个反应可以自发进行到显着程度,就称自发反应;自发反应一定属于自发过程;非自发反应：不能自发地进行,必须借助某种外力才能进行的反应;2.自发反应的能量判据自发反应的体系总是趋向于高能状态转变为低能状态这时体系往往会对外做功或释放热量ΔH<0,这一经验规律就是能量判断依据;注：反应焓变是与反应能否自发进行有关的一个因素,但不是唯一的因素,并且自发反应与反应的吸放热现象没有必然的关系;3.自发反应的熵判据①熵的含义：在密闭的条件下,体系由有序自发地转变为无序的倾向,这种推动体系变化的因素;熵用来描述体系的混乱度,符号为S;单位：J/熵值越大,体系的混乱度越大;注：自发的过程是熵增加的过程;熵增加的过程与能量状态的高低无关;熵变是与反应能否自发进行有关的又一个因素,但也不是唯一的因素;②熵增加原理：自发过程的体系趋向于有序转变为无序,导致体系的熵增加,也是反应方向判断的熵依据;与有序体系相比,无序体系“更加稳定”;③反应的熵变ΔS反应熵变即化学反应时物质熵的变化;④常见的熵增加的化学反应：产生气体的反应,气体物质的量增大的反应,熵变的数值通常都是正值,为熵增加反应;4.化学反应方向的判断依据。
化学反应进行的程度和化学平衡
第三章化学反应进行的程度和化学平衡学习指导课程内容1. 化学平衡和平衡常数1) 化学平衡的基本特征2) 标准平衡常数3) 平衡常数与反应速率系数的关系4) 标准平衡常数的实验测定5) Gibbs函数与化学平衡2.标准平衡常数的应用1) 判断反应的程度2) 预测反应方向3) 计算平衡组成3. 化学平衡的移动1) 浓度对化学平衡的影响2) 压力对化学平衡的影响3) 温度对化学平衡的影响4) Le Chatelier原理5) 两个需要说明的问题1. 化学平衡和平衡常数1.1 化学平衡的基本特征1. 可逆反应习惯上将从左到右的反应称为正反应，从右到左的反应叫做逆反应。
在同一条件下既可以正向进行的又能逆向进行的反应称为可逆反应(reversible reaction)。
如：H2(g) + I2(g) ＝2HI(g)大多数化学反应都是可逆的。
在密闭容器中，可逆反应不能进行“到底”，即反应物不能完全转化为产物。
2. 不可逆反应有些反应逆向进行的趋势很小，正反应几乎能进行到底，这种反应叫做不可逆反应(nonreversible reaction)。
如氯酸钾的分解反应：该反应逆向进行的趋势很小。
3. 化学平衡对于任一个可逆反应，在一定条件下进行到某一时刻后，其正反应速率等于逆反应速率，即：υ（正）= υ(逆)此时反应物和生成物的浓度不会再发生改变。
反应系统所处的状态称为化学平衡（chemical equilibrium）。
4.化学平衡的基本特征（1）在适宜条件，可逆反应可以达到平衡状态。
（2）化学平衡是动态平衡，从微观上看，正、逆反应仍在进行，只是净反应结果无变化。
（3）当条件一定时，平衡状态下，平衡组成不再随时间发生变化。
（4）只要系统中各物种的组成相同，不管从那个方向开始，最终达到平衡时，系统组成相同，或称之为平衡组成与达到平衡的途径无关。
1.2 标准平衡常数1. 实验平衡常数大量的实验表明：在一定温度下，可逆反应达到平衡时，各产物浓度(或分压)幂的乘积与各反应物浓度(或分压)幂的乘积之比是一个常数，称为实验平衡常数（experimental equilibrium constant）。
化学反应进行程度的判断与解析
化学反应进行程度的判断与解析化学反应是化学变化的过程，根据反应的程度可以分为完全反应和不完全反应。
本文将探讨化学反应进行程度的判断与解析，以帮助读者更好地理解和应用化学知识。
一、化学反应进行程度的判断方法1. 实验法通过实验方法，可以根据反应物与生成物的摩尔比关系来判断化学反应的进行程度。
实验法主要有质量法、容量法和气体体积法等。
质量法是以氧化物为例，通过称量不同质量的反应物与生成物，比较它们的质量变化来判断反应进行程度。
例如：2Cu + O2 → 2CuO当反应从始末两物质的质量变化相等时，说明反应已经进行到极限，是完全反应。
容量法是通过选择适当的酸碱指示剂，观察反应溶液的颜色变化，根据反应终点颜色的出现来判断反应是否完全。
例如：HCl + NaOH → NaCl + H2O当酸碱指示剂由酸性变为中性时，反应可以认为是完全反应。
气体体积法是适用于气体反应的一种判断反应进行程度的方法。
例如：2H2 + O2 → 2H2O根据反应前后气体体积的变化来判断反应是否进行到极限，气体体积不再改变时，反应可以认为是完全反应。
2. 热力学法热力学法是通过判断化学反应的反应焓变（ΔH）来评估反应进行程度的方法。
反应焓变为负值时，说明反应为放热反应，反应进行程度较高；反应焓变为正值时，反应为吸热反应，反应进行程度较低。
3. 化学平衡法化学平衡法是根据化学反应的平衡常数（K）来判断反应进行程度的方法。
平衡常数大于1时，说明生成物的浓度较高，反应进行程度较高；平衡常数小于1时，说明反应物的浓度较高，反应进行程度较低。
二、化学反应进行程度的解析1. 影响反应进行程度的因素化学反应的进行程度受到多种因素的影响，包括反应物的浓度、温度、压力和催化剂等。
反应物浓度的增加可以促进反应进行，反应进行程度增加。
根据速率方程可知，反应速率与反应物的浓度呈正相关关系。
温度的增加可以增加反应物的动能，提高反应物的碰撞频率和碰撞能量，从而促进反应进行。
第二章化学反应的方向和吉布斯函数
式(2.5)表明，对于恒温、恒压的可逆过程， TΔS = qr = ΔH 。所 以 TΔS 是相应于能量的一种转化形式，可以与 ΔH 相比较。
18
3. 反应的吉布斯函数变
1875年，美国化学家吉布斯(Gibbs)首先提出一 个把焓和熵归并在一起的热力学函数—G (现称
吉布斯自由能或吉布斯函数)，并定义：
5
1. 反应的焓变与熵变
2H2(g) + O2 (g) = 2H2O (l) （氢气燃烧） rHm = - 571.66 kJ. mol-1
H2O (s) = H2O (l)
（冰的融化） rHm = 44.012 kJ. mol-1
在25º C标准态条件下，上述二例都能自发进行。但它们的焓 变却不一样，前者为放热反应，而后者则为吸热过程。如果 用焓变作为反应能否自发进行的判据，则结论将彼此矛盾， 因此，用焓变作为判据行不通。
pi p xi
27
工业和分析化学中常用各组分气体的体积分数 来 表示混合气体的组成。某组分气体的体积分数等于其 分体积与总体积之比即 i Vi V 某组分气体的分体积Vi 是在恒温下将其压缩到具有混 合气体总压力时所占有的体积。利用理想气体状态方 程 Vi ni RT / p 和 V nRT / p 两式相除即可得
9
系统内物质微观粒子的混乱度与物质的聚集状态和温度等
有关。在绝对零度时，理想晶体内分子的各种运动都将停止，
物质微观粒子处于完全整齐有序的状态。人们根据一系列低 温实验事实和推测，总结出一个经验定律——
热力学第三定律
在绝对零度时，一切纯物质的完美晶体的熵值都 等于零。
S (0 K) = 0
( 2. 3 )
Vi i xi V
化学反应速率和化学平衡知识规律总结
化学反应速率和化学平衡知识规律总结关于化学反应速率和化学平衡知识规律总结总结是在某一时期、某一项目或某些工作告一段落或者全部完成后进行回顾检查、分析评价，从而得出教训和一些规律性认识的一种书面材料，它可以提升我们发现问题的能力，快快来写一份总结吧。
你想知道总结怎么写吗？下面是店铺整理的化学反应速率和化学平衡知识规律总结，仅供参考，希望能够帮助到大家。
一、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，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，2、表示方法：3、单位：mol/(L·s)；mol/(L·min)4、同一化学反应用不同的物质表示时，该反应的化学反应速率可能不同。
化学计量数之比等于对应物质的化学反应速率之比。
例：ν(A):ν(B):ν(C):ν(D) = 2 ：3 ：1 ：45、起始浓度不一定按比例，但是转化浓度一定按比例。
6、固体和纯液体的浓度视为常数（保持不变），因此，它们的化学反应速率也视为常数。
题型一：根据化学计量数之比，计算反应速率【例1】反应4NH3(g)+5O2(g) 4NO(g)+6H2O(g)在10L密闭容器中进行，半分钟后，水蒸气的物质的量增加了0.45mol，则此反应的平均速率v(X)（反应物的消耗速率或产物的生成速率）可表示为（）A．v(NH3)?0.010mol/(L?s) B．v(O2)?0.001mol/(L?s)C．v(NO)?0.001mol/(L?s) D．v(H2O)?0.045mol/(L?s)【点拨】正确答案是C。
【规律总结】遇到这一类题目，一定要充分利用化学反应中各物质的反应速率之比等于它们的化学计量数之比这一规律进行计算。
题型二：以图象形式给出条件，计算反应速率【例2】某温度时，在2L容器中，X、Y、Z三种物质的物质的量随时间变化的曲线如图所示。
由图中数据分析：该反应的化学方程式为_________________。
3化学反应程度的判定和化学反应速率的控制
2NH3(g)
K
{ peq(NH3 ) / p }2 {peq(N2 ) / p }{peq(H2 ) /
p
}3
对于 C (石墨) + CO2(g)
2CO(g)
K { peq(CO) / p }2 peq (CO2 ) / p
一、反应进行程度的判据与化学平衡
K 只是温度的函数。 K 值越大，说明反应进行得越彻底， 反应物的转化率越高。
一、反应进行程度的判据与化学平衡
结论：增大反应浓度或减少生成物浓度时平 衡将沿正反应方向移动；减小反应物浓度或增加 生成物浓度时平衡则沿逆反应方向移动。
一、反应进行程度的判据与化学平衡
（2）压力对化学平衡的影响
3 H2(g) ＋ N2(g)
2 NH3(g)
Kθ
{ p(NH3 )/pθ }2
{ p(N2 )/pθ }{ p(H2 )/pθ }3
★ 到达平衡状态的途径是双向的
对上述反应，不论从哪个方向都能到达同一平衡状
态。温度一经确定，CO2的平衡压力也就确定，在该压 力下产生CO2的速率等于它转化为CaCO3的速率。
一、反应进行程度的判据与化学平衡
1. 标准平衡常数 K
在一定温度下，当化学反应处于平衡状态时，以其化学
反应的化学计量数（绝对值）为指数的各产物与各反应物分 压或浓度的乘积之比为一个常数。对于一般化学反应。
)
K
θ
即 Q K θ ,导致反应向生成氨的方向移动 。 压力变化对平衡的影响实质是通过浓度的变化起作 用。改变压力对无气相参与的系统影响甚微。
一、反应进行程度的判据与化学平衡
（3） 温度对化学平衡的影响 通过下列实验学习温度对化学平衡的影响：
第二章 化学反应速率和化学平衡知识点总结
第二章化学反应速率和化学平衡知识点总结要点一化学反应速率大小的比较（一）化学反应速率1.表示方法通常用单位时间内反应物浓度的_______________或生成物浓度的 _______________来表示。
2.数学表达式：，单位为。
对于Δc（反应物）=c（初）-c(末), 对于Δc（生成物）=c（末）-c（初）。
Δt表示反应所需时间，单位为等。
3.单位一般为_______________或_____________或______________ 。
4、对某一具体的化学反应来说，用不同物质的浓度变化来表示化学反应速率时，数值往往不同，其数值之比等于。
（二）根据化学方程式对化学反应速率的计算求解化学反应速率的计算题一般按以下步骤：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式计算。
例如：反应 mA + nB pC起始浓度（mol/L） a b c转化浓度（mol/L） x某时刻浓度（mol/L） a-x（1）同一化学反应速率用不同物质表示时数值，但比较反应速率的快慢不能只看数值的大小，而要通过转化换算成同一物质表示，再比较数值的大小。
（2）比较化学反应速率与化学计量数的比值，如aA+bB==pY+qZ ,即比较与若则A表示的反应速率比B大。
（3）注意反应速率单位的一致性。
（4）注意外界条件对化学反应速率的影响规律。
在反应A+3B 2C+2D中，若某条件下v(A)=0.15 mol/ (L·min) , 则此时用v(B)表示该反应的化学反应速率为v(B)= _________ ;若起始条件下，物质C的物质的量为0，经过5秒后，C的物质的量浓度为0.45mol/L，则用v(C)表示该反应的化学反应速率为 _________ 。
（三）化学反应速率的测定按图安装两套装置，通过分液漏斗分别加入40 mL 1 mol/L和40 mL 4 mol/L的硫酸，比较二者收集10 mL H2所用的时间。
化学反应速率和化学平衡的难点及解决策略
化学反应速率和化学平衡的难点及解决策略“化学反应速率和化学平衡”研究化学反应发生的方向、限度和速率所遵循的规律，包括化学反应速率的含义及影响化学反应速率的因素、化学平衡的含义及影响化学平衡的因素、判断化学反应方向的依据等。
化学反应原理就是人类在研究大量化学反应本质的基础上，总结得到的关于化学反应的一般规律。
学习本块内容可以了解可逆反应平衡移动所遵循的规律，知道化学反应原理在生产、生活和科学研究中的应用；增强探索化学反应原理的兴趣，树立学习和研究化学的志向。
培养学生科学探究能力，提高学生的科学素养。
化学反应速率和化学平衡即是重点也是难点。
以下内容是我在教学过程体悟的难点及解决策略。
1、化学反应速率及影响因素区别于必修2中定性的了解化学反应速率，选修中的化学反应速率是定量的表征化学反应的快慢，化学反应速率是通过实验测定的。
因为化学反应中发生变化的是体系中的化学物质，所以与其中任何一种化学物质的浓度相关的性质在测量反应速率时都可以加以利用，包括能直接观察的某些性质（如释放的气体体积和体系压强），也包括必须依靠科学仪器才能测量的性质（如颜色深浅、光的吸收、光的发射、导电能力等）。
讲这个知识点可以类比物理中的速度，用单位时间内物体位移量来表示。
化学反应速率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。
化学反应速率选修要求高于必修的还有运用相关理论对影响化学反应速率的各种因素进行解释。
相对较难，尤其是充入惰性气体对反应速率的影响。
讲这点时，要抓住压强对化学反应速率影响的本质————是否影响单位体积内活化分子数。
对于恒温恒容的反应器，充入不相关的惰性气体，反应物气体的浓度不变，即单位体积内反应物分子数不变，那么单位体积内活化分子数也不变，反应速率不变；对于恒温恒压的反应器，如果充入惰性气体，容器的体积变大，反应物气体浓度变小，单位体积内活化分子数变小，反应速率变小。
2、化学平衡的判定在一定条件下，当正、逆两个方向的反应速率相等时，反应体系中所有参加反应的物质的质量或浓度可以保持恒定。
2.2化学反应的限度-化学平衡
f Hm (298.15 K)/(kJ. mol-1) Sm (298.15 K)/(J. mol-1 . K-1) (1)298.15 K时
C (s,石 墨 )+ CO2(g)
0 5.74 -393.509 213.74
2CO(g)
-110.525 197.674
ΔrHm (298.15 K ) = vB f Hm (B，298.15 K)
指反应体系中存在两个以上相的反应
aA(g) + bB(aq)
cC(s) + dD(g)
[p(D)/p ]d K = [ p(A) / p ]a [c(B) / c ]b
根据各物质相态表示，即气体以压力、溶液以浓 度。由于纯固相和纯液相（含稀溶液中溶剂如H2O） 的标准态是它们本身的纯物质，故物质所处的状态与 标准态相比后所得的数值等于1。这样纯固体或液体
rG (T ) RT ln K
m
r Gm (T ) K exp[ ] RT
•KΘ只是温度的函数。定量反映出达到平衡时产物
与反应物间关系。平衡常数的大小，表明了在一 定条件下反应进行的限度。 K Θ值越大，说明反 应进行得越彻底，反应物的转化率越高。
标准平衡常数Kθ表达式
步反应必须是在相同温度下进行。
例如
C(s) + H2O(g)
CO(g) + H2O(g)
C(s) + 2H2O(g)
CO(g) + H2(g)
CO2(g) + H2(g)
CO2(g) + 2H2(g)
rGm,1 RT ln K1
rGm,2 RT ln K2
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第三章化学反应进行得程度与化学平衡学习指导课程内容1、化学平衡与平衡常数1) 化学平衡得基本特征2) 标准平衡常数3) 平衡常数与反应速率系数得关系4) 标准平衡常数得实验测定5) Gibbs函数与化学平衡2、标准平衡常数得应用1) 判断反应得程度2) 预测反应方向3) 计算平衡组成3、化学平衡得移动1) 浓度对化学平衡得影响2) 压力对化学平衡得影响3) 温度对化学平衡得影响4) Le Chatelier原理5) 两个需要说明得问题1、化学平衡与平衡常数1、1 化学平衡得基本特征1、可逆反应习惯上将从左到右得反应称为正反应,从右到左得反应叫做逆反应。
在同一条件下既可以正向进行得又能逆向进行得反应称为可逆反应(reversible reaction)。
如:H2(g) + I2(g) ＝2HI(g)大多数化学反应都就是可逆得。
在密闭容器中,可逆反应不能进行“到底”,即反应物不能完全转化为产物。
2、不可逆反应有些反应逆向进行得趋势很小,正反应几乎能进行到底,这种反应叫做不可逆反应(nonreversible reaction)。
如氯酸钾得分解反应:该反应逆向进行得趋势很小。
3、化学平衡对于任一个可逆反应,在一定条件下进行到某一时刻后,其正反应速率等于逆反应速率,即:υ(正)= υ(逆)此时反应物与生成物得浓度不会再发生改变。
反应系统所处得状态称为化学平衡(chemical equilibrium)。
4、化学平衡得基本特征(1) 在适宜条件,可逆反应可以达到平衡状态。
(2) 化学平衡就是动态平衡,从微观上瞧,正、逆反应仍在进行,只就是净反应结果无变化。
(3) 当条件一定时,平衡状态下,平衡组成不再随时间发生变化。
(4) 只要系统中各物种得组成相同,不管从那个方向开始,最终达到平衡时,系统组成相同,或称之为平衡组成与达到平衡得途径无关。
1、2 标准平衡常数1、实验平衡常数大量得实验表明:在一定温度下,可逆反应达到平衡时,各产物浓度(或分压)幂得乘积与各反应物浓度(或分压)幂得乘积之比就是一个常数,称为实验平衡常数(experimental equilibrium constant)。
2、标准平衡常数由于热力中对物质得标准态作了规定,平衡时各物种均以各自得标准态为参考态,热力学中得平衡常数为标准平衡常数(standard equilibrium constant),以Kθ表示。
3、标准平衡常数表达式对一般得化学反应,当温度一定时:aA(g) + bB(aq) + cC(s) ＝xX(g)+yY(aq)+zZ(s)其标准平衡常数表达式为:4、标准平衡常数表达式得说明(1) 在标准平衡常数表达式中,气体得平衡分压要除以Pθ(100kPa);溶质得平衡浓度要除以Cθ(1mol/L);不出现液体与固体得相应物理量。
(2 ) Kθ就是温度得函数,与浓度、分压无关(3 )Kθ就是量纲一得量。
(4) 标准平衡常数表达式必须与化学反应计量式相对应。
5、多重平衡原理(multiple equilibrium regulation)如果多个化学反应计量式经过线性组合可以得到一个总得化学反应计量式,则总反应得标准平衡常数等于各反应得标准平衡常数之积或商。
1、3平衡常数与反应速率系数得关系平衡常数与反应速率系数得关系:Kθ=k正／k逆不管反应就是元反应还就是复合反应,反应得平衡常数可以表示为正反应速率系数与逆反应速率系数之比。
由于速率系数只取决于温度,而与浓度无关。
不难瞧出,平衡常数与浓度无关,只与温度有关。
Van’t Hoff 等压方程式:对放热反应,T2>T1时, K2θ < K1θ。
对吸热反应,T2>T1时, K2θ > K1θ。
1、4 标准平衡常数得实验测定确定标准平衡常数数值最基本得方法就是通过实验测定。
通常,只要知道一定温度下各反应物得初始分压或浓度与平衡时某一物种得分压或浓度,根据化学反应得计量关系可以推算出平衡时其她反应物与产物得分压或浓度。
代入标准平衡常数表达式即可算出标准平衡常数得值。
1、5Gibbs函数与化学平衡1、等温方程式(isothermal equation):反应得Gibbs函数变不仅与温度有关,还与系统得组成有关。
非标准状态时反应得Gibbs 函数变J称为反应商(reaction quotient)对一般得化学反应:aA(g) + bB(aq) + cC(s) ＝xX(g) + yY(aq) + zZ(s)任意状态下反应商J:2、Gibbs函数变判据与反应商判据3、化学反应得标准摩尔吉布斯函数变经验判据<-40KJ/mol 反应多半正向进行>40KJ/mol反应多半负向进行-40KJ/mol<<40KJ/mol必须用Δr G m判断反应方向。
2 标准平衡常数得应用2、1 判断反应得程度标准平衡常数就是表明化学反应进行得程度得数量得标志。
在一定程度下反应达到平衡时,反应物向产物得转化达到了最大程度。
如果反应得得数量很大,则该反应正向进行得程度大,反应进行比较完全。
相反,如果得数值很小,则该反应正向进行得程度很小,反应进行得很不完全。
判断反应得程度:Kθ愈大,反应进行得愈完全;Kθ愈小,反应进行得愈不完全;Kθ不太大也不太小(如10-3< Kθ<103),反应物部分地转化为生成物。
反应进行得程度也常用平衡转化率(equilibrium invert ratio)表示。
物质B得平衡转化率定义为:α(B)={n0(B)-neq(B)}/n0(B)n0(B):为反应开始时物质B得物质得量;neq(B):为平衡时物质B得物质得量。
2、2 预测反应方向1、J与Kθ得相与关系①、式中,pj,cj 表示任意状态物种得分压或浓度,J 称为反应商。
②、应当注意,J 与Kθ得数学表达式在形式上相同,但意义上就是不同得。
③、当系统处于平衡状态时,J＝Kθ。
当系统处于非平衡状态时,J≠Kθ,反应将继续进行,直到达到平衡状态。
2、反应商判据①J < Kθ反应正向进行;②J = Kθ系统处于平衡状态;③J > Kθ反应逆向进行。
2、3 计算平衡组成如果已知反应得标准平衡常数与反应系统得初始浓度或分压,可以计算反应系统得平衡组成,即反应物与产物得平衡浓度或平衡分压。
3 、化学平衡得移动在一定条件下,化学反应可以达到平衡状态。
当条件改变时,原来得平衡状态被破坏,反应向某一方向进行,直到重新达到平衡状态。
这种因外界条件改变使化学反应从一种平衡状态向另一种平衡状态改变得过程叫做化学平衡得移动(shift in chemical equilibrium)。
而影响化学平衡得因素有浓度、压力与温度等,因此,我们对以下几个方面得问题,进行讲解:(1)浓度对化学平衡得影响(2)压力对化学平衡得影响(3)温度对化学平衡得影响(4)Le Chatelier原理(5) 两个需要说明得问题3、1 浓度对化学平衡得影响反应熵判据可以用来判断化学平衡得方向。
对于溶液中得化学反应:①当反应达到平衡时,有J = Kθ②当反应物浓度增大或产物浓度减小时,将使反应熵J减小,则J < Kθ ,平衡向正向移动。
③如果反应物浓度减小或产物得浓度增大,将导致增大, 则J > Kθ ,平衡向逆向移动。
3、2 压力对化学平衡得影响压力得变化对液态固态反应得平衡影响甚微。
对有气体参与得化学反应,压力得变化对平衡得影响分几种情况讨论。
1、恒温恒容条件下部分物种分压得变化增大反应物得分压或减小生成物得分压,则J减小,导致J < Kθ,平衡向正向移动。
减小反应物得分压或增大生成物得分压,则J增大,导致J > Kθ,平衡向逆向移动。
2、体积改变引起压力得变化对有气体参与得化学反应aA (g) + bB(g) ＝ yY(g) + zZ(g)气体分子数增加得反应,ΣυB > 0,x ΣυB > 1,J> Kθ平衡向逆向移动,即向气体分子数减小得方向移动。
气体分子数减小得反应,ΣυB <0, x ΣυB <1, J < Kθ平衡向正向移动,即向气体分子数减小得方向移动。
气体分子数前后不变得反应,ΣυB =0, x ΣυB =1, J = Kθ平衡不移动。
3、惰性气体得影响在惰性气体存在下达到平衡后,再恒温压缩, ΣυB ≠0,平衡向气体分子数减小得方向移动, ΣυB =0,平衡不移动。
对恒温恒容下已达到平衡得反应,引入惰性气体,反应物与生成物分压不变,J= Kθ,平衡不移动。
对恒温恒压下已达到平衡得反应,引入惰性气体,总压不变,体积增大,反应物与生成物分压减小,如果ΣυB ≠0,平衡向气体分子数增大得方向移动。
3、3 温度对化学平衡得影响Kθ就是温度得函数。
温度变化引起Kθ得变化,导致化学平衡得移动。
对放热反应,Δr H m<0,温度升高, Kθ减小, J > Kθ,平衡向逆向移动。
对吸热反应,Δr H m>0,温度升高, Kθ增大,J < Kθ,平衡向正向移动。
总之,在平衡系统中,温度升高,向吸热方向移动;降低温度,则向放热方向移动。
也用热力学函数基本关系式推导Van’t Hoff方程讨论温度对化学平衡得影响:在温度变化范围不大时,可近似计算:该直线得斜率为:Δr H mθ(298K)/R截距为:Δr S mθ(298K)/R当温度为T 1、T2时,分别有:两式相减得:上式表明平衡常数随温度变化关系。
对该式作如下讨论:(1)若反应为吸热反应,Δr H mθ＞0,当温度升高时(T2＞T1),则K2θ＞K1θ,平衡向生成产物得方向移动;(2)若反应为放热反应,Δr H mθ＜0,温度升高时平衡常数减少,平衡向生成反应物得方向移动。
3、4Le Chatelier原理1884年,法国科学家Le Châtelier提出:如果改变平衡系统得条件之一(浓度、压力与温度),平衡就向能减弱这种改变得方向移动。
Le Châtelier原理不仅适用于处于平衡状态得系统,也适用于相平衡系统。
但就是Le Châtelier原理只适用于处于平衡状态得系统,不适用于未达到平衡状态得系统。
3、5 两个需要说明得问题1、催化剂与化学平衡催化剂使正、逆反应得活化能减小相同得量,同等倍数增大正、逆反应速率系数,但不能改变标准平衡常数,也不改变反应商。
催化剂只能缩短反应达到平衡得时间,不能改变平衡组成。
2、化学平衡化学反应速率与得综合应用在实际应用中,控制化学反应,使有利得反应多、快、省地进行,而使不利得反应尽可能不发生或少发生,而且愈慢愈好。
为此,必须同时兼顾化学平衡与反应速率两方面得问题。