第2章 化学反应速率与化学平衡——【期末复习】高二化学单元复习知识点梳理（人教版2019选择性必修1）

这是一份第2章 化学反应速率与化学平衡——【期末复习】高二化学单元复习知识点梳理（人教版2019选择性必修1），共12页。试卷主要包含了化学反应速率，影响化学反应速率的因素，活化能，化学反应方向与自由能等内容，欢迎下载使用。

第二章 化学反应速率与化学平衡知识清单
考点1 化学反应速率
一、化学反应速率
1．化学反应速率

2．同一反应中各物质化学反应速率的关系
mA（g）+nB（g）pY（g）+qZ（g）
（1）化学反应速率之比等于化学计量数之比。
（2）v（A）∶v（B）∶v（Y）∶v（Z）＝m∶n∶p∶q。
3．化学反应速率的实验测定
（1）常用物理量：气体的体积、体系的压强、颜色的深浅、光的吸收、导电能力等。
（2）测反应时间：秒表或计时器
4．比较化学反应速率大小
（1）比较前提：同一反应，同一物质，同一单位
（2）比较步骤：
①变换单位——将各化学反应速率的单位统一。
②转换物质——将各化学反应速率转换成用同一物质表示的化学反应速率
③比较大小——各物质的速率除以相应的化学计量数，数大的速率快
5．说明
（1）化学反应速率表示某段时间内的平均反应速率，不表示即时速率
（2）化学反应速率只有正值，没有负值
（3）随着反应的进行，反应物的浓度等量逐渐减小，反应速率越来越慢
二、影响化学反应速率的因素
1．主要因素：反应物的组成、结构和性质等因素。
2．外界因素（其他条件相同）
（1）温度
①基本规律：温度越高，化学反应速率越快
②经验规律：一般温度每升高10℃，其反应速率增加2～4倍
（2）压强：气体反应的压强越大，化学反应速率越快
（3）浓度：浓度越大，化学反应速率越快
（4）催化剂：使用适当的催化剂可以显著改变化学反应速率
（5）接触面积：反应物的颗粒越小，接触面积越大，化学反应速率越快
（6）原电池：形成原电池，可以加快氧化还原反应的速率
3．特殊情况
（1）温度
①催化反应，升高温度，催化剂可能失活，反应速率减慢
②有机反应，升高温度，有可能发生副反应，主反应速率减慢
（2）压强
①改变非气体反应的压强，反应速率不变
②改变等体反应的压强，v正和v逆变化幅度相同
（3）浓度
①固体和纯液体的浓度为定值，改变固体或纯液体的用量，反应速率不变
②加入固体物质，有可能改变接触面积，反应速率可能加快
（4）无关气体
①恒容容器通无关气体，压强增大，浓度不变，速率不变
②恒压容器通无关气体，体积变大，浓度减小，速率减慢

三、活化能
1．基元反应
（1）含义：大多数化学反应都是分几步完成的，其中的每一步反应叫基元反应。
（2）特点：大多数化学反应都是由几个基元反应组成的。
2．反应历程（反应机理）：多个基元反应构成的反应序列。
3．有效碰撞理论与活化能
（1）相关概念

（2）图示

①E1表示反应的活化能
②（E1－E2）表示反应热
4．反应历程中的速率
（1）决速反应：活化能最大的反应或速率最慢的反应
（2）决速浓度：最慢反应中反应物的浓度决定总反应的反应速率
5．活化分子、有效碰撞与反应速率的关系
（1）关系：活化分子的百分数越大，单位时间内有效碰撞的次数越多，化学反应速率越快。
（2）解释

（3）催化剂对反应的影响

①催化剂参与反应，降低反应的活化能，加快反应速率
②催化剂不能改变反应热，可以降低反应所需的温度，减小反应的能耗
③总反应的活化能大于催化反应过程中各分反应的活化能
④催化剂具有选择性：相同反应物用不同催化剂生成物不同
A+BC A+BD
考点2 化学平衡状态
一、化学平衡状态
1．化学平衡状态的建立
（1）建立过程
①反应开始时：反应物浓度最大，v（正）最大，生成物浓度为零，v（逆）为零
②反应进行时：反应物浓度逐渐减少→v（正）逐渐减小，生成物浓度逐渐增大→v（逆）逐渐增大
③达到平衡时：v（正）＝v（逆），反应混合物中各组分的浓度保持不变
（2）v～t图像

2．化学平衡状态（简称化学平衡）
（1）研究对象：在一定条件下的可逆反应
（2）速率特征：正反应和逆反应的速率相等
（3）浓度特征：反应混合物中各组分的浓度均保持不变
3．化学平衡的特征

二、可逆反应
1．可逆反应的判断：反应形式相反，反应条件相同
2．可逆反应的特点
（1）同步性：正逆反应同时进行
（2）等同性：反应条件完全相同
（3）共存性
①反应不可能进行到底，即反应体系中反应物与生成物共存
②各组分的浓度都大于零
3．证明某反应为可逆反应
（1）检验出某种生成物
（2）检验量少的反应物是否有剩余
三、化学平衡的标志
1．速率标志（本质标志）：v正＝v逆
（1）同一组分的生成速率和消耗速率相等
（2）不同物质的正逆反应速率比等于化学计量数之比
2．宏观标志：某些量开始变化，后来不变
（1）一定达到平衡的情况
①某组分的质量、物质的量、浓度、颜色不再变化
②反应物的转化率不再变化
（2）特殊情形
①绝热容器：容器的温度不变时，一定达到平衡状态
②可逆电池：电流或电压等于零时，一定达到平衡状态
（3）判断化学平衡状态的常用公式
①混合气体的密度：ρ＝＝
②混合气体的平均摩尔质量：＝＝
③气体状态方程：PV＝nRT
3．限度标志
（1）反应物的转化率最大，百分含量最小
（2）生成物的产率最大，百分含量最大

（3）图像获取
①前提：在多个相同的容器中，加入相同量的反应物
②过程：测相同时间内，不同条件下相关量，描点绘出图像
（4）图像解读
①极限点：刚好达到平衡
②极限点前：非平衡点，受速率控制，加催化剂，反应物的转化率变大
③极限点后：新平衡点，受平衡控制，加催化剂，反应物的转化率不变
4．几种特殊反应的平衡依据
（1）量比不变型
①反应物或生成物量的比不变，不一定达到平衡状态
②反应物和生成物量的比不变，一定达到平衡状态
（2）量相等型
①反应物和生成物的量相等，不一定达平衡状态
②反应物和反应物的量相等，不一定达平衡状态
③量不变≠量相等≠量或量的比等于某一具体的数
（3）等体反应型：3A（g）2B（g）+C（g）
①恒温恒压：混合气体的体积不变，一定达到平衡状态
②恒温恒容：混合气体的压强不变，不一定达到平衡状态
（4）固液参与型：2A（g）2B（g）+C（s）
①混合气体的密度不变，一定达到平衡状态（恒T、V）
②混合气体的平均摩尔质量不变，一定达到平衡状态
（5）固液分解型：2A（s）2B（g）+C（g）
①混合气体的密度不变，一定达到平衡状态（恒T、V）
②混合气体的平均摩尔质量不变，不一定达到平衡状态
③某种气体组分的物质的量分数不变，不一定达到平衡状态
5．注意平衡标志和平衡特征的区别
（1）平衡标志：能够说明反应达到平衡状态的某些事实
（2）平衡特征：平衡时存在的某些事实，但不一定能用于判断是否达到平衡
考点3 化学平衡常数
一、化学平衡常数
1．定义
（1）条件：一定温度下一个可逆反应达到化学平衡状态时
（2）叙述：生成物浓度的系数次幂之积与反应物浓度的系数次幂之积的比值，叫化学平衡常数
（3）符号：K
2．表达式
（1）可逆反应：aA（g）+bB（g）cC（g）+dD（g）
（2）表达式：K＝（固体和液体不列入平衡常数表达式）
（3）单位：（mol·L－1）（c+d）－（a+b）
3．意义
（1）对于同类型反应，平衡常数的大小反映了化学反应可能进行的程度；
（2）平衡常数的数值越大，反应物的转化率越大，说明反应可以进行得越完全。
K值
＜10－5
10－5～105
＞105
反应程度
很难进行
反应可逆
进行完全
4．影响因素
（1）内因：反应物的本身性质（某一具体反应）。
（2）外因：反应体系的温度，升高温度。
5．计算时注意问题
（1）平衡量必须为平衡时的浓度
（2）等体反应：可以用平衡时的物质的量代替平衡时的浓度
（3）恒压条件下：先计算平衡体积，再算平衡常数
6．浓度熵：Qc＝
（1）浓度为任意时刻的浓度
（2）意义：Q越大，反应逆向进行的程度越大
（3）应用：判断反应是否达到平衡或反应进行的方向
①Q＞K，反应逆向进行，v正＜v逆
②Q＝K，反应达到平衡状态，v正＝v逆
③Q＜K，反应正向进行，v正＞v逆
7．平衡常数与书写方式的关系
（1）正逆反应平衡常数的关系是：K正·K逆＝1
（2）化学计量数变成n倍，平衡常数变为n次方倍
（3）反应③＝反应①+反应②，则：△H3＝△H1+△H2，K3＝K1·K2
（4）反应③＝反应①－反应②，则：△H3＝△H1－△H2，K3＝
（5）反应③＝a×反应①－×反应②，则：△H3＝a△H1－△H2，K3＝
二、速率常数和平衡常数的关系
1．基元反应：a A（g）+b B（g）c C（g）+d D（g）
2．速率方程
（1）抽象化速率方程：笼统的正逆反应速率
v正＝k正·ca（A）·cb（B）、v逆＝k逆·cc（C）·cd（D）
（2）具体化速率方程：以具体物质表示的正逆反应速率
vA正＝k正·ca（A）·cb（B）、vC逆＝k逆·cc（C）·cd（D）
3．速率常数和平衡常数的关系
（1）抽象化：平衡条件v正＝v逆，＝＝Kc
（2）具体化：平衡条件＝， ＝×＝×Kc
（3）升温对k正、k逆的影响
①放热反应：K值减小；k正值增大，k逆值增大，k逆变化更大
②吸热反应：K值增大；k正值增大，k逆值增大，k正变化更大
三、化学平衡的有关计算
1．解题模型

2．常用计算公式
（1）反应物的转化率：＝×100%
（2）某组分的百分含量：含量＝×100%
①常见量：体积分数、物质的量分数
②关系式：体积分数＝物质的量分数
（3）气体状态方程：PV＝nRT
条件
公式
文字叙述
同温同压
＝＝
气体体积比＝物质的量比＝分子数比
同温同容
＝＝
气体压强比＝物质的量比＝分子数比
同温同压同质量
＝＝＝
气体密度比＝气体体积反比
＝物质的量反比＝分子数反比
3．计算模式——“三段式”
（1）确定反应物或生成物的起始加入量。
（2）确定反应过程的变化量。
（3）确定平衡量。
（4）依据题干中的条件，建立等量关系进行计算。
反应
aA（g）
+
bB（g）

cC（g）
+
dD（g）
起始量/mol
m

n

0

0
转化量/mol
ax

bx

cx

dx
平衡量/mol
m－ax

n－bx

cx

dx
①反应速率：v（A）＝（时间为tmin）
②反应物转化率：（B）＝×100%
③C的体积分数：φ（C）＝_×100％
④反应前后气体的压强比：＝＝（恒温恒容）
⑤反应前后气体的体积比：＝＝（恒温恒压）
⑥反应前后气体的密度比：＝＝＝（恒温恒压）
考点4 影响化学平衡的因素
一、化学平衡移动
1．内容：由于温度、压强、浓度的变化而使可逆反应由一个平衡状态变为另一个平衡状态的过程。
2．图示

3．平衡移动方向的判断
（1）根据速率判断
①若v（正）＞v（逆），则平衡正向移动。
②若v（正）＝v（逆），则平衡不移动。
③若v（正）＜v（逆），则平衡逆向移动。
（2）根据结果判断
①如果平衡移动的结果使反应产物浓度更大，则称平衡正向移动或向右移动；
②如果平衡移动的结果使反应产物浓度更小，则称平衡逆向移动或向左移动。
【特别提醒】反应速率改变时平衡不一定移动，但平衡移动时反应速率一定改变。
二、影响化学平衡的外界因素
1．浓度
（1）增大反应物浓度或减小生成物浓度，平衡向正反应方向移动。
（2）增大生成物浓度或减小反应物浓度，平衡向逆反应方向移动。
2．压强
（1）适用对象：有气体参加的可逆反应。
（2）影响规律
①增大压强，平衡向气体体积减小的方向移动；
②减小压强，平衡向气体体积增大的方向移动。
③改变压强，气体体积不变的反应，平衡不移动
3．温度
（1）升高温度，平衡向吸热方向移动；
（2）降低温度，平衡向放热方向移动。
4．特殊情况下的平衡移动
（1）向容器中通入无关气体
①恒容容器：压强增大，浓度不变，速率不变，平衡不移动
②恒压容器：体积增大，浓度减小，速率减慢，平衡向气体体积增大的方向移动
（2）同倍数改变反应物和生成物浓度
①恒温恒容：相当于改变压强
②恒温恒压：瞬间各组分的浓度不变，平衡不移动
（3）不同倍数改变反应物和生成物浓度
①Q＜K：平衡正向移动，v正＞v逆
②Q＝K：平衡不移动，v正＝v逆
③Q＞K：平衡逆向移动，v正＜v逆
（4）体积：视体积变化为压强变化
①比较瞬间浓度与所给浓度的相对大小，确定平衡移动方向
②利用压强对平衡移动的影响，判断系数的关系，确定物质的状态
③反应：xA（g）+yB（g）zC（g）
原平衡
c（A）＝0.5mol·L－1
体积加倍新平衡
c（A）＝0.3mol·L－1
平衡移动方向
逆反应
x、y、z的关系
x+y＞z
5．勒夏特列原理及其应用
（1）原理：改变影响平衡移动的一个条件，平衡向减弱该条件方向移动
①“减弱”不等于“消除”更不是“扭转”。
②若同时改变影响平衡移动的几个条件，则不能简单地根据勒夏特列原理来判断平衡移动的方向。
（2）前提：仅适用于已达到平衡的反应体系，不可逆过程或未达到平衡的可逆过程均不能使用该原理。
（3）必须有平衡移动，且实际移动方向符合理论移动方向
①催化剂不能使平衡移动，无法用勒夏特列原理解释。
②等体反应改变压强，平衡不移动，无法用勒夏特列原理解释。
③改变平衡体系中固体或纯液体的量，平衡不移动，无法用勒夏特列原理解释。
④恒温恒容条件下充入惰性气体，平衡不移动，无法用勒夏特列原理解释。
（4）“加的多，剩的多”原理
①增大X的浓度，新平衡时c（X）一定比原平衡时的大
②增大压强，新平衡时P一定比原平衡时的大
③升高温度，新平衡时T一定比原平衡时的大
（5）“单一气体型”反应的特殊性
①反应形式：A（s）xB（s）+yC（g）
②改变压强、浓度，平衡移动，新平衡时P、c不变
（6）“单侧气体型”反应的特殊性
①反应形式：A（s）xB（g）+yC（g）
②改变压强、同倍数改变浓度，平衡移动，新平衡时P、c不变
③改变一种气体浓度，平衡移动，新平衡时c变大
三、平衡时浓度变化对“比量”的影响
1．恒温下浓度变化对转化率和百分含量的影响
（1）恒容：同倍数增大反应物或产物浓度，相当于增大压强
①m+n＞p+q，反应物转化率变大，百分含量降低；生成物的产率变大，百分含量升高。
②m+n＝p+q，反应物转化率不变，百分含量不变；生成物的产率不变，百分含量不变。
③m+n＜p+q，反应物转化率变小，百分含量升高；生成物的产率变小，百分含量降低。
（2）恒压：同倍数增大反应物或产物浓度，体积变化相应倍数，浓度不变，平衡不移动
（3）反应物多种，加谁谁的转化率变小，其余的变大
2．投料比对转化率和百分含量的影响
（1）反应物转化率相等的唯一条件：投料比＝化学计量数比
（2）生成物含量最大的条件：投料比＝化学计量数比
（3）催化剂的组成不变：投料比＝化学计量数比
mA（g）+nB（g）pC（g）+qD（g）

①a、b、c三点A的转化率：a＞b＞c
②a、b、c三点B的转化率：c＞b＞a
③b点＝
3．容器类型对转化率和百分含量的影响

（1）起始量完全相同，非等体反应
①反应物的转化率：恒压容器＞恒容容器＞绝热容器
②产物的百分含量：恒压容器＞恒容容器＞绝热容器
（2）起始量完全相同，等体反应
①反应物的转化率：恒压容器＝恒容容器＞绝热容器
②产物的百分含量：恒压容器＝恒容容器＞绝热容器
考点5 化学反应速率与化学平衡基本图像
一、化学反应速率图像（v­t图像）
1．“渐变”类v­t图——浓度影响型

（1）图像Ⅰ中：v′（正）突变，v′（逆）渐变，且v′（正）＞v′（逆），t1时刻增大了反应物的浓度
（2）图像Ⅱ中，v′（正）渐变，v′（逆）突变，且v′（正）＞v′（逆），t1时刻减小了生成物的浓度。
2．“断点”类v­t图——温度（或压强）影响型

（1）图像Ⅰ中，v′（正）、v′（逆）都突变，且v′（正）＞v′（逆），平衡正向移动。
①升高吸热反应的温度
②增大减体反应的压强
（2）图像Ⅱ中，v′（正）、v′（逆）突变，，且v′（正）＞v′（逆），平衡正向移动。
①降低放热反应的温度
②减小增体反应的压强
3．“平台”类v­t图——催化剂（或压强）影响型

（1）图像中v′（正）、v′（逆）都是突然增大，且增大的程度相同，化学平衡不发生移动
①使用了催化剂
②增大等体反应的压强
4．全程速率-时间图像

（1）OB段反应速率变化的可能原因为：
①反应放热，使温度升高，反应速率加快
②反应生成催化剂，反应速率加快
（2）BC段反应速率变化的可能原因为：反应物浓度降低，反应速率减慢
二、化学平衡图像
1．百分含量（或转化率）－时间－温度（或压强）图像
（1）典型图像

（2）解题原则——“先拐先平条件高”
①先出现拐点的反应先达到平衡，反应条件高：温度高、压强大。
②Ⅰ表示T2＞T1，生成物的百分含量降低，说明正反应是放热反应，温度升高，平衡逆向移动。
③Ⅱ表示p2＞p1，A的转化率减小，说明正反应是气体总体积增大的反应，压强增大，平衡逆向移动。
2．百分含量（或转化率）－压强－温度图像
（1）典型图像

（2）解题原则——“定一议二”
如图Ⅰ中确定压强为105Pa或107Pa，则生成物C的百分含量随温度T的升高而逐渐减小，说明正反应是放热反应；再确定温度T不变，作横坐标的垂线，与压强线出现两个交点，分析生成物C的百分含量随压强p的变化可以发现，压强增大，生成物C的百分含量增大，说明正反应是气体总体积减小的反应。
考点6 化学反应的方向
一、自发过程和自发反应
1．自发过程
（1）含义：在一定条件下，不用借助外力，就能自发进行的过程。
（2）特征：具有方向性，即过程的某个方向在一定条件下自发进行，而该过程逆方向在该条件下肯定不能自发进行。
（3）举例：高山流水，自由落体，冰雪融化。
（4）应用
①可被用来完成有用功。如H2燃烧可设计成原电池。
②非自发过程要想发生，必须对它做功。如通电将水分解为H2和O2。
2．自发反应
（1）含义：在给定的条件下，可以自发进行到显著程度的化学反应。
（2）举例：钢铁生锈。
二、化学反应方向与焓变的关系
1．大多数放热反应可以自发进行，但也有很多吸热反应能自发进行
2．只用焓判据判断反应是否自发不全面。
三、化学反应方向与熵变的关系
1．熵、熵变的概念

2．熵值大小
（1）同一条件下，不同的物质熵值不同。
（2）体系的熵值：体系的混乱程度越大，体系的熵值就越大。
（3）同一物质的熵值：S（g）＞S（l）＞S（s），同一条件下，不同物质的熵值不同。
3．反应熵变与反应方向
（1）二者关系：自发进行的化学反应大多是熵增加的反应，也有些是熵减小的反应。
（2）结论：不能仅用反应熵变来判断反应能否自发进行。
四、化学反应方向与自由能
1．自由能变化：符号为ΔG，单位为kJ·mol－1。
2．自由能变化与焓变、熵变的关系：ΔG＝ΔH－TΔS。ΔG不仅与焓变有关，还与温度有关。
3．反应方向与自由能的关系
（1）化学反应总是向着自由能减小的方向进行，直到体系达到平衡。
①当ΔG＜0时，反应能自发进行；
②当ΔG＝0时，反应处于平衡状态；
③当ΔG＞0时，反应不能自发进行。
（2）温度对化学反应自发性的影响
①△H＜0，△S＞0：在任何温度时都能够自发进行
②△H＞0，△S＜0：在任何温度时都不能自发进行
③△H＜0，△S＜0：低温自发
④△H＞0，△S＞0：高温自发
4．反应自发进行的最低或最高温度的计算
（1）计算依据：△H－T△S≤0
①若△S＞0，则T≥，为最低温度
②若△S＜0，则T≤，为最高温度
（2）注意单位的换算
①△S的单位为：J·mol－1·K－1
②△H的单位为：kJ·mol－1
③T的单位为：K
考点7 化学反应的调控
一、合成氨的反应特点
1．反应原理：N2（g）+3H2（g）2NH3（g）ΔH＝－92.4kJ·mol－1
2．反应特点

3．影响合成氨反应的条件
（1）能加快合成氨反应速率的方法有升高温度、增大压强、增大反应物浓度、使用催化剂等。
（2）能提高平衡混合物中氨的含量的方法有降低温度、增大压强、增大反应物浓度等。
二、选择工业合成适宜条件的原则
1．考虑参加反应的物质组成、结构和性质等本身因素。
2．考虑影响化学反应速率和平衡的温度、压强、浓度、催化剂等反应条件。
3．选择适宜的生产条件还要考虑设备条件、安全操作、经济成本等情况。
4．选择适宜的生产条件还要考虑环境保护及社会效益等方面的规定和要求。
三、合成氨反应的适宜条件
1．压强
（1）原理分析：压强越大越好。
（2）选用条件：目前，我国合成氨厂一般采用的压强为10～30MPa。
（3）合成氨时不采用更高压强的理由：压强越大，对材料的强度和设备的制造要求越高，需要的动力也越大，这将会大大增加生产投资，并可能降低综合经济效益。
2．温度
（1）原理分析：低温有利于提高原料的平衡转化率。
（2）选用条件：目前，在实际生产中一般采用的温度为400～500℃。
（3）不采用低温的理由：温度降低会使化学反应速率减小，达到平衡所需时间变长，这在工业生产中是很不经济的。合成氨反应一般选择400～500℃进行的又一重要原因为铁触媒在500℃左右时的活性最大。
3．催化剂
（1）原理分析：在高温、高压下，N2和H2的反应速率仍然很慢。
（2）选用条件：通常采用加入以铁为主体的多成分催化剂，又称铁触媒。
（3）选择催化剂的理由：改变反应历程，降低反应的活化能，使反应物在较低温度时能较快地进行反应。另外，为了防止混有的杂质使催化剂“中毒”，原料气必须经过净化。
4．浓度
（1）原理分析：在500℃和30MPa时，平衡混合物中NH3的体积分数及平衡时N2和H2的转化率仍较低。
（2）采取的措施：采取迅速冷却的方法，使气态氨变成液氨后及时从平衡混合物中分离出去；应将NH3分离后的原料气循环使用，并及时补充N2和H2，使反应物保持一定的浓度。
（3）采取该措施的理由：分离出NH3以促使平衡向生成NH3的方向移动，此外原料气的循环使用并及时补充原料气，既提高了原料的利用率，又提高了反应速率，有利于合成氨反应。