——化學平衡
1．化學反應速率
[化學反應速率的概念及其計算公式]
(1)概念：化學反應速率是用來衡量化學反應進行的快慢程度，通常用單位時間內反應物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示．單位有mol·l－1·min－1或mol·l－1·s－1
(2)計算公式：某物質x的化學反應速率：
注意 ①化學反應速率的單位是由濃度的單位(mol·l－1)和時間的單位(s、min或h)決定的，可以是mol·l－1·s－1、mol·l－1·min－1或mol·l－1·h－1，在計算時要注意保持時間單位的一致性．
②對於某一具體的化學反應，可以用每一種反應物和每一種生成物的濃度變化來表示該反應的化學反應速率，雖然得到的數值大小可能不同，但用各物質表示的化學反應速率之比等於化學方程式中相應物質的化學計量數之比．如對於下列反應：
ma + nb ＝ pc + qd
有：∶∶∶＝m∶n∶p∶q
或： ③化學反應速率不取負值而只取正值．
④在整個反應過程中，反應不是以同樣的速率進行的，因此，化學反應速率是平均速率而不是瞬時速率．
[有效碰撞] 化學反應發生的先決條件是反應物分子(或離子)之間要相互接觸並發生碰撞，但並不是反應物分子(或離子)間的每一次碰撞都能發生化學反應．能夠發生化學反應的一類碰撞叫做有效碰撞．
[活化分子] 能量較高的、能夠發生有效碰撞的分子叫做活化分子．
說明 ①活化分子不一定能夠發生有效碰撞，活化分子在碰撞時必須要有合適的取向才能發生有效碰撞．②活化分子在反應物分子中所佔的百分數叫做活化分子百分數．當溫度一定時，對某一反應而言，活化分子百分數是一定的．活化分子百分數越
大，活化分子數越多，有效碰撞次數越多．
[影響化學反應速率的因素]
2．化學平衡
[化學平衡]
(1)化學平衡研究的物件：可逆反應的規律．
①可逆反應的概念：在同一條件下，既能向正反應方向進行同時又能向逆反應方向進行的反應，叫做可逆反應．可逆反應用可逆符號「」表示．
說明 a．絕大多數化學反應都有一定程度的可逆性，但有的逆反應傾向較小，從整體看實際上是朝著同方向進行的，例如naoh + hcl ＝ nacl + h2o．
b．有氣體參加或生成的反應，只有在密閉容器中進行時才可能是可逆反應．如caco3受熱分解時，若在敞口容器中進行，則反應不可逆，其反應的化學方程式應寫為：caco3cao + co2↑；若在密閉容器進行時，則反應是可逆的，其反應的化學方程式應寫為：caco3cao + co2
②可逆反應的特點：反應不能進行到底．可逆反應無論進行多長時間，反應物都不可能100％地全部轉化為生成物．
(2)化學平衡狀態．
①定義：一定條件(恆溫、恆容或恆壓)下的可逆反應裡，正反應和逆反應的速率相等，反應混合物(包括反應物和生成物)中各組分的質量分數(或體積分數)保持不變的狀態．
②化學平衡狀態的形成過程：在一定條件下的可逆反應裡，若開始時只有反應物而無生成物，根據濃度對化學反應速率的影響可知，此時ν正最大而ν逆為0．隨著反應的進行，反應物的濃度逐漸減小，生成物的濃度逐漸增大，則ν正越來越小而ν逆越來越大．當反應進行到某一時刻，ν正＝ν逆，各物質的濃度不再發生改變，反應混合物中各組分的質量分數(或體積分數)也不再發生變化，這時就達到了化學平衡狀態．
(3)化學平衡的特徵：
①「動」：化學平衡是動態平衡，正反應和逆反應仍在繼續進行，即ν正＝ν逆≠0．
②「等」：達平衡狀態時，ν正＝ν逆，這是乙個可逆反應達平衡的本質．ν正＝ν逆的具體含意包含兩個方面：a．用同一種物質來表示反應速率時，該物質的生成速率與消耗速率相等，即單位時間內消耗與生成某反應物或生成物的量相等；b．用不同物質來表示時，某一反應物的消耗速率與某一生成物的生成速率之比等於化學方程式中相應物質的化學計量數之比．
③「定」：達平衡時，混合物各組分的濃度一定；質量比(或物質的量之比、體積比)一定；各組分的質量分數(或摩爾分數、體積分數)一定；對於有顏色的物質參加或生成的可逆反應，顏色不改變．同時，反應物的轉化率最大．
對於反應前後氣體分子數不相等的可逆反應，達平衡時：氣體的總體積(或總壓強)一定；氣體的平均相對分子質量一定；恆壓時氣體的密度一定(注意：反應前後氣體體積不變的可逆反應，不能用這個結論判斷是否達到平衡)．
④「變」．乙個可逆反應達平衡後，若外界條件(濃度、溫度、壓強)改變，使各組分的質量(體積、摩爾、壓強)分數也發生變化，平衡發生移動，直至在新的條件下達到新的平衡(注意：若只是濃度或壓強改變，而ν正仍等於ν逆，則平衡不移動)．反之，平衡狀態不同的同乙個可逆反應，也可通過改變外界條件使其達到同一平衡狀態．
⑤化學平衡的建立與建立化學平衡的途徑無關．對於乙個可逆反應，在一定條件下，反應無論從正反應開始，還是從逆反應開始，或是正、逆反應同時開始，最終都能達到同一平衡狀態．具體包括：
a．當了t、v一定時，按化學方程式中各物質化學式前係數的相應量加入，並保持容器內的總質量不變，則不同起始狀態最終可達到同一平衡狀態．
b．當t、p一定(即v可變)時，只要保持反應混合物中各組分的組成比不變(此時在各種情況下各組分的濃度仍然相等，但各組分的物質的量和容器內的總質量不一定相等)，則不同的起始狀態最終也可達到同一平衡狀態．
如在恆溫、恆壓時，對於可逆反應：n2 + 3h22nh3，在下列起始量不同情況下達到的是同一平衡狀態．
c．對於反應前後氣體體積相等的可逆反應，不論是恆溫、恆容或是恆溫、恆壓，在不同的起始狀態下，將生成物「歸零」後，只要反應物的物質的量之比不變，就會達到同一平衡狀態．
如：h2(g) + i2(g) 2hi(g)等．
[判斷化學平衡狀態的依據]
[化學平衡常數] 在一定溫度下，當乙個可逆反應達到平衡狀態時，，這個常數叫做化學平衡常數，簡稱平衡常數．用符號k表示．
(1)平衡常數k的表示式：對於一般的可逆反應：ma(g) + nb(g) pc(g) + qd(g)
當在一定溫度下達到化學平衡時，該反應的平衡常數為：
注意：a．在平衡常數表示式中，反應物a、b和生成物c、d的狀態全是氣態，c(a)、c(b)、c(c)、c(d)均為平衡時的濃度．b．當反應混合物中有固體或純液體時，他們的濃度看做是乙個常數，不寫入平衡常數的表示式中．例如，反應在高溫下 fe3o4(s) + 4h2 3fe(s) + h2o(g)
的平衡常數表示式為：
又如，在密閉容器中進行的可逆反應caco3(s) cao(s) + co2↑的平衡常數表示式為：
k＝c(co2)
c．平衡常數k的表示式與化學方程式的書寫方式有關．例如：
n2 + 3h22nh3
2nh3n2 + 3h2
n2 +h2nh3
顯然，k1、k2、k3具有如下關係：，
(2)平衡常數k值的特徵：
①k值的大小與濃度、壓強和是否使用催化劑無關．即對於乙個給定的反應，在一定溫度下，不論起始濃度(或壓強)和平衡濃度(或壓強)如何，也不論是否使用催化劑，達平衡時，平衡常數均相同．
②k值隨溫度的變化而變化．對於乙個給定的可逆反應，溫度不變時，k值不變(而不論反應體系的濃度或壓強如何變化)；溫度不同時，k值不同．因此，在使用平衡常數k值時，必須指明反應溫度．
(3)平衡表示式k值的意義：
①判斷可逆反應進行的方向．對於可逆反應：ma(g) + nb(g) pc(g) + qd(g)，如果知道在一定溫度下的平衡常數，並且知道某個時刻時反應物和生成物的濃度，就可以判斷該反應是否達到平衡狀態，如果沒有達到平衡狀態，則可判斷反應進行的方向．
將某一時刻時的生成物的濃度用化學方程式中相應的化學計量數為指數的乘積，與某一時刻時的反應物的濃度用化學方程式中相應的化學計量數為指數的乘積之比值，叫做濃度商，用q表示．即：
當q＝k時，體系達平衡狀態；當q＜k，為使q等於k，則分子(生成物濃度的乘積)應增大，分母(反應物濃度的乘積)應減小，因此反應自左向右(正反應方向)進行，直至到達平衡狀態；同理，當q＞k時，則反應自右向左(逆反應方向)進行，直至到達平衡狀態．
②表示可逆反應進行的程度．
k值越大，正反應進行的程度越大(平衡時生成物的濃度大，反應物的濃度小)，反應物的轉化率越高；k值越小，正反應進行的程度越小，逆反應進行的程度越大，反應物的轉化率越低．
化學平衡知識點規律大全
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