第三章化学反应进行的程度和化学平衡
学习指导
课程容
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：
H
(g) + I2(g) ＝2HI(g)
2
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）。
2. 标准平衡常数
由于热力中对物质的标准态作了规定，平衡时各物种均以各自的标准态为参考
态，热力学中的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
对一般的化学反应,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的说明
(1) 在标准平衡常数表达式中，气体的平衡分压要除以Pθ(100kPa)；溶质的平衡浓度要除以Cθ(1mol/L)；不出现液体和固体的相应物理量。
(2 ) Kθ是温度的函数，与浓度、分压无关
(3 )Kθ是量纲一的量。
(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的化学反应计量式，则总反应的标准平衡常数等于各反应的标准平衡常数之积或商。
1.3 平衡常数与反应速率系数的关系
平衡常数与反应速率系数的关系：
Kθ=k
／k逆
正
不管反应是元反应还是复合反应，反应的平衡常数可以表示为正反应速率系数和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。不难看出，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 标准平衡常数的实验测定
确定标准平衡常数数值最基本的方法是通过实验测定。通常，只要知道一定温度下各反应物的初始分压或浓度和平衡时某一物种的分压或浓度，根据化学反应的计量关系可以推算出平衡时其他反应物和产物的分压或浓度。代入标准平衡常数表达式即可算出标准平衡常数的值。
1.5 Gibbs函数与化学平衡
1.等温方程式（isothermal equation）：
反应的Gibbs函数变不仅与温度有关，还与系统的组成有关。非标准状态时反应的Gibbs 函数变
J称为反应商（reaction quotient）
对一般的化学反应：
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.化学反应的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 标准平衡常数的应用
2.1 判断反应的程度
标准平衡常数是表明化学反应进行的程度的数量的标志。在一定程度下反应达到平衡时，反应物向产物的转化达到了最大程度。
如果反应的的数量很大，则该反应正向进行的程度大，反应进行比较完全。相反,如果的数值很小，则该反应正向进行的程度很小，反应进行得很不完全。
判断反应的程度：
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。
反应进行的程度也常用平衡转化率（equilibrium invert ratio）表示。
物质B的平衡转化率定义为：
α(B)={n0(B)-neq(B)}/n0(B)
n0(B)：为反应开始时物质B的物质的量；
neq(B)：为平衡时物质B的物质的量。
2.2 预测反应方向
1. J与Kθ的相与关系
①、式中，pj，cj 表示任意状态物种的分压或浓度，J 称为反应商。
②、应当注意，J 与Kθ的数学表达式在形式上相同，但意义上是不同的。
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
如果已知反应的标准平衡常数和反应系统的初始浓度或分压，可以计算反应系
统的平衡组成，即反应物和产物的平衡浓度或平衡分压。
3 .化学平衡的移动
在一定条件下，化学反应可以达到平衡状态。当条件改变时，原来的平衡状态被破坏，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的过程叫做化学平衡的移动（shift in chemical equilibrium）。而影响化学平衡的因素有浓度、压力和温度等，因此，我们对以下几个方面的问题，进行讲解：
(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
3.1 浓度对化学平衡的影响
反应熵判据可以用来判断化学平衡的方向。
对于溶液中的化学反应：
①当反应达到平衡时，有J = Kθ
②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的浓度增大,将导致增大, 则J > Kθ，平衡向逆向移动。
3.2 压力对化学平衡的影响
压力的变化对液态固态反应的平衡影响甚微。对有气体参与的化学反应，压力的变化对平衡
的影响分几种情况讨论。
1. 恒温恒容条件下部分物种分压的变化
增大反应物的分压或减小生成物的分压,则J减小，导致J < Kθ，平衡向正向移动。
减小反应物的分压或增大生成物的分压,则J增大，导致J > Kθ，平衡向逆向移动。
2.体积改变引起压力的变化
对有气体参与的化学反应
aA (g) + bB(g) ＝ yY(g) + zZ(g)
气体分子数增加的反应，
ΣυB > 0，x ΣυB > 1，J> Kθ平衡向逆向移动，即向气体分子数减小的方向移动。
气体分子数减小的反应，
ΣυB <0，x ΣυB <1，J < Kθ平衡向正向移动，即向气体分子数减小的方向移动。
气体分子数前后不变的反应，
ΣυB =0，x ΣυB =1，J = Kθ平衡不移动。
3. 惰性气体的影响
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的方向移动, ΣυB =0，平衡不移动。
对恒温恒容下已达到平衡的反应，引入惰性气体，反应物和生成物分压不变，J= Kθ，平衡不移动。
对恒温恒压下已达到平衡的反应，引入惰性气体，总压不变，体积增大，反应物和生成物分压减小，如果ΣυB ≠0，平衡向气体分子数增大的方向移动。
3.3 温度对化学平衡的影响
Kθ是温度的函数。温度变化引起Kθ的变化，导致化学平衡的移动。
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的影响：
在温度变化围不大时，可近似计算：
该直线的斜率为：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，平衡向生成产物的方向移动；
(2)若反应为放热反应，Δr H mθ＜0，温度升高时平衡常数减少，平衡向生成反应物的方向移动。
3.4Le Chatelier原理
1884年，法国科学家Le Chatelier提出：
如果改变平衡系统的条件之一（浓度、压力和温度），平衡就向能减弱这种改变的方向移动。Le Chatelier原理不仅适用于处于平衡状态的系统，也适用于相平衡系统。
但是Le Chatelier原理只适用于处于平衡状态的系统，不适用于未达到平衡状态的系统。3.5 两个需要说明的问题
1.催化剂与化学平衡
催化剂使正、逆反应的活化能减小相同的量，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的时间，不能改变平衡组成。
2.化学平衡化学反应速率与的综合应用
在实际应用中，控制化学反应，使有利的反应多、快、省地进行，而使不利的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和反应速率两方面的问题。这对在国民经济中占有重要的地位的化学工业来说十分重要。
第三章 化学反应速率和化学平衡 习题3-1 什么是反应的速率常数？它的大小与浓度、温度、催化剂等因素有什么关系？ 答：反应的速率大都可以表示为与反应物浓度方次的乘积成正比： υ=k·c α(A)·c β(B)，式中比例常数k 就是速率常数。速率常数在数值上等于反应物浓度均为1 mol·L -1时的反应速率。k 的大小与反应物浓度无关，改变温度或使用催化剂会使速率常数k 的数值发生变化。 习题 3-2 什么是活化能？ 答：Arrhenius 总结了大量实验事实，提出一个经验公式：速率常数k 的对数与1/T 有线形关系：C T R E k a +?-=1ln 式中E a 就是活化能，它表示活化分子具有的最低能量与反应分 子平均能量之差。 习题3-3 什么是催化剂？其特点有哪些？ 答：某些物质可以改变化学反应的速率，它们就是催化剂。催化剂参与反应，改变反应历程，降低反应活化能。催化剂不改变反应体系的热力学状态，使用催化剂同样影响正、逆反应的速率。不影响化学平衡，只能缩短达到平衡的时间。 习题3-4 NOCl 分解反应为2NOCl→2NO+Cl 2实验测得NOCl 的浓度与时间的关系如下： t/s 0 10 20 30 40 50 c （NOCl ）/mol·L -1 求各时间段内反应的平均速率；用作图法求t =25s 时的瞬时速率。 解：t=0-10s 时，10 42 .100.2-= ??= t c υ= ·L -1·s -1 t=10-20s 时，102099 .042.1--= ??=t c υ= ·L -1·s -1 t=20-30s 时，203071 .099.0--= ??=t c υ= ·L -1·s -1 t=30-40s 时，304056 .071.0--= ??=t c υ= ·L -1·s -1 t=40-50s 时，40 5048.056.0--=??=t c υ= ·L -1·s -1 作图法略。 习题3-5 660K 时反应2NO + O 2→2NO 2 ，NO 和O 2的初始浓度c (NO )和c (O 2)及反应的初始速率υ的实验数据： c (NO )/mol·L -1 c (O 2)/mol·L -1 υ/mol·L -1·s -1
高中化学所有化学反应方程式 一、非金属单质（F2，Cl2,O2,S,N2,P,C,Si，H） 1、氧化性： F2+H2===2HF (阴暗处爆炸) F2+Xe(过量)==XeF2 2F2(过量)+Xe==XeF4(XeF4是强氧化剂，能将Mn2+氧化为MnO4–) nF2+2M===2MFn(M表示大部分金属) 2F2+2H2O===4HF+O2 (水是还原剂) 2F2+2NaOH===2NaF+OF2+H2O F2+2NaCl===2NaF+Cl2 F2+2NaBr===2NaF+Br2 F2+2NaI===2NaF+I2 7F2(过量)+I2===2IF7 F2+Cl2(等体积)===2ClF (ClF属于类卤素：ClF+H2O==HF+HClO ) 3F2(过量)+Cl2===2ClF3 (ClF3+3H2O==3HF+HClO3 ) Cl2+H22HCl (将H2在Cl2点燃；混合点燃、加热、光照发生爆炸) 3Cl2+2P2PCl3Cl2+PCl3PCl5Cl2+2Na2NaCl 3Cl2+2Fe2FeCl3Cl2+Cu CuCl2 Cl2+2FeCl2===2FeCl3(在水溶液中：Cl2+2Fe2+===2Fe3++3Cl-) Cl2+2NaBr===2NaCl+Br2Cl2+2Br-=2Cl-+Br2 Cl2+2KI===2KCl+I2Cl2+2I-=2Cl-+I2 3Cl2(过量)+2KI+3H2O===6H Cl+KIO3 3Cl2+I–+3H2O=6H++6Cl–+IO3– 5Cl2+I2+6H2O===2HIO3+10HCl 5Cl2+I2+6H2O=10Cl–+IO3–+12H+ Cl2+Na2S===2NaCl+S↓Cl2+S2–=2Cl–+S↓ Cl2+H2S===2HCl+S↓(水溶液中：Cl2+H2S=2H++2Cl–+S↓ Cl2+SO2+2H2O===H2SO4+2HCl Cl2+SO2+2H2O=4H++SO42–+2Cl– Cl2+H2O2===2HCl+O2Cl2+H2O2=2H++Cl–+O2 2O2+3Fe Fe3O4O2+K===KO2 S+H2H2S 2S+C CS2S+Zn ZnS S+Fe FeS (既能由单质制取，又能由离子制取) S+2Cu Cu2S (只能由单质制取，不能由离子制取) 3S+2Al Al2S3 (只能由单质制取，不能由离子制取)
化学反应速率与平衡
————————————————————————————————作者：————————————————————————————————日期: ?
1.已知反应A + 3Ｂ ＝ 2C ＋ D 在某段时间内以A 的浓度变化表示的化学反应速率为 1mo ｌ/（L ·m ｉn),则此段时间内以C 的浓度表示的化学反应速率为 A 、0·5mo ｌ／（Ｌ·ｍi ｎ) Ｂ、1mol ／(L ·mi ｎ) C 、３ｍｏｌ/（L ·m ｉn ） D 、2mo ｌ／(L ·m ｉn ） 2.在2A ＋Ｂ＝ 3Ｃ+４D 中，表示该反应速率最快的是 A ．V (Ａ) = 0.5m ｏl ·L －1·S －1 B ．V (B ） ＝ 0.３ m o l ·L －1·S －1 C.Ｖ (Ｃ) = 0.8m ｏl ·L -1·S -１ Ｄ.Ｖ (D )= ６0 ｍo l ·L －1·ｍｉn -1 3．对于反应Ｎ2（g)＋３H 2（g ） 2NH 3(g ），能增大正反应速率的措施是 Ａ.通入大量H 2 B ．增大容积 C ．移去部分NH ３ Ｄ．降低体系温度 4．在一定条件下，密闭容器中进行的反应: Ｈ2 + I 2 ２ＨＩ 对于下列示意图所表示的涵义解释正确的是 A.反应开始时，容器中投入了H 2、I ２、HI 三种气体 B ．0到t 1时刻，反应向逆反应方向进行 C.t 1时刻后,正、逆反应的速率均为零 D ．t １时刻后，Ｈ2、I 2、HI 三种气体的浓度达到相等 5.已知某可逆反应在密闭容器中进行: Ａ（ｇ）+2B(g) Ｃ(g)+D(s) 正反应为放热反应。 图中曲线a 代表一定条件下该反应的过程。 若使ａ 曲线变为b 曲线,可采取的措施是 Ａ．增大A 的浓度 B ．缩小容器的容积 Ｃ．加入催化剂 Ｄ.升高温度 6.在密闭容器中进行2SO 2（g ）+ O 2 (g) 2S Ｏ３(g)?H ﹤0 右图是某次实验的化学反应速率随时间变化的图象, 推断在t 1时刻突然变化的条件可能是 ? A ．使用催化剂? B.减小生成物的浓度 C ．降低体系温度 Ｄ．增大容器的体积 7． ＮＯ和C Ｏ都是汽车尾气里的有害物质，它们能缓慢起反应,生成Ｎ２和ＣO ２，2()2()NO g CO g +22()2()N g CO g +对此反应，下列叙述正确的是 A.使用催化剂不改变反应速率 B ．升高温度能加快反应速率 Ｃ.降低压强能增大反应速率 D.改变压强对反应速率无影响 8．已知：Ｃ(ｓ)+C Ｏ2(g) 2CO （ｇ) △H>0。该反应达到平衡后,下列条件有利 于反应向正方向进行的是 A.升高温度和减小压强 B.降低温度和减小 压强 C.降低温度和增大压强 Ｄ．升高温度和增大压强 ９.在一定温度下，容器内某一反应中M 、N 的物质的量随反应时间变化的曲线如下图所示， 下列表述正确的是??? ?? A ．ｔ1时，N 的浓度是M 浓度的2倍 B.ｔ２时，正、逆反应速率相等，达到平 衡 C ．t 3时,正反应速率大于逆反应速率 Ｄ．反应的化学方程式为:2M N v （H 2 + I 2 → ｖ（2HI → 时反应速率t 0
第二章化学反应速率及化学平衡专题测试（二） 一、选择题（只有1个选项符合题意） 1. 反应3Fe(s)+4H 2O(g)Fe3O4(s)+4H2(g)在温度和容积不变的条件下进行。能表明反应达到平衡状态的叙述是 A.容器内压强不再变化 B.Fe3O4的物质的量不变 C.ｖ(H2O)=ｖ(H2) D.反应不再进行 2. 在恒温、恒容的密闭容器内进行反应A（g）B（g）＋C（g），正反应为放热反应。若反应物的浓度由2mol/L降到0.8mol/L需20s，那么反应物浓度为0.8mol/L降到0.2mol/L 所需反应时间为A．10s B．大于10s C．小于10s D．无法判断 3．在一个容积为VL的密闭容器中放入2LA（g）和1L B（g），在一定条件下发生下列反应3A(g)十B(g) nC(g)+2D(g) 达到平衡后，A物质的量浓度减小1/2，混合气体的平均摩尔质量增大1/8，则该反应的化学方程式中n的值是 A．1 B．2 C．3 D．4 根据以下叙述回答①和②题。 把0.6molX气体和0.4molY气体混合于2L容器中，使它们发生如下反应： 3X(g)+Y(g)=nZ(g)+2W(g)，5min末已生成0.2molW，若测知以Z浓度变化来表示的反应平均速率为0.01mol·L-1·min-1，则 4．①上述反应中Z气体的化学计量数n的值是 A．1 B．2 C．3 D．4 5．②上述反应在5min末时，已作用去的Y值占原来量的物质的量分数 A．20% B．25% C．33% D．50% 6. 将4molA气体和2mol B气体在2L的容器中混合并在一定条件下发生如下反应： 2A（g）＋B（g）2c（g）。若经2 s后测得C的浓度为0.6mol·L－1，现有下列几种说法： ①用物质A表示的反应的平均速率为0.3mol·L－1·s－1 ②用物质B表示的反应的平均速率为0.6 mol·L－1·s－1 ③2s时物质A的转化率为70％④2s时物质B的浓度为0.7mol·L－1 其中正确的是A．①③B．①④C．②③D．③④ 7.在密闭容器中进行X2(g)+4Y2(g)2Z2(g)+3Q2(g)的反应，其中X2、Y2、Z2、Q2的起始浓度分别是0.1mol·L－1、0.4mol·L－1、0.2mol·L－1、0.3mol·L－1当反应达到平衡后，各物质的物质
考纲要求 1.了解化学平衡常数(K)的含义。 2.能利用化学平衡常数进行相关计算。 考点一化学平衡常数 1．概念 在一定温度下，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，用符号K表示。 2．表达式 对于反应m A(g)＋n B(g)p C(g)＋q D(g)， K＝c p?C?·c q?D? c m?A?·c n?B? (固体和纯液体的浓度视为常数，通常不计入平衡常数表达式中)。 3．意义及影响因素 (1)K值越大，反应物的转化率越大，正反应进行的程度越大。
(2)K只受温度影响，与反应物或生成物的浓度变化无关。 (3)化学平衡常数是指某一具体反应的平衡常数。 4．应用 (1)判断可逆反应进行的程度。 (2)利用化学平衡常数，判断反应是否达到平衡或向何方向进行。 对于化学反应a A(g)＋b B(g)c C(g)＋d D(g)的任意状态，浓度商：Q c＝c c?C?·c d?D? c a?A?·c b?B? 。 Q＜K，反应向正反应方向进行； Q＝K，反应处于平衡状态； Q＞K，反应向逆反应方向进行。 (3)利用K可判断反应的热效应：若升高温度，K值增大，则正反应为吸热反应；若升高温度，K值减小，则正反应为放热反应。 深度思考
1．正误判断，正确的打“√”，错误的打“×” (1)平衡常数表达式中，可以是物质的任一浓度() (2)催化剂能改变化学反应速率，也能改变平衡常数() (3)平衡常数发生变化，化学平衡不一定发生移动() (4)化学平衡发生移动，平衡常数不一定发生变化() (5)平衡常数和转化率都能体现可逆反应进行的程度() (6)化学平衡常数只受温度的影响，温度升高，化学平衡常数的变化取决于该反应的反应热() 2．书写下列化学平衡的平衡常数表达式。 (1)Cl2＋H2O HCl＋HClO (2)C(s)＋H2O(g)CO(g)＋H2(g) (3)CH3COOH＋C2H5OH CH3COOC2H5＋H2O (4)CO2－3＋H2O HCO－3＋OH－ (5)CaCO3(s)CaO(s)＋CO2(g) 3．一定温度下，分析下列三个反应的平衡常数的关系 ①N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)K1 ②1 2N2(g)＋ 3 2H2(g)NH3(g)K2 ③2NH3(g)N2(g)＋3H2(g)K3 (1)K1和K2，K1＝K22。 (2)K1和K3，K1＝1 K3。 题组一平衡常数的含义 1．研究氮氧化物与悬浮在大气中海盐粒子的相互作用时，涉及如下反应： 2NO2(g)＋NaCl(s)NaNO3(s)＋ClNO(g)K1 2NO(g)＋Cl2(g)2ClNO(g)K2 则4NO2(g)＋2NaCl(s)2NaNO3(s)＋2NO(g)＋Cl2(g)的平衡常数K＝(用K1、K2表示)。 2．在一定体积的密闭容器中，进行如下化学反应：CO2(g)＋H2(g)CO(g)＋H2O(g)，其化学平衡常数K和温度t的关系如表所示： t/℃700 800 830 1 000 1 200 K0.6 0.9 1.0 1.7 2.6
第3章 化学平衡和化学反应速率 【3-1】写出下列反应的标准平衡常数表达式 （1） 2N 2O 5(g)+4NO 2(g)O 2 (g) （2） SiCl 4(l)2H 2O(g) +SiO 2(s)+ 4HCl （3） CaCO 3(s)CaO(s)CO 2(g) + （4） ZnS(s)+ 2H +(aq) Zn 2+(aq) +H 2 S(g) 解：（1）222542 (/)(/) (/) NO O N O p p p p K p p θθθ θ= （2）424 2 (/)(/)(/) HCl SiCl H O p p K c c p p θθ θθ= （3）2/CO K p p θθ= （4）222 (/)(/) (/)H S Zn H c c p p K c c θθθ θ++= 【3-2】尿素22()CO NH (s)的△f G ⊙ =-197.15kJ· mol -1，其他物质△f G ⊙的查附录二。求下列反应在298K 时的K ⊙ ：23CO +2g)NH ((g) 222 H O +CO (g)()NH (s) 解：?r G θ = -197.15 + (-228.6) – 2?(-16.5) – (-394.4) = 1.65 (kJ/mol) 1.65?103 = -8.314?298lnK θ, K θ = 0.514 【3-3】 673K 时，将0.025molCOCl 2(g)充入1.0L 容器中，当建立下列平衡时： COCl 2(g) CO(g)+Cl 2(g) 有16% COCl 2解离。求此时的K ⊙ 。 解：042.0p /RT )16.01(025.0)p /()RT 16.0025.0(K 2 2=-??= θ θθ [p θ = 101.3 kPa, R = 8.314 J/(mol·K)] 【3-4】 298K 时，向1.00L 烧瓶中充入足量的N 2O 4,使起始压力为100kPa ，一部分N 2O 4分解为NO 2,达平衡时总压力为116kPa ，计算如下反应的K ⊙：N 2O 4 (g) 2NO 2(g)。 解：110010.00.404 (mol)8.314298n ?= =?， 211610.0 0.468 (mol)8.314298 n ?==? 12 .03 .1010.10340.0298314.8016.00 .10RT )468.0404.02(] 0.10RT )404.0468.0(2[K 2 =????=-?-?=θ
高中化学全部反应公式汇总 编辑:徐淑贤2012-11-13 13:53:00来源:中国教育在线一、非金属单质(F2,Cl2、O2、S、N2、P、C、Si 1.氧化性: F2+H2===2HF F2+Xe(过量===XeF2 2F2(过量+Xe===XeF4 nF2+2M===2MFn(表示大部分金属 2F2+2H2O===4HF+O2 2F2+2NaOH===2NaF+OF2+H2O F2+2NaCl===2NaF+Cl2 F2+2NaBr===2NaF+Br2 F2+2NaI===2NaF+I2 F2+Cl2(等体积===2ClF 3F2(过量+Cl2===2ClF3 7F2(过量+I2===2IF7 Cl2+H2===2HCl 3Cl2+2P===2PCl3 Cl2+PCl3===PCl5 Cl2+2Na===2NaCl
3Cl2+2Fe===2FeCl3 Cl2+2FeCl2===2FeCl3 Cl2+Cu===CuCl2 2Cl2+2NaBr===2NaCl+Br2 Cl2+2NaI===2NaCl+I2 5Cl2+I2+6H2O===2HIO3+10HCl Cl2+Na2S===2NaCl+S Cl2+H2S===2HCl+S Cl2+SO2+2H2O===H2SO4+2HCl Cl2+H2O2===2HCl+O2 2O2+3Fe===Fe3O4 O2+K===KO2 S+H2===H2S 2S+C===CS2 S+Fe===FeS S+2Cu===Cu2S 3S+2Al===Al2S3 S+Zn===ZnS N2+3H2===2NH3
N2+3Mg===Mg3N2 N2+3Ca===Ca3N2 N2+3Ba===Ba3N2 N2+6Na===2Na3N N2+6K===2K3N N2+6Rb===2Rb3N P2+6H2===4PH3 P+3Na===Na3P 2P+3Zn===Zn3P2 2.还原性 S+O2===SO2 S+O2===SO2 S+6HNO3(浓===H2SO4+6NO2+2H2O 3S+4HNO3(稀===3SO2+4NO+2H2O N2+O2===2NO 4P+5O2===P4O10(常写成P2O5 2P+3X2===2PX3(X表示F2,Cl2,Br2 PX3+X2===PX5 P4+20HNO3(浓===4H3PO4+20NO2+4H2O C+2F2===CF4 C+2Cl2===CCl4
高考化学知识点：化学平衡常数 高考化学知识点：化学平衡常数 1、化学平衡常数 (1)化学平衡常数的化学表达式 (2)化学平衡常数表示的意义 平衡常数数值的大小可以反映可逆反应进行的程度大小，K值越大，反应进行越完全，反应物转化率越高，反之则越低。 2、有关化学平衡的基本计算 (1)物质浓度的变化关系 反应物：平衡浓度=起始浓度-转化浓度 生成物：平衡浓度=起始浓度+转化浓度 其中，各物质的转化浓度之比等于它们在化学方程式中物质的计量数之比。 (2)反应的转化率()：= 100% (3)在密闭容器中有气体参加的可逆反应，在计算时经常用到阿伏加德罗定律的两个推论： 恒温、恒容时：恒温、恒压时：n1/n2=V1/V2 (4)计算模式 浓度(或物质的量) aA(g)+bB(g) cC(g)+dD(g) 起始 m n O O 转化 ax bx cx dx 平衡 m-ax n-bx cx dx (A)=(ax/m)100% (C)= 100% (3)化学平衡计算的关键是准确掌握相关的基本概念及它们相互之间的关系。化学平衡的计算步骤，通常是先写出有关的化学方程式，列出反应起始时或平衡时有关物质的浓度或物质的量，然后再通过相关的转换，分别求出其他物质的浓度或物质的量和转化率。概括为：建立解题模式、确立平衡状态方程。说明： ①反应起始时，反应物和生成物可能同时存在; ②由于起始浓度是人为控制的，故不同的物质起始浓度不一定是化学
计量数比，若反应物起始浓度呈现计量数比，则隐含反应物转化率相等，且平衡时反应物的浓度成计量数比的条件。 ③起始浓度，平衡浓度不一定呈现计量数比，但物质之间是按计量数反应和生成的，故各物质的浓度变化一定成计量数比，这是计算的关键。 化学平衡常数知识点总结分享到这里，更多内容请关注高考化学知识点栏目。
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0.45 mol/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 H 2所用的时间。 实验现象：两套装置中加入H 2SO 4溶液后都立即产生气泡，但加入1 mol/L 硫酸的装置中产生气泡的速率较_________，收集10 mL H 2用的时间较_________ ；加入4 mol/L 硫酸的装置中产生气泡的速率较_________ ，收集10 mL H 2用的时间较 _________ 。 要点二、化学反应速率图象及其应用 物质的量（或浓度）—时间图象及其应用 例如：某温度时，在定容（V L ）容器中，X 、Y 、 三种物质的物质的量随时间的变化曲线如图所示。 根据图象可进行如下计算： （1）某物质的反应速率、转化率， 如：V(X)=( n1- n3) /vt3 mol/(L ·s), Y 的转化率= (n2-n3)/n2 ×100%。 （2）确定化学方程式中的化学计量数之比 如X 、Y 、Z 三种物质的化学计量数之比为（n1-n3）∶(n2-n3)∶n2。 ①、在同一反应体系中用不同物质来表示反应速率时，其 是可以 的，但是这些数值都表示 。表示化学反应速率时，必须指明以 表示。 ②化学反应速率实际是 的平均速率，而不是 速率。 因为大部分反应不等速进行，随着各组分浓度的变化，反应速率也会变。开始时，速率快，随着反应的进行速率会减慢。所以我们在表示反应速率使用的是平均速度，我们定义也是平均速率。 ③不能用 体和 体来表示反应速率。 在一定温度下，固体和纯液体物质单位体积里的物质的量保持不变，即物质的量浓度为常数，因此它们的化学反应速率也被视为常数，所以不能用它们表示速率。但固态反应物的颗粒大小是影响反应速率的条件之一，即颗粒越小，表面积越大，反应速率越快 a (A) v b (B)v ,(B) (A)b a v v
有机化学反应类型全总结一、取代反应 定义:有机物分子里的某些原子或原子团被其它原子或原子团所代替的反应称为取代反应. 取代反应的类型很多, 中学化学中主要有下面几类： 1.卤代反应烷烃、芳香烃、苯酚等均能发生卤代反应如: 。 2.硝化反应苯及其同系物、苯酚、烷烃等均能发生硝化反应如:
3.磺化反应苯、苯的衍生物, 几乎均可磺化.如: ; (邻、对位产物为主) 4. 酯化反应 (1)羧酸和醇的反应.如: （2）无机含氧酸和醇的反应.如: 5.水解反应: 卤代烃、酯、多糖、二糖、蛋白质都能在一定条件下发生水解反应.如: ， 6. 与活泼金属的反应: 醇、酚、羧酸等均能与活泼金属如钠反应生成氢气.如:
， 7.醇与卤化氢（HX）的反应.如： 8.羧酸或醇的分子间脱水.如: 二、加成反应 定义有机物分子里不饱和的碳原子跟其它原子或原子团直接结合, 生成别的物质的反应, 叫加成反应分子结构中含有双键或叁键的化合物, 一般能与H2、X2（X为Cl、Br、I）、HX、H2O、HCN等小分子物质起加成反应. 如烯烃、二烯烃、炔烃、苯及其同系物、醛、酮、不饱和高级脂肪酸及其甘油脂、单糖等. 说明： 1．羧基和酯基中的碳氧双键不能发生加成反应。 2．醛、酮的羰基只能与H2发生加成反应。 3．共轭二烯有两种不同的加成形式。 1.和氢气加成. — 2.和卤素加成
3.; 4.和卤化氢加成 5.和水加成 三、消去反应 定义：有机化合物在适当条件下, 从一个分子相邻两个碳原子上脱去一个小分子（如H2O、HX等）而生成不饱和(双键或叁键)化合物的反应称为消去反应, 又称消除反应发生消去反应的化合物需具备以下两个条件: (1)是连有一OH(或一X)的碳原子有相邻的碳原子； — (2)是该相邻的碳原子上还必须连有H原子. 1.醇的消去反应.如： 2.卤代烃的消去反应.如： 四、聚合反应 定义：由许多单个分子互相结合生成高分子化合物的反应叫聚合反应. 聚合反应有两个基本类型:加聚反应和缩聚反应. 1.加聚反应. 由许多单个分子互相加成, 又不缩掉其它小分子的聚合反应称为加成聚合反应简称加聚反应. ! 烯烃、二烯烃及含的物质均能发生加聚反应.如:
化学反应速率和化学平衡重要知识点 1.化学反应速率的相关知识及计算 2.平衡的标志问题 3.等效平衡问题 4.化学平衡在不同条件下的比较问题 5.化学平衡移动问题 6. 化学平衡的图像问题 7.化学平衡的计算问题 1.化学反应速率的相关知识 ※化学反应速率(v): 1、是用来衡量化学反应行快慢程度的，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：v(A)=△c(A)/△t (练习) 3、单位：mol/(L·s)或mol/(L·min)或mol/(L·h) 4、用不同物质表示的速率之比等于计量数之比。 5、影响因素： ①温度: ②压强: ③浓度: ④催化剂: 1、H2O2分解的反应催化剂是：二氧化猛、氧化铜、氧化铁等金属氧化物或盐均可，但效果没有二氧化锰好，另外动物肝脏也可以 2、有机物与H2的加成反应中催化剂是：镍 3、氨的催化氧化：NH3+O2---NO+H2O的反应催化剂是：铂 4、硫酸工业中，SO2+O2---SO3的反应催化剂是：V2O5 5、工业合成氨：N2+H2---NH3的反应催化剂是：铁触媒（以铁为主体的催化剂） 6、乙醇的催化氧化：铜或银2 CH3CH2OH+ O2 ——2 CH3CHO+2 H2O 2CH3CHO+O2 ——2CH3COOH 过程中铜丝先变黑后变红。
例题 1、已知反应A+3B = 2C+D在一分钟内A的物质的量浓度由2mol/L降为1mol/L，试分别求此一分钟内A和C的反应速率。 解: v(A)=△c(A)/△t =(2-1)mol/L÷1min=1mol/(L·min) v(A):v(C)=1:2 ∴v(C)= 2mol/(L·min) 2、用铁片与稀硫酸反应制取氢气时，下列措施不能使氢气生成速率加大的是（）。 A、对该反应体系加热 B、不用稀硫酸，改用98%浓硫酸 C、滴加少量CuSO4 D、不用铁片，改用铁粉 注意“真”变和“假”变”: 若体系的压强变化而使反应物或生成物的浓度发生变化即“真”变，否则是“假”变。如：2SO2+O2=2SO3 A.恒压时充入He： 由于SO2、O2、SO3的物质的量不变，体积V变大，∴浓度降低相当于“减压”，反应速率降低； B.恒容时充入He： 由于反应物生成物浓度不变，体系压强不变相当于“假”变。 2、化学平衡的标志(特征) 化学平衡状态的判断(化学平衡的标志)： 直接因素： ①速率关系：V正＝V逆 ②各物质的浓度不随时间的改变而改变 间接因素： ③各物质的百分含量(物质的量分数、体积分数、质量分数等)保持不变： ④混合气体的总物质的量、总压强、总体积不随时间的改变而改变（不一定） ⑤混合气体平均相对分子质量不随时间的改变而改变（不一定） ⑥混合气体的密度不随时间的改变而改变（不一定） ⑦反应体系内有色物质的颜色不随时间的改变而改变
第二章化学反应速率和化学平衡 一、化学反应速率 课标要求 1、掌握化学反应速率的含义及其计算 2、了解测定化学反应速率的实验方法 要点精讲 1、化学反应速率 （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。 某一物质A的化学反应速率的表达式为： 式中——某物质A的浓度变化，常用单位为mol·L-1。 ——某段时间间隔，常用单位为s,min,h。 υ——物质A的反应速率，常用单位是mol·L-1·s-1，mol·L-1·s-1等。 （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。 ②化学反应速率的计算规律 同一化学反应，用不同物质的浓度变化表示的化学反应速率之比等于反应方程式中相应的物质的化学计量数之比，这是有关化学反应速率的计算或换算的依据。 （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。 小贴士：①化学反应速率通常指的是某物质在某一段时间内化学反应的平均速率，而不是在某一时刻的瞬时速率。 ②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
化学平衡二 教学目标 1.知道化学平衡常数的含义； 2.能运用化学平衡常数对化学反应进行的程度做出判断； 3.能利用化学平衡常数用三段式计算反应物的转化率； 教学重点、难点 教学重点： 平衡常数的应用 教学难点： 平衡常数的理解 知识点详解： 知识点一 化学平衡常数的含义及表达式 1．含义 在一定温度下，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(简称平衡常数)，用符号“K”表示。 2．对于一般的可逆反应：m A(g)＋n B(g)p C(g)＋q D(g)，当在一定温度下达到化学平 衡状态时，平衡常数的表达式为：K ＝cp C ·cq D cm A ·cn B 。 例1．对于3Fe ＋4H 2O(g)Fe 3O 4＋4H 2(g)，反应的化学平衡常数的表达式为( ) A ．K ＝ c Fe3O4·c H2c Fe ·c H2O B ．K ＝c Fe3O4·c4H2 c Fe ·c4H2O C ．K ＝c4H2O c4H2 D ．K ＝c4H2 c4H2O 知识点二 意义 (1)K 值越大，说明正反应进行的程度越大，反应物的转化率越大；反之进行的程度就越小，转化率就越小。 (2)K 只受温度影响，与反应物或生成物的浓度变化无关。 例2．关于化学平衡常数的叙述，正确的是( ) A ．只与化学反应方程式本身和温度有关 B ．只与反应的温度有关 C ．与化学反应本身和温度有关，并且会受到起始浓度的影响 D ．只与化学反应本身有关，与其他任何条件无关的一个不变的常数 高温
例3．在密闭容器中进行下列反应)()(2g CO s C +)(2g CO ；0>?H 达到平衡后，改变 下列条件，则指定物质的浓度及平衡如何变化： （1）增加少量碳，平衡 ，)(CO c ； （2）减小密闭容器体积，保持温度不变，则平衡 ，)(2CO c ，K ； （3）通入2N ，保持密闭容器体积和温度不变，则平衡 ，)(2CO c ，K ； （4）保持密闭容器体积不变，升高温度，则平衡 ，)(CO c ，K ； 迁移1．在某温度下，将2H 和2I 各mol 10.0的气态混合物充入L 10的密闭容器中，充分反应，达到平衡后，测得L mol H c /0080.0)(2=。 （1）求该反应的平衡常数。 （2）在上述温度下，该容器中若通入2H 和2I 蒸气的浓度各为L mol /020.0，试求达到化学平衡状态时各物质的浓度。 知识点三 化学平衡常数的应用 （1）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。 （2）若用任意状态的浓度幂之积的比值（称为浓度商，用c Q 表示）与K 比较，可判断可逆反应是否达到平衡状态和反应进行的方向。即： K Q c < 反应向正反应方向进行 K Q c = 反应达到平衡状态
化学反应速率和化学平衡复习专题 1. 化学反应速率： ⑴化学反应速率的概念及表示方法：通过计算式：v =Δc /Δt来理解其概念： ①化学反应速率与反应消耗的时间(Δt)和反应物浓度的变化(Δc)有关； ②在同一反应中，用不同的物质来表示反应速率时，数值可以相同，也可以 是不同的。但这些数值所表示的都是同一个反应速率。因此，表示反应速率时，必须说明用哪种物质作为标准。用不同物质来表示的反应速率时，其比 值一定等于化学反应方程式中的化学计量数之比。如：化学反应mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g) 的：v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D) = m∶n∶p∶q ③一般来说，化学反应速率随反应进行而逐渐减慢。因此某一段时间内的化 学反应速率，实际是这段时间内的平均速率，而不是瞬时速率。 ⑵影响化学反应速率的因素： I. 决定因素（内因）：反应物本身的性质。 Ⅱ.条件因素（外因）（也是我们研究的对象）： ①浓度：其他条件不变时，增大反应物的浓度，可以增大活化分子总数， 从而加快化学反应速率。值得注意的是，固态物质和纯液态物质的浓度可视 为常数； ②压强：对于气体而言，压缩气体体积，可以增大浓度，从而使化学反应 速率加快。值得注意的是，如果增大气体压强时，不能改变反应气体的浓度， 则不影响化学反应速率。 ③温度：其他条件不变时，升高温度，能提高反应分子的能量，增加活化
分子百分数，从而加快化学反应速率。 ④催化剂：使用催化剂能等同地改变可逆反应的正、逆化学反应速率。 ⑤其他因素。如固体反应物的表面积（颗粒大小）、光、不同溶剂、超声波等。 2. 化学平衡： ⑴化学平衡研究的对象：可逆反应。 ⑵化学平衡的概念（略）； ⑶化学平衡的特征： 动：动态平衡。平衡时v正==v逆≠0 等：v正＝v逆 定：条件一定，平衡混合物中各组分的百分含量一定（不是相等）； 变：条件改变，原平衡被破坏，发生移动，在新的条件下建立新的化学平衡。 ⑷化学平衡的标志：（处于化学平衡时）： ①速率标志：v正＝v逆≠0； ②反应混合物中各组分的体积分数、物质的量分数、质量分数不再发生变化； ③反应物的转化率、生成物的产率不再发生变化； ④反应物反应时破坏的化学键与逆反应得到的反应物形成的化学键种类和数量相同； ⑤对于气体体积数不同的可逆反应，达到化学平衡时，体积和压强也不再发生变化。 【例1】在一定温度下，反应A2(g) + B2(g) 2AB(g)达到平衡的标志是( C )
化学反应类型 教学目标 1.掌握化学反应的四种基本类型：化合、分解、置换、复分解. 2.理解离子反应的本质，能进行离子方程式的书写及正误判断，并能应用离子反应判断离子在溶液中能否大量共存. 3.电荷守恒原理的运用. 章节分析 复习化学反应相关知识的方法要求是：从不同的视角了解化学反应的分类方法：全面而且准确地掌握化合、分解、置换、复分解这四种隶属于初中课本内容的反应，并能应用于判断新颖而复杂的化学反应的类型.“离子反应”包括高一和高三两个自然节的内容，离子反应的本质是向某些离子浓度减小的方向进行，这一点务必重点掌握。离子反应的类型，按新教材分为复分解反应、氧化还原反应、水解反应、络合反应，电极反应也应纳入其中，从而构建系统化的知识。离子方程式的书写及正误判断、离子共存问题在做了一定量练习的基础上要进行小结，旨在使知识从混乱走向有序，进而掌握一般的规律.同时在复习过程中要多加讨论，每个人思考问题的角度不同，解法上往往表现出明显的差异，可相互切磋，取长补短，共同提高。 复习内容 1、化学反应分类 教法指导：要指明各分类的依据、反应特征，并举例说明
2、四个基本反应类型与氧化还原反应间的关系 误区警示 1.判断4种无机基本反应的类型时，要由反应前后物质的种类共同确定，只看反应物或生成物的种类是片面的，易导致误判。如： (1)只生成一种物质的反应不一定是化合反应，反应物只有一种的反应也不一定是分解反应，既有单质参加又有单质生成的反应不一定是置换反应，也不一定是氧化还原反应(如同素异形体之间的相互转化). (2)生成物中只有一种单质和一种化合物的反应不一定是置换反应，如氯酸钾的受热分解. (3)生成物中有盐和水的反应不一定是复分解反应，碳酸氢钠的受热分解可例证. 2.要熟悉化学反应的一般规律，还要注意一些特例.如：K、 Ca、Na这些活泼金属置于某些不太活泼的金属盐溶液中主要是与水反应，而不是置换金属；金属与硝酸、浓硫酸反应不可能产生H2等. 3.判断一个离子反应是否正确的思维步骤 (1)看是否符合电离原理 酸、碱、盐是电解质，这三类物质才有可能写成离子形式，而不溶性的酸、碱、盐和弱酸、弱碱要写成化学式；单质、氧化物和气体必须写成化学式.如CaC03、BaS04、AgCl、H2Si03、 Cu(OH)2等不溶物要写成化学式，醋酸、氨水等弱电解质要写成化学式，微溶物处于溶液状态时应写离子，处于浊液或固体时应写化学式等. (2)看是否符合实验事实 如：2Fe+6H+=2Fe2++3H2↑是错误的，因为H+只能将铁氧化成+2价；Cu+2H+=Cu2++H2↑是错误的，因为铜排在金属活动顺序表氢之后，不能置换出酸中的氢：Cu2++H2Cu+ 2H+也中错误的，因为H2不可在水溶液中发生反应. 对未处于自由移动离子状态的反应不能写离子方程式，如铜与浓硫酸、氯化铵固体与氢氧化钙固体反应等. (3)看反应物或产物的配比是否正确 如：稀硫酸与Ba(OH)2溶液反应不能写成H++OH-+Ba2++SO42-=H2O+BaSO4↓应写成
化学反应速率和平化学衡 【命题规律】 化学反应速率和化学平衡是高考的必考内容，其主要命题内容有：①化学反应速率影响因素及计算；②化学平衡状态的判断及影响因素；③应用平衡原理判断反应进行的方向；④化学反应速率和化学平衡的图象分析；⑤转化率、平衡常数的含义及简单计算。 将化学反应速率和化学平衡移动的原理与化工生产、生活实际相结合的题目是最近几年的高考命题的热点。特别是化学平衡常数的影响因素及其计算是新教材增加的内容，应引起同学们的关注 。 【知识网络】 【重点知识梳理】 一 物质状态和浓度对反应速率的影响 1．对于有固体参加的化学反应而言，由于在一定条件下，固体的浓度是固定的，所以固体物质在化学反应中浓度不改变，因此在表示化学反应速率时，不能用固体物质。但因为固体物质的反应是在其表面进行的，故与其表面积有关，当固体颗粒变小时，会增大表面积，加快反应速率。 2．对于有气体参加的反应而言，改变压强，对化学反应速率产生影响的根本原因是引起浓度改变所致。所以，在讨论压强对反应速率的影响时，应区分引起压强改变的原因，这种改变对反应体系的浓度产生何种影响，由此判断出对反应速率产生何种影响。 对于气体反应体系，有以下几种情况： (1)恒温时： 增加压强――→引起体积缩小――→引起浓度增大――→引起 反应速率加快。 (2)恒容时：①充入气体反应物――→引起浓度增大――→引起总压增大――→引起 速率加快 ②充入“惰气”――→引起 总压增大，但各分压不变，即各物质的浓度不变，反应速率不变。
(3)恒压时： 充入：“惰气”――→引起体积增大――→引起各反应物浓度减少――→引起 反应速率减慢。 二 外界条件对化学反应速率的影响 三 化学反应速率的图象 图象也是一种表达事物的语言符号，化学反应速率图象是将化学反应速率变化的状况在直角坐标系中以图的形式表达的结果，是化学反应速率变化规律的反映。认识和应用化学反应速率图象时，要立足于化学方程式，应用化学反应速率变化的规律，分析直角坐标系及其图象的涵义。 1．化学反应CaCO 3＋2HCl===CaCl 2＋CO 2↑＋H 2O (1)其他条件一定，反应速率随着c(HCl)的增大而增大，如图①。 (2)其他条件一定，反应速率随着温度的升高而增大，如图②。 (3)随着反应时间的延长，c(HCl)逐渐减小，化学反应速率逐渐减小，如图③。 2．化学反应2H 2S(g)＋SO 2(g)===3S↓(s)＋2H 2O(g) (1)其他条件一定，增大气态反应物的压强(缩小气体容器的容积)，反应速率随着压强的增大而增大。如图①。 (2)其他条件一定，减小气态反应物的压强(扩大气体容器的容积)，反应速率随着压强的减小而减小，如图②。 (3)温度、气体容器的容积都一定，随着时间的增加，SO2、H2S 物质的量逐渐减少，气体的压强逐渐减小，反应速率逐渐减小，如图③。 (4)分别在较低温度T1和较高温度T2下反应，气态反应物的压强都是逐渐增大(缩小容器容积)，反应速率随着压强的增大而增大及随着温度的升高而增大，如图④。 四 化学平衡状态的特征和判断方法 1．化学平衡状态的特征 化学平衡状态的特征可以概括为：逆、等、动、定、变。 (1)“逆”——研究对象是可逆反应。 (2)“等”——化学平衡状态建立的条件是正反应速率和逆反应速率相等，即v 正＝v 逆，这是可逆反应达到平衡状态的重要标志。 (3)“动”——指化学反应已达到化学平衡状态时，反应并没有停止，实际上正反应与逆反应始终在进行，只是正反应速率等于逆反应速率，即v 正＝v 逆≠0，所以化学平衡状态是动态平衡状态。 (4)“定”——在一定条件下可逆反应一旦达到平衡(可逆反应进行到最大的程度)状态时，在平衡体系的混合物中，各组成成分的含量(即反应物与生成物的物质的量、物质的量浓度、质量分数、体积分数等)保持一定而不变(即不随时间的改变而改变)。这是判断体系是否处于化学平衡状态的重要依据。 (5)“变”——任何化学平衡状态均是暂时的、相对的、有条件的(与浓度、压强、温度等有关)，而与达到平衡的过程无关(化学平衡状态既可从正反应方向开始达到平衡，也可以从逆反应方向开始达到平衡)。当外界条件变化时，原来的化学平衡也会发生相应的变化。 2．化学平衡状态的判断方法 (1)直接判定：v 正＝v 逆(实质) ①同一物质：该物质的生成速率等于它的消耗速率。 ②不同的物质：速率之比等于方程式中的系数比，但必须是不同方向的速率。 (2)间接判定： ①各组成成分的质量、物质的量、分子数、体积(气体)、物质的量浓度保持不变。 ②各组成成分的质量分数、物质的量分数、气体的体积分数保持不变。 ③若反应前后的物质都是气体，且系数不等，总物质的量、总压强(恒温、恒容)、平均摩尔质量、混合气体的密度(恒温、恒压)保持不变。 ④反应物的转化率、产物的产率保持不变。 总之，能变的量保持不变说明已达平衡。(如下表所示)