高二化学专题2 知识填空（含答案）

专题 2 化学反应速率与化学平衡
一、化学反应速率
（一）定义：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
v c（二）表示方法：
t
-1 -1 -1 -1
v：化学反应速率，常用单位：mol/(L s)或（mol L s ）、mol/(L min) 或（mol L min ）
（三）注意事项：
1、化学反应速率没有 负 值，均取 正 值
2、化学反应速率是一段时间内的 平均 反应速率，而不是某一时刻的 瞬时 反应速率
3、反应方程式中各物质的化学计量数之比等于各物质的化学反应速率之比，等于
变化的浓度 之比，等于 变化的物质的量 之比。例如：aA+bB=cC+dD a:b:c:d= vA:vB:vC:vD =
ΔcA:ΔcB:ΔcC:ΔcD = ΔnA:ΔnB:ΔnC:ΔnD
4、 固体 或 纯液体（不是溶液），其浓度可视为常数，因此一般不用其表示反应速率
（四）比较大小：
1、比较大小时，要先转化为同一物质 的化学反应速率，再进行比较，同时要注意 时间单位 的转化
2、比较大小时，可以比较速率与 计量数 的比值。
（五）常用计算公式
( ) 某时刻的体积（或物质的量或浓度）反应的物质的量 或浓度
转化率= 1
100%
起始的物质的量(或浓度) ；
00体%积分数= 某时刻的总体积（或物质的量或浓度）
反应前后的压强之比=
反应前总的物质的量（或浓度或体积）
二、影响化学反应速率的因素 某时刻总的物质的量（或浓度或体积）
（一）内因： 反应物本身的性质 的性质
（二）外因： 浓度 、 温度 、 压强 、 催化剂
三、活化能
（一）有效碰撞理论：
1、基元反应：大多数化学反应并不是经过简单碰撞就能完成的，而往往经过多个反应步骤才能实现，这其中的 每
一步 反应都称为基元反应。基元反应反应了反应历程，反应历程又称反应 机理 。
2、基元反应发生的先决条件： 反应物的分子必须发生碰撞
3、有效碰撞：
（1）定义： 能够发生化学反应的碰撞叫做有效碰撞 。
（2）条件：第一，分子必须具有一定的能量，即 活化 分子（能够发生有效碰撞的分子）
第二， 有合适的取向
4、活化能：活化分子具有的平均能量与反应物分子具有的平均能量之差，叫做反应的活化能
5 活化能 合适取向、有效碰撞理论与化学反应的关系：普通分子 活化 分子 有效 碰撞→新物质+能量
（二）浓度：
1、影响规律：其他条件相同时，增大反应物浓度，化学反应速率 增大 ；减小反应物浓度，反应速率 减小
2、理论解释：单位体积内活化分子的数目与 反应物分子的总数 成正比，即与反应物的浓度 成
正比。当其他条件相同时，反应物浓度增大，单位体积内活化分子的数目 增
多，单位时间内有效碰撞的次数增多，化学反应速率增大
注：（1）改变固体或纯液体的量，对化学反应速率 无影响
（2）增加固体 接触面积 （将固体 研碎 ）或加快液体扩散速率（对反应物进行 搅拌 ），均可以提高化学
反应速率
（三）压强：
1、影响规律：对于有 气体 参加的反应，其他条件相同时，压强越大，化学反应速率越 快
（1）恒温恒容时，①充入反应物气体→浓度 增大 →速率 增大
I ②充入“惰性气体”→总的压强 增大 ，各气体分压 不变 ，即浓度 不变 →速率 不
变
（2）恒温恒压时，充入惰性气体→体积增大 →浓度 减小 →速率 减慢
注：压强的改变实际上是体积的改变引起 浓度 的改变，从而对化学反应速率产生影响，如果压强的改变不
能引起 浓度 变化，则不会对速率产生影响
2、理论解释：增大压强， 单位体积内活化分子的数目 增多，单位时间内有效碰撞的次数增多，化学反应速率增
大
（四）温度：
1、影响规律：在其他条件不变时，升高温度，化学反应速率越 快 ；温度每升高 10℃,化学反应速率增大到
原来的 2-4 倍。
2、理论解释：在其他条件不变时，升高温度，反应物分子的能量增加，使一部分原来能量较低的分子变成活化分子，
从而增大了反应物分子中 活化分子的百分数 ，使得单位时间内有效碰撞次数增多，因而使反应速率
加快。
（五）催化剂：
1、影响规律：一般是 加快 反应速率。使用时要注意温度及防止催化剂 中毒
2、理论解释：在其他条件不变时，使用催化剂，改变了反应的历程，使发生的每一次反应所需的活化能 降低 ，这
就使更多的反应物分子成为活化分子，增大了 单位体积内反应物分子中活化分子的数目 ，化学反
应速率加快
特点：催化剂在化学变化中能改变化学反应速率，但不能改变反应物的 转化率 ，也不能使本来不发生的反应
发生
小结： 浓度、压强、温度、催化剂 的改变影响单位体积内的活化分子数， 温度和催化剂
的改变也同时影响活化分子的百分数
四、化学平衡状态
（一）研究对象： 可逆 反应
（二）定义：指在一定条件下的可逆 反应，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。
（三）特点——逆、等、动、定、变
1、逆：研究对象是 可逆 反应
2、等：平衡时，同一物质的正逆反应速率 相等 即 v 正 = v 逆
3、动：化学平衡是 动 态平衡，即达平衡时正逆反应 仍在进行 ，只不过同一物质的 v 正 = v 逆
4、定：在平衡体系的混合物中，各组分的含量（物质的量、质量、浓度、质量百分数、物质的量百分数、体积百分数
等）保持 一定
注：化学平衡状态是在一定条件下可逆反应所能达到的 最大程度 ，即该反应进行的 限度 。化学反应的限度
决定了反应物在该条件下的 最大 转化率
（四）判断达化学平衡的标志
1、用速率判断：方法：先找出 正、逆反应速率 ，再看物质：若同一物质，则正逆速率 相等
若不同物质，则 速率之比=系数之比
2、用含量判断：
（1）平衡时，各组分的物质的量、质量、浓度、体积、物质的量分数、质量分数、体积分数、转化率、产率都 不变
（2）若反应中有颜色变化，颜色 不变 时可认为达平衡
（3）绝热的恒容反应体系中 温度 或 压强 保持不变，说明已达平衡
（4）有固态、液态、气态不同状态物质参与的反应，混合气体 总质量 不变，或混合气体 密度 不变，都可以
判断达平衡
（5）对于反应前后气态物质前面的总系数发生改变的反应，混合气体的总物质的量 不变，或
混合气体的 摩尔质量 不变，或混合气体的 压强 不变都可以用来判断达平衡
五、化学平衡常数
（一）定义：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，这个常数就是该反应的化学平衡常数（简称平衡常数），
用符号 K 表示
（二）表达式：对于一般的可逆反应：mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)，
K c
p (C) c q (D)
则
cm (A) c n (B)
（三）说明：1、表达式的浓度必须是 平衡 时的浓度， 系数 决定幂次
2、有 固体 或 纯液体（H2O）参与的反应，其浓度视为“常数”不计入表达式中
3、K 有 单位
1
4、对于同一可逆反应，正反应的平衡常数等于逆反应的平衡常数的 倒数 ，即K正= K
逆
5、方程式扩大一定的倍数，K就扩大相应的幂次；方程式缩小一定的倍数，K就相应的开几次幂 ；方程
式做加法，K相应的做 乘 法；方程式做减法，K相应的做 除 法。
（四）影响因素：K只与 温度 有关
（五）应用：
1、判断反应进行的程度
K增大→产物所占的比例 增大→正反应进行程度增大 →反应进行越 完全 →反应物转化率 增大
一般来说，当 K> 105 时，反应基本完全（不可逆反应）；当 K< 10-5 时，反应很难进行
2、判断反应的热效应
当温度升高→K增大→正反应为 吸 热反应；当温度升高→K减小→正反应为 放 热反应
3、判断反应进行的方向
p q
Q c (C) c (D) m n Q：浓度商，其中的浓度是 任意 时刻的浓度值c (A) c (B)
当 Q=K时，反应 达平衡 ，正反应速率 = 逆反应速率， 不 移动
当 Q 逆反应速率， 正向 移动
当 Q>K时，正反应速率 < 逆反应速率， 逆向 移动
六、影响化学平衡的因素
（一）化学平衡移动方向的判断：若 v(正) > v(逆),平衡向正反应向移动；
若 v(正) < v(逆),平衡向逆反应向移动；
若 v(正) = v(逆),平衡不移动。
（二）化学平衡移动的影响因素：
1、内因： 物质本身的性质
2、外因：
（1）浓度：在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减小生成物的浓度，都可以使平衡向正 反
应方向移动
说明：①增加固体或纯液体的量，平衡 不 移动
②改变的浓度必须是 真正参与反应的物质 的浓度，否则平衡不移动
③在溶液中进行的反应，稀释溶液，平衡向方程式中化学计量数之和增大 的方向移动
意义：工业生产中，适当增加廉价反应物的浓度，可提高较高价格原料的转化率 ，降低成本，其本身的转化率 降低
（2）压强：在其他条件不变的情况下，增大压强，平衡向气体体积 减小 的反应方向移动；
减小压强，平衡向气体体积 增大 的反应方向移动
说明：①只适用于有 气体 参与的反应
②压强对平衡的影响实际上就是 浓度 对平衡的影响，只有当这些“改变”能改变反应物或生成物的 浓
度 时，平衡才能移动
I、恒温恒容条件下，充入无关气体，平衡 不 移动
II、恒温恒压条件下，充入无关气体，平衡 发生 移动
③对于反应前后气体体积不变的反应，改变压强，平衡 不 移动
④溶液稀释或浓缩与气体 减 压或 增 压的化学平衡移动规律相似
⑤同等程度改变反应混合物中各物质的浓度时，可视为 压强 的改变
（3）温度：在其他条件不变的情况下，升高温度，平衡向 吸 热反应的方向移动；
降低温度，平衡向 放 热反应的方向移动
（4）催化剂：催化剂 同等程度 的改变正、逆反应速率，所以平衡 不受到 催化剂的影响， 不 移动。使用催
化剂能改变反应达到平衡所需的时间
总结：勒夏特列原理（化学平衡移动原理）：如果改变影响平衡的条件之一（如温度、压强及参加反应的物质的浓度），
平衡就向着能够减弱这种改变的方向移动。
（1）说明：“减弱这种改变”的正确理解
从定量角度看，平衡移动的结果只是 减弱 了外界条件的变化，而不能 抵消更不能 超越 外界条件的改变。即外
界因素对物质的影响 大于 平衡移动对物质的影响
（2）适用范围:①已达 平衡 的体系
②用来判断移动的 方向 ，不能判断达新平衡的时间
（3）适用条件：只限于改变影响平衡的 一 个条件
（三）补充：化学反应速率和平衡中常见的反应方程式：
1、2SO2+O2 2SO3
N2+3H2 2NH3 都是 放 热反应（即ΔH < 0）
2NO2 N2O4
2、Na2S2O3+H2SO4= Na2SO4+SO2↑+S↓+H2O S2O32-+ 2H+= SO2↑+S↓+H2O
3、FeCl3+ 3KSCN Fe(SCN)3+3KCl Fe3++ 3SCN- Fe(SCN)3
浅黄 色 红 色
4、Cr2O72-+H2O 2CrO42-+2H+
橙 色 黄 色
5、 [CuCl4]2-+4H2O [Cu(H2O)4]2++4Cl- ΔH < 0
黄 色 蓝 色
七、化学反应自发进行方向的判据
（一）焓判据——自发反应与焓变的关系：多数能自发进行的化学反应是放热反应。
（二）熵判据
1、熵
（1）定义：熵是衡量体系 混乱度 大小的物理量。
（2）影响熵大小的因素：混乱度越大→体系越无序→熵值越 大
①与物质的量的关系：物质的量越大→粒子数越多→熵值越 大
②对于同一物质，当物质的量相同时，S(g) > S(l) > S(s)
③不同物质熵值的关系：I、物质组成越复杂→熵值越 大
II、对于原子种类相同的物质：分子中原子数越多→熵值越 大
2、熵判据——自发反应与熵变的关系：多数能自发进行的化学反应是熵 增 的反应。
（三）综合焓变和熵变判断反应是否自发的情况：
焓变 熵变 化学反应能否自发进行
ΔH<0 ΔS>0 任何温度都能 自发进行
ΔH>0 ΔS<0 不能 自发进行
ΔH<0 ΔS<0 较低温度 自发进行
ΔH>0 ΔS>0 高温时 自发进行
八、工业合成氨的适宜条件
压强： 10-30 MPa 温度： 400-500 ℃ 催化剂：铁触媒 （ 500 ℃左右时的活性最大）