高中化学知识点规律大全
——化学平衡
1．化学反应速率
[化学反应速率的概念及其计算公式]
(1)概念：化学反应速率是用来衡量化学反应进行的快慢程度，通常用单位时间内反应物浓度
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的减少或生成物浓度的增加来表示．单位有mol·L1·min1或mol·L1·s1 (2)计算公式：某物质X的化学反应速率：
X的浓度变化量（mol?L?1） ?(X)?时间变化量（s或min））注意 ①化学反应速率的单位是由浓度的单位(mol·L1)和时间的单位(s、min或h)决定的，
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可以是mol·L1·s1、mol·L1·min1或mol·L1·h1，在计算时要注意保持时间单位的一致性．
②对于某一具体的化学反应，可以用每一种反应物和每一种生成物的浓度变化来表示该反应的化学反应速率，虽然得到的数值大小可能不同，但用各物质表示的化学反应速率之比等于化学方程式中相应物质的化学计量数之比．如对于下列反应： mA + nB ＝ pC + qD
有：?(A)∶?(B)∶?(C)∶?(D)＝m∶n∶p∶q 或：
－
?(A)m??(B)n??(C)p??(D)q
③化学反应速率不取负值而只取正值．
④在整个反应过程中，反应不是以同样的速率进行的，因此，化学反应速率是平均速率而不是瞬时速率．
[有效碰撞] 化学反应发生的先决条件是反应物分子(或离子)之间要相互接触并发生碰撞，但并不是反应物分子(或离子)间的每一次碰撞都能发生化学反应．能够发生化学反应的一类碰撞叫做有效碰撞．
[活化分子] 能量较高的、能够发生有效碰撞的分子叫做活化分子．
说明 ①活化分子不一定能够发生有效碰撞，活化分子在碰撞时必须要有合适的取向才能发生有效碰撞．②活化分子在反应物分子中所占的百分数叫做活化分子百分数．当温度一定时，对某一反应而言，活化分子百分数是一定的．活化分子百分数越 大，活化分子数越多，有效碰撞次数越多． [影响化学反应速率的因素] 影响因素 反应物本 身的性质 对化学反应速率的影响 不同的化学反应有不同的反应速率 说明或举例 Mg粉和Fc粉分别投入等浓度的盐酸中时，Mg与盐酸的反应较剧烈，产生H2的速率较快 ①增大(减小)反应物浓度，单位体积内活化分子数增多(减少)，有效碰撞次数增多(减少)，但活化分子百分数不变②气、固反应或固、固反应时，固体的浓度可认为是常数，因此反应速率的大小只与反应物之间的接触面积有关，而与固体量的多少无关．改变固体的量不影响反应速率 浓 度 其他条件不变时，增大(减小)反应物的浓度，反应速率增大(减小) 压 强 ①改变压强，实际是改变气体的体积，使温度一定时，对于有气体参气体的浓度改变，从而使反应速率改变②加的反应，增大(减小)压强，改变压强，不影响液体或固体之间的反应反应速率增大(减小) 速率 ①通常每升高10℃，反应速率增大到原来的2～4倍②升温，使反应速率加快的原因有两个方面：a．升温后，反应物分子的能量增加，部分原来能量较低的分子变为活化分子，增大了活化分子百分数，使有效碰撞次数增多(主要方面)；b．升高温度，使分子运动加快，分子间的碰撞次数增多(次要方面) 催化剂增大化学反应速率的原因：降低了反应所需的能量(这个能量叫做活化能)，使更多的反应物分子成为活化分子，增大了活化分子百分数，从而使有效碰撞次数增多 温 度 升高(降低)反应温度，反应速率增大(减小) 催化剂 增大化学反应速率 光、反应物将反应混合物进行光照、将AgBr、HClO、浓HNO3等见光分解加快，颗粒的大块状固体粉碎等均能增大化与盐酸反应时，大理石粉比大理石块的反小等 学反应速率 应更剧烈 2．化学平衡 [化学平衡]
(1)化学平衡研究的对象：可逆反应的规律．
①可逆反应的概念：在同一条件下，既能向正反应方向进行同时又能向逆反应方向进行的反应，叫做可逆反应．可逆反应用可逆符号“”表示．
说明 a．绝大多数化学反应都有一定程度的可逆性，但有的逆反应倾向较小，从整体看实际上是朝着同方向进行的，例如NaOH + HCl ＝ NaCl + H2O．
b．有气体参加或生成的反应，只有在密闭容器中进行时才可能是可逆反应．如CaCO3受热分解时，若在敞口容器中进行，则反应不可逆，其反应的化学方程式应写为：CaCO3↑；若在密闭容器进行时，则反应是可逆的，其反应的化学方程式应写为：CaCO3
CaO + CO2
CaO +
CO2
②可逆反应的特点：反应不能进行到底．可逆反应无论进行多长时间，反应物都不可能100％地全部转化为生成物． (2)化学平衡状态．
①定义：一定条件(恒温、恒容或恒压)下的可逆反应里，正反应和逆反应的速率相等，反应混合物(包括反应物和生成物)中各组分的质量分数(或体积分数)保持不变的状态．
②化学平衡状态的形成过程：在一定条件下的可逆反应里，若开始时只有反应物而无生成物，根据浓度对化学反应速率的影响可知，此时ν正最大而ν逆为0．随着反应的进行，反应物的浓度逐渐减小，生成物的浓度逐渐增大，则ν正越来越小而ν逆越来越大．当反应进行到某一时刻，ν正＝ν逆，各物质的浓度不再发生改变，反应混合物中各组分的质量分数(或体积分数)也不再发生变化，这时就达到了化学平衡状态．
(3)化学平衡的特征： ①“动”：化学平衡是动态平衡，正反应和逆反应仍在继续进行，即ν正＝ν逆≠0． ②“等”：达平衡状态时，ν正＝ν逆，这是一个可逆反应达平衡的本质．ν正＝ν逆的具体含意包含两个方面：a．用同一种物质来表示反应速率时，该物质的生成速率与消耗速率相等，即单位时间内消耗与生成某反应物或生成物的量相等；b．用不同物质来表示时，某一反应物的消耗速率与某一生成物的生成速率之比等于化学方程式中相应物质的化学计量数之比． ③“定”：达平衡时，混合物各组分的浓度一定；质量比(或物质的量之比、体积比)一定；各组分的质量分数(或摩尔分数、体积分数)一定；对于有颜色的物质参加或生成的可逆反应，颜色不改变．同时，反应物的转化率最大．
对于反应前后气体分子数不相等的可逆反应，达平衡时：气体的总体积(或总压强)一定；气体的平均相对分子质量一定；恒压时气体的密度一定(注意：反应前后气体体积不变的可逆反应，不能用这个结论判断是否达到平衡)． ④“变”．一个可逆反应达平衡后，若外界条件(浓度、温度、压强)改变，使各组分的质量(体积、摩尔、压强)分数也发生变化，平衡发生移动，直至在新的条件下达到新的平衡(注意：若只是浓度或压强改变，而ν正仍等于ν逆，则平衡不移动)．反之，平衡状态不同的同一个可逆反应，也可通过改变外界条件使其达到同一平衡状态．
⑤化学平衡的建立与建立化学平衡的途径无关．对于一个可逆反应，在一定条件下，反应无论从正反应开始，还是从逆反应开始，或是正、逆反应同时开始，最终都能达到同一平衡状态．具体包括：
a．当了T、V一定时，按化学方程式中各物质化学式前系数的相应量加入，并保持容器内的总质量不变，则不同起始状态最终可达到同一平衡状态．
b．当T、P一定(即V可变)时，只要保持反应混合物中各组分的组成比不变(此时在各种情况下各组分的浓度仍然相等，但各组分的物质的量和容器内的总质量不一定相等)，则不同的起始状态最终也可达到同一平衡状态．
如在恒温、恒压时，对于可逆反应：N2 + 3H2的是同一平衡状态．
N2 A B C D c．对于反应前后气体体积相等的可逆反应，不论是恒温、恒容或是恒温、恒压，在不同的起
始状态下，将生成物“归零”后，只要反应物的物质的量之比不变，就会达到同一平衡状态． 如：H2(g) + I2(g) 2HI(g)等．
[判断化学平衡状态的依据] 反应混合物中各组分的含量 ν正与ν逆的关mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g) ①各组分的物质的量或各组分的摩尔分数一定 达平衡状态 ②各组分的质量或各组分的质量分数一定 ③各组分的体积或体积分数一定 ④总体积、总压强或总物质的量一定 ①单位时间内消耗m mol A，同时生成m mol A， 达平衡状态 达平衡状态 不一定达平衡状态 达平衡状态 1 mol 0.5 mol 0 1 mol 2NH3，在下列起始量不同情况下达到H2 3 mol 1.5 mol 0 3 mol NH3 0 0 2 mol 2 mol 系 ②单位时间内消耗m mol A（或n mol B），同时消耗p mol C（或q mol D），既ν正＝ν逆 ③?(A)∶?(B)∶?(C)∶?(D)＝m∶n∶p∶q，此时ν正不一定等于ν逆 ④单位时间内生成了p mol C（或q mol D）同时消耗了m mol A（或n mol B），此时均指ν正 ①m+n≠p+q时，总压强一定 达平衡状态 不一定达平衡状态 不一定达平衡状态 达平衡状态 不一定达平衡状态 达平衡状态 不一定达平衡状态 不一定达平衡状态 压 强 混合气体的平均相对分子质量Mr 混合气体的密度 ②m+n＝p+q时，总压强一定 ①当m+n≠p+q时，Mr一定 ②当m+n＝p+q时，Mr一定 恒温、恒压或恒温、恒容时，密度一定 [化学平衡常数] 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，简称平衡常数．用符号K表示．
(1)平衡常数K的表达式：对于一般的可逆反应：mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g) 当在一定温度下达到化学平衡时，该反应的平衡常数为：
[c(C)]p?[c(D)]q K?[c(A)]m?[c(B)]n注意：a．在平衡常数表达式中，反应物A、B和生成物C、D的状态全是气态，c(A)、c(B)、c(C)、c(D)均为平衡时的浓度．b．当反应混合物中有固体或纯液体时，他们的浓度看做是一个常数，不写入平衡常数的表达式中．例如，反应在高温下 Fe3O4(s) + 4H2
[c(H2O)]4的平衡常数表达式为：K?
[c(H2)]4 3Fe(s) + H2O(g)
又如，在密闭容器中进行的可逆反应CaCO3(s) CaO(s) + CO2↑的平衡常数表达式为：
K＝c(CO2)
c．平衡常数K的表达式与化学方程式的书写方式有关．例如： N2 + 3H22NH3
13N2 +H222[c(NH3)]22NH3 K1?
[c(H2)]3?[c(N2)][c(N2)]?[c(H2)]3N2 + 3H2 K2?
[c(NH3)]2NH3 K3?[c(NH3)]
[c(H2)]1/2?[c(N2)]3/2显然，K1、K2、K3具有如下关系：K2?1，K3?(K1)1/2 K1(2)平衡常数K值的特征：
①K值的大小与浓度、压强和是否使用催化剂无关．即对于一个给定的反应，在一定温度下，不论起始浓度(或压强)和平衡浓度(或压强)如何，也不论是否使用催化剂，达平衡时，平衡常
数均相同．
②K值随温度的变化而变化．对于一个给定的可逆反应，温度不变时，K值不变(而不论反应体系的浓度或压强如何变化)；温度不同时，K值不同．因此，在使用平衡常数K值时，必须指明反应温度．
(3)平衡表达式K值的意义：
①判断可逆反应进行的方向．对于可逆反应：mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g)，如果知道在一定温度下的平衡常数，并且知道某个时刻时反应物和生成物的浓度，就可以判断该反应是否达到平衡状态，如果没有达到平衡状态，则可判断反应进行的方向．
将某一时刻时的生成物的浓度用化学方程式中相应的化学计量数为指数的乘积，与某一时刻时的反应物的浓度用化学方程式中相应的化学计量数为指数的乘积之比值，叫做浓度商，用Q表示．即：
[c(C)]p?[c(D)]q?Q
[c(A)]m?[c(B)]n 当Q＝K时，体系达平衡状态；当Q＜K，为使Q等于K，则分子(生成物浓度的乘积)应增大，分母(反应物浓度的乘积)应减小，因此反应自左向右(正反应方向)进行，直至到达平衡状态；同理，当Q＞K时，则反应自右向左(逆反应方向)进行，直至到达平衡状态． ②表示可逆反应进行的程度．
K值越大，正反应进行的程度越大(平衡时生成物的浓度大，反应物的浓度小)，反应物的转化率越高；K值越小，正反应进行的程度越小，逆反应进行的程度越大，反应物的转化率越低．
[反应物平衡转化率的计算公式] 某一反应物的平衡转化率＝
＝
指定反应物的起始量-指定反应物的平衡量?100％
指定反应物的起始量指定反应物达平衡时的消耗量?100％
指定反应物的起始量－
说明 计算式中反应物各个量的单位可以是mol·L1”、mol，对于气体来说还可以是L或mL，但必须注意保持分子、分母中单位的一致性． 3．影响化学平衡移动的条件
[化学平衡的移动] 已达平衡状态的可逆反应，当外界条件(浓度、温度、压强)改变时．由于对正、逆反应速率的影响不同，致使ν正≠ν逆，则原有的化学平衡被破坏，各组分的质量(或体积)分数发生变化，直至在新条件一定的情况下ν正′＝ν逆′，而建立新的平衡状态．这种可逆反应中旧化学平衡的破坏、新化学平衡的建立，由原平衡状态向新化学平衡状态的转化过程，称为化学平衡的移动．
说明 (1)若条件的改变使ν正＞ν逆，则平衡向正反应方向移动；若条件的改变使ν正＜ν逆，则平衡向逆反应方向移动．但若条件改变时，ν正仍然等于ν逆，则平衡没有发生移动．
(2)化学平衡能够发生移动，充分说明了化学平衡是一定条件下的平衡状态，是一种动态平衡． (3)化学平衡发生移动而达到新的平衡状态时，新的平衡状态与原平衡状态主要的不同点是：①新的平衡状态的ν正或ν逆与原平衡状态的ν正或ν逆不同；②平衡混合物里各组分的质量(或体积)分数不同．
[影响化学平衡的因素]
(1)浓度对化学平衡的影响．一般规律：当其他条件不变时，对于已达平衡状态的可逆反应，若增加反应物浓度或减少生成物浓度，则平衡向正反应方向移动(即向生成物方向移动)；若减少反应物浓度或增加生成物浓度，则平衡向逆反应方向移动(即向反应物方向移动)．
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