最全高中化学选修4知识点分类总结 (2)(精华).doc

YOUR LOGO原 创 文 档 请 勿 盗 版化学选修4 化学反应与原理章节知识点梳理第一章化学反应与能量化学反应中的能量变化(1)化学反应的实质：反应物化学键断裂和 生成物化学键形成。其中旧键断裂要吸收 能量，新键形成会释放 能量。(2)化学反应的特征：既有物质 变化，又有 能量 变化。(3)化学反应中的能量转化形式：热能 、光能和电能等，通常主要表现为热能 的变化。一、焓变反应热1反应热：化学反应过程中所放出或吸收的热量，任何化学反应都有反应热，因为任何化学反应都会存在热量变化，即要么吸热要么放热。反应热可以分为（燃烧热、中和热、溶解热）2焓变 ( H) 的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应.符号： H. 单位： kJ/mol，即：恒压下：焓变=反应热，都可用 H表示，单位都是kJ/mol 。3. 产生原因：化学键断裂吸热化学键形成放热放出热量的化学反应。( 放热 >吸热 )H 为“ - ”或 H <0 ，表示的时候“- ”，“ kJ/mol”不能省略吸收热量的化学反应。（吸热放热反应和吸热反应判断方法能量图像>放热） H 为“ +”或 H >0，表示的时候“+”，“ kJ/mol ”不能省略左图反应物总能量大于产物总能量，为放热反应；右图为反应物总能量低于产物总能量，为吸热反应 注意： a. 图中可以得知物质的能量越高越不稳定；量高于产物或者低于产物的能量b. 一定是 所有物质 的能量之和，而不是某一个物质的能通过键能的计算H也可以利用计算H来判断是吸热还是放热。 H=生成物所具有的总能量- 反应物所具有的总能量=反应物的总键能- 生成物的总键能（不建议大家死记硬背公式，应当理解反应物断键吸收的能量和产物成键时所放出的能量相对大小，如果断键吸收能量大于成键释放能量则为吸热反应，如果成键释放的能量大于断键吸收的能量则为放热反应）根据键能计算反应热的关键是正确找出反应物和生成物所含共价键的数目，注意晶体结构中化学键的情况。常见物质中的化学键数目要求掌握氢气和氯气燃烧键能变化物质键能H H436kJ/molCl Cl243kJ/molH Cl432kJ/mol表中的数值表示断开或者形成1mol 化学键时所吸收或者释放的能量。1精品资料精品学习资料第 1 页，共 51 页根据方程式：H2+Cl2 =2HCl E 吸 =436+243=679kJ E 放 =2× 432=864kJ E 放 - E 吸 =864kJ-679kJ=185kJ说明是放热反应，则该反应的对常见的反应进行记忆H=-185kJ/mol常见的放热反应：所有的燃烧反应所有的酸碱中和反应大多数的化合反应自发氧化还原反应，如金属与水或酸的反应，食物腐败等；生石灰（氧化钙）和水反应铝热反应等常见的吸热反应：晶体 Ba(OH)2· 8H2O与 NH4Cl大多数的分解反应条件一般是持续加热或高温的反应，如温馨警示C 和 CO 2、 C 和H 2， CO，C 为还原剂的热还原法对金属的冶炼。H 2O(g) 的反应，以(1)物质的物理变化过程中，也会有能量的变化，但不属于吸热反应或放热反应，在进行反应热的有关计算时，量：气态 >液态 >固态必须要考虑到物理变化时的热效应，如物质的三态变化。同种物质不同状态时所具有的能（ 2）物质溶解一般铵盐溶解是吸热现象，别的物质溶于水是放热。（ 3） 化学反应是放热还是吸热与反应发生的条件没有必然联系。如吸热反应 压下即可进行，而很多放热反应需要在加热的条件下才能进行。（ 4）能量与键能的关系：物质具有的能量越低，物质越稳定，能量和键能成反比（ 5）常温是指25， 101.标况是指0,101.（ 6）比较 H 时必须连同符号一起比较。正确理解反应过程、能量图象NH 4Cl 与 Ba(OH) 2 在常温常。E1：旧键断裂吸收的能量或称为活化能。E2：新键形成放出的能量或称为逆反应的活化能。 H E1 E2，为此反应的焓变。催化剂的作用： 降低 E1、E2，但不影响H ，反应放热还是吸热取决于起点利用状态，迅速比较反应热的大小( 反应物 )和终点(生成物 )能量的高低。若反应为放热反应1当反应物状态相同，生成物状态不同时，生成固体放热最多，生成气体放热最少。2当反应物状态不同，生成物状态相同时，固体反应放热最少，气体反应放热最多。2精品资料精品学习资料第 2 页，共 51 页3在比较反应热( H )的大小时，应带符号比较。对于放热反应，放出的热量越多，H 反而越小。二、热化学方程式1 概念 表示参加化学反应的物质的物质的量 和 反应热 的关系的化学方程式。例如：在200 、 101200 H2(g) I 2(g)1=0=1=k=P=a2HI(g)kPa 时， H2 与碘蒸气作用生成HI 气体时，放出14.9 kJ 热量，其热化学方程式为2 mol1 。H 14.9 kJ m·ol2 意义： 表明了化学反应中的如： 2H2(g) O2(g)=2H 2O(l)物质 变化和 能量 变化。 1H 571.6 kJ m·ol表示： 2 mol 氢气和 1 mol 氧气反应生成2 mol 液态水时放出571.6 kJ 的热量。3. 书写化学方程式注意要点:热化学方程式必须标出能量变化，即反应热H，H对应的正负号都不能省。热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（溶质用 aq 表示）热化学反应方程式不标条件，除非题中特别指出反应时的温度和压强。分别表示固态，液态，气态，水溶液中s,l, g热化学方程式中的化学计量数表示物质的量，不表示个数和体积，可以是整数，也可以是分数各物质系数加倍，H加倍，即：H 和计量数成比例；反应逆向进行，H改变符号，数值不变。易错警示(1)对于同素异形体，除注明聚集状态外，还要注明名称。因为同素异形体虽然构成元素相同，但属于不同物质，其本身具有的能量不同，所以反应中的H 也不同。(2)物质本身具有的能量与物质的聚集状态有关。聚集状态不同，反应热的同一物质，气态时能量最大，其次为液态，最小的为固态。H 的数值以及符号都可能不同。等量(3) 不论化学反应是否可逆，热化学方程式中的反应热H表示反应进行到底(完全转化 )时的能量变化。如：1 是指 2 mol SO2SO2(g) O2(g)的能量。实际上投入2SO3(g)H 197 kJ m·ol2(g)和 1 mol O 2(g) 完全转化为2 mol SO 3(g)时放出197kJ 多。2 mol SO 2(g)和1 mol O 2(g)不可能转化为2 mol SO 3(g)，因此放的热也没有判断热化学方程式正误的“ 五审 ”三、燃烧热(1)概念：在101 kPa 时， 1 mol纯物质完全燃烧生成稳定氧化物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热。单位 1(或 kJ/mol) 表示。一般用 kJ·mol3精品资料精品学习资料第 3 页，共 51 页注意： 压强 101 kPa。量 可燃物的物质的量为完全燃烧。1 mol。产物 元素完全燃烧时对应的稳定氧化物：C CO2(g)， H H2O(l) ，S SO2(g) 等。1 ，表示在25 ， 101 kPa 条件下1 mol C 完全燃烧放出393.5 kJ 的(2)意义：例如， C 的燃烧热是热量 。393.5 kJ m·ol(3)燃烧热热化学方程式的书写原则燃烧热是以1 mol 物质完全燃烧所放出的热量来定义的，因此在书写它的热化学方程式时，应以燃烧1 mol 物25 1质为标准来配平其余物质的化学计量数。例如：，即C8H18(l) 2 O2(g)=8CO 2(g) 9H2O(l)H 5518 kJm·ol 1C8H18 的燃烧热为5518 kJ ·mol。(4)燃烧热的计算：Q 放 n(可燃物 )× | H|式中： Q 放 为可燃物燃烧反应放出的热量；四、中和热n 为可燃物的物质的量；H 为可燃物的燃烧热。(1)概念：在 稀溶液 中，酸跟碱发生中和反应生成注意：1_mol_H 2O 时的反应热叫做中和热。 强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应，其热化学方程式为：1 。用离子方程式可表示为H(aq) OH(aq)=H 2O(l)H 57.3 kJm·ol弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于57.3kJ/mol。，而不能有弱酸、弱碱、沉淀、气体等物中和反应写出的离子方程式中只能是质出现，否则所得的热中就有别的能量。 中和热是一个定值，与取用的酸或碱的物质的量无关。溶液的浓度 稀溶液 。如果是浓酸或者浓碱则会有溶解热产生H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l)量 产物的物质的量为1 mol(2)中和热热化学方程式的书写原则 中和热是以稀的强酸和强碱溶液反应生成H2O。1 mol 水时所放出的热量来定义的，因此在书写热化学方程式时，应12以生成 1 molH2 O 为标准来配平其余物质的化学计量数，如硫酸与氢氧化钠溶液反应，用热化学方程式可表示为1 1。H2SO4(aq) NaOH(aq)= 2Na2SO4(aq) H2O(l)H 57.3 kJ m·ol（ 3）中和热的测定实验：一般用强酸和强碱做实验，且碱要过量（如果酸和碱的物质的量相同，中和热会偏小），一般中和热为 57.3kJ/mol。若用弱酸或弱碱做实验，放出的热量会偏小，中和热会偏小。4精品资料精品学习资料第 4 页，共 51 页若用浓溶液做实验，放出的热量会偏大，中和热会偏大。在试验中，增大酸和碱的用量，放出的热量会增多但中和热保持不变。本实验的关键是操作要快，保温效果要好。碎泡沫塑料及泡沫塑料板的作用是保温隔热， 防止热量散失 。不能用铜棒代替玻璃棒，以减小热损失。（ 4）测定原理m酸 m碱 ·c·t终 t始nH 1(其中： c4.18 J g··1 3 1kJ g· · 1 4.18× 10； n 为生成H 2O 的物质的量 )kJ·mol。 1易错警示(1)反应热、燃烧热、中和热均有单位，单位均为 1，燃烧热、中和热的数值与参加反应的量的多少无关，但在分析(2)中和热是一定值，即H57.3 kJ ·mol时要注意反应物及生成物的状态及类别(强酸、强碱、弱酸、弱碱)。正确理解中和热，注意操作与计算细节(1)中和热不包括离子在水溶液中的生成热、物质的溶解热、电解质电离时的热效应。 1(2)酸碱溶液应当用稀溶液(0.1 0.5 mol L· )。若溶液浓度过大，溶液中阴、阳离子间的相互牵制作用越大，电离程度达不到100%，这样使酸碱中和时产生的热量会消耗一部分补偿电离时所需的热量，造成较大误差。(3)使用两只量筒分别量取酸和碱。(4)使用同一支温度计分别先后测量酸、碱及混合液的最高温度，测完一种溶液后， 擦干。必须用水冲洗干净并用滤纸t1、 t2 的平均值代入公式计算，而不是结果的平均值，如果某次实验温度和其他组相差较大要舍(5)取多次实验弃。计算时应注意单位的统一。五、盖斯定律1内容：化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与具体反应进行的途径无关， 如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。利用盖斯定律书写热化学方程式六、能源1 概念： 能提供 能量 的自然资源。2 发展阶段： 柴草 时期 化石能源 时期 多能源结构时期。3 能源的分类5精品资料精品学习资料第 5 页，共 51 页4 能源问题(1)我国目前使用的主要能源是化石燃料 ，它们的蕴藏量有限，而且不能再生，最终将会枯竭。(2)化石燃料的大量使用带来严重的5 解决能源问题的措施(1)提高能源的使用效率改善开采、运输、加工等各个环节。环境污染 问题。科学控制燃烧反应，使燃料充分燃烧。一是保证燃烧时有适当过量的空气，如鼓入空气、增大O2 浓度等。二是保证燃料与空气有足够大的接触面积，如将固体粉碎成粉末，使液体 喷成雾状 等。(2)开发新的能源开发资源丰富、可以再生、没有污染或污染很小的新能源。第二章化学反应速率和化学平衡一、化学反应速率1 化学反应速率的含义：2 化学反应速率的表示方法化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢 的物理量。(1)定性：根据反应物消耗，生成物产生的快慢(用气体、沉淀等可见现象)来粗略比较。(2)定量：用单位时间内反应物浓度的3 数学表达式及单位减少 或生成物浓度的增加 来表示。c11 1 1v t ，单位： mol·L或mol·L，如密闭容器中，合成氨的反应N 23H 22NH 3，开始时c(N2)·s·min 1, 1，则用12 mol·L 1。 8 mol ·LN表示该反应的反应速率为2 min 后 c(N 2)4 mol·L·min24 规律(1)同一化学反应的反应速率可以用不同物质的浓度变化来表示， 指明具体物质。其数值可能不同 ，因此表示化学反应速率时要(2)用不同物质的浓度变化表示同一化学反应的反应速率时，反应速率的数值之比等于化学方程式中各物质的化V（ A ）mV（ B）nV（ C）pV（ D）q学计量数 之比。例如，对于反应mA(g) nB(g)pC(g) qD(g)，即c易错警示(1)由 v计算的反应速率是一段时间内的平均速率而不是瞬时速率，如某时刻，某秒时速率时t多少的说法是错误的，且无论用反应物还是用生成物表示均取正值。(2)同一化学反应，相同条件下用不同物质表示的反应速率，其数值可能不同，但表示的意义相同。(3)比较反应速率时要统一物质统一单位。 (4)对于固体或纯液体反应物，其浓度视为常数，故不能用固体或纯液体物质表示化学反应速率。6精品资料精品学习资料第 6 页，共 51 页5.用好三段式解题模式“ 三段式法 ” 的解题模式11对于反应mA nBpCqD ，t0， B 的浓度为b mol ·L，反应进行至t1s 时A 的浓度为a mol L·s 时， A1消耗了 x mol ·L，则反应速率可计算如下：mAnBpCqD 1起始浓度 /mol ·Labnx m0px mpx m0qx mqx m 1转化浓度 /mol ·Lxnx b m 1t1 时刻浓度 /mol ·La xx t1 t0nxm t1 t 0 1，mol ·(L ·s)1求速率： v(A) v(B) ，mol ·(L ·s)pxv(C) m t1 t0qxm t1 t0 1， 1。v(D) mol ·(L ·s)mol ·(L ·s)nn ACAxaCC0nn0A100%100%100%100%100%ACA 0A求转化率如0求某时刻气体压强与初始压强比nx ) mbpxmqxm（ a x）（ bnnnnpt总tttCtABD100%100 %100%P0n 0n 0n 0n 0a总ABCD二、影响化学反应速率的因素1 内因 (主要因素 )反应物本身的性质 是影响化学反应速率的决定因素。如卤素单质与H2 反应的速率大小关系为F2>Cl 2 >Br 2>I 2，镁、铝、锌、铁与稀硫酸反应的速率大小关系为Mg>Al>Zn>Fe 。2外因 (其他条件不变，只改变一个条件)3 理论解释 有效碰撞理论(1)活化分子、活化能、有效碰撞活化分子：能够发生有效碰撞的分子。活化能：由普通分子到达活化分子状态所需的最低能量7精品资料精品学习资料第 7 页，共 51 页图中： E1 为 正反应的活化能E3 为使用催化剂时的活化能 反应热 H E1 E2。； E2 为 逆反应的活化能；有效碰撞：活化分子之间能够引发化学反应 的碰撞。（两点：足够能量和合适的取向）(2)活化分子、有效碰撞与反应速率的关系易错警示(1)由于固体和纯液体的浓度可视为常数，故改变用量反应速率不变。但当固体颗粒变小时，其表面积将增大，其反应速率将加快。(2)升高温度，不论正反应还是逆反应，不论放热反应还是吸热反应，反应速率一般都要加快，只不过增加的程度不同。不可以认为v(吸 )加快而v(放 )减慢。(3)改变压强，实质是改变体积而使浓度发生改变来实现反应速率的改变。压强，反应物的浓度不变，反应速率不发生改变。对于没有气体参加的反应，改变体系(4)加入催化剂：由于降低了反应的活化能，增加了活化分子百分数，故成千上万倍地加快反应速率，且对可逆反应v(正 )、 v(逆 )增大的倍数相等，但它不会使不能发生的化学反应变得自发，也不会改变化学反应的反应热和平 衡状态。特别说明改变压强对化学反应速率的影响 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的改变。所以在讨论压强对反应速率的影响时，应分析引起压强改变的原因及这种改变对反应体系的浓度产生何种影响。 对于气体反应体系，有以下几种情况：恒温时：引起引起引起增加压强 体积缩小 浓度增大 反应速率加快。恒容时：引起引起浓度增大 总压增大 反应速率加快；a充入气体反应物引起总压增大 (分压不变 )各反应物质浓度不变反应速率不变。b充入“惰气”恒压时：引起充入“惰气”综合应用：比如 体积增大 各反应物浓度减小反应速率减慢。 110 mL 浓度为 1 mol ·L的盐酸与过量的锌粉反应，若加入适量的下列溶液，能减慢反应速率H + 或者降低反应但又不影响氢气生成量的方法可以对盐酸用水或者硫酸钾溶液等进行稀释，加入醋酸钠可以结合体系的温度。8精品资料精品学习资料第 8 页，共 51 页要注意的是硫酸的浓度，当硫酸浓度很大时，不但不能加快反应速率还会起阻碍作用，浓硫酸有氧化性，金属与浓硫酸反应不能产生氢气而是二氧化硫，或者使铁、铝钝化。 还要注意加入的盐或者盐溶液，一定要注意硝酸盐，因为原溶液中有氢离子时，硝酸根进入溶液后形成硝酸，具有强氧化性，产生的不再是氢气而是氮氧化物。三、化学反应速率图象及其应用1 全程速率 时间图象如 Zn 与足量盐酸的反应，反应速率随时间的变化出现如图情况。原因解释： AB 段 (v 渐大 )，因为该反应为放热 反应，随着反应的进行，温度 逐渐升高，导致反应速率逐渐增大 ； BC 段(v 渐小 )，则主要因为随着反应的进行，溶)逐渐减小，导致反应速率液中 c(H逐渐减小 。2 物质的量 (或浓度 )时间图象例如：某温度时，在定容变化曲线如图所示。(V L) 容器中， X 、Y 、Z 三种物质的物质的量随时间的(1)由图象得出如下信息反应物是X 、 Y，生成物是Z； t3 时反应达到平衡，X 、 Y 没有全部反应。(2)根据图象可进行如下计算某物质的平均反应速率、转化率，如：n1 n3V·t3n2 n3n21， Y 的转化率× 100%。mol ·(L ·s)v(X) 确定化学方程式中的化学计量数之比，如3 速率 时间图象X 、 Y 、 Z 三种物质的化学计量数之比为(n1 n3) (n2n3) n2 。平衡体系条件变化速率变化速率变化曲线v (正 )立即增大，v( 逆 )逐渐增大，且 v (正)>v (逆 )增大反应物浓度v (正 )立即减小，v( 逆 )逐渐减小，且 v (逆)>v (正 )减小反应物浓度任一平衡体系v (逆 )立即增大，v( 正 )逐渐增大，且 v (逆)>v (正 )增大生成物浓度9精品资料精品学习资料第 9 页，共 51 页v (逆 )立即减小，v( 正 )逐渐减小，且 v (正)>v (逆 )减小生成物浓度平衡体系条件变化速率变化速率变化曲线增大压强或升高温度v (正 )、v (逆 )均增大，且 v (逆 )> v (正 )正反应方向为气体体积增大的放 热反应减小压强或降低温度v (正 )、v (逆 )均减小，且 v (正 )> v (逆 )反应前后气体化学计量数和相等 的平衡体系， 改变 压强或任一平衡体系使用催化剂使用催化剂或对v (正 )、 v (逆 )均增大相同倍数于m+n=P+q 的反应增大压强易错警示(1)条件增强，曲线在原图象的上方；条件减弱，曲线在原图象的下方。(2)浓度改变时，图象曲线一条连续，一条不连续，其他条件改变，图象曲线不连续。二、化学平衡1.化学平衡研究的对象 可逆反应(1)定义：在 同一 条件下既可以向正 反应方向进行，同时又可以向逆 反应方向进行的化学反应。例如： N 2 3H2(2)特点二同： a.相同条件下；2SO2 O22NH 32SO2b.正逆反应同时进行。一小：反应物与生成物同时存在，任一组分的转化率都方程式能量的转化。小于 (填“大于”或“小于”)100%。通常考察热化学(3)表示：在方程式中用“2.化学平衡的建立”表示。以 CO(g)H 2O(g)CO 2(g) H 2(g) 反应为例。10精品资料精品学习资料第 10 页，共 51 页在一定条件下，将0.1 mol CO 和 0.1 mol H 2O(g) 通入1 L 密闭容器中，开始反应：(1) 反应刚开始时：反应物的浓度(2) 反应进行中：反应物的浓度最大 ，正反应速率最大 。生成物的浓度为0，逆反应速率为0。逐渐减小 ，正反应速率逐渐减小 。生成物的浓度逐渐增大 ，逆反应速率逐渐增大 。(3)肯定最终有一时刻，正反应速率与逆反应速率相等 ，此时，反应物的浓度不再改变 ，生成物的浓度也不再改变 。正反应速率和逆反应速率随时间的变化关系如图所示：3.化学平衡状态定义：化学平衡状态： 一定条件下， 当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，各组成成分浓度不再改变，达到表面上静止的一种4.化学平衡状态特征“平衡 ”，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。易错警示(1)可逆反应不等同于可逆过程。可逆过程包括物理变化和化学变化，而可逆反应属于化学变化。(2)化学反应的平衡状态可以从正反应方向建立，也可以从逆反应方向建立，或者同时从正、逆方向建立。(3)化学反应达到化学平衡状态的正逆反应速率相等，表示时，反应速率不一定相等。是指同一物质的消耗速率和生成速率相等，若用不同物质极端假设法确定各物质浓度范围先假设反应正向或逆向进行到底，求出各物质浓度的最大值和最小值(开区间 )，从而确定它们的浓度范围。假设反应正向进行到底：X 2(g) Y 2(g)2Z(g)0.20.20.41起始浓度改变浓度 终态浓度·L·L·L/(mol/(mol/(mol)0.10.100.30.10.21111精品资料精品学习资料第 11 页，共 51 页假设反应逆向进行到底：X 2(g) Y 2(g)2Z(g)0.20.201起始浓度改变浓度 终态浓度/(mol ·L/(mol ·L/(mol ·L)0.10.10.20.30.10.4X 2?11平衡体系中各物质的浓度范围为(0,0.2)， Y2? (0.2,0.4) ， Z? (0,0.4)，同时莫要忽略元素守恒。5.判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据1 化学平衡状态判断的“ 两标志 ”(1)本质标志： v(正 )v(逆 ) 0。对于某一可逆反应来说，正反应消耗掉某反应物的速率等于逆反应生成该反应物的速率。(2)等价标志反应mA(g) nB(g)判断依据pC(g) qD(g)类型混合物体 系中各成分的含量平衡状态平衡 平衡平衡各物质的物质的量或各物质的物质的量分数一定各物质的质量或各物质的质量分数一定各气体的体积或体积分数一定在单位时间内消耗了 v(逆 )在单位时间内消耗了m mol A ，同时生成m mol A ，即v( 正)平衡n mol B ，同时生成p mol C ，表示一个不一定正、逆反应速率的关系方向，则v(正 )不一定等于v(逆 ) v(A) v(B) v(C) v(D) m n pq，此时v(正)不一定等于 v(逆)不一定在单位时间内生成均表示 v(逆 )n mol B ，同时消耗q mol D ，二者变化不一定 m n pq 时，总压强一定 m n pq 时，总压强一定( 其他条件一定( 其他条件一定平衡不一定)压强平衡平均相对分子 m n pq 时， M r 一定质量 (M r)不一定 m n pq 时， M r 一定 m n pq，恒温恒压时，密度保持不变 m n pq 时，密度保持不变 体系温度一定(其他不变 ) 反应体系内有色物质的颜色一定平衡不一定 平衡 平衡气体密度温度颜色2.规避 “2”个易失分点(1)注意两审一审题干条件， 是恒温恒容还是恒温恒压；是有固体参与的等体积反应还是非等体积反应。二审反应特点：全部是气体参与的等体积反应还是非等体积反应；(2)不能作为“标志”的四种情况反应组分的物质的量之比等于化学方程式中相应物质的化学计量数之比。12精品资料精品学习资料第 12 页，共 51 页恒温恒容下的体积不变的反应，体系的压强或总物质的量不再随时间而变化，如2HI(g)H 2(g) I2(g)。H 2(g) I2(g)。全是气体参加体积不变的反应，体系的平均相对分子质量不再随时间而变化，如全是气体参加的反应，恒容条件下体系的密度保持不变。 三、化学平衡的移动及转化率的变化2HI(g)1 概念可逆反应达到平衡状态以后，若反应条件(浓度 、温度 、 压强 等 ) 发生了变化，平衡混合物中各组分的浓度也会随之 改变 ，从而在一段时间后达到2 过程 原化学平衡状新的平衡状态。这种由旧平衡向 新平衡 的变化过程，叫做化学平衡的移动。3 化学平衡移动方向与化学反应速率的关系(1)v 正 >v 逆 ：平衡向 正反应 方向移动。(2)v 正 v 逆 ：反应达到平衡状态，不 发生平衡移动。(3)v 正 <v 逆 ：平衡向 逆反应 方向移动。4 影响化学平衡的因素(1)若其他条件不变，改变下列条件对平衡的影响如下：(2)勒夏特列原理如果改变影响化学平衡的条件(浓度、压强、温度等)之一，平衡将向着减弱这种改变的方向移动。5“ 惰性气体 ” 对化学平衡的影响(1)恒温、恒容条件充入惰性气体原平衡体系体系总压强增大体系中各组分的浓度不变平衡不移动。(2)恒温、恒压条件13精品资料精品学习资料第 13 页，共 51 页充入惰性气体原平衡体系容器容积增大，各反应气体的分压减小体系中各组分的浓度同倍数减小(等效于减压 )易错警示(1)固体或纯液体用量的改变，对平衡没有影响。(2)当反应混合物中不存在气态物质时，压强的变化对平衡没有影响。(3)对于反应前后气体体积无变化的反应，如H2(g) I2(g)2HI(g) 等，压强的变化对其平衡也无影响。但增大(或浅 )。(或减小 )压强会使各物质浓度增大(或减小 )，混合气体的颜色变深(4)恒容时， 同等程度地改变反应混合物中各物质的浓度时，应视为压强的影响，增大小 )压强。(减小 )浓度相当于增大(减5.化学平衡移动和反应物转化率的变化反应物的起始浓度反应物的平衡浓度反应物的起始浓度转化率× 100%(1)温度或压强改变引起平衡向正反应方向移动时，反应物的转化率必然增大。(2)反应物用量的改变若反应物只有一种时，如bB(g)cC(g)，增加A 的量，平衡向正反应方向移动，但该反应物aA(g)A的转化率与气体物质的化学计量数有关：a a a b cb c b cA的转化率不变A的转化率增大A的转化率减小若反应物不只一种时，如aA(g) bB(g)cC(g) dD(g)a若只增加A 的量，平衡向正反应方向移动，则A 的转化率减小，B 的转化率增大。b若按原比例同倍数的增加反应物的计量数有关。A 和 B 的量，则平衡向正反应方向移动，而反应物的转化率与气体反应物a a a b b b c c c A 、 B的转化率都不变A、 B的转化率都增大A、 B的转化率都减小dd dc若不同倍增加A 、B 的量，相当于增加了一种物质，同a。(3)催化剂不改变转化率。(4)反应物起始的物质的量之比系数比时，各反应物转化率相等。（ 5）转化率改变，化学平衡一定发生移动，但是平衡发生移动转化率不一定发生改变，转化率不变平衡也可 能发生移动。6.常见的几种化学平衡图象角度一速率 时间图象此类图象定性揭示了对正、逆速率的影响；v 正 、v 逆随时间 (含条件改变对速率的影响)变化的规律，从两点思考：c、T、p、催化剂c、 T、 p、催化剂对平衡的影响，平衡正移，则v(正 )>v(逆 )，反之， v(正 )<v(逆 )。14精品资料精品学习资料第 14 页，共 51 页以反应 mA(g) nB(g)pC(g) qD(g)H<0 ，m n>p q 为例，各类条件改变图象如下：角度二速率 压强 (或温度 )图象曲线的意义是外界条件(如温度、 压强等 )对正、 逆反应速率影响的变化趋势及变化幅度。图中交点是平衡状态，温度增大后逆反应速率增大得快，平衡向逆向移动；压强增大后正反应速率增大得快，平衡向正向移动。角度三含量 (或转化率 ) 时间 温度 (或压强 )图象常见图象形式有如下几种。其中C% 指生成物的百分含量，B% 指反应物的百分含量。其他条件不变，改变任一条件，如：使用催化剂或升高温度或增大压强时，都能加快反应速率，缩短达到平衡所需的时间。解答这类图象题时采用“先拐先平，数值大”原则，即该类图象的折点表示反应达到平衡的时间，越先出现折点，达到平衡所用的时间越短，说明反应速率越快，进一步可以确定T 的高低或压强的大小；根据平衡线的高低可判断出平衡移动的方向，确定出可逆反应的特点( H 和 Vg)。角度四转化率 (或浓度 ) 温度 压强图象15精品资料精品学习资料第 15 页，共 51 页简称恒压 (温 )线已知不同温度下的转化率 压强图象或不同压强下的转化率 温度图象， 推断反应的热效应或反应前后气体物质间化学计