高中化学必修(共15页).doc

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1、精选优质文档-倾情为你奉上高中化学必修4 化学反应原理（概念全集）第一章 化学反应与能量第一节 化学反应与能量的变化1. 反应热: 化学反应过程中所释放或吸收的能量，都可以用热量来表述，叫反应热。 反应热产生的原因：生成物分子形成时所释放的总能量与反应物分子化学键断裂时所吸收的总能量的差即为该反应的反应热。【新增】1.焓：1 mol用于表示物质所具有的能量的这一固有性质的物理量，叫做焓(H)。2. 焓变(H)：一个化学反应的生成物与反应物的焓值差，即：HH（生成物）H（反应物）3. 反应热与焓变的关系：在恒压条件下进行的化学反应，若反应中物质的能量变化全部转化为热能，则反应前后物质的焓变就等于

2、该反应的反应热。说明： 焓(H)是与物质的内能有关的物理量。 H的单位是kJ/mol或kJmol。【注意：H的单位中mol的含义。反应焓变单位中的“mol”表明参加反应的各物质的物质的量与化学方程式中各物质的化学计量数相同，它是指每摩尔某一反应，而不是指某一物质的微粒等。】 任何化学反应都有反应热。 许多化学反应的反应热可以通过实验直接测得。4. 放热反应: 化学反应过程中生成物释放的总能量大于反应物吸收的总能量的反应。5. 吸热反应: 化学反应过程中生成物释放的总能量小于反应物吸收的总能量的反应。6. H的符号与意义： 由于反应后放出的热量使反应体系的能量降低(使环境的能量升高)，故放热反应

3、的H为“ ”，H0；而吸热反应使反应体系的能量升高(使环境的能量降低)，故吸热反应的H为“ + ” H0。见下图 1-1 7. 热化学方程式：能表示参加反应物质的量和反应热之间的关系的化学方程式。8. 热化学方程式表示意义：既表明了化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的焓变。9. 热化学方程式与普通化学方程式的区别化学方程式热化学方程式化学计量数是整数，即表示微粒个数又表示该物质的物质的量既可以是整数，也可以是分数，只表示物质的物质的量状态不要求注明必须在化学式后注明H的正负号、数值及单位无必须注明意义表明了化学反应中的物质变化不仅表明了化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化。

4、10. 书写热化学方程式时应注意的问题 要在化学方程式的右边标出焓变(H)，放热反应，H为“ ”， 吸热反应，H为“ + ”，H的单位是：kJmol或Jmol。 由于H与测定条件有关(因压强对反应焓变影响很小)，因此应在H后注明反应温度，因为在不温度下进行同一反应，其反应焓变是不同的，在25C、101kPa下进行的反应，可不注明。 热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量数仅表示该物质的物质的量，并不表示物质的分子数或原子数，因此化学计量数可以是整数，也可以是分数。 要在物质的化学式后面用括号注明反应物和生成物的聚集状态，一般用英文字母g、l和s分别表示物质的气态、液态和固态，水溶液中的溶质则

5、用aq表示。 根据焓的性质，若化学方程式中各物质前的化学计量数加倍，则H的数值也加倍；若反应逆向进行，则H改变符号，但绝对值不变。11. 方法技巧拓展 常见的吸热反应和放热反应 常见的吸热反应 大多数分解反应 C + CO2CO；C + HOCO + H；H+CuOCu + HO;Ba(OH)8 HO(晶体) + 2NHCl(晶体) = BaCl+ 2NH+ 10 HO. 常见的放热反应 燃烧反应； 中和反应； 金属与水、酸或碱的反应； 铝热反应； 大部分化合反应。 对反应热和H计算表达式的理解 反应热：一般可用量热计直接测量。其值受各种因素(如温度、压强及物质聚集状态等)的影响，在中学化学中

6、，一般研究在敞口容器中进行的反应，即恒定条件下反应放出和吸收的热量。 另外注意：反应热是指化学反应过程中的能量变化，物理变化或原子核变化中的能量变化不是反应热，如浓硫酸的稀释烦热，NH NH溶于水的吸热等。 H有三种表达方式 H = 吸收的能量 释放的能量 H = 生成物的能量 反应物的能量 H = 反应物的键能之和 生成物的键能之和 表达式的理解：H0或H为“ + ”，反应吸热；H0或H为“ ”，反应放热。 表达式的理解：如果反应物所具有的总能量高于生成物所具有的总能量，反应时就会以 热能的形式放出，即放热。反之，则吸热。 表达式的理解：反应物的键能越小，稳定性越弱，能量就越高，破坏它需要的

7、能量就越 小；生成物的键能越大，稳定性越强，能量就越低，释放的能量就越大， 故需要放出能量，H为负；反之，H为正。 正确理解热化学方程式 热化学方程式是指反应已完成的量，而H的值与反应完成的量有关，故方程式中的化学计量数必须与H相对应，成比例变化。 对于可逆反应的情况，正反应与逆反应的H数值相等，符号相反，尤其注意：如合成氨的反应3 H(g) + N(g)2NH(g) H = - 92.4 kJ/mol是指生成2 mol NH时放出92.4 kJ的热量，而不是3 mol H与1 mol N混合在一定条件下反应就可放出92.4 kJ的热量，实际放出的热量小于92.4 kJ。 同一反应中物质的聚集

8、状态不同，反应热数值大小也不同。 中和热的测定 中和热的测定是中学化学中一个重要的定量实验，操作要求极高。 实验原理 在稀溶液中，强酸跟强碱发生中和反应生成1 mol HO，这时的反应热叫做中和热。本实验通过测定酸碱中和反应前后溶液温度的变化，计算反应过程中所放出的热量，并由此求得中和热。【注意： 定义中的“稀溶液”一般是指酸、碱的物质的量浓度均小于或等于1 mol/L的溶液，因为溶液混 合时会产生溶解热效应而影响中和热的测定。 实验测得生成1 mol水放出57.3kJ的热量是指强 酸、强碱在稀溶液中发生中和反应时的中和热， 有弱酸或弱碱参加的中和反应，实验测出的中和热数值一般低于57.3kJ

9、，因为弱电解质反应时会继续电离，电离时要吸热。 中和热是以生成1 mol水所放出的热量来定义的，因此在书写中和热的热化学方程式时，就以生成1 mol水为标准来配平其余物质的化学计量数。】 实验用品（以盐酸和NaOH溶液的反应为例） 仪器：量筒（50 mL两个）、大烧杯（500 mL）、小烧杯（100 mL）、泡沫塑料或纸条、 泡沫塑料板或硬纸板（中心有两个孔）、环形玻璃搅拌棒。 药品：0.50 mol/L盐酸、0.55 mol/L NaOH溶液 实验步骤 组装：组装绝热装置。在大烧杯底部垫上泡沫塑料(或纸条)，使放入的小烧杯杯口 与大烧杯杯口相平；然后再在大、小烧杯之间填满泡沫塑料(或纸条)；

10、再在大 烧杯上用泡沫塑料或硬纸板做盖板(如上图所示)。 用一个量筒量取50 mL 0.50 mol/L盐酸，倒入小烧杯中，并用温度计测量盐酸的温度，记入表中，然后把温度计上的酸用水冲洗干净。 用另一个量筒量取50 mL 0.55 mol/L NaOH溶液，并用温度计测量NaOH溶液的温度，记入表中。 把套有盖板的温度计和环形玻璃搅拌棒放入盛盐酸的小烧杯中，并把量筒中NaOH溶液一次倒入小烧杯中，盖好盖板。用环形玻璃搅拌棒轻轻搅动溶液，并准确读取混合溶液的最高温度，记为终止温度。 重复：重复实验步骤三次。 计算：取三次测量所得数据的平均值作为计算依据。50 mL 0.50 mol/L盐酸与50

11、mL 0.55 mol/L NaOH溶液发生中和反应放出的热量为（）J/(g)= 0.418kJ.生成1 mol HO时的反应热为H = kJ/ mol.。 注意事项 作为量热器的仪器装置，要尽量减少热量散失。除上述方法，可改用保温杯来做，也可用块状聚苯乙烯泡沫塑料制成与小烧杯外径详尽的绝缘外套来做。 盐酸和NaOH溶液浓度的配置必须准确，NaOH溶液的浓度必须稍大于盐酸，以保证盐酸完全被中和，两者的浓度均宜小不宜大，若浓度偏大，则测定结果误差较大。 盐酸和NaOH溶液的体积必须量取准确。 温度计的读数要准确。a. 水银球部分要完全浸没在溶液中，且要稳定一段时间后再读数；b. 读数时应谨慎细心

12、，把我病毒准最高温度且有同一个人来读；c. 测量盐酸的温度后，要将温度计上的酸冲洗干净后再测量NaOH溶液的温度。 实验操作要快，以免热量损失，使误差增大。 误差分析 由于在本实验中涉及量筒、温度计两种计量仪器，故其实验误差主要来源于： 体积、温度测量不准； 仪器保温效果不好或操作缓慢造成的热量损失； 实验过程中液体外溅等。第二节 燃烧热 能源1. 燃烧热 概念：在101kPa、25时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热，单位为kJ/mol。 【注意：下列元素要生成对应的氧化物CCO；HHO(l)；SSO】 对燃烧热的理解：a. 燃烧热一般是由实验测得的

13、。物质燃烧时放出的热量多少与外界条件(如温度、压强)有关(如果未注明条件，就是指25C、101kPa时的热量)，还与反应物和生成物的聚集状态有关。b. 定义中“1 mol物质”是指1 mol纯净物(单质或化合物)。c. 定义中“完全燃烧生成稳定的氧化物”是指单质或化合物燃烧后变为最稳定的氧化物。如碳燃烧可生成一氧化碳或二氧化碳，而这里是指全部转化成二氧化碳才是稳定的氧化物。水是生成液态水而不是气态水。d. 因为物质燃烧都是放热反应，所以表达物质燃烧时的H均为负值，即H0e. 燃烧热是以1 mol可燃物为标准进行测量的，因此在书写燃烧热的热化学方程式时，其他物质的化学计量数可用分数表示。 【释疑

14、：如何书写表示物质燃烧热的热化学方程式？燃烧热是以1 mol物质完全燃烧缩放出的热量来定义的，因此在书写表示燃烧热的热化学方程式时，应以燃烧1 mol物质为标准来配平其余物质的化学计量数，故在其热化学方程式中常出现分数。如：H(g) + O(g) = HO(l) H = -285.8kJ/mol所以H的燃烧热为285.8kJ/mol】 有关燃烧热的计算：一定量的可燃物完全燃烧放出的热量，等于可燃物的物质的量乘以该物质的燃烧热，即Q(放) = n (可燃物) （-H）。【注意： 往往不能正确理解燃烧热的概念，忽视生成物的种类和状态。CCO是不完全燃烧，而SSO不是燃烧产物，在HHO中生成的水为液

15、态，不能是气态。 物质的燃烧热数值越大，其火焰的温度不一定越高。这是因为火焰的温度不仅仅与燃烧热的数值有关，还与外界条件、反应速率及产物等因素有关。例如乙炔和乙烯燃烧的热化学方程式为：CH(g) + O(g) = 2CO(g) + HO(l) H = -1300kJ/molCH(g) + 3O(g) = 2CO(g) + 2HO(l) H = -1411kJ/mol 乙烯的燃烧热大于乙炔的燃烧热，但乙烯的火焰温度却低于乙炔的火焰温度。】2. 能源 能源 定义：能提供能量的资源。 分类：a. 化石燃料(煤、石油、天然气) b. 阳光、风力、流水、潮汐 c. 柴草 地位：是国民经济和社会发展的重要

16、物质基础 我国目前的能源状况 主要能源是化石燃料 化石燃料特点a. 蕴藏量有限b. 不能再生产c. 污染严重d. 最终将会枯竭 能源利用率低 解决能量危机的方法 科学地控制燃烧反应，使燃料充分燃烧，提高能源的使用效率是节约能源的重要措施。 寻找新能源，现在正探索的新能源有太阳能、氢能、风能、地热能、海洋能和生物质能等。它们资源丰富，可以再生，没有污染或很少污染，是未来的主要能源。3. 方法技巧拓展 燃烧热和中和热的比较燃烧热中和热反应条件25、101kPa酸碱的稀溶液反应物的量1 mol 可燃物，O无限制可能是1 mol也可能不是1 mol生成物的量无限制水是1 mol适应范围可燃物充分燃烧生

17、成稳定氧化物稀溶液中酸碱中和反应影响因素与反应物性质有关和反应物的量无关与酸碱的强弱有关和酸碱的量无关相同点H0 单位 kJ/mol第三节 化学反应热的计算1. 盖斯定律 内容：不管化学反应是一步完成还是分几步完成，其反应热 是相同的。如图 1-15所示：， 盖斯定律是质量守恒定律和能量守恒定律的共同体现。 对盖斯定律的理解： 途径角度； 能量守恒角度 由于在指定的状态下，各种物质的焓值都是确定且唯一的，因此无论经过哪些步骤从反应物变成产物，它们的差值是不会改变的。 【说明：能量的释放或吸收是以发生变化的物质为基础的，二者密不可分，但以物质为主。】 意义：应为有些反应进行得很慢，有些反应不容易

18、直接发生，有些反应的产品不纯(有副反应发生)，这给测定反应的反应热造成了困难。此时如果应用盖斯定律，就可以间接地把它们的反应热计算出来。 【说明：利用盖斯定律应注意以下几点：f. 一个热化学方程式中分子式前的化学计量数同时扩大一定的倍数时，焓变也相应地扩大相同的倍数。g. 若将一个热化学方程式中的反应物与生成物颠倒，则焓变的正负号也相应地改变。h. 若热化学方程式相加，则焓变也相加；若热化学方程式相减，则焓变也相减。】2. 方法技巧拓展 常用的有关反应焓变的简答计算的方法归类： 根据热化学方程式进行计算：焓变(H)与反应物各物质的物质的量成正比。 根据反应物和生成物的能量计算：H = 生成物的

19、能量之和 反应物的能量之和。 根据反应物和生成物的键量计算：H = 生成物的总键量 反应物的总键量。 根据盖斯定律计算： 根据盖斯定律的实质，分析给定反应与所求反应物质与焓变关系。 运用解题技能，将已知热化学方程式进行变换、加减得到待求反应的热化学方程式。 根据比热容和温度差进行计算：。 根据燃烧热、中和热计算：可燃物完全燃烧放出的热量 = n(可燃物) 其燃烧热 中和反应放出的热量 = n(HO) 中和热【应用盖斯定律求反应热通常用两种方法： 虚拟路径法：如：C(s) + O(g) = CO(g)可设计为： 加减法：确定目标方程式后，以每一步反应的中间产物为桥梁对方程式进行化学计量数调整、加

20、减，消去中间产物，得到目标方程式，也做相应的调整和加减运算，即得到目标方程式的。】第二章 化学反应速率和化学平衡第一节 化学反应速率1. 化学反应速率 表示方法：化学反应速率用单位时间内反应物或生成物浓度的变化来表示。在容积不变的反应器中，通常是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。 数学表达式：（表示反应速率，表示各反应物或生成物的浓度，表示其浓度变化(取其绝对值)，表示时间，表示时间变化。） 特别说明： 速率表述的共同之处： a. 都有一个确定的起点； b. 都有一个与速率大小相匹配的时间单位； c. 都有能说明体系某种变化的可计量的性质(如质量、体积、压强、浓度等) 以具

21、体某一种物质B表示的化学反应速率为：。 因为：的单位一般用mol/L表示；的单位一般用s(秒)、min(分)、h(小时)等表示；所以：的单位可以是mol/(Ls)或mol/(Lmin)或mol/(Lh)等。 由于是取浓度变化的绝对值，故反应速率都取正值。 同一个化学反应，在同一段时间内，用不同物质表示反应速率时，数值可能不同，但表达的意义却相同。 在一定的温度下，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，一般不用这类物质来表示该反应的化学反应速率。 由于在一定时间内的化学反应，有关物质的物质的量浓度是连续变化的。所以化学反应速率由

22、平均速率和即时（或瞬时）速率之分。 【注意】在中学化学里，通常说的化学反应速率一般是指平均速率。但在速率-时间图像中经常出现瞬时速率。 2. 化学反应速率的简单计算 对任意一个反应，用符号来代替具体的化学物质，反应方程式为：aA + bB = cC + Dd 用不同物质表示的反应速率分别为：； ；【说明：化学反应速率数值越大，该反应进行地越快。对不同反应，用不同物质的浓度变化分别表示不同反应的反应速率数值，在数值上的大小并不一定真实揭示出反应的快慢，需要定量测出每个反应的反应速率级数，再做整体表达，才能比较出两个反应的快慢。对同一反应，用不同物质的浓度变化表示的反应速率数值，只有转化为用同一物

23、质浓度变化表示的反应速率数值，才能真实反映出反应的快慢。因为在化学反应中浓度变化值与化学反应方程式中化学计量数成正比，而化学计量数的不同，计算出的反应速率数值也不同。】 3. 化学反应速率的测量 化学反应速率测量的基本思想 化学反应速率是通过实验测定的。因为化学反应中发生变化的是体系中的化学物质(包括反应物和生成物)，所以与其中在任何一种化学物质的浓度(或质量)相关的性质在测量反应速率时都可以加以利用。 用于化学反应速率测量的物质性质 直接可观察的性质，如释放出气体的体积和体系的压强。 依靠科学仪器才能测量的性质，如颜色的深浅、光的吸收、光的发射、导电能力等。 在溶液中，当反应物或产物本身有比

24、较明显的颜色时，常常利用颜色深浅和显色物质浓度间的正比关系来跟踪反应的过程和测量反应速率。 4. 方法技巧拓展 对化学反应速率的理解应注意的一个问题 表示：化学反应速率可用反应体系中任何一种反应物或生成物浓度的变化表示，一般是以最容易测定的一种物质表示，且必须标明是什么物质的反应速率。 用化学反应速率来比较同一反应在不同条件下反应的快慢时： 应选择同一物质来比较，不能直接比较不同物质的反应速率； 要统一速率单位，要格外注意速率的单位：mol/(Lmin)与mol/(Ls)的数值有60倍的关系。 测定化学反应速率的物理方法 量气法：对于反应，可测量反应中的唯一气体产物在温度、压强一定时的体积变化

25、。 比色法：由于物质对特定波长的光的吸收性能不同，因此可以通过吸光度来测定反应物浓度。 电导法：根据离子导电能力的差异，通过电导率的变化测定反应物中离子浓度的变化，从而计算化学反应速率。第二节 影响化学反应速率的因素 一、简化后的有效碰撞模型 1. 化学反应的过程：就是反应物分子中的原子重新组合成生成物分子的过程，也就是反应物分子中化学键的断裂，生成物分子中化学键的形成过程。 2. 发生化学反应的先决条件：旧键的断裂和新键的形成都是通过反应物分子（或离子）的相互碰撞来实现的。因此，反应物分子（或离子）间的碰撞是反应发生的先决条件。 3. 有效碰撞与化学反应 有效碰撞：在某个化学反应中，那么多的

26、反应物分子，其能量高低不同。并且，在通常状况下，能量相对较高的分子所占的比例较小，能量相对较低的分子所占的比例较大。研究证明，只有能量高度达到某一定值的分子，才能在碰撞以后有可能使原子间的化学键断裂，从而导致化学反应的发生。我们把能够发生化学反应的分子碰撞叫做有效碰撞。 活化分子：把能够发生有效碰撞的分子叫做活化分子。【注意： 活化分子具有比普通分子（非活化分子）更高的能量； 活化分子也并不是每次碰撞都能引起化学反应的发生。】 4. 活化能：活化分子比普通分子所多出的那部分能量称作活化能。 图 2-7 上的是反应的活化能，是活化分子变 成生成物分子放出的能量，能量差是反应热。 从图中可以看出，

27、活化能的大小虽然意味着一般分子成为活化分子的难易，但是对这个化学反应前后的能量变化并不产生影响。【说明：有没有活化能为0的化学反应？为什么？有！实验事实证明这种反应是存在的。离子反应就是一个例证：和、和在水溶液中混合时，反应几乎都是在瞬间内完成的。应当认为它们不需要活化能来推动它们之间的反应。还有，距离地面约5085km的大气层，平均气温只有-50，但是存在于其中的大量自由原子之间的反应却不需要活化能的推动。其原因是：因为它们在反应之前已经成为自由的离子或原子，不再需要用来破坏或减弱化学键以便启动化学反应的“活化能”的缘故。】 二、浓度对反应速率的影响 1. 浓度对反应速率的影响规律：其他条件

28、相同时，增大反应物浓度，反应速率加快，减小反应物浓度，反应速率减慢。 2. 浓度对反应速率影响规律的原因： 在其他条件不变时，对某一反应来说，活化分子在反应物分子中所占的百分数是一定的，因此，单位体积内活化分子的数目与单位体积内反应物分子的总数成正比，也就是和反应物的浓度成正比。当反应物浓度增大时，单位体积内分子数增多，活化分子数也相应增多。【注意： 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，但因为固体物质的反应是在表面进行的，故与其表面积有关，当固体颗粒被粉碎时，会增大表面积，加快反应速率。 化学反应速率由单位时间、单位体积内的有效碰撞次数决定。】 三、压强对

29、反应速率的影响 1. 压强对反应速率的影响规律：对于气体反应来说，其他条件相同时，增大压强（缩小容器的体积），反应速率加快；减小压强（增大容器的体积），反应速率减慢。【说明： 若参加反应的物质为固体、液体或溶液，由于压强的变化对它们的浓度几乎无影响，可以认为反应速率不变。 像化学反应Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2，生成物中有气体，反应物中无气体，增大压强化学反应速率不增大，减小压强化学反应速率也不减小。】2. 压强对化学反应速率影响规律的原因：对于有气体参加的反应来说，当温度一定时，活化分子在反应物分子中所占的百分数是一定的，但增大压强（即缩小体积）时，增大了单位体积内的活化分

30、子数，活化分子碰撞几率增大，所以增大了化学反应速率。【点拨：压强对化学反应速率的影响，其实就是浓度的影响。】 四、温度对反应速率的影响 1. 温度对反应速率的影响规律：其他条件相同时，升高温度，反应速率加快，降低温度，反应速率减慢。 2. 温度对反应速率影响规律的原因 在浓度一定时，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，使有效碰撞次数增多，因而使反应速率增大。此外，由于温度升高，会使分子的运动速率加快，这样单位时间里反应物分子间的碰撞次数增加，反应速率也会相应地加快。但前者是反应加快的主要原因。【说明： 温度对反应速率的

31、影响规律，对吸热反应、放热反应都适用，且不受反应物状态的限制。 许多实验表明：温度每升高10，反应速率通常增大到原来时的2到4倍。若温度为时化学反应速率为,温度升至时化学反应速率为,则温度对反应速率影响的经验公式.】 五、催化剂对化学反应速率的影响 1. 催化剂对化学反应速率的影响规律：一般地，使用催化剂可加快化学反应速率。 2. 催化剂对化学反应速率影响规律的原因 催化剂（正催化剂）能够增大化学反应速率的原因是它能够降低反应所需要的活化能，这样就会使更多的反应物分子成为活化分子，大大增加单位体积内反应物分子中活化分子所占的百分数，提高了单位时间、单位体积内的有效碰撞的次数，从而成千成万倍地增

32、大化学反应速率。【说明： 正催化剂：能加快化学反应速率的催化剂叫做正催化剂；负催化剂：能减慢化学反应速率的催化剂叫做负催化剂；在实践中，如不特别说明，凡是说催化剂都是指正催化剂。 催化剂中毒：催化剂的催化性能往往因接触少量杂质而明显下降甚至遭到破坏，这种现象叫做催化剂中毒。工业上为了防止催化剂中毒而把原料进行净化除去毒物。 催化剂只有在一定温度下才能最大限度地显示其催化作用，不同的催化剂对温度的要求不一定相同。 降低活化能可以降低反应所需的温度，有利于减少反应过程中的能耗。】 六、影响化学反应速率的其他外界条件 除浓度、压强、温度催化剂外，还有很多因素可以改变反应速率。如光辐射、超声波、电弧、

33、激光、强磁场、高速研磨、反应物颗粒大小、扩散速率、溶剂等。方法技巧拓展一、影响化学反应速率的因素 内因：反应物本身性质的影响是决定反应快慢的主要因素。 外因：常见外因对化学反应速率的影响规律见下表：反应条件的变化速率常数、活化能、活化分子的量的变化v的变化反应物的浓度增大k不变,不变. 活化分子百分数不变，单位体积内的总数增加增大减小k不变,不变. 活化分子百分数不变，单位体积内的总数减小减小气体反应物的压强增大k不变,不变. 活化分子百分数不变，单位体积内的总数增加增大减小k不变,不变. 活化分子百分数不变，单位体积内的总数增加减小反应物的温度升高k不变,不变. 活化分子百分数增加，单位体积

34、内的总数增加增大降低k不变,不变. 活化分子百分数减小，单位体积内的总数减小减小正催化剂施加降低、活化分子百分数剧增，单位体积内的总数剧增剧增撤去升高、活化分子百分数剧减，单位体积内的总数剧减剧减负催化剂施加升高、活化分子百分数剧减，单位体积内的总数剧减剧减撤去降低、活化分子百分数剧增，单位体积内的总数剧增剧增第三节 化学平衡一、可逆反应与不可逆反应 1. 溶解平衡状态的建立 在一定温度下，当把适量蔗糖晶体溶解在水中里时，一方面，蔗糖分子不断离开蔗糖表面扩散到水里去；另一方面，溶解在水里的蔗糖分子不断地在未溶解的蔗糖表面聚集成为晶体，当这两个相反的过程速率相等时，即达到了溶解平衡状态。 此时，

35、蔗糖的溶解达到最大限度，形成蔗糖的饱和溶液。 在达到溶解平衡状态时，溶解和结晶的过程并没有停止，只是速率相等罢了。 2. 可逆反应与不可逆反应 可逆反应：像溶解平衡这类过程称作过程，用表示。从左向右的过程为正（向）反应；从右向左的过程为逆（向）反应。溶解结晶 如溶解、结晶过程可以表示如下：固体溶质 溶液中的溶质【说明】 过程的的可逆性是了解过程限度的基础，过程的限度取决于过程可逆性的大小。 固体溶解过程，固体的溶解和溶质分子回到固体溶质表面这两个过程一直存在，只不过二者速率不同，在宏观上表现为固体固体溶质的减少。当固体全部溶解后仍未达到饱和时，这两个过程都不存在了。 可逆反应的前提：反应物和产

36、物必须同时存在于同一反应体系中，而且在相同条件下，正逆反应都能够自动进行。二、化学平衡状态 1. 化学平衡状态的建立 在一定条件下的某个可逆反应，开始时v最大，v为零。随着反应的进行，v逐渐减小，v逐渐增大。反应进行到某一时刻， v= v，此时，该可逆反应达到了化学平衡状态。上述可逆反应中，v、 v随反应进行的时间（t）的变化情况，可表示为如图2-1-9。 2. 化学平衡状态的定义：在一定条件下，当正、逆两个方向的反应速率相等时，反应体系中所有参加反应的物质的质量或浓度保持恒定的状态。 3. 构成化学平衡体系的基本要求：反应物和所有产物均处于同一反应体系中，反应条件（温度、压强等）保持不变。【

37、注意】： 化学平衡状态是可逆反应进行到最大限度的结果。已经建立的化学平衡状态，其他条件不变的情况下，不会因时间的变化而变化。 对于一个既定的可逆反应，如果其他条件一定，不论采取何种途径，即反应是由反应物开始或由生成物开始，是一次投料或是分步投料，最后都能建立起化学平衡。 4. 化学平衡状态的特征：具有“逆”“等”“动”“定”“变”的特征。 逆：化学平衡研究的对象的可逆反应。 等：正反应速率和逆反应速率不一定相等。 动：化学平衡从表面上或宏观上看好像反应停止了，但从本质上看反应并未停止，只不过正反应速率与逆反应速率相等罢了，即v= v0。所以化学平衡是一种动态平衡。 定：在平衡混合物中，各组成成

38、分的百分含量保持一定，不再随时间的改变而改变。 变：化学平衡是在一定条件下建立的暂时平衡，若影响化学平衡的外界条件变化，化学平衡状态就会发生改变。三、影响化学平衡状态的条件 1. 化学平衡的移动定义：如果一个可逆反应达到平衡状态以后，反应条件（如浓度、压强、温度等）改变了，平衡混合物里各组成物质的质量分数也随着改变到新的平衡状态。这个过程就是化学平衡的移动。 过程见下图 【说明】： 化学平衡之所以发生移动，本质原因是化学平衡为动态平衡，即v= v0。 影响化学平衡发生移动的主要外因有：温度、物质的量浓度和气体压强。 研究化学平衡移动，目的就是要建立新的较理想的化学平衡状态。 2. 浓度对化学平

39、衡的影响 浓度对化学平衡的影响规律：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，都可以使平衡向着正反应方向移动； 增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向着逆反应方向移动。【说明】： 增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以化学平衡不移动。例如：可逆反应：C(s) + H2O ( g )C O ( g ) + H2 ( g ) 在某温度达到平衡后，增加或移去一部分C固体，化学平衡不移动。 在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应浓度减小，生成物浓度也减小，v 减小，v也减小，但减小的程度不同，总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和大的方向移动。如果加水稀释，即v

40、、 v都减小，但化学平衡向逆反应方向移动。 FeCl3 + KSCN在溶液里的反应，实质是Fe3+与SCN的离子反应，K+和Cl并未参加反应。因此，要使可逆反应FeCl3 + 3KSCNFe(SCN)3 + 3KCl的化学平衡发生移动，不宜采用改变c(K+)或c(Cl)的方法。 工业生产上适当增大廉价的反应物的浓度，使化学平衡向正反应方向移动，可提高价格较高原料的转化率，以降低生产成本。 3. 压强对化学平衡影响的规律：其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着气体体积缩小的反应方向移动；减小压强，会使平衡向着气体体积增大的反应方向移动。【说明】：对可逆反应Aa(g) + bB(g)cC(g)，压

41、强增大値一定，(a+b) c的值越大，化学平衡移动程度越大；(a+b)c的越小，化学平衡移动程度越小。 4. 温度对化学平衡的影响规律：在其他条件不变的情况下，温度升高会使化学平衡向着吸热反应的方向移动，温度降低会使化学平衡向着放热反应的方向移动。【说明】：任意的化学反应都伴随能量的变化（放热或吸热），因此，任意可逆反应的化学平衡状态，都能受温度的影响而发生移动。 5. 催化剂的作用：由于使用催化剂对正反应速率与逆反应速率影响的程度是等同的，所以平衡不移动。但应注意，虽然催化剂不使化学平衡移动，但使用催化剂可影响可逆反应达到平衡所需的时间。 6. 勒夏特列原理（平衡移动原理） 定义：如果改变影

42、响平衡的一个条件（如浓度、压强或温度等），平衡就向能够减弱这种改变的方向移动，这个原理叫做勒夏特列原理（或平衡移动原理）。 应用勒夏特列原理的注意事项： 该原理不仅能用于判断化学平衡移动的方向，也能用于判断溶解平衡等其他平衡移动的方向。 是否真的改变了影响化学平衡的条件。例如：a. 改变化学平衡体系中固体或纯液体的物质的量时，并未改变影响化学平衡的条件。b. 即使是有气体存在的化学平衡体系，在定容、定温下充入惰性气体，也未改变影响化学平衡的条件。 可逆反应的某项条件改变是否影响反应进行的方向。例如： 对aA(g) + bB(g)pC(g) + qD(g)，a+b = p+q型的可逆反应，是气体体积不变反应，即使改变压强，化学平衡也不移动。 “平衡就向能够减弱这种改变的方向移动”。这里的“减弱”不等于“消除”。四、化学平衡常数 1. 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。 对于一般的可逆反应，mA(g) + nB(g)pC(g) +qD(g)在一定温度下达到平衡时， 2. 意义：K值越大，说明平衡体系中生成物所占的比例越大，它的正向反应就向的程度越大，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