1、高二化學選修4知識點：在比較化學反應速率的大小時,不能簡單直接地進行數據比較,要做到反應速率的單位一致,對應物質的化學計量數相同,或換算成同一物質的反應速率后再進行比較!飽和溶液中溶質的溶解過程完全停止了嗎? #沒有!以蔗糖溶解于水為例,蔗糖分子離開蔗糖表面擴散到水中的速率與溶解在水中的蔗糖分子在蔗糖表面聚集成為晶體的速率相等.!即：溶解速率 = 結晶速率達到了溶解的平衡狀態,一種動態平衡!標志：反應混合物中各組分的 濃度保持不變的狀態!四、化學平衡狀態的特征(1)逆：可逆反應(2)動：動態平衡（正逆反應仍在進行）(3)等：正反應速率=逆反應速率(4)定：反應混合物中各組分的濃度保持 不變,各

2、組分的含量一定.(5)變：條件改變,原平衡被破壞,在新 的條件下建立新的平衡.“逆”研究對象為可逆反應.“等”：可逆反應達到平衡時,正=逆.第一層含義：用同種物質表示反應速率時,該物質的生成速率=消耗速率第二層含義：用不同物質表示反應速率時,某反應物的消耗(生成)速率：某生成物的消耗（生成）速率=化學計量數之比“定”：平衡混合物中各組分含量（百分含量、物質的量、質量、濃度等）不隨時間變化.“動”：正逆反應同時進行,處于動態平衡.“變”：一旦條件改變,正逆反應速率不再相等,平衡將發生移動,直至建立新的平衡.“同”：化學平衡的建立與反應途徑無關.對同一可逆反應,只要條件相同（溫度、濃度、壓強）,不

3、論從正反應、逆反應或正逆反應同時進行,均能達到同一平衡狀態.五,判斷化學平衡狀態的標志（1）任何情況下均可作為標志的：正=逆（同一種物質） 各組分含量(百分含量、物質的量、質量、物質的量濃度)不隨時間變化 某反應物的消耗(生成)速率：某生成物的消耗(生成)速率=化學計量數之比 反應物轉化率不變（2）在一定條件下可作為標志的是 對于有色物質參加或生成的可逆反應體系,顏色不再變化. 對于有氣態物質參加或生成的可逆反應體系,若反應前后氣體的物質的量變化不為0,則混合氣體平均相對分子質量M和反應總壓P不變（恒溫恒容）. 對于恒容絕熱體系,體系的溫度不再變化. （3）不能作為判斷標志的是 各物質的物質的

4、量或濃度變化或反應速率之比=化學計量數之比.（任何情況下均適用） 有氣態物質參加或生成的反應,若反應前后氣體的物質的量變化為0,則混合氣體平均相對分子質量M和反應總壓P不變（恒溫恒容）.化學平衡的移動,.對平衡體系中的固態和純液態物質,其濃度可看作一個常數,增加或減小固態或液態純凈物的量并不影響V正、V逆的大小,所以化學平衡不移動.只要是增大濃度,不論增大的是反應物濃度,還是 生成物濃度,新平衡狀態下的反應速率一定大于原平衡狀態；減小濃度,新平衡狀態下的速率一定小于原平衡狀態. 反應物有兩種或兩種以上, 增加一種物質的濃度, 該物質的平衡轉化率降低, 而其他物質的轉化率提高. 增大壓強,正逆反

5、應速率均增大,但增大倍數一樣, V正= V逆,平衡不移動.2NO2 N2O4 ?H = 57 KJ溫度影響：在其它條件不變的情況下,升高溫度,平衡向吸熱反應方向移動. 降低溫度,平衡向放熱反方向移動原因：應在其它條件不變的情況下, 升高溫度,不管是吸熱反應還是放熱反應,反應速率都增大,但吸熱反應增大的倍數大于放熱反應增大的倍數,故平衡向吸熱反應的方向移動.催化劑影響：同等程度改變化學反應速率,V正= V逆,只改變反應到達平衡所需要的時間,而不影響化學平衡的移動.等效平衡,. 一、等效平衡的概念在一定條件下,可逆反應只要起始濃度相當,無論經過何種途徑,但達到化學平衡時,只要同種物質的體積分數相同

6、,這樣的平衡稱為等效平衡.（體積分數相同：即平衡混合物各組分的百分含量對應相同,但各組分的物質的量、濃度可能不同.）（單個體積除以總的體積）歸納總結：二、等效平衡的建成條件、判斷方法及產生結果：1、恒溫、恒容下對于氣態物質反應前后分子數變化的可逆反應等效平衡的判斷方法是: 使用極限轉化的方法將各種情況變換成同一反應物或生成物,然后觀察有關物質的物質的量是否對應相等.產生結果：各組分百分量、c相同,n同比例變化 1恒溫恒容(n(g)0)投料換算成相同物質表示時量相同,兩次平衡時各組分百分量、n、c均相同 2恒溫恒容(n(g)=0) 投料換算成相同物質表示時等比例,兩次平衡時各組分百分量相同,n、

7、c同比例變化 3恒溫恒壓 投料換算成相同物質表示時等比例,兩次平衡時各組分百分量、c相同,n同比例變化.復習回憶平衡移動原理（勒沙特列原理）?如果改變影響平衡的條件（如濃度、壓強、或溫度）等,平衡就向能減弱這種改變的方向移動.化學平衡常數一定溫度下,對于已達平衡的反應體系中,生成物以它的化學計量數為乘冪的濃度之積除以反應物以它的化學計量數為乘冪的濃度之積是個常數這個常數叫做該反應的化學平衡常數三、書寫平衡常數關系式的規則1、如果反應中有固體和純液體參加,它們的濃度不應寫在平衡關系式中,因為它們的濃度是固定不變的,化學平衡關系式中只包括氣態物質和溶液中各溶質的濃度.如：CaCO3(s)?CaO(

8、s)+CO2(g)K=CO2CO2(g)+H2(g)?CO(g)+H2O(l)K=CO/(CO2H2)平衡常數的數值大小可以判斷反應進行的程度,估計反應的可能性.因為平衡狀態是反應進行的最大限度.如：N2(g)+O2(g)?2NO(g)Kc=1×10-30(298K)這意味著298K時,N2和O2基本上沒有進行反應,反之NO分解的逆反應在該溫度下將幾乎完全進行,平衡時NO實際上全部分解為N2和O22、平衡常數數值的大小,只能大致告訴我們一個可逆反應的正向反應所進行的最大程度,并不能預示反應達到平衡所需要的時間.如：2SO2(g)+O2=2SO3(g)298K時K很大,但由于速度太慢,

9、常溫時,幾乎不發生反應.3、平衡常數數值極小的反應,說明正反應在該條件下不可能進行,如:N2+O2?2NOKc=10-30(298K)所以常溫下用此反應固定氮氣是不可能的.因此沒有必要在該條件下進行實驗,以免浪費人力物力.或者改變條件使反應在新的條件下進行比較好一些.五.平衡轉化率平衡轉化率是指平衡時已轉化了的某反應物的量與轉化前該反應物的量之比.自發過程：在一定條件下,不借助外部力量就能自動進行的過程能量趨于最低（高山流水）二、反應焓變與反應方向日常生活中長期積累的經驗而總結得到一條經驗規律能量判據體系趨向于從高能狀態轉變為低能狀態（這時體系會對外做功或者釋放熱量H 0）.多數能自發進行的化

10、學反應是放熱反應,如常溫、常壓下,氫氧化亞鐵被氧化為氫氧化鐵的反應是自發的,但是,有不少吸熱反應也能自發進行,三、反應熵變與反應方向為了解釋這樣一類與能量狀態的高低無關的過程的自發性,提出了在自然界還存在著另一種能夠推動體系變化的因素1、在密閉條件下,體系由有序自發地轉變為無序的傾向稱為熵.由大量粒子組成的體系中,用熵來描述體系的混亂度,2、符號用S表示.3、熵值越大,體系混亂度越大.同一物質,S（g）S（l）S（s）.許多熵增反應在常溫常壓下能自發進行,有些在室溫條件下不能自發進行,但在較高溫度下則能自發進行.在一定條件下,一個化學反應能否自發進行,既可能與反應焓變（H）有關,又可能與反應熵變（S）有關.在溫度、壓強一定的條件下,我們要判別化學反應的方向要考慮H、 S共同影響的結果.焓判據和熵判據的應用1、由焓判據知放熱過程（H0）常常是容易自發進行；2、由熵判據知若干熵增加（S0）的過程是自發的；3、很多情況下,簡單地只用其中一個判據去判斷同一個反應,可能會出現相反的判斷結果,所以我們應兩個判據兼顧.由能量判據（以焓變為基礎）和熵判據組合成的復合判據自由能將更適合于所有的反應過程. 鹽類水解的規律：