錄

一、化學反應的熱效應..............................3

考點一、反應熱...........................................................................3

考點二、蓋斯定律.........................................................................6

二、化學反應速率與化學平衡.................10

考點一、化學網速率...................................................................10

考點二、化學反應速率影響因素...........................................................11

考點三、可逆反應........................................................................................................................13

考點四、化學平衡的建立.................................................................14

考點五、化學平衡常數...................................................................16

考點六、影響化學平衡的因素.............................................................18

考點七、速率平衡圖像...................................................................20

考點八、化學反應方向與調控.............................................................24

三、水溶液中的離子反應與平衡..............30

考點一、弱電解質的電離平衡.............................................................30

考點二、水的離子積常數.................................................................34

考點三、鹽類的水解.....................................................................39

考點四、沉淀溶解平衡...................................................................44

四、化學反應與電能..............................49

考點一、原電池..........................................................................49

考點二、常見化學電源...................................................................51

考點三、原電池電極反應式的書寫.........................................................53

考點四、電解池..........................................................................55

考點五、電解池電極反應式的書寫.........................................................56

考點六、電解稀溶液的電解規律...........................................................57

考點七、電化學的相關計算...............................................................59

考點八、金屬的腐蝕.....................................................................60

考點九、金屬的防護.....................................................................61

1

五、物質結構與性質............................64

考點一、原子結構與性質.................................................................64

考點二、元素周期表和周期律.............................................................69

考點三、分子結構與性質.................................................................73

考點四、物質的聚集狀態與晶體常識.......................................................81

考點五、分子晶體與共價晶體.............................................................83

考點六、金屬晶體與離子晶體.............................................................86

考點七、配合物與超分子.................................................................89

2

今知識清單

考點一、反應熱

1、常見的吸熱與放熱反應

放熱反應吸熱反應

①所有的燃燒反應

①晶體Ba(OH)2-8H2O與NH4cl

②酸堿中和反應②大多數的分解反應

③大多數的化合反應③以H2、CO,C為還原劑的氧化

舉例說明

④金屬與酸的反應還原反應

⑤鋁熱反應④鹽類水解弱，電解質電離等

⑥工業合成氨、工業制硫酸等

【注意事項】

(1)化學反應時放熱反應還是吸熱反應只取決于反應物和生成物總能量的相對大小，與反應條件(如點

燃、加熱、高溫、光照等)和反應類型無關；

(2)物質的溶解過程也伴隨著能量變化：NaOH固體溶于水明顯放熱；硝酸鍍晶體溶于水明顯吸熱，NaCl

溶于水熱量變化不明顯。要清楚吸、放熱反應是針對化學反應而言，如水的液化放出熱量，但不是放熱反

應，因該過程為物理變化。

2、焙變的計算

(1)AH=生成物的總能量-反應物的總能量(物質總能量越低越穩定)。

(2)AH=反應物的鍵能之和-生成物的鍵能之和(物質犍能越大越穩定)。

(3)AH=正反應活化能-逆反應活化能。

3、熱化學方程式

熱化學方程式普通化學方程式

反應式2H2(g)+O2(g)=2H2O(g)AH=-285.8kJ/mol2H2+O2點燃＞2及0

方程式意義表示反應及反應的吸熱放熱僅表示反應

化學計量數表示物質的量，可以是整數或分數可以表示物質的量或微粒個數，只能

是整數，不能是分數

AH右端有表示能量變化的AH沒有如頁

反應條件不用標明反應條件、"V、等需標明各種反應條件,如點燃,光照、

=:日生

同/皿甘

物質的狀態必須標明反應物、生成物的聚集狀態，不標明反應物、生成物的聚集狀態

【書寫規律總結】

熱化學方程式書寫“三步驟"：

(1)寫出配平的化學方程式；

(2)標出物質的聚集狀態；

(3)注明反應熱的正負號、數值和單位。

4、燃燒熱、熱值和中和熱

(1)標準燃燒熱：在101kPa時，1mol物質完全燃燒生成穩定的化合物時所放出的熱量。燃燒熱的單位

用kJ/mol表示。

(2)熱值：在101kPa時，1g物質完全燃燒生成穩定的化合物時所放出的熱量。熱值的單位用kJ/g表示。

(3)中和熱：在稀溶液中，酸跟堿發生中和反應，生成Imol⑴水時的反應熱叫做中和熱。中和熱的表示：

+

H(aq)+OH(aq)=H2O(1)；AH=-57.3kJ/molo

5、中和熱的測量

(1)儀器：量熱計。量熱計由內、外兩個筒組成，外筒的外壁蓋有保溫層，蓋上有溫度計和攪拌器。

或者：大燒杯(500mL)、小燒杯(100mL)、溫度計、量筒(50mL)兩個、泡沫塑料或紙條、泡沫塑料

板或硬紙板(中心有兩個小孔)、環形玻璃攪拌棒。

試劑：0.50mol/L鹽酸、0.55mol/LNaOH溶液。

(2)實驗原理：測定含xmolHC1的稀鹽酸與含xmolNaOH的稀NaOH溶液混合后放出的熱量為QkJ,

AH=--c-wAzxlO'3

kJm011)

則xkj.m0li(AH=-〃H2O

(3)實驗步驟：

a.在大燒杯底部墊泡沫塑料(或紙條)，使放入的小燒杯杯口與大燒杯杯口相平。然后再在大、小燒

杯之間填滿碎泡沫塑料(或紙條)，大燒杯上用泡沫塑料板(或硬紙板)作蓋板，在板中間開兩個小孔，

正好使溫度計和環形玻璃攪拌棒通過，如圖所示。

4

b.用一個量筒量取50mL0.50mol/L鹽酸,倒入小燒杯中，并用溫度計測量鹽酸的溫度,記入表格中。

然后把溫度計上的酸用水沖洗干凈。

c.用另一個量筒量取50mL0.55mol/LNaOH溶液,并用溫度計測量NaOH溶液的溫度,記入表格中。

d.把溫度計和環形玻璃攪拌棒放入小燒杯的鹽酸中，并把量筒中的NaOH溶液一次倒入小燒杯（注

意不要灑到外面）。用環形玻璃攪拌棒輕輕攪動溶液，并準確讀取混合溶液的最高溫度，記為終止溫度，

記入下表。

e.重復實驗兩次，取測量所得數據的平均值作為計算依據。

5

考點二、蓋斯定律

1、內容：

A/7i<0

(始態)SL(終態)

AH2>0

從S-L,AH1<O,體系放熱；從L—S,△H2>0,體系吸熱；

結論：⑴△HI+AH2=0；(2)反應的熱效應只與始態、終態有關，與途徑無關

2、意義：應用蓋斯定律可以間接計算以下情況(不能直接測定)的反應熱

(1)有些反應進行得很慢。

(2)有些反應不容易直接發生。

(3)有些反應的產品不純(有副反應發生)。

3、用蓋斯定律進行反應熱的計算方法：加和法

確定待求反應的熱化學方程式一找出待求熱化學方程式中各物質出現在已知方程式中的位置(是同側

還是異側)T利用同側相加、異側相減進行處理-根據待求方程式中各物質的化學計量數通過乘除來調整已

知反應的化學計量數，并消去中間產物一實施疊加并確定反應熱的變化。

【易錯提醒】

(1)熱化學方程式同乘以某一個數時，反應熱數值也必須乘上該數；

(2)熱化學方程式相加減時，同種物質之間可相加減，反應熱也隨之相加減(帶符號)；

(3)將一個熱化學方程式顛倒時，AH的號必須隨之改變，但數值不變。

6

燈經典例題

1.(2023上?浙江?高二期末)下列說法正確的是()

A.已知:H2(g)+S(g)=H2S(g)AHi<0,H2(g)+S(s)=H2S(g)AH2<0,則△!!]<△H?

B.已知稀溶液中H+(aq)+OH(aq)=H2O(l)AH=-57.3kJ/mol,則稀KOH與稀醋酸溶液的中和熱AH尸-57.3

kJ/mol

c.c2H50H燃燒熱的熱化學方程式C2H50H(l)+3O2(g尸2cO2(g)+3H2O(g)AH=1367.0kJ/mol

D.已知C(石墨，s尸C(金剛石，s)AH>0,則ImolC(石墨，s)總鍵能比1molC(金剛石，s海鍵能小

2.(2023上浙江杭州?高二浙江省桐廬中學校聯考期末)MgCOs和CaCOs的能量關系如圖所示

(M=Ca、Mg)：

2+2-

M"(g)+CO；(g)---------->M(g)+O(g)+CO2(g)

A

AH】AR

\H"

MCO3(S)----------------->MO(s)+CO2(g)

已知：離子電荷相同時，半徑越小，離子鍵越強。下列說法正確的是()

A.AH,(MgCO3)=AHj(CaCO3)>0

B.AH2(MgCO3)>AH2(CaCO3)>0

C.AH】(CaCO3)-AH1(MgCO3)=AH3(CaO)-AH3(MgO)

D,對于MgCQ和CaCC)3，AH|+AH2>AH3

3.(2023上浙江寧波高二統考期末)對于反應：S(s)+O2(g)=SO?(g)AH=-297.2kJ/mol,下列說法

不正確的是()

A.lmolS(s)與ImolC)??的總能量比ImolSO??的總能量高

B.SO2(g)=S(s)+O2(g)AH=+297.2kJ/mol

C.1s(s)+1o2(g)=1so2(g)AH=-148.6kJ/mol

D.ImolS(g)與Imol。?0反應生成ImolSO?(g)放出熱量少于297.2kJ

4.(2023上?浙江杭州?高二期末)2021年神舟十三號載人飛船成功發射。載人飛船中通過如下過程實現

再生：

1

@CO2(g)+4H2(g)=CH4(g)+2H2O(1)AHi=-252.9kJ-mol-

1

②2H2。(1尸2H2(g)+O2(g)AH2=+571.6kJ-mol

下列說法錯誤的是()

1

A.可以推算出H2的燃燒熱AH=-285.8kJ-mol

1

B.反應2H2(g)+O2(g)=2H20(g)的AH<-571.6kJ-mol

C.反應①中斷裂反應物中的化學鍵所需的能量小于形成生成物中化學鍵所釋放的能量

1

D.反應CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O⑴的AH=-890.3kJ-mol

7

今參考答案

I.【答案】A

【詳解】A.因為S(g尸S(s)AH<0,所以解HI|>^H2,AHI<AH2,A正確;

B.醋酸為弱酸，與NaOH反應前，需要發生電離，而弱電解質的電離過程是一個吸熱過程，貝D稀KOH

與稀醋酸溶液的中和熱>-57.3kJ/mol,B不正確；

C.表示燃燒熱的熱化學方程式中，H2O應呈液態，且△H<0,C不正確；

D.C(石墨，s)=C(金剛石，s)AH>0,則石墨的能量低于金剛石，ImolC(石墨，s)總鍵能比1molC(金剛

石，s)總鍵能大，D不正確；

故選Ao

2.【答案】D

【詳解】A.MgCO,和CaCC>3中陽離子的半徑大”不一樣，結合碳酸根的能力不同，離子鍵強度也不同，

所以不相等，即AH|(MgCO3)wAH|(CaCO3)>0,A錯誤；

B.小凡對應的為碳酸根分解變成氧離子和二氧化碳，二者相同，所以AH/MgCCQMH/CaCCQ〉。，B

錯誤；

2+2+

C.CaCO3=Ca+CO^,MgCO3=Mg+CO1,兩者相減得至[]CaCO3+Mg2+=MgCO3+Ca2+,

CaO=Ca2++O2,MgO=Mg2++O2',兩者相減CaO+Mg?+=MgO+Ca2+,則

AH,(CaCO3)-AH,(MgCO3)^AH,(CaO)-AH3(MgO),C錯誤；

D.分解反應為吸熱反應，結合蓋斯定律可知，△Hi+AHz-AHSMAH〉。，故△HI+AH2>AH3,D正確；

故答案選D。

3.【答案】D

【詳解】A.反應：S(s)+O2(g)=SO2(g)AH=-297.2kJ/mol,為放熱反應，故反應物總能量高于生成

物總能量，即ImolS(s)與lmolC)2(g)的總能量比ImolSO?(g)的總能量高，A正確；

B.反應：S(s)+O2(g)=SO2(g)AH=-297.2kJ/mol,為放熱反應，SO2(g)=S(s)+O2(g)

S(s)+O2(g)=SO2(g)的逆反應,故SO?(g)=S(s)+O2(g)AH=+297.2kJ/mol,B正確;

C.熱化學方程式中系數為反應物或生成物的物質的量，系數與AH成正比，故

|s(s)+1o2(g)=1sO2(g)AH=-148.6kJ/mol,C正確；

D.lmolS(s)與lmo0(g)生成ImolSO?(g)放出熱量297.2kJ,S(g)轉化為S(s)需要放熱，故ImolS(g)與Imol

5(g)反應生成ImolSO?(g)放出熱量大于297.2kJ,D錯誤；

故選D。

4.【答案】B

11

【詳解】A.2H2O(1)=2H2(g)+O2(g)AH2=+571.6kJ-mol,則H2(g)+1-O2(g)=H2O(l)AH=-285.8kJ?mor,

1

則H2的燃燒熱AH=-285.8kJ-mol,故A正確；

B.氣態水的能量高于液態水，生成液態水放熱多，放熱越多，焰變越小，則2H2(g)+C)2(g)=2H2O(g)的AH

e1

>-571.6kJmor/故B錯誤；

8

C.反應①為放熱反應，所以斷裂反應物中的化學鍵吸收的總能量小于形成生成物中的化學鍵釋放的總能

量，故c正確；

D.根據蓋斯定律：-①-②x2得CH4（g）+2O2（g）=CO2（g）+2H2O（l）AH=（252.9-571.6x2）kJ/mol=-

890.3kJ/mol,故D正確；

故選瓦

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燈知識清單

考點一、化學反應速率

1、定義式：%=等，單位為mol-L-LminT或mol-LTsT。

2.化學反應速率的計算方法

Aw(B)

Ac(B)V

⑴公式法：v(B)=M=2

用上式進行某物質反應速率計算時需注意以下幾點：

①濃度變化只適用于氣體和溶液中的溶質，不適用于固體和純液體。

②化學反應速率是某段時間內的平均反應速率，而.不是即時速率，且計算時取正值。

③同一反應用不同的物質表示反應速率時，數值可能不同，但意義相同。不同物質表示的反應速率之

比等于其化學計量數之比。

(2)比值法：同一化學反應，各物質的反應速率之比等于方程式中的化學計量數之比。

v(A)v(B)v(C)v(D)

對于反應：〃?A(g)+"B(g)=pC(g)+qD(g)來說，則有~~-=---=---=---o

，［IfLpcy

(3)三段式法

化學平衡計算的基本模式一平衡“三步曲”

根據反應進行(或平衡移動)的方向，設某反應物消耗的物質的量(或物質的量濃度)，然后列式求解。

例：單位(mol/L)mA+nBpC+qD

起始量：ab00

變化量：rnxnxpxqx

平衡量:a-mxb-nxpxqx

―反應物轉化的物質的量(或質量、濃度)

XlUU7o

反應物起始的物質的量(或質量、濃度)e

10

考點二、化學反應速率影響因素

1、影響化學反應速率的因素

(1)決定因素(內因)：反應物本身的性質。如Na、Mg、Al與水反應的速率由大到小的順序為Na＞Mg＞Al。

(2)條件因素(外因)：濃度、壓強、溫度、催化劑、固體反應物的表面積等。

增大反應物濃度，反應速率增大,反之減小。

對于有氣體參加的反應，增大壓強,反應速

率增大,反之減小。

升高溫度，反應速率增大,反之減小。

使用催化劑，能改變化學反應速率，且正、

逆反應速率的改變程度超圓。

反應物間的接觸面積、光輻射、放射線輻射、

超聲波等。

【注意事項】

(1)純液體、固體對化學反應速率的影響

①在化學反應中純液體和固態物質的濃度為常數，故不能用固態物質的變化來表示反應速率，但是固

態反應物顆粒的大小是影響反應速率的因素之一，如煤粉由于表面積大，燃燒就比煤塊快得多，還要

要注意水(液態)對溶液的稀釋作用。

②濃度的改變必須是真正參加反應離子的濃度，如酸堿中和反應影響速率的是H+、0H-濃度。

(2)壓強對化學反應速率的影響

壓強對速率的影響是通過改變體積而使濃度改變來實現的。對于氣體反應，有如下3種情況：

_、引起引起引起一…,

①恒溫時，壓縮體積----＞■壓強增大-----＞反應物濃度增大-----＞反應速率加快。

引起

②恒溫恒容：充入“惰性氣體”——＞總壓強增大，但各物質的濃度不變(活化分子濃度不變)，反應速

率不變。

弓I起弓I起弓I起

③恒溫恒壓：充入“惰性氣體”----＞體積增大-----＞各反應物濃度減小(活化分子濃度減小)-----＞反

應速率減慢。

(3)溫度對化學反應速率的影響

反應速率隨溫度的升高而逐漸加快。

(4)催化劑對化學反應速率的影響

對使用催化劑的反應，由于催化劑只有在適宜的溫度下活性最大，反應速率才能達到最大，故在許多

工業生產中溫度的選擇還需考慮催化劑的活性溫度范圍。

(5)外界條件對可逆反應的正、逆反應速率的影響方向是一致的，但影響程度不一定相同。

①當增大反應物濃度時，v正增大，v逆瞬間不變，隨后也增大；

②增大壓強，氣體分子數減小方向的反應速率變化程度大；

③對于反應前后氣體分子數不變的反應，改變壓強可以同等程度地改變正、逆反應速率；

11

④升高溫度，V正和V逆都增大，但吸熱反應方向的反應速率增大的程度大;

⑤使用催化劑，能同等程度地改變正、逆反應速率。

2、碰撞理論

(1)活化分子：能夠發生有效碰撞的分子，活化分子的能量較高。

(2)有效碰撞：活化分子之間能夠引發化學反應的碰撞。

(3)有效碰撞的兩個條件：一是具有較高能量的活化分子，二是碰撞有合理取向。

(4)活化能：活化分子的平均能量與所有分子的平均能量的差稱為活化能。

(5)活化分子、有效碰撞與反應速率的關系

'單位體積內分子總數增加，活化方

增大反應增大氣體壓強

物的濃度子數增加,活化分子百分數不變,(壓縮體積)，

撞概例*0(反應速率增大)

吸收能量降低活化能

’單位體積內分強數不變，活化石也使用催化劑)

升高反應

1

體系的溫度1子數增加,活化分子百分數增大------------>

\_________Z

【特別提醒】催化劑的“能與不能”

(1)催化劑只能加速熱力學上可能發生的反應，而不能加速熱力學上無法發生的反應，只有自發反應使

用催化劑才有作用，催化劑催反應方向無影響。

(2)催化劑只能加速反應趨于平衡，不能改變反應的平衡位置，也就是說不改變反應的限度，不影響K

反應的平衡轉化率和產率，能改變到達平衡的時間。

(3)催化劑選擇性地加快了目標反應的速率，從而提高了目標反應在眾多副反應中的比率，因為提高了

放反應物的利用率

(4)催化劑可以大幅度提高生產效率，催化劑不改變反應熱。

12

考點三、可逆反應

1、定義：在相同條件下，既能向正反應方向進行，同時又能向逆反應方向進行的化學反應，稱為可逆反

應。在可逆反應中使用“U”。

2、特點：三同一小一相反

(1)三同：a.相同條件下；b.正、逆反應同時進行；c.反應物與生成物同時存在。

(2)一小：任一組分的轉化率都小于100%。

(3)能量轉化類型相反：若正反應放熱，則逆反應吸熱。

3、常見的可逆反應：

高溫、高壓、催化劑

i

N2+3H2'2NH3,2SC>2+。2一2SO3,Cl2+H2O^HC1+HC1O,H2+I2F2HI,2NO2^N2O4

酯在酸性條件下的水解，弱電解質的電離，鹽類的水解等

【注意事項】

(1)可充電池的充電和放電不是可逆反應。

(2)氫氣和氧氣燃燒生成水和水電解成氫氣和氧氣也不是可逆反應。

(3)光合作用和呼吸作用也不是可逆反應。

13

考點四、化學平衡的建立

1、化學平衡的建立

71化學平衡7^化學平衡

逆正

CT-------------------------1CT--------------------------7

從正反應開始建立從逆反應開始建立

2、平衡特點

①逆：研究的對象是可逆反應。②等：化學平衡的條件是v正和v逆相等。③動：化學平衡是一種動態

平衡，此時反應并未停止。④定：當可逆反應達到平衡時，各組分的質量(或濃度)為一定值。⑤變：

若外界條件改變，平衡可能發生改變，并在新條件下建立新的平衡。

【解題指導】化學平衡的建立，既可以從正反應開始，也可以從逆反應開始，或者從正逆反應開始,

不論從哪個方向開始，物質都不能完全反應，利用極限法假設完全反應，可以計算出相應物質的濃度

變化量，實際變化量小于極限值。

3、化學平衡標志判斷

(1)逆向相等：速率必須是一個正反應速率，一個逆反應速率，且經過換算后同一物質的減少速率和生

成速率相等。

(2)變量不變：如果一個量是隨著反應進行而改變，當不變時為平衡狀態；一個隨反應的進行保持不變

的量，不能作為石頭達到平衡狀態的判斷依據。

⑶動態標志：VIE=V逆邦

舉例：mA(g)+nB(g)UpC(g)+qD(g)

①同種物質:同一物質的生成速率等于消耗速率。如在單位時間內消耗了mmolA,同時生成mmolA,

反應達到平衡狀態。

②不同物質：必須標明是“異向”的反應速率關系。mv(A)正=n(B)v逆時，反應達到平衡狀態。

【注意】VA：VB：vc：VD=m:ri:p：q,V正不一定等于V逆

(4)靜態標志：各種“量”不變

①各物質的質量、物質的量、體積、分壓、濃度等不變；

②各物質的百分含量(物質的量分數、質量分數、體積分數等)不變；

③變量不變

舉例mA(g)+wB(g)=pC(g)+qD(g)或wA(s)+?B(g)UpC(g)+qD(g)狀態

當氣體總質量一定時，平衡

總質量

(適用于有固體參加反應或固體生成的反應)

氣體總物質的量一定(其他條件一定)，平衡

總物質的量

(適用于m+n/p+q,nHp+q的反應,)

氣體總壓強一定(其他條件一定)，

總壓強平衡

(適用于m+nHp+q,nHp+q的反應,)

14

絕熱恒容條件下，總壓強一定(不受系數影響)平衡

混合氣體的平均

"「=]!1總/11總，當是一個隨反應變化的量時，"r一定

相對分子質量平衡

(%)

混合氣體的平均

P=Hb^/V,放P是一個隨反應變化的量時，p一定平衡

密度(p)

顏色含有有色物質的體系顏色不再變化平衡

對于吸熱或放熱反應，在絕熱條件下，如果體系溫度不變，反

溫度平衡

應達到平衡

15

考點五、化學平衡常數

1、表達式

對于反應：mA(g)+nB(g)UpC(g)+qD(g),

K=cP(Q'cq(D)(固體和純液體的濃度視為常數，通常不計入平衡常數表達式中)。

cm(A)cn(B)

【注意事項】

(1)稀水溶液中進行的反應，雖然H?0參與反應，但是HzO只作為溶劑，不能代入平衡常數表達式。

即)<(叫叫。)

如NH4C1+H20UNH3H2O+HC1的平衡常數表達式為K=。

c(NH4C1)

(2)H2O的狀態不是液態而是氣態時，則需要代入平衡常數表達式。

(3)非水溶劑中水要寫入平衡常數表達式中，例如：乙酸和乙醇反應生成乙酸乙酯的反應，水應當寫入

化學平衡常數表達式中。

2、意義及影響因素

(1)K值越大，反應物的轉化率越大，正反應進行的程度越大。

K<10T10-5?1()5>105

反應程度很難進行反應可逆反應可接近完全

(2)K只受溫度影響，與反應物或生成物的濃度變化無關。

(3)化學平衡常數是指某一具體反應的平衡常數。

(4)正、逆反應的平衡常數互為倒數；若方程式中各物質的化學計量數等倍擴大或縮小，盡管是同一反

應，平衡常數也會改變。

3、常見應用

(1)判斷正在進行的可逆反應是否達到平衡或反應進行的方向

對于可逆反應：mA(g)+nB(g)#pC(g)+qD(g),若濃度商Qc=型””，則將濃度商和平衡常數作

cm(A)-cn(B)

比較可判斷可逆反應所處的狀態。

Qc<K：反應向正反應方向進行，v正〉v逆

<Qc=K：反應處于化學平衡狀態，V正=丫逆

、Qc>K：反應向逆反應方向進行，V正〈V逆

(2)判斷可逆反應的熱效應

—K值增大一正反應為吸熱反應一K值增大一正反應為放熱反應

升高溫度一降低潟度一

'*一K值減小一正反應為放熱反應''工—K值減小->正反應為吸熱反應

4、化學平衡分壓常數

(1)氣體的分壓p(B)

相同溫度下,當某組分氣體B單獨存在且具有與混合氣體總體積相同體積時,該氣體B所具有的壓強，

稱為氣體B的分壓強，簡稱氣體B的分壓。符號為p(B),單位為Pa或kPa或MPa。某氣體的分壓p(B)

與總壓之比等于其物質的量分數：^2=^2=X(B)

pn

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(2)壓力平衡常數Kp(只受溫度影響)

一定溫度下，氣相反應：mA(g)+nB(g)UeC(g)+fD(g)達平衡時，氣態生成物分壓幕之積與氣態反應

物分壓黑之積的比值為一個常數，稱為該反應的壓力平衡常數，用符號Kp表示，Kp的表達式如下：

e

TZP(0-P。)

KP=--------------------------

pm(A)?pn(B)

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考點六、影響化學平衡的因素

1、化學平衡移動的原因與方向

(1)原因：反應條件改變，引起V正右逆。

(2)方向：①v正X逆時，平衡向正反應方向移動；②v正逆時，平衡向逆反應方向移動。

2、化學平衡移動的過程

原化學建立新化學

條件一平衡被破壞一段.

平衡狀態平衡狀態

改變時間后

［正?逆“‘正誕1靖逆

化學平衡移動

3、影響化學平衡移動的因素

若其他條件不變，改變下列條件對化學平衡的影響如下:

條件的改變(其他條件不變)化學平衡的移動

增大反應物濃度或減小生成物濃度向正反應方向移動

濃度

減小反應物濃度或增大生成物濃度向逆反應方向移動

增大

向氣體體積減小的方向移動

反應前后氣體壓強

分子數改變減小

壓強(對有氣體參加的反應)向氣體體積增大的方向移動

壓強

反應前后氣體改變

平衡不移動

分子數不變壓強

升高溫度向吸熱反應方向移動

溫度

降低溫度向放熱反應方向移動

催化劑使用催化劑平衡不移動

【注意事項】

(1)氣體反應中，改變固體或純液體的量，對化學平衡無影響

(2)同等程度地改變平衡反應混合物中各物質的濃度時，應視為壓強的影響。(參照壓強部分)

引起

(3)恒溫恒容：充入"惰性氣體"-----＞總壓強增大，但各物質的濃度不變(活化分子濃度不變)，反應

速率不變。

弓I起弓I起弓I起

(4)恒溫恒壓：充入"惰性氣體”—＞體積增大——＞各反應物濃度減小(活化分子濃度減小)——＞

反應速率減慢。

體系中?鬣

分的覆度月產.”行附早向不

傳小―Lta-jma-平桁向氣體體祝

(5)增大的力育??

5、平衡移動原理--勒夏特列原理

(1)內容：如果改變影響平衡的一個條件(如濃度、壓強或溫度等)，平衡就向能夠減弱這種改變的方向

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移動。

(2)適用的范圍：已達平衡的體系(如溶解平衡、化學平衡、電離平衡、水解平衡等)。

(3)勒夏特列原理中對“減弱這種改變”的解釋：外界條件改變使平衡發生移動的結果，是減弱對這種條件

的改變，而不是抵消這種改變，也就是說，外界因素對平衡體系的影響占主要方面。

(4)催化劑與化學平衡的關系：使用催化劑能同等程度地增大v正、v逆，因此，在一個可逆反應中使用

催化劑時，能縮短反應達到平衡時所需的時間，但由于v正仍等于v逆，所以，使用催化劑對化學平衡的移

動沒有影響，不能改變平衡混合物中各組分的百分比組成

6、化學平衡移動及其結果分析誤區

(1)平衡移動的結果只是減弱了外界條件的變化，而不能消除外界條件的變化。

(2)不要把v正增大與平衡向正反應方向移動等同起來，只有v正X逆時，才使平衡向正反應方向移動。

(3)對于縮小體積增大壓強，不管是否移動，各成分的濃度均增大，但增大的倍數可能不同也可能相同。

(4)不要把化學平衡向正反應方向移動與反應物轉化率的提高等同，當反應物總量不變時，化學平衡向

正反應方向移動，反應物的轉化率提高；當增大一種反應物的濃度，使化學平衡向正反應方向移動時，會

使另一種反應物的轉化率提高，而本身的轉化率降低。

7、平衡轉化率的判斷方法

判斷反應物轉化率的變化時，不要把平衡正向移動與反應物轉化率提高等同起來，要視具體情況而定。

常見有以下幾種情形：

反應類型條件的改變反應物轉化率的變化

恒容時只增加反

反應物A的轉化率減小，反應物B的轉化率增大

應物A的用量

恒溫恒壓條

反應物轉化率不變

件下

有多種反應物的可逆反應反應物A和B的轉化率

同等倍數地增大m+n>p+q

加A(g)+〃B(g)U/?C(g)+qD(g)均增大

(或減小)反應

恒溫恒容條反應物A和B的轉化率

物A、B的量m+n<p+q

件下均減小

反應物A和B的轉化率

m+n=p+q

均不變

恒溫恒壓條

反應物轉化率不變

件下

只有一種反應物的可逆反增加反應物A的m>n+p反應物A的轉化率增大

應mA(g)^?B(g)+pC(g)用量恒溫恒容條m<n+p反應物A的轉化率減小

件下反應物A和B的轉化率

m=n+p

不變

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考點七、速率平衡圖像

1、基礎v-t圖像

(1)濃度對化學平衡的影響，以合成氨反應為例：N2(g)+3H2(g)^2NH3(g)AH<0

改變條件C(N2)增大