1、d46a5cf14667c83203d23f6f84703bbe.pdf 1高中化学知识点规律大全（一）化学反应与能量1氧化还原反应氧化还原反应 有电子转移(包括电子的得失和共用电子对的偏移)或有元素化合价升降的反应如2Na+ C122NaCl(有电子得失)、H 2+ C122HCl(有电子对偏移) 等反应均属氧化还原反应。氧化还原反应的本质是电子转移(电子得失或电子对偏移)。氧化还原反应的特征 在反应前后有元素的化合价发生变化根据氧化还原反应的反应特征可判断一个反应是否为氧化还原反应某一化学反应中有元素的化合价发生变化，则该反应为氧化还原反应，否则为非氧化还原反应。氧化剂与还原剂概 念 含
2、义 概 念 含 义氧化剂 反应后所含元素化合价降低的反应物 还原剂 反应后所含元素化合价升高的反应物被氧化 还原剂在反应时化合价升高的过程 被还原 氧化剂在反应时化合价降低的过程氧化性 氧化剂具有的夺电子的能力 还原性 还原剂具有的失电子的能力氧化反应 元素在反应过程中化合价升高的反应 还原反应 元素在反应过程中化合价降低的反应氧化产物 还原剂在反应时化合价升高后得到的产物 还原产物 氧化剂在反应时化合价降低后得到的产物氧化剂与还原剂的相互关系氧化还原反应与四种基本反应类型的关系 如右图所示由图可知：置换反应都是氧化还原反应；复分解反应都不是氧化还原反应，化合反应、分解反应不一定是氧化还原反应
3、氧化还原反应中电子转移的方向、数目的表示方法(1)单线桥法表示在反应过程中反应物里元素原子间电子转移的数目和方向用带箭头的连线从化合价升高的元素开始，指向化合价降低的元素，再在连线上方标出电子转移的数目在单线桥法中，箭头的指向已经表明了电子转移的方向，因此不能再在线桥上写“得” 、 “失”字样(2)双线桥法表示在反应物与生成物里，同一元素原子在反应前后电子转移的数目和方向在氧化剂与还原产物、还原剂与氧化产物之间分别用带箭头的连线从反应前的有关元素指向反应后的该种元素，并在两条线的上、下方分别写出“得” 、 “失”电子及数目例如：2离子反应离子反应 有离子参加或有离子生成的反应，都称为离子反应离
4、子反应的本质、类型和发生的条件：d46a5cf14667c83203d23f6f84703bbe.pdf 2(1)离子反应的本质：反应物中某种离子的浓度减小(2)离子反应的主要类型及其发生的条件：离子互换(复分解)反应具备下列条件之一就可以使反应朝着离子浓度减小的方向进行，即离子反应就会发生a生成难溶于水的物质如：Cu 2 + 2OH Cu(OH) 2注意：当有关离子浓度足够大时，生成微溶物的离子反应也能发生如：2Ag + SO42Ag 2SO4 Ca2 + 2OH Ca(OH) 2或者由微溶物生成难溶物的反应也能生成如当石灰乳与 Na2CO3 溶液混合时，发生反应：Ca(OH)2 + CO3
5、2CaCO 3+ 2OH b生成难电离的物质(即弱电解质 )如：H + OH H 2O H + CH3COO CH 3COOHc生成挥发性物质( 即气体)如： CO32 + 2H CO 2+ H 2O NH4 + OH NH3+ H 2O离子间的氧化还原反应由强氧化剂与强还原剂反应，生成弱氧化剂和弱还原剂，即反应朝着氧化性、还原性减弱的方向进行例如： Fe + Cu2 Fe 2 + Cu Cl2 + 2Br 2C1 + Br2 2MnO4 + 16H + 10C1 2Mn 2 + 5C12+ 8H2O书写离子方程式时应注意的问题：(1)电解质在非电离条件下(不是在水溶液中或熔融状态 )，虽然也
6、有离子参加反应，但不能写成离子方程式，因为此时这些离子并没有发生电离如 NH4Cl 固体与 Ca(OH)2 固体混合加热制取氨气的反应、浓 H2SO4 与固体(如 NaCl、Cu 等)的反应等，都不能写成离子方程式相反，在某些化学方程式中，虽然其反应物不是电解质或强电解质，没有大量离子参加反应，但反应后产生了大量离子，因此，仍可写成离子方程式如 Na、Na 2O、Na 2O2、SO 3、Cl 2 等与 H2O 的反应(2)多元弱酸的酸式盐，若易溶于水，则成盐的阳离子和酸根离子可拆开写成离子的形式，而酸根中的 H 与正盐阴离子不能拆开写例如 NaHS、Ca(HCO 3)2 等，只能分别写成 Na
7、 、HS 和Ca2 、 HCO3 等酸式酸根的形式(3)对于微溶于水的物质，要分为两种情况来处理：当作反应物时？，微溶物要保留化学式的形式，不能拆开当作反应物时，若为澄清的稀溶液，应改写为离子形式，如澄清石灰水等；若为浊液或固体，要保留化学式的形式而不能拆开，如石灰乳、熟石灰等(4)若反应物之间由于物质的量之比不同而发生不同的反应，即反应物之间可发生不止一个反应时，要考虑反应物之间物质的量之比不同，相应的离子方程式也不同例如，向 NaOH 溶液中不断通入 CO2 气体至过量，有关反应的离子方程式依次为： CO2+ 2OHCO 32+ H2O（CO 2 适量） CO2+ OHHCO 3（CO 2
8、 足量）在溶液中离子能否大量共存的判断方法：几种离子在溶液中能否大量共存，实质上就是看它们之间是否发生反应若离子间不发生反应，就能大量共存；否则就不能大量共存离子间若发生下列反应之一，就不能大量共存(1)生成难溶物或微溶物如 Ca2 与 CO32 、SO 42 、OH ；Ag 与 C1 、Br 、I 、SO 32 ，等等(2)生成气体如 NH4 与 OH ；H 与 HCO3 、CO 32 、S 2 、HS 、SO 32 、HSO 3 等(3)生成难电离物质(弱酸、弱碱、水 )如 H 与 C1O 、F 、CH 3COO 生成弱酸；OH 与 NH4 、A13 、Fe 3 、Fe 2 、Cu 2 等
9、生成弱碱；H 与 OH 生成 H2O(4)发生氧化还原反应具有氧化性的离子( 如 MnO4 、ClO 、Fe 3 等)与具有还原性的离子( 如S2 、I 、SO 32 、Fe 2 等) 不能共存应注意的是，有些离子在碱性或中性溶液中可大量共存，但在酸性条件下则不能大量共存，如 SO32 与 S2 ，NO 3 与 I 、S 2 、SO 32 、Fe 2 等*(5)形成配合物如 Fe3 与 SCN 因反应生成 Fe(SCN)3 而不能大量共存*(6)弱酸根阴离子与弱碱阳离子因易发生双水解反应而不能大量共存，例如 Al3 与d46a5cf14667c83203d23f6f84703bbe.pdf 3
10、HCO3 、CO 32 、A1O 2 等说明： 在涉及判断离子在溶液中能否大量共存的问题时，要注意题目中附加的限定性条件：无色透明的溶液中，不能存在有色离子，如 Cu2 (蓝色)、Fe 3 (黄色)、Fe 2 (浅绿色) 、MnO 4 (紫色)在强酸性溶液中，与 H 起反应的离子不能大量共存在强碱性溶液中，与 OH 起反应的离子不能大量共存离子方程式的书写步骤(1)“写”：写出完整的化学方程式(2)“拆”：将化学方程式中易溶于水、易电离的物质( 强酸、强碱、可溶性盐)拆开改写为离子形式；而难溶于水的物质(难溶性盐、难溶性碱 )、难电离的物质 (水、弱酸、弱碱)、氧化物、气体等仍用化学式表示(3
11、)“删”：将方程式两边相同的离子( 包括个数)删去，并使各微粒符号前保持最简单的整数比(4)“查”：检查方程式中各元素的原子个数和电荷总数是否左右相等复分解反应类型离子反应发生的条件复分解反应总是朝着溶液中自由移动的离子数目减少的方向进行具体表现为：(1)生成难溶于水的物质如：Ba 2 + SO42 BaSO 4(2)生成难电离的物质(水、弱酸、弱碱 )如 H + OH H2O(3)生成气体如：CO 32 + 2H CO 2+ H 2O3化学反应中的能量变化放热反应 放出热量的化学反应在放热反应中，反应物的总能量大于生成物的总能量：反应物的总能量生成物的总能量 + 热量 + 其他形式的能量放热
12、反应可以看成是“贮存”在反应物内部的能量转化并释放为热能及其他形式的能量的反应过程吸热反应 吸收热量的化学反应在吸热反应中，反应物的总能量小于生成物的总能量：生成物的总能量反应物的总能量 + 热量 + 其他形式的能量吸热反应也可以看成是热能及其他形式的能量转化并“贮存”为生成物内部能量的反应过程*反应热(1)反应热的概念：在化学反应过程中，放出或吸收的热量，统称为反应热反应热用符号H 表示，单位一般采用 kJmol1 (2)反应热与反应物、生成物的键能关系：H 生成物键能的总和 反应物键能的总和(3)放热反应与吸热反应的比较反应热 放热反应 吸热反应含义反应物所具有的总能量大于生成物所具有的总
13、能量，反应物转化为生成物时放出热量反应物所具有的总能量小于生成物所具有的总能量，反应物转化为生成物时吸收热量反应本身的能量变化反应放出热量后使反应本身的能量降低反应吸收热量后使反应本身的能量升高表示符号或 H值 “” H0 “+” H0说明：放热反应和吸热反应过程中的能量变化示意图如图 312 所示d46a5cf14667c83203d23f6f84703bbe.pdf 4热化学方程式(1)热化学方程式的概念：表明反应所放出或吸收热量的化学方程式，叫做热化学方程式(2)书写热化学方程式时应注意的问题：需注明反应的温度和压强因为反应的温度和压强不同时，其H 也不同若不注明时，则是指在 101kP
14、a 和 25时的数据反应物、生成物的聚集状态要注明同一化学反应，若物质的聚集状态不同，则反应热就不同例如：H2(g) + 1/2O2(g)H 2O(g) H241.8kJmol 1H2(g) + 1/2O2(g)H 2O(l) H285.8kJmol 1比较上述两个反应可知，由 H2 与 O2 反应生成 1 mol H2O(l)比生成 1 mol H2O(g)多放出 44 kJmol1的热量反应热写在化学方程式的右边放热时H 用“” ，吸热时H 用“” 例如： H2(g) + 1/2O2(g)H 2O(g) 241.8kJmol 1热化学方程式中各物质前的化学计量数不表示分子个数，而只表示物质
15、的量(mol)，因此，它可用分数表示对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，其H 也不同例如：2H2(g) + O2(g) 2H2O(g) H l483.6 kJmol 1H2(g) + 1/2O2(g)H 2O(g) H 2241.8kJmol 1显然，H l2H 2*盖斯定律 对于任何一个化学反应，不管是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的也就是说，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，则各步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热是相同的*4燃烧热和中和热燃烧热 中和热定义 在 101 kPa 时
16、， 1 mol 物质完全燃烧生成稳定的氧化物所放出热量 在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1 mol H2O 时所放出的热量热化学方程式中的表示形式以燃烧 1mol 物质为标准来配平其余物质的化学计量数物质的化学计量数平其余物质的化学计量数注意点“完全燃烧”包含两个方面的意思：燃烧的物质全部燃烧完；生成稳定氧化物，如 C 完全燃烧生成 CO2，S 完全燃烧生成 SO2；等等当强酸与强碱在稀溶液中发生中和反应时，1 molH 与 1 molOH 发生反应生成 1 molH2O，都放出 573kJ 的热量即：H (aq) + OH (aq)H 2O(1) H57.3 kJmol 1说明利用燃烧热
17、可以计算物质在燃烧过程中所放出的热量当强酸与弱碱或弱酸与强碱或弱酸与弱碱发生中和反应时，因生成的盐会发生水解而吸热，故此时中和热要小于 57.3 kJmol1d46a5cf14667c83203d23f6f84703bbe.pdf 5高中化学知识点规律大全（二）化学反应速率和化学平衡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的减少或生成物浓度的增加来表示单位有 molL1 min1 或 molL1 s1(2)计算公式：某物质 X 的化学反应速率： ） ）或时 间 变 化 量 （ ）的 浓 度 变 化 量 （
18、min)( 1solX注意 化学反应速率的单位是由浓度的单位(molL 1 )和时间的单位(s、min 或 h)决定的，可以是molL1 s1 、molL 1 min1 或 molL1 h1 ，在计算时要注意保持时间单位的一致性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 Dm npq或： pnm化学反应速率不取负值而只取正值 在整个反应过程中，反应不是以同样的速率进行的，因
19、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 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 对化学反应速率的影响 说明或举例d46a5cf14
20、667c83203d23f6f84703bbe.pdf 6反应物本身的性质不同的化学反应有不同的反应速率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)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压 强温度一定时，对于有气体参加的反应，增大(减小)压强，反应速率增大(减小)改
21、变压强，实际是改变气体的体积，使气体的浓度改变，从而使反应速率改变改变压强，不影响液体或固体之间的反应速率温 度 升高(降低) 反应温度，反应速率增大(减小)通常每升高 10，反应速率增大到原来的 24 倍升温，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
22、多光、反应物颗粒的大小等将反应混合物进行光照、将块状固体粉碎等均能增大化学反应速率AgBr、HClO、浓 HNO3 等见光分解加快，与盐酸反应时，大理石粉比大理石块的反应更剧烈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“ ”表示可逆反应 向生成物方向进行的反应叫正反应；向反应物方向进行的反应叫逆反应在同一条件下，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，叫做可逆反应说明 (1)判断一个反应是否是可逆反应，必须满足两个条件：在同一条件下；正、逆反应同时进行如
23、 H2 + I2 2HI，生成的 HI 在持续加热的条件下同时分解，故该反应为可逆反应而如：2H2 + O2 2H2O 2H2O 2H2+ O 2 这两个反应就不是可逆反应(2)在化学方程式中，用可逆符号“ ”表示可逆反应说明 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 + H2Ob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：CaCO 3 CaO + CO2；若在密闭容器进行时，则反应是可逆的，其反应
24、的化学方程式应写为：CaCO 3 CaO + CO2d46a5cf14667c83203d23f6f84703bbe.pdf 7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 正 最大而 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
25、大，则 正 越来越小而 逆 越来越大当反应进行到某一时刻， 正 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：“动”：化学平衡是动态平衡，正反应和逆反应仍在继续进行，即 正 逆 0“等”：达平衡状态时， 正 逆 ，这是一个可逆反应达平衡的本质 正 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“定”：达平
26、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) “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 正 仍等于
27、 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
28、态如在恒温、恒压时，对于可逆反应：N 2 + 3H2 2NH3，在下列起始量不同情况下达到的是同一平衡状态N2 H2 NH3A 1 mol 3 mol 0B 0.5 mol 1.5 mol 0C 0 0 2 molD 1 mol 3 mol 2 molc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：H 2(g) + I2(g) 2HI(g)等判断化学平衡状态的依据 d46a5cf14667c83203d23f6f84703bbe.pdf 8mA(g) + nB(g) pC(g)
29、+ qD(g)各组分的物质的量或各组分的摩尔分数一定 达平衡状态各组分的质量或各组分的质量分数一定 达平衡状态各组分的体积或体积分数一定 达平衡状态反应混合物中各组分的含量总体积、总压强或总物质的量一定 不一定达平衡状态单位时间内消耗 m mol A，同时生成 m mol A， 达平衡状态单位时间内消耗 m mol A（或 n mol B） ，同时消耗 p mol C（或 q mol D） ，既 正 逆 达平衡状态 )( B )( m npq，此时 正 不一定等于 逆不一定达平衡状态 正 与 逆 的关系单位时间内生成了 p mol C（或 q mol D）同时消耗了 m mol A（或 n m
30、ol B） ，此时均指 正不一定达平衡状态m+np+q 时，总压强一定 达平衡状态压 强m+np+q 时，总压强一定 不一定达平衡状态当 m+np+q 时，Mr 一定 达平衡状态混合气体的平均相对分子质量 Mr 当 m+np+q 时，Mr 一定 不一定达平衡状态混合气体的密度 恒温、恒压或恒温、恒容时，密度一定 不一定达平衡状态化学平衡常数 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
31、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： nmqpBcADCK)(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 3Fe(s) + H2O(g)的平衡常数表达式为： 42)(HcOK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：Kc(CO
32、2)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 + 3H2 2NH3 )()(2321NcH2NH3 N2 + 3H2 3221N2 + H2 NH3 2/32/1)()(cKd46a5cf14667c83203d23f6f84703bbe.pdf 9显然，K 1、K 2、K 3 具有如下关系： 12K， 2/13)(2)平衡常数 K 值的特征：K 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K 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
33、，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：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： QBcADCnmqp)(当
34、 QK 时，体系达平衡状态；当 QK，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 QK 时，则反应自右向左(逆反应方向) 进行，直至到达平衡状态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 10-指 定 反 应 物 的 起 始 量指 定 反 应 物 的 平 衡 量指 定 反 应 物 的 起 始
35、量 10指 定 反 应 物 的 起 始 量消 耗 量指 定 反 应 物 达 平 衡 时 的 说明 计算式中反应物各个量的单位可以是 molL1 ”、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 正 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 正 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
36、移动说明 (1)若条件的改变使 正 逆 ，则平衡向正反应方向移动；若条件的改变使 正 逆 ，则平衡向逆反应方向移动但若条件改变时， 正 仍然等于 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：新的平衡状态的 正 或 逆 与原平衡状态的 正 或 逆 不同；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
37、(即向生成物方向移动) ；若减少反应物d46a5cf14667c83203d23f6f84703bbe.pdf 10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) 特殊性：对于气体与固体或固体与固体之间的反应，由于固体的浓度可认为是常数，因此改变固体的量平衡不发生移动如反应 C(s) + H2O(g) CO(g) + H2(g)达平衡状态后，再加入焦炭的量，平衡不发生移动说明 浓度对化学平衡的影响，可用化学反应速率与浓度的关系来说明对于一个已达平衡状态的可逆反应， 正 逆 若增大反应物的浓度，则 正 增大，而， 逆 增大得较慢，使平衡向正反应方向移动如果减小生成物的浓度，这
38、时虽然， 正 并未增大，但 逆 减小了，同样也使，正 逆 ，使平衡向正反应方向移动同理可分析出：增大生成物的浓度或减小反应物的浓度时，平衡向逆反应方向移动在生产上，往往采用增大容易取得的或成本较低的反应物浓度的方法，使成本较高的原料得到充分利用例如，在硫酸工业里，常用过量的空气使 SO2 充分氧化，以生成更多的 SO3(2)压强对化学平衡的影响一般规律：对于有气体参加且反应前后气体体积不相等的可逆反应，在其他条件不变的情况下，若增大压强(即相当于缩小容器的体积) ，则平衡向气体总体积减小的方向移动，若减小压强(即增大容器的体积 )，则平衡向气体总体积增大的方向移动特殊性：对于反应前后气体总体积
39、相等的可逆反应达平衡后，改变压强，平衡不发生移动，但气体的浓度发生改变例如可逆反应 H2(g) + I2(g) 2HI(g)达平衡后，若加大压强，平衡不会发生移动，但由于容器体积减小，使平衡混合气各组分的浓度增大，气体的颜色加深(碘蒸气为紫红色)对于非气态反应(即无气体参加和生成的反应 )，改变压强，此时固、液体的浓度未改变，平衡不发生移动。恒温、恒容时充入不参与反应的气体，此时虽然容器内的压强增大了，但平衡混合气中各组分的浓度并未改变，所以平衡不移动说明 压强对平衡的影响实际上是通过改变容器的容积，使反应混合物的浓度改变，造成 正 逆 。而使平衡发生移动因此，有时虽然压强改变了，但 正 仍等
40、于 正 ，则平衡不会移动对于有气体参加且反应前后气体体积不相等的可逆反应，增大压强， 正 、 逆 都会增大，减小压强， 正 、 逆 都会减小，但由于 正 、 逆 增大或减小的倍数不相同，从而导致平衡发生移动例如，可逆反应 N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)在一定温度和压强下达到平衡后，其平衡常数 K为：)()(2321cHK若将压强增至原来的 2 倍，则各组分的浓度增至原来的 2 倍此时：)()(41)()( 232232 NcHNc由于在一定温度下，K 值为常数，要使上式的值仍等于 K，则必须使 c(NH3)增大、c(N 2)和 c(H2)减小，即平衡向合成 NH3 的方向(正反应
41、方向) 移动对于反应前后气体总体积相等的可逆反应，改变压强， 正 与 逆 的变化程度相同， 正 仍然等于 逆 。 ，故平衡不发生移动例如，可逆反应 H2(g) + I2(g) 2HI(g)在一定温度和压强下达到平衡后，其平衡常数 K 为： )(221Ic若将压强增至原来的 2 倍，则各组分的浓度增至原来的 2 倍此时：KIcHIcHc )()()(2 22322上式的值仍与 K 值相等，即平衡不发生移动(3)温度对化学平衡的影响一般规律：当其他条件不变时，升高温度，使平衡向吸热方向移动；降低温度，则使平衡向放热反应方向移动说明 化学反应过程均有热效应对于一个可逆反应来说，如果正反应是放热反应，则逆反应必为吸热反应
