化学反应速率与平衡复习

篇1：化学反应速率与平衡复习

　　考点1 化学反应速率

　　1.化学反应速率基本概念

　　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。常用单位为mol·(L·s)-1或mol·(L·min)-1

　　说明：

　　(1)固体、纯液体在反应中可视为浓度不变，故一般不用固体或纯液体表示反应速率。

　　(2)反应速率一般是指某段时间内的平均速率，非即时速率，不能为负数。（马上点标题下蓝字"高中化学"关注可获取更多学习方法、干货！）

　　2.化学反应速率的规律

　　同一反应，用不同物质表示的速率之比，等于化学方程式中化学计量数之比。

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　　近几年的高考题，在涉及化学反应速率的知识点时，主要是利用化学反应速率的规律，完成下述要求：

　　1.在一个反应中，由一种物质的反应速率，换算为其他物质的反应速率。

　　2.比较同一反应在不同的条件下，用不同物质表示的反应速率的相对大小。

　　3.由速率之比写出有关方程式

　　现举例说明如下：

　　考点2影响化学反应速率的因素

　　1.内在因素(主要因素)

　　反应物的性质

　　2.外在因素

　　(1)浓度：在其他条件不变时，增大反应物的浓度，化学反应速率增大。由于固体、纯液体在反应中可视为浓度不变，故增加其量并不能改变反应速率。

　　(2)温度：在其他条件不变时，升高温度，化学反应速率增大。

　　(3)压强：在其他条件不变时，对于有气体参加的反应，增大压强，化学反应速率增大。

　　(4)催化剂：在其他条件不变时，加入催化剂，化学反应速率增大。

　　(5)其他：光、电磁波、反应物颗粒的大小等也会影响反应速率。

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　　1.压强对速率的影响，是通过改变气体的浓度来实现的，故一般意义上的增大压强是指压缩气体的体积。对于气体反应体系要注意以下几个问题。

　　2.化学反应速率与化学平衡的关系

　　(1)改变温度，对吸热反应速率的影响，总是超过对放热反应速率的影响：当升高温度时，吸热反应速率增大的倍数＞放热反应速率增大的倍数，故升温化学平衡向吸热方向移动；当降低温度时，吸热反应速率减小的倍数＞放热反应速率减小的倍数，故降温化学平衡向放热方向移动。

　　(2)对有气体参加的化学反应，改变压强，对气体体积之和大的一侧的反应速率的影响，总是超过对气体体积之和小的一侧的反应速率的影响：当增大压强时，气体体积之和大的一侧的反应速率增大的倍数＞气体体积之和小的一侧的反应速率增大的倍数，故加压化学平衡向气体体积之和小的一侧移动；当减小压强时，气体体积之和大的一侧的反应速率减小的倍数＞气体体积之和小的一侧的反应速率减少的倍数，故减压化学平衡向气体体积之和大的一侧移动。

　　(3)使用催化剂，正、逆反应速率增加或减小的倍数相同，故化学平衡不移动。

　　3.化学知识点多，而理综试卷化学高考题的题量较少，所以化学高考题每一道题涉及的知识点都比较多。综合考虑各种因素对反应速率的影响进行命题，符合这一命题趋势。

　　考点3化学平衡

　　1.概念：

　　在一定条件下的可逆反应里，正反应和逆反应的速率相等，反应混合物中各组成成分的含量保持不变的状态叫化学平衡状态。

　　2.特点：

　　“等”——处于密闭体系的可逆反应，化学平衡状态建立的条件是正反应速率和逆反应速率相等。即v(正)=v(逆)≠O。这是可逆反应达到平衡状态的重要标志。

　　“定”——当一定条件下可逆反应一旦达平衡(可逆反应进行到最大的程度)状态时，在平衡体系的混合物中，各组成成分的含量(即反应物与生成物的物质的量，物质的量浓度，质量分数，体积分数等)保持一定而不变(即不随时间的改变而改变)。这是判断体系是否处于化学平衡状态的重要依据。

　　“动”——指定化学反应已达化学平衡状态时，反应并没有停止，实际上正反应与逆反应始终在进行，且正反应速率等于逆反应速率，所以化学平衡状态是动态平衡状态。

　　“变”——任何化学平衡状态均是暂时的、相对的、有条件的(与浓度、压强、温度等有关)。而与达平衡的过程无关(化学平衡状态既可从正反应方向开始达平衡，也可以从逆反应方向开始达平衡)。当外界条件变化时，原来的化学平衡即被打破，在新的条件不再改变时，在新的条件下建立起新的化学平衡。新平衡时正、逆反应速率，各组成成分的含量均与原平衡不同。

　　3.化学平衡常数

　　考点4平衡移动原理

　　如果改变影响平衡的一个条件(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。它是浓度、压强和温度等外界条件对平衡移动影响的概括和总结，只适用于已经达到平衡状态的可逆反应，未处于平衡状态的体系不能用此原理分析，但它也适用于其他动态平衡体系，如溶解平衡、电离平衡和水解平衡等。催化剂能够同等程度地增加正反应速率和逆反应速率，因此它对化学平衡的移动没有影响。

　　考点5有关化学平衡的基本计算

　　(1)物质浓度的变化关系

　　反应物：平衡浓度＝起始浓度－转化浓度

　　生成物：平衡浓度＝起始浓度+转化浓度

　　其中，各物质的转化浓度之比等于它们在化学方程式中物质的计量数之比。

　　(5)化学平衡计算的关键是准确掌握相关的基本概念及它们相互之间的关系。化学平衡的计算步骤，通常是先写出有关的化学方程式，列出反应起始时或平衡时有关物质的浓度或物质的量，然后再通过相关的转换，分别求出其他物质的浓度或物质的量和转化率。概括为：建立解题模式、确立平衡状态方程。说明：

　　①反应起始时，反应物和生成物可能同时存在；

　　②由于起始浓度是人为控制的，故不同的物质起始浓度不一定是化学计量数比，若反应物起始浓度呈现计量数比，则隐含反应物转化率相等，且平衡时反应物的浓度成计量数比的条件。

　　③起始浓度，平衡浓度不一定呈现计量数比，但物质之间是按计量数反应和生成的，故各物质的浓度变化一定成计量数比，这是计算的关键。

　　考点6化学反应速率&化学平衡图像分析

　　首先要看清楚横轴和纵轴意义(特别是纵轴。表示转化率和表示反应物的百分含量情况就完全相反)以及曲线本身属等温线还是等压线(当有多余曲线及两个以上条件时，要注意“定一议二”)；然后找出曲线上的特殊点，并理解其含义(如“先拐先平”)；再根据纵轴随横轴的变化情况，判定曲线正确走势，以淘汰错误的选项。具体情况如下：

　　（1）对于化学反应速率的有关图像问题，可按以下的方法进行分析：

　　①认清坐标系，搞清纵、横坐标所代表的意义，并与有关的原理挂钩。

　　②看清起点，分清反应物、生成物，浓度减小的是反应物，浓度增大的是生成物一般生成物多数以原点为起点。

　　③抓住变化趋势，分清正、逆反应，吸、放热反应。升高温度时，v(吸)>v(放)，在速率-时间图上，要注意看清曲线是连续的还是跳跃的，分清渐变和突变，大变和小变。例如，升高温度，v(吸)大增，v(放)小增，增大反应物浓度，v(正)突变，v(逆)渐变。

　　④注意终点。例如在浓度-时间图上，一定要看清终点时反应物的消耗量、生成物的增加量，并结合有关原理进行推理判断。

　　（2）对于化学平衡的有关图像问题，可按以下的方法进行分析：

　　①认清坐标系，搞清纵、横坐标所代表的意义，并与勒夏特列原理挂钩。

　　②紧扣可逆反应的特征，搞清正反应方向是吸热还是放热，体积增大还是减小、不变，有无固体、纯液体物质参加或生成等。

　　③看清速率的变化及变化量的大小，在条件与变化之间搭桥。

　　④看清起点、拐点、终点，看清曲线的变化趋势。

　　⑤先拐先平。例如，在转化率-时间图上，先出现拐点的曲线先达到平衡，此时逆向推理可得该变化的温度高、浓度大、压强高。

　　⑥定一议二。当图像中有三个量时，先确定一个量不变再讨论另外两个量的关系。

　　特别提醒：

　　1．等效平衡：在两种不同的初始状态下，同一个可逆反应在一定条件(定温、定容或定温、定压)下分别达到平衡时，各组成成分的物质的量(或体积)分数相等的状态。在恒温恒容条件下，建立等效平衡的一般条件是：反应物投料量相当；在恒温恒压条件下，建立等效平衡的条件是：相同反应物的投料比相等。

　　2．平衡移动的思维基点

　　(1)“先同后变”，进行判断时，可设置相同的平衡状态(参照标准)，再根据题设条件观察变化的趋势；

　　(2)“不为零原则”，对于可逆反应而言，无论改变任何外部条件，都不可能使其平衡体系中的任何物质浓度变化到零。

篇2：化学反应速率与平衡复习

化学反应速率知识点总结

⑴定义：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化

⑵表示方法：单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示

⑶计算公式：v=Δc/Δt(υ：平均速率，Δc：浓度变化，Δt：时间)单位：mol/(L·s)

⑷影响因素：

①决定因素(内因)：反应物的性质(决定因素)

②条件因素(外因)：反应所处的条件

外因对化学反应速率影响的变化规律

条件变化 活化分子的量的变化 反应速率的变化

反应物的浓度 增大 单位体积里的总数目增多，百分数不变 增大

减小 单位体积里的总数目减少，百分数不变 减小

气体反应物的压强 增大 单位体积里的总数目增多，百分数不变 增大

减小 单位体积里的总数目减少，百分数不变 减小

反应物的温度 升高 百分数增大，单位体积里的总数目增多 增大

降低 百分数减少，单位体积里的总数目减少 减小

反应物的催化剂 使用 百分数剧增，单位体积里的总数目剧增 剧增

撤去 百分数剧减，单位体积里的总数目剧减 剧减

其他 光、电磁波超声波、固体反应物颗粒的大小溶剂等 有影响

注意：

(1)参加反应的物质为固体和液体，由于压强的变化对浓度几乎无影响，可以认为反应速率不变。

(2)惰性气体对于速率的影响

①恒温恒容时：充入惰性气体→总压增大，但是各分压不变，各物质浓度不变→反应速率不变

②恒温恒体时：充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢

化学平衡知识点总结

1、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，更组成成分浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡”，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。

2、化学平衡的特征

逆(研究前提是可逆反应)

等(同一物质的正逆反应速率相等)

动(动态平衡)

定(各物质的浓度与质量分数恒定)

变(条件改变，平衡发生变化)

3、判断平衡的依据

判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据

4、影响化学平衡移动的因素

(一)浓度对化学平衡移动的影响

(1)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少生成物的浓度，都可以使平衡向正方向移动;增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向逆方向移动

(2)增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡不移动

(3)在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应物浓度减小，生成物浓度也减小，V正减小，V逆也减小，但是减小的程度不同，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。

(二)温度对化学平衡移动的影响

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方向移动，温度降低会使化学平衡向着放热反应方向移动。

(三)压强对化学平衡移动的影响

影响规律：其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着体积缩小方向移动;减小压强，会使平衡向着体积增大方向移动。

注意：

(1)改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动

(2)气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似

(四)催化剂对化学平衡的影响：

由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的，所以平衡不移动。但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的_时间_。

(五)勒夏特列原理(平衡移动原理)：

如果改变影响平衡的条件之一(如温

度，压强，浓度)，平衡向着能够减弱这种改变的方向移动。

5、化学平衡常数

(一)定义：

在一定温度下，当一个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比值。符号：K

(二)使用化学平衡常数K应注意的问题：

1、表达式中各物质的浓度是变化的浓度，不是起始浓度也不是物质的量。

2、K只与温度(T)关，与反应物或生成物的浓度无关。

3、反应物或生产物中有固体或纯液体存在时，由于其浓度是固定不变的，可以看做是“1”而不代入公式。

4、稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度不必写在平衡关系式中。

(三)化学平衡常数K的应用:

1、化学平衡常数值的大小是可逆反应进行程度的标志。K值越大，说明平衡时生成物的浓度越大，它的正向反应进行的程度越大，即该反应进行得越完全，反应物转化率越高。反之，则相反。

2、可以利用K值做标准，判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行建立平衡。(Q：浓度积)Q〈K：反应向正反应方向进行;Q=K：反应处于平衡状态;Q〉K：反应向逆反应方向进行。

3、利用K值可判断反应的热效应

若温度升高，K值增大，则正反应为吸热反应若温度升高，K值减小，则正反应为放热反应。

篇3：化学反应速率与平衡复习

化学平衡是指在宏观条件一定的可逆反应中，化学反应正逆反应速率相等，反应物和生成物各组分浓度不再改变的状态，下面是

-高考化学复习知识点，希望考生认真学习。

着重掌握以下问题：

①计算反应速率，②反应速率的图示分析，③平衡状态，④平衡标志，⑤平衡移动，⑥平衡图像分析。其中等效平衡的比较、判断及应用化学方法对化学平衡原理进行理沦分析是针对考生思维能力要求较高的试题。

学习本单元应突出以下重点：①一个原理(勒沙特列原理)，一个关键(变化浓度一用于有关化学平衡的训算)，一个应用(化学反应速率和勒沙特列理论的应用)。②两种条件。影响反应速率的条件(温度、浓度、压强、催化剂);影响化学平衡的条件(温度、浓度、压强)。⑧三个概念，三个目的。(化学反应速率研究反应快慢;化学平衡研究反应完成程度;平衡移动研究平衡改变的方向)

学习本单元需要注意分清改变压强后，平衡混合气体的颜色变化是由于平衡移动引起的(如2NO2N204)，还是由于平衡不移动，但是体积变化导致了浓度变化而引起的(如H2(g)+I2(g)2HI(g))。

要掌握增加反应物的量和浓度，对平衡转化率的影响。

T、V恒定，增人任一反应物的量和浓度，都可使平衡向正反应方向移动，但是反应物的转化率的变化却不尽相同，具体分析为：

本专题为历年高考热点。题型变化趋势是将pII的定性比较与定量计算相结合。这类试题考查的知识而广，思考容量大，要求平时学习要扎实，掌握双基知识要牢固，解答问题的思路要清晰。

(1)学会举一反三

如电解质和非电解质必须是化合物;电解质不一定导电，导电物质不一定是电解质;非电解质不导电，但不导电的物质不一定是非电解质;电解质必须是化合物本身解离出离子，否则不属于电解质。只有充分挖掘概念的内涵和外延，才能立于不败之地。

(2)水的电离平衡也是化学平衡，影响凶素有

①酸、碱;②温度;③易水解的盐;④加活泼金属等。学会运用勒沙特列原理分析。

(3)将pH计算公式化

c(H+)混=c(H+)1Vl+c(H+)2V2V1+v2(适用于两强酸混合)

c(OH-)混=c(OH)一)1V1+c(0H-)2V2V1+v2(适用于两强碱混介)

c(OH-)混

c(H+)混=c(H+)酸V酸一c(0H-)碱V碱V酸+V碱(适用于酸碱混合一者过量时)