背记知识清单01（期末复习知识清单）高二化学上学期沪科版（解析版）

8/13第1章化学反应的热效应（期末复习知识清单）思维导图→考点清单（7大考点）→易错清单（7大易错点）考点01系统的内能1．系统与环境——以盐酸与NaOH溶液的反应为例(1)系统和环境①系统：被研究的对象称为系统。②环境：系统以外的，与系统相关的其他部分称为环境。系统与环境可以根据需要来划分，有一定的人为性。(2)系统和环境之间的能量交换——热和功①热量是指因温度不同而在系统与环境之间交换或传递的能量，用符号Q表示。②除热以外，其他各种形式传递的能量都称为功，用符号W表示。系统因体积变化所做的功称为体积功，除体积功以外，其他的功如电功、机械功、光能等都称为非体积功，或称其他功。2．内能(1)内能和内能的变化①内能：内能是系统内物质各种能量的总和，用符号U表示。内能受温度、压强和物质的聚集状态等影响。②内能的变化：系统内能的变化用符号ΔU来表示。我们可以通过测定系统变化过程中的功和热得到系统内能的变化量。(2)影响物体内能大小的因素①温度：其他因素相同时，物体的温度升高，内能增大，温度降低，内能减小。②质量：其他因素相同时，物体的质量越大，物体的内能越大。③物质的聚集状态：其他因素相同时，物体聚集状态不同时，物体的内能也可能不同。(3)热容和比热容①热容：在不发生化学反应和物质聚集状态不变的条件下，一定量物质吸收热量，温度每升高1K时所吸收的热量称为该物质的热容，用符号C表示，单位是J•K－1。②比热容：单位质量物质的热容称为该物质的比热容，用符号c表示，常用单位是kJ•K－1•kg－1。利用下式可以计算一定质量的物质在温度上升或降低时所需吸收或释放的热量。Q=cmΔT考点02化学反应的焓变1．反应热(1)定义：在一定温度下，化学反应过程中吸收或释放的热称为化学反应的热效应，也称反应热。(2)符号：Q单位：kJ•mol－1或kJ/mol(3)系统从环境吸热，则Q>0；系统对环境放热，则Q<0。2．焓与焓变(1)焓（符号为H）：与物质内能有关的物理量，系统状态发生变化，焓也随之改变。(2)焓变（符号为∆H）：①人们常用系统的焓的变化，即焓变（ΔH）来表示在等压、只做体积功条件下的反应热，单位常用kJ · mol-1。即：ΔH=Qp。②在一定条件下，一个化学反应是吸热还是放热，是在等压条件下由生成物和反应物的焓的差值决定的。即：ΔH＝∑H（生成物）－∑H（反应物）。③当ΔH<0时，为放热反应；当ΔH>0时，为吸热反应。(3)影响ΔH大小的因素①参加反应的物质的物质的量的多少；②反应体系的温度和压强；③反应体系中物质的聚集状态。3．化学反应过程中能量变化的原因(1)化学反应中能量变化与反应物和生成物焓（H）的关系反应物总焓大于生成物总焓，反应放热反应物总焓小于生成物总焓，反应吸热(2)化学反应中能量变化的本质原因①化学键的断裂和形成时吸收和放出的能量差别是化学反应伴随能量变化的本质原因。②化学键与化学反应能量变化的关系新键生成释放的能量大于旧键断裂吸收的能量，则反应放热。新键生成释放的能量小于旧键断裂吸收的能量，则反应吸热。③用化学键的键能计算ΔH用键能计算ΔH时，ΔH=反应物的总键能—生成物的总键能，其中：各物质的键能=该物质的物质的量×化学键数目之和。4．常见的放热反应和吸热反应根据反应过程中放出或吸收能量，可将化学反应分为放热反应和吸热反应。常见的放热反应有：①燃烧反应；②中和反应；③金属与水或酸反应放出氢气；④大多数化合反应；⑤铝热反应。常见的吸热反应有：①大多数分解反应；②需要持续加热的反应；③CO2+Ceq\o(=,\s\up7(高温))2CO，C+H2Oeq\o(=,\s\up7(高温))CO+H2；④铵盐与碱的反应，如Ba(OH)2、Ca(OH)2与NH4Cl的反应。考点03反应热的测量1．实验原理通过实验测量一定量的酸、碱稀溶液在反应前后的温度变化，依据Q=cmΔt计算放出的热量，再依据ΔH=-eq\f(Q,n(H2O))，计算反应热。2．实验步骤(1)用量筒量取50mL0.50mol · L-1盐酸，倒入简易热量计中，用温度传感器测量盐酸的温度，记录数据。(2)用量筒量取50mL0.55mol · L-1NaOH溶液，倒入烧杯中，调节其温度，使之与热量计中盐酸的温度相同。(3)把搅拌磁子放入热量计中，盖好杯盖。启动应用程序，打开磁力搅拌器，开始采集数据。(4)打开杯盖上的橡皮塞，将NaOH溶液沿漏斗迅速全部倒入热量计中，塞紧橡皮塞。待温度平稳后，停止采集，将起始温度和最高温度的数据记录在表格中。(5)再重复实验步骤①~④两次。3．数据处理为计算简便，近似认为混合液的比热容等于水的比热容，并忽略热量计的比热容，根据反应过程中溶液温度的变化值，计算该中和反应的反应热。c：比热容，近似认为4.18J/(g·℃)；m：盐酸和氢氧化钠的总质量（密度近似为1g/cm3)；Q=cmΔt=4.18J/(g·℃)×(50mL×1g/mL+50mL×1g/mL)×(t2-t1)×10-3kJ·J-1=0.418(t2-t1)kJ本实验中，n(H2O)=0.025mol反应热ΔH=-eq\f(0.418(t2-t1),0.025)kJ·mol-1。【特别提醒】在稀溶液中，酸与碱发生中和反应生成1molH2O(l)时放出的热量，叫做中和热。4．为了提高测定的准确度，应该采取的措施(1)调节温度，使酸、碱溶液的温度相同。(2)在量热的过程中，操作时动作要快，尽量减少热量的散失。(3)要一次性、迅速地将NaOH溶液倒进装有盐酸的容器里（注意不要洒到外面），并立即用杯盖盖好。考点04热化学方程式1．热化学方程式(1)定义：表示一个化学反应中的反应焓变和物质变化的方程式叫做热化学方程式。(2)意义：表明了化学反应中的物质变化和能量变化。2．热化学方程式的书写(1)书写步骤写——写出配平的化学方程式。标——标出各物质的聚集状态：通常用英文字母s、l、g分别表示固态、液态和气态，用aq表示水溶液，通常指稀溶液。注——注明ΔH的正负值，数值和单位。(2)注意事项①标明物质的聚集状态，化学式相同的同素异形体还应注明名称，例如：金刚石表示为“C(金刚石，s）”。②ΔH要注明反应的温度和压强，一般不注明时，表示的反应温度为298K、压强为100kPa。③ΔH的单位一般是kJ · mol—1。在相同条件下正向反应和逆向反应的ΔH数值相同，符号相反。④ΔH的数值与化学方程式的书写形式有关。⑤ΔH单位中的“mol—1”指反应进度为1mol，此时各种反应物消耗掉的物质的量，各种生成物的物质的量，在数值均等于热化学方程式中各自的化学计量数。考点05化学反应焓变的计算1．盖斯定律的内容化学反应的热效应仅与反应物的最初状态及生成物的最终状态有关，而与其中间步骤无关。换言之，一个反应若能分解成两步或更多步实现，则总反应的ΔH等于各分步反应的ΔH之和。2．盖斯定律的应用利用已知反应焓变求未知反应焓变。一个化学反应的焓变可以由几个化学反应焓变的相加减而得到。恒压条件下，化学反应的反应热仅与反应的起始状态和最终状态有关，而与反应的途径无关。如图所示：ΔH＝ΔH1+ΔH2=ΔH3+ΔH4+ΔH5。3．应用盖斯定律计算ΔH的方法根据如下两个反应：Ⅰ.C(s)＋O2(g)=CO2(g)ΔH1＝－393.5kJ·mol－1Ⅱ.CO(g)＋eq\f(1,2)O2(g)=CO2(g)ΔH2＝－283.0kJ·mol－1选用两种方法，计算出C(s)＋eq\f(1,2)O2(g)=CO(g)的反应热ΔH3。(1)虚拟路径法反应C(s)＋O2(g)=CO2(g)的途径可设计如图：ΔH1＝ΔH3＋ΔH2，则ΔH3＝－110.5kJ·mol－1。(2)加合法依据目标方程式中各物质的位置和化学计量数，调整已知方程式，最终加合成目标方程式，ΔH同时作出相应的调整和运算。①写出目标反应的热化学方程式，确定各物质在各反应中的位置：C(s)＋eq\f(1,2)O2(g)=CO(g)ΔH3；②将已知热化学方程式Ⅰ－Ⅱ，可得目标热化学方程式：C(s)＋eq\f(1,2)O2(g)=CO(g)ΔH3＝ΔH1－ΔH2，则ΔH3＝－110.5kJ·mol－1。考点06燃烧热1．燃烧热(1)概念：在指定温度和100kPa时，1mol物质完全燃烧生成稳定产物时所放出的热量叫做该物质的燃烧焓，习惯上又称为该物质的燃烧热，单位是kJ·mol—1。(2)表示燃烧热的热化学方程式的书写由于燃烧热是以1mol纯物质完全燃烧放出的热量来定义的，因此在书写热化学方程式时，可燃物的化学计量数为1，以此来配平热化学方程式，其余物质的化学计量数常出现分数。如表示乙炔燃烧热的热化学方程式为C2H2(g)＋eq\f(5,2)O2(g)=2CO2(g)＋H2O(l)ΔH＝－1299.6kJ·mol－1，即C2H2的燃烧热为1299.6kJ·mol－1。2．正确理解“燃烧热”(1)物质的燃烧热用焓变表示时都为负值，通常可以通过实验测得。(2)反应条件：100kPa（书中给出的燃烧热数据均在此条件下测得）。(3)可燃物的用量：1mol纯物质。(4)反应程度及产物：完全燃烧时，不同元素对应的指定产物：C→CO2(g)；H→H2O(l)；S→SO2(g)；N→N2(g)。3．热值100kPa时，单位质量或单位体积的燃料完全燃烧所放出的热量叫做该燃料的热值。热值是燃料质量优劣的重要参数。考点07燃料的充分燃烧和利用1．当今能源研究的热点(1)寻求新的替代能源太阳能、氢能、风能、生物质能等来源丰富、污染少、可再生的能源替代传统能源。(2)提高能源的综合利用效率化学能除了可以直接转化为热能利用外，还可转化为电能等形式。2．提高燃料利用率的方法(1)工业上常把固体燃料粉碎，把液体燃料喷成雾状，以增加燃料跟空气的接触面积，使燃料尽可能充分燃烧。(2)通过热量的充分利用来提高燃料的利用率，如改进设备、利用余热、防止热损失等。(3)热交换原理的应用使用热交换器是充分利用能源的一种方法（如图）。在工业生产中，常利用热交换原理，使一种反应物放出的热能用于加热另一种反应物。利用化学反应中放出的热能来加热冷水，满足热水需求。易错点01内能(1)内能受物质的种类、数量、温度、压强和物质的聚集状态等影响。(2)系统内能的绝对值无法直接获得，但内能的变化可以在状态变化的过程中体现出来。(3)内能变化：ΔU=U(生成物)-U(反应物)内能变化与能量变化的关系：U(反应产物)＞U(反应物)

反应吸收能量U(反应产物)＜U(反应物)反应释放能量(4)温度对内能的影响：在物体的质量、材料、状态相同时，物体的温度升高，内能增大，温度降低，内能减小；反之，物体的内能增大，温度却不一定升高（例如晶体在熔化的过程中要不断吸热，内能增大，而温度却保持不变），内能减小，温度也不一定降低（例如晶体在凝固的过程中要不断放热，内能减小，而温度却保持不变）。易错点02化学反应的焓变(1)焓（H）是与内能有关的物理量，内能描述的是物质所具有的能量，是物质固有的性质之一。不同的物质，其焓不同；相同的物质，如果温度或压强不同，物质的状态不同，其焓也会不同。(2)焓、焓变、反应热代表的意义不同；焓只有正值，而焓变有正值、负值之分。(3)化学反应的能量变化主要表现为热量变化，但并不完全是热量变化，还有光能、电能等。(4)物质发生化学反应一定伴随着能量变化，但伴随能量变化的物质变化不一定都是化学变化，如：水蒸气变成液态水的过程放热，但该变化为物理变化。(5)能量越低越稳定。同一物质能量由高到低：气体(g)>液体(l)>固体(s)；稳定性：气体(g)<液体(l)<固体(s)。(6)任何化学反应在发生物质变化的同时都伴随着能量的变化，通常表现为热量变化，即放出热量或吸收热量。(7)一个反应是吸热反应还是放热反应与反应条件无必然关系。有些放热反应需加热才能进行。(8)破坏反应物中的化学键吸收的能量越小，说明反应物越不稳定，本身的能量越高；形成生成物的化学键放出的能量越多，说明生成物越稳定，本身的能量越低。易错点03吸热反应和放热反应(1)吸热反应和放热反应均为化学变化。(2)吸热反应和放热反应与反应条件没有必然联系，需要加热的反应也可能是放热反应。(3)一般来说，物质具有的能量越低，物质越稳定；物质内的总键能越大，物质越稳定。(4)物质在发生物理变化时，也会放出或吸收能量。常见的放热过程有：①浓硫酸稀释、NaOH溶于水；②物态变化：气态→液态→固态。常见的吸热过程有：①NH4NO3溶于水；②弱电解质的电离；③物态变化：固态→液态→气体。易错点04中和反应反应热的测量(1)大量的实验测得，25℃和101kPa下，强酸和强碱稀溶液发生中和反应生成1mol水时，放出57.3kJ的热量。测得的数据小于57.3，分析产生误差的可能原因有：①量热计保温效果不好；②溶液混合时速度不够快；③反应不充分；④测量盐酸后温度计没有洗净就测量NaOH溶液的温度。(2)中和反应反应热是指在稀溶液中酸与碱发生中和反应生成1molH2O时的反应热，其数值与反应物的量的多少无关。(3)若用NaOH固体或NaOH浓溶液代替NaOH溶液，NaOH固体溶于水（NaOH溶液稀释）时放热，使测得的反应热的数值偏大。(4)用浓硫酸代替盐酸，浓硫酸溶于水时放热，使所测反应热的数值偏大；用醋酸代替盐酸，弱酸、弱碱电离时吸热，使所测反应热的数值偏小；若用稀硫酸和稀Ba(OH)2溶液测定反应热，生成BaSO4沉淀时还会放出一部分热量，使所测反应热的数值偏大。易错点05热化学方程式的书写(1)可逆反应中的“ΔH”表示的是完全反应时对应的焓变值。若按该反应的化学计量数投料进行反应，由于可逆反应不能进行彻底，那么吸收或放出的热量一定比该值小。(2)热化学方程式中的物质必须注明聚集状态，不用标“↑”“↓”，不用标明反应条件(如加热、高温、催化剂等)，而写发生反应时的温度和压强。(3)ΔH的单位为kJ·mol－1，注意“＋”“－”且与化学方程式一一对应。易错点06用盖斯定律计算化学反应的焓变(1)当反应式乘以或除以某数时，ΔH也应乘以或除以某数。(2)反应式进行加减运算时，ΔH也同样要进行加减运算，且要带“＋”、“－”符号，即把ΔH看作一个整体进行运算。(3)通过盖斯定律计算比较ΔH的大小时，同样要把ΔH看作一个整体。(4)在设计的反应过程中常会遇到同一物质固、液、气三态的相互转化，状态由固→液→气变化时，会吸热；反之会放热。(5)当设计的反应逆向进行时，其反应热与正反应的反应热数值相等，符号相反。易错点07燃烧热的热化学式方程式书写(1)可燃物的化学计量数为1。(2)元素完全燃烧是指物质中含有的N转化为N2(g)，H转化为H2O(l)，C转化为CO2(g)。(3)ΔH的数值为负值，单位为kJ·mol－1。(4)可燃物完全燃烧产生的热量＝可燃物的物质的量×|其标准燃烧热|。

第2章化学反应的方向、限度和速率（期末复习知识清单）思维导图→考点清单（10大考点）→易错清单（6大易错点）考点01化学反应的方向1．自发反应和自发过程(1)自发过程概念：在一定条件下，不需借助外力就能自发进行的过程。②特点：自发过程有一定的方向性。(2)自发反应①概念：在给定的条件下，能“自己”进行的化学反应。②特点：a．具有方向性，即反应的某个方向在一定条件下是自发的，则其逆反应在该条件下肯定不自发。b．体系趋向于从高能量状态转变为低能量状态。c．体系趋向于从有序体系转变为无序体系。2．化学反应的方向与焓变(1)放热过程在一定条件下能自发进行。(2)不少吸热过程在一定条件下也能自发进行。实例：硝酸铵溶于水；碳酸钙在高温下分解。(3)反应焓变是反应自发进行的一个因素，而不是唯一的因素。3．化学反应的方向与熵变(1)熵、熵变的概念①熵：描述系统的混乱或无序程度的物理量，符号为S。②熵变：变化前后熵的差值，符号为△S，单位为J·mol－1·K－1。③化学反应的熵变：△S=S(生成物)-S(反应物)。△S>0为熵增反应；△S<0为熵减反应。(2)熵和熵变的规律①同种物质的S(g)＞S(l)＞S(s)；②同类物质的摩尔质量越大，熵越大；如甲烷的熵小于乙烷。③对于有气体参加的反应，反应前后气体分子数增加，则△S>0，反应前后气体分子数减小，则△S<0，反应前后气体分子数不变，△S变化很小。(3)熵变与化学反应的方向①熵增有利于反应的自发进行；②有些熵减的反应也能自发进行，如铝热反应；③熵变是反应能否自发进行的一个因素，但不能作为化学反应方向的独立判据。4．焓变和熵变对反应方向的共同影响(1)化学反应方向的判据在温度、压强一定的条件下，对于除了体积功以外不做其他功的化学反应，把焓变、熵变以能量的形式组合在一起，以ΔH－TΔS为判据。ΔH－TΔS<0反应能自发进行；ΔH－TΔS＝0反应达到平衡状态；ΔH－TΔS>0反应不能自发进行。(2)对“ΔH－TΔS”的讨论：①ΔH<0，ΔS>0的反应，任何温度下都能自发进行；②ΔH>0，ΔS<0的反应，任何温度下都不能自发进行；③ΔH和ΔS的作用相反，且相差不大时，温度对反应的方向起决定性作用。a．当ΔH<0，ΔS<0时，低温下反应能自发进行；b．当ΔH>0，ΔS>0时，高温下反应能自发进行。

④当反应的焓变和熵变的影响相反时，且大小相差悬殊时，某一因素可能占主导地位。a．常温下的放热反应，焓变对反应方向起决定性作用。b．常温下的吸热反应，熵变对反应方向起决定性作用。考点02化学平衡常数和平衡转化率1．化学平衡常数(1)概念及表达式①在一定温度下，可逆反应达到平衡时，生成物浓度幂的乘积除以反应物浓度幂的乘积的比值是个常数，这个常数叫做该反应的化学平衡常数，简称平衡常数，用符号K表示。②对于一般的可逆反应aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)，当在一定温度下达到平衡时K＝eq\f([C]c·[D]d,[A]a·[B]b)(2)书写要点①平衡常数的表达式必须与化学方程式相对应。②在稀溶液中进行的反应，如果反应中有水参加，水的浓度不必写在平衡常数的表达式中，因为水的浓度被视为常数。③当有固体和纯液体参与反应时，固体和纯液体的浓度也不写入平衡常数的表达式中。(3)影响因素K只受温度影响，与反应物或生成物的浓度变化无关，与压强变化、是否使用催化剂无关。(4)意义①根据K的大小，可以推断反应进行的程度，K越大，表示正向反应进行的程度越大，反之越小。②一般来说，如果一个反应的平衡常数大于105，通常认为该反应可以进行得较完全；如果一个反应的平衡常数小于10—5，则认为这个反应进行的程度非常小。2．平衡转化率(1)概念一定温度下，化学反应进行的程度还可以用反应物的平衡转化率（α）表示：α=eq\f(反应物的起始浓度-反应物的平衡浓度,反应物的起始浓度)×100%(2)影响因素平衡转化率除了与温度有关外，还与反应物的起始浓度有关。考点03有关化学平衡常数的计算1．计算模型——三段式法aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)c(初)(mol·L－1)xy00Δc(mol·L－1)ambmcmdmc(平)(mol·L－1)x-amy-bmcmdm2．解题思路(1)设未知数：具体题目要具体分析，一般设某物质的转化量或转化率为x。(2)确定三个量：根据反应物、生成物及变化量三者之间的关系，代入未知数确定平衡体系中各物质的起始量、变化量、平衡量并按（1）中“模式”列表。(3)解题设问题：明确了“始”、“变”、“平”三个量的具体数值，再根据相应关系求平衡时某成分的浓度、反应物转化率等，求出题目答案。3．基本计算关系(1)各物质的物质的量浓度变化量之比＝物质的量变化量之比＝化学计量数之比。(2)反应物的转化率＝eq\f(Δc,c初)×100%＝eq\f(Δn,n初)×100%。(3)反应产物的产率＝eq\f(该物质的实际生成量,该物质的理论生成量)×100%。(4)平衡时B组分的体积分数＝平衡时B组分的物质的量分数＝eq\f(n平(B),n总)×100%。考点04压强平衡常数和速率常数1．压强平衡常数(1)以aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)为例，Kp＝eq\f(pcC·pdD,paA·pbB)，其中，p(X)：X在平衡体系中物质的量分数(或体积分数)×总压强。(2)计算方法①根据“三段式”法计算平衡体系中各物质的物质的量或物质的量浓度。②计算各气体组分的物质的量分数或体积分数。③根据分压计算公式求出各气体物质的分压，某气体的分压＝气体总压强×该气体的体积分数(或物质的量分数)。④根据平衡常数计算公式代入计算。2．速率常数(k正、k逆)(1)表达式：若基元反应为mA＋nBpC，则：v正＝k正cm(A)·cn(B)、v逆＝k逆cp(C)上式中的k为速率常数，是化学反应速率的量化表示方式。(2)表示意义：其数值相当于参加反应的物质都处于单位浓度(1mol·L－1)时的反应速率。(3)影响因素：不同的反应有不同的速率常数，速率常数与反应温度、反应溶剂、催化剂等有关，与浓度无关。(4)当化学反应达到平衡时，v正＝v逆，即k正cm(A)·cn(B)＝k逆cp(C)，则化学平衡常数K＝eq\f(k正,k逆)。考点05化学平衡的移动1．化学平衡的移动(1)概念：从一个平衡状态变为另一个平衡状态，称为化学平衡的移动。化学平衡的移动，就是改变外界条件，破坏原有的平衡状态，建立起新的平衡状态的过程(2)化学平衡移动的原因化学平衡状态是有条件的，当条件发生改变时，化学平衡可能发生移动。改变的外界条件通常是浓度、压强和温度。(3)化学平衡移动的方向条件改变eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(若v正＝v逆，平衡不移动；,若v正>v逆，平衡向正反应方向移动；,若v正<v逆，平衡向逆反应方向移动。))2．用平衡常数判断平衡移动的方向(1)浓度商Q对于一般的可逆反应aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)，在一定温度下，生成物浓度幂的乘积除以反应物浓度幂的乘积的比值称为浓度商。即：Q=eq\f(cc(C)·cd(D),ca(A)·cb(B))(2)以平衡常数的值为标准，可以通过比较浓度商与平衡常数的相对大小判断正在进行的可逆反应是否处于平衡状态，以及将向哪个方向进行最终建立新的平衡。若Q＞K，平衡向逆反应方向移动；若Q＝K，体系处于平衡状态，平衡不移动；若Q＜K，平衡向正反应方向移动。(3)浓度改变对化学平衡的影响规律①eq\b\lc\\rc\}(\a\vs4\al\co1(增大c反应物,减小c生成物))Q减小，则Q＜K，平衡向正反应方向移动；②eq\b\lc\\rc\}(\a\vs4\al\co1(增大c生成物,减小c反应物))Q增大，则Q＞K，平衡向逆反应方向移动。(4)温度改变对化学平衡的影响规律①温度升高，平衡向吸热反应方向移动；温度降低，平衡向放热反应方向移动。②温度改变与K的关系a．若正反应为放热反应，升高温度，K减小；减低温度，K增大。b．若正反应为吸热反应，升高温度，K增大；减低温度，K减小。(5)压强改变对化学平衡的影响规律对于可逆反应：aA(g)bB(g)K＝eq\f(cbB,caA)，在其他条件不变的情况下①若a>b，增大压强，Q<K，平衡向正反应方向(气体分子数减少的方向)移动。②若a＝b，改变反应体系的压强，Q＝K，平衡不发生移动。③若a<b，增大压强，Q>K，平衡逆反应方向(气体分子数减少的方向)移动。(6)催化剂对化学平衡的影响规律当其他条件不变时，催化剂不能改变达到化学平衡状态时反应混合物的组成，但是使用催化剂能改变反应达到化学平衡所需的时间。3．勒夏特列原理(平衡移动原理)(1)内容：改变影响化学平衡的一个因素(如浓度、温度、压强)，平衡将向着能够减弱这种改变的方向移动。(2)适用范围：勒夏特列原理仅适用于已达到平衡的反应体系，对不可逆过程或未达到平衡的可逆过程均不能适用。(3)应用：在条件允许的范围内使反应物的转化率达到或接近理论值，这体现了化学理论对科学研究和工业生产的指导作用。考点06用v－t图像分析外界条件变化对化学平衡移动的影响1．浓度变化对化学平衡移动的影响已知反应：mA(g)＋nB(g)pC(g)，当反应达到平衡后，有关物质的浓度发生改变，其反应速率的变化曲线分别如图所示：图①图②图③图④图①：t1时刻，增大反应物浓度，使v′正增大，而v′逆不变，则v′正＞v′逆，平衡向正反应方向移动。图②：t1时刻，减小生成物浓度，使v′逆减小，而v′正不变，则v′正＞v′逆，平衡向正反应方向移动。图③：t1时刻，增大生成物浓度，使v′逆增大，而v′正不变，则v′逆＞v′正，平衡向逆反应方向移动。图④：t1时刻，减小反应物浓度，使v′正减小，而v′逆不变，则v′逆＞v′正，平衡向逆反应方向移动。2．压强对化学平衡的影响(1)对于反应mA(g)＋nB(g)pC(g)m＋n<p，当反应达到平衡后，其他条件不变，在t1时刻改变压强，图像如①②所示：图①：t1时刻，增大容器容积，压强减小，v′正、v′逆均减小，v′逆减小幅度更大，则v′正＞v′逆，平衡向正反应方向移动。图②：t1时刻，缩小容器容积，压强增大，v′正、v′逆均增大，v′逆增大幅度更大，则v′逆＞v′正，平衡向逆反应方向移动。(2)对于反应mA(g)＋nB(g)pC(g)m＋n＝p，当反应达到平衡后，其他条件不变，在t1时刻改变压强，图像如③所示：t1时刻，若缩小容器容积，压强增大，v′正、v′逆均增大，且v′正＝v′逆，平衡不移动，如图中上线。t1时刻，若增大容器容积，压强减小，v′正、v′逆均减小，且v′正＝v′逆，平衡不移动，如图中下线。3．温度对化学平衡的影响mA(g)＋nB(g)pC(g)，当反应达平衡后，若温度改变，其反应速率的变化曲线分别如下图所示：(1)图①表示的温度变化是升高，平衡移动方向是逆反应方向。(2)图②表示的温度变化是降低，平衡移动方向是正反应方向。(3)正反应是放热反应，逆反应是吸热反应。4．催化剂对化学平衡的影响t1时刻，加入催化剂，v′正、v′逆同等倍数增大，则v′正＝v′逆，平衡不移动。考点07化学反应速率1．化学反应速率的表示方法(1)通常，化学反应速率用单位时间内反应物浓度的减小量或生成物浓度的增加量来表示。(2)对于化学反应：aA(g)+bB(g)===cC(g)+dD(g)v(A)=eq\f(Δc(A),Δt)，v(B)=eq\f(Δc(B),Δt)，v(C)=eq\f(Δc(C),Δt)，v(D)=eq\f(Δc(D),Δt)其中Δc取正值。(3)用不同物质的浓度变化表示的速率是不相等的，所以可统一将化学反应速率表示为v=eq\f(1,a)·eq\f(Δc(A),Δt)=eq\f(1,b)·eq\f(Δc(B),Δt)=eq\f(1,c)·eq\f(Δc(C),Δt)=eq\f(1,d)·eq\f(Δc(D),Δt)(4)平均速率和瞬时速率化学反应速率实际上是反应在Δt内的平均速率，因为化学反应往往都不是匀速进行，所以在不同的时间段，反应的平均速率不同。若将观察的时间间隔无限缩小，平均速率的极限值即为瞬时速率。2．化学反应速率的测定方法常用的物理方法是基于测量与物质浓度相关的一些物理性质（如压强、体积、吸光度等）的变化，然后间接计算出浓度变化和化学反应速率。(1)对于有气体生成的反应，可测定相同时间内收集气体体积的多少或测定收集等量气体所耗时间的多少。(2)对于有固体参加的反应，可测定相同时间内消耗固体质量的多少。(3)对于有酸或碱参加的反应，可测定溶液中c(H＋)或c(OH－)的变化。(4)用分光光度法测定反应体系中，某一有色物质在特定波长下的吸光度随时间的变化。考点08化学反应速率理论——碰撞理论和过渡态理论1．基元反应与反应历程(1)基元反应和复杂反应由反应物只经一步就转化成生成物的反应，称为基元反应。由多步完成的反应称为非基元反应或复杂反应，其中的每一步都是一个基元反应。(2)反应历程①概念：化学反应所经过的步骤，称为反应历程或反应机理。②反应历程是用一系列的基元反应来描述的，而我们平时所写的化学方程式只能表示出反应物和生成物之间的化学计量关系。③化学反应速率与反应历程有关，相同的反应，条件不同反应历程不同，化学反应速率不同。2．碰撞理论(1)碰撞理论要点①反应物分子间的相互碰撞是反应发生的前提条件。②只有那些能量高于平均能量，并满足一定方向要求的分子的碰撞，才有可能发生化学反应。可能发生化学反应的碰撞称为有效碰撞。③在亿万次的碰撞中，只有极少数的活化分子在有合适取向时的碰撞才能够发生化学反应。(2)活化分子和活化能①把能够发生有效碰撞的分子叫做活化分子。②活化分子的平均能量和反应物分子的平均能量的差值称为活化能（E）。③基元反应反应物、生成物的能量与活化能的关系其中：E1表示正反应的活化能，E2表示逆反应的活化能；E1-E2表示反应热。(3)活化能与化学反应速率的关系①增大反应物的浓度，活化分子数目增加，单位时间内的有效碰撞次数增多，化学反应速率加快。②增大压强，气体体积缩小，反应物浓度增大，活化分子数增多，单位时间内的有效碰撞次数增多，反应速率加快。③提高反应温度，会使反应物分子的能量普遍升高，从而增加了反应物分子中活化分子的百分数，单位时间内有效碰撞的次数增加。因此，对大多数反应而言，升高温度可以提高化学反应速率。3．催化剂对化学反应速率的影响——过渡态理论(1)过渡态理论要点①从反应物到生成物的变化过程中，必须要经过一个中间状态，这个中间状态被称为过渡态。②具有平均能量的反应物分子需要吸收能量，才能到达高能量的过渡态，过渡态分子的平均能量和反应物分子平均能量的差值称为该反应的活化能。(2)催化剂对化学反应速率的影响①有催化剂时，催化剂改变了反应历程，新过渡态的能量下降（也可以形成几个活化能较低的新过渡态），相应地增加了单位体积内活化分子的百分数，从而提高了反应速率。②催化剂改变了反应历程，同等程度地提高了正、逆反应的速率，不改变化学平衡常数和平衡转化率。(3)加入催化剂后反应历程如图所示：反应A+B→AB的活化能为Ea，加入催化剂K后，反应分两步进行：①A+K→AK

活化能为Ea1②AK+B→AB+K

活化能为Ea2总反应：A+Beq\o(→,\s\up7(K))AB活化能为Ea1加入催化剂K后，两步反应的活化能Ea1和Ea2均小于原反应的活化能Ea，因此反应速率加快。由于Ea1>Ea2，第1步反应是慢反应，是决定整个反应快慢的步骤，称为“定速步骤”或“决速步骤”，第1步反应越快，则整体反应速率就越快。对总反应来说，第一步反应的活化能Ea1就是在催化条件下总反应的活化能。考点09影响化学反应速率的因素1．主要因素影响化学反应速率的主要因素是反应物的性质。2．外部因素(其他条件不变，只改变一个条件)(1)浓度：增大反应物浓度，反应速率加快，反之减慢；(2)压强：对于有气体参加的反应，增大压强，反应速率加快，反之减慢；(3)温度：升高温度，反应速率加快，反之减慢；(4)催化剂：使用催化剂，反应速率显著加快。(5)其他因素：增大反应物间的接触面积，反应速率加快，另外光、电磁波、超声波等因素也会对反应速率产生影响。3．活化分子、有效碰撞与反应速率的关系考点10工业上合成氨1．合成氨适宜生产条件的选择(1)合成氨反应的特点合成氨反应N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)已知298K时：ΔH＝－92.4kJ·mol－1，ΔS＝－198.2J·mol－1·K－1自发性常温(298K)下，ΔH－TΔS＜0，能自发进行可逆性反应为可逆反应焓变ΔH＜0，是放热反应体积变化(熵变)ΔS＜0，正反应是气体体积缩小的反应(2)外界条件对反应速率和氨的含量的影响根据合成氨反应的特点，利用我们学过的影响反应速率的因素和勒夏特列原理分析应如何选择反应条件，以增大合成氨的反应速率、提高平衡混合物中氨的含量，请填写下表。对合成氨反应的影响影响因素浓度温度压强催化剂增大合成氨的反应速率反应速率增大反应物浓度升高温度增大压强使用提高平衡混合物中中氨的含量增大反应物浓度，降低生成物浓度降低温度增大压强无影响(3)工业合成氨的适宜条件压强原理分析①从理论上讲，合成氨时的压强越大越好。②在实际生产中，压强越大，需要的动力越大，对材料的强度和设备的制造要求也越高，这将会大大增加生产的成本，降低综合效益。选用条件目前我国的合成氨一般采用的压强是20 ～ 50MPa。温度原理分析①温度升高，能增大合成氨的反应速率，但会降低平衡混合物中氨的含量。②温度过低，化学反应速率较小，需要很长时间才能达到平衡状态。③在选择某反应的温度时，还应考虑催化剂的活性温度，以便最大限度地发挥催化剂的作用。选用条件为了工业合成氨有较快的反应速率，必须在铁催化剂活性较高的温度下进行，为此合成氨反应一般选择在500℃左右的温度下进行。催化剂原理分析找到了合适的催化剂，降低了反应的活化能，使合成氨反应拥有较快的反应速率。合成氨工业要求催化剂具有活性强、机械强度高、不易中毒、容易制备、价格低廉等特点。选用条件目前公认的最适当的催化剂是以铁为主体的多成分催化剂。浓度原理分析①将氨液化分离后的原料气循环使用，并及时补充氮气和氢气，使反应物保持一定的浓度，有利于合成氨反应。②从化学平衡角度讲，氢气和氮气的物质的量之比为3∶1时，平衡混合物中氨的百分含量最大。采取措施实际生产中维持氢氮比为2.8 ～ 2.9。2．合成氨的工艺流程(1)造气①氮气来自空气，从空气中获得氮气通常有两种方法：一是将空气液化、蒸发，分离出氮气；二是将空气中的氧气跟碳作用生成二氧化碳，再除去二氧化碳，即得到氮气。②氢气用水、煤、天然气、石油等为原料制得。如以天然气为原料制取氢气，反应可简单表示为：H2O+CH4eq\o(=,\s\up7(高温))CO+3H2H2O+COeq\o(=,\s\up7(高温))CO2+H2(2)净化在制取原料气的过程中，常混有一些杂质气体，其中如H2S、CO等杂质会使合成氨所用的催化剂中毒，所以必须除去。(3)合成净化后的原料气经过压缩机压缩至高压，加压后的H2、N2，需加热到催化剂的活性温度后才能进入氨合成塔中的催化区，在催化剂表面反应生成氨。从合成塔出来的混合气体中氨含量为10%~20%，需要将产品氨与未反应的H2、N2分离，将未反应的H2、N2作为循环气再返回合成塔。合成氨反应为放热反应，可通过热交换器有效利用此反应热来预热反应前的H2、N2，降低合成氨的成本。3．工业生产中适宜生产条件的选择思路(1)分析反应特点。主要分析反应的方向性、可逆性、反应热和熵变等。(2)原理分析。根据反应特点，利用影响反应速率的因素和勒夏特列原理分析增大反应速率、提高原料转化率的反应条件。(3)根据实验数据进一步分析反应条件，确定适宜条件的范围及催化剂的筛选。(4)根据工业生产的实际情况、经济效益及环保要求等最终确定适宜的条件。影响因素有利于加快反应速率的控制有利于平衡移动条件的控制综合分析结果浓度增大反应物浓度增大反应物浓度减小生成物浓度不断补充反应物、及时分离出生成物压强高压(有气体参加)ΔV<0高压设备条件允许的前提下，尽量采取高压ΔV>0低压兼顾速率和平衡、选取适宜的压强温度高温ΔH<0低温兼顾速率和平衡、考虑催化剂的适宜温度ΔH>0高温在设备条件允许的前提下，尽量采取高温并选取合适的催化剂催化剂加合适的催化剂无影响加合适的催化剂，考虑催化剂活性与温度关系易错点01自发过程和自发反应(1)自发反应不是在任何条件下都自发，而是“在给定的条件下”的自发，即自发反应也需要一定条件引发反应，一旦反应后即可自发进行。(2)自发反应的“一定的条件”，可以是一定的温度和压强，可以是“点燃、光照、加热、高温”等给反应物提供能量的条件，“外界帮助”指通电、放电等，如氢气的燃烧是自发的通过需点燃才能发生。(3)非自发反应在一定条件下也能发生，如NaCl在通电条件可分解生成Na和Cl2。(4)判断某反应是否自发，只是判断反应的方向，与是否会发生、反应的快慢无关。(5)自发过程可以是物理过程，不一定是自发反应，而自发反应一定是自发过程。(6)不能认为自发反应应用普通，非自发反应没有应用价值。将电能、热能转化为化学能的许多非自发反应是制备物质的重要反应，如电解法去冶炼钠、镁、铝和制取氯气等。易错点02化学平衡常数(1)固体和纯液体的浓度视为常数，通常不计入化学平衡常数表达式中。(2)由于化学方程式的书写不同，平衡常数的表达式不同，如N2＋3H22NH3，K＝a则有：2NH3N2＋3H2，K′＝eq\f(1,a)；eq\f(1,2)N2＋eq\f(3,2)H2NH3，K″＝eq\r(a)。(3)平衡常数K只受温度的影响，当温度不变时，K值不变。(4)在一定温度下，一个具体的化学反应，只有一个平衡常数，但不同反应物的平衡转化率可能不同。(5)多种反应物参加反应时，可通过增加一种反应物的浓度来提高另一种反应物的平衡转化率，而其本身的平衡转化率会降低。易错点03外界条件对化学平衡的影响(1)浓度对化学平衡的影响①对平衡体系中的固体和纯液体，其浓度可看作常数，增大或减小固体或纯液体的量并不影响v正、v逆的大小，所以化学平衡不移动。②只要是增大浓度，不论是增大反应物的浓度，还是生成物的浓度，新平衡状态下的反应速率一定大于原平