人教版高二化学上册选择性必修1知识点期末复习背诵提纲

高二上学期期末复习人教版化学选择性必修1知识

点背诵提纲详细版

专题01化学反应的热效应

考点导航

考点01反应热及其测定考点02给变

考点03热化学方程式考点04燃烧热和中和热的比较

考点05盖斯定律考点06反应热的计算

考点07反应热(A”)的比较

考点清单

■考点01反应热及其测定

1.反应热

(I)体系与环境——以盐酸与NaOH溶液之间为例

环境：与体系相互影响的其他部分，如试管、空气等。

体系：包括盐酸、NaOH溶液、发生的反应。

(2)体系与环境的热量交换——反应热

热量：因温度不同而在体系与环境之间交换或传递的能量。

反应热：在等温条件下,化学反应体系向环境释放或从环境吸收的热量，称为化学

反应的热效应，简称反应热。

【点拨】反应热概念中的'•等温条件”是指化学反应发生后，使反应后体系的温度恢复到反应

前体系的温度，即反应前后体系的温度相等。

2.中和反应热的测定

【实验原理】通过测定一定量的酸、碱溶液在反应前后温度的变化，计算反应放出的热量,

由此求得反应热。

【实验装置】

内筒

隔热层

【实验步骤】

①往小烧杯中加入50mL0.50mol/L的盐酸,并用温度计测量盐酸的温度，用水把温度计

上的酸冲洗干净。

②用量筒量取50mL0.55mol/L的NaOH溶液，并用温度计测量其温度。

③将NaOH溶液迅速倒入小烧杯中，盖好盖板，并用环形玻璃搅拌棒轻轻搅动

溶液，

准确读取混合溶液的最高温度记为终止温度。

④重复实验2〜3次。

【实验数据处理】

①取三次测量所得数据的平均值作为计算依据。

②计算反应热NH

50mL0.5mol/L盐酸与50mL0.55moi/LNaOH溶液发生中和反应生成ImolH2O时放出的热

量为:

（m,4-m2）*c<t2-t,）_0.418（（2-1,）^

n（H,O）-—0.025-

其中（加+加2）表示溶液质量（单位:g）：c为比热容，c=4.18J-（g・℃尸；力、段分别为反应

前、后的温度（单位：℃）；〃（比0）为反应生成的水的物质的量（单位：mol）。

【注意事项】

①隔热层（碎泡沫塑料（或纸条））及杯盖的作用是一隔热保温，减少热量散

失。

②为保证酸、碱完全中和，常使碱稍稍过量。

③实验中若使用弱酸或弱,减，会使测得数值偏小。（弱酸、弱碱的电离吸热）

【特别提醒】（1）中和热是强酸强碱的稀溶液生成1mol比0放出的热量为57.3kJ,弱酸弱

碱电离时吸热，生成1molH2O时放出的热量小于57.3kJ。浓硫酸稀释时放热，生成Imol

H2O时放出的热量大于57.3kJo

（2）对于中和热、燃烧热，由于它们反应放热是确定的，所以描述中不带“一”，但其焰变为负

值。

(3)当用热化学方程式表示中和热时，生成HzO的物质的量必须是ImoL当用热化学方程

式表示燃烧热时，可燃物的物质的量必须为1mole

■考点02焙变

1.内能：体系内物质的各种能量的总能，受温度、压强和物质的聚集状态等影响。

符号为U。

2.熔：与物质内能有关的物理量,单位为KJ,符号为H,

3.焙变(AH)：生成物与反应物的培值差,单位为KJ/mol.

恒压条件卜.反应的热效应等于焰变。

4.焰变与吸热反应、放热反应的关系

当AH为“负值”或AH<0时,为放热反应；当AH为“正值”或AH>0时,为吸热

反应。

5.化学反应过程中能最变化的原因

a.微观角度

(1)化学键与能量的关系

化学反应的本质是反应物中化学键的断裂和生成物中化学键的形成。化学键是物质内部微粒

之间强烈的相互作用，断开反应物中的化学键需要吸收能量,形成生成物中的化学键要

释放能量。

(2)键能：标况下，将Imo)气态分子AB断裂成理想气态原子所吸收的能量，单位(KJ-mo「

,)

氢气和氯气反应的本质是在一定的条件下，氢气分子和氯气分子中的H-H键和CI-C1键断

开，氢原子和氯原子通过形成H-C1键而结合成HQ分子。

H2(g)+Cb(g)=2HCl(g)反应的能量变化如图所示:

假想的中

键

破

形

形

成

成

431kj/mol

能量

则：吸收总能量为：436+243=679KJ释放总能量为：431x2=862KJ

反应中放出的热量：862-679=183KJ

这样,由干破坏旧犍吸收的能量少于形成新键放出的能量,根据“能量守恒定律多余的能

量就会以热量的形式释放出来。

常见1mol物质中化学键数目：

物质金刚石

SiO:P4CO2CH4

化学键C—CSi—0P—Pc=oC—H

化学键数目2NA4NA6NA2NA4M\

(3)化学键与化学反应中能量变化的关系

断开化学键要吸收能量.形成化学键要称放能量:化学键的空化是化学反应中能

量变化的主要原因。

吸收能量0

反旧化学

生

应键断裂一

成

物新化学”

物

健形成

释放能量凡

b.宏观角度

(1)一个确定的化学反应完成后的结果是吸收能晟还是放出能量，决定于反应物总

能量和

生成物总能量相对大小。

(2)化学反应中的能量变化通常表现为热量的变化，吸热或者放热。吸热反应和放热反应

与反应物和生成物总能量的关系如下：

放热反应：反应物的总能量一大于一生成物的总能量:吸热反应：反应物的总能量一小7.生

成物的总能量

反应物所具有的总能一

~小于

A//<0A//>()=>

放热反应吸热反应一工反

|生成物最有的总能4(〃，。~|

(3)以能量为纵坐标，画出放热反应和吸热反应的简单示意图

放热反应

反应物的总能量大于生成物的总能量反应物的总能量小于生成物的总能量

AH<0时,为放热反应；AH>0时,为吸热反应。

【特别提醒】正确判断吸、放热反应

①化学反应总体遵循“分吸合放”规律，即大多数分解反应吸热，大多数化合反应放热，且化

学反应中吸热反应占少数，所以务必记住常见的吸热反应。

②放热反应或吸热反应必须属于化学变化，物质的物理变化过程中，也会有能量的变化，不

属于吸热反应或放热反应。如醋酸的电离虽然要吸热，但不能称为吸热反应，只能称为吸热

过程；同样，水蒸气转变成液态水，也不能称为放热反应。

③化学反应是放热还是吸热与反应发生的条件没有必然联系。不同化学反应发生的条件不

同，有的常温下就可以发生，有的则需要加热，因此往往容易把在加热条件下进行的反应认

为是吸热反应，而在常温下进行的反应认为是放热反应，其实两者之间无必然联系，常温下

进行的反应可能是放热反应，如中和反应；也可能是吸热反应，如NH」。与Ba（OH）2]*H2。

的反应。加热条件下进行的反应，可能是吸热反应，如C+CO2==2CO；也可能是放热反

应，如C+O2==CO2°两者的区别是放热反应撤去热源后仍能进行，吸热反应必须持续加

热才能继续进行。山上可见，反应吸热还是放热与反应条件无关，而是山反应物总能量与生

成物总能量的高低决定的，

■考点03热化学方程式

1.概念：表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式。

2.意义：表明了化学反应中的物质变化和能量变化。

例如：2H2（g）+O2（g）=2H2O⑴AA7=-571.6kJmor1,表示2moi氢气和1mol氧气反应

生成2mol液态水时放出571.6kJ的热量。

3.书写要求

（1）注明反应的温度和压强（25℃、101kPa下进行的反应可不注明）。

（2）注明反应物和生成物的状态：固态（s）、液态⑴、水溶液（aq）、气态（g）。

（3）各物质的化学计量数只表示物质的物质的量,而不表示分子个数（或原子个数），因此可

以写成整数，也可以写成分数。

（4）不用标注

（5）热化学方程式能反映该反应已完成的量。由于△〃与反应物质的量有关，所以热化学

方程式中物质的化学计量数必须与△”相对应，如果化学计量数加倍，则△〃也要加倍。当

反应向逆反应方向进行时，其反应热与正反应的反应热的数值指笠，符号相反。

【方法技巧】①熠变与反应发生的条件、反应进行是否彻底无关。

②催化剂能降低反应所需活化能，但不影响焙变的大小。

③在化学反应中，反应物各原了•之间的化学键不一定完全断裂。

■考点04燃烧热和中和热的比较

燃烧热中和热

能量变化放热

相同点

△H及其单位△昨0,单位均为kJmo「

反应物的量1mol可燃物不一定为1mol

生成物的量不确定生成水的物质的量为1mol

101kPa时，1mol纯物质完全燃

在稀溶液里，酸与碱发生中和反应生

不同点反应热的含义烧生成稳定的氧化物时所放出的

成1mol水时所放出的热量

热量

强酸与强碱反应的中和热

表示方法燃烧热△”=—akJ-mol1(a>0)

△”=一57.3kJ-moF1

【易错警示】1.燃烧热与中和热的判断误区

（1）燃烧热的热化学方程式以可燃物1mol为标准。

（2）中和热的热化学方程式以生成Imol水为标准。

（3）用文字描述燃烧热、中和热时，反应热不带“十、一”符号，而用熠变表示时需带“十、

一”符号。如甲烷的燃烧热为890.3kJ-mol_1或AH=-890.3kJmol，

2”表示燃烧热的热化学方程式”与“燃烧的热化学方程式”的书写不同。写前者时可燃物必须

为Imol,写后者时不强调可燃物的物质的量，可为任意值。

■考点05盖斯定律

I.盖斯定律的内容

对于一个化学反应，无论是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的。即：化学反应的

反应热只与反应体系的始态和终态有关,而与反应的途径无关。

2.盖斯定律的意义

应用盖斯定律可以间接计算以下情况（不能直接测定）的反应热：

（1）有些反应进行得很慢。

（2）有些反应不容易直接发生。

（3）有些反应的生成物不纯（有副反应发生）。

3.应用

转化关系反应热间的关系

1

△，］=必

aAB、A^B"2

A,比B△Hi=­

A-A^B

■考点06反应热的计算

1.根据热化学方程式计算

热化学方程式中反应热数值与各物质的化学计录数成正比。例如，

4A(g)+〃B(g)=cC(g)+dD(g)

ahcd|AH1

/i(A)〃(B)n(C)网D)Q

nRnBnC〃D0

则工-=7-="7'=下-=1八川

2.根据反应物、生成物的键能计算

△H=反应物的键能总和一生成物的键能总和。

3.根据物质的燃烧热数值计算

。(放)=〃(可燃物)x|AH(燃烧热)|。

4.根据盖斯定律计算

(1)“虚拟路杼”法

若反应物A变为生成物D,可以有两个途径

①由A直接变成D,反应热为A”；

②由A经过B变成C,再由C变成D,每步的反应热分别为△为、A〃2、

如图所示：

A"

A/7

则有+A”2+AH3.

(2)加合法

加合法就是运用所给热化学方程式通过加减乘除的方法得到所求的热化学方程式。

■考点07反应热(AH)的比较

1.△”大小比较时注意事项

△”是有符号“+”“一”的，比较时要带着符号比较。

(1)吸热反应的△〃为“+”，放热反应的△〃为“一”，

所以吸热反应的'H一定大于放热反应的A//o

(2)放热反应的△”为“一”，所以放热越多，△〃越小。

2.常见的几种△”大小比较方法

(1)如果化学计量数加倍，A"的绝对值也要加倍

1

例如，H2(g)+2C>2(g)=H2O(l)\H\=—akJ-mor1；

2H2(g)4-O2(g)=2H2O(l)△“2=—》kJmo「，其中△“2〈A”IV0,且》=2〃。

(2)同一反应，反应物或生成物的状态不同，反应热不同

放热放热

在同一反应里，反应物或生成物状态不同时，要考虑A(g)取掠A(l)喂掠A(s),或者

从三状态自身的能量比较：E(g)>E(l)>E(s),可知反应热大小亦不相同。

如S(g)+Ch(g)=S()2(g)AH\=—akJ-moF1

S(s)+O2(g)=SO2(g)A〃2=—。kJmol'

(3)晶体类型不同，产物相同的反应，反应热不同

如C(s,石墨)+O2(g)=CO2(g)\H\=~akJ-mol1

C(s,金刚石)+C>2(g)^=CO2(g)△//>=—/?kJmor1

(4)根据反应进行的程度比较反应热大小

①其他条件相同，燃烧越充分，放出热量越多，A”越小，如C(s)+，O2(g)=CO(g)AWi；

C(s)+O2(g)=CO2(g)A“2，则△”>△”2。

②对于可逆反应，由于反应物不可能完全转化为生成物，所以实际放出(或吸收)的热量小于

相应的热化学方程式中的的绝对值。如：2SO2(g)4-O2(g)2SOXg)A//=-197kJmol

向密闭容器中通入2moiSOz(g)和1mol02(g),发生上述反应，达到平衡后，放出的热

量小于197kJ,但A”仍为一197kJmo「。

(5)中和反应中反应热的大小不同

①浓硫酸和氢氧化钠固体反应生成,1mol水时，放出的热量一定大于57.3kJ(浓硫酸稀释和

氢氧化钠固体溶解时都会放出热量)。

②醋酸和NaOH溶液反应生成1mol水时，放出的热量一定小于57.3kJ(醋酸电离会吸热)。

③稀硫酸和Ba(OH”溶液反应生成1mol水时，反应放出的热量一定大于57.3kJ(SOM和Ba2

+反应生成BaSCh沉淀会放热)。

专题02化学反应速率

考点导航

考点01化学反应速率的概念及测定考点02化学反应速率的计算和比较

考点03影响化学反应速率的因素考点04活化能

考点05化学反应速率图像

考点清单

■考点01化学反应速率的概念及测定

1.化学反应速率的概念及表示

蒜；通常用单位时间内反应物浓度的减小或

方法二生成物浓度的增加来表示

I

定义

—单位为mol-L-'-s-1或molL-,-min-,

式

：(1)化学反应速率一般指平均速率而不

j是某一时刻的瞬时速率，且无论用反应

注意;物还是用生成物表示均取正值

事项1(2)不能用固体或纯液体表示化学反应速

:率，因为固体或纯液体的浓度视为常数

与化学方程式中的化学计量数的关系

0A(g)+〃B(g)cC(g)+dD(g)中

-A):MB):况C):次D)=a:B:c：d

【注意】应用化学反应速率需注意以下问题：

(1)化学反应速率是标量，只有数值而没有方向；

(2)一般计算出来的化学反应速率是一段时间内的平均速率,不同时刻的化学反应速

率是不相同的；

(3)对于纯液体或固体物质，反应在其表面进行，它们的“浓度”是不变的,因此一

般不能用固体、纯液体表示化学反应速率；

(4)对于同一化学反应，用不同的物质表示其化学反应速率在数值上可能不同,

但其意义相同，化学反应速率之比等于化学计量系数之比。

2.化学反应速率的测定

(1)定性描述：(根据实验现象)

①观察产生气泡的快」慢；

②观察试管中剩余锌粒的质量的多、少;

③用手触摸试管，感受试管外壁温度的高、低

(2)定量描述：(根据实验测量，单位时间内)

①测定气体的位积；

②测定物质的物质的量的变化；

③测定物质或离子的迭度变化；

④测定体系的温度或测定反应的热量变化。

(3)测量化学反应速率的常见方法

①量气法；②比色法；③电导法；④激光技术法

(4)化学反应速率的测量——实验

①反应原理：Zn+H2s04=ZnSCh+H2T

②实验装置

③测量数据

单位时间内收集氢气的体积:

收集相同体积氢气所需要的时间

用pH计测相同时间内胆变化，即△”).

用传感器测△c(Zn2］变化。

测相同时间内△m(Zn)。

相同时间内恒容压强变化;

相同时间内绝热容器中温度变化。

■考点02化学反应速率的计算和比较

1.化学反应速率的计算

(1)公式法：

AcA-

V=A7=VA?

特别提醒

①如果题目中给出的是物质的软，在计算速率时应先除以体积，转化为浓度的变化量。

②浓度的变化量Ac=c（某时刻）一c（初始）

所以一般Ac•（反应物）为负值，Ac•（生成物）为正值，

而-是标晟，只有正值，所以在计算反应速率时，

-Ac反应物

v（反应物）=A/

Ac生成物

v（生成物）=~Xi-

（2）运用同一反应中“速率之比等于化学计量数之比”的规律进行计算。

AcAAcBAcC

对于一个化学反应：〃zA+〃B=pC+qD,v（A）=—A/,HB）=—Ar»v（C）=△/,

AcDvAyByCvD

v（D）=Ar,且有：至=7=5=7。

（3）“三段式”法

①求解化学反应速率计算题的一般步骤：

a.写出有关反应的化学方程式；

b.找出各物质的起始量、转化量、某时刻量；转化量之比等于化学计量数之比；

c.根据已知条件列方程计算。

反应：mA(g)+nB(g)%(g)

起始浓度/mo卜L।abc

nxpx

转化浓度xmm

nx良

某时刻Qs）浓度/molL」a-xb-m

再利用化学反应速率的定义式求算

x

V（A）=7mol-L-,-s-,；

nx

1短）=嬴mol-L'-s'；

叱

V（C）=Mmol-L!-s'o

②计算中注意以卜量的关系。

对反应物：c（起始）一。（转叱）=c（某时刻）;

对生成物：C（起始）+c（转叱）=C（某时刻）;

C（转化）

转化率=C（起始）XI00%。

（4）从图像中获取计算的数据及依据图像求反应速率的步骤

①从图像中获取计算的数据

纵坐标可以是物质的量，也可以是物质的量浓度，横坐标是时间。

例如：某温度时，在定容(VL)容器中，X、Y、Z三种物质的物质的量随时间的变化曲线

如图所示。根据图像可进行如下计算：

A.求某物质的平均速率、转化率，如：-(X)=辔mol/(L-s),Y的转化率==三100%。

B.确定化学方程式中的化学计量数之比，如：X、Y、Z三种物质的化学计量数之比为此

一刀3):(“2一刀3):

②依据图像求反应速率的步骤

第一步：找出横、纵坐标对应的物质的量;

第二步：将图中的变化量传化成相应的浓度变化量:

Ac

第三步：根据公式v=H进行计算。

2.化学反应速率的比较方法

(1)定性比较

通过明显的实验现象(如丝泡产生快慢、近途生成快慢等)来定性比较化学反应速率的大小。

(2)定量比较

同一化学反应中，不同物质来表示化学反应速率时，数值可能不同，需要进行转化。常用以

下两种方法：

①归i法

“一看”：看化学反应速率的单位是否一致，若不一致，需转化为同一单位。

“二化”：将不同物质的化学反应速率转化成同一物质的化学反应速学。

“三比较”：标准统一后比较数值大小，数值越大，反应速率越大。

②比值法:通过化学反应速率与其对应的化学计量数的比值进行比较，比值大的化学反应速

率大。

一(A)-(B)

如对于反应〃A(g)+〃B(g)4cC(g)+6/D(g),若-a一二~b一,则A表示的化学反

应速率较大。

3.由图像比较反应速率大小的方法：根据图像看反应达到平衡所需的时间，时间越圆，对

应的反应的温度、浓度或压强就越大，则对应的反应速率越大。

■考点03影响化学反应速率的因素

1.内因

在相同条件下，不同的化学反应的反应速率首先是由反应物的组成、结构和性质等因素决定

的。

2.外因

增大反应物浓度，反应速率增大;

浓度一

J反之，蚯

外升高温度，反应速率增大;反之.

温度

界■11-减小

条

件」压强刻于有气体参加的反应，增大压

的强，反应速率埴大；反之，蚯

影

响T催化剂-使用催化剂，反应速率增大

增大固体比表面积、光照、超声波

-其他-

等，能够增大反应速率

【易错警示】警惕外界因素对化学反应速率影响的5大误区

（1）误认为随着化学反应的进行，化学反应速率一定逐渐减小。其实不一定，因为反应速

率不仅受浓度影响，而且受温度影响，••般会先增大后减小。

（2）误用某物质的物质的量代替物质的最浓度计算化学反应速率。速率大小比较时易忽视

各物质的反应速率的单位是否一致，单位书写是否正确.

（3）误认为纯固体和纯液体不会改变化学反应速率。实际上不能用纯固体和纯液体物质的

变化表示化学反应速率，但若将固体的颗粒变小（增大固体的接触面积）则化学反应速率会加

快。

（4）误认为只要增大压强，化学反应速率一定增大。实际上反应在密闭固定容积的容器中

进行，若充入家气（或不参与反应的气体），压强增大，但参与反应的各物质的浓度不变，反

应速率不变；若反应在密闭容积可变的容器中进行，充入氮气（或不参与反应的气体）而保持

压强不变，容器体积增大，各组分浓度减小，反应速率减小。

（5）误认为温度、压强等条件的改变对正、逆反应速率影响不一致。如认为升温既然使化

学平衡向吸热方向移动，则对于放热反应，升温时，逆反应速率增大，而正反应速率减小。

其实不然，温度升高，正、逆反应速率都增大，只是吸热反应方向速率增大程度大；同理,

降温会使吸热反应方向速率减小程度大，而导致化学平衡向放热方向移动。

■考点04活化能

1.有效碰撞理论

（1）基元反应：大多数的化学反应往往经过多个反应步骤才能实现。其中每•步反应都称

为基元反应。如2H1一a+12的2个基元反应为2Hl>%+21、21山。

（2）反应机理：先后进行n勺基元反应反映了化学反应的反应历程,反应历程又称反应机理。

（3）基元反应发生的先决条件

基元反应发生的先决条件是反应物的分子必须发生碰撞，但是并不是每一次分子碰撞都能发

生化学反应。

（4）有效碰撞

概念：能够发生化学反应的碰撞。

条件：具有足够的能量；具有合适的取向。

与反应速率的关系：有效碰撞的频率越高，则反应速率遗快。

（5）活化能和活化分子

①活化分子：能够发生有效碰撞的分子。

对于某一化学反应来说，在一定条件下，反应物分子中活化分子的百分数是二^的。

②活化能:活化分子具有的壬均能量与反应物分子具有的平均能量之差，叫做反应的活化能。

（6）反应物、生成物的能鼠与活化能的关系图

「巴：正反应的活化能

瓦：活化分子变成生成物分

子放出的能量，也可认为

是逆反应的活化能

g-七2：反应热，即

2.基元反应发生经历的过程

解释说明：①影响化学反应速率的内因——反应物的组成、结构和性质，决定了反应的活化

熊的大小；

②使用催化剂可隆低反应的活化能，增大了活化分子百分数，进而单位体积内活化分子数增

大，从而增大反应速率；

③升高反应体系的温度，吸收能量，可增大活化分子百分数,进而单位体积内活化分子数

增大，从而增大反应速率；

④增大反应物的浓度，单位体积内分子总数增大，活化分子百分数不变,单位体积内9化

分了数增大,从而增大反应速率：

⑤增大气体压强，减小反应体系的体积，单位体积内分子总数增大，活化分子百分数不

变，单位体积内活化分子数增大，从而增大反应速率；

⑥增大固体的表面积，增大单体时间和单体体积内的有效碰撞次数,从而增大反应速率。

4.催化剂对反应的影响

①催化剂参与反应，降低反应的活化能,加快反应速率

②催化剂不能改变反应热，可以降低反应所需的温度,减小反应的能耗

③总反应的活化能大壬催化反应过程中各分反应的活化能

④催化剂具有选择性:相同反应物用不同催化剂生成物不同

■考点05化学反应速率图像

L图像类型

由图像变化分析外界条件对其影响，已知反应为，〃A(g)+〃B(g).，pC(g)+t/D(g)NH=Q

kJmo「。

(1)“渐变”类vt图像

图像分析结论

Vi

”时/正突然增大,M逆逐渐增大；M正

4'逆人时其他条件不变，埴大反应物的浓度

'逆，平衡向正反应方向移动

o八%

V

/1时V”突然减小，力通逐渐减小；/也

九时其他条件不变，减小反应物的浓度

〉/正.平衡向逆反应方向移动

oht

Vi1

力时/突然增大，人逐渐增大；i/逆

力时其他条件不变，增大生成物的浓度

>/正，平衡向逆反应方向移动

0t

V

力时K逆突然减小，/正逐渐减小；区£

力时其他条件不变，理h生成物的浓度

>/逆，平衡向正反应方向移动

Zv逆.

Oht

（2）“断点”类w图像

图像分析结论

/1时其他条件不变，增大反应体系的压强且加

/I时W、%均突然增大,且y

+/?+式正反应为体积减小的反应）

1正〉/逆；平衡向正反应方向进

/I时其他条件不变，升高温度且△”?（）（吸热反

逆：行

。ht成）

/1时其他条件不变，增大反应体系的压强且m

Z1时以、以均突然增大，且V,

+〃三p+式正反应为体积增大的反应）

逆>1，'正；平衡向逆反应方向进

A时其他条件不变，Z直温度且△”三（）（放热反

行

°7应）

h时其他条件不变，减小反应体系的压强且m

力时以、心;均突然减小，且M

+〃当+式正反应为体积增大的反应）

逆；平衡向正反应方向进

。时其他条件不变，隆低温度且△30（放热反

行

卜"）

/1时其他条件不变，减小反应体系的压强且m

t\时小、/正均突然减小,且.

+〃之p+g（正反应为体积减小的反应）

逆>/正；平衡向逆反应方向进

。时其他条件不变，隆低温度且△吟0（吸热反

行

成）

’1

（3）“平台”类力图像

图像分析结论

V

A时其他条件不变使用催化剂

嘘=/逆

。时/、逆均突然增大且HE=

/I时其他条件不变增大反应体系的压强且m

U逆M逆，平衡不移动

+"」+<?（反应前后气体体积无变化）

0h7

>t\时/、/逆均突然减小且口'正=九时其他条件不变，减小反应体系的压强成m

/逆，平衡不移动+〃三p+g（反应前后气体体积无变化）

______4

]0h1

2.常见Lt图像分析方法

（1）看图像中正、逆反应速率的变化趋势，看二者是同等程度的变化,还是不同程度的变

化。同等程度的变化一般从压强（反应前后气体体积不变的反应）和催化剂角度考虑;若是不

回程度的变化，可从温度、浓度、压强（反应前后气体体积改变的反应）角度考虑。

（2）对于反应速率变化程度不相等的反应，要注意观察改变某个条件瞬间，正、逆反应速

率的大小关系及变化趋势，同时要联系外界条件对反应速率的影响规律，加以筛选、验

证、排除。

（3）改变条件判断可正）、u（逆）的相对大小时，可以从平衡移动方向讨论，若平衡正移，

v（正）之以逆），若平衡逆移，可正）9,（逆）。

专题03化学平衡

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考点01化学平衡状态及其判定考点02化学平衡常数

考点03化学平衡的移动考点04勒夏特列原理及应用

考点05化学反应速率与平衡图像

考点清单

■考点01化学平衡状态及其判定

1.化学平衡状态

（1）概念

一定条件卜的可逆反应中，当正反应和逆反应速率相笺时，反应物和生成物的浓度均保持不

变，即体系的组成不随时旬而改变的状态。

（2）建立

①对于只加入反应物从正向建立的平衡：

过程E、逆反应速率反应物、生成物的浓度

v(TE)最大

反应开始反应物浓度最大,生成物浓度为变

v(逆)=0

（正）逐渐减小,反应物浓度逐渐减小,生成物浓度逐渐增

反应过程中

v（逆）逐渐增大大

平衡状态时V（正）=V（逆）各组分的浓度丕良随时间的变化而变化

②对于只加入生成物从逆向建立的平衡:

过程正、逆反应速率反应物、生成物的浓度

V(逆)最大

反应开始生成物浓度受X，反应物浓度为雯

V(iE)=0

也逆）逐渐减小,生成物浓度逐渐减小，反应物浓度逐渐增

反应过程中

1，（正）逐渐埴XX

平衡状态时V（JE>（12）各组分的浓度丕昼随时间的变化而变化

（3）平衡特点

可逆反应

化学平衡是一种动态平衡，

v正三v逆

反应物和生成物的质量（或浓度、物质的

量、体积分数）保持不变

条件改变，平衡状态可能改变，新条件下

建立新的平衡状态

2.判断化学平衡状态的两种方法

(1)“两看”

一看题干条件恒温恒容或恒温恒压或绝热容器

化学反应特点全部是气体参与，是等体积反应还是非等体积反应

二看（物质状态、气

有固体或液体参与，是等体积反应还是非等体积反应

体计量系数）

（2）“两标志”

正、逆反应速同一物质表示的正、逆反应速率相等V正=丫也，或者不同物质表示的正、逆速

率相等率（或变化的物质的量、浓度）之比等于化学计量数之比

题目中的变量，指的是随着反应的进行而改变的量，（如某物质的质量、浓度、

变量不变

百分含量，n虱气体）、压强、气体密度、气体平均分子质量、颜色等），当，变

量“不再变化(保持恒定)时，证明可逆反应达到平衡，但“定量”无法证明。

【归纳总结】几种特殊反应的平衡依据

(1)量比不变型

①反应物或生成物量的比不变，不一定达到平衡状态

②反应物和生成物量的比不变，一定达到平衡状态

(2)量相等型

①反应物和生成物的量相等，不一定达平衡状态

②反应物和反应物的量相等，不一定达平衡状态

③量不变三量相等工量或量的比等于某一具体的数

(3)等体反应型：3A(o)(g)+C(g)

①恒温恒压：混合气体的体积不变，一定达到平衡状态

②恒温恒容：混合气体的压强不变,不一定达到平衡状态

(4)固液参与型：2A(g)==t2B(g)+C(s)

①混合气体的密度不变，二定达到平衡状态(恒T、V)

②混合气体的平均摩尔质量不变，二达到平衡状态

(5)固液分解型：2A(s)(g)+C(g)

①混合气体的密度不变，一定达到平衡状态(恒T、V)

②混合气体的平均摩尔质量不变，不一定达到平衡状态

③某种气体组分的物质的量分数不变，丕达到平衡状态

【技巧点拨】化学平衡状态的判断

(1)判断方法分析

化学反应A(g)+〃B(g),——pC(g)+</D(g)是否平衡

①各物质的物质的量或物质的量分数一定IS

混合物体系

②各物质的质量或质量分数一定

中各成分的

③各气体的体积或体积分数一定

含量

④总体积、总压强、总物质的量一定不一定平衡

正、逆反应①单位时1五内消耗了inmolA,同时也生成了inmolA

速率之间的②单位时同内消耗了〃molB,同时也消耗了pmolC平衡

关系③y(A)：v(B):n(C)：v(D)=〃？:〃：p：g不一定平衡

④单位时间内生成了〃molB,同时也消耗了qmolD不一定平衡

①其他条件一定、总压强一定，且〃?+〃那+q平衡

压强

②其他条件一定、总压强一定，且〃?+〃=p+4不一定平衡

①平均相对分子质晟一定，且〃?+/p+g平衡

混合气体的

平均相对分

②平均相对分子质量一定，且"?+〃=p+q不一定平衡

子质量

温度任何化学反应都伴随着能量变化，当体系温度一定时平衡

①只有气体参加的反应，密度保持不变（恒容密闭容器中）不一定平衡

气体密度S）②〃?+〃那时，密度保持不变（恒压容器中）平衡

③〃?+〃=p+q时，密度保持不变（恒压容器中）不一定平衡

颜色反应体系内有色物质的颜色稳定不变（其他条件不变）平衡

（2）动态标志:v正=v逆,0

①同种物质：同一物质的生成速率等于消耗速率。

y正Aa

②不同物质：必须标明是'异向"的反应速率关系。如rc+JD,时，反

应达到平衡状态。

（3）静态标志：各种“量”不变

①各物质的质量、物质的量或浓度不变。

②各物质的百分含量（物质的量分数、质量分数等）不变。

③压强（化学反应方程式两边气体体积不相等）或颜色（某组分有颜色）不变。

④绝热容器中温度不变。

⑤密度不变（注意容器中的气体质量或体积变化）。

⑥平均相对分子质量（M=9不变（注意气体质量或气体物质的量变化）。

总之，若物理量由变量变成了不变量，则表明该可逆反应达到平衡状态：若物理量为“不变

量”，则不能作为平衡标志。

■考点02化学平衡领

1.概念

在一定温度下，当一个可逆反应达到化学平衡时，生成物浓度累之积与反应物浓度事之积的

比值是一个常数，即化学平衡常数，用符号K表示。

2.表达式

对于一般的可逆反应小A[g)+〃B(g)?^TpC(g)+qD(g),当在一定温度下达到平衡时，K=

d'(C)•第D)

c"(A)(“(B)(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)。

由于化学方程式的书写不同，平衡常数的表达式不同，如N2+3H212NG，K=a

113「

则有：2NH3^^N2+3H>K=Z；，N2+，H2^^NH3,K"=W。

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.平衡常数意义及应用

(1)判断可逆反应进行的程度

K<10-510-5〜]()5>105

反应程度很难进行反应可逆反应接近完全

(2)判断反应是否达到平衡或进行的方向

c“(C)d(D)

对于化学反应”A(g)+〃B(g)cC(g)+c/D(g)的任意状态，浓度商：Q=T(A>C%B)。

Q<K,反应向止反应方向进行；

Q=K,反应处于平衡状态;

Q>K,反应向逆反应方向进行。

(3)判断可逆反应的热效应

■K增大——>正反应为吸热反应

升高温度

・K减小----►正反应为放热反应

----°K增大.正反应为放热反应

降低温度

----减小-------*正反应为吸热反应

5.化学平衡常数的有关计算

“三段式法''是有效解答化学平衡计算题的“万能钥匙”。解题时，要注意准确地列出起始量、

变化量、平衡量，按题目要求进行计算，同时还要注意单位的统一。

(1)分析三个量：起始量、变化量、平衡量。

(2)明确三个关系

①对于同一反应物，起始量一变化量=平衡量。

②对于同一生成物，起始量+变化量=平衡量。

③各物质的转化量之比等于各物质的化学计量数之比。

(3)计算模式

对以卜,反应：〃?A(g)+〃B(g)WpC(g)+qD(g),令A、B起始物质的量(mol)分别为a、b,达到

平衡后，A的消耗量为,冰mol,容器容积为口消

机A(g)+〃B(g)WpC(g)+qD(g)

起始/molab00

变化/molnixtixPXqx

平衡/mola—mxb-rixPX