高中化学苏教版 (2019)选择性必修1第一单元 化学反应速率精品当堂检测题

这是一份高中化学苏教版 (2019)选择性必修1第一单元 化学反应速率精品当堂检测题，共14页。试卷主要包含了化学反应速率的表示方法，平均速率与瞬时速率，化学反应速率与化学计量数的关系，改变压强对反应速率影响的本质等内容，欢迎下载使用。

专题2 化学反应速率与化学平衡
考点1 化学反应速率
1．化学反应速率的表示方法
化学反应速率是衡量化学反应快慢的物理量，可以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化学反应速率。
数学表达式：v＝。
Δc表示反应物或生成物物质的量浓度的变化(取绝对值)，常用单位mol·L－1。
Δt表示一定的时间间隔，常用单位s、min或h。
常用单位：mol·L-1·min-1或mol·L-1·s-1。
用浓度变化表示化学反应速率只适用于气体和溶液中的溶质，不适用于固体和纯液体。
2．平均速率与瞬时速率
根据求得的反应速率是在时间间隔Δt内化学反应的的平均速率。
若Δt非常小，则平均速率接近某一时刻的瞬时速率，瞬时速率也可以在物质的浓度随时间的变化曲线上通过数学方法求得。
3．化学反应速率与化学计量数的关系
对于化学反应：aA(g)+bB(g)===cC(g)+dD(g)
v(A)=，v(B)=，v(C)=，v(D)=
在同一化学反应中，选用不同物质表示化学反应速率，其数值可能相同也可能不相同，但表示的意义相同。
同一化学反应中，用不同反应物表示化学反应速率时，化学反应速率（v）之比=物质的量浓度变化（Δc）之比＝物质的量变化（Δn）之比＝化学计量数之比，即：
v(A)：v(B)：v(C)：v(D)= Δc(A)：Δc(B)：Δc(C)：Δc(D)=Δn(A)：Δn(B)：Δn(C)：Δn(D)=a：b：c：d。
考点2 化学反应速率的测定
1．测定原理
要测定不同反应物或生成物的浓度，可观察、测量体系中某一物质的相关性质，再进行适当的转换和计算。
2．常用方法
（1）测量在一定温度和压强下释放出来的体积的气体。
（2）用比色的方法测量溶液颜色的深浅，再根据溶液颜色的深浅与有色物质浓度的正比关系，确定反应物或生成物在不同时刻的浓度。
3．实验探究——化学反应速率的测定
（1）实验步骤：
①安装仪器，检查气密性，在锥形瓶中加入5 g大理石，加入20 mL 1 mol·L－1的盐酸。每隔10s观测玻璃注射器中气体的体积，记录数据。
②以mL·s-1为单位，计算每10s时间间隔内的反应速率。
时间/s
10
20
30
40
50
60
气体体积/mL
4
14
25
38
47
55
反应速率/(mL·s-1)
0.4
1.0
1.1
1.3
0.9
0.8
③在坐标中画出CO2体积[V(CO2)]-反应时间（t）曲线图。

（2）不同组实验结果产生差异的原因
①大理石的大小不同；
②注射器内外针筒间的摩擦力不同；
③计时器不同可能产生误差。
考点3 化学反应速率的计算模式——三段式
1．计算步骤
(1)写出正确的化学方程式
(2)标出各物质的起始量、转化量、某时刻量
(3)按要求分别计算
2．应用举例
mA(g) + nB(g) = pC(g)
起始浓度（mol/L） a b c
转化浓度（mol/L） mx nx px
某时刻浓度（mol/L） a-mx b-nx c+px
考点4 化学反应速率大小的比较
在同一化学反应中，选用不同物质表示化学反应速率，其数值可能相同也可能不相同，因此，在比较化学反应速率大小时，要进行一定的转换。
（1）换算成同一种物质来表示，同时注意单位的统一。
（2）比较化学反应速率与化学计量数的比值。
如反应aA+bB=cC，要比较v(A)与v(B)的相对大小，即比较与的大小，若>，则A表示的反应速率比B大。
考点5 碰撞理论
1．碰撞理论
（1）碰撞理论要点
反应物分子间必须相互碰撞才有可能发生反应，反应速率的大小与单位时间内反应物分子碰撞次数成正比。
（2）有效碰撞的定义：能发生反应的碰撞。
（3）发生有效碰撞的条件：
①分子必须具有足够高的能量；
②分子在一定的方向上发生碰撞。
2．活化分子与活化能
（1）活化分子：能量较高，有可能发生有效碰撞的分子。
（2）活化能：活化分子的平均能量与所有分子的平均能量之差称为活化能。
3．基元反应
（1）基元反应：
反应物分子经过一次碰撞就转化为产物分子的反应，称为基元反应，反应过程中没有任何中间物生成。
（2）复杂反应：
经过两个或多个步骤完成的反应。
（3）基元反应的活化能与反应速率的关系
每个基元反应都有对应的活化能，活化能越大，活化分子所占比例越小，有效碰撞的比例就越小，化学反应速率越小。
考点6 影响反应速率的因素
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。例如：金属钠与冷水剧烈反应，而镁和沸水仅能微弱反应。
2．外部因素
影响反应速率的外部因素有：浓度、温度、压强、催化剂及反应物之间的接触面积、光、电磁波、超声波等。
考点7 浓度对反应速率的影响
1．浓度对反应速率的影响规律
其他条件相同时，增大反应物的浓度，反应速率增大；减小反应物浓度，反应速率减小。
2．微观解释
增大反应物浓度，单位体积内活化分子数增多，反应物放生有效碰撞次数增多，反应速率增大 (注意：浓度改变引起了活化分子浓度的改变，而活化分子百分数不变。)
③适用对象：在溶液中的化学反应或气体反应
对于固体或纯液体，其浓度可视为常数，因而其物质的量的改变不影响化学反应速率。固体物质的反应速率与接触面积有关，固体颗粒越小，固体反应物总表面积增大，反应速率就越大。
对于离子反应，只有实际参加反应的各离子浓度发生变化，才会引起化学反应速率的改变。
考点8 压强对反应速率的影响
1．压强对反应速率的影响规律
对有气体参加的反应，在密闭容器中保持温度不变时，增大压强，气体体积减小，相当于增大反应物的浓度，反应速率增大；减小压强，气体体积增大，相当于减小反应物的浓度，反应速率减小。
2．微观解释
压强对反应速率的影响，可以归结为浓度改变对反应速率的影响。
3．适用对象
针对有气体参加的反应。
由于固体、液体粒子间的空隙很小，改变压强几乎不能改变它们的浓度，因此对只有固体或液体参加的反应，压强的变化对于反应速率的影响可以忽略不计。
4．改变压强对反应速率影响的本质
压强的影响其本质是改变了气体的浓度，从而引起化学反应速率的变化。
要注意改变压强后浓度的变化：通过改变容器的体积改变压强，反应物和生成物的浓度同时发生了改变。
如增大压强，反应物和生成物的浓度都增大，正反应速率和逆反应速率都增大；减小压强，反应物和生成物的浓度都减小，正反应速率和逆反应速率都减小。
5．不同条件下改变压强对反应速率的影响
（1）恒温恒容条件下：
①充入气体反应物→反应物浓度增大（总压增大）→反应速率加快；
②充入“惰气”（即不与反应体系中物质反应的气体）引起总压增大，但各气体的分压不变，即各气体的浓度不变，反应速率不变。
（2）恒温恒压条件下：
充入“惰气” →体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢。
（3）实例分析：
对于反应N2＋3H22NH3，不同条件下，压强对化学反应速率的影响
(1)恒温恒容密闭容器
①充入N2，压强增大，c(N2)增大，化学反应速率加快。
②充入He(注He与反应无关)，压强增大，但c(N2)、c(H2)、c(NH3)都不变，化学反应速率不变。
(2)恒温恒压密闭容器
充入He，体积增大，c(N2)、c(H2)、c(NH3)都减小，化学反应速率减小。
考点9 用碰撞理论解释浓度和压强对反应速率的影响
1．基元反应
（1）基元反应发生的条件
研究发现，大多数化学反应并不是经过简单碰撞就能完成的，而往往经过多个反应步骤才能实现。
如H2(g)+I2(g)===2HI(g)，经历了两步基元反应：I2===2I H2+2I===2HI
每一步反应都称为基元反应，这两个先后进行的基元反应反映了2HI= H2+ I2 的反应历程。反应历程又称反应机理。
基元反应发生的条件就是要发生有效碰撞。
（2）反应物、生成物的能量与活化能的关系
如图所示，是基元反应反应物和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。
2．碰撞理论解释浓度和压强对反应速率的影响
（1）浓度对反应速率的影响

在其他条件不变时，对某一反应来说，活化分子百分数是一定的，即单位体积内的活化分子数与反应物的浓度成正比。当反应物的浓度增大时，单位体积内的分子数增多，单位体积内的活化分子数目增多，有效碰撞次数增多，反应速率增大。
增大浓度，单位体积内的活化分子数增大，活化分子的百分数不变。
（2）压强对反应速率的影响

对气体来说，若其他条件不变，增大压强，气体体积减小，就是增加单位体积里活化分子数，即增加反应物的浓度，因而增大化学反应的速率。
对于压强的改变，只有引起反应体系中气体反应物浓度的变化，才对反应速率产生影响。改变压强，其实质是改变了气体反应物的浓度。
3．可逆反应的反应速率
可逆反应是指既向正反应方向进行，同时又向逆反应方向进行的反应，正反应的速率是反应物生成生成物的速率，逆反应速率是指生成物生成反应物的速率。
对于可逆反应来说，若增大反应物浓度，正反应速率增大，随着反应的进行，生成物浓度也增大，因此逆反应速率也增大。
若增大生成物浓度，逆反应速率增大，随着反应的进行，反应物浓度也增大，因此正反应速率也增大。即不管增大反应物浓度还是增大生成物浓度，正反应速率和逆反应速率都增大，反之亦然。
若增大压强，体积缩小，反应物和生成物浓度都增大，因此正反应速率和逆反应速率都增大。反之亦然。
考点10 温度和其他因素对反应速率的影响
1．温度变化对化学反应速率的影响
（1）实验探究：
已知2KMnO4＋5H2C2O4＋3H2SO4===K2SO4＋2MnSO4＋10CO2↑＋8H2O。根据下列实验回答问题：
取三支试管向其中分别加入2 mL 0.001 mol·L－1的酸性KMnO4溶液，再向试管中分别加入2 mL 0.1 mol·L－1的H2C2O4溶液。
实验现象：三支试管内溶液颜色均变浅。
将一支试管放入冰水中，一支试管放入约80 ℃的热水中，另一支试管置于室温下。
实验现象：放入热水中的试管紫色最先褪去，其次是置于室温下的试管褪色，置于冷水中的试管最后褪色。
实验结论：温度越高，化学反应速率越快。
（2）温度变化对化学反应速率的影响
其他条件相同时，升高温度，反应速率增大；降低温度，反应速率减小。
（3）用活化能理论解释：
在浓度一定时，升高温度，反应物分子的能量增大，使一部分原来能量较低的分子变成活化分子，从而增大了反应物分子中活化分子的百分数，使单位体积内活化分子数目增多，因而使反应速率增大。
此外，由于温度升高，会使分子的运动速率加快，这样单位时间里反应物分子间的碰撞次数增加，反应速率也会相应地加快。但前者是反应加快的主要原因。
（4）适用对象：
温度对反应速率的影响，对放热反应和吸热反应都适用，且不受反应物状态的限制。
温度每升高10K，反应速率通常增大到原来的2~4倍。
2．其他因素对化学反应速率的影响
（1）增大反应物之间的接触面积，反应速率增大。如硫酸工业中，硫铁矿在焚烧前先用粉碎机粉碎，以增大矿石与氧气的接触面积，加快燃烧；三氧化硫吸收阶段，吸收塔填装瓷环，增大气液接触面积。
（2）光、电磁波、超声波等因素，也会对化学反应速率产生影响。
考点11 过渡态理论与反应历程
1．过渡态理论的要点
过渡状态理论认为，化学反应不只是通过反应物分子之间简单碰撞就能完成的，而是在碰撞后先要经过一个中间的过渡状态，然后再分解为产物。
过渡状态的平均能量与反应物分子的平均能量的差为反应的活化能， Ea为正反应的活化能，Ea'为逆反应的活化能。
在过渡状态理论中，活化能的实质为反应进行所必须克服的势能垒。由此可见，过渡状态理论中活化能的定义与分子碰撞理论不同，但其含义实质上是一致的。
2．基元反应模型
（1）反应历程：一个化学反应自开始后所经历的过程称为反应历程。
（2）基元反应的逆反应也是基元反应，并且经过同一个过渡状态。
（3）复杂反应中的速率控制步骤决定了该反应的速率。
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Ea1（慢反应）
②AK+B→AB+K       活化能为Ea2(快反应)
总反应：A+BAB 活化能为Ea1
可以看出，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。仔细分析这两步反应可以看山：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。因此对总反应来说，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12 酶的催化作用
1．酶的定义
酶是一种特殊的、具有催化活性的生物催化剂。
2．酶的催化原理

酶的催化作用是酶与反应物先形成中间化合物，然后中间化合物分解成产物并释放酶。
3．酶的催化特点
①高效的催化活性；
②高度的选择性；
③特殊的温度效应。
考点13 化学反应速率的图像分析
1．解答图像题的方法
（1）看图：弄清横坐标和纵坐标的含义。
（2）看线：弄清线的走向、变化趋势。
（3）看点：弄清曲线上点的含义，特别是一些特殊点，如与坐标轴的交点、线与线的交点、线的折点、最高点和最低点等。
2．实例分析
对于化学反应2H2S(g)＋SO2(g)=3S(s)＋2H2O(g)

（1）其他条件一定，增大气态反应物的压强(缩小气体容器的容积)，反应速率随着压强的增大而增大。如图A。
（2）其他条件一定，减小气态反应物的压强(扩大气体容器的容积)，反应速率随着压强的减小而减小，如图B。
（3）温度、气体容器的容积都一定，随着时间的增加，SO2、H2S物质的量浓度逐渐减小，气体的压强逐渐减小，反应速率逐渐减小，如图C。
（4）分别在较低温度T1和较高温度T2下反应，气态反应物的压强都是逐渐增大(缩小容器容积)的，反应速率随着压强的增大而增大及随着温度的升高而增大，如图D。
考点14 自发过程和自发反应
1．自发过程
（1）自发过程是在一定条件下，不借助外力而自发进行的过程。
（2）特点：
①体系趋向于从能量较高状态转变为能量较低状态(体系对外部做功或者释放热量)。
②在密闭条件下，体系有从有序自发转变为无序的倾向。
2．自发反应
（1）在一定条件下能自动进行的反应。
（2）特点：
具有方向性，即反应的某个方向在一定条件下是自发的，而其逆方向在该条件下是肯定不能自发进行的。
一定条件指温度、光照、催化剂、压强等条件。
考点15 化学反应自发进行的判据
1．焓变与反应的自发性的关系
（1）焓判据：
放热反应(ΔH<0)在反应过程中体系能量降低，因此具有自发进行的倾向。
（2）自发反应与焓变的关系
①多数能自发进行的化学反应是放热反应。
如NaOH(aq)+HCl(aq)=NaCl(aq)+H2O(l) ΔH <0
②有不少吸热反应也能自发进行。如：
NH4HCO3(s)+CH3COOH(aq)=CO2(g)+CH3COONH4(aq)+H2O(l) ΔH >0
③还有一些吸热反应在室温条件下不能自发进行，但在较高温度下则能自发进行。如：
CaCO3(s)CaO(s)+CO2(g) ΔH >0
（3）焓变是一个与反应能否自发进行有关的因素，但不是决定反应能否自发进行的惟一因素。多数自发进行的化学反应是放热反应，但也有很多吸热反应能自发进行，因此，反应焓变是与反应进行的方向有关的因素之一，但不是决定反应能否自发进行的唯一因素。
2．熵变与反应的自发性的关系
（1）熵的概念
自发过程的体系趋向于由有序转变为无序，体系的混乱度增大。
体系的混乱度常用熵来描述，熵的概念是衡量一个体系混乱度的物理量，其符号为S。熵值越大，体系的混乱度越大。
（2）影响熵大小的因素
①同一条件下，不同的物质熵值不同。
②同一物质的熵与其聚集状态及外界条件有关，如对同一种物质不同状态时熵值大小为S(g)>S(l)>S(s)。
（3）熵判据
在与外界隔离的体系中，自发过程将导致体系的熵增大，这个原理叫做熵增原理。在用熵变来判断过程的方向时，就称为熵判据。
若化学反应为熵增（ΔS>0）反应，反应过程中反应体系的混乱度增大，在一定条件下能自发进行。
（4）自发反应与熵变的关系
①许多熵增加的反应在常温、常压下可以自发进行。如：2H2O2(aq)=2H2O(l)+O2(g) ΔS＞0
②有些熵增加的反应在常温、常压下不能自发进行，但在较高温度下可以自发进行。如：CaCO3(s)CaO(s)+CO2(g) ΔS＞0
③少数熵减小的反应，在一定条件下也可自发进行。如：NH3(g)+HCl(g)=NH4Cl(s) ΔS<0
（5）反应熵变是与反应进行的方向有关的因素之一，但不是决定反应能否自发进行的惟一因素。
3．复合判据
（1）复合判据（ΔH-TΔS）
体系能量降低和混乱度增大都有促使反应自发进行的倾向。判断反应的自发性必须综合考虑反应的焓变和熵变。
①ΔH-TΔS<0 反应能自发进行
②ΔH-TΔS=0 反应达到平衡状态
③ΔH-TΔS>0 反应不能自发进行
（2）用复合判据判断反应方向的有关规律
焓变ΔH
熵变ΔS
ΔH-TΔS
反应能否自发进行
<0
>0
<0
一定自发
>0
<0
>0
一定非自发
<0
<0
低温时<0
低温自发
>0
>0
高温时<0
高温自发
（3）对反应自发性的理解
①ΔH-TΔS只能应用于温度、压强一定的条件下的化学反应，不能用于其他条件。
②过程的自发性只能用于判断过程的方向，不能确定过程是否一定会发生和过程发生的速率。
③在讨论过程的方向时，指的是没有外界干扰的体系。如果允许外界对体系施加某种作用，就可能出现相反的结果。如高温下石灰石分解，高温高压下石墨转化为金刚石，实现的先决条件是要向体系中输入能量，该过程本质仍然是非直发的。
④反应的自发性也受外界条件的影响。如常温下石灰石分解是非自发的，但在1273K时，这一反应是自发的。
考点16 可逆反应
1．可逆反应
可逆反应是指在相同条件下，既能向正反应方向进行，又能向逆反应方向同时进行的化学反应。
2．可逆反应的特征
(1)同一条件下，正反应和逆反应同时发生、同时存在。
(2)反应不能进行到底，反应物不能实现完全转化。
(3)反应体系中，与化学反应有关的各种物质同存于同一反应体系。
(4)反应达到限度时，反应仍在进行，没有停止。
3．证明一个反应是否可逆反应的方法
（1）如果有两种以上的反应物，其中一种反应物必须过量，一般容易检验的反应物不足，另一种反应物过量。
（2）分别检验不过量的反应物和其中一种生成物是否存在，如果都存在，说明该反应时可逆反应。
考点17 化学平衡状态
1．化学平衡状态的建立

在反应物转化为生成物的一瞬间，逆反应开始进行。
反应开始时，反应物的浓度最大，正反应速率最大，由于生成物浓度很小，逆反应速率很小。
随着反应的进行，反应物浓度逐渐减小，正反应速率随着反应物浓度的下降逐渐变小；生成物浓度逐渐增大，逆反应速率随着生成物浓度的上升不断增大。
当正反应速率与逆反应速率相等时，达到一种平衡状态，反应物的浓度和生成物的浓度不再改变，正反应和逆反应都没有停止。
2．化学平衡状态
（1）化学平衡状态的概念
当外界条件不变时，可逆反应进行到一定程度，正、逆两个方向的反应速率相等，反应物和生成物的浓度不再随时间的变化而发生变化的状态称为化学平衡状态。
（2）化学平衡状态的特征
①研究的对象是可逆反应。
②化学平衡的条件是v正和v逆相等。
③化学平衡是一种动态平衡，此时反应并未停止。
④当可逆反应达到平衡时，各组分的质量(或浓度)为恒定值。
⑤若外界条件改变，平衡可能发生改变，并在新条件下建立新的平衡。
考点18 化学平衡状态的判断方法
1．判断依据
（1）正反应与逆反应速率相等：v正＝v逆
①对同一物质，该物质的生成速率等于它的消耗速率。
②对不同物质，速率之比等于方程式中的化学计量数之比，但必须是不同方向的速率。
（2）反应混合物中各组分的质量或浓度保持不变。
可逆反应具备这两个依据之一(同时另一条件肯定也满足)，则就达到了化学平衡状态，否则就没达到。
2．判断方法
（1）v正＝v逆：
以容积不变的密闭容器中的反应N2+3H22NH3为例：
在一定条件下，若符合下列条件之一，则反应达到平衡状态。
①同一物质：该物质的生成速率等于它的消耗速率，如有m mol N2消耗同时生成m mol N2。
②不同的物质：不同物质的速率之比等于化学方程式中的化学计量数之比，但必须是不同方向的速率，即必须是一个v正一个是v逆，且两者之比等于化学计量数之比，如有m mol N≡N键断裂就有3m mol H-H键生成。
（2）对于体系中的各组成成分：
以容积不变的密闭容器中的反应mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)为例：
在一定条件下，若符合下列条件之一，则反应一定达到平衡状态。
①质量或质量分数不变。
②物质的量、物质的量浓度、物质的量分数或体积分数不变。
（3）对于体系中的混合物
以反应mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)为例：
①若m＋n≠p＋q，恒温恒容下气体的总物质的量不变、总压强不变、平均相对分子质量不变和恒温恒压下气体的密度不变都可以说明反应达到了平衡状态。
②若m＋n＝p＋q，不管是否达到平衡状态，气体总体积、总压强、总物质的量始终保持不变，从而平均摩尔质量(相对分子质量)、气体密度总是保持不变(r＝m/n，ρ＝m/V)，因此这五项都不能作为判断反应是否达到平衡状态的依据。
（3）对于有固体或液体物质参与的反应，如aA(s)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)：
A．气体质量不变，达到平衡状态；
B．若b≠c＋d，则气体的总物质的量、气体的平均相对分子质量、总压强、气体的平均密度不变均说明已达到平衡状态；
C．若b＝c＋d，则气体的总物质的量、总压强不变不能判断是否达到平衡状态，气体的平均相对分子质量、气体的平均密度不变能说明已达到平衡。
考点19 化学平衡常数
1．化学平衡常数的定义
对于可逆反应：aA(g)+bB(g) cC(g)+dD(g)，在温度一定时，无论起始浓度如何，反应达到平衡后，各物质的物质的量浓度满足以下关系式：
K=
该结果是一个常数，此常数称为化学平衡常数。
固体、纯液体、水溶液中水的浓度可视为定值，其浓度不列入平衡常数表达式。
2．化学平衡常数的意义
（1）K值的大小反映了化学反应的进行程度 (即反应限度)。K值越大，说明正反应可以进行得越完全；K值越小，说明正反应可以进行得越不完全。
（2）K只受温度的影响，与反应物或生成物的浓度变化无关。
3．平衡常数的表达式的书写
（1）纯液体和固体的浓度为常数，不写入平衡常数表达式。
例如：C(s)＋H2O(g) CO(g)＋H2(g) K＝；
FeO(s)＋CO(g) Fe(s)＋CO2(g)　K＝。
（2）书写形式与化学方程式的书写有关。例如：
N2(g)＋3H2(g) 2NH3(g)的平衡常数为K1=；
N2(g)＋H2(g) NH3(g)的平衡常数为K2=；
NH3(g) N2(g)＋H2(g)的平衡常数为K3=。
则K1和K2的关系式为K1=K22；K2和K3的关系式为：K2·K3=1；K1和K3的关系式为：K1=。
考点20 平衡转化率
1．平衡转化率的概念
某一反应的平衡转化率α等于该物质在反应中的已转化量（如物质的量、物质的量浓度等）与该物质起始总量的比值，可表示为：
α = ×100%
2．平衡转化率的意义
反应的平衡转化率表示在一定温度和一定起始浓度下反应进行的限度。
考点21 化学平衡的有关计算
化学平衡的有关计算一般采用“三段式：
1．计算模式
　　　　　　 aA(g) ＋ bB(g)cC(g)＋dD(g)
c(初)(mol·L－1) x y 0 0
Δc(mol·L－1) am bm cm dm
c(平)(mol·L－1) x-am y-bm cm dm
2．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．注意以下问题：
（1）变化量的比值一定等于化学方程式中的系数之比，但是达到平衡时各组分的量的比值不一定等于方程式中的系数之比。
（2）进行有关计算时，可用物质的量浓度，也可用物质的量。
考点22 化学平衡的移动
1．化学平衡移动的概念
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．化学平衡移动的实质
(1)当一个可逆反应达到平衡后，如果浓度、压强、温度等反应条件改变，原来的平衡状态被破坏，化学平衡会移动，在一段时间后会达到新的化学平衡状态。
(2)实质：改变条件后，①v正≠v逆，②各组分的百分含量发生改变。
3．化学平衡移动的过程分析

新平衡与原平衡相比，平衡混合物中各组分的浓度(或质量)发生相应的变化。
4．化学平衡移动的方向判断
条件改变
考点23 浓度变化对化学平衡的影响
1．探究浓度对化学平衡移动的影响
按表中实验操作步骤完成实验，观察实验现象，填写下表：
实验原理

实验步骤
实验1　向试管中加入4 mL 0.1 mol·L－1 K2Cr2O7溶液，再滴加数滴1 mol·L－1 NaOH溶液，观察溶液颜色的变化。
实验2　将上述溶液分成两份，向其中一份中滴加1 mol·L－1 HNO3溶液，观察溶液颜色的变化，并和另一份溶液作对比。
实验现象
实验1中溶液由橙色变为黄色，实验2中加入HNO3的试管中溶液由黄色变为橙色，另一份不变色
实验结论
NaOH溶液使c(H＋)变小，平衡向正反应方向移动；HNO3溶液使c(H＋)增大，平衡向逆反应方向移动
2．浓度变化对化学平衡的影响规律
（1）其他条件不变，增大反应物浓度或减小生成物浓度，平衡向正反应方向移动；减小反应物浓度或增大生成物浓度，平衡向逆反应方向方向移动。
（2）仅增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，化学平衡不移动。
（3）在溶液中进行的反应，改变未参加反应的离子的浓度，化学平衡不移动。
3．浓度变化的v-t图像
已知反应mA(g)＋nB(g)pC(g)，当反应达到平衡后，改变浓度，平衡移动方向及改变条件后的v-t图像如下：
发生变化的条件
增大反应物浓度
减小生成物浓度
增大生成物浓度
减小反应物浓度
平衡移动方向
正反应方向
正反应方向
逆反应方向
逆反应方向
v-t图像




考点24 用浓度商判断化学平衡移动的方向
1．浓度商的意义
（1）浓度商的表达式：
对于可逆反应：aA+bBcC+dD，浓度商表示为：
Qc=
（2）计算浓度商Qc只需代入各物质在某一时刻（不一定是平衡状态）的物质的量浓度，计算平衡常数K必须代入各物质在平衡状态时的物质的量浓度。
2．利用浓度商判断平衡移动的方向
在一定温度下、任意时刻，比较浓度商与平衡常数的相对大小，可以判断反应体系平衡移动情况。
Qc Qc＝K，体系处于平衡状态；
Qc>K，平衡向逆反应方向移动。
考点25 压强变化对化学平衡的影响
1．压强变化对化学平衡的影响原因
若将有气体参加的可逆反应简单表示为：aA(g)bB(g)，则平衡常数K=
减小容器的体积以增大压强，反应物和生成物的浓度同时增大。
若a>b，Qc 若a=b，Qc=K，平衡不移动；
若aK，平衡向逆反应方向移动。
2．压强变化对化学平衡的影响规律
增大压强，平衡向气体分子数目减小的方向移动；
减小压强，平衡向气体分子数目增大的方向移动。
对于反应前后气体分子数目不变的反应，增大压强时，改变反应体系的压强，平衡不发生移动。
3．充入“惰气”对化学平衡的影响
恒温恒容条件下，充入“惰气”，体系中各物质的浓度没有发生变化，化学平衡不发生移动；
恒温恒压条件下，充入“惰气”，体系所占的体积增大，各物质的浓度减小，化学平衡向气体分子数目增大的方向移动
4．压强变化的v-t图像
已知反应mA(g)＋nB(g) pC(g)，当反应达到平衡后，改变条件，当反应达到平衡后，改变压强，平衡移动方向及改变条件后的v-t图像如下：
发生变化的条件
m+n>p
m+n m+n=p
增大压强
减小压强
增大压强
减小压强
增大压强
减小压强
平衡移动方向
正反应方向
逆反应方向
逆反应方向
正反应方向
不移动
不移动
v-t图像






考点26 温度变化对化学平衡的影响
1．实验探究温度变化对化学平衡的影响
实验步骤
①取一支试管向其中加入少量CoCl2晶体，加入浓盐酸使其全部溶解；
②加水至溶液呈紫色；
③将上述溶液分别装于三支试管中，分别置于热水、冰水和室温下
实验现象
室温下试管内液体呈紫色；热水中试管内液体呈蓝色，冰水中试管内液体呈粉红色
结论(平衡移动的方向)
室温平衡不移动，温度升高平衡向正反应方向移动(即吸热方向)，降低温度平衡向逆反应方向移动(即放热方向)
2．温度变化对化学平衡影响的规律
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。
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。
3．改变温度对平衡常数的影响
(1)改变温度可以使化学平衡发生移动，化学平衡常数也会发生改变，通过分析以下两个反应，总结出温度对化学平衡常数的影响规律。
①N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)
化学平衡常数K1＝，升温化学平衡向逆向移动，K1减小(填“增大”或“减小”，下同)，ΔH<0(填“>”或“<”，下同)。
②CO2(g)＋H2(g)CO(g)＋H2O(g)
化学平衡常数K2＝，升温化学平衡向正向移动，K2增大，ΔH>0。
(2)判断反应的热效应
①升高温度：K值增大→正反应为吸热反应；K值减小→正反应为放热反应。
②降低温度：K值增大→正反应为放热反应；K值减小→正反应为吸热反应。
4．温度变化的v-t图像
已知反应mA(g)＋nB(g)pC(g)，当反应达到平衡后，改变温度，平衡移动的方向和条件改变后的v-t图像如下表：
发生变化的条件
ΔH>0
ΔH＜0
升高温度
降低温度
升高温度
降低温度
平衡移动方向
正向
逆向
逆向
正向
v-t图像




考点27 化学平衡移动原理（勒夏特列原理）
1．探究外界条件变化化学平衡的影响
向一密闭容器中通入1 mol N2、3 mol H2发生反应N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)　ΔH<0，一段时间后达到平衡。
(1)若增大N2的浓度，平衡移动的方向是向右移动；达新平衡时，氮气的浓度与改变时相比较，其变化是减小。
(2)若升高温度，平衡移动的方向是向左移动；达新平衡时的温度与改变时相比较，其变化是降低。
(3)若增大压强，平衡移动的方向是向右移动；达新平衡时的压强与改变时相比较，其变化是减小。
2．化学平衡移动原理（勒夏特列原理）
（1）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）明确“减弱”不等于“消除”，更不是“扭转”。
（3）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使用。
3．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。
4．化学平衡移动原理的适用范围
勒夏特列原理只能解决与平衡移动有关的问题。不涉及平衡移动的问题都不能用勒夏特列原理解释。
①使用催化剂不能使化学平衡发生移动；
②反应前后气体体积不变的可逆反应，改变压强可以改变化学反应速率，但不能使化学平衡发生移动；
③发生的化学反应本身不是可逆反应；
④外界条件的改变对平衡移动的影响与生产要求不完全一致的反应。
5．分析化学平衡的一般思路

考点28 化学平衡图像的类型及特点
1．速率—时间图像(v－t图像)

（1）正反应速率突变，逆反应速率渐变，v′正＞v′逆，说明是增大了反应物的浓度，使正反应速率突变，且平衡正向移动。
（2）v正、v逆都是突然减小的，v′正＞v′逆，平衡正向移动，说明该反应的正反应可能是放热反应或气体分子数目增大的反应，改变的条件是降低温度或减小压强。
（3）v正、v逆都是突然增大的，并且v正、v逆增大程度相同，说明该化学平衡没有发生移动，可能是使用了催化剂，也可能是对反应前后气体气体分子数目不变的反应增大压强(压缩体积)。
2．百分含量(或转化率)—时间—温度(或压强)图像

（1）T2＞T1，温度升高，平衡逆向移动，正反应是放热反应。
（2）p2＞p1，压强增大，A(反应物)的转化率减小，说明正反应是气体分子数目增大的反应。
（3）生成物C的百分含量不变，说明平衡不发生移动，但反应速率a＞b，故a可能使用了催化剂；若该反应是反应前后气体分子数目的可逆反应，a也可能是增大了压强(压缩体积)。
3．百分含量(或转化率)—压强—温度图像

压强不变时，生成物C的百分含量随温度T的升高而逐渐减小，说明正反应是放热反应；
温度T不变，做横坐标的垂线，与压强线出现两个交点，分析生成物C的百分含量随压强p的变化可以发现，压强增大，生成物C的百分含量增大，说明正反应是气体分子数目减小的反应。
4．物质的量 (浓度)—时间图像(n/c－t图像)
在2 L刚性密闭容器中，某一反应有关物质A(g)、B(g)、C(g)的物质的量变化如图所示。根据图像回答下列问题：

(1)横坐标表示反应过程中时间变化，纵坐标表示反应过程中物质的物质的量的变化。
(2)该反应的化学方程式是3A(g)＋B(g)2C(g)。
(3)在反应达2 min时，正反应速率与逆反应速率之间的关系是相等。
(4)若用A物质的量浓度的变化，表示反应达平衡(2 min)时的正反应速率是0.15mol·L－1·min－1。
考点29 化学平衡图像解题方法
1．判断平衡移动方向
判断平衡移动方向，根据v′正、v′逆的相对大小；判断改变的哪种外界条件，根据改变条件的那一时刻v′正、v′逆的变化，若v′正或v′逆有一个发生了“突变”，则为改变的浓度；若两个都发生了“突变”，则为改变的温度或压强；若两个都发生了“突变”且仍然相等，则为加入催化剂或等体反应改变压强。
2．“定一议二”原则
在化学平衡图像中，包括纵坐标、横坐标和曲线所表示的意义共三个量。确定横坐标所表示的量后，讨论纵坐标与曲线的关系；或者确定纵坐标所表示的量，讨论横坐标与曲线的关系。即“定一议二”原则。解题过程中，可以作辅助线帮助分析。例如反应aA(g)＋bB(g)cC(g)在不同温度下(T1
(1)T1为一条等温线，随着压强的增大，C%减小，化学平衡逆向移动，a＋b (2)在压强一定时(如p3)，温度升高，C%增大，化学平衡正向移动，正反应是吸热反应。
3．“先拐先平”原则
在化学平衡图像中，先出现拐点的反应则先达到平衡，先出现拐点的曲线表示的温度较高(如图1)或表示的压强较大(如图2)[仍以aA(g)＋bB(g)cC(g)为例]。

根据图像回答下列问题：
(1)图1中，温度T1、T2的大小关系是T2>T1，温度升高，C%(C的含量)的变化是减小，化学平衡逆向移动，正反应是放热反应。
(2)图2中，压强p1、p2的大小关系是p1>p2，压强增大，C%(C的含量)的变化是减小，化学平衡逆向移动，a＋b