文档文本内容
第七章 第一节 化学反应速率及影响因素
知识点总结
一、化学反应速率
1、定义
单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增
加。
2、表达式
，单位：mol/(L·s)或mol/(L·min)，如
密闭容器中，合成氨的反应N2+3H2⇌2NH3，开始时
c(N2)=8mol/L，2min 后c(N2)=4mol/L，则用N2表示
的反应速率为2mol/(L·min)。
1、化学反应速率与化学计量数关系
对于已知反应mA(g)+nB(g)=pC(g)+qD(g)，其化学
反应速率可用不同的反应物或生成物来表示，当单
位相同时，化学反应速率的数值比等于化学计量数
之比，即v(A):v(B):v(C):v(D)=m:n:p:q。如在一
个2L 的容器中发生反应：3A(g)+B(g)=2C(g)，加
入2molA，1s 后剩余1.4mol，则v(A)=0.3mol/
(L·s)，v(B)=0.1mol/(L·s)，v(C)=0.2mol/
(L·s)。
二、影响化学反应速率的因素
1、内因
反应物本身的性质是主要因素。如相同条件下
Mg、Al 与稀盐酸反应的速率大小关系为Mg>Al。
2、外因
——浓度——增大反应物浓度，反应速率增大；反之，减小。
——温度——升高温度，反应速率增大；反之，减小。
————压强——对于有气体参加的反应，增大压强，反应速率增大；反之，减小。
——催化剂——使用催化剂，反应速率增大。
——其他——增大固体表面积、光照、超声波等，能够增大反应速率。
如黄铁矿煅烧时要粉碎成细小的矿粒，增大了固体
表面积，加快反应速率；熔化的KClO3放出气泡很
慢，撒入少量MnO2很快产生气体，是因为MnO2的
催化作用；夏天的食品易变霉，冬天就不易发生该
现象，是因为夏天
温度高。
3、理论解释——有
效碰撞理论
（1）活化分子、活化能、有效碰撞：
①活化分子：能够发生有效碰撞的分子。
②活化能：如图，图中：E1为反应物的活化能，使
用催化剂时的活化能为虚线，反应热为ΔH。
③有效碰撞：活化分子间能够引发化学反应的碰
撞。
（2）活化分子、有
效碰撞与反应速率的关系：
增大反
应物浓度
升高反应体系的温
度
吸收能量
降低活化能
外
界
条
件
的
影
响
单位体积内分子总数增
加，活化分子百分数不
变，活化分子数增加
单位时间内、
单位体积内有
效碰撞次数增
多
单位体积内分子总数不
变，活化分子百分数增
加，活化分子数增加
增大气体压强 增大化学反应速率 使用催化剂
考点应用
一、化学反应速率的计算及大小比较
1、计算化学反应速率的基本模式
万能模式（三行式）可表示如下，其中的a、b 可
以是物质的量、浓度或体积等。
mA + nB
⇌pC + qD
起始量： a b 0 0
转化量： mx nx px qx
平衡量：a-mx b-nx px qx
2、计算化学反应速率的常用依据——“速率之比
等于化学计量数之比”
同一反应的速率，用不同物质表示时，数值之比等
于方程式的计量数之比，即对于反应：
aA+bB=cC+dD，有v(A):v(B):v(C):v(D)=a:b:c:d
或
；可利用此
比例关系计算用不同物质表示的反应速率或计算方
程式中各物质的化学计量数。
3、比较反应速率大小的方法：“一看二转三比
较”
比较用不同物质表示的反应速率相对大小时：
第一步看单位是否统一；第二步是若单位不统一，
转化成同一单位，不同物质表示时转化成同一物质
表示；第三是比较数值的大小。
注意：
（1）由于固体、纯液体的浓度视为常数，所以不
计算它们的化学反应速率。
（2）单位时间内反应物或生成物的物质的量变化
大，反应速率不一定快，因为化学反应速率是用单
位时间内反应物或生成物的浓度变化量来表示的。
二、化学反应速率图像及其应用
1、全程速率——时间图
如Zn 与足量盐酸的反应，反
应速率随时间的变化出现如
图。
解释原因：AB 段（v 渐大）因反应为放热反应，随
反应的进行，温度渐高，导致反应速率的渐大；BC
段（v 渐小），则主要因为随反应的进行，溶液中
c(H+)渐小，导致反应速率减小。
2、物质的量（或浓度）——时间图像
例如：某温度时，在定容（V L）容器中，X、Y、Z
三种物质的物质的量随时间变化曲线如图所示。
（1）由图像得出的信息是：
①X、Y 是反应物，Z 是产物；
②t3时反应达平衡，X、Y 没有全部反应。
（2）根据图像可进行如下计算：
①某物质的平均速率、转化率，如
②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
（n1-n3）:（n2-n3）:n2。
3、化学平衡移动与速率的关系图像
以aA(g)+bB(g)⇌cC(g)+dD(g) ΔH<0
(a+b>c+d)为例：
条件变化
速率变化
速率曲线
增大反应
物的浓度
v(正)、v(逆)
均增大，且v,
(正)>v,(逆)
·
·
·
C
B
A
t
v
增大生成
物的浓度
v(正)、v(逆)
均增大，且v,
(逆)>v,(正)
增大压强
v(正)、v(逆)
均增大，且v,
(正)>v,(逆)
升高温度
v(正)、v(逆)
均增大，且v,
(逆)>v,(正)
减小反应
物的浓度
v(正)、v(逆)
均减小，且v,
(逆)>v,(正)
减小压强
v(正)、v(逆)
均减小，且v,
(逆)>v,(正)
降低温度
v(正)、v(逆)
均减小，且v,
(正)>v,(逆)
使用催化
剂
v(正)、v(逆)
均增大，且v,
(逆)=v,(正)
（1）条件增强，曲线在原图像的上方；条件减
弱，曲线在原图像的下方。
（2）浓度改变时，图像曲线一条连续，一条不连
续，其他条件改变，图像曲线不连续。
注意：
（1）压强对反应速率的影响，实质是体积的改变
导致反应物浓度的改变而影响反应速率。若改变压
强不影响反应物浓度，则不影响反应速率。
（2）只有压强的改变同等程度的引起反应物和生
成物浓度的改变时，才能考虑压强的影响。只是改
变一种物质的浓度而引起的压强改变，不应该从压
强角度分析，应该从浓度角度分析。
第七章 第二节 化学平衡状态 化学平衡的移动
知识点总结
一、化学平衡
1、可逆反应
（1）定义：相同条件下，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。
（2）特点：
①反应物和生成物同时存在。
②任一反应的转化率小于100%。
③在一定条件下可达平衡状态。
2、化学平衡
（1）建立平衡
①反应刚开始时，反应物浓度最大，正反应速率最
大；生成物浓度为0，逆反应速率为0。
②随着反应的进行，反应物浓度逐渐减小，正反应
速率逐渐减小；生成物浓度逐渐增大，逆反应速率
逐渐增大，最终正、逆反应速率相等，达到平衡状
态，此时反应体系中各物质的浓度均保持不变。
（2）特点：
动——化学平衡是一种动态平衡
等——正反应速率=逆反应速率
定——反应物和生成物的浓度或百分含量保持不变
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
二、外界因素对化学平衡的影响
1、化学平衡移动的过程
化学平衡发生移动
条件改变 一段时间后
一定条件下的化学平衡 非平衡状态（平衡破坏） 新条件下的新平衡
⇒
⇒
v（正）=v（逆） v（正）≠v（逆） v’（正）=v’（逆）
各组分浓度保持不变 各组分浓度不断变化 各组分浓度又保持不变
2、平衡移动方向与反应速率的关系
（1）v（正）>v（逆），平衡向正反应方向移动。
（2）v（正）=v（逆），平衡不移动。
（3）v（正）<v（逆），平衡向逆反应方向移动。
3、外界因素对化学平衡的影响
浓度：增大反应物浓度或减小生成物浓度，平衡正
向移动；减小反应物浓度或增大生成物浓度，平衡
逆向移动
压强：对于反应前后气体分子数不等的反应，增大
压强，平衡向气体分子数减小的方向移动；减小压
强，平衡向气体分子数增大的方向移动。
若反应前后气体分子数相等，改变压强平衡不移
动。
温度：升高温度，平衡向吸热反应方向移动；降低
温度，平衡向放热反应方向移动。
催化剂：加入催化剂，不能使平衡发生移动。
如一定温度下，密闭容器中进行反应：
N2(g)+3H2(g)⇌2NH3(g) ΔH<0，
反应达到平衡后，改变条件：
①增大N2的浓度，平衡向右移动；
②升高温度，平衡向左移动；
③加入催化剂，平衡不移动；
④减少N2的浓度，平衡向左移动。
考点应用
一、判断平衡状态的方法：“逆向相等，变量不
变”
（1）“逆向相等”：反应速率必须一个是正反应
的速率，一个是逆反应的速率，且经过换算后同一
种物质的减少速率和生成速率相等。
（2）“变量不变”：如果一个量是随反应进行而
改变的，当不变时为平衡状态；一个随反应的进行
保持不变的量，不能作为是否平衡状态的判断依
据。
注意：
①用不同物质表示的反应速率之比等于化学计量数
之比，不一定是平衡状态，因为不论是否达到平
衡，该关系一定存在。
②各物质的物质的量之比等于方程式的化学计量数
之比，不一定是平衡状态，因为此条件不能说明各
组分的物质的量不再变化了。
③用不同物质表示的正、逆反应速率之比等于方程
式的化学计量数之比，一定是平衡状态。
2、不同条件下的平衡状态的判断
装置及反应特征
下列量不变，才一定是平衡状态
N2(g)+3H2(g)⇌2NH3(g)恒温恒容
n（总）、ω、c、p、M
N2(g)+3H2(g)⇌2NH3(g)恒温恒压
n（总）、ω、c、ρ、M
I2(g)+H2(g)⇌2HI(g)恒温恒容
ω、c
I2(g)+H2(g)⇌2HI(g)恒温恒压
ω、c
说明：n（总）：混合气体的总物质的量 ω：组分的百分含量 c：气体的浓度
ρ：混合气体的密度 p：容器内的压强 M:混合气体的平均相对分子质量
注意：
（1）根据正、逆反应速率来判断可逆反应是否达
到平衡时，要注意用同一种物质正、逆反应速率相
等，不同物质正、逆反应速率之比等于计量数之
比。
（2）根据压强是否变化来判断可逆反应是否达到
平衡时，要注意两点：一是容器的容积是否可变；
二是反应前后气体的体积是否变化。
（3）注意分析反应。对于不同的反应，用相同物
理量判断时，结果可能不同。如压强不再变化时，
对于气体体积变化的反应是平衡状态，但气体体积
不变的反应不一定是平衡状态。
二、化学平衡移动原理的应用
1、调控反应
根据影响化学反应速率和平衡的条件以及化学平衡
移动原理，可调控工业反应使之效益最大化。如合
成氨工业中加入催化剂提高反应速率，温度控制在
500℃左右，既考虑了反应速率又兼顾了催化剂的
活性的最佳温度，充入过量N2以提高H2的转化率
等。
2、判状态
根据压强改变后平衡移动的方向，可以判断反应物
或生成物的状态。
3、判化学计量数
根据压强改变后平衡移动的方向，可以判断方程式
中某气体物质的化学计量数或反应物和生成物之间
的化学计量数的大小关系。
4、判ΔH
根据温度改变后化学平衡移动的方向，可以判断正
反应或逆反应是吸热反应还是放热反应。
注意：
（1）不要把v（正）增大与平衡向正反应方向移
动等同起来，只有v（正）>v（逆）时，平衡才向
正反应方向移动。
（2）不要把平衡向正反应方向移动与原料转化率
的提高等同起来，当反应物总量不变时，平衡向正
反应移动，反应物转化率提高，当增大一种反应物
的浓度，使平衡向正反应方向移动时，只会使其他
反应物的转化率提高。
（3）同等程度地改变反应混合物总各物质的浓度
时，应视为压强的影响。
三、化学平衡图像
1、一般解题思路
这类题目是讨论自变量x（如时间、温度、压强
等）与函数值y（如物质的量、浓度、质量分数、
转化率等）之间的定量或定性关系，因此，要运用
数学方法解决此类题目：
（1）分析纵横坐标及曲线表示的意义。
（2）分析曲线的变化趋势与纵横坐标的关系。
（3）分析特殊点（起点、拐点、终点）及其含
义。
（4）有两个以上变量时，先固定一个变量，讨论
其他两个变量的关系。
2、图像类型及解题要领
（1）速率——压强（或温度）图像：
特点：曲线的意义是外界条件（如温度、压强等）
v
（逆
v
（正
p
O
v
对正、逆反应速率影响的变化趋势及变化幅度。图
中交点是平衡状态，压强增大后正反应速率增大得
快，平衡向正向移动。
（2）转化率（或质量分数等）——压强、温度图
像
特点：表示多个
外界条件同时变
化时，A 的转化
率的变化规律。
解决这类图像
题，采用“定一
议二”，即把自
变量（温度、压
强）之一设为恒
量，讨论另外两个
变量的关系。
特点：曲线上的点
表示平衡状态，
X、Y 点则未达平衡
状态，X 点要达到平衡状态需向B 的百分含量减小
的方向移动，Y 点要达到平衡状态需向B 的百分含
量增大的方向移动。
（3）质量分数
——时间图像：
特点：表示不同条
件下反应速率的快
慢以及平衡混合物
中D 的含量高低。
解题方法是“先拐
先平”，即曲线先折拐的首先达到平衡，反应速率
快，以此判断温度或压强的高低，再依据外界条件
对平衡的影响分析。
注意：
（1）在图像题中一定要注意看清横、纵坐标表示
的意义及图像中曲线的变化趋势。
（2）不要忽视图像中的比例关系，比例关系一般
涉及计算问题。
（3）有些图像中曲线的斜率可以反映出变化的程
度，不要忽视。
四、化学平衡移动和反应物转化率的变化
1、转化率
2、外界因素对化学平衡和转化率的影响
（1）反应前后气体体积不相等的反应。如2SO2(g)+O2(g)⇌2SO3(g) ΔH<0
条件变化
平衡移动
转化率变化
增大O2浓度
正移
SO2的转化率增大，O2的转化率减小
升高温度
逆移
SO2、O2的转化率都减小
增大压强
正移
SO2、O2的转化率都增大
（2）对于反应前后气体体积相等的反应，如：H2(g)+I2(g)⇌2HI(g)
条件变化
平衡移动
转化率变化
增大H2浓度
正移
H2的转化率减小，I2的转化率增大
增大压强
不移动
转化率不变
1×105Pa
1×106Pa
1×107Pa
T/K
O
A
的
转
化
率
·Y
·X
p
O
B%
T2T1tO
D%
3、惰性气体对化学平衡、转化率的影响
（1）恒容容器通入惰性气体：反应体系中各物质
的浓度不变；各物质的反应速率不变；平衡不受影
响；反应物的转化率不变。
（2）恒压容器中通入惰性气体：反应体系中各物
质的浓度减小，反应速率减小；平衡向气体体积增
大的方向移动。
①若正反应为气体体积增大的反应，则反应物的转
化率增大。
②若正反应为气体体积减小的反应，则反应物的转
化率减小。
注意：
（1）增大反应物浓度，反应物的转化率不一定
大。如合成氨的反应中，增大氮气浓度，氮气的转
化率减小，氢气的转化率增大。
（2）生成物浓度比原来减小了，不一定是平衡向
逆反应方向移动造成的，如气体反应减小压强，不
论平衡向哪个方向移动，各种气体物质的浓度都减
小。
（3）压强增大，平衡不一定移动，可从v（正）与v（逆）的变化分析。如下表
改变条件
v（正）、v（逆）变化
平衡移动
恒容容器充入惰性气体
v（正）、v（逆）不变
平衡不移动
反应前后气体相等反应，压
缩容器体积
v（正）、v（逆）都增大，且v（正）=v
（逆）
平衡不移动
第七章 第三节 化学平衡常数 化学反应进行的方向
知识点总结
一、化学平衡常数
1、定义
在一定温度下，当一个可逆反应达到平衡时，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，该常数就是该反应的化学平衡常数。
2、表达式
对于可逆反应mA(g)+nB(g)⇌pC(g)+qD(g)，化学平
衡常数
，式中A、B、C、D 的
浓度均为平衡浓度。
如在一定温度时，4molA 在2L 的密闭容器中分解：
A(g)⇌2B(g)+C(g)，达到平衡时测得已有50%的A
分解成B 和C，此温度下，该反应的平衡常数为
4。
3、意义
（1）K 值越大（一定温度下）说明反应进行程度
越大，反应物转化率也越大。
（2）一般认为，K>105时，反应进行得就基本完全
了。
4、特点
K 的大小与物质的浓度、压强等无关，只随温度变
化而变化。
二、化学反应的方向
1、自发反应
在给定的条件下，无需外界帮助，一经引发即能自
动进行的反应。
2、焓变与反应方向
多数能自发进行的化学反应是放热反应，但也有不
少吸热反应能自发进行。
3、熵变与反应方向
ΔS 为反应产物总熵与反应物总熵之差。熵增加有
利于反应自发进行，而有些熵减小的反应在一定条
件下也可以自发进行。
4、反应方向的判断
在恒温、恒压条件下，焓变和熵变共同决定反应的
方向：
考点应用
一、化学平衡常数及其应用
1、化学平衡常数表达式
（1）计算化学平衡常数时，分子、分母中的浓度
指平衡浓度。
（2）化学平衡常数是指某一具体反应的平衡常
数。如N2+3H2⇌2NH3 K=a，则有2NH3⇌N2+3H2
K,=1/a；1/2N2+3/2H2⇌NH3 K,,=
。
（3）反应物或生成物中有固体和纯液体存在时，
由于其浓度可看作“1”而不代入公式。
2、化学平衡常数的应用
（1）判断反应进行的程度：化学平衡常数能够表
示可逆反应进行的程度。一个反应的K 值越大，表
明平衡时生成物的浓度越大，反应物的浓度越小，
反应物的转化率也越大。一般来说，当K>105时，
就认为反应基本进行完全了，当K<10-5时,认为反
应很难进行。
（2）判断化学反应进行的方向：对于化学反应
aA(g)+bB(g)⇌cC(g)+dD(g)的任意状态，浓度商：
（3）
，有：
（4）判断反应的热效应：
K 值增大 正反应为吸热反
应
升高温度
K 值减小 正反应为放热反
应
K 值增大 正反应为放热反
应
降低温度
K 值减小 正反应为吸热反
应
（5）计算反应物的转化率。
注意：
（1）关于H2O 的浓度问题：
①稀水溶液中进行的反应，虽然H2O 参与反应，但
是H2O 只作为溶剂，不能带入平衡常数表达式。
如NH4Cl+H2O⇌NH3·H2O+HCl 的平衡常数表达式为
。
②H2O 的状态不是液态而是气态时，则需要带入平
衡常数表达式。
（2）K 的大小只与温度有关，与反应物或生成物
的起始浓度的大小无关。
（3）带入平衡常数表达式的是平衡浓度，而不是
任意时刻的浓度，更不能将物质的量带入。
（4）同一化学反应，可以用不同的化学方程式表
示，每个化学方程式都有自己的平衡常数表达式及
相应的平衡常数。因此，要注意使用与反应方程式
相对应的平衡常数。
二、化学平衡计算的方法——“三段式”
1、计算步骤
书写——写出有关化学平衡的化学方程式。
标示——标示出各物质的起始量、转化量、平衡
量。
计算——根据已知条件列方程式计算
2、计算模式
如反应：mA(g)+nB(g)⇌pC(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mx，容器容积为VL。
mA(g)+nB(g)⇌pC(g)+qD(g)
起始（mol） a b 0 0
变化（mol） mx nx px qx
平衡（mol） a-mx b-nx px qx
则有：（1）
。
（2）对于反应物：n（平）=n（始）-n（变）；
对于生成物：n（平）=n（始）+n（变）。
（3）
。
（4）
，
。
（5）
。
（6）
。
（7）
。
（8）
。
注意：
（1）反应起始时，反应物和生成物可能同时存
在。
（2）不同物质的起始浓度之比不一定是化学计量
数之比。若反应物起始浓度之比等于化学计量数之
比，则反应物的转化率相等，平衡时反应物的浓度
之比也等于计量数之比。
（3）起始浓度、平衡浓度不一定呈现化学计量数
比，但物质之间是按化学计量数反应和生成的，故
各物质的浓度变化之比一定等于化学计量数比，这
是计算的关键。
