資源簡介

第六章 化學反應與能量 （2）吸熱反應：化學上把吸收熱量的化學反應叫做吸熱反應。
注意：不論吸熱還是放熱反應必須是化學反應，物質的三態變化屬于吸放熱過程不屬于吸放熱反
模塊一 化學反應與能量變化
應。
化學反應必然存在能量變化，不存在既不吸熱又不放熱的化學反應。
考點 放熱反應與吸熱反應
1 常見的放熱反應：、實驗
6-1 （1）所有的燃燒反應。實驗 ：鎂與鹽酸的反應
（2）所有的酸堿中和反應。
實驗 在試管中加入 2ml 2mol/L的鹽酸，并用溫度計測量溫度，再將用砂紙打
（3）大對數化合反應。
操作 磨過的光亮鎂條投入試管中，觀察現象并測量溫度變化。
實驗 看 有大量氣泡生成 （4）鋁熱反應（2Al+Fe2O3 Al2O3+2Fe）。
現象 摸 試管燙手 （5）金屬與酸、水的反應。
溫度計 溫度升高 常見的吸熱反應：
實驗 反應 Mg+2HCl=MgCl2+H2↑ （1）大多數分解反應。
結論 原理 （2）部分以碳為還原劑的還原反應（還原氧化銅、氧化鐵等）。
能量 反應放出熱量 （3）某些晶體之間的反應（Ba(OH)2·8H2O+NH4Cl=BaCl2+NH3↑+10H2O）
變化 （4）鹽酸與碳酸氫鈉的反應。
實驗 6-2：Ba(OH)2·8H2O與 NH4Cl晶體的反應 考點 反應中化學鍵與能量的關系
實驗 將 20g的 Ba(OH) 1、前情回顧：2·8H2O晶體研細后與 10g的 NH4Cl晶體一起放入燒杯
操作 中，并將燒杯放在滴有水的木板上，用玻璃棒迅速攪拌，聞到刺鼻氣味 化學反應的本質是舊化學鍵的斷裂與新化學鍵的形成。
后用玻璃片蓋上燒杯，用手觸摸燒杯下部，試著拿起燒杯觀察現象。 物質中的原子之間是通過化學鍵相結合的,所以化學反應的本質是反應物中舊化學鍵的斷裂和生
實驗 看 燒杯與木板粘到一起 成物中新化學鍵的形成。斷開反應物中的化學鍵要吸收能量,形成生成物中的化學鍵要放出能量。如反
現象 摸 燒杯外壁變得冰涼 應 H(g)+Cl2(g)=2HCl(g):
溫度計 有刺激性氣體生成
實驗 反應 Ba(OH)2·8H2O+NH4Cl=BaCl2+NH3↑+10H2O
結論 原理
能量 反應吸收熱量
變化
2、定義： 注意：
（1）放熱反應：化學上把釋放熱量的化學反應叫做放熱反應。 （1）同種條件下，形成 1mol化學鍵所釋放的能量與斷開 1mol同種化學鍵所吸收的能量是相同
1
（北京）股份有限公司
（北京）股份有限公司
的。 能量變化 表現
（2）鍵能：通常在 298K、101KPa下氣態分子中 1mol化學鍵解離成氣態原子所需要吸收的能量。 宏觀角度 類型 形式
鍵能越大物質越穩定。 反應物的總能量<生成物的總能量 吸收能量 吸熱
2、化學反應中的兩個過程： 反應物的總能量>生成物的總能量 釋放能量 放熱
（1）物質吸收能量用來克服粒子間作用力，斷開化學鍵。 結論：
（2）粒子重新組合，形成新的化學鍵，放出能量。 E 生成物的總能量-E 反應物的總能量=△E
3、化學反應中的兩個變化：
△E>0,反應為吸熱反應；
（1）物質變化
有新物質的生成。 △E<0,反應為放熱反應。
（2）能量變化 注：
反應物與生成物鍵能不同，故斷鍵吸收的能量與成鍵放出的能量不同，導致吸能與放能會有 （1）物質的總能量越低，物質越穩定。
能量差，故反應前后會與能量變化。 （2）需要加熱的反應不一定是吸熱反應，吸熱反應也不一定需要加熱。
4、化學反應中能量變化得兩個類型：
吸收能量與放出能量。 考點 化學能轉化為電能
一、原電池
1、銅鋅原電池的探究
實驗步驟 裝置圖 實驗現象 原因解釋
＋ 2
反應的離子方程式：Zn＋2H ===Zn
＋
(1)將鋅片和銅片插入 Zn 片：鋅片溶解，表面 ＋H2↑；Cu 片表面無明顯變化的
盛有 稀硫酸的燒杯 產生無色氣泡 原因：銅排在金屬活動性順序表氫
中，觀察現象 Cu 片：無變化 的后面，不能從酸溶液中置換出氫
能量變化 表現 氣
微觀角度 類型 形式
斷裂反應物化化學鍵的總能量<形成生成物化學鍵釋放的總能量 釋放能量 放熱 (2)用導線連接鋅片和 Zn 片：鋅片溶解 鋅與稀硫酸反應，但氫氣在銅片上
銅片，觀察、比較導
斷裂反應物化化學鍵的總能量>形成生成物化學鍵釋放的總能量 吸收能量 吸熱 Cu 片：銅片表面有氣泡 產生線連接前后的現象
電流表指針偏轉說明：導線中有電
結論： (3)用導線連接鋅片和
銅片，并在鋅片和銅片 Zn 片：鋅片溶解 流；Cu 片上有氣泡說明：溶液中
E 反應物的總鍵能-E 生成物的總鍵能=△E 之間串聯一個電流表， Cu 片：銅片表面有氣泡 的氫離子在銅片表面獲得電子發
觀察電流表指針是否偏
△E>0, 電流表 A指針偏轉
生還原反應產生氫氣，從銅片上放
反應為吸熱反應； 轉 出
△E<0,反應為放熱反應。 注意：
2
（北京）股份有限公司
（北京）股份有限公司
①實驗中所用的酸是稀硫酸，也可以用稀鹽酸,但不能用濃硫酸或硝酸。 了電流,即化學能轉化為電能。
②實驗中用到的電極的表面積要大，并且要潔凈,實驗前最好用酸將鋅片和銅片洗幾遍，然后用水洗干 6、原電池中正負極的判斷方法
凈。電極材料必須純凈無雜質，如果鋅片和銅片上有雜質，會形成較多的微電池，導致實驗現象不明 (1)根據電極反應或總反應方程式來判斷
顯。 作還原劑、失電子、化合價升高、發生氧化反應的電極是負極
2、分析實驗現象: 作氧化劑、得電子、化合價降低、發生還原反應的電極是正極
當插人稀硫酸的鋅片和銅片用導線連接時,由于鋅比銅活潑,鋅與稀硫酸反應而失去電子,被氧化為 (2)根據外電路中電子流向或電流方向來判斷
Zn2+ 而進入溶液:Zn-2e=Zn2+(氧化反應)。 電子流出或電流流入的一極負極；電子流入或電流流出的一極正極
電子由鋅片通過導線流向銅片,電子的定向移動產生了電流,使電流表指針發生偏轉。 (3)根據內電路(電解質溶液中)中離子的遷移方向來判斷
溶液中的 H+從銅片獲得電子,被還原成 H原子,H原子間結合成 H2，從銅片上逸出:2H++2e-=H ↑(還原反 陽離子向正極移動；陰離子向負極移動
應)。 (4)根據原電池的兩電極材料來判斷
發生的總反應為：Zn+2H+=Zn2++H ↑。 兩種金屬(或金屬與非金屬)組成的電極，若它們都與(或都不與)電解質溶液單獨能反應，則較活潑
3、原電池的概念 的金屬作負極；若只有一種電極與電解質溶液能反應，則能反應的電極作負極
通過特定的裝置使氧化反應與還原反應分別在兩個不同的區域進行，可以使氧化還原反應中轉移 7、原電池原理的主要應用
的電子通過導體發生定向移動,形成電流,實現化學能向電能的轉化。這種把化學能轉化為電能的裝置 （1）加快氧化還原反應的速率：原電池中，氧化反應和還原反應分別在兩極進行，使溶液中離
叫做原電池。 子運動時相互的干擾減小，使反應速率增大。如：在 Zn和稀硫酸反應時，滴加少量 CuSO4溶液，則
在原電池中，電子流出（氧化反應）的一極是負極，電子流入的（還原反應）一極是正極。 Zn置換出的銅和鋅能構成原電池的正負極，從而加快 Zn與稀硫酸反應的速率
總反應：氧化劑+還原劑=還原產物+氧化產物; （2）比較金屬活動性的強弱
負極反應：還原劑-ne-=氧化產物(氧化反應); (1)方法：一般情況下，負極的金屬活動性比正極的金屬活動性強。
正極反應：氧化劑+ne- =還原產物(還原反應)。 (2)常見規律：電極質量較少，作負極較活潑，有氣體生成、電極質量不斷增加或不變作正極，較
4、原電池的構成條件 不活潑
理論上,自發進行的氧化還原反應均可構成原電池。具體條件是： （3）設計原電池
①有一個自發的氧化還原反應; (1)依據：已知一個氧化還原反應，首先分析找出氧化劑、還原劑，一般還原劑為負極材料(或在
②有兩個活動性不同的電極(金屬與金屬或金屬與能導電的非金屬),一般其中較活潑的金屬作負極, 負極上被氧化)，氧化劑(電解質溶液中的陽離子)在正極上被還原
發生氧化反應,較不活潑的金屬(或能導電的非金屬)作正極,發生還原反應; (2)選擇合適的材料
③有電解質溶液(或熔融電解質); ①電極材料：電極材料必須導電。負極材料一般選擇較活潑的金屬材料，或者在該氧化還原反應
④兩極用導線相連,形成閉合回路。 中，本身失去電子的材料
5、原電池的工作原理 ②電解質溶液：電解質溶液一般能與負極反應
原電池工作時,負極上發生失去電子的氧化反應,電子通過導線流向正極,溶液中的氧化性物質在正 （4）制造化學電源：如各種干電池、蓄電池、燃料電池等
極得到電子,發生還原反應,氧化反應和還原反應不斷發生,負極上的還原性物質不斷失去電子,失去的 8、原電池電極反應式的書寫方法
電子不斷地通過導線流向正極被氧化性物質得到,閉合回路中不斷地有電子和離子的定向移動,就形成 1、遵循三個守恒
3
（北京）股份有限公司
（北京）股份有限公司
(1)得失電子守恒：元素的化合價每升高一價，則元素的原子就會失去一個電子 反應 2－ -負極 Pb(s)＋SO4 (aq)-2e ===PbSO4(s)
元素的化合價每降低一價，則元素的原子就會得到一個電子
＋ 2－ -
正極 PbO2(s)＋4H (aq)＋SO4 (aq)＋2e ===PbSO4(s)＋2H2O(l)
(2)電荷守恒：電極反應左、右兩邊的正電荷和負電荷數相等
(3)原子守恒(質量守恒)：電極反應兩邊同種原子的原子個數相等 特點 常作汽車電瓶，電壓穩定，使用方便安全
2、書寫方法
直觀法：針對比較簡單的原電池可以采取直觀法，先確定原電池的正、負極，列出正、負極上反 三、燃料電池
應的物質，并標出相同數目電子的得失
注意：負極反應生成的陽離子與電解質溶液中的陰離子是否共存。若不共存，則電解質溶液中的 燃料電池裝置示意圖
燃料電池是一種將燃料(如氫氣、甲烷、乙醇)與氧化劑(如氧氣)的化
陰離子應寫入負極反應式中。
燃 學能直接轉化為電能的 電化學反應裝置。
料 燃料氣可以是氫氣、甲烷、乙烷、丙烷、甲醇、乙醇、葡萄糖、肼等
考點 化學電池 電 可燃性氣體，
化學電池分為一次電池（干電池）、二次電池（充電電池）、燃料電池等。（了解） 池 電解質通常有四種情況：
的 ①稀硫酸
一、一次電池
構 ②KOH 溶液
普通鋅錳電池 2-
成 ③Li2CO3和 Na2CO3的熔融鹽混合物作電解質，其導電粒子是 CO3
2-
酸性鋅錳干電池是以鋅筒為負極，石墨棒為正極，在石墨棒周圍填充 ④固體電解質是摻雜了 Y2O3的 ZrO2固體，高溫下能傳導 O 離子
結構
糊狀的 MnO2和 NH4Cl 作電解質
①清潔、安全、高效
負極 Zn-2e-===Zn2＋
②料的利用率高、能量轉化率高，能量轉化率達到 80%以上
電極反 ＋ -
正極 2MnO2＋2NH4 ＋2e ===Mn2O3＋2NH3↑＋H2O ③與常規發電廠相比，其二氧化碳排放量明顯降低
應 特
總反應 Zn＋2MnO2＋2NH Cl===ZnCl ＋Mn O ＋2NH ↑＋H O
④與干電池或者蓄電池的主要差別在于反應物不是儲存在電池內部，而是從外部提供，這時電池
4 2 2 3 3 2 點
起著類似試管、燒杯等反應器的作用
酸性鋅錳干電池即使不用，放置過久，鋅筒也會因酸性的 NH4Cl 溶液
缺陷 ⑤供電量易于調節，能適應于電器負載的變化，而且不需要很長的充電時間，在航天、軍事和交
腐蝕，造成漏液而失效，還會導致電器設備的腐蝕
通等領域有廣闊的應用情景
改進措 a.在外殼套上防腐金屬筒或塑料筒制成防漏電池
施 b.將電池內的電解質 NH4Cl 換成濕的 KOH，并在構造上進行改進，制成堿性鋅錳電池
二、二次電池
鉛酸蓄電池：
鉛蓄電池是用橡膠或微孔塑料制成的長方形外殼，正極板上有一層棕
結構 褐色的 PbO2，負極板是海綿狀金屬鉛，兩極均浸在一定濃度的硫酸溶
液中，且兩極間用橡膠或微孔塑料隔開
電極 總反應 Pb(s)＋PbO2(s)＋2H2SO4(aq) 2PbSO4(s)＋2H2O(l)
4
（北京）股份有限公司
（北京）股份有限公司
模塊二 化學反應的速率與限度 二、計算方法（重點）
1、三段式法：
考點 化學反應速率（高考重點） （1）寫出有關反應的化學方程式。
一、化學反應速率的概念、公式、單位 （2）找出各物質的起始量、轉化量、某時刻量。
1、概念：化學反應速率是用來衡量化學反應進行的快慢的物理量，通常用單位時間內反應物濃 （3）根據已知條件計算。
度的減少量或者生成物的增加量（取正值）來表示。 例：在一定條件下，向 2 L 密閉容器中充入 2 mol N2和 4 mol H2發生反應 N2(g)＋3H2(g) 2NH3(g)，
10 min 時測定生成 NH 1 mol，則用 N 、H 、NH 表示的平均反應速率分別為多少？
2 3 2 2 3、公式：
N2(g) ＋ 3H2(g) 2NH3(g)
c（B）
v（B） = 起始 2 mol 4 mol 0 在“三段式”中，轉化的部分是按照化學計量系
t
轉化 0.5 mol 1.5 mol 1 mol 數進行反應的
V表示 B物質的反應速率； 末 1.5 mol 2.5 mol 1 mol
c（B）表示 t 內 B物質的濃度變化量（反應物取減少量，生成物取增加量） 0.5 mol
v(N2)＝ ＝0.025 mol/(L·min)
由于化學反應中反應物濃度的減少量和生成物濃度的增加量均為正值，反應速率也均為正值。 2 L×10 min
1.5 mol
3、單位： v(H2)＝ ＝0.075 mol/(L·min)
2 L×10 min
mol·L-1·min-1或 mol·L-1·S-1 1 mol
v(NH3)＝ ＝0.05 mol/(L·min)
注意： 2 L×10 min
1、反應的轉化率(α)：指已被轉化的反應物的物質的量與其初始的物質的物質的量之比
（1）v（B）在同一化學反應里，用不同的物質表示的反應速率可能不同，但意義相同，故描述
反應物轉化的物質的量(或質量、濃度)
反應速率時必須指明具體的物質。 100%
反應物起始的物質的量(或質量、濃度)
（2） c（B）固體或純液體的濃度視為常數，Δc=0因此不用固體或純液體表示化學反應速率。 0.5
N2的轉化率＝ 100% 25%
1.5
，H2的轉化率＝ 100% 37.5%
（3） t 化學反應速率是一段時間內的平均反應速率，而不是某一時刻的瞬時速率 2 4
4、用不同物質表示化學反應速率時的關系 2、生成物的產率：指生成物的實際值與理論值(按照方程式計算的出來的)的比值
1mol
在同一化學反應中,若用不同物質的濃度變化來表示化學反應速率,其數值之比等于該反應化學方 NH3的產率＝ 8 100% 37.5%
程式中相應物質的化學計量數之比,如對于化學反應 aA(g)+bB(g)=cC(g)+dD(g),有下列恒等 mol3
式:v(A):v(B):v(C):v(D)=a:b:c:d。 3、反應結束時各物質的濃度
5、化學反應速率大小的比較方法 1.5mol 2.5mol 1molc(N2)＝ 0.75mol / L ，c(H2)＝ 1.25mol / L ，c(NH3)＝ 0.5mol / L
(1) 2L 2L 2L歸一法：若單位不統一，則要換算成相同的單位；若為不同物質表示的反應速率，則要換算成
4、反應結束時各物質的百分含量(氣體的體積分數、物質的量分數、質量分數)
同一物質來表示反應速率；再比較數值的大小。 1.5
(2)比值法：比較化學反應速率與化學計量數的比值，如 aA(g)＋bB(g)===cC(g)＋dD(g) N2的體積分數＝ 100% 30%，比較 1.5 2.5 1
v A v B v A v B 2.5
與 ，若 ＞ ，則說明用 A表示的化學反應速率大于用 B表示的化學反應速 H2的體積分數＝ 100% 50%a b a b 1.5 2.5 1
率。
5
（北京）股份有限公司
（北京）股份有限公司
1 注：純液體和固體沒有濃度，所以改變反應中純液體和固體的用量不會改變反應速率。
NH3的體積分數＝ 100% 20%
1.5 2.5 1 3、催化劑對化學反應速率的影響
5、恒溫時，兩種容器 催化劑的加入會使化學反應速率改變。
恒溫恒容 恒溫恒壓 注：催化劑有正逆之分，正向催化劑會加快反應速率。
4、壓強對化學反應速率的影響（難點）
P n V n
恒溫、恒容時： 1 1 恒溫、恒壓時： 1 1
P2 n2 V2 n2
P前 n前 (2 4)mol 6 V前 n前 (2 4)mol 6
P后 n后 (1.5 2.5 1)mol 5 V后 n后 (1.5 2.5 1)mol 5
2、相關計算 結論：增大氣態反應物的壓強，化學反應速率加快，減小氣態反應物的壓強，化學反應速率減慢。
(1)計算用某物質的濃度變化表示的化學反應速率。 注：壓強對化學反應速率的影響只適用于有氣體參與的化學反應,改變壓強對化學反應速率產生影響的
(2)同一化學反應中,用不同物質表示的化學反應速率間的相互轉化。 根本原因是引起物質濃度的變化,只有壓強的變化引起物質濃度變化時才能改變化學反應速率。
(3)根據反應速率,計算反應進行的時間或確定某物質的濃度變化量。 對于有氣體參加的反應,增大反應體系的壓強對化學反應速率的影響常有以下幾種情況:
(4)根據不同物質的反應速率關系確定反應的化學方程式。 （1）恒溫時，增大壓強→體積減小→濃度增大→化學反應速率加快;
(5)比較同一化學反應在不同條件下化學反應速率的相對大小。 （2）恒溫恒容時，充入反應氣體反應物→總壓強增大→反應物濃度增大→化學反應速率加快;
（3）恒溫恒容時,充人“惰性氣體”→總壓強增大,但各反應物的分壓不變,則濃度不發生變化,所以化學反
考點 影響化學反應速率的因素（重點） 應速率不變;
一、內因（主要因素） （4）恒溫恒壓時,充入“惰性氣體”→容器容積增大引起反應物濃度減小→化學反應速率減慢。
化學反應速率大小主要由物質本身的性質決定,在其他條件相同時,反應物的化學性質越活潑,化學 說明:“惰性氣體”是指不參與反應的氣體。
反應速率越快;反應物的化學性質越不活潑,化學反應速率越慢。如其他條件相同時，Al、Fe和鹽酸反 其他：增大固體表面積可以增大反應速率。
應,反應速率由快到慢的順序為 Al>Fe。
二、外因 考點 化學反應的限度（重點）
一、研究對象
溫度、濃度、壓強、催化劑、固體反應物的表面積等對化學反應速率均有影響。
1、可逆反應的定義：在同一條件下，正反應方向和逆反應方向均能同時進行的化學反應稱為可逆反
1、溫度對化學反應速率的影響
升高溫度化學反應速率加快，溫度降低反應速率減慢。 應
注：無論是放熱反應還是吸熱反應，升溫都能加快化學反應速率。不能認為升溫只會加快吸熱反應的 2、可逆反應的特點
(1)共存：反應物轉化率低于 100%，反應物生成物共存。
反應速率，溫度對反應速率的影響與吸熱、放熱無關，也與反應物的狀態無關。
(2)雙同：正逆反應是在同一條件下同時進行的。
2、濃度對化學反應速率的影響 (3)雙向：可逆反應分為方向相反的兩個反應，正反應和逆反應。
反應物的濃度增大，反應速率加快，反應物濃度減小，反應速率減慢。 注意：正逆反應的熱效應相反。若正反應是吸熱反應，則逆反應是放熱反應。
6
（北京）股份有限公司
（北京）股份有限公司
3、可逆反應的表示方法：可逆反應的化學方程式中，用“ ”號代替“===”號 (1)在化學反應中,只有可逆反應才有可能達到化學平衡狀態,非可逆反應不存在化學平衡狀態。
二、化學反應的限度 (2)可逆反應在有關條件(如溫度、壓強等)確定的前提下才能夠達到化學平衡狀態,即化學平衡狀態是
1、化學平衡狀態的建立 有條件的。
(3)化學平衡狀態是可逆反應在一定條件下能達到的或完成的最大程度,即該反應進行的限度。化學反
在一定條件下向反應容器中加入 N2和 H2發生反應 N2＋3H2 2NH3。
應的限度決定了反應物在該條件下轉化為生成物的最大轉化率。
濃度 速率變化 v 正、v 逆關系
(4)不同條件下,同一可逆反應的化學反應限度不一定相同,當條件(溫度、壓強、各組分的濃度等)改
反應物濃度最大 v 正最大
開始 v 正＞v 逆 變時,化學平衡也隨之改變。
生成物濃度為 0 v 逆為 0
四、化學平衡狀態的特征
反應物濃度減小 v 正減小
變化 v ＞v (1)逆：化學平衡狀態研究的對象是可逆反應正 逆
生成物濃度增大 v 逆增大 (2)等：平衡時，同一物質的正、逆反應速率相等，即：v 正＝v 逆≠0(實質)
反應物濃度不變 v 正不變 (3)動：平衡時，反應仍在不斷進行，是一種動態平衡
平衡 v 正＝v 逆
生成物濃度不變 v 不變 (4)定：平衡時，各物質的轉化率(α)、百分含量(w%)、物質的量(n)、物質的質量(m)、物質的量濃逆
度(c)、混合氣體的平均摩爾質量(M )、混合氣體的密度(ρ)、壓強(P)等所有物理量全部恒定
(5)變：外界條件改變時，平衡可能被破壞，并在新的條件下建立新的化學平衡，即發生化學平衡移
2、化學平衡建立過程中化學反應速率的圖像：
動
五、化學平衡標志的判斷（重點）
1、直接標志
(1)正、逆反應速率相等
①同種物質：v正＝v 逆≠0，(同一種物質的生成速率等于消耗速率)
v 正（A） A化學計量數
②不同種物質： ＝
v 逆（B） B化學計量數
a.在化學方程式同一邊的不同物質的生成速率與消耗速率之比等于化學計量數之比
三、化學平衡狀態的概念： b.在化學方程式兩邊的不同物質的生成(或消耗)速率之比等于化學計量數之比
在一定條件下，當反應進行到一定程度時，正反應速率與逆反應速率相等，反應物的濃度和生成物 (2)各組分的濃度保持一定
的濃度都不再改變，達到一種表面靜止的狀態，稱之為化學平衡狀態，簡稱化學平衡 ①各組分的濃度不隨時間的改變而改變
概念理解： ②各組分的質量分數、物質的量分數、體積分數不隨時間的改變而改變
(1)當可逆反應達到平衡狀態時，反應物和生成物的濃度不再發生變化，對應的物質的質量分數、物 2、間接判斷依據：以 mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)為例
是否是平
質的量分數、體積分數、轉化率都將保持不變。 類型 判斷依據
衡狀態
(2)達到化學平衡狀態時,正反應速率和逆反應速率相等是指同一物質的消耗速率與生成速率相等。分
①各物質的物質的量或各物質的物質的量的分數一定 平衡
別用不同物質表示的正、逆反應速率不一定相等。
混 合 物 體 ②各物質的質量或各物質質量分數一定 平衡
(3)達到化學平衡狀態時,各物質的濃度和質量保持不變，這里的不變不能理解為各物質的濃度和質量 系 中 各 成 ③各氣體的體積或體積分數一定 平衡
相等。 分的含量 不一定平
④總體積、總壓強、總物質的量一定
注意： 衡
7
（北京）股份有限公司
（北京）股份有限公司
①在單位時間內消耗了 m molA 同時生成 m molA，即 高轉化率。
平衡
v(正)=v(逆)
②在單位時間內消耗了 n molB 同時消耗了 p molC，則
正、逆反應 平衡
v(正)=v(逆)
速 率 的 關
不一定平
系 ③在單位時間內生成 n molB，同時消耗了 q molD，因均指 v(逆)
衡
不一定平
④v(A):v(B):v(C):v(D)=m:n:p:q，v(正)不一定等于 v(逆)
衡
①m＋n≠p＋q時，總壓強一定 (其他條件一定) 平衡
壓強 不一定平
②m＋n=p＋q 時，總壓強一定 (其他條件一定)
衡
混 合 氣 體
① M 一定時，只有當 m＋n≠p＋q 時 平衡
平 均 相 對
分 子 質 量 不一定平
② M 一定時，但 m＋n=p＋q 時
M 衡
溫度 任何反應都伴隨著能量變化，當體系溫度一定時 平衡
顏色 反應體系內有色物質的顏色一定 平衡
不一定平
恒溫恒容時，密度一定
體 系 的 密 衡
度 恒溫恒壓時，若 m＋n≠p＋q，則密度一定時 平衡
恒溫恒壓時，若 m＋n≠p＋q，則密度一定時
注意：
①對同一物質而言，斷裂化學鍵的物質的量與形成化學鍵的物質的量相等則一定處于平衡狀態
②對絕熱密閉容器，溫度保持不變則一定處于平衡狀態
③若反應中有固體或液體，平均相對分子質量一定、密度一定則一定處于平衡狀態
六、控制反應條件的目的
1、(1)促進有利的化學反應:通過控制反應條件,可以提高化學反應速率提高反應物的轉化率即原料
的利用率,從而促進有利的化學反應進行,如物質的制備、食品的發酵等。
(2)抑制有害的化學反應:通過控制反應條件,也可以降低化學反應速率,減少甚至消除有害物質的
產生或控制副反應的發生,從而抑制有害的化學反應繼續進行,如食品的保鮮,金屬的防腐等。
2.控制反應條件的基本措施
(1)控制化學反應速率的措施
通過改變反應體系的溫度、溶液的濃度、氣體的壓強(或濃度)、固體的表面積以及使用催化劑等途
徑調控反應速率。
(2)提高轉化率的措施
通過改變可逆反應體系的溫度、溶液的濃度、氣體的壓強(或濃度)等改變可逆反應的限度,從而提
8
（北京）股份有限公司
（北京）股份有限公司

展開更多......

收起↑