【文章內容簡介】 度下，K值為常數(shù)，要使上式的值仍等于K，則必須使c(NH3)增大、c(N2)和c(H2)減小，即平衡向合成NH3的方向(正反應方向)移動． ③對于反應前后氣體總體積相等的可逆反應，改變壓強，ν正與ν逆的變化程度相同，ν正仍然等于ν逆。，故平衡不發(fā)生移動．例如，可逆反應H2(g) + I2(g) 2HI(g)在一定溫度和壓強下達到平衡后，其平衡常數(shù)K為： 若將壓強增至原來的2倍，則各組分的濃度增至原來的2倍．此時： 上式的值仍與K值相等，即平衡不發(fā)生移動．(3)溫度對化學平衡的影響．一般規(guī)律：當其他條件不變時，升高溫度，使平衡向吸熱方向移動；降低溫度，則使平衡向放熱反應方向移動．說明 ①化學反應過程均有熱效應．對于一個可逆反應來說，如果正反應是放熱反應，則逆反應必為吸熱反應．②當升高(降低)溫度時，ν正、ν逆會同時增大(減小)，但二者增大(減小)的倍數(shù)不相同，從而導致化學平衡發(fā)生移動．(化學平衡移動原理(勒夏特列原理))(1)原理內容：如果改變影響平衡的一個條件(如溫度、壓強或溫度等)，平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動． (2)勒夏特列原理適用的范圍：已達平衡的體系(如溶解平衡、化學平衡、電離平衡、水解平衡等)．勒夏特列原理不適用于未達平衡的體系，如對于一個剛從反應物開始進行的氣相可逆反應來說，增大壓強，反應總是朝著正反應方向進行的，由于未達平衡，也就無所謂平衡移動，因而不服從勒夏特列原理．(3)勒夏特列原理適用的條件：只限于改變影響平衡的一個條件．當有兩個或兩個以上的條件同時改變時，如果這些條件對平衡移動的方向是一致的，則可增強平衡移動．但如果這些條件對平衡移動的方向影響不一致，則需分析哪一個條件變化是影響平衡移動的決定因素．(4)勒夏特列原理中“減弱這種改變”的解釋：外界條件改變使平衡發(fā)生移動的結果，是減弱對這種條件的改變，而不是抵消這種改變．也就是說：外界因素對平衡體系的影響占主要方面．[催化劑與化學平衡的關系] 使用催化劑能同等程度地增大ν正、ν逆，因此，在一個可逆反應中使用催化劑時，能縮短反應達到平衡時所需的時間．但由于ν正仍等于ν逆，所以，使用催化劑對化學平衡的移動沒有影響，不能改變平衡混合物中各組分的百分比組成．[反應物用量對平衡轉化率的影響](1)若反應物只有一種，如aA(g) bB(g) + cC(g)，則增加A的量，平衡向正反應方向移動，但A的平衡轉化率究竟如何變化，要具體分析反應前后氣體體積的相對大?。纾孩偃鬭＝b+c，則A的轉化率不變；②若a＞b+c，則A的轉化率增大；③若a＜b+c，則A的轉化率減?。?2)若反應物不只一種，如aA(g) + bB(g) cC(g) + dD(g)．則：①若只增加反應物A的量，平衡向正反應方向移動，則反應物B的轉化率增大，但由于外界因素占主要方面，故A的轉化率減?。谌舭丛壤稊?shù)地增加反應物A與B的量，A、B的轉化率的變化有以下三種情況：a．當a+b＝c+d時，A、B的轉化率都不變；b．當a+b＞c+d時，A、B的轉化率都減??；c．當a+b＜c+d時，A、B的轉化率都增大．[化學反應速率與化學平衡的區(qū)別與聯(lián)系]化學反應速率化學平衡區(qū)別概念略略研究對象所有化學反應只研究可逆反應催化劑的影響使用催化劑能加快化學反應速率催化劑不能使化學平衡發(fā)生移動相互聯(lián)系①在一定條件下，當ν正＝ν逆時，即說明該可逆反應達平衡狀態(tài)②在可逆反應中，反應速率大，達到平衡所需的時間短；反應速率小，達到平衡所需的時間長③改變條件，若ν正增大，平衡不一定向正反應方向移動；同樣，ν逆增大，平衡也不一定向逆反應方向移動．改變條件后，平衡究竟向哪一個方向移動，只有比較出ν正與ν逆哪個更大后，才能確定平衡移動的方向[化學反應速率和化學平衡計算的基本關系式] 對于可逆反應： mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g)(1)用各物質表示的反應速率之比等于化學方程式中相應物質化學式前的化學計量數(shù)之比．即：∶∶∶＝m∶n∶p∶q(2)各物質的變化量之比＝化學方程式中相應的化學計量數(shù)之比(3)反應物的平衡量＝起始量－消耗量生成物的平衡量＝起始量＋增加量表示為： mA(g) + nB(g) pC(g) + qD(g) 起始量／mol a b c d 變化量／mol 平衡量／mol a b (4)達平衡時，反應物A(或B)的平衡轉化率α(％)： α(A)(或B)＝100％ α(A)(或B)＝100％ α(A)(或B)＝100％(5)在一定溫度下，反應的平衡常數(shù)(6)阿伏加德羅定律及其三個重要推論：①恒溫、恒容時：，Bp任何時刻時反應混合氣體的總壓強與其總物質的量成正比；②恒溫、恒壓時：，即任何時刻時反應混合氣體的總體積與其總的物質的量成正比；③恒溫、恒容時：，即任何時刻時反應混合氣體的密度與其反應混合氣體的平均相對分子質量成正比．(7)混合氣體的密度：(8)混合氣體的平均相對分子質量Mr的計算：①Mr＝M(A)a％ + M(B)b％ + …其中M(A)、M(B)…分別是氣體A、B…的相對分子質量；a％、b％…分別是氣體A、B…的體積(或摩爾)分數(shù)．②4．合成氨條件的選擇 [合成氨條件的選擇](1)合成氨反應的特點：反應物、生成物均為氣體且正反應是氣體體積減小、放熱的可逆反應． N2(g) + H2(g) 2NH3(g)(2)選擇適宜條件的目的：盡可能增大合成氨的反應速率，縮短到達平衡的時間，提高氨的產率．(3)選擇適宜條件的依據(jù)：外界條件對化學反應速率和化學平衡影響的規(guī)律．(4)選擇適宜條件的原則：①既要注意外界條件對二者(合成氨的反應速率和氨的產率)影響的一致性，又要注意對二者影響的矛盾性；②既要注意溫度、催化劑對反應速率影響的一致性，又要注意催化劑的活性對溫度的限制；③既要注意理論上生產的要求，又要注意實際操作的可能性．(5)合成氨的適宜條件：①溫度為500℃左右； ②壓強為20Mpa～50MPa； ③使用以鐵為主體的多成分催化劑(稱為鐵觸媒)．說明 ①選擇合成氨溫度為500℃的原因：a．溫度高時，雖然能增大合成NH3的反應速率，但溫度越高越會使平衡向逆反應方向移動，越不利于NH3的合成；溫度低時，雖有利于平衡向合成NH3的方向移動，但反應速率太小，達到平衡所需的時間太長．b．鐵觸媒在500℃左右時活性最大．②選擇合成氨壓強為20 MPa～50 MPa的原因：壓強增大時，既能提高合成氨的反應速率，又能使平衡向合成氨的方向移動，但壓強大時，對設備的要求和技術操作的要求就高，消耗的動力也大．(6)在合成氨生產中同時采取的措施：①將生成的氨及時從平衡混合氣體中分離出去，未反應的NH2重新送回合成塔中進行循環(huán)操作，使平衡向合成氨的方向移動，以提高N2和H2的轉化率．②不斷向循環(huán)氣體中補充NH2，以提高反應物的濃度．③加入過量的N2，使成本較高的H2得以充分利用． [化學反應速率和化學平衡圖像題的解答關鍵](1)弄清曲線的起點是否是從“0”點開始；弄清轉折點和終點的位置．先出現(xiàn)轉折點的曲線表示反應速率大、先達到平衡，該曲線對應的溫度高或壓強大；后出現(xiàn)轉折點的曲線則表示反應速率小、后達到平衡，該曲線所對應的溫度低或壓強小；(2)弄清曲線的變化是呈上升趨勢還是下降趨勢；(3)弄清橫坐標、縱坐標所代表的意義．高中化學知識點規(guī)律大全（三）——電離平衡[電解質與非電解質](1)電解質：在水溶液里或者熔融狀態(tài)下能夠導電的化合物叫電解質．電解質不一定能導電，而只有在溶于水或熔融狀態(tài)時電離出自由移動的離子后才能導電(因此，電解質導電的原因是存在自由移動的離子)．能導電的不一定是電解質，如金屬、石墨等單質．(2)非電解質：在水溶液里和熔融狀態(tài)下都不能導電的化合物．因為非電解質歸屬于化合物，故如C12等不導電的單質不屬于非電解質．(3)電解質與非電解質的比較．電解質非電解質區(qū)別能否導電溶于水后或熔融狀態(tài)時能導電不能導電能否電離溶于水或受熱熔化時能電離產生自由移動的離子不能電離，因此沒有自由移動的離子存在所屬物質酸、堿、鹽等蔗糖、酒精等大部分有機物，氣體化合物如NHSO2等聯(lián)系都屬于化合物說明：某些氣體化合物的水溶液雖然能導電，但其原因并非該物質本身電離生成了自由移動的離子，因此這些氣體化合物屬于非電解質．例如；氨氣能溶于水，但NH3是非電解質．氨水能導電是因為NH3與H2O反應生成了能電離出NH4＋和OH－的NH3H2O的緣故，所以NH3H2O才是電解質．[強電解質與弱電解質](1)強電解質：溶于水后全部電離成離子的電解質．(2)弱電解質：溶于水后只有一部分分子能電離成離子的電解質．(3)強電解質與弱電解質的比較．強電解質弱電解質代表物質①強酸：如H2SOHNOHCl等②強堿：如KOH、NaOH、Ba(OH)2等③鹽：絕大多數(shù)可溶、難溶性鹽，如NaCl、CaCO3等①H2O②弱酸：如CH3COOH、HF、HClO、H2CO3等③弱堿：NH3H2O、A1(OH)Fe(OH)3等電離情況完全電離，不存在電離平衡(電離不可逆)．電離方程式用“＝”表示．如：HNO3＝H＋+ NO3－不完全電離(部分電離)，存在電離平衡．電離方程式用“”表示．如：CH3COOHCH3COO－+ H十水溶液中存在的微粒水合離子(離子)和H2O分子大部分以電解質分子的形式存在，只有少量電離出來的離子離子方程式的書寫情況拆開為離子(特殊：難溶性鹽仍以化學式表示)全部用化學式表示注意: (1)在含有陰、陽離子的固態(tài)強電解質中，雖然有陰、陽離子存在，但這些離子不能自由移動，因此不導電．如氯化鈉固體不導電．(2)電解質溶液導電能力的強弱取決于溶液中自由移動離子濃度的大小(注意：不是取決于自由移動離子數(shù)目的多少)．溶液中離子濃度大，溶液的導電性就強；反之，溶液的導電性就弱．因此，強電解質溶液的導電能力不一定比弱電解質溶液的導電能力強．但在相同條件(相同濃度、相同溫度)下，強電解質溶液的導電能力比弱電解質的導電能力強．1．電離平衡[強電解質和弱電解質]強電解質弱電解質概 念在水溶液里全部電離為離子的電解質在水溶液里僅部分電離為離子的電解質化合物類型含有離子鍵的離子化合物和某些具有極性鍵的共價化合物某些具有極性鍵的共價化合物所含物質強酸、強堿、鹽等水、弱酸、弱堿電離情況完全電離，不存在電離平衡(電離不可逆)不完全電離(部分電離)，存在電離平衡聯(lián) 系都屬于電解質說明 離子化合物在熔融或溶于水時離子鍵被破壞，電離產生了自由移動的離子而導電；共價化合物只有在溶于水時才能導電．因此，可通過使一個化合物處于熔融狀態(tài)時能否導電的實驗來判定該化合物是共價化合物還是離子化合物．[弱電解質的電離平衡] (1)電離平衡的概念：在一定條件(如溫度、壓強)下，當電解質分子電離成離子的速率與離子重新結合成分子的速率相等時，電離過程就達到了平衡狀態(tài)，這叫做電離平衡．(2)弱電解質的電離平衡的特點：電離平衡遵循勒夏特列原理，可根據(jù)此原理分析電離平衡的移動情況．①電離平衡是動態(tài)平衡．電離方程式中用可逆符號“”表示．例如：CH3COOHCH3COO－ + H＋ NH3H2ONH4＋ + OH－②將弱電解質溶液加水稀釋時，電離平衡向弱電解質電離的方向移動．此時，溶液中的離子數(shù)目增多，但電解質的分子數(shù)減少，離子濃度減小，溶液的導電性降低．③由于電離過程是吸熱過程，因此，升高溫度，可使電離平衡向弱電解質電離的方向移動．此時，溶液中離子的數(shù)目增多，離子濃度增大，溶液的導電性增強．④在弱電解質溶液中，加入與弱電解質電離出相同的離子的強電解質時，使弱電解質的電離平衡向逆反應方向移動．例如，L－1”滴有氨水的溶液(顯淺紅色)中，存在電離平衡NH3H2ONH4＋ + OH－．當向其中加入少量下列物質時：(NH4＋)，使NH3H2O的電離平衡逆向移動，c(OH－)減小，溶液紅色變淺．b．NaOH固體．NaOH溶于水時電離產生的OH－抑制了NH3H2O的電離，從而使平衡逆向移動．[電離平衡常數(shù)] 在一定溫度下，當弱電解質的電離達到平衡狀態(tài)時，溶液中電離產生的各種離子濃度的乘積與溶液中未電離的弱電解質分子濃度的比值是一個常數(shù)，這個常數(shù)叫做電離平衡常數(shù)，簡稱電離常數(shù)．弱酸的電離常數(shù)用Ka表示，弱堿的電離常數(shù)用Kb表示．(1)電離平衡常數(shù)的表達式．①一元弱酸、一元弱堿的電離常數(shù)表達式：例如，一定溫度下CH3COOH的電離常數(shù)為：CH3COOHCH3COO－ + H＋一定溫度下NH3H2O的電離常數(shù)為：NH3H2ONH4＋ + OH－②多元弱酸的電離特點及電離常數(shù)表達式：a．分步電離．是幾元酸就分幾步電離．每步電離只能產生一個H＋，每一步電離都有其相應的電離常數(shù)．b．電離程度逐漸減小，且K1》K2》K3，故多元弱酸溶液中平衡時的H＋主要來源于第一步．所以，在比較多元弱酸的酸性強弱時，只需比較其K1即可．例如25℃時，H3PO4的電離；H3PO4 H2PO4－ + H＋ H2PO4－ HPO42－ + H＋ HPO42－ PO43－ + H＋ 注意 a．電離常數(shù)表達式中各組分的濃度均為平衡濃度． b．多元弱酸溶液中的c(H＋