昨天有同學問有關化學反應速率和化學平衡的知識，今天化學姐就給大家總結一下這些方面的考點

　　用單位時間內反應物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示。常用單位為mol·(L·s)-1或mol·(L·min)-1

　　(1)固體、純液體在反應中可視為濃度不變，故一般不用固體或純液體表示反應速率。

　　近幾年的高考題，在涉及化學反應速率的知識點時，主要是利用化學反應速率的規律，完成下述要求：

　　判斷反應速率的大小，必須考慮各物質的反應計量數，再進行比較，同時還要注意保持單位的統一。

　　(1)濃度：在其他條件不變時，增大反應物的濃度，化學反應速率增大。由于固體、純液體在反應中可視為濃度不變，故增加其量并不能改變反應速率。

　　(3)壓強：在其他條件不變時，對于有氣體參加的反應，增大壓強，化學反應速率增大。

　　1.壓強對速率的影響，是通過改變氣體的濃度來實現的，故一般意義上的增大壓強是指壓縮氣體的體積。對于氣體反應體系要注意以下幾個問題。

　　(1)改變溫度，對吸熱反應速率的影響，總是超過對放熱反應速率的影響：當升高溫度時，吸熱反應速率增大的倍數＞放熱反應速率增大的倍數，故升溫化學平衡向吸熱方向移動；當降低溫度時，吸熱反應速率減小的倍數＞放熱反應速率減小的倍數，故降溫化學平衡向放熱方向移動。

　　(2)對有氣體參加的化學反應，改變壓強，對氣體體積之和大的一側的反應速率的影響，總是超過對氣體體積之和小的一側的反應速率的影響：當增大壓強時，氣體體積之和大的一側的反應速率增大的倍數＞氣體體積之和小的一側的反應速率增大的倍數，故加壓化學平衡向氣體體積之和小的一側移動；當減小壓強時，氣體體積之和大的一側的反應速率減小的倍數＞氣體體積之和小的一側的反應速率減少的倍數，故減壓化學平衡向氣體體積之和大的一側移動。

　　(3)使用催化劑，正、逆反應速率增加或減小的倍數相同，故化學平衡不移動。

　　3.化學知識點多，而理綜試卷化學高考題的題量較少，所以化學高考題每一道題涉及的知識點都比較多。綜合考慮各種因素對反應速率的影響進行命題，符合這一命題趨勢。

　　例題： 已知Mg+2HCl====MgCl2+H2↑,將鎂條投入到稀鹽酸中，反應速率與時間的關系如圖所示：

　　解析：鎂與鹽酸反應的實質是Mg與H+之間的氧化還原反應，在t0→t1時間段內，隨著反應的進行，H+的濃度逐漸降低，按說反應速率應逐漸降低，但鎂與鹽酸的反應是放熱反應，使溶液溫度升高，又使反應速率加快，且后者對反應速率的影響超過了前者對反應速率的影響，所以隨著反應的進行，反應速率逐漸增大。而在t1→t2時間段內，H+的濃度減少很多，所以隨著反應的進行，反應速率逐漸減小。

　　在一定條件下的可逆反應里，正反應和逆反應的速率相等，反應混合物中各組成成分的含量保持不變的狀態叫化學平衡狀態。

　　“等”——處于密閉體系的可逆反應，化學平衡狀態建立的條件是正反應速率和逆反應速率相等。即v(正)=v(逆)≠O。這是可逆反應達到平衡狀態的重要標志。

　　“定”——當一定條件下可逆反應一旦達平衡(可逆反應進行到最大的程度)狀態時，在平衡體系的混合物中，各組成成分的含量(即反應物與生成物的物質的量，物質的量濃度，質量分數，體積分數等)保持一定而不變(即不隨時間的改變而改變)。這是判斷體系是否處于化學平衡狀態的重要依據。

　　“動”——指定化學反應已達化學平衡狀態時，反應并沒有停止，實際上正反應與逆反應始終在進行，且正反應速率等于逆反應速率，所以化學平衡狀態是動態平衡狀態。

　　“變”——任何化學平衡狀態均是暫時的、相對的、有條件的(與濃度、壓強、溫度等有關)。而與達平衡的過程無關(化學平衡狀態既可從正反應方向開始達平衡，也可以從逆反應方向開始達平衡)。當條件變化時，原來的化學平衡即被打破，在新的條件不再改變時，在新的條件下建立起新的化學平衡。新平衡時正、逆反應速率，各組成成分的含量均與原平衡不同。

　　平衡數值的大小可以反映可逆反應進行的程度大小，K 值越大，反應進行越完全，反應物率越高，反之則越低。

　　K 只是溫度的函數，如果正反應為吸熱反應，溫度升高，K 值增大；如果正反應為放熱反應，溫度升高，K值減小。

　　如果改變影響平衡的一個條件(如濃度、壓強或溫度等)，平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動。它是濃度、壓強和溫度等條件對平衡移動影響的概括和總結，只適用于已經達到平衡狀態的可逆反應，未處于平衡狀態的體系不能用此原理分析，但它也適用于其他動態平衡體系，如溶解平衡、電離平衡和水解平衡等。催化劑能夠同等程度地增加正反應速率和逆反應速率，因此它對化學平衡的移動沒有影響。

　　(3)在密閉容器中有氣體參加的可逆反應，在計算時經常用到阿伏加德羅定律的兩個推論：

　　化學平衡的計算步驟，通常是先寫出有關的化學方程式，列出反應起始時或平衡時有關物質的濃度或物質的量，然后再通過相關的轉換，分別求出其他物質的濃度或物質的量和率。概括為：建立解題模式、確立平衡狀態方程。

　　②由于起始濃度是人為控制的，故不同的物質起始濃度不一定是化學計量數比，若反應物起始濃度呈現計量數比，則隱含反應物率相等，且平衡時反應物的濃度成計量數比的條件。

　　③起始濃度，平衡濃度不一定呈現計量數比，但物質之間是按計量數反應和生成的，故各物質的濃度變化一定成計量數比，這是計算的關鍵。

　　首先要看清楚橫軸和縱軸意義(特別是縱軸。表示率和表示反應物的百分含量情況就完全相反)以及曲線本身屬等溫線還是等壓線(當有多余曲線及兩個以上條件時，要注意“定一議二”)；然后找出曲線上的特殊點，并理解其含義(如“先拐先平”)；再根據縱軸隨橫軸的變化情況，判定曲線正確走勢，以淘汰錯誤的選項。具體情況如下：

　　②看清起點，分清反應物、生成物，濃度減小的是反應物，濃度增大的是生成物一般生成物多數以原點為起點。

　　③抓住變化趨勢，分清正、逆反應，吸、放熱反應。升高溫度時，v(吸)v(放)，在速率-時間圖上，要注意看清曲線是連續的還是跳躍的，分清漸變和突變，大變和小變。例如，升高溫度，v(吸)大增，v(放)小增，增大反應物濃度，v(正)突變，v(逆)漸變。

　　④注意終點。例如在濃度-時間圖上，一定要看清終點時反應物的消耗量、生成物的增加量，并結合有關原理進行推理判斷。

　　②緊扣可逆反應的特征，搞清正反應方向是吸熱還是放熱，體積增大還是減小、不變，有無固體、純液體物質參加或生成等。

　　⑤先拐先平。例如，在率-時間圖上，先出現拐點的曲線先達到平衡，此時逆向推理可得該變化的溫度高、濃度大、壓強高。

　　⑥定一議二。當圖像中有三個量時，先確定一個量不變再討論另外兩個量的關系。

　　1．等效平衡：在兩種不同的初始狀態下，同一個可逆反應在一定條件(定溫、定容或定溫、定壓)下分別達到平衡時，各組成成分的物質的量(或體積)分數相等的狀態。

　　(1)“先同后變”，進行判斷時，可設置相同的平衡狀態(參照標準)，再根據題設條件觀察變化的趨勢；

　　(2)“不為零原則”，對于可逆反應而言，無論改變任何外部條件，都不可能使其平衡體系中的任何物質濃度變化到零。

　　例1. 對于可逆反應A(g)+3B(g)2C(g)，在不同條件下的化學反應速率如下，其中表示反應速率最快的是( )

　　解析：濃度增大，速率增大。A、C導致正、逆反應速率均減小，B導致逆反應速率增大，所以D正確。

　　解析：A2(g)+2B2(g)2AB2(g) 是放熱反應，且是氣體體積減小的反應。所以升高溫度，平衡向逆反應方向移動；增大壓強，平衡向正反應方向移動，C、D均錯誤。升高溫度，正、逆反應速率均加快，達到平衡需要的時間減少，A錯誤，正確答案為B。

　　解析：提高反應速率的一般做法有：①升高溫度，②增大反應物濃度，③對有氣體參加的反應增大壓強，④加入催化劑。要提高NO的率，即讓平衡向正反應方向移動，可采用的做法有：①降低溫度，②增大壓強，③增大CO的濃度等。綜合以上的分析，正確答案為B。

　　例5. 已知20 ℃時，氣體X與氣體Y反應可生成氣體Z。反應過程中,X、Y、Z三種氣體的濃度(c)隨時間(t)的變化關系如圖Ⅰ所示；若保持其他條件不變，溫度分別為100 ℃、200 ℃時，Y氣體的體積分數(Y%)與時間(t)的關系如圖Ⅱ

　　B.其他條件不變，升高溫度，v(正)減小，v(逆)增大，平衡向逆反應方向移動

　　解析：的濃度之比等于化學方程式中的計量數之比。由圖可知該反應為可逆反應，Y消耗0.6mol·L-1,X消耗0.2mol·L-1,Z增加0.4mol·L-1，所以反應的化學方程式為X+3Y2Z；增大壓強，平衡向正反應方向移動；升高溫度，反應速率無論正、逆都增大。由圖Ⅱ可知，溫度升高，Y%含量升高，說明平衡向逆反應方向移動，所以逆反應為吸熱反應，正反應為放熱反應。