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高中化學平衡知識點

　　化學平衡是歷屆高考化學題中的必考內容，所以同學們還是要在這類題上多留個心眼，好好掌握相關知識點！下面是小編為大家整理的關于高中化學平衡知識點，希望對大家有幫助！

高中化學平衡知識點

　　高中化學平衡知識點1

　　⑴ 定義：用來衡量化學反應的快慢，單位時間內反應物或生成物的物質的量的變化

　　⑵ 表示方法：單位時間內反應濃度的減少或生成物濃度的增加來表示

　　⑶ 計算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：濃度變化，Δt：時間）單位：mol/（L·s）

　　⑷ 影響因素：

　　① 決定因素（內因）：反應物的性質（決定因素）

　　② 條件因素（外因）：反應所處的條件

　　注意：

　　（1）參加反應的物質為固體和液體，由于壓強的變化對濃度幾乎無影響，可以認為反應速率不變。

　　（2）惰性氣體對于速率的影響

　　①恒溫恒容時：充入惰性氣體→總壓增大，但是各分壓不變，各物質濃度不變→反應速率不變

　　②恒溫恒體時：充入惰性氣體→體積增大→各反應物濃度減小→反應速率減慢

　　高中化學平衡知識點2

　　1、定義：

　　化學平衡狀態：一定條件下，當一個可逆反應進行到正逆反應速率相等時，更組成成分濃度不再改變，達到表面上靜止的一種“平衡”，這就是這個反應所能達到的限度即化學平衡狀態。

　　2、化學平衡的特征

　　逆（研究前提是可逆反應）

　　等（同一物質的正逆反應速率相等）

　　動（動態平衡）

　　定（各物質的濃度與質量分數恒定）

　　變（條件改變，平衡發生變化）

　　3、判斷平衡的依據

　　判斷可逆反應達到平衡狀態的方法和依據

　　4、影響化學平衡移動的因素

　　（一）濃度對化學平衡移動的影響

　　（1）影響規律：在其他條件不變的情況下，增大反應物的濃度或減少生成物的濃度，都可以使平衡向正方向移動；增大生成物的濃度或減小反應物的濃度，都可以使平衡向逆方向移動

　　（2）增加固體或純液體的量，由于濃度不變，所以平衡不移動

　　（3）在溶液中進行的反應，如果稀釋溶液，反應物濃度減小，生成物濃度也減小， V正減小，V逆也減小，但是減小的程度不同，總的結果是化學平衡向反應方程式中化學計量數之和大的方向移動。

　　（二）溫度對化學平衡移動的影響

　　影響規律：在其他條件不變的情況下，溫度升高會使化學平衡向著吸熱反應方向移動，溫度降低會使化學平衡向著放熱反應方向移動。

　　（三）壓強對化學平衡移動的影響

　　影響規律：其他條件不變時，增大壓強，會使平衡向著體積縮小方向移動；減小壓強，會使平衡向著體積增大方向移動。

　　注意：

　　（1）改變壓強不能使無氣態物質存在的化學平衡發生移動

　　（2）氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學平衡移動規律相似

　　（四）催化劑對化學平衡的影響：

　　由于使用催化劑對正反應速率和逆反應速率影響的程度是等同的，所以平衡不移動。但是使用催化劑可以影響可逆反應達到平衡所需的時間。

　　（五）勒夏特列原理（平衡移動原理）：

　　如果改變影響平衡的條件之一（如溫度，壓強，濃度），平衡向著能夠減弱這種改變的方向移動。

　　5、化學平衡常數

　　（一）定義：

　　在一定溫度下，當一個反應達到化學平衡時，生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值是一個常數比值。符號：K

　　（二）使用化學平衡常數K應注意的問題：

　　1、表達式中各物質的濃度是變化的濃度，不是起始濃度也不是物質的量。

　　2、K只與溫度（T）關，與反應物或生成物的濃度無關。

　　3、反應物或生產物中有固體或純液體存在時，由于其濃度是固定不變的，可以看做是“1”而不代入公式。

　　4、稀溶液中進行的反應，如有水參加，水的濃度不必寫在平衡關系式中。

　　（三）化學平衡常數K的應用：

　　1、化學平衡常數值的大小是可逆反應進行程度的標志。K值越大，說明平衡時生成物的濃度越大，它的正向反應進行的程度越大，即該反應進行得越完全，反應物轉化率越高。反之，則相反。

　　2、可以利用K值做標準，判斷正在進行的可逆反應是否平衡及不平衡時向何方進行建立平衡。（Q：濃度積）Q〈K：反應向正反應方向進行；Q=K：反應處于平衡狀態；Q〉K：反應向逆反應方向進行。

　　3、利用K值可判斷反應的熱效應

　　若溫度升高，K值增大，則正反應為吸熱反應若溫度升高，K值減小，則正反應為放熱反應。

　　高中化學平衡知識點3

　　1.化學平衡狀態的判定

　　作為一個高頻考點，多數同學認為稍有難度，其實要解決這個問題，我們只須記住兩點“一正一逆，符合比例”;“變量不變，平衡出現”。

　　2.化學平衡常數K

　　(1)K值的意義，表達式，及影響因素。

　　化學平衡常數的表達式是高考經常出現的考點，對大多數同學來說是一個得分點，簡單來說，K值等于“生成物與反應物平衡濃度冥的乘積之比”，只是我們一定不要把固體物質及溶劑的濃度表示進去就行了。

　　對于平衡常數K，我們一定要牢記，它的數值只受溫度的影響;對于吸熱反應和放熱反應來說，溫度對K值的影響也是截然相反的。

　　(2)K值的應用

　　比較可逆反應在某時刻的Q值(濃度商)與其平衡常數K之間的關系，判斷反應在某時刻的轉化方向及正、逆反應速率的相對大小。

　　利用K值受溫度影響而發生的變化情況，推斷可逆反應是放熱還是吸熱。

　　(3)K值的計算

　　K值等于平衡濃度冥的乘積之比，注意兩個字眼：一是平衡;二是濃度。一般情況下，這里的濃度不可用物質的量來代替，除非反應前后，各物質的系數都為1。

　　互逆的兩反應，K的取值為倒數關系;可逆反應的系數變為原來的幾倍，K值就變為原來的幾次方; 如反應3由反應1和反應2疊回而成，則反應3的K值等于反應1和反應2的K值之積。

　　例題：將固體NH4I置于密閉容器中，在一定溫度下發生下列反應：①NH4I(s)===NH3(g)+HI(g);②2HI(g)===H2(g)+I2(g)。達到平衡時，c(H2)=0.5 mol/L，c(HI)=4 mol/L，則此溫度下反應①的平衡常數為( )。

　　A.9 B.16 C.20 D.25

　　3.化學平衡的移動問題

　　依據勒夏特列原理進行判斷，一般的條件改變對平衡狀態的`影響都很容易判斷。

　　惰性氣體的充入對平衡狀態的影響，對很多同學來說，往往會構成一個難點。其實只需要明白一點，這個問題就不難解決：影響平衡狀態的不是總壓強，而是反應體系所占的分壓強。恒容時，充入惰性氣體，總壓強增大(因惰性氣體占有一部分壓強)，但反應體系所占的分壓強卻沒有改變，平衡不移動;恒壓時，充入惰性氣體，總壓強不變，但惰性氣體占據了一部分壓強，因此反應體系的分壓強減小，平衡向著氣體物質的量增多的方向移動。

　　4.平衡移動與轉化率α、物質的量分數φ之間的關系

　　例如：對于N2+3H22NH3反應，在恒容體系中，如果增加N2的量，則會使平衡向右移動，α(H2)增大，α(N2)減小，φ(N2)增大。思考為什么?[H2轉化率增大很好理解，而N2轉化率減小，我們可以從平衡常數不變的角度去分析]{此種情況要從反應物濃度改變的角度去理解轉化率變化及物質的量分數的變化情況}

　　如果按照N2與H2的初始量之比，在恒容體系中同時增加N2與3H2的量，則平衡右移，α(H2)增大，α(N2)增大，φ(N2)減小。思考為什么?[按初始量之比同時增大反應物的量，相當于給體系增大壓強]{要從反應體系壓強改變的角度去理解各種量的變化情況}

　　思考對于2NO2N2O4，如果在恒容體系中，增大NO2的量，那么反應的最終α(NO2)會如何變化，φ(NO2)會如何變化?

　　5.圖像問題

　　(1)給出各種物質的物質的量變化曲線，或濃度變化曲線，寫化學方程式(依據系數比等于轉化量之比)

　　(2)根據某物質的百分含量，或者轉化率等在不同條件下隨時間的變化曲線，或者在不同溫度下隨壓強變化的曲線(也可能是不同壓強下了隨溫度變化的曲線)判斷反應的特點，即：反應是吸熱還是放熱;反應前后，氣體的物質的量是增加還是減少。

　　(3)根據正逆反應速率的變化情況，判斷條件的改變;或者給出條件的改變，畫出正逆反應速率的變化情況。(關鍵是把握住溫度、壓強、催化劑及濃度對反應速率及平衡狀態的影響情況。)

　　6.利用三段式進行有關轉化率、平衡常數等的計算(計算的核心在于：轉化量之比等于系數比)

　　例：2L密閉容器中，充入1mol N2和3molH2，3min后達到平衡狀態，此時壓強變為原來的4/5(或者平均分子量變為原來的5/4，或者恒壓體系中，密度變為原來的5/4)，求N2的平衡轉化率，平衡常數K，以及平衡時H2的物質的量分數;求NH3表示的反應速率。

　　7.等效平衡(達到平衡狀態時，兩體系對應物質的分數分別相同)

　　(1)恒容等效

　　等效條件：一邊倒之后，對應物質的量完全相等;等效特點：完全等效(兩體系達到等效平衡時，各對應物質的物質的量及濃度分別別相等。)

　　恒容條件下，在體系中