3.3 化学反应速率及化学平衡

3.3.1  化学反应中的质量关系

3.3.2  化学反应中的能量关系

3.3.3  化学反应速率

3.3.4  化学反应的方向

3.3.5  化学反应的限度——化学平衡

3.3.5  化学平衡的移动

3.3.1 化学反应中的质量关系

知识点一、理想气体的状态方程

知识点二、理想气体的分压定律

知识点三、化学计量数

知识点四、反应进度

知识点一  理想气体的状态方程

理想气体状态方程式：p v = n r t

其中，p为气体压力——pa

v为气体体积——m³

n为气体物质的量——mol

t为气体热力学温度——k

r为摩尔气体常数——8.3144j^.mol^-1.k^-1

实际气体在高温低压时更接近理想气体

知识点二、理想气体的分压定律

分压定律（dalton）：混合理想气体的总压等于各组分气体的分压之和，此经验规则称为道尔顿分压定律。

即p=p₁+p₂+p₃+^……

知识点三、四  反应进度和化学计量数

反应进度         reaction progress

若化学反应计量式为

aa +bb = yy + zz

-aa – bb + yy + zz=0

0=σv_bb

v_b:物质b的化学计量数

v a = - a    v b = - b  

v y = - y    v z = - z

定义：反应进行后，某一物质的物质的量由始态n1的变到终态的n₂ 。其反应进度为ξ （单位是 mol）v为化学计量数

 ξ = 0时表示没有反应

 ξ = 1时表示a mol a与b mol b反应生成y mol y与z mol z

若为

ξ = 1 ，只需0.5mol的n₂与1.5mol的h₂反应生成1mol的nh₃

结论：

（1）反应进度用反应物和生成物表示是一致的；

（2）反应进度与反应式的书写无关；

（3）ξ＝1mol表示按所书写的化学方程式进行1mol时的进度 。

（4）对于一个反应的反应进度，与选择的物质无关。

3.3.2  化学反应中的能量关系

知识点一、体系和环境（常考点）

知识点二、状态函数

知识点三、功和热（w、q）

知识点四、热力学能

知识点五、热力学第一定律

知识点六、反应热

知识点七、焓与反应焓变

知识点八、热化学方程式

知识点九、盖斯定律

知识点十、标准摩尔生成焓

知识点一  体系和环境（常考点）

体系(system)：被人为划定为研究对象的物质称为体系。

环境(environment) :  体系以外的物质世界与其密切相关的部分。

例如：研究nacl溶液和agno3溶液的反应，可以把溶液看做体系，溶液周围的其他东西，如空气、烧杯等都是环境。

按照体系和环境之间的关系，可将体系分为孤立体系封闭体系和开放体系。

开放体系(open system)：与环境有物质交换也有能量交换

例：活生物体、活细胞

封闭体系(closed system)：与环境有能量交换无物质交换

例：大多数化学反应

孤立体系(isolated system)：与环境无物质、能量交换

2012、40

体系与环境之间只有能量交换没有物质交换，这种体系在热力学上称为 d

a   绝热体系

b    循环体系

c    孤立体系

d   封闭体系

知识点二  状态函数

（1） 状态和状态函数的概念

状 态:  一定条件下物质或者体系存在的形式

状态函数: 描述系统性质的物理量，例如 p，v，t等

（2） 始态：体系发生变化前的状态   终态：体系发生变化后的状态

状态函数具有鲜明的特点:

(1) 状态一定,状态函数一定。

(2) 状态变化，状态函数也随之而变，且状态函数的变化值只与始态、终态有关, 而与变化途径无关！

知识点三  功和热（w、q）

（1）通常说的“冷热”是指物体温度的高低。而热力学：“热”是体系和环境间因温度差异引起的能量传递形式。是大量物质微粒做无序运动引起的能量传递形式。用符号q表示。

（2）功：除热以外的其他能量传递形式称为“功”。用符号  w表示。

功有多种形式，通常可分为体积功和非体积功两大类。

体积功：由于体系体积变化反抗外力所作的功称为体积功。对气体在恒外压下：体积功w＝p外×dv

非体积功: 体积功以外的所有其他形式的功（电功）

（3）热和功与途径有关，不是状态函数。

知识点四  热力学能（内能）

1、热力学能是体系中一切能量的总和（也称内能），用符号u 表示。

2、内能的实质：包括体系内各种物质的原子和分子的动能、势能和组成原子和分子的电子、质子、中子的动能和位能。绝对值目前无法知道，只是温度的函数。

3、内能是体系本身的一种性质，在一定状态下为定值，是状态函数。当状态发生改变时，热力学能变化只与始态、终态有关，与变化途径无关。热力学能的变化值是确定的。

du＝u终－u始

知识点五  热力学第一定律

1.内容：能量具有各种不同的形式，它们之间可以相互转化且转化的过程中能量的总值不变。    δu = q + w

2.体系吸收热量，q为正。

3.环境对体系做功，w为正。

4.例如：某一变化中，体系放出热量50 j，环境对体系做功30 j。

         δu = q+ w= -50 +30 = -20 j

知识点六  反应热

1、对于一个化学反应，可以将反应物看成体系的始态，生成物是终态，反应发生后，内能的变化就以热和功的形式表现出来，这就是反应热效应产生的原因。

2、反应热定义为：体系发生化学变化后，并使生成物的温度回到反应前反应物的温度（等温过程），体系放出或吸收的热量称为这个反应的反应热。

也可以说成是：当反应物和生成物温度相同时，化学反应过程吸收或放出的热量称为反应热。

3、等容反应热：用qv表示

由热力学第一定律(在没有其他功的情况下)：

qv＝du—w＝du

qv > 0：体系吸收的热量全部用来增加体系的热力学能；

qv< 0：体系放出的热量等于体系的热力学能的减小值 。

4、等压反应热：用qp来表示

qp ＝du-w＝du-(-p外· dv)
   ＝u2－u1＋p（v2－v1）

   ＝（u2＋p2v2）－（u1＋p1v1）

 

知识点七  焓与反应焓变

焓：h=u+pv

焓变：qp=h2-h1= dh （即恒压量热计所测之热）

吸热反应dh >0，放热反应dh <0

关于焓的认识

（１）焓是状态函数；

          h = u + p v           

（２）在等温等压下，不做其他功时，体系的焓变在数值上等于等压热效应。

          q_p= dh

（３）单位：为能量单位，常用kj/mol.

焓变定义为化学或物理过程中吸收或放出的热量, 即, 过程完成之后的终态物质的焓与过程发生之前的始态物质的焓之差：

△h = σh(终态物)－σh(始态物)

知识点八  热化学方程式

（1）定义：表示出反应热效应的化学方程式称为热化学方程式。

2h₂(g）+o₂（g）=2h₂o（g）

δ_rh_m（298.15k)=-483.64j^.mol^-1

聚集状态不同时， δ_rh_m 不同   

2h₂(g）+o₂（g）=2h₂o（l）

δ_rh_m（298.15k)=-517.66j^.mol^-1

化学计量数不同时， δ_rh_m 不同

h₂(g）+1/2o₂（g）=h₂o（g）

δ_rh_m（298.15k)=-241.82j^.mol^-1

 (2)书写要点：

要注明反应的温度和压强条件：对于热力学标准态，可用θ表示。等压热效应drhmq298中，r表示反应，drh表示反应焓变，右上标θ表示热力学标准态，298表示温度为298k。drhmq表示：反应进度ξ＝1mol时的焓变，称为摩尔焓变，单位为kj/mol。

要注明物质的聚集状态或晶型，因为聚集状态或晶型不同时反应热也不同。

常用g表示气态，l表示液态，s表示固态。

方程式的配平系数只是表示计量数，可以为分数。但注意计量数不同时，同一反应的摩尔反应热数值是不同的。

放热反应dh为负值；吸热反应，dh为正值。

知识点九  盖斯定律

1840年，俄国科学家盖斯指出:不管化学反应是一步完成还是分步，其热效应总是相同的.这就是盖斯定律。

 

原因：

（1）u、h只是状态函数，与途径无关

（2）du＝qv    dh＝qp

 

应用：由已知反应的反应热求不易直接准确测定或根本无法直接测定的反应热

如果我们知道的焓变为δh₁，

的焓变为n δh₁

的焓变为-δh₁

3、注意：

（1）物质种类和状态（s、l、g、压力、温度）必须相同，否则不能消去；

（2）方程式相加减，焓变同样相加减（所代系数相同） 。

知识点十  标准摩尔生成焓

1、定义：在标准状态和指定温度（通常为298k）下，由元素的稳定单质生成1mol某物质时的热效应成为标准摩尔生成焓。

稳定单质是指压力为p^q，t＝298k时最稳定的单质，例如碳的最稳定单质是石墨，硫的最稳定单质是斜方硫等。

2.表示方法：d_fh_m^q  

单位：kj/mol    f： formation

这里的m（mol）是对化合物而言，而不是对反应进度而言

3、应用：由生成焓求化学反应的标准摩尔焓变。

对任意化学反应：d_rh_m^q＝snbd_fh_m^q（b）

=生成物-反应物

例如：计算下列反应的d_rh_m^q

      2na₂o₂（s）＋2h₂o（l）＝4naoh（s）＋o₂（g）

d_fh_m^q   -510.9       -285.8     -425.6       0

d_rh_m^q＝4 ´(-425.6) - [2 ´ (-510.9) + 2 ´ (-285.8)]＝-109.0kj/mol

4、重要结论：

（1）稳定单质的d_fh_m^q为零；

（2）由于物质焓的绝对值是无法知道的，所谓的标准摩尔生成焓，其实就是把元素的稳定单质的焓值人为的规定为零而求出的相对焓。

3.3.3化学反应速率

知识点一、反应速率的定义

知识点二、化学反应的活化能

知识点三、影响化学反应速率的因素

知识点一  反应速率的定义

反应速率 (反应比率) ：指给定条件下反应物通过化学反应转化为产物的速率，常用单位时间内反应物浓度的减少或者产物浓度的增加来表示。

浓度常用mol dm^–3，时间常用s，min，h，d，y。

aa+bb⇔cc+dd

为了避免用不同物的浓质度变化表示反应速率而得到不同的数值，也可以用反应进度来定义反应速率。反应进度(    )的定义是：设b为反应中的某一反应物或生成物，则

 

—物质b的反应系数；

—反应进度为  时反应物中物质b的物质的量（mol）;

 n₀(b)—反应进度为0时反应物中物质b的物质的量（mol）。

反应进度随时间的变化率称为转化率，即转化速率，单位mol•s^－1：

按iupac的推荐，用  作为反应速率的另一种表示方法，其定义是：

式中v为反应体系的体积，的单位（mol•l）。按上述定义，反应速率的量值意义物质b无关。对反应物来说（前面加“－”），它是反应物的消耗速率；对生产物来说，它是生产物的生成速率。

                                n₂ + 3h₂ = 2nh₃

起始浓度mol/l                   2.0  3.0   0

2s末浓度mol/l                   1.8  2.4  0.4

ν _(n2)  =-(1.8-2.0) mol.l^-1  / 2s=0.1mol.l^-1.s^-1

 ν_(h2)  =-(2.4-3.0) mol.l^-1  / 2s=0.3mol.l^-1.s^-1

ν _(nh3)  =(0.4-0) mol.l^-1  / 2s=0.2mol.l^-1.s^-1

ν   =0.1mol.l^-1.s^-1

知识点二  化学反应的活化能

1、碰撞理论

（1）理论要点

①化学反应发生的首要条件是反应物分子间必须相互品质碰撞。

②并不是所有的反应物分子的相互碰撞都能发生化学反应，只有反应物分子的能量超过某一数值时，碰撞才能发生反应。

③分子碰撞发生反应时，要求这些分子有适当的取向。

（2）有效碰撞

对大多数的反应来说，只有极少数的能量较高的分子沿一定的方向发生碰撞时才能发生反应。

（3）活化分子与活化百分数

具有较高能量的分子称为活化分子。活化分子占分子总数的百分率称为活化分子百分数，简称活化百分数。

2、活化能

使具有平均能量的普通分子变为活化分子所需的最小能量。

活化能与反应速率的关系

反应速率的大小主要取决于有效碰撞的次数。

活化能是决定反应速率的内在因素。

一定温度下，反应的活化能越小，反应中活化分子百分数越小，单位时间内有效碰撞越少，反应速率就越慢，反之，反应速率就越快。

2、过渡状态理论

（1）理论要点

反应物要经历一个中间过渡状态，先生成活化络合物然后进一步离解为产物：

   反应物⇔过渡态→产物

过渡状态理论也称活化络合物理论。所谓活化能是活化络合物的最底能量与反应物的能量之差。反应中，只有那些势能达到或高于活化络合物最低能量的活化分子才能越过能垒变成产物。

知识点三  影响化学反应速率的因素

1、浓度对化学反应速率的影响

2、温度对化学反应速率的影响

3、催化剂化学反应速率的影响

1、浓度化学反应速率的影响

反应速率随温度的变化而变化在温度一定时，增加反应物的浓度，可增大反应速率。

注意：

①增加反应物浓度并不改变反应活化分子的百分数；

②反应速率与反应物浓度的定量关系。对基元反应，反应速率与浓度的关系，可以由质量作用定律来表示。

基元反应

反应物分子只经过一步反应就直接转变为生产物分子，称为基元反应。实验证明质量作用定律只适用于基元反应，因为基元反应直接代表了反应物分子间的相互作用。实验还表明：绝大多数反应都不是基元反应，是几个连续步骤的复合反应。

质量作用定律（也称反应速率定律）

   一定温度下：某基元反应   aa+bb→cc+dd

上式称速率方程式，式中k为反应速率常数，它取决于反应物的性质及温度，与反应物浓度无关。

2、温度对化学反应速率的影响

温度对化学反应速率的影响很显著。一般，反应速率 随温度升高而加快，而且温度每升高10℃，反应速率约增加2～4倍。阿仑尼乌斯论证了温度与反应速率之间的定量关系： 

 

式中：a是与反应有关的特性常数，称为“指数前因子或频率因子”；ea为活化能（j/mol）；对某给定的反应，ea为定值，当温度变化不大时，ea和a不随温度变化。

由上式可见：

①k与温度有关。温度越高，k越大，反应速率越快。

②k与活化能有关。若已知某反应的活化能ea及t1时k1的值，便可计算出该反应在t2时刻的k2：

 

反之，已知t1和t2时的k1和k2也可以计算出该反应的活化能。注意：

①改变反应温度，改变了反应中活化分子的百分数，但并没有改变反应 的活化能。

②无论是吸热反应还是放热反应，升高反应温度，都会使反应速率加快，只不过是吸热反应速率加快的程度大于放热反应而已。

3、催化剂反应速率的影响

催化剂是一种能改变化学反应速率，但不改变化学平衡位置，反应前后自身的化学性质和质量都不发生变化的物质。能加快反应速率的称为正催化剂，能减慢反应速率的称为负催化剂。

催化剂能改变反应速率的原因是改变了化学反应途径，降低反应的活化能，提高了反应的活化分子百分数。

①催化剂不能实现热力学上不能自发的反应。即催化剂不能改变化学反应的方向和限度。

②对可逆反应，催化剂等同地降低正、逆反应的活化能。

③催化剂对反应速率的影响体现在速率方程中的速率常数上。

④催化剂具有特殊的选择性（专一性）。

⑤少量杂质的存在可起催化剂或毒物的作用。

3.3.4  化学反应的方向性（常考点）

知识点一、化学反应的自发性

知识点二、影响化学反应方向的因素

知识点三、吉布斯自由能

知识点一  化学反应的自发性（常考点）

自然界发生的过程都有一定的方向性。水往低处流、红蓝墨水混合、铁生锈

要使非自发过程进行，必须做功。

化学反应在指定条件下的自发方向和限度，是科学研究和生产实践中极为重要的理论之一。

知识点二  影响化学反应方向的因素（常考点）

（1）化学反应的方向和焓变

自然界自发过程都是朝能量低的方向进行，

所以放热反应（δ_rh^q<0）标准状态下，是自发的

但是实践证明：有些吸热反应也是自发的

所以焓变不能作为判断自发性的依据

（2）熵变

为什么有些吸热反应能自发进行？答案就是：混乱度增加

一个新的状态函数表示混乱度：熵用s表示。

      纯物质完整有序晶体在0k时的熵值为零  s₀ (完整晶体，0 k) = 0

标准摩尔熵

1、定义：标准状态下，298k时，1mol纯净物的完整晶态物质熵值称为该物质的标准摩尔熵（标准熵）

表示：用符号：s_m^q表示     

单位：j▪mol^-1▪k^-1

注意：单质的标准摩尔熵不等于零

1.物质的熵值随温度升高而增大。

2.同一物质在气态的熵值总是大于液态的熵值，而后者又大于固态的熵值。

3.气态多原子分子的 熵值比单原子分子大，

4.对气态物质,压力越高,熵值越小。

5.对摩尔质量相同的不同物质而言, 其结构越复杂,熵值越大

6 、同系物中摩尔质量越大， 熵 值也越大

7、熵跟焓一样，熵变只取决于反应的始态和终态，与变化的途径无关

8、跟焓一样，不能作为自发性判断的依据

４、应用：求反应的标准摩尔熵变：

δ_rs_m^q＝sn_is_m^q（生成物）-sn_is_m^q（反应物例如：求下列反应的标准摩尔反应熵：

　　　　    　h₂（g）＋1/2o₂（g）＝h₂o（l）

s _m^q_，298k     130.684    205.138       69.91

所以

δ_rs_m^q＝sr_b s_m^q（b）

＝69.91－130.684－1/2×205.138

＝-163.34 j▪mol^-1▪k^-1

注意：

（1）不要忘记乘以系数

（2）单位：  j▪mol^-1▪k^-1

知识点三  吉布斯自由能（常考点）

为了确定一个过程自发性的判据，提出了新的物理量

gibbs 自由能的定义

g º h – ts

 (是状态函数）

化学反应方向的判据

ø  恒温恒压不作非体积功条件下

dg = dh – t ds  （封闭体系）

dh < 0,   ds > 0     þ   dg < 0  正向自发

dh > 0,   ds < 0     þ   dg > 0 正向非自发

          当 dg = 0 体系处于平衡

五、g-h方程的运用

 

 

标准摩尔生成吉布斯自由能

在标准状态和指定温度下，由稳定纯态单质生成 1mol 化合物（或非稳定态单质或其它形式的物质）时的gibbs 自由能变。符号：

     

简写为      。单位：kj/mol

标准摩尔吉布斯自由能变

δrgm^q＝sn_iδfg_m^q（生成物）-sn_iδfg_m^q（反应物）

吉布斯自由能变只与反应的始态终态有关，与具体途径无关

例： caco₃(s) =  cao (s) + co₂ (g)

在标态，298 k时，

= +131 (kj/mol)  > 0  þ    该条件下，非自发

非标准态摩尔吉布斯自由能计算

δrgm =δrgm^θ +rtlnj

j为反应商

3.3.5 化学反应的限度—化学平衡

知识点一、化学平衡

知识点二、平衡常数

知识点三、平衡常数与吉布斯自由能关系

知识点四、多重平衡规则

知识点五、化学平衡的影响因素

知识点一  化学平衡

在相同条件下，正反应和逆反应都能进行。容器中，n₂o₄分解为no₂的正、逆反应都不能进行到底。这类反应叫做可逆反应。

例如将n₂o₄气体置于一密闭容器中，开始时，因为容器中无产物no₂存在，容器中  只有 n₂o₄ 的分解反应。

当发展到正反应速率和逆反应速率相等时(设时间为t₁)，在单位时间内容器中正反应所消耗的n₂o₄和逆反应生成的n₂o₄达到相等，容器中n₂o₄和no₂的浓度不再发生变化，即反应进行到了极限，这时反应体系所处的状态叫化学平衡。

 

n₂o₄分解反应中反应速率随时间变化的示意图

因此在宏观上就看不到正反应和逆反应的进行。但是在微观上正反应和逆反应还是不断地进行着。这种平衡是一种动态平衡。

当改变了反应条件使正、逆反应的反应速率不再相等时，平衡即被破坏使化学反应在宏观上又继续进行，但随着反应再次进行，正、逆反应速率又逐渐趋于一致，最后，化学反应又在新的平衡点上建立平衡。

知识点二  平衡常数

(1)实验平衡常数

a.浓度经验平衡常数kc

 在一定温度下，对某可逆的基元反应

当反应达到平衡时，正反应速率和逆反应速率相等(υ正=υ逆)，根据质量作用定律可知

上式表明化学反应达到平衡时，产物浓度幂的乘积与反应物浓度幂的乘积之比值是一常数，其中各浓度项的幂次是反应式中相应物质的配平系数。由此可见，反应的平衡常数越大，表明反应在达到平衡时产物的浓度越大、反应物的浓度越小，即反应越完全。

b.压力经验平衡常数

k_p称为压力经验平衡常数(简称压力平衡常数)。

若令δn＝y＋z－b－d

显然有  k_p＝k_c(rt)^δn

(2)标准平衡常数

对理想气体的气相反应

化学热力学定义它的标准平衡常数是

p^是气体的标准态压力， p^ = 101.325kpa，实用中为方便起见，定义p^ = 100kpa，因此p/ p^q的量纲是“1” (或说无量纲)。所以p/ p^q的量纲也是“1”。 p/ p^q可叫做相对压力。

理想溶液中反应的标准平衡常数

 

式中c^q＝l mol/l是标准态浓度。 c/c^θ 的量纲是“1”。

复相反应的标准平衡常数

例如反应

在反应体系中存在固相、溶液相和气相，是一多相体系。其标准平衡常数表达式为

书写平衡常数时应注意的事项：

（1）反应方程式的书写不同，平衡常数值不同。

如：273 k 时，反应   n₂o₄(g)  =  2no₂(g) 的平衡常数 = 0.36, 则

反应    2no₂(g) = n₂o₄(g)         

         =  1/0.36 = 2.78

反应    no₂(g) = 0.5 n₂o₄(g)               

          = (1/0.36)^0.5 = 1.7

（2）纯液体、纯固体参加反应时，其浓度（或分压）可认为是常数，均不写进平衡常数表达式中。

fe₃o₄(s) + 4 h₂(g) = 3 fe(s) + 4 h₂o(g)

（3）k 与温度有关， 但与反应物浓度无关。

     k 还取决于反应物本性。

2、 平衡常数与gibbs自由能变

（任何温度下，平衡常数与标准gibbs自由能变的关系）

是温度t(k) 时，反应物和生成物的起始压力均为标准压力（或标准浓度）时的gibbs自由能变。

3.  多重平衡

在一个平衡体系中，有若干个平衡同时存在时，一种物质可同时参与几个平衡，这种现象称多重平衡。 例 700 °c时，

（1）so₂(g) + 0.5 o₂(g) = so₃(g)

（2）no₂(g) = no(g) + 0.5 o₂(g)

（3）so₂(g) + no₂(g) = so₃(g) + no(g)

       

反应（3）= 反应（1） + 反应（2）

dg是状态函数，具加合性

若干反应方程式相加（减）所得到的反应的平衡常数为这些反应的平衡常数之积商）。

与“平衡常数”有关的计算

例：c₂h₅oh + ch₃cooh = ch₃cooc₂h₅ + h₂o

若起始浓度c (c₂h₅oh) = 2.0 mol.dm^-3 ，

   c (ch₃cooh ) = 1.0 mol•dm^-3 ，

   室温测得经验平衡常数k_c =4.0 ，

   求平衡时c₂h₅oh的转化率α。

解：反应物的平衡转化率

     α% = (反应物起始浓度 - 反应物平衡浓度)

                / (反应物起始浓度) × 100

                  c₂h₅oh + ch₃cooh = ch₃cooc₂h₅ + h₂o

起始浓度/ mol.dm^-3  2.0     1.0         0         0

平衡浓度/ mol.dm^-3  2.0- c  1.0- c      c          c        

k_c = c² / [(2.0- c) (1.0- c)] = 4.0

解方程，得 c = 0.845 mol.dm^-3

c₂h₅oh平衡转化率

          α% = ( 0.845 / 2.0) × 100 = 42

    或：α= ( 0.845 / 2.0) × 100 % = 42 %

3.3.6  化学平衡移动（必考点）

知识点一、浓度对化学平衡的影响

知识点二、压力对平衡的影响

知识点三、温度对平衡的影响

知识点四、催化剂和化学平衡

对某可逆化学反应

定义化学反应处于非平衡态时，产物浓度幂的乘积与反应物浓度幂的乘积之比值叫反应商j．即

知识点一  浓度对化学平衡的影响（必考点）

在一定温度下，当化学反应达到平衡时，反应商j 等于平衡常数k，j= k  

此时若增加反应物浓度或减小产物浓度都会使j值减小j＜k。显然平衡这时要发生正向移动即反应按反应式从左向右进行，随着反应进行，反应物浓度逐渐降低，产物浓度逐渐增大，反应商j逐渐增大，最后当j = k时反应在新的平衡点达到新的平衡。

知识点二  压力对化学平衡的影响（必考点）

压力对固相和液相反应的平衡几乎不产生影响，一般情况下近似认为无影响。

压力对气相反应的平衡可能产生影响，这要看反应过程中气体分子数有无变化。

在一定温度下，增大体系的压力，平衡向气体分子数减少的反应方向移动。向nh₃方向移动

减小体系的 压力，平衡向气体分子数增多的方向移动。向n₂、h₂移动

对气体分子数无变化的反应，改变压力不会对平衡产生影响。

恒温恒容，引入无关气体，对平衡无影响

恒温恒压，引入无关气体，反应体系增大，造成各组分气体分压变小，化学平衡向气体分子总数增加的方向移动。

在一定温度下化学反应达平衡时，反应商等于平衡常数，即q = k。此时若改变反应的温度，因为平衡常数是温度的函数．k要发生变化。又因改变温度的瞬间反应商q 没有变化．所以此时q ≠k。因此化学平衡被破坏，平衡要发生移动，移动的结果是再一次使q = k。

知识点三  温度对化学平衡的影响（必考点）

正反应是放热反应，其逆反应就是吸热反应，升高温度使平衡向吸热方向移动，降低温度使平衡向放热反应方向移动。

知识点四  催化剂对化学平衡的影响（必考点）

因催化剂 (正催化剂) 同时降低正、逆反应的活化能，使正、逆反应的反应速率同时加快。在反应达平衡时，向反应体系中加入催化剂并不破坏υ_正 =υ_逆 的关系，因此催化剂对化学平衡无影响。正催化剂只是起加快反应速率的作用，它可以缩短反应到达平衡态的时间。

勒夏特列原理

所有的平衡移动都服从勒夏特列原理(le chatelier’s principle): 假如改变平衡系统的条件之一，如温度、压力或浓度，平衡就向减弱这个改变的方向移动。

化学反应速率与化学平衡的综合应用     

       

低温、加压有利于平衡正向移动。但低温反应速率小。在实际生成中，t =(460 ~ 550)℃，32mpa使用铁系催化剂。