8/13專題02化學反應的方向、限度與速率（期末復習知識清單）高二化學上學期魯科版考點01化學反應的方向1.反應焓變與化學反應的方向放熱反應過程中體系能量降低，因此具有自發(fā)進行的傾向，利用焓變來判斷反應進行的方向，這就是焓判據(jù)。大多數(shù)放熱反應是可以的。有些吸熱反應也可以，如：2N2O5(g)4NO2(g)+O2(g)ΔH＝+109.8kJ·mol-1，故不能只根據(jù)放熱或吸熱來判斷反應的方向。只用焓判據(jù)判斷反應是否自發(fā)不全面。2.熵變與化學反應的方向(1)熵值大?、袤w系的熵值：體系的混亂程度越大，體系的熵值就越大。②同一種物質的熵值：S(g)>S(l)>S(s)；同一條件下，不同物質的熵值不同。(2)熵變與化學反應進行方向的關系①自發(fā)進行的化學反應大多是的過程，有些熵減的過程也能。不能只根據(jù)熵增或熵減來判斷化學反應進行的方向。②與環(huán)境既沒有物質交換也沒有能量交換的孤立體系或絕熱體系，自發(fā)過程才向著熵增的方向進行。3.自由能與化學反應的方向(1)自由能變化符號為ΔG，單位為kJ·mol-1。(2)自由能變化與焓變、熵變的關系ΔG＝ΔH-TΔS。ΔG不僅與焓變和熵變有關，還與溫度有關。反應方向與自由能的關系化學反應總是向著自由能減小的方向進行，直到體系達到平衡。①當ΔG<0時，反應能；②當ΔG＝0時，反應處于；③當ΔG>0時，反應不能。類型ΔHΔSΔG反應的自發(fā)性1<0>0<0一定能自發(fā)2>0<0>0一定不能自發(fā)3<0<0正負決定于溫度低溫能自發(fā)4>0>0高溫能自發(fā)考點02可逆反應、化學平衡狀態(tài)1．可逆反應(1)概念在相同條件下同時向正、逆兩個方向進行的反應。(2)特點性可逆反應分為方向相反的兩個反應：正反應和逆反應性正、逆反應是在相同條件下，同時進行性反應物的轉化率小于100%，反應物與生成物共存2.化學平衡狀態(tài)(1)概念在一定條件下可逆反應進行到一定程度時，反應物和生成物的濃度不再隨時間的延長而發(fā)生變化，正反應速率和逆反應速率相等，這種狀態(tài)稱為化學平衡狀態(tài)，簡稱化學平衡。(2)化學平衡的建立繪制“反應速率－時間”圖像，表示從正反應開始建立化學平衡狀態(tài)的過程。(3)化學平衡特征(4)化學平衡狀態(tài)的判斷方法①v正＝v逆eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(同種物質，消耗速率等于生成速率,不同種物質，速率之比等于化學計量,數(shù)之比，但必須同時有正、逆反應))②宏觀組成標志各組分的濃度保持不變，或各組分的質量、物質的量、百分含量、質量分數(shù)等保持不變的狀態(tài)是平衡狀態(tài)。③間接標志a．有氣體參加的不等體反應，氣體的總壓強、總體積、總物質的量不變時，達到平衡狀態(tài)。b．如果平衡體系中的物質有顏色，則平衡體系的顏色不變時，達到平衡狀態(tài)。c．氣體的密度、氣體的平均相對分子質量不變時，要具體分析各表達式中的分子或分母變化情況，判斷是否平衡(若體系中各組分均為氣體，氣體質量守恒；若體系中不全是氣體，要注意氣體質量變化)。考點03化學平衡常數(shù)1．概念在一定溫度下，當一個可逆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(shù)，即化學平衡常數(shù)，用符號K表示。2．表達式對于一般的可逆反應mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，當在一定溫度下達到平衡時，K＝eq\f(cp(C)·cq(D),cm(A)·cn(B))(純固體和純液體的濃度視為常數(shù)，通常不計入化學平衡常數(shù)表達式中)。3．影響因素K只受溫度影響，與反應物或生成物的濃度變化無關，與壓強變化、是否使用催化劑無關。4．平衡常數(shù)的意義及應用(1)判斷可逆反應進行的程度K<10－510－5～105>105反應程度正反應幾乎不發(fā)生正、逆反應相當正反應可接近完全(2)判斷反應是否達到平衡或進行的方向對于化學反應aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)的任意狀態(tài)，濃度商Q＝eq\f(cc(C)·cd(D),ca(A)·cb(B))。Q＜K，反應向正反應方向進行；Q＝K，反應處于平衡狀態(tài)；Q＞K，反應向逆反應方向進行?？键c04化學平衡移動1.化學平衡的移動(1)過程(2)圖示(3)化學平衡移動與化學反應速率的關系①v正>v逆：平衡向移動。②v正=v逆：反應達到，不發(fā)生平衡移動。③v正<v逆：平衡向移動。2.影響化學平衡的因素若其他條件不變，改變下列條件對化學平衡的影響如下(填寫空格)：改變的條件(其他條件不變)化學平衡移動的方向濃度增大反應物濃度或減小生成物濃度向方向移動減小反應物濃度或增大生成物濃度向方向移動壓強(對有氣體參加的反應)反應前后氣體體積改變增大壓強向氣體分子總數(shù)的方向移動減小壓強向氣體分子總數(shù)的方向移動反應前后氣體體積不變改變壓強平衡移動溫度升高溫度向方向移動降低溫度向方向移動催化劑同等程度改變v正、v逆，平衡不移動3.勒夏特列原理(1)含義：如果改變影響化學平衡的條件之一(如溫度、壓強以及參加反應的化學物質的濃度)，平衡將向著能夠這種改變的方向移動。(2)注意：①勒夏特列原理的適用對象是。②化學平衡移動的目的是“減弱”外界條件的改變，而不是“抵消”外界條件的改變，改變是不可逆轉的?？键c05化學反應歷程1．基元反應大多數(shù)化學反應都是分幾步完成的，其中的每一步反應稱為基元反應。如反應：H2O2＋2Br－＋2H＋=Br2＋2H2O，通過大量實驗提出它們微觀過程如下：(1)H＋＋H2O2H3Oeq\o\al(＋,2)(2)H3Oeq\o\al(＋,2)＋Br－=H2O＋HOBr(3)HOBr＋H＋＋Br－=H2O＋Br22．過渡態(tài)理論基元反應過渡態(tài)理論認為，基元反應在從反應物到產(chǎn)物的變化過程中要經(jīng)歷一個中間狀態(tài)，這個狀態(tài)稱為過渡態(tài)。AB＋C→[A…B…C]→A＋BC反應物過渡態(tài)反應產(chǎn)物過渡態(tài)是反應過程中具有最高能量的一種結構狀態(tài)，過渡態(tài)能量與反應物的平均能量的差值相當于活化能[活化能(能壘)越高，此步基元反應速率越慢]。例如，一溴甲烷與NaOH溶液反應的過程可以表示為CH3Br＋OH－→[Br…CH3…OH]→Br－＋CH3OH3．活化能與反應機理使用催化劑，可以改變活化能，改變反應機理，在反應機理中每一步反應的活化能不同，且均比總反應的活化能低，故一般使用催化劑可以降低反應活化能，加快反應速率，如圖所示：E1為總反應的活化能，E2、E3為使用催化劑反應機理中各步的活化能?？键c06反應速率1.化學反應速率(1)概念通常用單位時間內的減少量或的增加量來表示。(2)表示方法及單位v=ΔcΔt，單位為mol·L-1(3)與化學方程式中化學計量數(shù)的關系在反應aA(g)+bB(g)===cC(g)+dD(g)中，存在v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)=a∶b∶c∶d。(4)注意事項①不能用固體或純液體來表示化學反應速率，因為固體或純液體的濃度視為常數(shù)。②化學反應速率一般指而不是瞬時速率，且無論用反應物還是用生成物表示均取正值。③同一化學反應，相同條件下用表示的化學反應速率，其數(shù)值可能不同，但表示的意義相同。2.反應速率常數(shù)與速率方程（1）反應速率常數(shù)的含義反應速率常數(shù)(k)是指在給定溫度下，反應物濃度皆為1mol·L－1時的反應速率。在相同濃度的條件下，可用反應速率常數(shù)大小來比較化學反應的反應速率。化學反應速率與反應物濃度(或濃度的次方)成正比，而反應速率常數(shù)是其比例常數(shù)，在恒溫條件下，反應速率常數(shù)不隨反應物濃度的變化而改變。因此，可以應用速率方程求出該溫度下任意濃度時的反應速率。（2）速率方程一定溫度下，化學反應速率與反應物濃度以其化學計量數(shù)為指數(shù)的冪的乘積成正比。對于基元反應：aA＋bB=gG＋hH則v＝k·ca(A)·cb(B)(其中k為反應速率常數(shù))。如：①SO2Cl2SO2＋Cl2v＝k1·c(SO2Cl2)②2NO22NO＋O2v＝k2·c2(NO2)③2H2＋2NON2＋2H2Ov＝k3·c2(H2)·c2(NO)（3）反應速率常數(shù)的影響因素溫度對化學反應速率的影響是顯著的，反應速率常數(shù)是溫度的函數(shù)。同一反應，溫度不同，反應速率常數(shù)將有不同的值，但濃度不影響反應速率常數(shù)。3.化學反應速率的計算模型——“三段式”先找出各物質的起始量、轉化量、某時刻量。對于反應mA(g)+nB(g)pC(g)，起始時A的濃度為amol·L-1，B的濃度為bmol·L-1，C的濃度為cmol·L-1，反應進行至t1s時，A消耗了xmol·L-1，則化學反應速率的計算過程為則v(A)=xt1mol·L-1·s-1；v(B)=nxmt1mol·L-1·s-1，v(C)=px4.影響化學反應速率的因素（1）內因反應物本身的性質是主要因素。如相同條件下Mg、Al與稀鹽酸反應的速率大小關系為Mg>Al。（2）外因考點09化學反應的調控1.化工生產(chǎn)適宜條件選擇的一般原則條件原則從化學反應速率分析既不能過快，又不能太慢從化學平衡移動分析既要注意外界條件對速率和平衡影響的一致性，又要注意對二者影響的矛盾性從原料的利用率分析增加易得廉價原料，提高難得高價原料的利用率，從而降低生產(chǎn)成本從實際生產(chǎn)能力分析如設備承受高溫、高壓能力等從催化劑的使用活性分析注意催化劑的活性受溫度的限制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、溶液的、氣體的(或濃度)、固體的以及使用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，從而提高轉化率。3.工業(yè)合成氨的適宜條件(1)理論分析增大合成氨的反應速率和提高平衡混合物中氨的含量對反應條件的要求不盡相同：對合成氨反應的影響影響因素濃度溫度壓強催化劑增大合成氨的反應速率增大反應物濃度高溫高壓使用提高平衡混合物中氨的含量增大反應物濃度、減小生成物濃度低溫高壓無影響(2)實際工業(yè)合成氨反應的適宜條件①壓強eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(低壓1×107Pa,中壓2×107～3×107Pa,高壓8.5×107～1×108Pa))②溫度：700K左右。③催化劑：以鐵為主體的多成分催化劑。④濃度：N2與H2的投料比(物質的量之比)為1∶2.8。易錯點01惰性氣體對反應速率的影響恒溫恒容條件下通入惰性氣體，總壓增大，反應物濃度不變，反應速率不變恒溫恒壓條件下通入惰性氣體，總體積增大，反應物濃度減小，反應速率減小易錯點02應用“變量控制法”的解題策略易錯點03極端假設法確定各物質濃度范圍根據(jù)極端假設法判斷，假設反應正向或逆向進行到底，求出各物質濃度的最大值和最小值，從而確定它們的濃度范圍。假設反應正向進行到底：假設反應逆向進行到底：平衡體系中各物質的濃度范圍為0<X2<0.2，0.2<Y<0.4，0<Z<0.4。易錯點04判斷平衡狀態(tài)的兩種方法1.v正=v逆同種物質:消耗速率等于生成速率2.“變量不變”：如果一個量是隨反應進行而改變的，當其不變時為平衡狀態(tài)；一個隨反應進行保持不變的量，不能作為判斷是否平衡的依據(jù)。易錯點05化學平衡常數(shù)和轉化率的計算1.一個模式——“三段式”如反應mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)，令A、B起始物質的量濃度分別為amol·L-1、bmol·L-1，達到平衡后消耗A的物質的量濃度為mxmol·L-1。K=(px2.四個計算公式(1)反應物的轉化率=n(轉化)(2)生成物的產(chǎn)率：實際產(chǎn)量(指生成物)占理論產(chǎn)量的百分數(shù)。一般來講，轉化率越大，原料利用率越高，產(chǎn)率越大。產(chǎn)率=實際產(chǎn)量理論產(chǎn)量(3)平衡時混合物組分的百分含量=平衡量平衡時各物質的總量(4)某組分的體積分數(shù)=某組分的物質的量混合氣體總的物質的量易錯點06壓強平衡常數(shù)計算1.壓強平衡常數(shù)對于有氣體參與的化學反應，寫平衡常數(shù)表達式時，用平衡時各氣體的分壓代替濃度，計算所得到的平衡常數(shù)稱為壓強平衡常數(shù)(Kp)。如：aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g)，Kp=pc(C)·pd2.Kp的計算(1)根據(jù)“三段式”法計算平衡體系中各物質的物質的量或物質的量濃度。(2)計算各氣體組分的物質的量分數(shù)或體積分數(shù)。(3)根據(jù)分壓計算公式求出各氣體物質的分壓，某氣體的分壓=氣體總壓強×該氣體的體積分數(shù)(或物質的量分數(shù))。(4)根據(jù)平衡常數(shù)計算公式代入計算。易錯點07在恒容密閉容器中平衡移動對轉化率的影響以反應aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g)為例：(1)若反應物起始物質的量之比等于化學計量數(shù)之比，達到平衡后，它們的轉化率相等。(2)若只增加A的量，平衡正向移動，B的轉化率增大，A的轉化率減小。(3)若按原比例同倍數(shù)地增加(或降低)A、B的濃度，等效于壓縮(或擴大)容器體積，氣體反應物的轉化率與化學計量數(shù)有關。同倍數(shù)增大

c(A)和c(B)a易錯點08速率-時間圖像1.“漸變”類v-t圖像圖像分析結論t1時v'正突然增大，v'逆逐漸增大；v'正>v'逆，平衡向正反應方向移動t1時其他條件不變，增大反應物的濃度t1時v'正突然減小，v'逆逐漸減小；v'逆>v'正，平衡向逆反應方向移動t1時其他條件不變，減小反應物的濃度t1時v'逆突然增大，v'正逐漸增大；v'逆>v'正，平衡向逆反應方向移動t1時其他條件不變，增大生成物的濃度t1時v'逆突然減小，v'正逐漸減??；v'正>v'逆，平衡向正反應方向移動t1時其他條件不變，減小生成物的濃度2.“斷點”類v-t圖像(1)速率-時間圖像“斷點”分析當可逆反應達到平衡后，若某一時刻外界條件發(fā)生改變，可能使速率—時間圖像的曲線出現(xiàn)不連續(xù)的情況，即出現(xiàn)“斷點”。根據(jù)“斷點”前后的速率大小，即可對外界條件的變化情況作出判斷。如圖，t1時刻改變的條件可能是使用了催化劑或增大壓強(僅適用于反應前后氣體物質的量不變的反應)。(2)常見含“斷點”的速率變化圖像分析圖像t1時刻所改變的條件溫度升高降低升高降低正反應為放熱的反應正反應為吸熱的反應壓強增大減小增大減小正反應為氣體物質的量增大的反應正反應為氣體物質的量減小的反應易錯點09折線圖與恒壓或恒溫線1.反應進程折線圖此類圖像一般縱坐標表示物質的量、濃度、百分含量、轉化率，橫坐標表示反應時間。解題的關鍵是找轉折點。(1)轉折點之前，用外因對速率的影響分析問題，用“先拐先平，數(shù)值大”的規(guī)律判斷不同曲線表示溫度或壓強的大小。(2)轉折點之后是平衡狀態(tài)或平衡移動，解題時要抓住量的變化，找出平衡移動的方向，利用化學平衡移動原理推理分析。(3)圖示：(C%指產(chǎn)物的質量分數(shù)，B%指某反應物的質量分數(shù))2.恒壓(或恒溫)線此類圖像的縱坐標為某物質的平衡濃度或轉化率，橫坐標為溫度或壓強，解答此類問題，要關注曲線的變化趨勢，有多個變量時，注意控制變量，即“定一議二”。反應：aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g)ΔH圖像結論a+b>c+d，ΔH>0a+b>c+d，ΔH>0易錯點10多因素影響下的速率圖像1.影響化學反應速率的因素：濃度、溫度、壓強、催化劑的活性、接觸面積、原電池原理、副反應等。2.速率圖像分析的一般方法(1)看清關鍵點：起點、終點和變化點。(2)看清變化趨勢。(3)綜合分析反應原理，如有的反應放熱造成溫度升高，反應速率加快；有的反應生成的金屬與原金屬形成原電池，反應速率加快；有的反應物濃度減小，反應速率減慢；有的反應生成物中有催化劑，反應速率加快；有的反應溫度過高，造成催化劑失去活性，反應速率減慢等。

專題02化學反應的方向、限度與速率專題（期末復習知識清單）高二化學上學期魯科版考點01化學反應的方向1.反應焓變與化學反應的方向放熱反應過程中體系能量降低，因此具有自發(fā)進行的傾向，利用焓變來判斷反應進行的方向，這就是焓判據(jù)。大多數(shù)放熱反應是可以自發(fā)進行的。有些吸熱反應也可以自發(fā)進行，如：2N2O5(g)4NO2(g)+O2(g)ΔH＝+109.8kJ·mol-1，故不能只根據(jù)放熱或吸熱來判斷反應的方向。只用焓判據(jù)判斷反應是否自發(fā)不全面。2.熵變與化學反應的方向(1)熵值大?、袤w系的熵值：體系的混亂程度越大，體系的熵值就越大。②同一種物質的熵值：S(g)>S(l)>S(s)；同一條件下，不同物質的熵值不同。(2)熵變與化學反應進行方向的關系①自發(fā)進行的化學反應大多是熵增的過程，有些熵減的過程也能自發(fā)進行。不能只根據(jù)熵增或熵減來判斷化學反應進行的方向。②與環(huán)境既沒有物質交換也沒有能量交換的孤立體系或絕熱體系，自發(fā)過程才向著熵增的方向進行。3.自由能與化學反應的方向(1)自由能變化符號為ΔG，單位為kJ·mol-1。(2)自由能變化與焓變、熵變的關系ΔG＝ΔH-TΔS。ΔG不僅與焓變和熵變有關，還與溫度有關。反應方向與自由能的關系化學反應總是向著自由能減小的方向進行，直到體系達到平衡。①當ΔG<0時，反應能自發(fā)進行；②當ΔG＝0時，反應處于平衡狀態(tài)；③當ΔG>0時，反應不能自發(fā)進行。類型ΔHΔSΔG反應的自發(fā)性1<0>0<0一定能自發(fā)2>0<0>0一定不能自發(fā)3<0<0正負決定于溫度低溫能自發(fā)4>0>0高溫能自發(fā)考點02可逆反應、化學平衡狀態(tài)1．可逆反應(1)概念在相同條件下同時向正、逆兩個方向進行的反應。(2)特點雙向性可逆反應分為方向相反的兩個反應：正反應和逆反應雙同性正、逆反應是在相同條件下，同時進行共存性反應物的轉化率小于100%，反應物與生成物共存2.化學平衡狀態(tài)(1)概念在一定條件下可逆反應進行到一定程度時，反應物和生成物的濃度不再隨時間的延長而發(fā)生變化，正反應速率和逆反應速率相等，這種狀態(tài)稱為化學平衡狀態(tài)，簡稱化學平衡。(2)化學平衡的建立繪制“反應速率－時間”圖像，表示從正反應開始建立化學平衡狀態(tài)的過程。(3)化學平衡特征(4)化學平衡狀態(tài)的判斷方法①v正＝v逆eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(同種物質，消耗速率等于生成速率,不同種物質，速率之比等于化學計量,數(shù)之比，但必須同時有正、逆反應))②宏觀組成標志各組分的濃度保持不變，或各組分的質量、物質的量、百分含量、質量分數(shù)等保持不變的狀態(tài)是平衡狀態(tài)。③間接標志a．有氣體參加的不等體反應，氣體的總壓強、總體積、總物質的量不變時，達到平衡狀態(tài)。b．如果平衡體系中的物質有顏色，則平衡體系的顏色不變時，達到平衡狀態(tài)。c．氣體的密度、氣體的平均相對分子質量不變時，要具體分析各表達式中的分子或分母變化情況，判斷是否平衡(若體系中各組分均為氣體，氣體質量守恒；若體系中不全是氣體，要注意氣體質量變化)?？键c03化學平衡常數(shù)1．概念在一定溫度下，當一個可逆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(shù)，即化學平衡常數(shù)，用符號K表示。2．表達式對于一般的可逆反應mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，當在一定溫度下達到平衡時，K＝eq\f(cp(C)·cq(D),cm(A)·cn(B))(純固體和純液體的濃度視為常數(shù)，通常不計入化學平衡常數(shù)表達式中)。3．影響因素K只受溫度影響，與反應物或生成物的濃度變化無關，與壓強變化、是否使用催化劑無關。4．平衡常數(shù)的意義及應用(1)判斷可逆反應進行的程度K<10－510－5～105>105反應程度正反應幾乎不發(fā)生正、逆反應相當正反應可接近完全(2)判斷反應是否達到平衡或進行的方向對于化學反應aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)的任意狀態(tài)，濃度商Q＝eq\f(cc(C)·cd(D),ca(A)·cb(B))。Q＜K，反應向正反應方向進行；Q＝K，反應處于平衡狀態(tài)；Q＞K，反應向逆反應方向進行?？键c04化學平衡移動1.化學平衡的移動(1)過程(2)圖示(3)化學平衡移動與化學反應速率的關系①v正>v逆：平衡向正反應方向移動。②v正=v逆：反應達到平衡狀態(tài)，不發(fā)生平衡移動。③v正<v逆：平衡向逆反應方向移動。2.影響化學平衡的因素若其他條件不變，改變下列條件對化學平衡的影響如下(填寫空格)：改變的條件(其他條件不變)化學平衡移動的方向濃度增大反應物濃度或減小生成物濃度向正反應方向移動減小反應物濃度或增大生成物濃度向逆反應方向移動壓強(對有氣體參加的反應)反應前后氣體體積改變增大壓強向氣體分子總數(shù)減小的方向移動減小壓強向氣體分子總數(shù)增大的方向移動反應前后氣體體積不變改變壓強平衡不移動溫度升高溫度向吸熱反應方向移動降低溫度向放熱反應方向移動催化劑同等程度改變v正、v逆，平衡不移動3.勒夏特列原理(1)含義：如果改變影響化學平衡的條件之一(如溫度、壓強以及參加反應的化學物質的濃度)，平衡將向著能夠減弱這種改變的方向移動。(2)注意：①勒夏特列原理的適用對象是可逆過程。②化學平衡移動的目的是“減弱”外界條件的改變，而不是“抵消”外界條件的改變，改變是不可逆轉的?？键c05化學反應歷程1．基元反應大多數(shù)化學反應都是分幾步完成的，其中的每一步反應稱為基元反應。如反應：H2O2＋2Br－＋2H＋=Br2＋2H2O，通過大量實驗提出它們微觀過程如下：(1)H＋＋H2O2H3Oeq\o\al(＋,2)(2)H3Oeq\o\al(＋,2)＋Br－=H2O＋HOBr(3)HOBr＋H＋＋Br－=H2O＋Br22．過渡態(tài)理論基元反應過渡態(tài)理論認為，基元反應在從反應物到產(chǎn)物的變化過程中要經(jīng)歷一個中間狀態(tài)，這個狀態(tài)稱為過渡態(tài)。AB＋C→[A…B…C]→A＋BC反應物過渡態(tài)反應產(chǎn)物過渡態(tài)是反應過程中具有最高能量的一種結構狀態(tài)，過渡態(tài)能量與反應物的平均能量的差值相當于活化能[活化能(能壘)越高，此步基元反應速率越慢]。例如，一溴甲烷與NaOH溶液反應的過程可以表示為CH3Br＋OH－→[Br…CH3…OH]→Br－＋CH3OH3．活化能與反應機理使用催化劑，可以改變活化能，改變反應機理，在反應機理中每一步反應的活化能不同，且均比總反應的活化能低，故一般使用催化劑可以降低反應活化能，加快反應速率，如圖所示：E1為總反應的活化能，E2、E3為使用催化劑反應機理中各步的活化能。考點06反應速率1.化學反應速率(1)概念通常用單位時間內反應物濃度的減少量或生成物濃度的增加量來表示。(2)表示方法及單位v=ΔcΔt，單位為mol·L-1(3)與化學方程式中化學計量數(shù)的關系在反應aA(g)+bB(g)===cC(g)+dD(g)中，存在v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)=a∶b∶c∶d。(4)注意事項①不能用固體或純液體來表示化學反應速率，因為固體或純液體的濃度視為常數(shù)。②化學反應速率一般指平均速率而不是瞬時速率，且無論用反應物還是用生成物表示均取正值。③同一化學反應，相同條件下用不同物質表示的化學反應速率，其數(shù)值可能不同，但表示的意義相同。2.反應速率常數(shù)與速率方程（1）反應速率常數(shù)的含義反應速率常數(shù)(k)是指在給定溫度下，反應物濃度皆為1mol·L－1時的反應速率。在相同濃度的條件下，可用反應速率常數(shù)大小來比較化學反應的反應速率。化學反應速率與反應物濃度(或濃度的次方)成正比，而反應速率常數(shù)是其比例常數(shù)，在恒溫條件下，反應速率常數(shù)不隨反應物濃度的變化而改變。因此，可以應用速率方程求出該溫度下任意濃度時的反應速率。（2）速率方程一定溫度下，化學反應速率與反應物濃度以其化學計量數(shù)為指數(shù)的冪的乘積成正比。對于基元反應：aA＋bB=gG＋hH則v＝k·ca(A)·cb(B)(其中k為反應速率常數(shù))。如：①SO2Cl2SO2＋Cl2v＝k1·c(SO2Cl2)②2NO22NO＋O2v＝k2·c2(NO2)③2H2＋2NON2＋2H2Ov＝k3·c2(H2)·c2(NO)（3）反應速率常數(shù)的影響因素溫度對化學反應速率的影響是顯著的，反應速率常數(shù)是溫度的函數(shù)。同一反應，溫度不同，反應速率常數(shù)將有不同的值，但濃度不影響反應速率常數(shù)。3.化學反應速率的計算模型——“三段式”先找出各物質的起始量、轉化量、某時刻量。對于反應mA(g)+nB(g)pC(g)，起始時A的濃度為amol·L-1，B的濃度為bmol·L-1，C的濃度為cmol·L-1，反應進行至t1s時，A消耗了xmol·L-1，則化學反應速率的計算過程為則v(A)=xt1mol·L-1·s-1；v(B)=nxmt1mol·L-1·s-1，v(C)=px4.影響化學反應速率的因素（1）內因反應物本身的性質是主要因素。如相同條件下Mg、Al與稀鹽酸反應的速率大小關系為Mg>Al。（2）外因考點09化學反應的調控1.化工生產(chǎn)適宜條件選擇的一般原則條件原則從化學反應速率分析既不能過快，又不能太慢從化學平衡移動分析既要注意外界條件對速率和平衡影響的一致性，又要注意對二者影響的矛盾性從原料的利用率分析增加易得廉價原料，提高難得高價原料的利用率，從而降低生產(chǎn)成本從實際生產(chǎn)能力分析如設備承受高溫、高壓能力等從催化劑的使用活性分析注意催化劑的活性受溫度的限制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，從而提高轉化率。3.工業(yè)合成氨的適宜條件(1)理論分析增大合成氨的反應速率和提高平衡混合物中氨的含量對反應條件的要求不盡相同：對合成氨反應的影響影響因素濃度溫度壓強催化劑增大合成氨的反應速率增大反應物濃度高溫高壓使用提高平衡混合物中氨的含量增大反應物濃度、減小生成物濃度低溫高壓無影響(2)實際工業(yè)合成氨反應的適宜條件①壓強eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(低壓1×107Pa,中壓2×107～3×107Pa,高壓8.5×107～1×108Pa))②溫度：700K左右。③催化劑：以鐵為主體的多成分催化劑。④濃度：N2與H2的投料比(物質的量之比)為1∶2.8。易錯點01惰性氣體對反應速率的影響恒溫恒容條件下通入惰性氣體，總壓增大，反應物濃度不變，反應速率不變恒溫恒壓條件下通入惰性氣體，總體積增大，反應物濃度減小，反應速率減小易錯點02應用“變量控制法”的解題策略易錯點03極端假設法確定各物質濃度范圍根據(jù)極端假設法判斷，假設反應正向或逆向進行到底，求出各物質濃度的最大值和最小值，從而確定它們的濃度范圍。假設反應正向進行到底：假設反應逆向進行到底：平衡體系中各物質的濃度范圍為0<X2<0.2，0.2<Y<0.4，0<Z<0.4。易錯點04判斷平衡狀態(tài)的兩種方法1.v正=v逆同種物質:消耗速率等于生成速率2.“變量不變”：如果一個量是隨反應進行而改變的，當其不變時為平衡狀態(tài)；一個隨反應進行保持不變的量，不能作為判斷是否平衡的依據(jù)。易錯點05化學平衡常數(shù)和轉化率的計算1.一個模式——“三段式”如反應mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)，令A、B起始物質的量濃度分別為amol·L-1、bmol·L-1，達到平衡后消耗A的物質的量濃度為mxmol·L-1。K=(px2.四個計算公式(1)反應物的轉化率=n(轉化)(2)生成物的產(chǎn)率：實際產(chǎn)量(指生成物)占理論產(chǎn)量的百分數(shù)。一般來講，轉化率越大，原料利用率越高，產(chǎn)率越大。產(chǎn)率=實際產(chǎn)量理論產(chǎn)量(3)平衡時混合物組分的百分含量=平衡量平衡時各物質的總量(4)某組分的體積分數(shù)=某組分的物質的量混合氣體總的物質的量易錯點06壓強平衡常數(shù)計算1.壓強平衡常數(shù)對于有氣體參與的化學反應，寫平衡常數(shù)表達式時，用平衡時各氣體的分壓代替濃度，計算所得到的平衡常數(shù)稱為壓強平衡常數(shù)(Kp)。如：aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g)，Kp=pc(C)·pd2.Kp的計算(1)根據(jù)“三段式”法計算平衡體系中各物質的物質的量或物質的量濃度。(2)計算各氣體組分的物質的量分數(shù)或體積分數(shù)。(3)根據(jù)分壓計算公式求出各氣體物質的分壓，某氣體的分壓=氣體總壓強×該氣體的體積分數(shù)(或物質的量分數(shù))。(