壹、化學反應速率
1、概念：用來衡量化學反應進行快慢的物理量，通常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，
2、表示方法：
3、單位：mol/(L·s)；mol/(L·min)
4、同壹化學反應用不同的物質表示時，該反應的化學反應速率可能不同。化學計量數之比等於對應物質的化學反應速率之比。
例：
ν(A):ν(B):ν(C):ν(D) = 2 ：3 ：1 ：4
5、起始濃度不壹定按比例，但是轉化濃度壹定按比例。
6、固體和純液體的濃度視為常數（保持不變），因此，它們的化學反應速率也視為常數。
題型壹：根據化學計量數之比，計算反應速率
例1反應4NH3(g)+5O2(g) 4NO(g)+6H2O(g)在10L密閉容器中進行，半分鐘後，水蒸氣的物質的量增加了0.45mol，則此反應的平均速率v(X)（反應物的消耗速率或產物的生成速率）可表示為（ ）
A．v(NH3)?0.010mol/(L?s) B．v(O2)?0.001mol/(L?s)
C．v(NO)?0.001mol/(L?s) D．v(H2O)?0.045mol/(L?s)
點撥正確答案是C。
規律總結遇到這壹類題目，壹定要充分利用化學反應中各物質的反應速率之比等於它們的化學計量數之比這壹規律進行計算。
題型二：以圖象形式給出條件，計算反應速率
例2某溫度時，在2L容器中，X、Y、Z三種物質的物質的量隨時間變化的曲線如圖所示。由圖中數據分析：該反應的化學方程式為_________________。反應開始至2min，用Z表示的平均反應速率為____________。
點撥由圖可知，X、Y的物質的量隨反應的進行而減小，Z的物質的量隨反應的進行而增大，則X和Y為反應物，Z為生成物。
∵?n(X)?1.0mol?0.7mol?0.3mol
?n(Y)?1.0mol?0.9mol?0.1mol
?n(Z)?0.2mol?0mol?0.2mol
∴反應方程式為：3X+Y＝2Z。
v(Z)?0.2mol?2L
2min?0.05mol/(L?min)
二、影響化學反應速率的因素
1．內因：
反應物本身的性質(如：硫在空氣中和在氧氣中燃燒的速率明顯不同)。
2．外因：
(1)濃度：濃度大，分子之間碰撞機會增大，發生化學反應的幾率加大，化學反應速率就快；因此，化學反應速率與濃度有密切的關系，濃度越大，化學反應速率越快。增大反應物的濃度，正反應速率加快。
(2)溫度：溫度越高，反應速率越快(正逆反應速率都加快)。
(3)壓強：對於有氣體參與的化學反應，反應體系的壓強增大，反應速率增大(正逆反應速率都增大)。
說明：
壓強的改變是通過改變反應體系的濃度起作用的，如：①縮小或增大反應體系的容積；②保持容積不變時向反應體系中加入反應物或減少反應物等。但：若保持體系容積不變，向反應體系加入惰性氣體時化學反應速率不變。
(4)催化劑：改變化學反應速率(對於可逆反應使用催化劑可以同等程度地改變正逆反應速率)。
例3把下列四種X溶液分別加入四個盛有10mL 2mol/L鹽酸的燒杯中，均加水稀釋到50mL，此時，X和鹽酸緩慢地進行反應，其中反應最快的是（ ）
A．10℃20mL 3mol/L的X溶液B．20℃30mL 2mol/L的X溶液
C．20℃10mL 4mol/L的X溶液D．10℃10mL 2mol/L的X溶液
本題若沒有看清楚題目實質，僅僅從選項的表面看X濃度的大小及反應溫度的高低來判斷反應速率的快慢，則會錯選C。B的反應速率最快
三、化學平衡的概念
壹定條件下的可逆反應，正反應和逆反應的速率相等，反應混合物中各組分的濃度保持不變的狀態叫做化學平衡狀態。
可逆反應中舊化學平衡的破壞、新化學平衡的建立過程叫做化學平衡的移動。
要從以下幾個方面理解化學平衡：
1、逆：化學平衡研究的對象是可逆反應。
2、等：處於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)≠0。這是可逆反應達到平衡狀態的本質。
3、定：當壹定條件下可逆反應壹旦達到平衡(可逆反應進行到最大程度)狀態時，在平衡體系的混合物中，各組分的含量(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)保持不變(即不隨時間的改變而改變)。這是判斷體系是否處於化學平衡狀態的重要特征。
4、動：指化學反應達化學平衡狀態時，反應並沒有停止，實際上正反應與逆反應始終在進行，且正反應速率等於逆反應速率，所以化學平衡狀態是動態平衡狀態。
5、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)，而與達到平衡的過程無關(化學平衡狀態既可從正反應方向開始而達到平衡，也可以從逆反應方向開始而達到平衡)。當外界條件變化時，原來的化學平衡被打破，在新的條件下建立
起新的化學平衡。
6、徑：化學平衡狀態的建立與途徑無關。無論從正反應、還是從逆反應方向建立，只要條件相同均能達到同壹平衡狀態（等效平衡）。
四、平衡標誌：
1、如何理解V(正)＝V(逆)
例如，壹定條件下，可逆反應N2＋3H2
率可以用N2或H2或NH3來表示：
（1）單位時間內，有1molN2反應掉，同時有1molN2生成
（2）單位時間內，有3molH2反應掉，同時有2molNH3反應掉
（3）單位時間內，有1molN2生成，同時有2molNH3生成
以上均表示V(正)＝V(逆)
2、判斷化學平衡狀態的標誌：
(1)任何情況下均可作為標誌的：
①υ正＝υ逆(同壹種物質)；
②某反應物的消耗(或生成)速率：某生成物的消耗(或生成)速率＝化學計量數之比；③各組分含量(百分含量、物質的量、質量等)不隨時間變化。
(2)在壹定條件下可作為標誌的：
①對於有色物質參加或生成的可逆反應，顏色不再變化；
②對於有氣態物質參加或生成的可逆反應，若反應前後氣體的物質的量變化不為0，恒溫恒容，混合氣體平均相對分子質量M和總壓p不變；
③對於絕熱體系，體系的溫度不變。
(3)不能作為判斷標誌的：
①各物質的物質的量或濃度變化或反應速率之比＝化學計量數之比；
②對於有氣態物質參加或生成的可逆反應，若反應前後氣體的物質的量變化為0，恒溫恒容，混合氣體平均相對分子質量M和總壓p不變。
2N3，對該可逆反應，表示正、逆反應速
H2(g)+I2(g)已達平衡狀態的是 ： 例4下列方法中可以證明2HI(g)
①單位時間內生成n mol H2的同時生成n mol HI
②壹個H－H鍵斷裂的同時有兩個H－I鍵斷裂
③百分組成HI%=I2%
④反應速率V(H2)=V(I2)=1/2V(HI)時
⑤〔HI〕∶〔H2〕∶〔I2〕=2∶2∶1時
⑥溫度和體積壹定時，某壹生成物的濃度不再變化
⑦溫度和體積壹定時，容器內壓強不再變化
⑧條件壹定時，混合氣體的平均相對分子質量不在變化
⑨溫度和體積壹定時，混合氣體顏色不再變化
⑩溫度和壓強壹定時，混合氣體密度不再變化
解析：①不能證明V正 =V逆錯誤。
②表明V正=V逆，正確。
③百分組成表明的是濃度，只能說不變，不能說相等，錯誤。
④不能表明正逆反應速率相等，錯誤。
⑤濃度應說不變，不能說相等，錯誤。
⑥濃度不變說明已達平衡，正確。
⑦此反應前後體積相等，溫度和體積壹定時，壓強不變時，某組分的濃度可能變化，錯誤。
⑧此反應前後體積相等，質量守恒，相對分子質量不變，不能表明平衡
⑨混合氣體顏色不變，濃度不變，證明已達平衡
⑩反應前後體積相等，溫度和壓強壹定時，體積不變，質量守恒，密度不變不能說明已達平衡。
答案：②⑥⑨
在上述⑥－⑩的說法中能說明2NO2
答案：⑥⑦⑧⑨⑩
N2O4 達到平衡狀態是 ：
五、化學平衡的有關計算
1．基本公式：
①m＝ρV；②m＝nM；③氣體方程：pV＝nRT。（其中：m為質量，V為體積，ρ為密度，n為物質的量，M為摩爾質量，p為氣體的壓強，T為絕對溫度，R為常數）
導出公式：pM＝ρRT
轉化率（只針對反應物而言）：
反應物的.轉化率＝反應物轉化的物質的量（或體積、濃度）/反應物起始的物質的量（或體積、濃度）×100%
2．化學平衡常數：
對於可逆反應mA(g)+nB(g)
達式：
註意：①純固體或純液體的濃度為壹定值，不列入平衡常數的表達式中。
②任何壹個平衡常數表達式必須和具體的化學反應方程式相匹配。對於同壹化學反應，由於方程式書寫形式不同，其平衡常數表達式也會相應改變。不同書寫形式的平衡常數，雖然數值不同，但實際含義相同。
K值的意義：表示可逆反應的限度，K值越大，說明平衡體系中生成物所占的比例越大，它的正向反應進行的程度越大，即該反應進行得越完全，反應物轉化率越大；反之，就越不完全，轉化率就越小。壹般認為K＞105時，該反應進行得基本完全。
影響K值的外界因素只有溫度，與反應物或生成物的濃度變化無關。
通常使用三行式法（起始、轉化、平衡）進行有關轉化率與平衡常數的計算。
(1)化學平衡計算的基本方法是“始”、“變”、“平”三段分析法。如：
起始ab0 0 pC(g)+qD(g)，在壹定溫度下達到平衡，其平衡常數的表
變化 —x
平衡 a—x
說明：
a、b表示反應物的物質的量或反應物的濃度或同溫同壓下氣體的體積
(2)化學平衡計算中用到的基本關系與定律：
①各物質變化濃度之比＝方程式中的化學計量數之比；
②反應物轉化率＝其消耗濃度與起始濃度之比；
③平衡時某組分體積分數＝該組分在平衡混合物中的物質的量的分數；
④阿伏加德羅定律及其推論。
(3)同壹物質參與兩個化學平衡的計算：
要利用“同壹物質”在反應②中的起始濃度＝反應①中的平衡濃度的關系，進行兩次三段分析或逆向推算。