2.1化學(xué)反應(yīng)速率化學(xué)反應(yīng)速率:一定條件下單位時間內(nèi)某化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)物轉(zhuǎn)變?yōu)樯晌锏乃俾?。對于均勻體系的恒容反應(yīng)，習(xí)慣用單位時間內(nèi)反應(yīng)物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示，而且習(xí)慣取正值。濃度單位通常用mol·L-1，時間單位視反應(yīng)快慢，可分別用秒(s)、分(min)或小時(h)等表示。這樣，化學(xué)反應(yīng)速率的單位可為mol·L-1·s-1、mol·L-1·min-1、mol·L-1·h-1…。一、化學(xué)反應(yīng)速率的表示方法1平均速率

對化學(xué)反應(yīng)，若在一定條件下，單位時間內(nèi)反應(yīng)物或生成物濃度變化的絕對值單位：mol.L-1.時間它不能確切反映速率的變化情況，只提供了一個平均值，用處不大。2瞬時速率

在濃度隨時間變化的圖上，某時刻的速率即該時刻切線的斜率。以后提到的速率均指瞬時速率。顯然，反應(yīng)剛開始，速率大，然后不斷減小，體現(xiàn)了反應(yīng)速率變化的實際情況。反應(yīng)是中各物質(zhì)的化學(xué)計量數(shù)往往不同，用不同的反應(yīng)物或生成物的濃度變化所得的反應(yīng)速率，數(shù)值上可能不同。為統(tǒng)一起見，根據(jù)國家標準，可將所得反應(yīng)速率除以各物質(zhì)在反應(yīng)式中的計量系數(shù)。例如，在給定條件下，合成氨反應(yīng)：

N2+3H2─→2NH3

起始濃度/mol·L-12.03.00

2s末濃度/mo1·L-11.82.40.4

該反應(yīng)平均速率若根據(jù)不同物質(zhì)的濃度變化可分別表示為：顯然，在這里用三種物質(zhì)表示的速率之比是1：3：2，它們之間的比值為反應(yīng)方程式中相應(yīng)物質(zhì)分子式前的系數(shù)比。對于一般反應(yīng)：

aA+bB=dD+eE

平均反應(yīng)速率：

v=

ΔCA/aΔt=ΔCB/bΔt=ΔCD/dΔt=ΔCE/eΔt反應(yīng)速率：①某一時刻的反應(yīng)速率、瞬時速率；②平均速率的極限即為瞬時速率；③用反應(yīng)中的任何物質(zhì)表示反應(yīng)速率，數(shù)值上都是一樣的；④瞬時速率的測定可以由作圖法得到。2.2化學(xué)反應(yīng)速率理論簡介化學(xué)反應(yīng)歷程（機理）

一個化學(xué)反應(yīng)，在一定條件下，反應(yīng)物變成生成物實際經(jīng)過的途徑:基元反應(yīng)：在反應(yīng)中反應(yīng)物分子直接轉(zhuǎn)化成生成物的反應(yīng)—簡單反應(yīng)復(fù)雜反應(yīng)(非基元反應(yīng))：在反應(yīng)中反應(yīng)物分子經(jīng)過多步才轉(zhuǎn)化成生成物的反應(yīng)化學(xué)反應(yīng)速率理論

化學(xué)反應(yīng)發(fā)生的必要條件是反應(yīng)物子（或原子、離子）間的碰撞。也就是說反應(yīng)物分子(或原子、離子)之間必須相互碰撞，才有可能發(fā)生化學(xué)反應(yīng)。但是反應(yīng)物分子之間并不是每一次碰撞都能發(fā)生反應(yīng)。

只有極少數(shù)活化分子的碰撞才能發(fā)生化學(xué)反應(yīng)，稱“有效碰撞”；活化分子是反應(yīng)物分子中能量較高的分子，其比例很??；（1）有效碰撞理論Ea=E(最低)-

E(平)

活化能是化學(xué)反應(yīng)的“能壘”，Ea越高，反應(yīng)越慢；Ea越低，反應(yīng)越快。Ea可以通過實驗測定。平ECE活E分子分數(shù)%分子的能量分布曲線0活化分子一般化學(xué)反應(yīng)的活化能約在40~400kj.mol-1之間多數(shù)化學(xué)反應(yīng)的活化能約在60~250kj.mol-1之間反應(yīng)的活化能小于40kj.mol-1時，反應(yīng)速度很快反應(yīng)的活化能大于400kj.mol-1時，反應(yīng)速度很慢中和化學(xué)反應(yīng)的活化能約在13~25kj.mol-1之間碰撞理論要點：1、具有能發(fā)生化學(xué)反應(yīng)的碰撞（有效碰撞）；2、具有較大的動能并且能發(fā)生有效碰撞的分子（活化分子）；3、活化分子所具有的最低能量與反應(yīng)物分子的平均能量之間存在差值（活化能）：4、其他條件相同時，活化能越低的化學(xué)反應(yīng)，反應(yīng)速率越高，反之亦然；5、反應(yīng)物分子碰撞時有一定取向:碰撞時反應(yīng)物分子必須有恰當?shù)娜∠?。?）過渡狀態(tài)理論

化學(xué)反應(yīng)并不是通過反應(yīng)物分子的簡單碰撞完成的，在反應(yīng)物到產(chǎn)物的轉(zhuǎn)變過程中，先形成一種過渡狀態(tài)，即反應(yīng)物分子活化形成配合物的中間狀態(tài)（活化配合物）。在下列反應(yīng)中A＋BC→AB＋C反應(yīng)過程中隨著A，B，C三原子相對位置的改變形成活化配合物(A…B…C)?(過渡狀態(tài))：

A＋BC→（A…B…C)?→AB＋CNO2+CO→NO…O…CO→NO+CO2過渡狀態(tài)理論要點：1、化學(xué)反應(yīng)并不是通過反應(yīng)物分子的簡單碰撞完成的，在反應(yīng)物到產(chǎn)物的轉(zhuǎn)變過程中，先形成一種過渡狀態(tài)，即反應(yīng)物分子活化形成配合物的中間狀態(tài)（活化配合物）；2、過渡狀態(tài)的勢能高于始態(tài)，也高于終態(tài)，形成一個能峰，反應(yīng)物分子所具有的能量必須越過這個能峰才能進行反應(yīng)；3、過濾狀態(tài)具有的最低能量與反應(yīng)物能量之差稱為反應(yīng)的活化能；4、反應(yīng)的活化能越大，能峰越高，反應(yīng)速率越小，反之亦然。內(nèi)因：反應(yīng)物的本性外因：濃度、壓力、溫度、催化劑一、濃度或分壓對反應(yīng)速率的影響1．（基）元反應(yīng)：

對于簡單反應(yīng)，反應(yīng)物分子在有效碰撞中經(jīng)過一次化學(xué)變化就能轉(zhuǎn)化為產(chǎn)物的反應(yīng)。2．非（基）元反應(yīng)：分幾步進行的反應(yīng)；2.3影響化學(xué)反應(yīng)速率的主要因素CO(g)+NO2(g)=CO2(g)+NO(g)基元反應(yīng)非基元反應(yīng)H2(g)+I2(g)=2HI(g)I2(g)=2I(g)快H2(g)+2I(g)=2HI(g)慢（速控步驟）

在一定溫度下,對某一基元反應(yīng),其反應(yīng)速率與各反應(yīng)物濃度(以化學(xué)方程式中該物質(zhì)的計量數(shù)為指數(shù))的乘積成正比。如：aA+bB=gG+dD為基元反應(yīng)，則:稱作質(zhì)量作用定律數(shù)學(xué)表達式。k

稱為反應(yīng)速率常數(shù),可用來表征反應(yīng)的速率。在濃度和分壓相同的情況下，k

值越大，反應(yīng)速率越快。而對于非基元反應(yīng)，有：稱作反應(yīng)速率方程式。其中m、n要通過實驗來確定。（a+b）或（m+n）稱為反應(yīng)級數(shù)；反應(yīng)級數(shù)的意義：①表示了反應(yīng)速率與反應(yīng)物物質(zhì)的量濃度的關(guān)系；②零級反應(yīng)表示了反應(yīng)速率與反應(yīng)物濃度無關(guān)

例1、非基元反應(yīng)

該反應(yīng)為2級反應(yīng)。例2、該反應(yīng)為1級反應(yīng)。說明：1、質(zhì)量作用定律只適用于元反應(yīng)，對于非元反應(yīng)，如果知道反應(yīng)的步驟，可以用其最慢的一步作為決定速率的步驟；2、k與溫度、催化劑有關(guān)，而與濃度無關(guān)。是一個具有不同單位的量；數(shù)值可以用實驗測得，要注明測定的溫度；3、多相反應(yīng)中的固態(tài)反應(yīng)物，其濃度不寫入速率方程式；4、對于氣相反應(yīng)，可以用分壓來表示速率方程式；氣體反應(yīng)：

2NO2

→2NO+O2；

kc

kP2N2O5(g)4NO2(g)+O2(g)r=kc(N2O5)而不是r=kc2(N2O5)機理：N2O5 NO3+NO2（慢）NO3 NO+O2(快)NO+NO3 2NO2

（快）例：有效碰撞理論對濃度影響的解釋：對一指定反應(yīng)，在一定溫度下，反應(yīng)物中活化分子的百分數(shù)是一定的，增加濃度或?qū)τ跉怏w反應(yīng)增加分壓，單位體積內(nèi)的活化分子總數(shù)增加。有效碰撞次數(shù)增加，反應(yīng)速率加快。二、溫度對反應(yīng)速率的影響

一般情況下：在一定溫度范圍內(nèi)，對化學(xué)反應(yīng)溫度每升高10度反應(yīng)速率大約增加到原來的2~4倍。

溫度升高使反應(yīng)速率顯著提高的原因是：升溫是反應(yīng)物分子的能量增加，大量的非活化分子獲得能量后變成活化分子，單位體積內(nèi)活化分子的百分數(shù)大大增加，由小碰撞次數(shù)增多，從而反應(yīng)速率明顯增大。范特霍夫規(guī)則三、催化劑對反應(yīng)速率的影響催化劑能改變反應(yīng)速率的作用叫催化作用。正催化：加速反應(yīng)速率負催化（阻化劑）：減慢反應(yīng)速率1.催化劑影響反應(yīng)速率的原因

催化作用的實質(zhì)是改變了反應(yīng)的機理，降低了反應(yīng)的活化能，使活化分子總數(shù)和百分數(shù)都增加了，因而提高了反應(yīng)速率。不改變反應(yīng)前后物質(zhì)的組成和質(zhì)量，也不改變平衡常數(shù)K；縮短平衡到達的時間，加快平衡的到來。⑴高效性：（用量少，作用大）一種催化劑只能催化一種或幾種反應(yīng)；同一反應(yīng)用不同催化劑得到不同產(chǎn)物。⑶穩(wěn)定性:反應(yīng)前后組成和質(zhì)量不變特點：(4)催化活性:酶的活性要在一定溫度、一定pH范圍時才最大。⑵選擇性：要注意：催化劑的中毒現(xiàn)象(再生性)四、影響反應(yīng)速率的其它因素1、接觸面2、超聲波3、紫外光4、激光5、高能射線2.4化學(xué)平衡一、化學(xué)反應(yīng)的可逆性和化學(xué)平衡1.化學(xué)平衡及特征

在一定條件下，既能向正方向進行又能向逆方向進行的反應(yīng)稱可逆反應(yīng)。如反應(yīng)：

CO（g）+H2O（g）H2（g）+CO2（g）在高溫下CO與H2O能反應(yīng)生成H2和CO2，同時H2與CO2也能反應(yīng)生成CO和H2O。對這樣的反應(yīng)，為強調(diào)可逆性，在反應(yīng)式中常用

代替等號。

幾乎所有反應(yīng)都是可逆的，只是有些反應(yīng)在已知的條件下逆反應(yīng)進行的程度極為微小，以致可以忽略，這樣的反應(yīng)通常稱之為不可逆。如KClO3加熱分解便是不可逆反應(yīng)的例子。

可逆反應(yīng)在進行到一定程度，便會建立起平衡。例如，一定溫度下，將一定量的CO和H2O加入到一個密閉容器中。反應(yīng)開始時，CO和H2O的濃度較大，正反應(yīng)速率較大。一旦有CO2和H2生成，就產(chǎn)生逆反應(yīng)。開始時逆反應(yīng)速率較小，隨著反應(yīng)進行，反應(yīng)物的濃度減少，生成物的濃度逐漸增大。正反應(yīng)速率逐漸減少，逆反應(yīng)速率逐漸增大。當正、逆反應(yīng)速率相等時，即達到平衡狀態(tài)。正、逆反應(yīng)速率相等時的狀態(tài)叫做化學(xué)平衡?；瘜W(xué)平衡及特征達到平衡的時間（平衡線）t化學(xué)平衡有兩個特征：（1）化學(xué)平衡是一種動態(tài)平衡。表面上看來反應(yīng)似乎已停止，實際上正逆反應(yīng)仍在進行，只是單位時間內(nèi)，反應(yīng)物因正反應(yīng)消耗的分子數(shù)恰等于由逆反應(yīng)生成的分子數(shù)。（動、等）（2）化學(xué)平衡是暫時的、有條件的平衡。當外界條件改變時，原有的平衡即被破壞，直到在新的條件下建立新的平衡。（相對的定）參與反應(yīng)的物質(zhì)按一定比例組成反應(yīng)混合物。平衡時，各組分的濃度不再改變。但反應(yīng)混合物的組成不同時，平衡體系的組成并不相同?？慈缦碌姆磻?yīng)數(shù)據(jù)：1473KCO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g)

起始濃度/mol·dm－3

平衡濃度/mol·dm－3CO2H2COH2O CO2H2COH2O1)0.01 0.01 0 0 0.0040.0040.0060.0062.32)0.01 0.02 0 0 0.00220.01220.00780.00782.33)0.01 0.01 0.0010 0.00410.00410.00690.00592.44)0 0 0.020.02 0.00820.00820.01180.01182.1

盡管平衡組成不同，但 的值是不變的。

對于化學(xué)計量數(shù)不全是1的反應(yīng)，如2HI(g)——H2(g)+I2(g)T

平衡時，的值保持一定。

從經(jīng)驗平衡常數(shù)KC的表達式中可以看出，KC的單位是：

[mol·dm－3](d+e)－(a+b)

即為濃度的某次冪。當(d+e)=(a+b)時，K無單位。二、實驗平衡常數(shù)

對于一般可逆反應(yīng)平衡時，

，KC是一常數(shù)。

KC

稱為濃度平衡常數(shù)aA+bB

dD+eE

即在一定溫度下，可逆反應(yīng)達到平衡時，以化學(xué)計量系數(shù)為指數(shù)的生成物濃度冪的乘積與以化學(xué)計量系數(shù)為指數(shù)的反應(yīng)物濃度冪的乘積之比為一常數(shù)Kc。由上式可見，Kc值越大，表明反應(yīng)在平衡時生成物濃度的乘積越大，反應(yīng)物濃度的乘積越小，所以反應(yīng)進行的程度越高。

對氣體反應(yīng)，還可用氣體的分壓代替濃度。平衡常數(shù)表達式可寫成Kp，稱壓力平衡常數(shù)。Kp為壓力平衡常數(shù)

Kp=

式中(A)、(B)、(D)、(E)分別代表A、B、D、E各物質(zhì)的平衡分壓。aA(g)+bB(g)dD(g)+eE(g)例如生成HI反應(yīng)

H2(g)+I2(g)=2HI(g)平衡常數(shù)表達式可寫成Kp，稱壓力平衡常數(shù)。KP與KC的關(guān)系

反應(yīng)物生成物都近乎理想氣體

對于氣相反應(yīng)，既有Kc

，也有Kp

，表達的是同一平衡態(tài)，但數(shù)值可以不同。

Kc

和Kp

之間可以相互換算，相關(guān)的式子有：

pV=nRT p=(n/V)RT p=cRTc為濃度換算時，要注意各物理量的單位。三、標準平衡常數(shù)將濃度或分壓分別除以各自的標準態(tài)，即得相對濃度或相對分壓。

例：

濃度 [A]=5mol·dm－3

相對濃度為

故相對濃度和相對分壓都是沒有單位的量。平衡時，相對濃度和相對分壓當然也將保持不變。

分壓

pA=101.00105Pa

相對分壓為

式中p(D)/pθ、p(G)/pθ、p(A)/pθ、p(B)/pθ分別為D、G、A、B平衡時的相對分壓；標準壓力pθ＝100kPa。平衡常數(shù)表達式對氣相反應(yīng)：aA(g)+bB(g)gG(g)+dD(g)

式中c(D)/cθ、c(G)/cθ、c(A)/cθ、c(B)/cθ分別為D、G、A、B平衡時的相對濃度，標準濃度cθ=1mol·L-1。Kθ的量綱為一。溶液中的反應(yīng)aA+bBgG+dD

對于不含氣相物質(zhì)的反應(yīng)，K

和濃度平衡常數(shù)

Kc在數(shù)值上相等，因為標準態(tài)的值為1。但是，有氣相物質(zhì)參加的反應(yīng)，K

和

KP

之間經(jīng)常不相等，因為標準態(tài)p

≠1。

解：

例反應(yīng)A(g) 2B(g)在某溫度達到平衡時，各組分的分壓均為1.00105

Pa，求其經(jīng)驗平衡常數(shù)Kp

和標準平衡常數(shù)K?！駮鴮懞蛻?yīng)用平衡常數(shù)的幾點說明：

①

寫入平衡常數(shù)表達式中各物質(zhì)的濃度或分壓，必須是在系統(tǒng)達到平衡狀態(tài)時相應(yīng)的值。氣體只可用分壓表示。②平衡常數(shù)表達式需與計量方程式相對應(yīng)，同一化學(xué)反應(yīng)用不同計量方程式表示時，平衡常數(shù)表達式不同，得到的數(shù)值也不同。

例

N2(g)+3H2(g)

2NH3(g)

K1=1.601051/2N2(g)+3/2H2(g)NH3(g)

K2=3.87102

K1

K2

，

K1=K22

平衡常數(shù)之間的下列關(guān)系，要熟練掌握。正反應(yīng)aAbB逆反應(yīng)bBaA

互逆反應(yīng)，其平衡常數(shù)互為倒數(shù)。

反應(yīng)方程式相加(減)，平衡常數(shù)相乘(除)。（多重平衡的平衡常數(shù)關(guān)系）2NO+O2 2NO2(1)2NO2N2O4(2)2NO+O2 N2O4(3)(1)+(2)得（3），而K3=K1·K2

。N2+3H2 2NH3

1/2N2+3/2H2 NH3

Kc=(Kc)2

，

計量數(shù)擴大2倍，K乘2次方。

′′′如合成氨反應(yīng)

①N2+3H2=2NH3

②N2+H2=NH3

③NH3=N2+H2

顯然，，而是

==1/③在書寫Kc或Kp

表達式時，只寫濃度或分壓可變的溶液相和氣相，純固態(tài)和純液態(tài)及稀溶液中溶劑參與反應(yīng)，不寫入表達式；例：Ca2CO3(s)＝CaO+CO2

Cr2O72－(aq)+H2O(l) 2CrO42－(aq)+2H+(aq)H2O為液相，不寫入。固相不寫入。④

溫度發(fā)生改變，化學(xué)反應(yīng)的平衡常數(shù)也隨之改變，因此，在使用時須注意相應(yīng)的溫度?！衿胶獬?shù)的意義①平衡常數(shù)是可逆反應(yīng)的特征常數(shù)。對同類反應(yīng)來說K越大，反應(yīng)進行得越完全。②由平衡常數(shù)可以判斷反應(yīng)是否處于平衡態(tài)和非平衡態(tài)時反應(yīng)進行的方向。

不平衡時，A，B當然也有具體的濃度數(shù)值。令Q為反應(yīng)商某化學(xué)反應(yīng)達平衡時

aA bB

當Q<Kc

，即應(yīng)同時有 分子 [B]b<[B]b平

和分母 [A]a>[A]a平在數(shù)學(xué)中，顯然不成立，如。

值得注意的是，這里的分數(shù)，其分子和分母在數(shù)量上有一種制約關(guān)系：即其分子的增加(或減少)，總是與其分母的減少(或增加)同時發(fā)生。于是我們的結(jié)論就成立了。

這個結(jié)論正確嗎？

若該反應(yīng)aA———bB是基元反應(yīng)，則

v-=k-[B]b

，v-平=k-[B]b平v-<v-平

v+=k+[A]a

，v+平=k+[A]a平v+>v+平

.

同理，若Q>Kc

時，反應(yīng)逆向進行；

Q=Kc

時，v-=v+

，反應(yīng)達到平衡。即Q<Kc

時，反應(yīng)正向進行；

Q>Kc

時，反應(yīng)逆向進行；

Q=Kc

時，反應(yīng)達到平衡。

∵v-平=v+平，

v-<v+

即反應(yīng)正向進行。

對于非基元反應(yīng)，雖然質(zhì)量作用定律不能嚴格成立，但反應(yīng)物濃度越大，反應(yīng)速度越快這一基本趨勢仍是正確的。因此，同樣有上述結(jié)論。 四、平衡常數(shù)與平衡轉(zhuǎn)化率轉(zhuǎn)化率：

a=某反應(yīng)物已轉(zhuǎn)化的量/某反應(yīng)物的總量×100％若反應(yīng)前后體積不變，反應(yīng)的量可以用濃度表示a=（某反應(yīng)物的起始濃度-某反應(yīng)物的平衡濃度）/某反應(yīng)物的起始濃度×100％

例反應(yīng)CO(g)+H2O(g)——H2(g)+CO2(g)某溫度時，Kc=9。CO和H2O的起始濃度皆為0.02mol·dm－3

時，求CO的平衡轉(zhuǎn)化率。

解:

CO(g)+H2O(g)——H2(g)+CO2(g) t0 0.02 0.02 0 0 t平

0.02－x0.02－xx x

若改變溫度，使Kc=1，求轉(zhuǎn)化率。

在其余條件相同的前提下，K值越大，轉(zhuǎn)化率越高，反應(yīng)進行程度越高。

求得轉(zhuǎn)化率為50%。

已轉(zhuǎn)化掉的[CO]為0.015mol·dm－3

，所以，轉(zhuǎn)化率例題：P23~24一、濃度對化學(xué)平衡的影響

例1

反應(yīng)CO(g)+H2O(g)——CO2(g)+H2(g)

某溫度下達到平衡時[CO]=[H2O]=0.005mol·dm－3

[CO2]=[H2]=0.015mol·dm－3

向平衡體系中加H2O(g)，使[H2O]=1mol·dm－3。試判斷平衡移動的方向，并求重新平衡時CO的轉(zhuǎn)化率。2.5化學(xué)平衡的移動

平衡因濃度的改變而被破壞時，Qc

發(fā)生變化解：平衡將右移。 CO(g)+H2O(g)———CO2(g)+H2(g)t0 0.005 1 0.015 0.015t 0.005－x1－x 0.015+x0.015+x

若從[CO]=0.02mol·dm－3

算起，第一次平衡時，轉(zhuǎn)化率為75%

。而此時

轉(zhuǎn)化率

改變濃度將使平衡移動，增加一種反應(yīng)物的濃度，可使另一種反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率提高。這是工業(yè)上一項重要措施。解得轉(zhuǎn)化率濃度對平衡移動的原因:

在其它條件不變的情況下，增加反應(yīng)物的濃度或減少生成物的濃度，化學(xué)平衡向著正反應(yīng)方向移動；增加生成物的濃度或減少反應(yīng)物的濃度，化學(xué)平衡向著逆反應(yīng)的方向移動。在可逆反應(yīng)中，為了盡可能利用某一反應(yīng)物，經(jīng)常用過量的另一種物質(zhì)和它作用。不斷將生成物從反應(yīng)體系中分離出來，則平衡將不斷向生成產(chǎn)物的方向移動。例2-4二、壓力對化學(xué)平衡的影響

某溫度下，反應(yīng)N2(g)+3H2(g)———2NH3(g)

現(xiàn)將體系的總壓擴大2倍，試判斷平衡移動的方向。pi=p總Xi

，Xi

不變，p總擴大2倍，pi

將擴大2倍。達到平衡，有。故即

平衡右移。

等溫下，增大總壓強，平衡向氣體分子數(shù)減少的方向移動；減壓，則平衡向氣體分子數(shù)增加的方向移動。如：

673K時反應(yīng)：N2(g)+3H2(g)2NH3(g)如果氣態(tài)反應(yīng)物的總分子數(shù)和氣態(tài)生成物總分子數(shù)相等，在等溫下，增加或降低總壓強，對平衡沒有影響。如：

773K時反應(yīng)CO+H2OH2+CO2讀課本P27頁結(jié)論:體積變化的影響可以歸結(jié)為濃度或壓強變化的影響。例題2-5:三、溫度對化學(xué)平衡的影響

升高溫度，使平衡向吸熱方向移動；降低溫度，使平衡向放熱方向移動。

四、催化劑與化學(xué)平衡

催化劑不會使平衡發(fā)生移動，但使用催化劑能降低反應(yīng)的活化能，加快反應(yīng)速率，縮短達到平衡的時間。五、平衡移動原理——呂·查德里原理

如果改變平衡體系中某個條件（如濃度、溫度、壓力），平衡總是向著減弱這個改變的方向移動。這個規(guī)律叫做呂·查德里原理。2.6反應(yīng)速率與化學(xué)平衡的綜合利用1、使一種價廉易得的反應(yīng)物過量，以提高里一種原料的轉(zhuǎn)化率。2、升高溫度能增大反應(yīng)速率，對于吸熱反應(yīng)還能增加轉(zhuǎn)化率。運用呂·查德里原理,選擇合理生產(chǎn)條件的原則3、對于氣體反應(yīng)，增加壓力會使反應(yīng)速率加快，對分子數(shù)減少的反應(yīng)還能提高轉(zhuǎn)化率。4、選用催化劑時，須考慮催化劑的催化性、活化溫度、價格等，對容易中毒的催化劑須注意原料的純化。例題:用SO2氧化生成SO3為例,考慮如何選擇最佳工藝條件分析課本P29頁表2-6、表2-7、圖2-7一、濃度對化學(xué)平衡的影響

例1

反應(yīng)CO(g)+H2O(g)——CO2(g)+H2(g)

某溫度下達到平衡時[CO]=[H2O]=0.005mol·dm－3

[CO2]=[H2]=0.015mol·dm－3

向平衡體系中加H2O(g)，使[H2O]=1mol·dm－3。試判斷平衡移動的方向，并求重新平衡時CO的轉(zhuǎn)化率。2.5化學(xué)平衡的移動

平衡因濃度的改變而被破壞時，Qc

發(fā)生變化解：平衡將右移。 CO(g)+H2O(g)———CO2(g)+H2(g)t0