2022年高考化學(xué)專題復(fù)習(xí) 第二章 化學(xué)反應(yīng)的一般原理教案

2022年高考化學(xué)專題復(fù)習(xí) 第二章 化學(xué)反應(yīng)的一般原理教案一、 教學(xué)基本要求1基本概念和術(shù)語(yǔ)初步了解體系、環(huán)境、狀態(tài)、狀態(tài)函數(shù)、熱力學(xué)能、熱、功；理解熱力學(xué)第一定律。2熱化學(xué)熟悉恒容反應(yīng)熱、恒壓反應(yīng)熱、焓、標(biāo)準(zhǔn)摩爾反應(yīng)焓變、標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓等基本概念；掌握蓋斯定律的應(yīng)用、熱化學(xué)反應(yīng)方程式的正確書(shū)寫(xiě)、掌握由標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓計(jì)算標(biāo)準(zhǔn)摩爾反應(yīng)焓變的方法。3化學(xué)反應(yīng)的方向熟悉熵、吉布斯函數(shù)的概念。掌握標(biāo)準(zhǔn)摩爾反應(yīng)熵變及標(biāo)準(zhǔn)摩爾反應(yīng)吉布斯函數(shù)變的計(jì)算方法。會(huì)用G判定反應(yīng)方向。4化學(xué)平衡及其移動(dòng)熟悉化學(xué)平衡的概念及實(shí)驗(yàn)平衡常數(shù)；掌握標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)及其有關(guān)計(jì)算；掌握多重平衡規(guī)則；掌握化學(xué)平衡移動(dòng)的規(guī)律。（濃度、壓力、溫度、催化劑等對(duì)平衡的影響）5化學(xué)反應(yīng)速率 解化學(xué)反應(yīng)速率的概念，理解化學(xué)反應(yīng)速率方程表達(dá)式和反應(yīng)級(jí)數(shù)的概念；理解阿侖尼烏斯公式及其應(yīng)用，比如求Ea和速率常數(shù)；理解碰撞理論、過(guò)渡態(tài)理論及濃度、溫度、催化劑對(duì)反應(yīng)速率的影響。二、學(xué)時(shí)安排教 學(xué) 內(nèi) 容學(xué) 時(shí)1基本概念和術(shù)語(yǔ)1學(xué)時(shí)2熱化學(xué)2學(xué)時(shí)3化學(xué)反應(yīng)的方向2學(xué)時(shí)4化學(xué)平衡及其移動(dòng)2學(xué)時(shí)5化學(xué)反應(yīng)速率 2學(xué)時(shí)三、教學(xué)內(nèi)容§2-1，基本概念和術(shù)語(yǔ)一、體系和環(huán)境體系人為選取一定種類，一定數(shù)量的物質(zhì)作為研究的對(duì)象，這一部分物質(zhì)或空間叫做體系或系統(tǒng)。環(huán)境與體系有密切聯(lián)系的一部分物質(zhì)或空間。二、狀態(tài)和狀態(tài)函數(shù)1、 狀態(tài)由一系列表征系統(tǒng)性質(zhì)的宏觀物理量（如T、P、V等）所確定下來(lái)的系統(tǒng)的存在形式稱系統(tǒng)的狀態(tài)。 一個(gè)體系的狀態(tài)是由它的一系列物理量來(lái)確定的。這些物理量我們稱之為體系的宏觀性質(zhì)。可分為容量性質(zhì)和強(qiáng)度性質(zhì)。 容量性質(zhì)：與物質(zhì)的數(shù)量有關(guān)，具有加合性。如m、V、n、Cr(熱容量)。 強(qiáng)度性質(zhì)：與物質(zhì)的數(shù)量無(wú)關(guān)，不具有加合性。如T、P、C（比熱）當(dāng)體系的宏觀性質(zhì)都有確定值時(shí)，我們稱其處于一定的狀態(tài)。體系的任何一個(gè)性質(zhì)發(fā)生變化時(shí)，體系的狀態(tài)即改變。但狀態(tài)改變時(shí)，不一定所有的性質(zhì)都改變。2、 狀態(tài)函數(shù)凡能決定體系狀態(tài)的一切宏觀性質(zhì)（物理量）都叫做狀態(tài)函數(shù)。特點(diǎn)：<1>體系的一些狀態(tài)函數(shù)是相互聯(lián)系、相互制約的。因此確定了幾個(gè)狀態(tài)函數(shù)，其它的狀態(tài)函數(shù)也隨之而定。如PV=nRT<2>任何狀態(tài)函數(shù)的變化值，只決定于體系的始態(tài)和終態(tài)。而與變化的途徑無(wú)關(guān)。 10 (1 ) 30 （2） 冷卻 50 （3） 冷卻 0如：一杯水經(jīng)、三個(gè)不同的途徑，由10變成30，雖途徑不同但T=3010=20換言之：如果一個(gè)物理量的變化值，只與體系的始末狀態(tài)有關(guān)而與變化的途徑無(wú)關(guān)，它一定是個(gè)狀態(tài)函數(shù)。狀態(tài)函數(shù)的這一特性，使研究得以簡(jiǎn)化。可不考慮其復(fù)雜的中間過(guò)程，直接求出狀態(tài)函數(shù)的變化量。二、 熱和功 熱和功是系統(tǒng)發(fā)生狀態(tài)變化時(shí)與環(huán)境進(jìn)行能量交換的兩種形式。 熱（Q）：由于溫度不同而造成的能量的傳遞。 功（W）：除熱之外，所有其他形式的能量傳遞。* Q和W不是狀態(tài)函數(shù) Q和W是體系發(fā)生變化時(shí)能量的傳遞形式。只有在體系發(fā)生變化時(shí)才顯示出來(lái)。不是體系所具有的性質(zhì)。他們除與體系狀態(tài)有關(guān)外還與變化的具體途徑有關(guān)。* Q和W的符號(hào)Q W 三、 熱力學(xué)能與熱力學(xué)第一定律i. .熱力學(xué)能（U） 定義：體系內(nèi)部能量的總和，（包括分子的動(dòng)能、勢(shì)能、鍵能、核能等）不包括體系整體運(yùn)動(dòng)的動(dòng)能和體系整體處于外力場(chǎng)中具有的位能。<1>熱力學(xué)能是狀態(tài)函數(shù)，一定的狀態(tài)下有一定的U值，同一體系、同一狀態(tài)時(shí)，不可能有不同的U值。而不同體系或同一體系不同狀態(tài)時(shí)則可能有相同的U值。<2>U的絕對(duì)數(shù)值是不可求的，只能測(cè)出反應(yīng)前后U的變化值U。U=U終U始<3>U為容量性質(zhì)，具有加合性，采用能量單位：J或kJ。ii. 熱力學(xué)第一定律（能量守恒定律）定律：在任何過(guò)程中，能量不會(huì)自生自滅，只能從一種形式轉(zhuǎn)化為另一種形式。轉(zhuǎn)化過(guò)程中，能量的總值不變。數(shù)學(xué)表達(dá)式：U（QW）=0 即：U=QW§2-2 熱化學(xué)一、 化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)（反應(yīng)熱）定義：系統(tǒng)發(fā)生化學(xué)變化時(shí)，當(dāng)系統(tǒng)不作非體積功，并使體系終態(tài)溫度恢復(fù)到始態(tài)溫度，則在這一過(guò)程中放出或吸收的熱量稱為該反應(yīng)的反應(yīng)熱。1 恒容反應(yīng)熱在不作非體積功的情況下，恒容過(guò)程的V終=V始 即V=0體積功W=PV=0 則U=QV即：恒容過(guò)程中體系所吸收的能量QV全部用來(lái)增加體系的內(nèi)能。2 恒壓反應(yīng)熱恒壓過(guò)程通常是在敞口容器中進(jìn)行的。P終=P始=P外由于體系只做體積功，W=PV，則U=QPPV3 體系的焓與反應(yīng)的焓變焓：在恒壓和不作非體積功的條件下，由能量守恒定律，U= QPPV QP=UPV=U2U1P(V2V1)=( U2P V2)(U1P V1)兩括號(hào)中的內(nèi)容相同，且均為狀態(tài)函數(shù)(狀態(tài)2狀態(tài)1 )，因此人為定義出一個(gè)新的狀態(tài)函數(shù)焓（H）。定義：H=U+PV<1>U、P、V均為狀態(tài)函數(shù)，H也是狀態(tài)函數(shù)。焓的變化量H只與始態(tài)與終態(tài)有關(guān)，與途徑無(wú)關(guān)。H=H終H始在恒壓不作非體積功的條件下，QP=H<2>U的絕對(duì)值不可測(cè)，H的絕對(duì)值也不可測(cè)，但可以通過(guò)恒壓反應(yīng)熱求出：H= QP<3>焓是體系的容量性質(zhì)，具有加合性。焓變：<1>H= QP H與Qp 的符號(hào)相同，吸熱為“+”，放熱為“”。 <2>反應(yīng)的H受溫度的影響比較小，故可用298K下的H代替其它溫度下的H。 <3>U= Q+W Q=UW在恒壓及不做非體積功的條件下：QP=UPV=H在反應(yīng)物和生成物都是固態(tài)和液態(tài)時(shí)，反應(yīng)的V很小，PV可以忽略，故HU 在有氣體參與的反應(yīng)中，PV=nRT，則H=UnRT （n為氣體摩爾數(shù)的變化量。） 上面所講的兩個(gè)關(guān)系式：U=QV ；H= QP 熱不是狀態(tài)函數(shù)，但由于QV對(duì)應(yīng)U，QP對(duì)應(yīng)H。所以在這兩種特殊情況下，QV 、QP只與始態(tài)和終態(tài)有關(guān)。與變化的途徑無(wú)關(guān)。二、 蓋斯定律反應(yīng)的熱效應(yīng)可以由實(shí)驗(yàn)測(cè)得，但化學(xué)反應(yīng)成千上萬(wàn)，逐一測(cè)定很困難。而且有些熱效應(yīng)實(shí)際上很難或不能測(cè)出。如：（1）C（石墨）O2 (g)CO2(g) rHm1=393.5kJ·mol1(2 ) C (石墨)O2 (g)CO(g) rHm2在第二個(gè)反應(yīng)進(jìn)行的過(guò)程中，總會(huì)有一部分CO2生成，所以實(shí)際上rHm2不能準(zhǔn)確測(cè)出。因此在1840年，俄國(guó)化學(xué)家蓋斯在大量試驗(yàn)的基礎(chǔ)上得出了著名的熱化學(xué)定律蓋斯定律。定律：在整個(gè)過(guò)程處于恒容或恒壓情況時(shí)，化學(xué)反應(yīng)的熱效應(yīng)只與始、終狀態(tài)有關(guān)，而與變化的途徑無(wú)關(guān)。另一種說(shuō)法：在恒容或恒壓條件下，一個(gè)化學(xué)反應(yīng)無(wú)論是一步完成，還是分成幾步完成，其總反應(yīng)的反應(yīng)熱等與各步反應(yīng)熱之和。上面所講的第2個(gè)反應(yīng)，則可根據(jù)蓋斯定律求出。寫(xiě)出相關(guān)的第三個(gè)反應(yīng)式：CO(g)O2 (g) CO2(g)H3=283.0kJ·mol1 C（石墨） O2 CO2(g)H2 H3CO(g)O2 (g)（1）C（石墨）O2 (g)CO2(g)） （2）CO(g)O2 (g) CO2(g)（3） C (石墨)O2 (g)CO(g)即：反應(yīng)（1）=反應(yīng)（2）反應(yīng)（3）反應(yīng)（2）=反應(yīng)（1）反應(yīng)（3）則H2=H1H3H2=393.5（283.0）=110.5 kJ·mol1熱化學(xué)方程式也和代數(shù)方程式一樣可以進(jìn)行加減運(yùn)算或乘以系數(shù)，而其反應(yīng)的熱效應(yīng)也應(yīng)進(jìn)行相應(yīng)的運(yùn)算。三、標(biāo)準(zhǔn)摩爾反應(yīng)焓變1、 摩爾反應(yīng)焓變（rHm）一個(gè)反應(yīng)的反應(yīng)焓變，其大小與反應(yīng)進(jìn)度有關(guān)。rHm的定義：某化學(xué)反應(yīng)按所給定的化學(xué)計(jì)量方程式反應(yīng)，當(dāng)反應(yīng)進(jìn)度=1mol時(shí)的反應(yīng)焓變稱為摩爾反應(yīng)焓變。即：rHm= J·mol1 或 kJ·mol1 下標(biāo)中r為反應(yīng)（reaction）的意思，m為反應(yīng)進(jìn)度1mol之意。2、 物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)態(tài)和標(biāo)準(zhǔn)摩爾焓變。r：100kPa ：1mol·L1 T：298.15K在標(biāo)準(zhǔn)態(tài)時(shí)反應(yīng)的摩爾焓變稱為反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾焓變r(jià)3、 熱化學(xué)反應(yīng)方程式表示化學(xué)反應(yīng)與其熱效應(yīng)關(guān)系的化學(xué)方程式稱為熱化學(xué)反應(yīng)方程式。在化學(xué)反應(yīng)式后用r表示反應(yīng)的熱效應(yīng)。（指恒壓下的反應(yīng)熱）要求：1) 應(yīng)注明物質(zhì)的聚集狀態(tài)，s、l、g，固體有多種晶型時(shí)還應(yīng)注明晶型。如：石墨和金剛石，聚集狀態(tài)不同，r不同。2) 應(yīng)正確寫(xiě)出化學(xué)反應(yīng)計(jì)量式，即同一反應(yīng)，其反應(yīng)式計(jì)量系數(shù)不同時(shí)，r也不同（見(jiàn)書(shū)P19 (4) 式、（5）式）3) 注明反應(yīng)溫度，標(biāo)準(zhǔn)態(tài)（298.15K時(shí)）不需注明。4 標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓（f）標(biāo)準(zhǔn)生成焓：在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下，由穩(wěn)定單質(zhì)生成1mol純物質(zhì)時(shí)反應(yīng)的摩爾焓變，成為該物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成焓f。下標(biāo)f為生成反應(yīng)（formation）的意思。即在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下，一種特定反應(yīng)（生成反應(yīng)）的產(chǎn)物只有一種，而且產(chǎn)物的計(jì)量系數(shù)為1時(shí)，反應(yīng)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾焓變。由定義可以得出：穩(wěn)定單質(zhì)的f=0如fC（石墨）=0 f C（金剛石）=1.89 kJ·mol1 白磷：f=0書(shū)后附錄三中列出各物質(zhì)及水合離子的 fa) 由 f計(jì)算 r：利用書(shū)后 f數(shù)據(jù)可簡(jiǎn)化反應(yīng)熱的計(jì)算：例：計(jì)算反應(yīng) 3CO(g)Fe2O3(s) 2Fe3CO2(g)的 r(298)解：對(duì)于任何一個(gè)反應(yīng)均可寫(xiě)成如下的循環(huán)：3CO(g) Fe2O3(s) 2Fe 3CO2(g) 2f（Fe）3f（CO）f（Fe2O3）3f（CO2）3C(s)3O2(g)2Fe(s)由蓋斯定律，按循環(huán)方向有：3f（CO）f（Fe2O3）r=2f（Fe）3f（CO2）整理：r=f（Fe）3f（CO2）3f（CO）f（Fe2O3）查書(shū)后附錄找出各物質(zhì)的f即可求出反應(yīng)的r。由于各反應(yīng)式均可寫(xiě)出上述循環(huán)，故總結(jié)出通式：r=由于反應(yīng)物的化學(xué)計(jì)量系數(shù)為負(fù)值，可以寫(xiě)成r=利用上述通式計(jì)算時(shí)應(yīng)注意：1、 要考慮反應(yīng)式中各物質(zhì)的聚集狀態(tài)，如：f（H2O,l）f（H2O,g）2、 書(shū)后表中所給的數(shù)值均為生成1mol物質(zhì)時(shí)的f，計(jì)算時(shí)要乘以相應(yīng)的系數(shù)。§2-3 化學(xué)反應(yīng)的方向一、化學(xué)反應(yīng)的自發(fā)性1、 自發(fā)反應(yīng)（或過(guò)程）：在一定條件下，不需要任何外力做功，就能自動(dòng)進(jìn)行的反應(yīng)或物理過(guò)程，稱為自發(fā)反應(yīng)式或自發(fā)過(guò)程。如：水的流動(dòng)、電流、0以下水的結(jié)冰。0以上冰的熔化，金屬的生銹、及一些化學(xué)反應(yīng)，如 ：ZnCuSO4CuZnSO42、 自發(fā)過(guò)程的推動(dòng)力及限度 過(guò)程自發(fā)方向推動(dòng)力自發(fā)過(guò)程的最大限度水流高水位低水位hh=0電流高電位低電位VV=0氣流高氣壓低氣壓pp=0熱傳導(dǎo)高溫低溫TT=0化學(xué)反應(yīng)高自由焓低自由焓GG=0結(jié)論：1) 自發(fā)變化的逆過(guò)程是非自發(fā)的。2) 自發(fā)變化和非自發(fā)變化都是可能進(jìn)行的，自發(fā)變化能自動(dòng)進(jìn)行，非自發(fā)變化需借助一定方式的外部作用才能發(fā)生（如水泵、電解等）。3) 自發(fā)變化的最大限度是體系的平衡狀態(tài)，3、 焓變與自發(fā)反應(yīng)自然界傾向于能量降低，如高位能低位能、高溫低溫，均屬于能量降低，體系的能量越低越穩(wěn)定。如：鐵的生銹：3Fe(s)2O2(g)Fe3O4（s） r=1118.4kJ·mol1但單以能量降低為判據(jù)又不能解釋如下事實(shí)：H2O(s) H2O(l) r>0KNO3(s)KNO3 r=35 kJ·mol1N2O5(g)2NO2(g)O2（g） r=56.7 kJ·mol1還有些反應(yīng)的自發(fā)性與溫度有關(guān)。如：CaCO3(s)CaO(s)CO2(g)此反應(yīng)常溫下不自發(fā)，而在850以上時(shí)，則能自發(fā)進(jìn)行。由此可見(jiàn)：用r<0作為反應(yīng)自發(fā)與否的判斷標(biāo)準(zhǔn)不全面，不具有普遍意義。二、混亂度與自發(fā)方向自然界的另一自發(fā)傾向混亂度增大。如：氣體的擴(kuò)散、物質(zhì)的溶解、容器內(nèi)不同顏色球的排列，拋擲物體時(shí)都傾向于混亂度增大，要使其規(guī)則排列，則需對(duì)其做功。1、 熵（S）體系內(nèi)微觀粒子運(yùn)動(dòng)的混亂程度，在熱力學(xué)中用一個(gè)新的物理量熵（S）來(lái)表示，熵是反映體系內(nèi)部質(zhì)點(diǎn)混亂程度的物理量。1) S是狀態(tài)函數(shù)，體系狀態(tài)一定時(shí)，就有確定的熵值，體系的混亂度越大，熵值越大。2) 熵有絕對(duì)數(shù)值。0 K時(shí)完整的晶態(tài)純物質(zhì) S0=0，此時(shí)排列最有序其它溫度下物質(zhì)的絕對(duì)熵值為ST=STS0=S。附錄三中有各物質(zhì)的(25,100KPa)。3）影響熵值大小的因素：聚集狀態(tài)：B(g)> B(l)> B(s)在定性判斷一個(gè)化學(xué)反應(yīng)是熵增還是熵減時(shí)，通?？紤]為氣體分子數(shù)增大的方向是熵增過(guò)程。溫度：同一物質(zhì)時(shí)，T1>T2，則T1>T2 分子結(jié)構(gòu)：分子量相近，結(jié)構(gòu)越復(fù)雜，熵越大。對(duì)稱性越好，熵越小。如：（C2H5OH）>(CH3-O-CH3) 分子量：結(jié)構(gòu)相近，分子量越大，熵越大。HI>HBr>HCl>HF2、 標(biāo)準(zhǔn)摩爾反應(yīng)熵變（r）的計(jì)算r的計(jì)算與由f計(jì)算r的形式相同。r=（產(chǎn)物）(反應(yīng)物)或r=（B）1) T對(duì)r的影響不大，在溫度變化不是很大時(shí)，可用r（298）代替r（T）2) 穩(wěn)定單質(zhì)的（298）0，查表時(shí)應(yīng)注意。3) 單位：J·mol1·K1r與r一樣，不能單獨(dú)作為自發(fā)反應(yīng)判斷的依據(jù)。（如：0以下水自動(dòng)結(jié)冰，其r<0，但其仍為自發(fā)過(guò)程。）冰水冰說(shuō)明溫度對(duì)反應(yīng)的自發(fā)性也有影響。因此在判斷反應(yīng)的自發(fā)方向時(shí)，應(yīng)綜合考慮。r，r和T三方面的因素。三、 化學(xué)反應(yīng)方向的判據(jù)1 吉布斯自由焓（能）G1878年美國(guó)物理學(xué)家吉布斯根據(jù)r，r及T對(duì)反應(yīng)自發(fā)方向的影響，提出了一個(gè)新的熱力學(xué)函數(shù)自由焓G。G=HTS G=HTS (恒溫恒壓)1) 自由焓G是狀態(tài)函數(shù)，G=G終G始 并且具有加合性。2) H的絕對(duì)值不可求，G的絕對(duì)值也不可求。3) 自由焓是體系可利用的能量，也可把自由焓理解為體系提供“有用功”的能力。G越大，體系做功的能力越大（內(nèi)能不能全部轉(zhuǎn)化成有用功）。自由焓相當(dāng)于體系做功的本領(lǐng)，自由焓的減少量即為體系在變化過(guò)程中所做的最大有用功。 G=Wmax4) G受溫度的影響較大，因此不能用298K下的G代替其它溫度下的G。2化學(xué)反應(yīng)的判據(jù)rGm一個(gè)化學(xué)反應(yīng)的摩爾自由焓變用rGm表示，可作為化學(xué)反應(yīng)自發(fā)性的判據(jù)：rGm<0 自發(fā)rGm=0 平衡狀態(tài)rGm>0 不自發(fā)（逆反應(yīng)自發(fā)）標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下（各物質(zhì)的C=1.0mol·L1,Pi=100kPa）用r判斷。非標(biāo)態(tài)下應(yīng)該用rGm判斷。3標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成自由焓定義：標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下，由穩(wěn)定單質(zhì)生成1摩爾純物質(zhì)時(shí)，反應(yīng)的自由焓變叫做該物質(zhì)的標(biāo)準(zhǔn)摩爾生成自由焓fGm(298)穩(wěn)定單質(zhì)的fGm =0。4r的計(jì)算通式：r=定義式：r=rTr (常用于其它溫度下的計(jì)算)例：計(jì)算反應(yīng)2H2O2(g)2H2O(g)O2(g) 在400K時(shí)的r解：T=400K 不能直接查f(298)代入公式計(jì)算，而應(yīng)利用T對(duì)r、r影響較小的特性，用定義式計(jì)算。H2O2(g)H2O(g)O2(g)f131.31241.820kJ·mol1232.60188.72205.03J·mol1·K1r(298)=2(241.82)2(136.31)=211.02 kJ·mol1 r(298)=2×188.72205.032×232.60=117.23×103 kJ·mol1r(400)=211.02400×117.23×103=257.93 kJ·mol15 壓下，溫度對(duì)反應(yīng)自發(fā)性的影響rrr=rTr反應(yīng)自發(fā)性永遠(yuǎn)是“”任何溫度下，正反應(yīng)都自發(fā)。永遠(yuǎn)是“”任何溫度下，正反應(yīng)都不自發(fā)。低溫“”；高溫“”低溫自發(fā)，高溫不自發(fā)低溫“”；高溫“”低溫不自發(fā)，高溫自發(fā)§2-4 化學(xué)反應(yīng)速率一、 反應(yīng)速率的概念反應(yīng)速率的差異很大，有的瞬時(shí)完成，有的則看不到反應(yīng)的發(fā)生。應(yīng)速率的表示方法：可用單位時(shí)間內(nèi)任何一種反應(yīng)物濃度的減少量或生成物濃度的增加量來(lái)表示：=如： N2 3H2 2NH3 則：=0.1mol·s1起始C 1.0 3.0 0 =0.3 mol·s12秒后的C 0.8 2.4 0.4 =0.2 mol·s1當(dāng)用不同物質(zhì)濃度的變化量來(lái)表示同一反應(yīng)的反應(yīng)速率時(shí)，其數(shù)值不一致。如反應(yīng)速率按反應(yīng)進(jìn)度定義則同一反應(yīng)的反應(yīng)速率是一定值。按反應(yīng)進(jìn)度定義：?jiǎn)挝粫r(shí)間、單位體積內(nèi)的反應(yīng)進(jìn)度即：反應(yīng)速率：（其中 V： 體積，：B物質(zhì)在反應(yīng)式中的計(jì)量系數(shù)）=·=0.1=·=0.1=·=0.1此時(shí)用不同物質(zhì)表示同一反應(yīng)時(shí)，其反應(yīng)速率是一定值。這種計(jì)算得來(lái)的反應(yīng)速率為平均速率。實(shí)際上化學(xué)反應(yīng)速率是隨體系中物質(zhì)濃度的不斷變化而改變的。而瞬時(shí)速率的求得可按書(shū)上P36頁(yè)圖2-3上曲線求t時(shí)刻的斜率而得到。二、化學(xué)反應(yīng)速率方程式1基元反應(yīng)和非基元反應(yīng)。化學(xué)反應(yīng)方程式只告訴我們反應(yīng)物和最終的產(chǎn)物，以及它們之間的化學(xué)計(jì)量關(guān)系，并未告訴我們反應(yīng)是如何進(jìn)行的。只有很少的反應(yīng)是經(jīng)過(guò)一步即完成的。如：2NOO22NO2,NO2CONOCO2等。而大部分反應(yīng)是經(jīng)過(guò)多步才完成的。能一步完成的化學(xué)反應(yīng)稱之為基元反應(yīng)。由兩個(gè)或兩個(gè)以上基元反應(yīng)組成的反應(yīng)為非基元反應(yīng)或復(fù)雜反應(yīng)。如：2NO2H2N22H2O 是由三個(gè)基元反應(yīng)組成的：1) 2NON2O2 (快)2) N2O2H2N2OH2O （慢）3) N2OH2N2H2O （快）2 質(zhì)量作用定律基元反應(yīng)的反應(yīng)速率，與反應(yīng)物濃度間有定量關(guān)系。質(zhì)量作用定律：在一定溫度下，化學(xué)反應(yīng)速率與各反應(yīng)物濃度冪的乘積成正比，濃度的冪改為反應(yīng)方程式中相應(yīng)的化學(xué)計(jì)量數(shù)。數(shù)學(xué)表達(dá)式：aAbBC (基元反應(yīng)) =k· 2NOO22NO2 =kc2(NO)·c (O2)1） 反應(yīng)級(jí)數(shù)：質(zhì)量作用定律中的（a+b）稱為反應(yīng)級(jí)數(shù)，可為整數(shù)、分?jǐn)?shù)或零。2） 速率常數(shù)k 物理意義：k為當(dāng)反應(yīng)物濃度均為單位濃度時(shí)的反應(yīng)速率。 k與濃度無(wú)關(guān)，是溫度的函數(shù)，并與是否加入催化劑有關(guān)。 k的單位是可變的，與反應(yīng)級(jí)數(shù)有關(guān)。 如：一級(jí)： ·c = s1 二級(jí)： ·c 2 =L·mol1·s1 依此類推 對(duì)于反應(yīng)級(jí)數(shù)相同的反應(yīng)，在T,C相同時(shí)，k越大，越大。3） 多相反應(yīng)中，固體、純液體或稀溶液中的水不寫(xiě)入質(zhì)量作用定律表達(dá)式。因?yàn)樗鼈兊臐舛瓤梢暈椴蛔?。（密度不變，而稀溶液中水的消耗?duì)其濃度影響較?。勺鳛槌?shù)并入k。氣體可用分壓代替。如：C(s) O2(g) CO2(g) =k cx(O2)或=k px(O2)C12H22O11(蔗糖) H2O C6H12O6(葡萄糖) C6H12O6（果糖） = k cx (C12H22O11)2Na 2H2O 2NaOH H2 = k 零級(jí)反應(yīng)此時(shí)反應(yīng)速率僅與反應(yīng)物的接觸面有關(guān)。3、 非基元反應(yīng)速率方程式的確定質(zhì)量作用定律僅適用于基元反應(yīng)，對(duì)于非基元反應(yīng)不能由總反應(yīng)式的系數(shù)寫(xiě)出反應(yīng)級(jí)數(shù)（a+b）。如非基元反應(yīng)：3H2SO3HIO33H2SO4HI直接按系數(shù)寫(xiě)： = k c3（H2SO3）·c(HIO3) 試驗(yàn)測(cè)出： = k c（H2SO3）·c(HIO3) 、不同最慢步驟為定速步驟，因此速率方程應(yīng)根據(jù)定速步驟來(lái)寫(xiě)，則與實(shí)驗(yàn)相符。 注意：<1> 不能確定為基元反應(yīng)的不能直接根據(jù)反應(yīng)式系數(shù)寫(xiě)指數(shù)，需要通過(guò)實(shí)驗(yàn)確定a、b<2> 質(zhì)量作用定律中指數(shù)恰好與反應(yīng)式系數(shù)相同的反應(yīng)，也不一定是基元反應(yīng)（不能確定）。非基元反應(yīng)中a、b的確定三、反應(yīng)速率理論1碰撞理論<1> 基本觀點(diǎn)：把分子視為剛性球，即在分子未接觸時(shí)，分子無(wú)變化，分子要發(fā)生反應(yīng)需進(jìn)行碰撞，但不是每次碰撞均發(fā)生反應(yīng)。如：2HI(g)H2(g)I2(g) 根據(jù)理論計(jì)算在T=773K,c=103 mol·L1時(shí)，如果每次碰撞均發(fā)生反應(yīng)，則其可達(dá)3.8×104mol·L1 ·s1，但實(shí)際上=6×109 mol·L1 ·s1兩者相差1013倍有效碰撞：分子間能夠發(fā)生反應(yīng)的碰撞，只有極少數(shù)具有較大動(dòng)能的分子的碰撞，才是有效碰撞。活化分子：能夠發(fā)生有效碰撞的分子。活化分子的多少?zèng)Q定了反應(yīng)速率的大小。<2>氣體分子的能量分布 由圖可知： 具有較高能量和較低能量的分子都很少，大部分分子的能量在平均能量附近，曲線下面積為某一能量范圍內(nèi)分子占總分子的百分率。 活化分子的最低能量為E1，只有能量高于E1的分子才能發(fā)生有效碰撞。E1右側(cè)面積為活化分子所占比例。 E1與E平均的差值為活化能。Ea= E1E平均 。反應(yīng)的活化能越高，則反應(yīng)物分子中活化分子比例越小，（E2右面積小于E1由面積）反應(yīng)速率越慢。不同的反應(yīng)Ea不同，Ea<42kJ·mol1反應(yīng)速率很快，Ea>420 kJ·mol1反應(yīng)速率則很慢。Ea是決定反應(yīng)速率的重要因素。反應(yīng)速率還與碰撞時(shí)分子的取向有關(guān)。如：NO2(g)CO(g)NO(g)CO2,只有當(dāng)CO中的C原子與NO2中的O原子迎頭相碰才會(huì)發(fā)生反應(yīng)。碰撞理論的優(yōu)點(diǎn)：較直觀地說(shuō)明了分子的能量與反應(yīng)速率的關(guān)系缺點(diǎn)：不能說(shuō)明反應(yīng)過(guò)程中能量變化。2過(guò)渡態(tài)理論基本觀點(diǎn)：糾正了碰撞理論中剛性球的概念，認(rèn)為分子在相互接近時(shí)外層的電子云會(huì)發(fā)生變化，使分子內(nèi)鍵長(zhǎng)及分子的形狀發(fā)生改變。在由反應(yīng)物生成產(chǎn)物的進(jìn)程中，要經(jīng)過(guò)中間過(guò)渡態(tài)（活化態(tài)）。其能量高與反應(yīng)物一般分子的能量。 過(guò)渡態(tài)能量高不穩(wěn)定，反應(yīng)物需先克服相互靠近時(shí)電子云間強(qiáng)烈的斥力。所以只有能量較高的分子，才能足夠靠近而形成過(guò)渡態(tài)。由圖：Ea正：正反應(yīng)的活化能（過(guò)渡態(tài)能量與反應(yīng)物能量之差）；Ea逆：逆反應(yīng)的活化能（過(guò)渡態(tài)與生成物能量之差）。E2E1：反應(yīng)的熱效應(yīng)。Ea1< Ea2 為吸熱反應(yīng)，Ea1> Ea2 為放熱反應(yīng)。吸熱方向的活化能總是大于放熱方向的活化能（同一反應(yīng)）?；罨芸衫斫鉃榉磻?yīng)進(jìn)行所必須克服的勢(shì)能壘?；罨茉酱?，反應(yīng)速率越慢。小結(jié)：碰撞理論過(guò)渡態(tài)理論分子接觸前：分子無(wú)變化（剛性球）分子發(fā)生變化（形成過(guò)渡態(tài)）Ea定義：活化分子的最低能量與反應(yīng)物分子的平均能量之差過(guò)渡態(tài)的平均能量與反應(yīng)物分子的平均能量之差。主要圖形：EE反應(yīng)歷程圖形所反映的主要內(nèi)容：Ea與活化能分子所占比例的關(guān)系，體系內(nèi)分子能量的分布。反映出C、T對(duì)對(duì)的影響。正逆反應(yīng)的活化能，活化能與r的關(guān)系，反映出催化劑對(duì)的影響。四、影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素1濃度對(duì)反應(yīng)速率的影響由質(zhì)量作用定律可知，反應(yīng)物濃度的升高，會(huì)使反應(yīng)速率加快。如物質(zhì)在氧氣中的燃燒要比在空氣中燃燒的反應(yīng)劇烈。從活化能的觀點(diǎn)來(lái)看，一定溫度下，活化分子百分?jǐn)?shù)是一定的。體系分子總數(shù)增大，則活化分子數(shù)也增大，反應(yīng)速率加快。 活化能分子數(shù)=反應(yīng)物分子數(shù)×活化分子百分?jǐn)?shù)2溫度對(duì)反應(yīng)速率的影響溫度的升高可提高反應(yīng)速率，一般每升高10K,可使反應(yīng)速率增大2-4倍。如常溫下H2和O2幾乎看不到有反應(yīng)發(fā)生，而在T>873K時(shí)，則反應(yīng)迅速進(jìn)行，發(fā)生爆炸。溫度的升高不僅使碰撞次數(shù)加大（2%左右/10K），更主要的是提高了分子的普遍能量，從而提高了活化能分子百分?jǐn)?shù)（見(jiàn)圖，圖形右移），使活化能分子總數(shù)增大，反應(yīng)速率加快。反映在質(zhì)量作用定律中，溫度升高使k增大。阿侖尼烏斯提出了k與T的定量關(guān)系式： 取對(duì)數(shù)lnk=k0指反應(yīng)的特定常數(shù)。在T變化范圍不大時(shí)Ea可看作一常數(shù)。此為一直線方程，以lnk對(duì)作圖可得一直線，斜率為Ea/R，截距為lnk0，實(shí)驗(yàn)中即根據(jù)此法求出反應(yīng)的Ea。通過(guò)阿累尼烏斯公式的計(jì)算和作圖，可有如下結(jié)論：<1> Ea越大直線越陡立，Ea越小直線越平緩<2> Ea不同的兩個(gè)反應(yīng)，升高相同溫度時(shí)，Ea越大的反應(yīng)，lnk增加的越大（倍數(shù)大）。Ea較小的反應(yīng)則增加的較少。反之在降低同樣的溫度時(shí)，Ea大的反應(yīng)，lnk降低得越多。即Ea越大的反應(yīng)，受溫度的影響越大。<3> 對(duì)于一給定的反應(yīng)，低溫區(qū)，T對(duì)lnk的影響較大；高溫區(qū)，T對(duì)lnk的影響較小。因此在溫度已經(jīng)較高的情況下，不宜再靠升溫的方法來(lái)提高反應(yīng)速率。注意：升高溫度同樣可以提高正逆兩個(gè)方向的反應(yīng)速率。3、催化劑對(duì)反應(yīng)速率的影響用升高溫度的方法提高反應(yīng)速率，有一定的局限性。比如會(huì)增加耗能；需要高溫高壓設(shè)備；同時(shí)也會(huì)使副反應(yīng)加速；使放熱反應(yīng)進(jìn)行的程度降低等。而使用催化劑則無(wú)此弊端，而且增加反應(yīng)速率的作用非常明顯。比如：用Au做催化劑催化HI(g)的分解，可使反應(yīng)速率增加一億多倍。催化機(jī)理：加入催化劑K后，生成了新的過(guò)渡態(tài)AK+B，改變了反應(yīng)歷程，降低了反應(yīng)的Ea,從而加速反應(yīng)。催化劑的特點(diǎn)：<1> 催化劑可參與反應(yīng)，改變反應(yīng)歷程和速率，但反應(yīng)前后，其組成和質(zhì)量不變。<2> 只縮短達(dá)平衡的時(shí)間，不改變平衡狀態(tài)，即不能推動(dòng)或阻止反應(yīng)的進(jìn)行，不改變平衡時(shí)反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率。不改變反應(yīng)方向，不改變反應(yīng)的熱效應(yīng)。<3> 催化劑具有選擇性，可有選擇的加速某一反應(yīng)，從而控制副反應(yīng)的發(fā)生，減少副產(chǎn)品（主反應(yīng)達(dá)平衡時(shí)，副反應(yīng)還未達(dá)平衡）。<4> 提高反應(yīng)速率的為正催化劑，降低反應(yīng)速率的為副催化劑。如抗老化劑等。§2-5化學(xué)平衡及其移動(dòng)一、可逆反應(yīng)與化學(xué)平衡1可逆反應(yīng)：在一定條件下既能向正向進(jìn)行，又能向逆向進(jìn)行的反應(yīng)稱為可逆反應(yīng)。除放射性元素的蛻變及2KCl32KCl3O2外，幾乎所有的化學(xué)反應(yīng)都具有可逆性。即在密閉容器中，反應(yīng)不能進(jìn)行到底，反應(yīng)物不能全部轉(zhuǎn)化為產(chǎn)物。2化學(xué)平衡可逆反應(yīng)進(jìn)行到一定程度時(shí)，便會(huì)建立起平衡。即宏觀上處于靜止?fàn)顟B(tài)，產(chǎn)物不再增加，反應(yīng)物不再減少，是化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的極限。特征：<1> 化學(xué)平衡是一動(dòng)態(tài)平衡，此時(shí)正=逆0。外界條件不變，體系中各物質(zhì)的量不隨時(shí)間變化。<2> 反應(yīng)前C反C產(chǎn)可不相同,達(dá)平衡時(shí)各物質(zhì)的濃度也不相同，但其濃度冪乘積的比值為一常數(shù)。<3> 平衡是有條件的，條件改變時(shí)，原平衡被破壞。在新的條件下，建立新的平衡。二、平衡常數(shù)1實(shí)驗(yàn)平衡常數(shù)對(duì)于任意的化學(xué)反應(yīng) aAbBdDgG <1> 關(guān)于平衡常數(shù)K Kc、Kp是衡量化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行程度的標(biāo)志，K越大表明反應(yīng)進(jìn)行的程度越大。K0表明反應(yīng)實(shí)際上不發(fā)生。 K的意義：K=；平衡時(shí) =K K與濃度無(wú)關(guān)，是溫度的函數(shù)。<2>書(shū)寫(xiě)平衡常數(shù)表達(dá)式時(shí)應(yīng)注意的問(wèn)題 各物質(zhì)的濃度和分壓是平衡時(shí)的，不是任意濃度或分壓。 平衡常數(shù)表達(dá)式的寫(xiě)法與是否基元反應(yīng)無(wú)關(guān)，均可以反應(yīng)式中的系數(shù)作為指數(shù)。 K與反應(yīng)式的書(shū)寫(xiě)形式有關(guān)如：N2 + 3 H22 NH3 Kp1N2 + NH2NH3 Kp2 Kp1 Kp2 Kp32 NH3 N2 + 3 H2 Kp3 Kp1=（Kp2）2 Kp1=固體、純液體、溶劑不寫(xiě)入平衡常數(shù)表達(dá)式。如：CaCO3（s）CaO(s)+CO2(g) Kp=P(CO2) Kc、Kp應(yīng)是有單位的，而且與反應(yīng)式的書(shū)寫(xiě)形式有關(guān)。3 標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)在實(shí)驗(yàn)平衡常數(shù)中，由于C、Pi有單位，因此Kc、Kp有單位。而且由于采用的單位不同（atm、Pa），其Kp的數(shù)值也不同，使用時(shí)很不方便。因此引入了標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)的概念。K在書(shū)寫(xiě)標(biāo)準(zhǔn)平衡常數(shù)表達(dá)式時(shí)，氣體物質(zhì)要用分壓先除以P，溶液中物質(zhì)的C先除以C，再代入平衡常數(shù)表達(dá)式。如：Zn(s)+2H+H2(g)+Zn2+ K=3多重平衡規(guī)則某一個(gè)反應(yīng)的平衡常數(shù)，可以通過(guò)相關(guān)的幾個(gè)反應(yīng)的已知平衡常數(shù)求得。如： N2(g)+O2(g)2NO(g) 2NO(g)+O2(g) 2NO2(g) N2(g)+2O2(g) 2NO2(g) (1)式+(2)式=(3)式·=多重平衡規(guī)則：如有兩個(gè)反應(yīng)相加（或相減）可得到第三個(gè)反應(yīng)式，則其平衡常數(shù)為前兩個(gè)化學(xué)反應(yīng)的平衡常數(shù)之積（或商）。當(dāng)反應(yīng)式乘以系數(shù)時(shí)，則該系數(shù)作為平衡常數(shù)的指數(shù)。如：（4）2N2 + 2O2 = 4NO 三、有關(guān)平衡常數(shù)的計(jì)算計(jì)算的三種類型： 已知平衡濃度或分壓求 已知求平衡（或起始）濃度或分壓。 已知一些反應(yīng)的求未知反應(yīng)的例：已知反應(yīng)：CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)在1123K時(shí)，=1.0現(xiàn)將2.0molCO和3.0molH2O混合，并在該溫度下達(dá)平衡，試計(jì)算CO的轉(zhuǎn)化率。解：設(shè)達(dá)平衡時(shí)H2為xmol , 則CO(g) H2O(g) CO2(g) H2(g)起始n 2.0 3.0 0 0平衡n 2.0x 3.0x x x設(shè)反應(yīng)的體積為V，由PV=nRT，將平衡時(shí)各物質(zhì)分壓代入表達(dá)式。=1.0= 解方程得 X=1.2物質(zhì)的轉(zhuǎn)化率=已轉(zhuǎn)化的量/反應(yīng)前物質(zhì)總量，CO轉(zhuǎn)化率=×100%=60%例：已知（1）FeO(s)+CO(g)Fe(s)+CO2(g)；=0.403 (2) FeO(s)+H2(g) Fe(s)+H2O(g) =0.670計(jì)算反應(yīng)：CO2(g)+H2(g) CO(g)+H2O(g)的平衡常數(shù)解：（2）式（1）式：H2(g)CO(g) H2O(g)CO2(g)整理：H2(g)+ CO2(g) H2O(g) +CO(g)=0.670/0.430=1.66四、與r1反應(yīng)商（Q）在非平衡狀態(tài)下，把平衡常數(shù)表達(dá)式中各物質(zhì)的平衡濃度（或平衡分壓）換成任意濃度后，其比值稱為反應(yīng)商。Q=2r與r通常情況下所遇到的化學(xué)反應(yīng)體系都是非標(biāo)準(zhǔn)態(tài)的，因此在判定反應(yīng)方向時(shí)，通常應(yīng)該用r來(lái)判定。只有在反應(yīng)物和產(chǎn)物的濃度均為1mol·L1或分壓均為P時(shí)，才用r判定。r與r的關(guān)系：r=rRTlnQ標(biāo)態(tài)時(shí)，Q=1 , r=r非標(biāo)態(tài)時(shí)將任意濃度代入Q即可求出r例：在298K 1.00L的密閉容器中，充入1.0molNO2，0.10molN2O和0.10molO2，試判斷下列反應(yīng)進(jìn)行的方向：2N2O(g)+3O2(g)4NO2(g)解： 2N2O(g) + 3O2(g) 4NO2(g) f 103.6 0 51.5r=4×51.52×103.6=1.2kJ·mol1r=rRTlnQ =1.2×1038.314×298ln=1.2×1038.314×298ln =1.2×1038.314×298ln =19.4kJ·mol1>0因此反應(yīng)逆向進(jìn)行。（標(biāo)態(tài)下正向進(jìn)行，非標(biāo)態(tài)下逆向進(jìn)行）a) r與當(dāng)反應(yīng)達(dá)平衡時(shí)，r=0，且Q=則r=rRTlnQ=0rRTln=0r=RTlnln=例：試計(jì)算298K時(shí)反應(yīng)N2(g)+3H2(g)2NH3(g)的值解：f（NH3）=16.5kJ·mol1r=2×(16.5)=33 kJ·mol1ln=13.32=6.1×105將r=RTln代入r=rRTlnQ得：r=RTlnRTlnQ將與Q進(jìn)行比較，可得結(jié)論：Q< 則：r<0反應(yīng)正向進(jìn)行Q=r=0平衡Q>r>0反應(yīng)逆向進(jìn)行五、化學(xué)平衡的移動(dòng)化學(xué)平衡是一種動(dòng)態(tài)平衡，在外界條件改變時(shí)，會(huì)使反應(yīng)的平衡條件遭到破壞，從而會(huì)向某一個(gè)方向進(jìn)行，這種由于外界條件的改變，使反應(yīng)從一種平衡狀態(tài)向另一種平衡狀態(tài)轉(zhuǎn)變的過(guò)程叫做化學(xué)平衡的移動(dòng)。1濃度或分壓的影響在反應(yīng)達(dá)平衡之后，如果改變反應(yīng)物或產(chǎn)物濃度或分壓，會(huì)使得平衡發(fā)生移動(dòng)。在濃度或分壓發(fā)生變化時(shí)，是不變的,改變的是Q。當(dāng)反應(yīng)物濃度增大或產(chǎn)物濃度減小時(shí) Q< 平衡向正向移動(dòng)當(dāng)反應(yīng)物濃度減小或產(chǎn)物濃度增大時(shí) Q> 平衡向逆向移動(dòng)利用此平衡移動(dòng)可提高某些不易得或高價(jià)原料的轉(zhuǎn)化率.2壓力的影響對(duì)有氣體參加的反應(yīng)，壓力會(huì)影響平衡的移動(dòng)，如只改變某種物質(zhì)的分壓，其影響與上述濃度的變化相同。在由于體積的改變而改變總壓時(shí)：如：N2(g)+3H2(g)2NH3(g) 氣體分子的變化量n=231=2=當(dāng)P總增大一倍時(shí)，各分壓均增大一倍：Q=Q= Q< 平衡正向移動(dòng)（氣體分子數(shù)減小的方向）當(dāng)P總減小1/2時(shí)：Q=Q= Q> 平衡向逆向移動(dòng)（氣體分子數(shù)增大的方向）結(jié)論：增大總壓，平衡向氣體分子減小的方向移動(dòng)，減小總壓，平衡向氣體分子數(shù)增大的方向移動(dòng)。當(dāng)n=0時(shí)，改變總壓平衡不移動(dòng)。3溫度對(duì)化學(xué)平衡的影響T變化時(shí)，Q不變，改變，會(huì)造成Q,而發(fā)生平衡移動(dòng)。由r=rTr和r=RTln 則RT ln=rTr ln=在溫度變化不大時(shí)，r和r可看作常數(shù)。則ln與呈線性關(guān)系。（r/R）為斜率。r/R為截距。對(duì)放熱反應(yīng)：（r/R）為正值T升高時(shí)ln降低T降低時(shí)ln升高<Q反應(yīng)逆向移動(dòng)>Q反應(yīng)正向移動(dòng)對(duì)吸熱反應(yīng)：（r/R）為負(fù)值T升高時(shí)ln增大T降低時(shí)ln降低>Q反應(yīng)正向移動(dòng)<Q反應(yīng)逆向移動(dòng)結(jié)論：升高溫度，反應(yīng)向吸熱方向移動(dòng)；降低溫度時(shí)，反應(yīng)向放熱方向移動(dòng)。4催化劑與化學(xué)平衡催化劑同等程度的增加正逆反應(yīng)速率。由過(guò)渡態(tài)理論可以看出：加入催化劑后，體系的始態(tài)和終態(tài)并未改變，即r不變，而r=RTln也不變，Q也不變。因此平衡不移動(dòng)。5呂·查德里原理如果改變平衡系統(tǒng)的條件之一（如濃度、壓力、溫度），平衡就向能減弱這個(gè)改變的方向移動(dòng)。