《2018年高考化學第一輪復習 專題 化學反應速率、化學反應進行的方向?qū)W案 蘇教版.doc》由會員分享，可在線閱讀，更多相關《2018年高考化學第一輪復習 專題 化學反應速率、化學反應進行的方向?qū)W案 蘇教版.doc（7頁珍藏版）》請在裝配圖網(wǎng)上搜索。

化學反應速率、化學反應進行的方向 【本講教育信息】 一. 教學內(nèi)容： 　　化學反應速率、化學反應進行的方向 二、教學目標 了解化學反應速率的概念、反應速率的定量表示方法； 了解活化能對化學反應速率的影響，認識溫度、濃度、壓強和催化劑影響化學反應速率的一般規(guī)律 了解化學反應的可逆性。能用焓變和熵變說明常見化學反應的方向 三、教學重點、難點 化學反應速率的定量表示方法；條件對化學反應速率的影響 四、教學過程： （一）化學反應速率的概念及定量表示方法： 化學反應速率是指化學反應進行的快慢程度，一般表示方法為：以單位時間內(nèi)反應物濃 度的減少或生產(chǎn)物濃度的增加表示 表示方法：以單位時間內(nèi)反應物濃度的減少或生產(chǎn)物濃度的增加表示。 計算式：V＝Δc/Δt（mol/Ls或mol/Lmin） 說明： 1、同一反應的反應速率只有一個。同一化學反應，用不同的物質(zhì)表示的反應速率， 可能相同，也可能不同。但各物質(zhì)的速率之比等于化學方程式中相應物質(zhì)的化學計量數(shù)之比，等于各相應物質(zhì)的濃度的變化量之比，等于各相應物質(zhì)的物質(zhì)的量的變化量之比。 2、反應速率為平均速率，非瞬時反應速率。 3、固體或純液體（注意不是溶液）的濃度可視為不變的常數(shù)，一般不用固體或純液體表示化學反應速率。注意純液體（如無水乙醇）與溶液（如乙醇水溶液）不同。 4、比較速率的大小要以單位一致為前提。 5、求反應速率的途徑一般有兩條：一是根據(jù)反應速率的定義求；二是根據(jù)速率之比=濃度的變化量之比=物質(zhì)的量的變化量之比=化學計量數(shù)之比。 ［例1］已知反應A＋3B===2C＋D在某段時間內(nèi)以A的濃度變化表示的化學反應速率為 1molL－1min－1，則此段時間內(nèi)以C的濃度變化表示的化學反應速率為 A、0.5molL－1min－1　　　　　　　　B、1molL－1min－1 C、2molL－1min－1　　　　　　　　 D、3molL－1min－1 解析：同一化學反應，在同一時間內(nèi)用不同物質(zhì)表示的反應速率，其數(shù)值可能相同也可能不同，但表達的意思相同，都表示了同一反應在該時間內(nèi)的反應速率，且反應速率之比等于方程式前的系數(shù)比。根據(jù)上述原理，可得：vA:vB:vC:vD＝1：3：2：1，由于vA＝1molL－1min－1，則：vC＝2molL－1min－1 答案：C ［例2］把0.6molX氣體和0.4molY氣體混合于容積為2L的容器中，使其發(fā)生如下反應：3X（g）＋Y（g）＝nZ（g）＋2W（g），5min末生成0.2molW，若測知以Z濃度變化表示的平均反應速率為0.01molL-1min-1則n的值為　 A、4　　　　　　B、3　　　　　C、2　　　　　　D、1 解析：根據(jù)反應速率與單位時間內(nèi)物質(zhì)的濃度變化之間的關系，可得： n（Z）＝0.01molL-1min-15min2L＝0.1mol，而5min末生成0.2molW，則說明Z與W在方程式中的系數(shù)比為1：2，即n＝1 答案：D ［例3］反應速率v和反應物濃度的關系是用實驗方法測定的，化學反應H2＋Cl2===2HCl的反應速率v可表示為v=k［c（H2）］m［c（Cl2）］n，式中k為常數(shù)，m、n值可用下表中數(shù)據(jù)確定之。 由此可推得，m、n值正確的是 A、m=1，n=1　　　　　　　　　　　　　B、m=，n= C、m=，n=1　　　　　　　　　　　　D、m=1，n= 解析：本題給定的信息是：化學反應速率與反應物濃度之間的函數(shù)關系式。則根據(jù)題給信息可得：當c（Cl2）保持不變時，反應速率與c（H2）成正比，即m＝1；而當c（H2） 保持不變時，反應速率與c（Cl2）的平方根成正比，即n＝1/2。 答案：D ［例4］某溫度時，在2L容器中X、Y、Z三種物質(zhì)隨時間的變化關系曲線如圖所示。 （1）由圖中的數(shù)據(jù)分析，該反應的化學方程式為　　　　　　　　　??； （2）反應開始至2min、5min Z的平均反應速率為　　　　、　　　　?。? （3）5min后Z的生成速率比5min末Z的生成速率　　　　?。ù蟆⑿?、相等）。 解析：本題考查的是化學反應速率的圖像題。通過題給信息判斷反應物和生成物，及參加反應的各物質(zhì)之間的物質(zhì)的量之比，以及單位時間內(nèi)各物質(zhì)的濃度變化，判斷反應的可逆性并計算反應速率。由圖可知：反應物為X和Y，生成物為Z，5min時達平衡，消耗0.6molX同時消耗0.2mol的Y，生成0.4mol的Z，說明三者的物質(zhì)的量之比為：3：1：2，方程式為： 3X+Y 2Z，2min時Z的平均反應速率為：0.2mol/2L/2min＝0.05mol（Lmin）－1，5min時Z的平均反應速率為：0.4mol/2L/5min＝0.04mol（Lmin）－1，由于5min后，單位時間內(nèi)X、Y、Z的消耗速率和生成速率相同，達化學平衡狀態(tài)，因此5min后Z的生成速率與5min末Z的生成速率相等。 答案：（1）3X+Y 2Z （2）0.05mol（Lmin）－1；0.04mol（Lmin）－1 （3）5min時，反應達到了平衡，各物質(zhì)的反應速率不再改變，故5min后Z的生成速率與5min末Z的生成速率相等。 （二）影響化學反應速率的因素與活化能 影響反應速率的因素很多，主要從內(nèi)因和外因兩個方面分析。 影響化學反應速率的因素以及微觀解釋 影響因素 規(guī) 律 注 意 點 內(nèi) 因 反應物的結構、性質(zhì)、反應的歷程是決定化學反應速率的主要因素 化學反應的實質(zhì)是舊化學鍵的斷裂，新化學鍵的生成。若在同樣的條件下，反應物分子中化學鍵越牢固，化學鍵的斷裂就越難，其反應速率就越小 外 因 濃 度 在其他條件不變時，增大反應物濃度，單位體積內(nèi)活化分子數(shù)也相應增大，反應速率加快。反之，反應速率減慢。 固體物質(zhì)的濃度恒定，故改變固體物質(zhì)的用量對反應速率無影響。固體物質(zhì)對速率的影響只與其表面積的大小和生成物在表面的擴散速率有關。 壓 強 在其他條件不變時，對于有氣體參加的反應，增大壓強，氣體的體積減小，濃度增大， 也相應增大，反應速率加快。反之，反應速率減慢。 由于壓強對固體，液體的體積幾乎無影響，因此對于無氣體參加的反應，壓強對反應速率的影響可忽略不計；恒容時，若充入與平衡體系無關的氣體雖總壓增大，但各反應物濃度不變，反應速率不變。 溫 度 在其他條件不變時，升高溫度，反應物分子能量增加，從而增大了活化分子數(shù)和活化分子百分數(shù)，有效碰撞次數(shù)增多，反應速率加快。反之，反應速率減慢。 一般來說，溫度每升高10C，反應速率增大到原來2—4倍；對于有催化劑參加的反應，要注意催化劑的活性溫度。 催 化 劑 在其他條件不變時，使用正催化劑能降低反應的活化能，增大活化分子百分數(shù)，反應速率顯著增大。 若使用負催化劑，反應速率明顯減慢，一般無特殊說明指正催化劑；催化劑具有選擇性，反應前后質(zhì)量與組成保持不變。 其 他 光、超聲波、紫外線、固體顆粒大小、溶劑等對化學反應速率也有影響。 說明： 1、外因?qū)瘜W反應速率影響的微觀解釋 影響因素 分子總數(shù) 活化分子百分數(shù) 活化分子數(shù) 單位體積活化分子數(shù) 增大濃度 增加 不變 增加 增加 增大壓強 增加 不變 增加 增加 升高溫度 不變 增大 增加 增加 正催化劑 不變 增大 增加 增加 2、化學反應速率的大小是由單位體積內(nèi)活化分子數(shù)（相當于活化分子濃度）決定的，而不是由活化分子數(shù)的多少決定的。 3、“惰性”氣體對密閉體系中進行的化學反應速率的影響 ⑴恒溫、恒容容器：充入稀有氣體或其他不參加反應的氣體，雖改變了容器內(nèi)氣體的壓強，但卻沒有改變反應體系的分壓，即并沒有改變反應物的濃度，不影響化學反應速率。 ⑵恒溫、恒壓容器：充入稀有氣體或其他不參加反應的氣體，使容器的容積擴大，雖未減小容器氣體的壓強，但卻減少了反應體系的分壓，即降低了反應物的濃度，故能使反應速率降低。 4、改變外界條件（濃度、溫度、壓強、催化劑）對于可逆反應v（正）、v（逆）的影響（利用速率曲線圖說明。特別注意，壓強的影響結果與可逆反應有無氣體參加或反應前后氣體體積是否變化有關）。外界條件對于可逆反應v（正）、v（逆）的影響 （1）濃度：增大反應物濃度，v（正）瞬間增大后隨反應進行減小，v（逆）瞬間不變后隨反應進行增大；增大生成物濃度，v（逆）瞬間增大后隨反應進行減小，v（逆）瞬間不變后隨反應進行減小。 （2）壓強：對于有氣體參加的反應，增大壓強，v（正）、v（逆）均增大，氣體體積之和（系數(shù)和）大的反應速率增加得快；降低壓強，v（正）、v（逆）均減小，氣體體積之和（系數(shù)和）大的反應速率減少得多，對于反應前后氣體體積保持不變的反應，增大或降低壓強時，正、逆反應速率變化的幅度相同，平衡不移動。 （3）溫度 ：升高溫度，v（正）、v（逆）一般均增大，吸熱反應增加的倍數(shù)大于放熱反應增加的倍數(shù)；降溫，v（正）、v（逆）一般均減小，吸熱反應減小的倍數(shù)大于放熱反應減小的倍數(shù)。 （4）催化劑：能同等程度的改變v（正）、v（逆），改變反應到達平衡的時間。 ［例1］升高溫度能加快反應速率的主要原因是 A、活化分子能量明顯增加　　　　　　　　　　　B、降低活化分子的能量 C、增大了活化分子百分數(shù)　　　　　　　　　　　D、降低反應所需的能量 解析：升高溫度，使分子的能量增大，原有部分沒有達到活化分子最低能量的分子吸收能量后轉化為活化分子，從而增加單位體積內(nèi)活化分子百分數(shù)和活化分子數(shù)目，增大有效碰撞次數(shù)，加快反應速度；另外，升高溫度也可以使分子的運動速率加快，加快反應速率。 答案：C ［例2］可逆反應aX（g）+bY（g）cZ（g）在一定溫度下的一密閉容器內(nèi)達到平衡后，t0時改變某一外界條件，化學反應速率（v）—時間（t）圖象如右圖。則下列說法中正確的是 A、若a＋b＝c，則t0時只能是增大了容器的壓強 B、若a＋b＝c，則t0時只能是加入了催化劑 C、若a＋b≠c，則t0時只能是增大了容器的壓強 D、若a＋b≠c，則t0時只能是加入了催化劑 解析：本題考查的是條件對反應速率和化學平衡的影響。改變條件后，反應速率明顯增大，而化學平衡沒有移動，說明只能是增大壓強或使用催化劑。若增大壓強，則必須反應前后氣體的分子總數(shù)保持不變，否則，平衡會發(fā)生移動；若升高溫度，平衡必然會發(fā)生移動；若使用催化劑，則不論反應前后氣體分子總數(shù)是否發(fā)生變化，反應速率均會加快。綜上所述，本題答案為D。 答案：D ［例3］當A、B兩種氣體物質(zhì)的濃度比相同時，在不同溫度下進行反應：A＋2B＝3C，10℃時測得反應速率VB＝0.2molL-1s-1，50℃時測得反應速率VA＝25.6molL-1s-1若溫度每升高10℃，該反應的反應速率增大到原來的幾倍，則n約為　 A、3　　　　　　B、3.5　　　　　C、4　　　　　　D、4.5 解析：升高溫度反應速率加快，一般情況下，溫度每升高10℃反應速率變?yōu)樵瓉淼膎倍。現(xiàn)根據(jù)題給信息：升高溫度后VA＝25.6molL-1s-1，根據(jù)參加反應的各物質(zhì)的反應速率之間的關系，可得：升高溫度后VB′＝51.2molL-1s-1，是原來的256倍。則n＝256，n＝4 答案：C ［例4］某化學反應2A===B＋D在四種不同條件下進行。B、D起始濃度為0。反應物A的濃度（molL－1）隨反應時間（min）的變化情況如下表： 根據(jù)上述數(shù)據(jù)，完成下列填空： （1）在實驗1，反應在10至20分鐘時間內(nèi)平均速率為 mol（Lmin）－1。 （2）在實驗2，A的初始濃度C2＝__________molL－1，反應經(jīng)20分鐘就達到平衡，可推測實驗2中還隱含的條件是__________。 （3）設實驗3的反應速率為ｖ3，實驗1的反應速率為ｖ1，則ｖ3__________ｖ1（填“＞”“＝”或“＜”，且C3__________1.0　molL－1（填“＜”“＝”或“＞”）。 （4）比較實驗4和實驗1，可推測該反應是__________反應（填“吸熱”或“放熱”）。理由是 。 解析：（1）根據(jù)表給信息可得：10至20分鐘時間內(nèi)平均速率為：（0.80－0.67）mol/L/10min＝0.013molL-1min-1 （2）實驗2中達平衡時A的濃度保持不變，說明（2）與（1）屬于等效平衡，c2＝0.1molL－1但由于（2）中達平衡時所需時間短，因此，（2）中可能使用了催化劑。 （3）比較（3）與（1）在時間10－20min時的反應速率可知，（3）的反應速率大于（1），同時（3）達到平衡時A的濃度也大于（1），說明起始時（3）中A的濃度大于（1） 中A的濃度，即大于0.1molL－1。 （4）實驗4中溫度高于實驗1，達到平衡時A的濃度比實驗1中低，說明升高溫度有利于A的轉化，而升高溫度平衡向反應方向移動，說明消耗A的方向是吸熱反應方向，即正反應是吸熱反應。 答案：⑴0.013　?、?.0　　催化劑　　⑶＞?。尽　、任鼰帷囟壬?，平衡向右移動 （三）化學反應進行的方向： 在一定的條件下，一個化學反應能否自發(fā)進行，既可能與反應的焓變有關，又可能與反應的熵變有關。在溫度、壓力一定的條件下，化學反應的方向是熵變和焓變共同影響的結果，反應的判據(jù)是：△G＝△H－T△S（Ｔ為熱力學溫度，均為正值）（△G：吉布斯自由能），△G＜０時，反應可自發(fā)進行。 說明： 1、△H－T△S只能用于說明該反應在理論上能否在此條件下發(fā)生，是一個化學反應發(fā)生的必要條件，只是反應的可行性問題。過程的自發(fā)性只用于判斷過程的方向，并不能確定該反應在此條件下是否一定會發(fā)生以及過程發(fā)生的速率。 　2、在恒溫、恒壓下，用DG判斷化學反應在該狀況時自發(fā)進行的方向可列表表示： 焓變DH 熵變DS △G 反應在該狀況下能否自發(fā)進行 ＜０ ＞０ ＜０ 能自發(fā)進行 ＞０ ＜０ ＞０ 不能自發(fā)進行 ＞０ ＞０ 低溫時＞０，高溫時＜０ 低溫時不能自發(fā)進行，高溫時自發(fā)進行 ＜０ ＜０ 高溫時＞０，低溫時＜０ 高溫時不能自發(fā)進行，低溫時自發(fā)進行 [例1] 已知反應2CO（g）＝2C（s）＋O2（g）的DH為正值，DS為負值。設DH和DS不隨溫度而變，下列說法正確的是　　　　　　（　?。? A、低溫下能自發(fā)進行　　　　　　B、高溫下能自發(fā)進行 C、低溫下不能自發(fā)進行，高溫下能自發(fā)進行 D、任何溫度下都不能自發(fā)進行 解析：反應自發(fā)進行的條件是：△G＝△H－T△S＜０，DH為正值，DS為負值，則無論溫度為多少，△G＝△H－T△S均大于0，說明該反應不能自發(fā)進行。 答案：D ［例2］已知：CuSO4溶液分別與Na2CO3溶液、Na2S溶液的反應情況如下： ⑴：CuSO4＋Na2CO3 Cu2＋＋CO32－＋H2O＝Cu（OH）2↓＋CO2↑　　　?。ㄖ饕? Cu2＋＋CO32－＝CuCO3↓　　　　　　　　　?。ù我? ⑵CuSO4＋Na2S Cu2＋＋S2－＝CuS↓　　　　　　　　　　　?。ㄖ饕? Cu2＋＋S2－＋2H2O＝Cu（OH）2↓＋H2S↑　　　?。ù我? 則下列物質(zhì)的溶解度的比較正確的是： A、Cu（OH）2＞CuCO3＞CuS　　　　　B、Cu（OH）2＜CuCO3＜CuS C、CuS＞Cu（OH）2＞CuCO3　　　　　D、CuS＜Cu（OH）2＜CuCO3 解析：沉淀反應中，生成物的溶解度越小，沉淀反應越容易發(fā)生。根據(jù)信息⑴可知：生成Cu（OH）2的反應容易發(fā)生，說明Cu（OH）2的溶解度小于CuCO3的溶解度；根據(jù)信息⑵可知：生成CuS的反應容易發(fā)生，說明CuS的溶解度小于Cu（OH）2的溶解度。由此可得，三種物質(zhì)的溶解度的大小關系為：CuS＜Cu（OH）2＜CuCO3 答案：D ［例3］高溫時空氣中的N2和O2會反應生成NO而污染大氣：N2（g）＋O2（g）＝2NO（g）。試通過計算說明在1200℃的條件下，此反應能否正向自發(fā)進行？估算自發(fā)進行的最低溫度是多少？ （已知：DH＝180.50kJ/mol，DS＝247.7J/molK） 解析：反應自發(fā)進行的條件是：△G＝△H－T△S＜０，在1200℃的條件下，△G＝180.50－（1200＋273）247.710－3＝－184.36＜０，說明反應能夠自發(fā)進行。假設反應自發(fā)進行的最低溫度為t，則有：△G＝180.50－（t＋273）247.710－3＜０，解得：t＞455.7℃ 答案：該反應在1200℃的條件下能夠自發(fā)進行，該反應自發(fā)進行的最低溫度約為455.7℃