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2019-2020年高中化學 專題二《化學反應速率與化學平衡》教案 蘇教版選修4 一、 化學反應速率 1. 概念及計算公式 對于反應體系體積不變的化學反應，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化學反應速率 計算公式 單位：molL-1s-1 2. 應用中應注意的問題 ①概念中的反應速率實際上是某段時間間隔內的平衡反應速率。時間間隔越短，在這段時間發(fā)生的濃度變化越接近瞬時反應速率（指在某一瞬間的反應速率） ②對某一具體化學反應來說，在用不同物質表示化學反應速率時所得數(shù)值往往不同。用各物質表示的核心反應速率的數(shù)值之比等于化學方程式中各物質的系數(shù)之比。 ③氣體的濃度用 氣體的物質的量/容器的體積 來表示 ④無論用任何物質來表示，無論濃度的變化是增加還是減少，都取正值，反應速率都為正數(shù)（沒有負數(shù)）。 ⑤在發(fā)言中對于固體或純液體而言，其物質的量濃度無意義，所以不用題目來表示化學反應速率。 二、影響化學反應速率的因素 （一）內因： 物質本身的結構和性質是化學反應速率大小的決定因素，反應類型不同有不同的化學反應速率，反應類型相同但反應物不同，化學反應速率也不同。 不同化學反應 反應物性質 決定于 同一化學反應 反應條件 決定于 濃 度 壓 強 溫 度 催化劑 其他因素 （二）外界條件對化學反應速率的影響 1. 濃度對化學反應速率的影響。 結論：其他條件不變時，增大反應物的濃度，可以增大反應速率；減小反應物的濃度，可以減小化學反應的速率。 注意：a、此規(guī)律只適用于氣體或溶液的反應，對于純固體或液體的反應物，一般情況下其濃度是常數(shù)，因此改變它們的量不會改變化學反應速率。 原因：在其他條件不變時，對某一反應來說，活化分子百分數(shù)是一定的，所以當反應物的濃度增大時，單位體積內的分子數(shù)增多，活化分子數(shù)也相應的增多，反應速率也必然增大。 單位體積分子總數(shù)增多， 但活化分子百分數(shù)不變 增大濃度(或加壓) 。 反應速率加快 單位體積分子總數(shù)不變，但活化分子百分數(shù)增大 升高溫度或催化劑 單位體積活化分子數(shù)增多 有效碰撞次數(shù)增多 2. 壓強對反應速率的影響。 　　結論：對于有氣體參加的反應，若其他條件不變，增大壓強，反應速率加快；減小壓強，反應速率減慢。 　　原因：對氣體來說，若其他條件不變，增大壓強，就是增加單位體積的反應物的物質的量，即增加反應物的濃度，單位體積內活化分子數(shù)增多，因而可以增大化學反應的速率。 3. 溫度對化學反應速率的影響。 結論：其他條件不變時，升高溫度，可以增大反應速率，降低溫度，可以減慢反應速率。 原因：(1)濃度一定時，升高溫度，分子的能量增加，從而增加了活化分子的數(shù)量，反應速率增大。 (2)溫度升高，使分子運動的速度加快，單位時間內反應物分子間的碰撞次數(shù)增加，反應速率也會相應的加快。前者是主要原因。 4. 催化劑對化學反應速率的影響。 結論：催化劑可以改變化學反應的速率。正催化劑：能夠加快反應速率的催化劑。負催化劑：能夠減慢反應速率的催化劑。 如不特意說明，指正催化劑。 原因：在其他條件不變時，使用催化劑可以大大降低反應所需要的能量，會使更多的反應物分子成為活化分子，大大增加活化分子百分數(shù)，因而使反應速率加快。 5. 其他因素：如光照、反應物固體的顆粒大小、電磁波、超聲波、溶劑的性質等，也會對化學反應的速率產生影響 6. 有效碰撞：能夠發(fā)生化學反應的碰撞。 活化分子：能量較高、有可能發(fā)生有效 碰撞的分子。 活化能：活化分子的平均能量與所有分子平均能量之差。 活化分子百分數(shù)： (活化分子數(shù)/反應物分子數(shù))100% 第二單元《化學反應的方向和限度》 一、自發(fā)反應：在一定條件下，無需外界幫助就能自動進行的反應。 能量判據(jù)：體系趨向于從高能狀態(tài)轉變?yōu)榈湍軤顟B(tài)（△H ＜ 0）。 對于化學反應而言，絕大多數(shù)的放熱反應能自發(fā)進行，且放出的熱量越多，體系能量降低越多，反應越完全 焓變（△H）是決定反應能否自發(fā)進行的因素之一，但不是唯一因素 熵：衡量一個體系混亂度的物理量叫做熵，用符號S表示。 對于同一物質：S（g）﹥S（l）﹥S（s） 熵變：反應前后體系熵的變化叫做反應的熵變.用△S表示。 △S=S生成物總熵－S反應物總熵 反應的△S越大,越有利于反應自發(fā)進行 熵判據(jù)：體系趨向于由有序狀態(tài)轉變?yōu)闊o序狀態(tài)，即混亂度增加（ △S＞0）。且△S越大，越有利于反應自發(fā)進行。 正確判斷一個化學反應 是否能夠自發(fā)進行： 必須綜合考慮反應的焓變和熵變 焓變和熵變對反應方向的共同影響 判斷依據(jù)： △G= △H－T △S ＜ 0 反應能自發(fā)進行 1. △H <0，△S>0 該反應一定能自發(fā)進行； 2. △H >0，△S<0 該反應一定不能自發(fā)進行； 3. △H <0，△S<0 該反應在較低溫度下能自發(fā)進行 4. △H >0，△S>0 該反應在較高溫度下能自發(fā)進行 注意： 1．反應的自發(fā)性只能用于判斷反應的方向，不能確定反應是否一定會發(fā)生和過程發(fā)生的速率。例如金剛石有向石墨轉化的傾向，但是能否發(fā)生，什么時候發(fā)生，多快才能完成，就不是能量判據(jù)和熵判據(jù)能解決的問題了。 2．在討論過程的方向時，指的是沒有外界干擾時體系的性質。如果允許外界對體系施加某種作用，就可能出現(xiàn)相反的結果。例如石墨經(jīng)高溫高壓還是可以變?yōu)榻饎偸摹? 二．可逆反應 (1)可逆反應：在相同條件下，能同時向正、逆反應方向進行的反應。 不可逆反應：在一定條件下，進行得很徹底或可逆程度很小的反應。 (2)可逆反應的普遍性：大部分化學反應都是可逆反應。 (3)可逆反應的特點： ①相同條件下，正反應和逆反應同時發(fā)生 ②反應物、生成物共同存在 ③可逆反應有一定的限度(反應不能進行到底) 三、化學平衡 1.化學平衡狀態(tài)的定義 指在一定條件下的可逆反應里，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(tài)。 2.化學平衡狀態(tài)的特征 X(B)不變 注意 對象 條件 狀態(tài) 結果 可逆反應 一定 V(正)=V(逆) 動 動態(tài)平衡：V(正)≠0；V(逆)≠0 等 定 變 V(正)＝V(逆)≠0 c(B)或n(B)或φ(B)一定 條件改變→平衡改變 逆 化學平衡的研究對象是可逆反應 3.化學平衡狀態(tài)的標志 (1)υ正 = υ逆 （本質特征） ① 同一種物質：該物質的生成速率等于它的消耗速率。 ② 不同的物質：速率之比等于方程式中各物質的計量數(shù)之比，但必須是不同方向的速率。 (2)反應混合物中各組成成分的含量保持不變（外部表現(xiàn)）： ① 各組成成分的質量、物質的量、分子數(shù)、體積（氣體）、物質的量濃度均保持不變。 ② 各組成成分的質量分數(shù)、物質的量分數(shù)、氣體的體積分數(shù)均保持不變。 ③ 若反應前后的物質都是氣體，且總體積不等，則氣體的總物質的量、總壓強（恒溫、恒容）、平均摩爾質量、混合氣體的密度（恒溫、恒壓）均保持不變。 ④ 反應物的轉化率、產物的產率保持不變。四.化學平衡常數(shù) (1)定義:在一定溫度下，當一個可逆反應達到化學平衡時，生成物濃度系數(shù)之冪的積與反應物濃度系數(shù)之冪的積比值是一個常數(shù)，這個常數(shù)就是該反應的化學平衡常數(shù)。用 K 表示。 (2) 表達式： aA(g)+bB(g) cC(g)+ dD(g) 在一定溫度下無論反應物的起始濃度如何，反應達平衡狀態(tài)后，將各物質的物質量濃度代入下式，得到的結果是一個定值。 這個常數(shù)稱作該反應的化學平衡常數(shù),簡稱平衡常數(shù) (1)K 的意義： K 值越大，說明平衡體系中生成物所占的比例越大，它的正反應進行的程度大,反應物的轉化率也越大。因此，平衡常數(shù)的大小能夠衡量一個化學反應進行的程度，又叫反應的限度。 (2)一定溫度時，同一個反應,其化學方程式書寫方式、配平計量數(shù)不同，平衡常數(shù)表達式不同。 (3)在平衡常數(shù)的表達式中，物質的濃度必須是平衡濃度（固體、純液體不表達）。在稀溶液中進行的反應，水的濃度可以看成常數(shù)，不表達在平衡常數(shù)表達式中，但非水溶液中的反應，如果反應物或生成物中有水，此時水的濃度不能看成常數(shù)。 (4)K>105 時,可認為反應進行基本完全。 (5)K只與溫度有關，與反應物或生成物濃度變化無關，與平衡建立的途徑也無關，在使用時應標明溫度。溫度一定時， K 值為定值。 2.平衡轉化率 (1)定義:物質在反應中已轉化的量與該物質總量的比值 (2)表達式: 小結：反應的平衡轉化率能表示在一定溫度和一定起始濃度下反應進行的限度。 利用化學平衡常數(shù)可預測一定溫度和各種起始濃度下反應進行的限度。 (3)產品的產率:轉化率的研究對象是反應物，而產率的研究對象是生成物。 第三單元《化學平衡的移動》 一、化學平衡的移動 （1）定義：可逆反應中舊的化學平衡的破壞，新化學平衡的建立過程叫化學平衡的移動。 一段時間后 條件改變 （2）移動的原因：外界條件發(fā)生變化。 v正≠v逆 舊平衡 新平衡 移動的方向：由v正和v逆的相對大小決定。 平衡向正反應方向移動。 ①若V正＞V逆 ， 平衡不移動。 ②若V正＝V逆 ， ③若V正＜V逆 ，平衡向逆反應方向移動 （3）平衡移動的標志： 各組分濃度與原平衡比較發(fā)生改變。 （4）影響化學平衡的條件 (1)增大反應物或減小生成物的濃度化學平衡向正反應方向移動 減小反應物或增大生成物的濃度化學平衡向逆反應方向移動 (2) A：溫度升高，會使化學平衡向著吸熱反應的方向移動； B：溫度降低，會使化學平衡向著放熱反應的方向移動。 V t 0 V(正) V(逆) ① 升高溫度度 ② 降低溫度 V t 0 V(正) V(逆) V(逆) V(正) 如正反應是放熱反應,改變溫度時其平衡移動的圖象是: V(逆) V(正) (3) (對于反應前后氣體體積改變的反應) A：增大壓強，會使化學平衡向著氣體體積縮小的方向移動； B：減小壓強，會使化學平衡向著氣體體積增大的方向移動。 [注意] ①對于反應前后氣體總體積相等的反應， 改變壓強不能使化學平衡移動； ②對于只有固體或液體參加的反應， 改變壓強不能使化學平衡移動； (4)催化劑只能使正逆反應速率等倍增大，不能使化學平衡移動。 二、勒夏特列原理∶ 如果改變影響平衡的條件之一（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。 三、等效平衡 化學平衡的建立與途徑無關，即可逆反應無論從反應物方向開始，還是從生成物方向開始，只要條件不變（定溫定容、定溫定壓），都可以達到同一平衡狀態(tài)，此為等效平衡。 （1）定義：在一定條件下（恒溫恒容或恒溫恒壓）下，只是起始加入情況不同的同一可逆反應達到平衡后，任何相同組分的分數(shù)（體積、物質的量）均相等，這樣的化學平衡互稱為等效平衡。 在等效平衡中，若不僅任何相同組分的分數(shù)（體積、物質的量）均相同，而且相同組分的物質的量均相同，這類等效平衡又互稱為同一平衡。同一平衡是等效平衡的特例。 (2) 等效平衡的規(guī)律： ①在定溫定容條件下，對于反應前后氣體分子數(shù)可變的可逆反應，只改變起始時加入物質的物質的量，如通過反應的計量數(shù)換算成同一半邊物質的物質的量與原平衡的相同，則兩平衡等效。 ②在定溫定容條件下，對于反應前后氣體分子數(shù)不變的反應，只改變起始時加入物質的物質的量，如通過反應的計量數(shù)換算成同一半邊物質的物質的量之比與原平衡的相同，則兩平衡等效。 ③在定溫定壓條件下，改變起始時加入物質的物質的量，如通過反應的計量數(shù)換算成同一半邊物質的物質的量之比與原平衡的相同，則兩平衡等效。