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1 / 23第二章化学反应速率与化学反应平衡复习提纲本资料为 WoRD 文档,请点击下载地址下载全文下载地址 第二章化学反应速率与化学反应平衡复习提纲第一节化学反应速率不同的化学反应快慢是不一样的。怎么样来比较和描述不同反应的快慢呢?化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢程度的一个物理量。一.化学反应速率1.定义:单位时间内(如每秒,每分钟)反应物浓度的或生成物浓度的来表示。2计算式:v=c/t3单位:mol/(Lmin)或 mol/(Ls)4.注意的问题:通常用单位时间内反应物浓度的减小或生成物浓度的增加来表示,所以反应速率是正值。中学阶段的化学反应速率是平均速率(指定时段内浓度的变化量)。浓度仅指溶液或气体的,固体、纯液体无浓度,或可认为为常数。【例题】在 1L 的密闭容器中,加入 8molN2 和 20molH2,发生 N2+3H2=2NH3,在 5min 末时,测得容器中含有 6mol2 / 23的 N2,求该反应的化学反应速率。5.有关结论:同一个反应,用不同的物质来表示反应速率数值可能不一样,所以应注明是由哪种物质表示的。同一反应中,各物质的速率之比等于他们在化学方程式中的化学计量数之比。化学反应速率是指在整个过程中的平均速率,且均为正值。二、测定化学反应速率的方法实验一对于锌和不同浓度的稀硫酸的实验,你准备如何比较反应速率的快慢?1、定性描述通过实验现象来判断反应的快慢观察产生气泡的快、慢;观察试管中剩余锌粒的量的多、少;用手触摸试管,感受试管外壁温度的高、低.2、定量测量通过实验测量来判断反应的快慢测定氢气的体积或氢气的质量的变化测量体系的压强的变化测定锌粒的质量的变化测定 H+的浓度或 Zn2+的浓度变化测定体系的温度或测定反应的热量变化测量溶液的导电能力的变化3 / 23如何通过用注射器测量氢气的体积的方法来判断锌和不同浓度的稀硫酸反应的速率快慢?确定变量稀硫酸的浓度不同找出某种易于测量的某种物理量或性质的变化测量氢气的体积或时间控制不变的因素锌粒的表面积、温度时间或氢气的体积三、化学反应速率的计算1、用不同的物质来表示反应速率。例 1:反应 4NH3+5o2=4No+6H2o(g 在 5L 的密闭容器中进行,30s 后,No 的物质的量增加了,则此反应的平均速率可表示为:A、v(o2)=/LsB、v(No)=/Lsc、v(H2o)=/LsD、v(NH3)=/Ls2、比较反应速率的大小例 2:反应 A+3B=2c+2D 在四种情况下的反应速率为:VA=L-1s-1VB=L-1s-1Vc=L-1s-1VD=L-1s-1,则该反应在不同条件下速率快慢顺序是结论 3.同一反应中,反应速率的大小不能单纯地看数值大小,而应该转化成同一物质,同一单位后才能比较。3、根据各物质的反应速率之比写出化学方程式4 / 23例 3:某温度下浓度都是 1mol/L 的两种气体 X2 和 y2,在密闭容器中反应生成气体 Z,经过 tmin 后,测得物质的量浓度为:c(X2)=/L,c(y2)=/L,c(Z)=/L,则该反应的反应方程式可表示为:;由此可推出 Z 的化学式为:第二节影响化学反应速率的因素1.双分子基元反应速率理论的基本假设(1)分子为硬球型;(2)反应分子 A 和 B 必须碰撞才能发生反应;(3)只有那些能量超过普通分子的平均能量且空间方位适宜的活化分子的碰撞,即“有效碰撞”才能起反应。2.活化能反应物分子的平均能量,用 Ea 表示;反应物分子要吸收能量变成活化分子才能可能发生有效碰撞,只有发生了有效碰撞才能发生反应。活化分子能量有高低,活化分子具有的最低能量,用 Ec表示.活化分子的平均能量与反应物分子平均能量的差值即为活化能.即有 Eo=Ec-Ea。或者说使具有平均能量的分子变成为活化分子所需要的能量,称为“活化能”,用 E0 表示。3.活化分子:具有平均能量的分子一旦获得了不少于 E0的额外能量,它就具有进行化学反应的活性了,这种分子称为“活化分子” 。即能量大于或等于 Ec 的分子称为活化分5 / 23子。4.有效碰撞:能引起化学反应的碰撞叫有效碰撞。(1)能够发生有效碰撞的一定是活化分子,但是活化分子不一定发生有效碰撞。不是反应物分子之间的任何一次直接作用都能发生反应,只有那些能量相当高的分子之间的直接作用才能发生反应。(2)在一定温度下,某反应单位体积内具有的活化分子数由该反应的活化能 Ea 决定。单位体积内的活化分子数(或浓度)是决定化学反应速率的重要因素。5.催化剂(1)定义:(catalyst):能诱导化学反应发生改变,而使化学反应变快或减慢或者在较低的温度环境下进行而自身的化学性质和质量在反应前后不发生变化的一种物质,催化剂在工业上也称为触媒。(2)催化剂的特性:具有高度的选择性(或专一性) 。一种催化剂并非对所有的化学反应都有催化作用,例如二氧化锰在氯酸钾受热分解中起催化作用,加快化学反应速率,但对其他的化学反应就不一定有催化作用。(3)催化剂的类型:使化学反应加快的催化剂,叫做正催化剂;使化学反应减慢的催化剂,叫做负催化剂。例如,酯和多糖的水解,常用无机酸作正催化剂;二氧6 / 23化硫氧化为三氧化硫,常用五氧化二钒作正催化剂,这种催化剂是固体,反应物为气体,形成多相的催化作用,因此,五氧化二钒也叫做触媒或接触剂;食用油脂里加入%没食子酸正丙酯,就可以有效地防止酸败,在这里,没食子酸正丙酯是一种负催化剂(也叫做缓化剂或抑制剂)。二、化学反应速率影响因素1.内因:影响化学反应速率的根本原因是反应物本身的性质。如固体反应物的表面积等2.外因:浓度对化学反应速率影响结论:增加反应物的浓度,单位体积内活化分子数目增多,反应速率加快。实验结论的微观解释:反应物浓度增大单位体积内活化分子数增多单位时间内有效碰撞次数增多化学反应速率加快注意事项:一般情况下,在一定温度下固体或纯液体的浓度是常数,因此,改变其物质的量,对速率无影响;固体物质的反应速率与接触面积有关,颗粒越小,表面积越大,反应速率越快.压强对化学反应速率影响结论:增大压强,反应物浓度增大,单位体积内活化分7 / 23子数目增多,反应速率加快。实验结论的微观解释:压强增大单位体积内活化分子数增多有效碰撞次数增多化学反应速率加快.反之,化学反应速率减慢.注意事项:若是参加反应的物质是固体、液体或溶液,由于压强的变化对它们的浓度几乎无影响,可以认为反应速率不变;像锌跟稀硫酸反应,生成物有气体,反应物无气体,增大压强或减少压强,化学反应速率不变。温度对化学反应速率影响结论:升高温度,分子运动速率加快,单位体积内活化分子数目增多,反应速率加快。实验结论的微观解释:当浓度一定时,升高温度,反应物分子的能量增加单位体积内活化分子的百分数增多有效碰撞次数增多化学反应速率加快催化剂对化学反应速率影响结论:在其它条件相同时,使用催化剂能加快化学反应的速率3.其它因素:光波,电磁波,超声波,溶剂等因素也可影响化学反映速率。注意的问题:(1)只讨论单一条件的改变对反应速率的影响8 / 23(2)压强影响反应速率,必须伴有压强改变时反应物浓度要有所改变,并通过浓度的改变影响化学反应速率。有以下推论:只有固态、液态物质的反应,改变压强,不影响化学反应速率。因此压强的改变只能影响有气体参加的反应。一般的:增大压强体积减少浓度增大反应速率增大恒容:A.充入气体反应物压强增大增大反应物浓度增大反应速率增大;B、充入“无关气体” (如 He、N2 等)引起总压增大,但各反应物的分压不变,各物质的浓度不变反应速率不变恒压:A.充入“无关气体” (如 He 等)引起体积增大各反应物浓度减少反应速率减慢。B.等比通入“相关气体”引起体积增大各反应物浓度不变反应速率不变。三、化学反应的条件控制在生产生活中,促进有利的化学反应发生,抑制有害的9 / 23化学反应发生.第三节化学平衡一、可逆过程与不可逆过程1.可逆过程如果发生的过程也能够反向进行并完全恢复原来状态(而不对外界造成任何影响的)热力过程。可逆过程是理想化的过程。2.常见的可逆过程(1)结晶(沉淀)与溶解过程(2)可逆化学反应(包括水解)(3)弱电解质的电离成离子和离子重新结合成化合物分子的过程3.不可逆过程如果发生的过程无论采用何种办法都不能使系统和外界完全复原,则此过程称为不可逆过程。二、可逆反应与不可逆反应1、可逆反应:定义:同一条件下,同时向正、反两个方向进行的反应.特点:在相同的条件下,两个方向相反的反应同时进行.无论什么条件下,反应都不可能进行彻底.2.不可逆反应:10 / 23定义:反应物完全变为生成物,即反应能进行到底的化学反应。例如当氯酸钾加热时,它会完全分解为氯化钾和氧气;反过来,如用氯化钾和氧气来制备氯酸钾,在现有条件下是不可能的。这种反应就是不可逆反应。4、可逆反应的最大限度达到化学反应平衡状态什么是化学反应平衡状态?在一定条件下,可逆反应进行到一定程度时,正反应速率和逆反应速率相等(反应物和生成物的浓度不再发生变化)时反应体系的状态称为化学反应平衡状态。此时,正逆反应在这个条件下均达到了反应的最大限度(极限) 。5.化学平衡特征1)等:正、逆反应速率相等,V 正=V 逆;2)动:反应并没有停止,是动态的平衡.V 正=V 逆0;3)定:在平衡混合物中,各组分的质量、质量分数、物质的量或物质的量浓度保持一定(不再变化),如果有气体,那么气体的体积(或者体积分数)一定(不再变化)。4)变:当外界的条件发生改变,化学平衡状态会随之改变,发生化学平衡的移动。6判断可逆反应是否达到化学平衡状态的方法A.直接判断法11 / 23(1)各组分的质量或其百分含量保持不变(2)各组分的物质的量或其百分含量(或浓度)保持不变(3)各气体的体积(不是总体积)保持不变(4)各组分的分子数或分子数之比不变(不是按比例反应)(5)正反应和逆反应速率相等(与物质的量浓度的变化值有关)即同一物质的生成的速率与分解速率相等B.间接直接判断法:(1)反应前后气体体积不等反应,可用混合气体的总压强、总体积、总物质的量或者体系中所有气体的平均相对分子质量是否随时间的改变而改变判断,不变则平衡。(2)容器体积或气体质量有变化时,可用气体的密度是否随时间改变而改变进行判断,如不变,则平衡.(3)对于有色物质参与的反应,可用气体的颜色是否随时间改变而改变,如不变,则平衡。(4)当在其它条件不变时,可用体系温度是否变化来判断,如不变,则平衡。判断可逆反应是否达到化学平衡状态的方法举例以反应 mA(g)+nB(g)pc(g)+qD(g)为例:三、影响化学平衡的因素1、浓度的变化对化学平衡的影响结论:其它条件不变的情况下,增大反应物浓度或减小12 / 23生成物浓度平衡向正方向移动;增大生成物浓度或减小反应物浓度,平衡向逆方向移动。(1)实验探究cr2o72H2o2cro422HFe3+3ScNFe(ScN)3(溶液为血红色)(2)浓度的变化对化学平衡的影响浓度的变化引起反应速率的变化,反应速率的变化可造成化学平衡的移动,其关系是:浓度的变化对化学平衡的影响小结(1)结论:其它条件不变的情况下,增大反应物浓度或减小生成物浓度平衡向正方向移动;增大生成物浓度或减小反应物浓度,平衡向逆方向移动。简而言之:c 反应物v 正平衡向正方向c 生成物v 逆平衡向逆方向(2)V-t 图示(3)意义:增大成本较低的反应物的浓度,提高成本较高的原料的转化率。(4)浓度对化学平衡移动的几个注意点对平衡体系中的固态和纯液态物质,其浓度可看作一个常数,增加或减小固态或液态纯净物的量并不影响 V 正、V 逆的大小,所以化学平衡不移动。13 / 23只要是增大浓度,不论增大的是反应物浓度,还是生成物浓度,新平衡状态下的反应速率一定大于原平衡状态;减小浓度,新平衡状态下的速率一定小于原平衡状态。反应物有两种或两种以上,增加一种物质的浓度,该物质的平衡转化率降低,而其他物质的转化率提高。2、压强变化对化学平衡的影响:(1)探究压强变化对化学平衡的影响:N2 十 3H22NH3450时 N2 和 H2 反应生成 NH3 的实验数据:压强(mPaH3%14 / 23NH3%随着压强的增大而增大;平衡向正反应的方向移动。加压体积缩小浓度增大正反应速率增大,逆反应速率也增大,但增大倍数不相同V 正V 逆平衡向正反应方向移动。(2)压强变化对化学平衡的影响的结论反应体系中有气体且左右体积不相等如 aA(g)+bB(g)cc(g)+dD(g)a+bc+d在其它条件不变时,增大压强,化学平衡向着气体体积缩小的方向移动;减小压强,化学平衡向着气体体积增大的方向移动。(3)压强变化对化学平衡的影响的解释V 正c(A)ac(B)b;V 逆c(c)cc(D)d3.温度变化对化学平衡的影响(1)实验探究2No2(g)N2o4(g);H=-57kj/mol(红棕色) (无色)2)结论:在其它条件不变的情况下:温度升高,化学平衡向着吸热反应的方向移动;降低温度,化学平衡向着放热反应的方向移动。15 / 23对应的时间速率图该如何表示?注意:因催化剂对化学反应平衡移动没影响(不会造成平衡发生移动) ,不是对化学平衡没有影响。催化剂与化学平衡的关系不能用勒夏特勒原理来解释。四、勒夏特勒原理化学平衡移动原理如果改变影响化学平衡的一个条件(如浓度、压强、温度) ,平衡就向能减弱这种改变的方向移动。注意:是“减弱”这种改变,不是“消除”这种改变只有单个条件改变,才能应用(多个条件改变就要具体问题具体分析)勒夏特列原理适用于任何动态平衡体系(如:溶解平衡、可逆反应的化学平衡等平衡移动原理只能用来判断平衡移动方向,但不能用来判断建立平衡所需时间。化学反应平衡移动与平衡移动前后反应物的转化率变化的关系(1)温度或压强的变化,引起平衡向正反应方向移动时,正反应的反应物的转化率一定升高,反之降低.(2)浓度的变化引起平衡向正反应方向移动时,正反应的反应物的转化率有如下几种情况:当反应物只有一种时,如 mA(g)nB+Pc(g),如果增大 A16 / 23大浓度,平衡向正反应方向移动,A 的转化率取决于气体物质的系数:若 m=n+p,A 的转化率不变;若 mn+p,A 的转化率升高;(与加压类似)若 mn+p,A 的转化率降低;(如减压类似)当反应物不有一种时,如 mA(g)+nBPc(g)+D(g),如果只增大 A 大浓度,平衡向正反应方向移动,B 的转化率升高,A 的转化率降低;如果按原比例同倍数增加 A、B 的物质的量,平衡向正反应方向移动,A、B 的转化率取决于气体物质的系数:若 m+n=p+q,A、B 的转化率不变;若 m+np+q,A、B 的转化率升高;若 m+np+q,A、B 的转化率降低;五、化学平衡常数1.定义:在一定温度下,一个可逆反应达到平衡时,生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数。这个常数就是该反应的化学平衡常数(简称平衡常数) (以化学方程式中计量数为幂)2.表达式:mA(g)+nB(g)pc(g)+qD(g)在一定温度下达到化学平衡时:17 / 23化学反应原理复习提纲(最新)-韩东辉化学教育在线-韩东辉化学教育在线3.单位k 的单位与反应的化学方程式有关,由化学方程式决定,无固定的单位。4.书写平衡常数关系式的规则如果反应中有固体和纯液体参加,它们的浓度不写在平衡常数关系式中。(它们的浓度是不变的)关系式中只包括气态物质和溶液中各溶质的浓度。如:反应 c(s)+co2(g)2co(g)化学反应原理复习提纲(最新)-韩东辉化学教育在线-韩东辉化学教育在线cr2o72-+H2o2cro42-+2H+化学反应原理复习提纲(最新)-韩东辉化学教育在线-韩东辉化学教育在线同一化学反应,可以用不同比例的化学反应式来表示,每个化学方程式都有自己的平衡常数关系式及相应的平衡常数。18 / 23例:N2(g)+3H2(g)2NH3(g)k1=?10-51/2N2(g)+3/2H2(g)NH3(g)k2=?10-22NH3(g)N2(g)+3H2(g)k3=1/k1k1=k225.平衡常数的特征:(1)k 只与温度有关,随温度变化而变化,与浓度无关。对于某个反应:在一定温度下不论起始浓度(或压强)和平衡浓度(或压强)如何,也不论是否使用了催化剂,达到平衡时,平衡常数均相同。例如:不同温度时,反应 I2(g)+H2(g)2HI(g)的平衡常数与温度的关系如下:温度623k698k763k平衡常数从升高温度,平衡常数减小的变化趋势判断:反应的正方向是放热反应。利用可判断反应的热效应。19 / 23若升高温度,值增大,则正反应为吸热反应若升高温度,值减小,则正反应为放热反应(3)平衡常数 k 值的大小,可推断反应进行的程度。k 值越大,正反应的程度越大,反应物的转化率越大;反之,就越不完全,转化率就越小.一般当 k105 时,该反应进行得基本完全。(4)在某温度下,可用浓度商 Qc 与 k 比较大小来判断反应的方向。浓度商(Qc):产物的浓度幂的之积与反应物浓度幂之积的比。mA(g)+nB(g)pc(g)+qD(g)化学反应原理复习提纲(最新)-韩东辉化学教育在线-韩东辉化学教育在线Qck,未达平衡,反应要逆向进行达到平衡。Qc=k,达平衡,平衡不移动。Qck,未达平衡,反应要正向进行达到平衡。六、等效平衡1化学平衡状态建立的途径:先加入反应物,从正反应方向开始,可以建立化学平衡。若先加入生成物,从逆反应方向开始,也可以建立等效的化学平衡。20 / 23若同时加入反应物与生成物,从中间状态开始,同样可以建立等效的化学平衡。2等效平衡定义:在一定条件下(恒温、恒压或恒温、恒容) ,对同一可逆反应,只要起始时加入物质的物质的量不同,而达到化学平衡时,同一物质的物质的量的百分含量相同,我们称这些平衡状态为等效平衡。概念的理解:相同的条件:通常指同 T 同 V 或同 T 同 P相同的平衡状态:通常是指平衡混合物各组分的百分含量(指体积百分含量、物质的量百分含量等)相同,但各组分的物质的量、物质的量浓度可能不同。3.分类定温、定压条件下的等效平衡特点:两次平衡时各组分百分含量相同,n 同比例变化判断方法:若改变起始加入情况,只要通过可逆反应的化学计量数比换算成平衡式左右两边同一边物质的物质的量之比相同。2、定温、定容条件下的等效平衡(1)对于左右气体分子数不同的可逆反应特点:两次平衡时各组分百分量、n、c 均相同判断方法:若改变起始加入情况,只要通过可逆反应的21 / 23化学计量数比换算成平衡式左右两边同一边物质的物质的量与原
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