高中化学《化学反应的快慢和限度》素材1 鲁科版必修2

第二节化学反应的速度和极限1 .化学平衡的含义化学平衡的建立是以可逆反应为前提的。 可逆反应是指在同一条件下向正方向和反方向进行的反应。 大多数化学反应具有可逆性，在一定程度上可以达到平衡。从动力学上看，由于反应开始时反应物浓度大，生成物浓度小，正反应速度大于反应速度。 随着反应的进行，反应物浓度减少，生成物浓度增加，因此正反应速度减少，反应速度增加。 正反应速度相等时，系统中各物质的浓度不变，反应达到平衡。2 .化学平衡研究的历史19世纪50-60年代，热力学的基本规律已经明确，但一些热力学概念仍然模糊，数字处理繁琐，化学反应方向等有些复杂的问题仍然无法解决。 当时，很多化学家致力于有机化学的研究，也有人试图解决化学反应的方向性问题。 这种努力除了质量作用规律外，别人还试图从另一个角度探索反应方向，其中提出了一些经验规律。在这个时期，丹麦人汤姆森和贝罗试图从化学反应的热效应说明化学反应的方向性。 他们认为，反应热是反应物的化学亲和性的尺度，每个简单或复杂的纯化学作用都伴随着热的产生。 贝洛更加明确地阐述了与此相同的观点，也被称为“最大的功能原理”，认为不受外部能量影响的纯粹的化学变化是朝着释放最大能量的物质产生的方向发展的。 此时，他发现一些吸热反应是自发进行的，但他主观上假设了伴随着发热的物理过程。 这个错误的论断在30年代终于被他承认，这时，他把“最大工作原理”的应用范围限制在固体间的反应，提出了实际上是“自由焓”的化学热的概念。19世纪60-80年代，霍斯特曼、鲁沙特雷和范霍夫在这方面也作出了一定的贡献。 首先，霍斯特曼研究氯化铵的升华过程，发现在热分解反应中，其分解压力与温度有一定的关系，符合克劳狄一克拉珀龙方程： dp/dt=Q/T(V-V )中，q表示分解热，v、v表示分解前后的总体积。 范霍夫是基于lnK=-(Q/RT) c的公式推导出来的这个式子适用于任何反应过程，q表示系统的吸收热(升华热)。 范霍夫将上式称为动态平衡原理，对此进行了说明。 叙述了物质的两个不同状态之间的平衡，由于温度下降，向发热的两个系统的平衡方向移动。 1874年和1879年，穆迪埃和罗宾也分别提出了这一原理。 穆迪提出，压力的增加有利于体积相应减小的反应的发生。 随后，卢梭更加普遍地解释了这一原理。 他说，处于化学平衡的任何系统通过平衡中的元件之一的变化，在一个方向上引起一个转换，如果这个转换是唯一的，则引起与这个元件的变化符号相反的变化。但在这方面作出巨大贡献的是吉布斯，他在热化学发展史上的地位至关重要。 吉布斯的势力化学贡献可以总结四个方面。 第一，基于克罗斯等人建立的第二定律，吉布斯提出了平衡判断的依据，准确地将熵判断的依据限制在孤立系统的范围内。 可能普遍处理一般现实问题。 第二，以内能、熵、体积代替温度、压力、体积为变量描述体系状态。 汤姆森指出用温度、压力、体积来描述系统的状态是不完全的。 他提出了当时科学家们不知道的状态方程式，并在内、熵和体积的三维坐标图中，展示了完全表现系统所有热力学性质的曲面。 第三，吉布斯在热力学中导入了“浓度”这个变量，明确了将成分的浓度对内的导数定义为“热力学势”。 这样，热力学就可以处理多成分的多相体系，也有处理化学平衡问题的条件。 第四，他进一步讨论了电、磁和表面的影响下系统的平衡问题。 然后，他导出热力学中最简单、本质上最抽象的热力学关系，即相律，平衡状态是相律表示的自由度为零的状态。吉布斯平衡的研究成果主要发表在他的三篇文章中。 1873年，他在康涅狄格大学的报纸上发表了前两篇，很快引起了麦克斯韦的注意。 吉布斯的前两篇文章可以说是一个准备。 1876年和1878年共两部分发表了第三篇文章 关于复相物质的平衡。 文章涉及300页以上，包括700页以上的公式。 前两篇文章讨论了单一的化学物质系统，这篇文章讨论了多组分复相系统。 由于热力学势的导入，只要稍微改变一液体系统的状态方程式，就可以处理多液体系统的问题。对于吉布斯的工作，卢梭是新领域的开拓，其重要性与质量不灭的规律不相容。 但是，吉布斯的三篇报道发表后，其重要意义没有得到很多科学家的认可，直到1891年为止都被奥斯特瓦尔翻译成德语，1899年被卢内特翻译成法语后，情况突然改变了。 吉布斯后，热力学仍只能适应理想状态的系统。 当时，美国人罗伊斯于1901年和1907年分别发表了文章，提出了“逸失度”和“活度”的概念。 路易斯就“逃避倾向”这一概念指出了一些热力学量，如温度、压力、浓度、热力学势等是逃避倾向的尺度。刘易斯提出的逸度和活度概念，有益地补充和发展吉布斯理论，统一理想体系的偏差，现实体系可能与理想体系具有完全相同的热力学关系式。由此，化学平衡状态是指在一定条件下的可逆反应中，反应和逆反应的速度相等，反应混合物中的各成分的浓度保持一定的状态。3 .化学平衡的特点化学平衡状态具有逆、等、动、定、变、同等特征。反：化学平衡研究的对象是可逆反应。等：平衡时，正反应速度相等，v正=v反。 (对于相同物质，v正=v逆的数值相等的不同物质，vA正： vB逆=a:b，即等于系数比)。动：平衡时，反应还在进行，动态平衡，反应进行最大。定：达到平衡状态时，反应混合物中各成分的浓度不变，反应速度不变，反应物的转化率不变，各成分的含量不变。变化：化学平衡与所有动态平衡相同，具有条件、暂时性、相对性、条件变化会破坏平衡状态，从平衡变为不平衡，在新条件下建立新的平衡。相同：对于特定的可逆反应，只要满足一定条件，即可从反应物开始反应、从生成物开始反应、反应物和生成物同时开始反应，达到相同的平衡状态。4 .影响化学平衡的因素影响化学平衡的因素有很多例如压力、温度、浓度等(注意：催化剂不影响化学平衡，只影响反应速度)。在其他条件不变的情况下，如果增大反应物浓度或减小生成物浓度，则可以使平衡向正反应方向移动，相反可以向逆反应方向移动对于气体参与的反应，其他条件不变的情况下，可以增大压力，使平衡向体积变小的方向移动，相反，可以向体积变大的方向移动当其他条件不变时，可以提高系统的温度，使平衡向吸热方向移动，反之向散热方向移动。其他条件不变时，加入催化剂，化学平衡不动。当改变影响穿梭原理：平衡的条件(浓度压力、温度等)时，平衡向减弱其变化的方向移动。5 .催化剂和催化作用催化剂定义：也称为催化剂。 根据国际纯粹与应用化学联合会(IUPAC )于1981年提出的定义，催化剂是可以改变反应速度的物质，不改变该反应的标准Gibbs自由焓。 这种作用叫做催化作用。 有关催化剂的反应是催化反应。催化剂(catalyst )诱导化学反应的变化，加快或减慢化学反应，或在低温环境下进行化学反应。 催化剂在工业上也称为催化剂。催化作用催化剂干预引起的化学反应。 催化反应中，催化剂和反应物发生化学作用，反应途径发生变化，反应的活化能降低，是催化剂提高反应速度的原因。 如化学反应A BAB所示，必要的活化能为e，加入催化剂c后，反应分两个阶段进行。A CACAC BAB C这两个阶段的活化能比e值小得多。 阿雷尼乌斯公式k=Ae-E/RT表明，催化剂参与反应后，e值减少，反应速度显着提高。也有一些反应，催化剂参与反应后，活化能e的值没有多大变化，但前因子a的值明显增大(或解释为活化熵增大)，反应速度也加快了。催化作用可分为以下类型：均相催化剂。 催化剂和反应物处于同一相催化作用，例如均相酸碱催化剂、均相络合催化剂等. 均相催化剂多在液相下进行。 均相催化剂的活性中心比较均匀，选择性高，副反应少，但催化剂的分离、回收和再生困难。多相催化剂。 两相界面产生的催化作用。 催化剂通常为多孔固体，反应物为液体或气体。 在多相催化反应中，固体催化剂对反应物分子起化学吸附作用，使反应物分子活化，降低反应的活化能，加快反应速度。 固体催化剂表面不均匀，只有一些点化学吸附在反应物分子上，称为活性中心。 工业生产中的催化作用大多属于多相催化剂。生