第二章化学反应速率和化学平衡2

1、第七章 化学反应速率和化学平衡第二章 化学反应速率和化学平衡第一节化学反应速率一、化学反应速率1概念：用单位时间内反应物浓度的减少或生成物的浓度增加来表示。2意义：表示化学反应进行的 程度的物理量。3表达式：v= 。4常用单位： 或 。注意：（1）在同一化学反应里，用不同物质表示的化学反应速率不一定 ，但表示的意义 ，故在反应时应指明用哪种物质来表示。（2）无论是用某一反应物表示还是用某一生成物表示，其化学反应速率都取 值，化学反应速率可表示某一时间段内的 速率，而非 速率（填平均或瞬时）。（3）在同一化学反应中，不同的物质表示同一化学反应的速率，各物质的速率之比等于化学方程式中的 之比。(4

2、) 判断反应进行的快慢时，需做到两个统一，即：统一物质和单位。用同一物质的反应速率比较反应快慢时，必须要换算为在速率单位一致的前提下再进行比较。若用不同物质的反应速率比较反应进行的快慢时，除要保证单位一致外，还要根据反应速率之比等于化学计量数之比换算为同一物质的速率后再比较。一般来说，随着反应时间的延长，反应物浓度减小，反应速率也随着减小。例如： 可逆反应A（g）+ B（g） C（g）+ D（g） ，在四种不同情况下的反应速率如下，其中反应进行得最快的是（ D）A. VA=0.15mol/L·min B. VB=0.5mol/L·min C. VC=0.4 mol/L

3、83;min D.VD=0.01 mol/L·s(5)固体或气体反应中的液体物质，反应在其表面进行，它们的“浓度”是 变的，因此一般 用固体、纯液体表示化学反应速率；（6）有关反应速率的计算一般用三段式列式更为规范。【例题】在2L的密闭容器中，加入1mol的N2和3mol的H2和，发生 N2 + 3H2 2NH3 ，在2s末时，测得容器中含有0.4mol的NH3，求该反应的化学反应速率。 解： N2 + 3H2 2NH3 起始量（mol）： 1 3 0 变化量（mol）： 0.2 0.6 0.4 2s末量（mol）： 1-0.2 3-0.6 0.4 则 V（N2）=0.2/2

4、5;2=0.05 mol/（L·s） V（H2）=0.6/2×2=0.15 mol/（L·s）V（NH3）=0.4/2×2=0.1 mol/（L·s） 第二节 影响化学反应速率的因素一、有效碰撞理论1、有效碰撞化学反应发生的先决条件是反应物分子必须发生碰撞;但不是任何两种反应物分子之间的碰撞都能发生反应,只有少数分子的碰撞能发生反应,这种能够发生化学反应的碰撞称为有效碰撞.分子间的碰撞是发生化学反应的必要条件，有效碰撞是发生化学反应的充分条件2、发生有效碰撞的条件发生碰撞的分子具有较高的能量（活化分子）分子在一定方向上发生碰撞(分子碰撞时要有合

5、适的取向)3、活化分子具有较高能量，能够发生有效碰撞的分子，发生有效碰撞的分子一定是活化分子，但活化分子的碰撞不一定是有效碰撞。4、活化能活化分子高出反应物分子平均能量的部，活化分子的多少与该反应的活化能的大小有关，活化能的大小是由反应物分子的性质决，活化能高，活化分子的百分数低，反应难； 活化能低，活化分子的百分数高，反应易；活化能越小，则单位体积中活化分子数越多，单位时间内的有效碰撞越多，反应速率越快。二、影响化学反应速率的因素1浓度(1)结论：浓度对化学反应速率的影响：当其它条件不变时，增大反应物的浓度，可以提高化学反应速率；减小反应物的浓度，可以降低化学反应速率。(1)碰撞理论解释：在

6、其他条件不变时，对某一反应来说，活化分子在反应物分子中所占的百分数是一定的，当增大反应物的浓度时，活化分子数增多，因此有效碰撞次数增多，所以化学反应速率加快。因此，增加反应物浓度可以加快化学反应速率。（3）注意事项：此规律只适用于气体反应或溶液中的反应。对于纯固体或纯液体物质，一般情况下其浓度常视为常数，因此改变它们的量不会改变化学反应速率。但固体物质的表面积的大小会影响化学反应速率。一般来讲，固体的颗粒越细，表面积就越大，反应速率就越高。例如：铝粉和铝条分别与盐酸反应时，铝粉的反应速率明显高于铝条，因此块状固体物质可以通过研细以增大表面积来提高反应速率。增加反应物的浓度，就是增加单位体积内的

7、反应物分子总数，单位体积内的活化分子数也随之增多（注意活化分子百分数保持不变），所以单位时间内有效碰撞次数增多，从而使化学反应速率增大。【应用】用饱和食盐水代替水制乙炔，以减缓太快的反应速率。2温度(1)结论：温度对化学反应速率的影响：当其它条件不变时，升高温度，反应速率常数增大，反应速率提高。经过实验测定，温度每升高10，反应速率通常要增大到原来的24倍。（2）碰撞理论解释：当其他条件不变时，升高温度，反应物分子的能量增加，使一部分原来能量较低的分子变成活化分子，从而增加了反应物分子中活化分子的百分数(注意与增大浓度的区别?)，使有效碰撞次数增多，因而使化学反应速率增大。（3）注意事项：温度

8、对反应速率的影响适用于任何反应，即不论反应物质的状态及反应的热效应如何，升高温度，反应速率都提高。无论放热反应还是吸热反应，虽然温度升高.反应速率都提高,但是提高的倍数是不同的：吸热反应提高的倍数多，放热反应提高的倍数少。由于升高温度直接改变了活化分子的百分含量，所以温度的改变对于化学反应速率的改变比浓度和压强的改变大，一般温度每升高10，化学反应速率加快24倍。升高温度，反应物分子能量增加，使部分原来能量较低的分子也成为活化分子，从而增大了活化分子百分数及活化分子总数，使有效碰撞次数增多，化学反应速率加快。【应用】1.在实验室进行化学反应时，常常通过给反应物加热来增大反应的速率。 2合成氨工

9、业中，是在500的条件下进行反应，以加快反应进行的速度。 3为防止食品变质，我们将食品放入冰箱中保存，以降低食品变质的速率。3压强 (1)结论：压强对反应速率的影响：对于有气体参加的化学反应，若其它条件不变，压强的变化实质上是气体浓度的变化。因此增大压强，反应速率提高；减小压强，反应速率降低。（2）碰撞理论解释：缩小气体的体积，气体的压强增大（实际增大了反应物的浓度），单位体积内的分子数就增大，有效碰撞次数增加，化学反应速率就增大。（3）注意事项： 在讨论压强对化学反应速率的影响时，应区分引起压强改变的原因，对于气体参加的反应体系来说，有以下几种情况a恒温时，增加压强体积减小浓度增大化学反应速

10、率加快b恒容时，充入气体反应物总压强增大浓度增大化学反应速率加快 恒容时，充入稀有气体（或不参加反应的气体）总压强增大，但各物质的浓度不发生变化，所以化学反应速率不变c恒压时，充入稀有气体体系体积增大各反应物浓度减小反应速率减慢由于压强改变时，固体、液体或溶液的体积影响很小，因而它们对浓度改变的影响也很小，可以认为改变压强时对它们的反应速率无影响。例: 以下几个实验对比 (1)10ml、0.1mol/L的Na2S2O3溶液与0.1摩/升的硫酸10毫升反应的实验。 (2). CaO固体与SiO2固体在高温下反应生成CaSiO3。 (3). SO2 与O2在一密闭容器内反应生成SO3。（讨论）给上

11、述三个反应的容器加压，三个反应的反应物的浓度是怎样变化的？【事实的处理】列表比较编号反应物的状态加压后反应物浓度变化加压后反应的速率变化 (1) (2)(3)4. 催化剂（1）结论：催化剂对反应速率的影响：催化剂是指能提高反应速率而在反应前后本身的质量和化学性质不变的物质。催化剂参与反应，改变反应历程，降低反应的活化能，从而提高化学反应速率。（2）碰撞理论解释：催化剂降低了所需要的能量，从而增加了反应物分子中活化分子的百分数，使有效碰撞次数增多，因而成倍地增加化学反应速率。（3）注意事项催化剂能同等倍数地改变正逆反应速率，但不能影响化学平衡的移动，即催化剂虽然能提高反应速率但不能改变化学反应的

12、平衡常数，不能改变平衡转化率。催化剂具有选择性，即它只对某一反应或某类反应起催化作用。 催化剂能成千上万倍地增大化学反应速率，可见对化学反应速率的影响程度最大，所以现代化工业生产中催化剂占有极为重要的地位。对化学反应速率影响程度的大小，一般为：化剂温度浓度或压强。【对结论的再认识】催化剂改变化学反应速率的原因仅仅是改变始态到终态的途径，不改变反应的结果。例：（1）在加热条件下： 2Cu + O2 = 2CuO 2CuO +2 CH3CH2OH = 2Cu +2 CH3CHO + 2H2O（2）氮的氧化物破坏臭氧： NO + O3 = NO2 + O2 NO2 + O =NO + O2 除上述因

13、素外， 光、超声波、激光、放射线、电磁波、反应物颗粒大小、扩散速率、溶剂等因素也都能对某些化学反应的反应速率产生一定的影响，另外形成原电池也是加快化学反应速率的一种方法。三、化学反应速率的计算（1）在解题过程中经常用到“起始量、转化量、某时刻量”的格式来分析、解决问题。如对于反应：mA + nB = pC + qD。A的起始浓度为a mol·L1，B的起始浓度为b mol·L1，反应进行到t1 s时，A消耗了x mol·L1，则反应速率可计算如下：第二节 化学平衡一、可逆反应与不可逆反应1溶解平衡. 当温度一定时，饱和溶液中的固体溶质溶解和溶液中的溶质分子回到固体

14、溶质表面的结晶过程一直在进行，而且两种过程的速率_，于是饱和溶液的浓度和固体溶质的质量分数都_。我们把这类过程称作_。表述这类过程时，约定采用“”来代替反应式中原来用的“=”号，把从左向右的过程称作_；由右向左的反应称作_。2、可逆反应的概念：在_，既能向_方向进行，又能向_方向进行的反应叫做可逆反应。若正、逆反应是在_发生的，则不属于可逆反应。如：2H2O2H2+O2，即可逆反应中的_和_必须同时存在于同一反应体系中，在相同条件下，正、逆反应都能够自动进行。正逆反应是相对的，不是绝对的，通常把_反应称作正反应，_反应称作逆反应。任何可逆反应，在_进行的同时，_也在进行。3.不可逆反应正反应几

15、乎能_，而逆反应进行的程度_，这样的反应通常称为不可逆反应。如酸碱的中和反应、H2的燃烧等二、化学平衡状态（一）.化学平衡的建立以CO和H2O (g)的反应为例来说明化学平衡的建立过程。CO + H2O (g) CO2 + H2 开始浓度 001 001 0 0一段时间后 0005 0005 0005 0005如图：归纳：1反应刚开始时：反应物浓度 ，正反应速率 。生成物浓度 ，逆反应速率。（填“最大”或“最小”）2反应进行中时：反应物浓度，正反应速率。生成物 浓度，逆反应速率。（填“增大”、“减少”或“不变”）3反应达到平衡后：反应物浓度，生成物浓度 。（填“改变”或“不变”）。此时正反应速

16、率与逆反应速率。（填“相等”或“不相等”）（二）化学平衡状态一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，各组成成分浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡”，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态.即该反应进行的限度，此时反应物的转化率 。（三）化学平衡状态的特征 1“逆”：化学平衡研究的对象是 ，各物质的转化率必小于 。2“动”：即化学平衡是 ，正反应和逆反应仍在进行。3“等”：是指 ，必须用同一物质来表示，这是化学平衡状态的本质特征。4“定”：由于，平衡混合物中各组分的浓度及体积（或质量分数） 。5“变”：外界条件改变导致 ，原化学平衡被破坏，从而发生平衡移动直至建立新平衡。(

17、四).判断平衡的依据（标志）1根据混合物质中各成分的含量判定各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定，化学反应一定达到平衡。各物质的质量或各物质质量分数一定，化学反应一定达到平衡。各气体的体积或体积分数一定，化学反应一定达到平衡。总体积、总压力、总物质的量一定，化学反应不一定达到平衡。2运用化学反应速率判定若用同一物质，V正=V逆 则平衡即该物质的生成速率等于它的消耗速率。若用同一反应中的不同物质判定时,必须具备：一个表示V正,另一个表示V逆,且两者速率之比=化学计量数之比。例 对于可逆反应mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)在单位时间内消耗了m molA同时生成m molA，即

18、V(正)=V(逆)，化学反应一定达到平衡。在单位时间内消耗了n molB同时消耗了p molC，则V(正)=V(逆)，化学反应一定达到平衡。V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q，V(正)不一定等于V(逆)，化学反应不一定达到平衡。在单位时间内生成n molB，同时消耗了q molD，化学反应不一定达到平衡。3混合气体的颜色不再发生变化若体系中存在有颜色的气体，如2HI(g)H2(g)+I2(g)或2NO2(g)N2O4(g)等反应，当混合气体的颜色不再发生变化时就说明反应到达了化学平衡状态。4从化学键的断裂与形成来判定 对同一物质而言，断裂化学键的物质的量与形成化学键的物质的

19、量相等。对不同物质而言，与各物质的化学计量数和分子内的化学键多少有关。如：对反应，当有3mol HH键断裂，同时有键断裂，则该反应达到了化学平衡。（五）化学平衡的移动 1.概念：已达到平衡的反应,外界反应条件改变时,平衡混合物里各组成物质的百分含量也就会改变而达到新的平衡状态叫化学平衡移动2、影响化学平衡移动的条件（结合V-t图象）（1）浓度对化学平衡移动的影响浓度对化学平衡移动的影响规律在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，都可以使平衡向正方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向逆方向移动注：增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡不移动 用v-

20、t图表示化学平衡的移动：【实验探究一】：探究浓度变化对化学平衡的影响实验原理：已知在K2Cr2O7的溶液中存在如下平衡： Cr2O72 + H2O 2CrO42 + 2H+ K2Cr2O7为橙色，K2CrO4为黄色。实验步骤：取两支试管各加入5ml0.1mol/L K2Cr2O7溶液，然后按下表步骤操作，观察并记录溶液颜色的变化。步骤滴加310滴浓H2SO4滴加1020滴6 mol/LNaOHK2Cr2O7溶液实验结论：【实验探究二】：探究浓度变化对化学平衡的影响实验原理：Fe3 3SCN Fe（SCN）3 （红色）实验步骤：向盛有5 ml0.005mol/L FeCl3溶液的试管中加入5 m

21、l0.01mol/L KSCN溶液，溶液显红色。（1）将上述溶液均分置于两支试管中；向其中一支试管中加入饱和FeCl3溶液4滴，充分振荡，观察溶液颜色变化；向另一支试管滴加4滴1 mol/L KSCN溶液，观察溶液颜色变化。（2）向上述两支试管中各滴加0.01mol/LNaOH溶液35滴，观察现象，填写下表。编号12步骤（1）滴加饱和FeCl3溶液滴加1 mol/L KSCN溶液现象步骤（2）滴加NaOH溶液滴加NaOH溶液现象结论（2）压强对化学平衡移动的影响压强对化学平衡移动的影响规律其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着体积缩小方向移动；减小压强，会使平衡向着体积增大方向移动。 用v-t

22、图表示化学平衡的移动注意：改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动 改变压强实际是指能改变气体浓度的压强（3）温度对化学平衡的影响温度对化学平衡移动的影响规律在其他条件不变的情况下，温度升高会使化学平衡向着吸热反应方向移动，温度降低会使化学平衡向着放热反应方向移动。 用v-t图表示化学平衡的移动 （4）、催化剂对化学平衡的影响：催化剂对化学平衡移动的影响规律由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的，所以平衡不移动。但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的时间。 用v-t图表示化学平衡的移动小结：反应特征改变条件vt图象改变条件瞬间达到平衡前平衡移动方向达到新平衡v正v

23、逆v正与v逆的关系A转化率B转化率Q0升高温度<降低温度Q < 0升高温度>降低温度m+n<p+q加入惰性气体V不变=V变大>V变小增大压强减小压强m+n=p+q加入惰性气体V不变=V变大=V变小增大压强减小压强m+n>p+q加入惰性气体V不变=V变大<V变小增大压强减小压强 注:用“=”表示相等 “”表示升高或增加 “”表示降低或减少 “”表示无关或不变 “V”表示体积 “v”表示速率三、化学平衡常数1、概念：在一定温度下，当一个可逆反应达到平衡状态时，生成物浓度以系数为指数的幂的乘积与反应物浓度以系数为指数的幂的乘积的比值是一个常数。这个常数就是该

24、反应的化学平衡常数（简称平衡常数）2、表达式：对于一般的可逆反应，mA（g） nB（g）pC（g） qD（g）3、平衡常数的意义：（1）平衡常数的大小反映了化学反应进行的 程度 （也叫 反应的限度 ）。但不能预示反应达到平衡所需要的时间。K值越大，表示反应进行得 越完全 ，反应物转化率 越大 ；K值越小，表示反应进行得 越不完全 ，反应物转化率 越小 。（2）判断正在进行的可逆是否平衡及反应向何方向进行：对于可逆反应：mA(g)+ nB(g)pC(g)+ qD(g)，在一定的温度下的任意时刻，反应物的浓度和生成物的浓度有如下关系：Qc=Cp(C)·Cq(D)/Cm(A)·C

25、n(B)，叫该反应的浓度商。QcK ，反应向 正反应方向 进行QcK ，反应处于平衡状态QcK ，反应向 逆反应方向 进行（3）利用可判断反应的热效应若升高温度，值增大，则正反应为 吸热 反应(填“吸热”或“放热”)。若升高温度，值减小，则正反应为 放热 反应(填“吸热”或“放热”)。4、使用平衡常数应注意的几个问题（）、化学平衡常数只与 有关，与反应物或生成物的浓度无关。（2）、在平衡常数表达式中：水(液态)的浓度、固体物质的浓度不写 C(s)+H2O(g)CO(g)+H2(g)，K=c(CO)·c(H2)/c(H2O) Fe(s)+CO(g)Fe(s)+CO2(g)，K=c(CO

26、2)/c(CO)（3）、化学平衡常数表达式与化学方程式的书写有关例如：N2(g)+3H2(g)2NH3(g)的平衡常数为K1，1/2N2(g)+3/2H2(g)NH3(g)的平衡常数为K2，NH3(g)1/2N2(g)+3/2H2(g)的平衡常数为K3；写出K1和K2的关系式： K1=K22 。 写出K2和K3的关系式： K2·K3=1 。 写出K1和K3的关系式： K1·K32=1 。5、某个指定反应物的转化率=×100%或者=×100%或者=×100%转化率越大，反应越完全！（）当反应物只有一种时：aA(g) bB(g) +cC(g)，增加

27、量，的转化率取决于气体物质的系数：若a=b+c ,转化率不变若ab+c ，转化率升高若ab+c ，转化率降低（2）当反应物不止一种时：aA(g) + bB(g)cC(g) + dD(g) 增加量，平衡向正反应方向移动，的转化率降低， B的转化率升高；若按原比例同倍数增加A、B的量。平衡向正反应方向移动，转化率取决于气体物质的系数：（a) a+b = c+d ,转化率不变。（b) a+b c+d ,转化率降低。（c) a+b c+d ,转化率升高。（）对于反应：mA（g） nB（g）pC（g） qD（g），若A、B起始量之比为m： n则达到平衡时A、B的转化率相等。6、有关化学平衡常数的计算：（

28、1）、设在某温度时，在容积为1L的密闭容器内，把氮气和氢气两种气体混合，反应后生成氨气。实验测得，当达到平衡时，氮气和氢气的浓度各为2mol/L，生成氨气的浓度为3mol/L，求这个反应在该温度下的平衡常数和氮气、氢气在反应开始时的浓度。(答案:K=0.5625 氮气、氢气在反应开始时的浓度分别为3.5mol/L和6.5mol/L)（2）、现有一定温度下的密闭容器中存在如下反应：CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)，知CO和H2O的起始浓度均为2mol/L经测定该反应在该温度下的平衡常数K=2.60，试判断，（1）当CO转化率为50时，该反应是否达到平衡状态，若未达到，哪个方向进行

29、？（2）达平衡状态时，CO的转化率应为多少？（3）当CO的起始浓度仍为2mol/L，H2O的起始浓度为6mol/L时，CO的平衡转化率为多少？(答案:（1）不平衡,反应向正方向进行,（2）61.7% （3）86.5%)第四节 化学反应进行的方向一、自发过程和自发反应1.自发过程：在一定条件下不需要外力作用就能自动进行的过程2.自发反应：在给定的一组条件下，一个反应可以自发地进行到显著程度，就称为自发反应。3.非自发反应：不能自发地进行，必须借助某种外力才能进行的反应。说明自发过程和自发反应可被利用来完成有用功。如向下流动的水可推动机器;甲烷燃烧可在内燃机中被利用来做功，还可设计为燃料电池。非自

30、发过程要想发生，则必须对它做功。如利用水泵可将水从低处流向高处，通电可将水分解性成氢气和氧气。二、化学反应进行方向的判据1.能量判据 对于有能量变化的自发过程共同特点：体系的能量趋向于从高能量状态转变为低能量状态（这时体系会对外部做功或者释放热量）。因为能量越低越稳定。如 甲烷与氧气混合遇火就燃烧 、锌与CuSO4溶液会自动反应生成Cu和ZnSO4 。 多数能自发进行的化学反应是放热反应，放热的化学反应容易自发进行，这就是所谓的能量判据。（但是较片面，不科学）例如：在常温、常压下，氢氧化亚铁被氧化为氢氧化铁的反应就是一个自发的、放热反应。4Fe(OH) 2 (s) + 2H2O(l) + O2

31、(g) = 4Fe(OH)3(s) H(298K) 444.3 kJ·mol1在常温、常压下，氢氧化钠溶液和盐酸的反应也是一个自发的、放热反应。其热化学方程式为：NaOH(aq)+HCl(aq) = NaCl(aq)+ H2O(l) H(298K)56kJ/mol 多数自发进行的化学反应是放热反应，吸热反应就不一定不自发进行，但也有不少吸热反应能自发进行。如：Ba（OH）2·8H2O与氯化铵是吸热反应是自发的N2O5（g）= 4NO2（g）+ O2（g） H = 56.7KJ/mol；NH4HCO3（s）+ CH3COOH（aq）= CO2（g）+CH3COONH4（aq）

32、+ H2O（l） H = 37.3KJ/mol；(NH4)2CO3(s) = NH4HCO3(s)+NH3(g) H(298K) +74.9 kJ/mol有一些吸热反应在室温条件下不能自发进行，但在较高温度下却能自发进行。例如：在室温和较高温度下均为吸热过程的CaCO3的分解反应：CaCO3(s) = CaO(s) + CO2(g) H(298K) +178.2 kJ·mol1 CaCO3(s) = CaO(s) + CO2(g) H(1200K) +176.5 kJ·mol1反应放热有利于反应自发进行，反应吸热也有可能自发进行，这说明反应的焓变只是与反应能否自发进行有关的一个因素，但不是唯一因素，显然只根据焓变来判断反应进行的方向是不全面的。2.熵判据（1）