浙江省高考化學一輪復習導航 第5單元第18講 化學反應速率、化學反應的方向和反應限度課件 新課標

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1、 一、化學反應速率一、化學反應速率 1化學反應速率的概念 化學反應速率是用來衡量化學反應進行快慢程度的物理量。 2表示方法：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。其數學表達式可表示為v= 。 3單位：常用molL-1s-1或molL-1min-1。 特別提醒：特別提醒：(1)反應速率是某段時間內的平均反應速率。(2)雖然可用單位時間內濃度的減少表示反應速率，但化學反應速率不取負值。ct 二、化學反應速率的測定二、化學反應速率的測定 1化學反應速率測定的原理 化學反應速率是通過實驗測定的。因為化學反應中能發(fā)生變化的是體系內的化學物質(包括反應物和生成物)，所以與其中任何一種化

2、學物質的濃度(或質量)相關的性質在測量反應速率時都可以加以利用。 2用于化學反應速率測定的基本性質 (1)可直接觀察的性質，如釋放出氣體的體積和體系的壓強。 (2)依靠科學儀器才能測定的性質，如顏色的深淺、光的吸收、光的發(fā)射、導電能力等。 (3)在溶液中，當反應物或生成物本身有比較明顯的顏色變化，沉淀利用顏色深淺和顯色物質濃度間的正比關系來跟蹤反應的過程和測定反應速率。 3化學反應速率測定的常用方法 (1)化學方法：如鹽酸與碳酸鈣反應生成CO2，通過測定一定時間內產生CO2氣體的體積，可測定該反應的速率。 (2)物理方法 比色法：由于物質對特定波長的光的吸收性能不同，因此可以通過吸光度來測定反

3、應物的濃度，從而計算反應速率。 電導法：根據離子導電能力的差異，通過電導率的變化測定反應物中離子濃度變化，從而計算化學反應速率。 此外，激光技術也可廣泛應用于化學反應速率的測定。 三、影響化學反應速率的因素三、影響化學反應速率的因素 1內因(主要因素) 參加反應的物質的性質是決定化學反應速率的主要原因。 2外因(外界條件) 對于同一化學反應，外界條件不同，反應速率也不同，其中重要的外界條件為濃度、壓強、溫度、催化劑等。 (1)濃度對化學反應速率的影響 結論：當其他條件不變，增加反應物的濃度，可以增大化學反應速率；減小反應物的濃度，可以減小化學反應速率。 (2)壓強對化學速率的影響 結論：對于有

4、氣體參加的反應而言，在溫度一定時，通過縮小氣體體積的方法增大壓強時，由于氣體體積減小，則氣體濃度增大，故化學反應速率加快。 (3)溫度對化學反應速率的影響結論：在其他條件不變的情況下，溫度上升，則反應速率加快。 (4)催化劑對化學反應速率的影響結論：催化劑一般能加快化學反應速率。 (5)其他外部影響因素除了上述濃度、壓強、溫度、催化劑這四大影響因素外，固體反應物顆粒的大小、溶劑、光、超聲波、激光、電磁波等因素也能影響反應速率。 四、化學反應的方向四、化學反應的方向 1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。 特別提醒：特別提醒：一般地，如果一個過程是自發(fā)的，則其逆過程為非自發(fā)的。

5、非自發(fā)過程要想發(fā)生，則必須對它做功，如利用水泵可將水從低處流向高處，通電可將水分解生成氫氣和氧氣。 2判斷化學反應方向的依據 (1) (1)焓判據焓判據 許多自發(fā)反應趨向于從高能量轉變?yōu)榈湍芰繝顟B(tài)(這時體系會對外部做功或釋放熱量)，這一經驗就是焓判據。 對化學反應而言，絕大多數放熱反應都能自發(fā)進行，且反應放出的熱量越多，體系能量降低得也越多，反應越完全。 (2)熵判據熵判據 熵。熵是衡量體系混亂度大小的物理量，即表示體系的不規(guī)則或無序狀態(tài)程度的物理量?；靵y度越大，體系越無序，體系的熵值就越大。熵的符號為：S，單位：Jmol-1L-1。 熵變。反應前后體系熵的變化叫做反應的熵變，用S表示。 如果

6、發(fā)生變化后體系的混亂度增大，該過程的S0；反之，S0?；瘜W反應的S越大，越有利于反應自發(fā)進行。 對于有氣體參與的化學反應，氣態(tài)物質的物質的量增大的化學反應，其熵變通常是正值，是熵增大的反應，反之，氣態(tài)物質的物質的量減小的化學反應通常是負值，是熵減小的反應。 熵判據。自發(fā)進行的體系趨向于有序轉變?yōu)闊o序，導致體系的熵增大，這一經驗規(guī)律叫熵增原理。 (3)復合判據復合判據 研究表明，在溫度、壓強一定的條件下，化學反應的方向是反應焓變和熵變共同影響的結果。 若H0，S0，反應一定能自發(fā)進行。 若H0，S0或H0，S0，反應能否自發(fā)進行與反應的溫度有關。 若 H0，S0，反應一定不能自發(fā)進行。 五、化學

7、平衡狀態(tài)五、化學平衡狀態(tài) 1可逆反應 在同一條件下，既能向正反應方向進行，同時又能向逆反應方向進行的反應叫做可逆反應。 (1)在可逆反應中，把由反應物到生成物的反應叫正反應；把由生成物到反應物的反應叫逆反應，可逆反應用“”代替“=”。 (2)必須強調“兩同”，同一條件、同時。 (3)可逆反應不能進行到底，只能進行到一定程度后達到所謂的平衡狀態(tài)，平衡時各物質的物質量都大于零。 2化學平衡狀態(tài) (1)化學平衡狀態(tài)是指在一定條件下的可逆反應，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)。 特別提醒：前提是“一定條件”、“可逆反應” 實質是“v(正)=v(逆)0” 標志是“反應混合

8、物中各組分的濃度保持不變” (2)化學平衡狀態(tài)的特征 化學平衡狀態(tài)具有“逆”“等”“動”“定”“變”等特征。 “逆”：化學平衡研究的對象是可逆反應。 “等”：平衡時v(正)=v(逆)0。 “動”：平衡時，反應仍在不斷地進行，是動態(tài)平衡。 “定”：平衡時，反應混合物各組分的濃度保持一定，百分含量保持一定。不一定相等。 “變”：外界條件改變時，平衡可能被破壞，并在新的條件下建立新的化學平衡。 六、化學平衡常數六、化學平衡常數 1概念 在一定溫度下，當一個可逆反應達到平衡狀態(tài)時，生成物濃度計量數次方的乘積與反應物濃度計量數次方的乘積的比值是一個常數，用符號K表示。 2表達式 對于反應mA(g)+nB

9、(g) pC(g)+qD(g)，K= 。( )()( )( )pqmncC cDcA cBgg考點一 化學反應速率的有關計算 例例1 向2 L密閉容器里充入2 mol M和一定量的N，發(fā)生如下反應：M(g)+N(g) E(g)；當反應進行到4 min時，測知M的濃度為0.2 molL-1；反應進行到2 min時，密閉容器中M的物質的量濃度為() A等于0.6 molL-1 B小于0.6 molL-1 C等于0.8 molL-1 D大于0.8 molL-1B 【解析】到達4 min時，測知M的濃度變化了0.8 molL-1，隨著反應的進行，正反應速率越來越慢，反應進行到2 min時，平均速率大于

10、4 min時，M的濃度變化肯定大于0.4 molL-1。 【方法技巧點撥】本題易錯選A，由4 min時M的濃度可以求得4 min內的M的化學反應速率，有些同學直接用這個速率乘以時間求得2 min內M濃度的變化，沒有注意到，隨著進行，正反應速率越來越慢，2 min內的平均速率大于4 min內的平均速率?？键c二 化學反應速率及影響因素圖象的分析 例例2 氯酸鉀和亞硫酸氫鉀能發(fā)生氧化還原反應 + +Cl-+H+(未配平)。已知該反應的速率隨c(H+)的增大而加快。如圖為用 在單位時間內物質的量濃度變化表示的該反應v-t圖。下列說法中不正確的是()-3ClO-3HSO2-4SO-3ClO 【解析】根據

11、題中信息可確定A和C正確；配平反應方程式得 + 3 =3 +Cl-+3H+，v(H+)=3v( )，所以v(H+)-t曲線與v( )-t曲線不相同，在坐標圖中兩曲線不能完全重合，即B錯；因c=vt，所以D正確。-3ClO-3HSO2-4SO-3ClO-3ClO【答案】 B 【方法技巧點撥】本題是道多知識點的綜合題，以能力立意，考查了氧化還原反應的配平，影響化學反應速率的因素、接受信息的能力及讀圖能力，代表了今后高考命題的方向。對于這一類題往往情境比較新，只要抓住題給信息，如本題中該反應的速率隨c(H+)的增大而加快，可知A正確，結合所學知識解題，由影響化學反應速率的因素可知C正確，由配平的方程

12、式B不正確?？键c三 影響化學反應速率的因素的實驗探究 例例3 Fenton法常用于處理含難降解有機物的工業(yè)廢水，通常是在調節(jié)好pH和Fe2+濃度的廢水中加入H2O2，所產生的羥基自由基能氧化降解污染物?，F運用該方法降解有機污染物p-CP，探究有關因素對該降解反應速率的影響。 實驗設計控制p-CP的初始濃度相同，恒定實驗溫度在298 K或313 K(其余實驗條件見下表)，設計如下對比試驗。 (1)請完成以下實驗設計表(表中不要留空格)。 數據處理實驗測得p-CP的濃度隨時間變化的關系如下圖。 (2)請根據上圖實驗曲線，計算降解反應在5 0 1 5 0 s 內 的 反 應 速 率 ： v ( p

13、- C P ) =molL-1s-1。 解釋與結論 (3)實驗、表明溫度升高，降解反應速率增大。但溫度過高時反而導致降解反應速率減小，請從Fenton法所用試劑H2O2的角度分析原因：_。 (4)實驗得出的結論是：pH等于10時，_。 思考與交流 (5)實驗時需在不同時間從反應器中取樣，并使所取樣品中的反應立即停止下來。根據上圖中的信息 ， 給 出 一 種 迅 速 停 止 反 應 的 方 法 ：_。 【解析】 (2)根據實驗中曲線，在50 s150 s內，v(p-CP)=(1.210-3molL-10.410-3molL-1)/100 s=810-6molL-1s-1。 (3)題中條件(從所用

14、試劑H2O2的角度分析)為解題指明了方向。 (4)題中只要求回答結論，而不要求原因分析，降低了難度?？赡茉蚴钱斎芤簆H增大時，Fe2+被沉淀了，不利于該反應的進行。 (5)從(3)、(4)知，使該反應減慢可用兩種方法：一是溫度過高，二是pH10。方法一不易操作，且不能迅速停止，方法二易于操作，且能迅速停止。 【答案】 (1) (2)810-6molL-1s-1 (3)H2O2在溫度過高時迅速分解 (4)反應不能進行 (5)在溶液中加入堿溶液，使溶液的pH大于或等于10 【方法技巧點撥】有關影響化學反應速率的因素的實驗考查，常以圖象或表格的形式將數據表現出來，解答此類題型要求：掌握實驗中要注意

15、的基本實驗要領；要會觀察分析圖象表格，找出其中的規(guī)律；能從濃度、壓強、溫度、催化劑、表面積等方面進行綜合思考。考點四 化學反應進行方向判斷 例例4 已知“凡氣體分子總數增多的反應一定是熵增大的反應”。一定條件下，下列反應不可能自發(fā)進行的是() A2O3(g)=3O2(g)H0 B2CO(g)=2C(s)+O2(g)H0 CN2(g)+3H2(g)=2NH3(g)H0 DCaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g)H0B 【解析】A項反應是一個H0，S0的反應，一定能自發(fā)進行。B項反應是一個H0，S0的反應一定不能自發(fā)進行。C項反應是一個H0，S0的反應，D項是一個H0，S0，一定條件下可以自發(fā)

16、進行。 【方法技巧點撥】一個反應能否自發(fā)進行是由焓判據和熵判據共同作用的結果。考點五 化學反應限度的判斷 例例5 (1)下列方法中可以證明2HI(g)H2(g)+I2(g)已達平衡狀態(tài)的是_。 單位時間內生成n mol H2的同時生成n mol HI 一個HH鍵斷裂的同時有兩個HI鍵斷裂 百分組成HI%=I2% 反應速率v(H2)=v(I2)=1/2v(HI)時 c(HI) c(H2) c(I2)=2 1 1時 溫度和體積一定時，某一生成物濃度不再變化 溫度和體積一定時容器內壓強不再變化 條件一定，混合氣體的平均相對分子質量不再變化 溫度和體積一定時，混合氣體的顏色不再變化 溫度和壓強一定時，

17、混合氣體的密度不再變化 (2)上述的說法中能說明2NO2 N2O4達到平衡狀態(tài)的是_。 【解析】觀察第(1)題反應的特征可知：此反應在反應前后氣體的體積不發(fā)生變化，即在反應的任何一個階段，容器內壓強不發(fā)生改變。氣體的總質量不變、總的物質的量不變，因此混合氣體的密度、平衡相對分子質量均不發(fā)生改變。觀察第(2)題反應的特征：反應前后氣體體積發(fā)生改變，因此其平均相對分子質量、混合氣體密度都發(fā)生改變，當反應處于平衡狀態(tài)時，這些都不發(fā)生改變，此時c(NO2)恒定，顏色不再變化?！敬鸢浮?(1)(2) 【方法技巧點撥】解答達到化學平衡狀態(tài)的標志的判定題，不僅要看準題目的外界條件是恒溫恒容還是恒溫恒壓，還要

18、看清楚所涉及物質的狀態(tài)及反應方程式的化學計量數。考點六 化學平衡常數的計算與應用 例例6 在一定溫度下，反應 H2(g)+ X2(g)HX(g)的平衡常數為10。若將1.0 mol的HX(g)通入體積為1.0 L的密閉容器中，在該溫度時HX(g)的最大分解率接近于() A5% B17% C25% D33%1212B 【解析】H2(g)+ X2(g) HX(g) 起始濃度/(molL-1)00 1 分解濃度/(molL-1) xx 2x 平衡濃度/(molL-1) x x1-2x K=10= ，解得x=0.0833 所以a(HX)=2x/1=0.167=16.7%。1212 【方法技巧點撥】 化

19、學平衡常數是指某一具體反應的平衡常數。若反應方向改變，則平衡常數改變。 1.(2011 1.(2011安徽安徽) )電鍍廢液中Cr2O可通過下列反應轉化成鉻黃(PbCrO4)： (aq)+2Pb2+(aq)+H2O(l) 2PbCrO4(s)+2H+(aq) H1 C升高溫度可縮短反應達平衡的時間并能提高平衡轉化率 D從Y=0到Y=0.113，CH3COCH2COH(CH3)2的 =1【答案】 D 【解析】溫度高反應速率就快，到達平衡的時間就短，由圖象可以看出曲線b首先到達平衡，所以曲線b表示的是20 時的Y-t曲線，A不正確；根據圖象溫度越高CH3COCH3轉化的越少，說明升高溫度平衡向逆反

20、應方向進行，即正反應是放熱反應，C不正確；當反應進行到20 min時，從圖象中可以看出b曲線對應的轉化分數高于a曲線對應的轉化分數，這說明b曲線即20 時對應的反應速率快，所以 1，B不正確；根據圖象可以看出當反應進行到66 min時，a、b曲線對應的轉化分數均相同，都是0.113，這說明此時生成的CH3COCH2COH(CH3)2一樣多，所以從Y=0到Y=0.113，CH3COCH2COH(CH3)2的 =1，即選項D正確。 3.(2011福建福建)25 時，在含有Pb2+、Sn2+的某溶 液 中 ， 加 入 過 量 金 屬 錫 ( S n ) ， 發(fā) 生 反 應 ：Sn(s)+Pb2+(a

21、q) Sn2+(aq)+Pb(s)，體系中c(Pb2+)和c(Sn2+)變化關系如下圖所示。下列判斷正確的是( ) A往平衡體系中加入金屬鉛后，c(Pb2+)增大 B往平衡體系中加入少量Sn(NO3)2固體后，c(Pb2+)變小 C升高溫度，平衡體系中c(Pb2+)增大，說明該反應H0 D25 時，該反應的平衡常數K=2.2【答案】D 【解析】由于鉛是固體狀態(tài)，往平衡體系中加入金屬鉛后，平衡不移動，c(Pb2+)不變；往平衡體系中加入少量Sn(NO3)2固體后，平衡向左移動，c(Pb2+)變大；升高溫度，平衡體系中c(Pb2+)增大，平衡向左移動，說明該反應是放熱反應，即H0；25 時，該反應

22、的平衡常數K= =0.22/0.10=2.2，故D項正確。 4. 4.下圖是用于通過測定單位時間內產生氣體的體積來測量反應速率的裝置。 下列說法正確的是() A如果在分液漏斗中加入稀硫酸，在錐形瓶中加入純鋅比加入粗鋅產生氣體快 B如果在分液漏斗中加入濃硫酸，在錐形瓶中加入粗鋅比加入純鋅產生氫氣快 C在錐形瓶中加入純鋅，在分液漏斗中加入稀硫酸比加入稀硫酸和少量硫酸銅產生H2速率快 D在錐形瓶中加入純鋅，在分液漏斗中加入稀硫酸和少量硫酸銅比加入稀硫酸產生H2速率快D 【解析】A選項中稀硫酸與鋅反應時，粗鋅與硫酸形成原電池反應而加快速率；B選項中是濃硫酸不管與粗鋅或是純鋅反應都不會產生氫氣；C和D選

23、項中稀硫酸與硫酸銅混合加入到鋅中，鋅會置換出銅而形成原電池，所以加快產生氫氣的速率。 5.鐵和鋁是兩種重要的金屬，它們的單質及化合物有著各自的性質。 (1)在一定溫度下，氧化鐵可以與一氧化碳發(fā)生下列反應： Fe2O3(s)+3CO(g) 2Fe(s)+3CO2(g) (2)Al(OH)3是兩性氫氧化物，其電離方程式為：(堿式電離)Al3+3OH- Al(OH)3 H+ +H2O(酸式電離)-2AlO 下列有關說法不正確的是() A(1)中該反應的平衡常數表達式為： K= B(1)中該溫度下，在2 L盛有Fe2O3粉末的密閉容器中通入CO氣體，10 min后，生成了單質鐵11.2 g。則10 m

24、in內CO的平均反應速率為0.015 mol/(Lmin) C(2)中欲使體系中Al(OH)3增加，可加入氫氧化鈉溶液 D(2)中欲使體系中Al3+濃度增加，可加入的物質是鹽酸C 【解析】(1)中只有CO(g)、CO2(g)是氣體，故反應的平衡常數表達式正確； 根據3CO(g)2Fe(s) 3 mol256 g 0.3 mol 11.2 g v(CO)= =0.015 mol/(Lmin) 因此A、B都正確。 (2)中Al(OH)3是兩性氫氧化物，其電離方程式為：(堿式電離)Al3+3OH- Al(OH)3 H+ +H2O(酸式電離)，從上可知，欲使Al3+濃度增大(平衡左移)，可加入強酸(鹽

25、酸、硫酸等)。Al(OH)3加入氫氧化鈉溶液將發(fā)生化學反應使Al(OH)3轉化為 ，所以C錯誤、D正確。-2AlO-2AlO0.3mol/ 2L10min 6.在一定溫度下的密閉容器中存在如下反應：2SO2(g)+O2(g) 2SO3(g)，已知c(SO2)始=0.4 mol/L，c(O2)始=1 mol/L，經測定該反應在該溫度下的平衡常數K=19，則此反應中SO2的轉化量為() A0.24 mol/L B0.28 mol/L C0.32 mol/L D0.26 mol/L催化劑C 【解析】 2SO2(g)+O2(g) 2SO3(g) 起始量(1 mol/L)0.4 1 0 變化量(1 mo

26、l/L) x 0.5x x 平衡量(1 mol/L)0.4x 10.5xx 由平衡常數的定義：K= = =19催化劑 7.(2011蚌埠統(tǒng)測蚌埠統(tǒng)測)超音速飛機尾氣中的NO會破壞臭氧層?？茖W家正在研究利用催化技術將尾氣中的NO和CO轉變?yōu)镃O2和N2，化學方程式如下：2NO+2CO=2CO2+N2H0為了測定在某種催化劑作用下的反應速率，在某溫度下用氣體傳感器測得不同時間的NO和CO濃度如表：催化劑請回答(以下各題均不考慮溫度變化對催化效率的影響)：(1)前2 s內的平均反應速率v(N2)=_。(2)在該溫度下，反應的平衡常數K=_。1.8810-4molL-1s-1 5000 (3)在一定條

27、件下，能夠說明該反應達到平衡狀態(tài)的標志是() A反應混合物各組分物質的量濃度相等 BNO、CO、CO2、N2分子數之比為2 2 2 1 C混合氣體的平均相對分子質量不變 D單位時間內消耗1 mol NO的同時，就有1 mol CO生成CD (4)達到平衡后下列能提高NO轉化率的是() A選用更有效的催化劑 B升高反應體系的溫度 C降低反應體系的溫度 D縮小容器的體積 (5)火箭推進器中盛有強還原劑液態(tài)肼(N2H4)和強氧化劑液態(tài)雙氧水。當它們混合反應時，即產生大量氮氣和水蒸氣，并放出大量的熱。已知0.4 mol液態(tài)肼與足量的液態(tài)雙氧水反應，生成氮氣和水蒸氣，放出256.652 kJ的熱量。該反

28、應的熱化學方程式是_。CD N2H4(l)+2H2O2(l)=N2(g)+4H2O(g)H=641.63 kJ/mol 【解析】(1)根據定義v=c/t，同時速率之比等于化學 計 量 數 之 比 ， 結 合 題 給 數 據 ， 所 以v(N2)=1/2v(NO)=1/2(1.0010-32.5010-4) molL-1/2 s=1.8810-4 molL-1s-1。(2)通過題給數據可以分析出，當反應進行到4 s時，各組分濃度保持一定，即反應達到平衡狀態(tài)，此時 K=c(N2) c2(CO2)/c2(NO) c2(CO)=(0.4510-3) (0.910-3)2/(1.0010-4)2 (2.

29、7010-3)2=5000。 (3)平衡狀態(tài)的判斷，平衡時各組分的濃度一定但不一定相等，故A錯；平衡時，分子數之比不一定等同于化學計量數之比，故B錯；因為M=m/n，同時該反應又是非等分子變化，當達到平衡時，氣體的分子數一定，則M也一定，故C正確；D項正確，因為對于同一物質來看，v正=v逆，要注意不同物質間速率的轉化。 (4)要提高NO的轉化率，則要促使平衡的正向移動，催化劑不能促使平衡的移動，只能影響反應速率，A錯；因為該反應的正反應為放熱反應，溫度升高，平衡逆向移動，NO的轉化率降低，B錯，C正確；縮小體系的體積，相當于增大體系的壓強，平衡向氣體分子數減小的方向移動即平衡正向移動，D正確。 (5)根據題給數據，計算出該反應的H=256.652 kJ/0.4 mol=641.63 kJ/ mol，同時要注意物質的聚集狀態(tài)。