化学选择性必修1化学反应速率优秀同步练习题

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化学反应速率的表示方法
第1节
一、化学反应速率的概念与表示方法
1．化学反应速率的概念及其数学表达式
(1)概念。
化学反应速率是定量描述化学反应进行 的物理量。通常用单位时间内 的减少或 的增加来表示。
(2)数学表达式为v＝ eq \f(Δc,Δt)或v＝ eq \f(Δn,V·Δt)。
(3)单位常用 或 表示。
2．同一反应中不同物质的化学反应速率的表示
对任意一个化学反应mA＋nB===pY＋qZ，反应体系中各物质的浓度分别表示为c(A)、c(B)、c(Y)和c(Z)，则反应速率分别表示为v(A)＝ ，v(B)＝ ，v(Y)＝ ，v(Z)＝ 。
同一时间内，各物质浓度变化量之比等于 ，即Δc(A)：Δc(B)：Δc(Y)：Δc(Z)＝ ，所以v(A)：v(B)：v(Y)：v(Z)＝ 。
3．化学反应速率的计算
(1)进行化学反应速率计算的依据。
①利用反应速率的定义式v＝ eq \f(Δc,Δt)求算；
②利用化学反应中各物质的速率之比等于化学计量数之比的规律求算。
(2)进行化学反应速率计算的常用方法——三段式。
①写出有关反应的化学方程式；
②找出各物质的起始量、转化量、某时刻量；
③根据已知条件列方程计算。
例如，对于反应：mA(g)＋nB(g)===pC(g)＋qD(g)。起始时A的浓度为a ml·L－1，B的浓度为b ml·L－1。反应进行至t1 s时，A消耗了x ml·L－1，则反应速率可计算如下：
mA(g)＋nB(g)===pC(g)＋qD(g)
eq \(\s\up11(起始浓度/),\s\d4(（ml·L－1）)) a b 0 0
eq \(\s\up11(转化浓度/),\s\d4(（ml·L－1）)) x eq \f(nx,m) eq \f(px,m) eq \f(qx,m)
eq \(\s\up11(最终浓度/),\s\d4(（ml·L－1）)) a－x b－ eq \f(nx,m) eq \f(px,m) eq \f(qx,m)
则v(A)＝ eq \f(x,t1) ml·(L·s)－1，v(B)＝ eq \f(nx,mt1) ml·(L·s)－1，v(C)＝ eq \f(px,mt1) ml·(L·s)－1，v(D)＝ eq \f(qx,mt1) ml·(L·s)－1。
(3)进行化学反应速率的计算时，需注意以下量的关系
①对反应物：c起始－c转化＝c某时刻；
②对生成物：c起始＋c转化＝c某时刻；
③转化率：α＝ eq \f(c转化,c起始)×100%。
4．化学反应速率的大小比较
(1)归一法。
依据化学反应速率之比等于化学计量数之比，将同一反应中的用不同物质表示的反应速率，转化成用同一种物质表示的反应速率，然后直接依据数值进行比较。
(2)比值法。
用各物质的量表示的反应速率除以对应各物质的化学计量数，然后再对求出的数值进行大小排序，数值大的反应速率快。例如：对于反应mA＋nBpC＋qD，若v(A)/m>v(B)/n，则反应速率A>B。
二、化学反应速率的测量
1．测定原理
根据化学反应速率表达式，实验中需要测定 反应物(或生成物)的浓度。
2．测定方法
(1)利用能够直接观察的某些性质测定，如通过测量释放出一定体积的气体的 来测定反应速率，或测量一定时间内气体压强的变化来测定反应速率。
(2)利用科学仪器测量出的性质进行测定，如颜色的深浅、光的吸收、光的发射、导电能力等。
(3)在溶液中进行的反应，当反应物或生成物本身有比较明显的颜色时，常常利用 和 间的比例关系来测量反应速率。
3.测量化学反应速率时，常采用的方法
(1)对于有气体生成的反应：可测定 。
(2)对于有固体参加的反应，可测定 。
(3)对于有酸碱参与的反应，可测定 。
(4)对于有颜色变化的反应，可测定 。
(5)对于有沉淀生成的反应，可测定 。
第2节
影响化学反应速率的因素
一、浓度对化学反应速率的影响
1.内因
在相同条件下，反应速率首先是由反应物 决定的。
2.浓度对化学反应速率的影响
其他条件相同时，增大反应物的浓度，反应速率 ；减小反应物的浓度，反应速率
3.理论解释
(1)碰撞理论——化学反应的微观条件
①活化分子：化学反应中，能量较高、有可能发生 的分子。
②活化能：活化分子的平均能量与所有分子的平均能量之差。
③用碰撞理论理解化学反应的过程
④有效碰撞与化学反应速率的关系
有效碰撞的频率越高，则反应速率 。
(2)基元反应
①概念
为了简化化学反应研究的模型，我们重点考查最简单的化学反应，即反应物分子经过 就转化为 分子的反应，也称为基元反应。
②基元反应的活化能与反应速率的关系
每个基元反应都有对应的 ，反应的活化能越大，活化分子所占比例 ，有效碰撞的比例也就 ，化学反应速率 。
(3)浓度对化学反应速率的微观解释
反应物浓度增大→单位体积内活化分子数目 →单位时间内有效碰撞几率 →反应速率 ；反之，反应速率减慢。
二、压强对化学反应速率的影响
1.研究对象——气体模型的理解
对于气体来说，在一定温度下，一定质量的气体所占的体积与压强成反比。
对于有气体参加的反应，在密闭容器中保持温度不变时，增大压强，气体体积 ，反应物浓度 ，化学反应速率 。
2.微观解释
增大压强→气体体积减小→反应物浓度增大→单位体积内活化分子数 →单位时间内有效碰撞几率 →反应速率 ；反之，反应速率 。
三、温度对化学反应速率的影响
1.影响规律：其他条件相同时，升高温度，化学反应速率 ；降低温度，化学反应速率 。经验规律，一般温度每升高10 K，反应速率可增加2～4倍。
2.微观解释
反之，反应速率 。
四、催化剂对反应速率的影响
1.影响规律：当其他条件不变时，使用催化剂，化学反应速率 。FeCl3、MnO2对H2O2的分解都有催化作用，都能加快H2O2的分解速率。
2.用过渡态理论解释催化剂使化学反应速率增大
(1)过渡状态理论简介：反应物转化为生成物的过程中要经过能量较高的 。如图所示：Ea是正反应的 ，E′a 是逆反应的活化能。
(2)过渡态理论对催化剂影响化学反应速率的解释：
使用催化剂→改变了反应的路径(如图)，反应的活化能 →活化分子的百分数 →反应速率 。
第3节
化学反应的方向
一、自发过程和自发反应
1．自发过程
(1)含义：在一定条件下，不用借助 就可以 的过程。
(2)特点
①能量角度：体系趋向于从高能状态转变为 状态(体系对外部 或者 热量)。
②混乱度角度：在密闭条件下，体系有从 自发转变为 的倾向。
2．自发反应
(1)定义：在一定温度和压强下，无需外界帮助就能自动进行的化学反应。
(2)自发反应的特征。
①具有 ，即反应的某个方向在一定条件下是自发的，则其逆反应在该条件下肯定不自发。
②体系趋向于从 状态转变为 状态。
③体系趋向于从 体系转变为 体系。
二、化学反应自发进行的判断依据
1.化学反应的自发性与反应焓变的关系
(1)放热反应：绝大多数都能 ，且反应放出的热量 ，体系能量 得越多，反应越完全。
(2)吸热反应：有些也能自发进行。
结论：反应的焓变是影响化学反应能否自发进行的因素之一。
2.反应熵变与反应方向
(1)熵
①定义：衡量一个体系 的物理量，其符号为 。
②特点：混乱度越大，体系越无序，体系的熵值就 。
③熵的比较
a.同一物质：S(高温 S(低温)；S(g) S(l) S(s)。
b.相同条件下的不同物质：分子结构越复杂，熵值 。
c.S(混合物) S(纯净物)。
(2)熵变
①定义：反应前后体系 的变化，记为ΔS。
②计算式：ΔS＝ 。
③熵增或熵减的判断
a.物质由固态到液态、由液态到气态或由固态到气态的过程，ΔS 0，是熵 的过程。
b.气体体积增大的反应，熵变通常都是ΔS 0，是熵 的反应。
c.气体体积减小的反应，熵变通常都是ΔS 0，是熵 的反应。
(3)熵变与反应方向
①熵 有利于反应的自发进行。
②某些熵 的反应在一定条件下也能自发进行。
结论：反应的熵变是与反应能否自发进行有关的一个因素，但 唯一因素。
3.焓变、熵变与反应的方向
在 、 一定的条件下，自发反应总是向ΔH－TΔS 0的方向进行。
ΔH－TΔS0，反应不能自发进行。
第4节
化学平衡状态
一、可逆反应
1.定义
在相同条件下，既能向 方向进行，同时又能向 方向进行的反应。
2.表示方法
可逆反应方程式用“”连接，把从左向右进行的反应称为 ，把从右向左进行的反应称为 。
3.特点
(1)同一条件下，正反应和逆反应 。
(2)反应 进行到底，反应物 实现完全转化。
(3)反应体系中，与化学反应有关的各种物质 。
(4)反应达到限度时，反应 。
二、化学平衡状态
1.化学平衡的建立
(1)化学平衡的建立过程。
(2)化学平衡建立的浓度—时间图像和速率—时间图像。
2.化学平衡状态
当外界条件不变时，可逆反应进行到一定程度，反应物和生成物的 不再随时间而发生变化，称之为化学平衡状态。
3.化学平衡状态的特征
4.化学反应达到平衡状态的判断方法
1．直接标志
(1)v正＝v逆
①同一种物质的生成速率等于 ；
②在化学方程式同一边的不同物质的生成速率和消耗速率之比等于 ；
③在化学方程式两边的不同物质的生成(或消耗)速率之比等于 。
(2)各组分的浓度保持一定
①各组分的浓度 时间的改变而改变；
②各组分的质量分数、物质的量分数、体积分数 时间的改变而改变。
2.间接标志——“变量不变”
(1)反应体系中的总压强不随时间的改变而变化(适用于反应前后气体分子数不等的反应)。
(2)对于反应混合物中存在有颜色物质的可逆反应，若体系中颜色不再改变，则反应达到平衡状态。
(3)根据平均摩尔质量(即平均相对分子质量)计算公式M＝eq \f(m(气总),n(气总))，若M在反应过程中是一变量，则平均摩尔质量(平均相对分子质量)保持不变，反应达到平衡状态。
(4)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量相等。
第5节
化学平衡常数
一、化学平衡常数
1.定义式
对于可逆反应：aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)，在一定温度下，反应达到平衡后，将各物质的物质的量浓度代入表示式K＝ ，得到的结果是一个定值，称为该反应的化学平衡常数。
2.意义
K值越大，反应进行的程度 ，反应物转化率 。一般地，K＞105时，认为该反应进行得就基本完全了。
3.影响因素
K只受 影响，与反应物和生成物的浓度无关。
固体、 、水溶液中 的浓度可视为定值，其浓度不列入平衡常数表达式中。
4.化学平衡常数表达式与化学方程式的书写有关。
若反应方向改变、化学计量数等倍扩大或缩小，化学平衡常数也会改变。
已知两反应的平衡常数分别为K1、K2。
①若两反应互为逆反应，则 。
②若两反应的反应物和生成物相同，反应1的系数是反应2的n倍，则 。
③若两反应相加，则总反应的平衡常数 。
④若两反应相减，则总反应的平衡常数 。
二、平衡转化率
1.定义
某一反应物的平衡转化率α等于该物质在反应中 (如物质的量、物质的量浓度等)与该物质 的比值。
2.表达式
平衡转化率α＝
对于反应aA＋bBcC＋dD，反应物A的平衡转化率为α(A)＝ ，式中c0(A)和c(A)分别表示A的初始浓度和A的平衡浓度。
3.意义
反应的平衡转化率能表示在一定温度和一定起始浓度下反应进行的限度。
第6节
化学平衡的移动
一、化学平衡的移动
1.定义
当平衡体系条件改变时，原有平衡状态被破坏，一段时间后会达到新的平衡状态。从一个平衡状态变为另一个平衡状态，称为化学平衡的移动。
2.化学平衡移动的方向
条件改变eq \b\lc\{(\a\vs4\al\c1(若v正＝v逆，平衡不移动；,若v正>v逆，平衡向正反应方向移动；,若v正v′(逆)，说明t1时刻改变的条件是 ，使v′(正)突变，平衡正向移动。
图像Ⅱ中，v′(正)渐变，v′(逆)突变，t1时刻图像中有一条线是连续的，且v′(正)>v′(逆)，说明t1时刻改变的条件是 ，使v′(逆)突变，平衡正向移动。
(2)“断点”类v-t图——温度(或压强)对化学反应速率的影响
图像Ⅰ中，v′(正)、v′(逆)都是突然增大的，t1时刻，图像中出现了“断点”，且v′(正)>v′(逆)，平衡正向移动，说明该反应的正反应是 ，改变的外界条件是 。
图像Ⅱ中，v′(正)、v′(逆)都是突然变小的，t1时刻，图像中出现了“断点”，且v′(正)>v′(逆)，平衡正向移动，说明该反应的正反应是 ，改变的条件是 。
(3)“平台”类v-t图——催化剂(或压强)对化学反应速率的影响
图像中v′(正)、v′(逆)都是突然增大，且增大的程度相同，t1时刻，图像中出现了“平台”，化学平衡不发生移动，改变的条件是使用了 。
(4)速率－温度(压强)图
这类图有两种情况：一是不隐含时间因素的速率－时间图，二是隐含时间变化的速率－时间图。以2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g) ΔHT1)、压强较大(如图Ⅱ中p2>p1)或使用了催化剂(如图Ⅲ中a使用了催化剂)。
Ⅰ.表示T2>T1，温度升高，生成物C的百分含量降低，平衡逆向移动，说明正反应是放热反应。
Ⅱ.表示p2>p1，压强增大，反应物A的转化率减小，平衡逆向移动，说明正反应是气体分子数目增大的反应。
Ⅲ.生成物C的百分含量不变，说明平衡不发生移动，但反应速率a>b，故a使用了催化剂；也可能该反应是反应前后气体分子数目不变的可逆反应，a增大了压强(压缩体积)。
（2）“定一议二”
在化学平衡图像中，讨论三个量之间的关系，先确定其中一个量(看曲线趋势或作辅助线)，再讨论另两个的关系，从而得到反应热或气体分子数信息。
二、等效平衡
1.等效平衡含义
在一定条件(恒温恒容或恒温恒压)下，同一可逆反应，不管是从正反应开始，还是从逆反应开始，或是从既有反应物又有生成物的状态开始，在达到化学平衡状态时，只要任何相同组分的百分含量(体积分数、物质的量分数或质量分数等)相同，这样的化学平衡互称等效平衡。等效平衡可分为“全等效”平衡和“相似等效”平衡。
2.对等效平衡概念的理解
(1)只要是等效平衡，达到平衡状态时 。
(2)外界条件相同： 。
(3)平衡状态只与 有关，而与途径无关。
如无论反应从正反应方向开始，还是从逆反应方向开始；投料是一次还是分成几次；反应容器是经过扩大—缩小，还是缩小—扩大的过程，都可运用“一边倒”的方法回到起始的状态进行比较。
3.等效平衡的类型
可逆反应
改变压强对平衡的影响
增大压强
减小压强
N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)
N2O4(g)2NO2(g)
FeO(s)＋CO(g)Fe(s)＋CO2(g)
化学平衡
aA＋bBcC＋dD(A、B、C、D均不是固体或纯液体物质)
浓度变化
增大反应物
浓度
减小反应物
浓度
增大生成物
浓度
减小生成物
浓度
反应速率变化
v正瞬间增大后逐渐减小，v逆先不变后增大
v正瞬间减小后逐渐增大，v逆先不变减小
v逆瞬间增大后逐渐减小，v正先不变后增大
v逆瞬间减小后逐渐增大，v正先不变后减小
平衡移动方向
正反应方向
逆反应方向
逆反应方向
正反应方向
v-t图像
影响
规律根据浓度变化判断：
在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减小生成物的浓度，都可以使化学平衡向正反应方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使化学平衡向逆反应方向移动
计量数关系
a＋b＞c＋d
a＋b＜c＋d
a＋b＝c＋d
体系压强的变化
增大压强
减小压强
增大压强
减小压强
增大压强
减小压强
反应速率变化
v正、v逆同时增大，且v′正＞v′逆
v正、v逆同时减小，且v′逆＞v′正
v正、v逆同时增大，且v′逆＞v′正
v正、v逆同时减小，且v′正＞v′逆
v正、v逆同时增大，且v′正＝v′逆
v正、v逆同时减小，且v′正＝v′逆
平衡移动方向
正反应方向
逆反应方向
逆反应方向
正反应方向
不移动
不移动
v-t图像
规律总结
(1)对于有气体参加的可逆反应，当达到平衡时，在其他条件不变的情况下，增大压强(减小容器的容积)，平衡向气态物质减少的方向移动；减小压强(增大容器的容积)，平衡向气态物质增多的方向移动。
(2)对于反应前后气体的总体积没有变化的可逆反应，改变压强，平衡不移动
化学平衡
aA＋bBcC＋dDΔH＞0
aA＋bBcC＋dDΔH＜0
体系温度的变化
升高温度
降低温度
降低温度
升高温度
反应速率变化
v正、v逆同时增大，且v′正＞v′逆
v正、v逆同时减小，且v′正＜v′逆
v正、v逆同时减小，且v′正＞v′逆
v正、v逆同时增大，且v′正＜v′逆
平衡移动方向
正反应方向
逆反应方向
正反应方向
逆反应方向
v-t图像
规律总结
在其他条件不变的情况下，升高温度，平衡向吸热反应方向移动；降低温度，平衡向放热反应方向移动
类型
全等效平衡
相似等效平衡
条件
恒温恒容
恒温恒容
恒温恒压
反应的特点
反应前后气体分子数目不相等的可逆反应
反应前后气体分子数目相等的可逆反应
任何可逆反应
起始投料
通过可逆反应的化学计量数之比换算为化学方程式同一边物质，其“量”相同
通过可逆反应的化学计量数之比换算为化学方程式同一边物质，其“量”符合同一比例
平衡特点
质量分数(w)
相同
相同
相同
浓度(c)
相同
成比例
相同(气体)
物质的量(n)
相同
成比例
成比例