化学选修4 化学反应原理第二章 化学反应速率和化学平衡综合与测试学案

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二．表达式：（其中v表示反应速率，△c表示各反应物或生成物浓度变化的绝对值，△t表示时间变化）
单位：ml/（L·s），ml/(L·min）
注意：
1.表示一个化学反应的速率时，必须指明是用哪一种物质表示的。
2.同一反应中，用不同物质来表示在同一段时间内的反应速率时，数值可能相同可能不同，但是意义相同。
3.各物质的反应速率之比等于反应方程式中对应物质的化学计量数之比。
4.中学阶段，化学反应速率是平均速率，是标量，只有正值，而不是瞬时反应速率。
5.化学反应速率只适用于气体和溶液，而不适用于固体和纯液体（固体和纯液体浓度视为常数，始终不变）
三．有关计算：
1.
2.速度之比等于化学计量数之比
3.求一个物质的转化率：
4.三行分析法：例：
起始c/n
变化c/n 1 ： 3 ： 2
末态c/n
四．影响化学反应速率的因素
1.内因（主要因素）：反应物本身的性质
2.外因（次要因素）：
（1）浓度：其他条件不变，增大反应物浓度，反应速率增大，减小反应物浓度，反应速率减小。
（2）温度：其他条件不变时，升高温度反应速率增大，降低温度，反应速率减小。
（3）压强：对于气体反应体系，增大压强，反应速率的改变有以下几种情况：
恒温时：增大压强→体积缩小→浓度增大→反应速率加快
恒容时：充入气体反应物→总压增大→浓度增大→浓度增大→反应速率增大
充入惰性气体→总压增大，但各组分浓度不变→反应速率不变
恒压时：充入惰性气体→体积增大→各反应物的浓度减小→反应速率减小
（4）催化剂：分为正催化剂和负催化剂，可以改变化学反应速率。
（5）其他条件：原电池，反应物状态，光辐射等。
3.注意：
（1）若参加反应的物质为固体或液体，由于压强的变化对它们的浓度几乎无影响，可以认为反应速率几乎不变。
（2）压强对反应速率影响的前提是有气体参与反应。其实质是加压（体积缩小）是物质的浓度增大。若加压后体积不变，若加压后体积不变，则浓度不变，反应速率也不变（如体积一定时填充与反应无关的气体）。
五．活化分子碰撞理论
1.化学反应实质：原子重组或旧键断裂和新键形成（要通过碰撞实现）
2.有效碰撞的概念及条件：
定义：能发生化学反应的碰撞叫有效碰撞。
条件：合理取向、一定的能量
3.活化分子和能量
活化分子：能发生有效碰撞的分子，普通分子+活化能活化分子
能量：对某一反应，同一分子，其活化分子的能量大于普通分子。
（某种普通分子的能量可能大于另一种活化分子能量）
4.活化能及图像
（1）活化能：活化分子比普通分子所高出的能量。用于克服分子间的“排斥力”，破坏原子间的“结合力”。
（2）图像：
（3）几个注意：①活化能越小，普通分子变成活化分子越容易，活化能大小与△H无关。
②活化分子百分数=
③活化分子数变化，活化分子百分数不一定变化
④有效碰撞次数和反应速率受单位体积内活化分子数影响，即单位体积内活化分子数越大，有效碰撞次数越多，化学反应速率越大。
5.用活化分子碰撞理论解释4个外因对反应速率的影响
（1）浓度 浓度越大，例如从1ml/L增加到5ml/L，单位体积内活化分子数增加，活化分子百分数不变，有效碰撞次数增加，反应速率加快。
（2）压强 压强增大，相当于浓度增大，体积减小，活化分子百分数不变，但是单位体积内活化分子数增加，有效碰撞次数增加，反应速率加快。
（3）温度 温度升高，反应物分子获得能量，由普通分子变成活化分子，单位体积内活化分子数增加，活化分子百分数增加，有效碰撞次数增加，反应速率加快。
（4）催化剂 加催化剂降低反应所需的活化能，普通分子更容易变成活化分子，活化分子数增加，活化分子百分数增加，单位体积内活化分子数增加，有效碰撞次数增加，反应速率加快。
知识点二 化学平衡
一．可逆反应：在同一条件下，正反应方向和逆反应方向均能同时进行的化学反应。
1.可逆反应特特点：
（1）二同：正逆反应同时进行
（2）反应物的转化率始终不能达到100%，即反应物和生成物始终不能共存
（3）可逆反应能量变化互逆
（4）表示方法：可逆符号
2.常见的可逆反应：

二．化学平衡
1.定义：在一定条件下，当一个可逆反应进行到一定程度时，正反应速率与逆反应速率相等，反应混合物中各组分的浓度不再改变时的状态，即为化学平衡。
2.建立过程： v
v正
v逆 v正=v逆

t 0 t /s
反应开始时 c反最大，c生为0，v正最大，v逆为0
反应过程中 c反减小，c生增大，v正减小，v逆增大
反应平衡时 c反c正不再改变，v正=v逆
3.特征：
逆：只针对可逆反应
等：对于同一物质，v正=v逆
动：动态平衡，v正=v逆≠0
定：条件一定，各组分浓度一定，含量也一定
变：当影响平衡的外界条件发生改变，化学平衡就会被破坏
同：等效平衡（在新的条件下，建立新的平衡——发生化学平衡移动）
三．化学平衡状态的判断
以mA(g) + nB(g) pC(g)+ qD(g)为例：
1.直接标志：v正=v逆
速率关系：正反应速率与逆反应速率相等，即：A消耗速率与A的生成速率相等，A消耗速率与C的消耗速率之比等于m : p；
2.间接标志：变量不变（平衡前一直在改变的量，不再改变了）
例如：
①混合气体的总压强、总体积、总物质的量不随时间的改变而改变（m + n ≠ p + q）；
②各物质的浓度、物质的量，质量等不随时间的改变而改变；
③各气体的体积、各气体的分压不随时间的改变而改变；
④各组分的转化率不随时间的改变而改变；
⑤对于带颜色的气体或溶液参与的反应，当颜色不再改变时，即达到平衡；
⑥体系的温度不发生改变时，达到平衡
对于密闭容器中的可逆反应：mA(g) + nB(g) pC(g)+ qD(g)是否达到平衡还可以归纳如下表：
四．化学平衡的移动
1.概念：可逆反应中旧化学平衡被破坏，新化学平衡建立的过程叫化学平衡移动。移动的根本原因是v正≠v逆，移动的结果是v’正=v’逆。
2.化学平衡与反应速率的内在联系：
v正=v逆 化学反应达到平衡状态
v正>v逆 化学反应向正反应方向移动
V正3.外界条件对化学平衡影响的图像表示
（1）浓度：增大反应物浓度或减小生成物浓度，平衡向正反应方向移动；反之，则向逆反应方向移动，例如
注：固体，纯液体量的改变不引起化学平衡的移动；增大一种反应物浓度，可以提高另一种反应物的转化率，但该反应物的转化率会减小。
（2）压强：其他条件不变的情况下，增大压强，会使化学平衡向着气体体积缩小的方向移动；减小压强，会使化学平衡向着气体体积增大的方向移动。例如：aA(g）bB（g）
>：指a>b，即正反应为气体体积减小的方向
<：指a=：指a=b，即反应前后，气体体积不变
注意：①压强对化学平衡的影响必须是反应物或生成物中有气体，并且反应前后气体总体积有变化的可逆反应；
②充入惰性气体的两种情况：恒温恒容，向气体平衡体系中加入惰性气体，各组分浓度没发生变化，平衡不移动；恒温恒压，向气体平衡体系中加入惰性气体，容器体积增大，各组分浓度均变小，对于气体体积不等的可逆反应，平衡会向气体体积增大的方向移动。
（3）温度：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的方向移动；温度降低、会使化学平衡向着放热反应的方向移动。例如：aA(g）bB（g）（Q>0表示正反应放热，Q<0表示正反应吸热）
注意：增压，正逆反应速率均增大；降压，正逆反应速率均减小
升温，正逆反应速率均增大；降温，正逆反应速率均减小
（4）催化剂：催化剂能同等程度的改变v正和v逆，对化学平衡移动无影响，但能缩短达到平衡所用的时间。
五．化学平衡图像问题的解法
1.解题步骤：
（1）看图像，认清坐标系，搞清纵、横坐标所代表的意义，并与勒夏特列原理挂钩。所谓看图像，是指：一看轴（即横坐标和纵坐标的意义），二看点（即起点、折点、交点和终点），三看线（即线的走向和变化趋势），四看辅助线（如等温线、等压线、平衡线等），五看量的变化（如温度、浓度、压强、转化率、产率、百分含量等的变化趋势）等，这是解题的基础。
（2）做判断：根据图像中所表现的关系与所学规律相对比，做出符合题目要求的判断。
（3）思考原则：
①“定一议二”原则：勒夏特列原理只适用于一个条件的改变，所以图像中有多个变量时，先固定一个量，再讨论另外两个量的关系。
②“先拐先平”原则：对于同一化学反应在化学平衡图像中，先出现拐点的反应先达到平衡。
【平衡移动总结】勒夏特列原理：如果改变平衡状态的一个条件（温度、压强、浓度等），平衡就向着能够减弱这种改变的方向移动。
1.理解：条件的改变与移动的结果相反
2.不能用此原理解释的题型：
（1）不可逆的反应
（2）不移动的：加催化剂或者对△v=0的体系加压
（3）动的：未达到平衡的体系
（4）改变条件超过一个的：如N2+3H22NH3，恒压条件充入N2，相当于既改变了反应物浓度，又改变了体积（各组分浓度）。
知识点三 化学平衡常数
一．平衡常数
1.定义：一定条件下，可逆反应达到平衡状态时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值为一常数，这个常数为化学平衡常数。
如：对于反应mA+mBpC+qD
（纯液体，H2O等浓度视为1）
2.影响因素：k只与温度有关，k越大，反应越彻底。
3.强调：
（1）K是指给定的具体的反应，反应改变，k改变。
（2）反应方向改变，k改变。
（3）化学反应按计量数等倍扩大时，k改变。
4.K可确定焓变的正负：温度升高，k增大，说明正反应吸热，△H>0；
温度升高，k减小，说明正反应放热，△H<0。
5.K可以判断平衡移动的方向：若用任意状态的浓度幂之积的比值，成为浓度商，用Qc表示，与k比较，当
Qc Qc=k，反应处于平衡状态
Qc>k，反应向逆反应方向进行
知识点四 化学反应进行的方向
一．自发过程：在一定条件下，不借助外力，就可以自动进行的过程，成为自发过程。例如：水由高处向低处流的过程；热由高温物体传向低温物体的过程；墨水在水中的扩散等。自发过程若为化学反应过程则成为自发反应。
二．判断反应自发性的依据：
1.焓判据：放热反应（△H<0）过程中体系能量降低，因此具有自发进行的倾向。
并非所有自发进行的化学反应都是放热的，也有不少吸热反应在常温常压下也能自发进行，如盐类的水解等。说明反应的焓变不是决定反应能否自发进行的唯一因素。
2.熵判据
①熵：衡量一个体系混乱度的物理量，用符号S表示。单位为J/(ml·K)。
注：熵值越大，体系混乱度越大；
②在同一条件下，不同的物质有不同的熵值；
③同一物质的熵与其聚集状态及外界条件有关：S(g)>S(l）>S（s）。
④熵变：反应前后体系熵的变化叫做反应的熵变，用符号△S表示。
⑤熵判据（熵增原理）：体系有自发地向混乱度增加（即熵增）的方向转变的倾向，即在与外界隔离的体系中，自发过程将导致体系的熵增大，即熵变大于0。
有些熵减的反应（△S<0）的过程也能自发进行，例如-10℃的液态水就会自动结冰成为固态，这是熵减的过程，这说明反应的熵变也不是决定反应能否自发进行的唯一因素。
3.焓变与熵变对反应自发性的共同影响
反应自发性的判断依据：在一定条件下，化学反应能否自发进行，既与反应的焓变有关，也与反应的熵变有关。
大量研究表明，在温度，压强一定的条件下，化学反应的方向是反应的焓变和熵变共同影响的结果，即反应方向的判据为：△G=△H-T△S，△G<0，可自发进行，△G>0，不可自发进行（其中T=t+273.15，恒大于0）。
△H，△S以及T对反应自发性在某些情况下产生的具体影响：
（1）△H<0，△S>0，△G=△H-T△S<0，任何温度都可自发进行
（2）△H>0，△S<0，△G=△H-T△S>0，任何温度都不可自发进行
（3）△H>0，△S>0，△G=△H-T△S在低温时大于0，高温时小于0，故低温时不可自发进行，高温时可自发进行
（4）△H<0，△S<0，△H-T△S在低温时小于0，高温时大于0，故反应在低温时可自发进行，高温时不可自发进行。
注意：在判断反应的方向时，应该考虑用△H-T△S作为判据；
△H-T△S只能应用于温度，压强一定的条件下的化学反应自发性的判据；
过程的自发性只能用于判断过程的方向，不能确定过程是否一定会发生。
知识点五 等效平衡
1.概念：在相同条件下，同一可逆反应体系，不管从正反应开始，还是从逆反应开始都可以建立同一平衡状态，也就是等效平衡，还可以从中间状态（既有反应物也有生成物）开始，平衡时各物质的浓度对应相等。由于化学平衡状态与条件有关，而与建立平衡的途径无关因而，同一可逆反应，从不同状态开始，只要达到平衡时条件（温度，浓度，压强等）完全相同，则可形成等效平衡。
即：平衡时各个物质的百分含量分别相等的平衡状态叫等效平衡。
如，常温常压下，可逆反应： 2SO2 + O2 2SO2
①2ml 1ml 0ml
②0ml 0ml 2ml
③0.5ml 0.25ml 1.5ml
①从正反应开始，②从逆反应开始，③从正逆反应同时开始，由于①、②、③三种情况如果按方程式的计量关系折算成同一方向的反应物，对应各组分的物质的量均相等(如将②、③折算为①)，因此三者为等效平衡。
途径：从正反应开始；从逆反应开始；正、逆反应同时开始
分类：
规律口诀：恒温恒容条件下，气体体积有变化，极端折算要相同，其他情况成比例。
化学反应
mA(g) + nB(g) pC(g)+ qD(g)
是否平衡
混合物体系中各成分的含量
①各物质的物质的量或物质的质量分数一定
平衡
②各物质的质量或质量分数一定
平衡
③各气体的体积或体积分数一定
平衡
④总体积、总压强、总物质的量一定
不一定平衡
正、逆反应速率之间的关系
①在单位时间内消耗了m ml A，同时也生成了m ml A，
即v(正) ＝ v(逆)
平衡
②在单位时间内消耗了n ml B，同时也消耗了p ml C，
即v(正) ＝ v(逆)
平衡
③v(Ａ) : v(B) : v(C) : v(D) ＝ m : n : p : q ，v(正) 不一定等于v(逆)
不一定平衡
④在单位时间内生成了n ml B，同时也消耗了q ml D，即叙述的都是v(逆)
不一定平衡
压强
①其它条件一定、总压强一定，且m + n ≠ p + q
平衡
②其它条件一定、总压强一定，且m + n ＝ p + q
不一定平衡
混合气体的平均相对分子质量
①平均相对分子质量一定，且m + n ≠ p + q
平衡
②平均相对分子质量一定，且m + n ＝ p + q
不一定平衡
温度
任何化学反应都伴随着能量变化，当体系温度一定时
平衡
气体的密度
密度一定
不一定平衡
颜色
反应体系内有色物质的颜色稳定不变
平衡