速率常數(shù)的應用

1、速率常數(shù)的應用一. 知識補充1速率常數(shù)含義速率常數(shù)(k)是指在給定溫度下，反應物濃度皆為1 molL1時的反應速率。在相同的濃度條件下，可用速率常數(shù)大小來比較化學反應的反應速率?；瘜W反應速率與反應物濃度(或濃度的次方)成正比，而速率常數(shù)是其比例常數(shù)，在恒溫條件下，速率常數(shù)不隨反應物濃度的變化而改變。因此，可以應用速率方程求出該溫度下任意濃度時的反應速率。2速率方程一定溫度下，化學反應速率與反應物濃度以其計量數(shù)為指數(shù)的冪的乘積成正比。對于反應：aA(g)bB(g)gG(g)hH(g)則v正k正ca(A)cb(B)(其中k正為正反應的速率常數(shù))，v逆k逆cg(G)ch(H)(其中k逆為逆反應的速率

2、常數(shù))。如反應2NO2(g)2NO(g)O2(g)，v正k正c2(NO2)，v逆k逆c2(NO)c(O2)。3速率常數(shù)與化學平衡常數(shù)之間的關系一定溫度下，可逆反應：aA(g)bB(g)gG(g)hH(g)，達到平衡狀態(tài)時，v正k正ca(A)cb(B)，v逆k逆cg(G)ch(H)，因平衡時v正v逆，則k正ca(A)cb(B)k逆cg(G)ch(H)，eq f(k正,k逆)eq f(cg（G）ch（H）,ca（A）cb（B）)K二. 對應練習1已知在一定溫度下的可逆反應N2O4(g)2NO2(g)H0中，v正k正c(N2O4)，v逆k逆c2(NO2)(k正、k逆只是溫度的函數(shù))。若該溫度下的平衡

3、常數(shù)K10，則k正_k逆。升高溫度，k正增大的倍數(shù)_(填“大于”“小于”或“等于”)k逆增大的倍數(shù)?！敬鸢浮?0大于【解析】當反應達到平衡時，v正v逆，即 k正c(N2O4)k逆c2(NO2)，k正eq f(k逆c2（NO2）,c（N2O4）)k逆K10k逆；該反應是吸熱反應，升高溫度，平衡向正反應方向移動，k正增大的倍數(shù)大于k逆增大的倍數(shù)。2在容積均為1 L的密閉容器A(起始500 ，恒溫)、B(起始500 ，絕熱)兩個容器中分別加入0.1 mol N2O、0.4 mol CO和相同催化劑。實驗測得A、B容器中N2O的轉化率隨時間的變化關系如圖乙所示。（1）500 該反應的化學平衡常數(shù)K_(

4、用分數(shù)表示)。（2）實驗測定該反應的反應速率v正k正c(N2O)c(CO)，v逆k逆c(N2)c(CO2)，k正、k逆分別是正、逆反應速率常數(shù)，c為物質的量濃度。計算M處的eq f(v正,v逆)_(保留兩位小數(shù))?！敬鸢浮浚?）eq f(1,45)（2）1.69【解析】（1）圖乙中b曲線對應A容器中N2O的轉化率，達到平衡時N2O轉化率為25%，則有：N2O(g)CO(g)N2(g)CO2(g)起始濃度/(molL1) 0.10.4 0 0轉化濃度/(molL1) 0.025 0.025 0.025 0.025平衡濃度/(molL1) 0.075 0.375 0.025 0.025則500 時

5、該反應的化學平衡常數(shù)Keq f(c（N2）c（CO2）,c（N2O）c（CO）)eq f(0.0250.025,0.0750.375)eq f(1,45)。（2）由（1）分析可知，500 恒溫容器中達到平衡時，N2O(g)、CO(g)、N2(g)和CO2(g)的平衡濃度(molL1)分別為0.075、0.375、0.025、0.025，則有v正k正c(N2O)c(CO)k正0.0750.375，v逆k逆c(N2)c(CO2)k逆0.0250.025；達到平衡時v正v逆，則有k正0.0750.375k逆0.0250.025，據(jù)此可得eq f(k正,k逆)eq f(1,45)；M點對應的N2O的轉

6、化率為20%，此時N2O(g)、CO(g)、N2(g)和CO2(g)的濃度(molL1)分別為0.08、0.38、0.02、0.02，則有eq f(v正,v逆)eq f(k正0.080.38,k逆0.020.02)1.69。3甲烷水蒸氣的重整反應是工業(yè)制備氫氣的重要方式，其化學反應方程式為CH4(g)+H2O(g)CO(g)+3H2(g)。通過計算機模擬實驗，對4001200、操作壓強為0.1MPa條件下，不同水碳比(110)進行了熱力學計算，反應平衡體系中H2的物質的量分數(shù)與水碳比、平衡溫度的關系如圖所示。據(jù)模擬實驗可知，平衡溫度為900，水碳比為1.0時，H2的物質的量分數(shù)為0.6，CH4

7、的轉化率為_，其壓強平衡常數(shù)為_；反應速率方程為v=kp(CH4)p-1(H2)，此時反應速率=_(已知：氣體分壓=氣體的物質的量分數(shù)總壓，速率方程中k為速率常數(shù))。【答案】66.67% 4.32102(MPa)2 【解析】操作壓強為0.1MPa、平衡溫度為900條件下，水碳比為1.0時，H2的物質的量分數(shù)為0.6，設甲烷和H2O的物質的量均為amol，達化學平衡時，甲烷消耗x，則CH4的轉化率 已知：氣體分壓=氣體的物質的量分數(shù)總壓， ，,壓強平衡常數(shù)為；反應速率方程為v=kp(CH4)p-1(H2)，此時反應速率 。4航天員呼吸產生的CO2用下列反應處理，可實現(xiàn)空間站中O2的循環(huán)利用。Sa

8、batior反應：CO2（g）+4H2（g）CH4（g）+2H2O（g）水電解反應：2H2O（g）2H2（g）+O2（g）一種新的循環(huán)利用方案是用Bosch反應CO2（g）+2H2（g）C（s）+2H2O（g） H0代替Sabatier反應，再電解水實現(xiàn)O2的循環(huán)利用。350時，向體積為2L的恒容密閉容器中通入8molH2和4molCO2發(fā)生以上反應，若反應起始和平衡時溫度相同（均為350），測得反應過程中壓強隨時間的變化如表所示：時間/min0102030405060壓強6.00P5.60P5.30P5.15P5.06P5.00P5.00P350時Bosch反應的Kp=_（Kp為用氣體的分壓

9、表示的平衡常數(shù)，分壓=氣體的體積分數(shù)體系總壓）Bosch反應的速率方程：v正=k正c（CO2）c2（H2），v逆=k逆c2（H2O）（k是速率常數(shù)，只與溫度有關）。30min時，_（填“”“”或“=”）；升高溫度，k正增大的倍數(shù)_k逆增大的倍數(shù)。（填“”“”或“=”）【答案】 【解析】向體積為2L的恒容密閉容器中通入8molH2和4molCO2發(fā)生以上反應，結合三段式計算平衡狀態(tài)氣體物質的量，設達到平衡狀態(tài)消耗二氧化碳物質的量為x， 氣體壓強之比等于物質的量之比， ，得出x=2mol，則平衡下n(CO2)=2mol，n(H2)=4mol，P=5.00P，CO2%=20%，H2%=40%，H2O

10、%=40%， ；Bosch反應的速率方程： ，（k是速率常數(shù)，只與溫度有關）。30min時，圖表數(shù)據(jù)分析反應正向進行，v正v逆，則得到，反應為放熱反應，升高溫度，平衡逆向進行，v正v逆，k正增大的倍數(shù)k逆增大的倍數(shù)。5碘蒸氣存在能大幅度提高N2O的分解速率，反應歷程為：第一步I2(g)2I(g)(快反應)第二步I(g)+N2O(g)N2(g)+IO(g)(慢反應)第三步IO(g)+N2O(g)N2(g)+O2(g)+I2(g)(快反應)實驗表明，含碘時N2O分解速率方程v=kc(N2O)c(I2)0.5（k為速率常數(shù)）。下列表述正確的是_。AN2O分解反應中：k值與是否含碘蒸氣無關B第二步對總

11、反應速率起決定作用C第二步活化能比第三步小DIO為反應的中間產物【答案】BD 【解析】A.碘蒸氣存在能大幅度是高N2O的分解速率，根據(jù)題中信息k為有碘蒸氣存在時的N2O分解速率的速率常數(shù)，若沒有碘存在，k就沒有意義了，因此k的取值與碘蒸氣有關，故A錯誤；B.第二步反應慢，所以對總反應速率起決定作用，故B正確;C.第二步反應比第三步反應慢，說明第二步活化能大，故C不正確；D從總反應2N2O(g)2N2(g)+O2(g)來看IO在反應前沒有、反應后也沒有,故其為反應的中間產物,故D正確。6（1）已知2NO(g)+O2(g)-2NO2(g)H的反應歷程分兩步：2NO(g)N2O2(g)(快) H10

12、，v1正=k1正c2(NO)，v1逆=k1逆c2(N2O2) N2O2(g)+ O2(g) 2NO2(g)(慢) H2”、“”、“”或“=”)；一定條件下，2NO(g)+O2(g) 2NO2(g)達平衡后，升高到某溫度，再達平衡后v2正較原平衡減小，根據(jù)上述速率方程分析，合理的解釋是_。【答案】（1） 活化能越大，一般分子成為活化分子越難，反應速率越慢 （2）k1正.k2正/(k1逆.k2逆) 溫度升高，反應、的平衡均逆移，由于反應的速率大，導致c(N2O2)減小且其程度大于k2正和c(O2)增大的程度，使三者的乘積即v2正減小 【解析】（1）活化能越低，反應速率越快，為快反應，為慢反應，則活

13、化能大小為E1E2，判斷理由是：活化能越大，一般分子成為活化分子越難，反應速率越慢.（2）2NO（g）+O2（g）2NO2（g） 的平衡常數(shù)K=c2(NO2)/c(O2)c2(NO)，反應達到化學平衡時，v正=v逆，所以k1正c2（NO）=k1逆c2（N2O2），k2正c2（N2O2）c（O2）=k2逆c2（NO2），則有k1正k2正/k1逆k2逆=c2NO2c2N2O2cO2c2NOc2N2O2=c2NO2cO2c2NO =K，反應速率常數(shù)k隨溫度升高而增大，反應為放熱反應，溫度升高不利于反應正向進行，則v正v逆，所以若升高溫度后k2正、k2逆分別增大a倍和b倍，則ab，反應為快反應，溫度升

14、高，兩個反應均逆向移動，體系中c（N2O2）降低，影響v2正，導致v2正減小，可以解釋為：溫度升高，反應、的平衡均逆移，由于反應的速率大，導致c（N2O2）減小且其程度大于k2正和c（O2）增大的程度，使三者的乘積即v2正減小；7利用“合成氣”合成甲醇后，甲醇脫水制得二甲醚的反應為：2CH3OH（g）CH3OCH3（g） + H2O（g） H，其速率方程式為：v正= k正c2（CH3OH），v逆=k逆c（CH3OCH3）c（H2O），k正、k逆為速率常數(shù)且只與溫度有關。經查閱資料，上述反應平衡狀態(tài)下存在計算式：lnKc = 2.205+（Kc為化學平衡常數(shù)；T 為熱力學溫度，單位為K）。反應達

15、到平衡后，僅升高溫度，k正增大的倍數(shù)_ k逆增大的倍數(shù)（填“”、“”或“”）。【答案】pb(CO2)pa(CO2) 【解析】由速率方程表達式vkp(CH4)p(CO2)0.5可知，v與p(CO2)成反比例關系，p(CO2)越大，反應速率越小，所以pc(CO2)pb(CO2)pa(CO2)。9（1）Na2SO3的氧化分富氧區(qū)和貧氧區(qū)兩個階段，貧氧區(qū)速率方程為v=kca(SO32-)，富氧區(qū)反應速率方程v=kc(SO32-)c(O2)，k為常數(shù)。當溶解氧濃度為4.0mg/L，此時Na2SO3的氧化位于貧氧區(qū)時，c(SO32-)與速率數(shù)值關系如下表所示，則a=_。c(SO32-)10-33.655.

16、657.311.65V10610.224.540.8104.4由富氧區(qū)速率方程v=kc(SO32-)c(O2)，當其他條件不變時，SO32-、O2的濃度分別增大為原來的2倍，反應速率為原來的_倍。（2）兩個階段的速率方程和不同溫度的速率常數(shù)之比如下表所示。已知ln()=，R為常數(shù)，則Ea(富氧區(qū))_(填“”或“”)Ea(貧氧區(qū))。反應階段速率方程k(297.9K)/k(291.5K)富氧區(qū)v=kc(SO32-)c(O2)1.47貧氧區(qū)v=kca(SO32-)cb(O2)2.59【答案】（1） （2） 【解析】(1)利用表中數(shù)據(jù)，3.65與7.3，根據(jù)反應常數(shù)k不變及貧氧區(qū)速率方程可得=，解的a

17、=2；根據(jù)富氧區(qū)速率方程v=kc(SO32-)c(O2)，SO32-、O2的濃度分別增大為原來的2倍，k不變，則速率v為原來的4倍；(2)ln()隨Ea的增大而增大，富氧區(qū)中l(wèi)n()的值小于貧氧區(qū)，則Ea(富氧區(qū))Ea(貧氧區(qū))；10Burns和Dainton研究了反應Cl2(g)CO(g)COCl2(g)的動力學，獲得其速率方程v = kc(Cl2)3/2c(CO)m，k為速率常數(shù)（只受溫度影響），m為CO的反應級數(shù)。該反應可認為經過以下反應歷程：第一步：Cl22Cl 快速平衡第二步：Cl + COCOCl 快速平衡第三步：COCl + Cl2 COCl2 + Cl 慢反應下列表述正確的是_

18、（填標號）。ACOCl屬于反應的中間產物 B第一步和第二步的活化能較高C決定總反應快慢的是第三步 D第三步的有效碰撞頻率較大在某溫度下進行實驗，測得各組分初濃度和反應初速度如下：實驗序號c(Cl2)/molL-1c(CO)/molL-1v/molL-1s-110.1000.1001.210-220.0500.1004.2610-330.1000.2002.410-240.0500.0502.1310-3CO的反應級數(shù)m =_，當實驗4進行到某時刻，測得c(Cl2) = 0.010molL-1，則此時的反應速率v =_molL-1s-1（已知： 0.32）?！敬鸢浮緼C 1 3.810-5 【解

19、析】A根據(jù)反應歷程，COCl屬于反應的中間產物，故A正確；B第一步和第二步反應能夠快速達到平衡，說明反應容易進行，反應的活化能較低，故B錯誤；C反應的快慢由最慢的反應決定，因此決定總反應快慢的是第三步，故C正確；D第三步的反應較慢，說明有效碰撞頻率較小，故D錯誤；速率方程v = kc(Cl2)3/2 c(CO)m，根據(jù)表格數(shù)據(jù)，當c(Cl2)不變時，c(CO)增大1倍，反應速率增大1倍，說明v與c(CO)的一次方成正比，m=1，則1.210-2= k(0.100)3/2 (0.100)1，因此當k=，因此當c(Cl2) = 0.010 molL-1，v =(0.0100)3/2 (0.0100

20、)1molL-1s-1 =3.810-5 molL-1s-1。11（1）一步完成的反應稱為基元反應，只由基元反應構成的化學反應稱為簡單反應，兩個及以上基元反應構成的化學反應稱為復雜反應，復雜反應的速率取決（等）于慢的基元反應速率?；磻猘A+bB=cC+dD的速率方程為v=kca(A)cb(B)，其中k為速率常數(shù)。已知反應NO2+CO=NO+CO2 ，在不同溫度下反應機理不同。溫度高于490K時，上述反應為簡單反應，請寫出其速率方程_。溫度高于520K時，該反應是由兩個基元反應構成的復雜反應，其速率方程v=kc2(NO2)，已知慢的基元反應的反應物和產物為NO、NO2 、NO3，用方程式表示

21、反應歷程。第一步：_（慢反應）。第二步：_（快反應）。（2）N2O4(g) 2NO2(g) H =+57 kJmol1 該反應是高中和大學化學學習的經典素材。T1K時，向1L真空容器中加入1molN2O4 ，達到平衡時NO2的平衡產率為20%，則該溫度下的平衡常數(shù)K=_,達到平衡時吸收的熱量為_kJ。某溫度下，該反應達到平衡，NO2與N2O4的混合氣體總壓強為100KPa，密度為同狀態(tài)下氫氣密度的34.5倍，平衡常數(shù)KP=_KPa（用平衡分壓代替平衡濃度計算）。若v(N2O4)=k1c(N2O4) v(NO2)=k2c(NO2)，T2溫度下，若k1=k2 ，則T2_T1（填“高于”或“低于”）

22、。（3）復雜反應2NO(g)+O2(g)=2NO2(g)由兩個基元反應構成，2NO(g)=N2O2(g) （快速平衡）N2O2(g) +O2(g)=2NO2(g)（慢反應），已知快反應為放熱反應，其正、逆反應速率常數(shù)分別為k1和k2慢反應正、逆反應速率常數(shù)分別為k3和k4。若v正=kc2(NO)c(O2) 則k=_（用k1、k2、k3表示）；【答案】（1）v=kc(NO2)c(CO) 2NO2=NO+ NO3 NO3+2CO=NO+CO2 （2）0.2 11.4 50 高于 （3）K=k1k3/k2 【解析】（1）基元反應aA+bB=cC+dD的速率方程為v=kca(A)cb(B)，則溫度高于

23、490K時，簡單反應NO2+CO=NO+CO2的速率方程為v=kc(NO2)c(CO)溫度高于520K時，該反應是由兩個基元反應構成的復雜反應，根據(jù)速率方程v=kc2(NO2)可知，慢反應的反應物為NO2，結合產物氮氧化物可知，其慢反應為：2NO2=NO+ NO3，因總反應為NO2+CO=NO+CO2，則快反應為NO3+2CO=NO+CO2（2）設轉化的N2O4為x mol/L，則： 因達到平衡時NO2的平衡產率為20%，因理論上1mol/L N2O4產生NO2 2mol/L，若NO2平均產率為20%，則：，則x=，該溫度下的平衡常數(shù)K=；達到平衡時吸收的熱量為為標準焓變的20%，即57 kJ

24、mol120%=11.4 kJmol1；某溫度下，該反應達到平衡，NO2與N2O4的混合氣體總壓強為100KPa，密度為同狀態(tài)下氫氣密度的34.5倍，則混合氣體的摩爾質量為34.52g/mol=69g/mol,則：根據(jù)十字相乘法可知平衡后兩種氣體的物質的量之比n (NO2):n(N2O4)=23：23=1:1，因平衡NO2與N2O4的混合氣體總壓強為100KPa，平衡常數(shù)KP= =50 Kpa，若v(N2O4)=k1c(N2O4) v(NO2)=k2c(NO2)，T2溫度下，若k1=k2，則平衡產率為50%，與T1溫度相比，平衡向正反應方向移動，則T2 T1，（3）由基元反應aA+bB=cC+dD的速率方程為v=kca(A)cb(B)可知，快速平衡2NO(g)=N2O2(g)的正反應速率v快正=k1c2(NO)，逆反應速率v快逆=k2c(N2O2)，慢反應為N2O2(g)+O2(g)=2NO2(g)，則v慢正=