概念反應進行的快慢

一、概念：反應進行的快慢二、表示方法1、定性：根據(jù)現(xiàn)象出現(xiàn)的時間順序來判斷2、定量：根據(jù)單位時間內反應物或生成物

濃度變化來計算。②單位：由濃度的單位和時間的單位決定。

mol/(L·h)、mol/(L·min)、mol/(L·S)等V=△Ct=△nVt①表達式：§1—1化學反應速率②各物質表示的速率比等于該反應方程式的系數(shù)比等于變化濃度比或變化物質的量比。

V=△Ct=△nVtV(N2)V(H2)VV(NH3)0.10.30.2均用N2表示時0.10.10.1③同一反應的速率用不同的物質表示時，數(shù)值可能不同，但意義相同。三、注意點①化學反應速率是平均速率，而不是瞬時速率。⑤速率不取負值例題：在500

ml的密閉容器中裝入4.8gO2和足量木炭，燃燒10s后O2為3.2g，求10s

內O2的反應速率。

V=△Ct=△nVt=4.8/32-3.2/320.5×10=0.01mol/(L·s)四、影響因素（一）內因：反應物本身的性質（決定因素）④不能用單位時間內質量變化或物質的量變化來計算反應速率。（二）外因：濃度、壓強、溫度、催化劑等（影響因素）1、濃度注意：①不是任何物質的濃度都可改變。②固體物質間的反應只與接觸面積有關，用量的改變對反應速率無影響。

反應物濃度增大時，單位體積內分子數(shù)增多，活化分子數(shù)也相應增多，單位時間內有效碰撞次數(shù)越多，反應速率就增大。2、壓強注意：①改變壓強，對反應速率產生影響的根本原因是引起反應體系中各種物質的濃度改變。②壓強只能改變氣態(tài)物質的濃度增大壓強時，單位體積內氣體分子數(shù)增大，即增大反應物濃度，故反應速率增大。

升高溫度時，反應物分子的能量增加，使部分能量較低的分子變成活化分子，單位體積內活化分子數(shù)增多，單位時間內有效碰撞次數(shù)增多，反應速率增大。3、溫度4、催化劑：能改變反應速率，而本身的質量和化性在反應不變。注意：①催化劑容易中毒，必須凈化原料

②絕大多數(shù)反應需要使用催化劑

③催化劑參與了反應，反應后又恢復原子狀。使用催化劑時，反應所需能量降低，使更多的分子變成活化分子，單位體積內活化分子數(shù)大大增多，單位時間內有效碰撞次數(shù)增多，反應速率成千成萬增大。四、碰撞理論：有效碰撞和活化分子要點：1、活化分子的碰撞不一定都是有效碰撞。2、活化分子數(shù)越多，有效碰撞次數(shù)越多，反應速率越快。單位體積內活化分子數(shù)與單位體積內反應物分子總數(shù)成正比。§1—2化學平衡一、化學平衡狀態(tài)①逆：研究對象可逆反應。②等：Ｖ(正)＝V(逆)≠O。③動：化學平衡是動態(tài)平衡。④定：各組分的濃度一定。⑤變：改變條件，平衡隨之改變。⑥同：反應條件相同，起始濃度按方程式系數(shù)經折算后相等，則達到同一平衡狀態(tài)。①定義：同一條件、同時進行2NaHCO3==Na2CO3+CO2↑+H2O△Na2CO3+CO2+H2O==2NaHCO3I2+H22HI△S+H2H2S△∨××可逆反應②特征：不能進行到底,反應物和生成物共存。③反應程度的表示方法——轉化率、產率。反應物的轉化率（α）反應物的轉化量該反應物起始量×100%＝產物的產率＝產物的實際量該產物的理論量×100%V(N2)∶V(NH3)∶V(H2)=1∶3∶2V(N2)=V(NH3)=V(H2)V正(N2)=V逆(N2)V正(H2)=V逆(H2)V正(NH3)=V逆(NH3)（Ｖ(正)＝V(逆)是對同一物質而言）N2+3H2

2NH3CO

+H2OCO2

+H2(1)0.10.10

0(2)00

0.1

0.1即：0.1

0.1

0

0(3)0.075

0.075

0.025

0.025即：0.10.1

0

0同一平衡狀態(tài)二、化學平衡常數(shù)CO

+H2O(g)CO2

+H2K=[CO2][H2][CO][H2O]800℃時=1.02、K越大，反應進行的程度越大，反應物的轉化率。1、溫度一定時，K不隨反應物或生成物濃度的改變而改變。一定溫度下，平衡向右移動，V正＞V逆，反應物轉化率增大，生成物濃度增大，平衡常數(shù)不變。3、對于一般反應：

mA+nBpC+qDK=mn[A][B][C][D]pq注意：①固體或純液體的濃度是一個常數(shù)，視作1。CO2+C2COH2OH++

OH_N2+3H2

2NH3②表達式中各物質的濃度是平衡濃度?！?—3影響化學平衡的條件一、濃度增大某一反應物的濃度，溶液顏色加深FeCl3+KSCN

Fe(SCN)3+3KCl

血紅色硫氰化鉀平衡向正反應方向移動結果該反應物的濃度減小速率時間V正V逆平衡1平衡2V正V逆加液二、壓強增大體系的壓強，混合氣體的顏色先變深后變淺平衡向氣體分子數(shù)減小的方向移動結果體系的壓強減小2NO2N2O4無色紅棕色速率時間V正V逆平衡1平衡2V正V逆加壓三、溫度升高體系的溫度，混合氣體的顏色加深平衡向吸熱方向移動結果體系的溫度降低2NO2N2O4+57Kj無色紅棕色速率時間V正V逆平衡1平衡2V逆V正升溫四：勒沙特列原理（平衡移動原理）1、定義：如果改變影響平衡的一個條件，平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動2、注意：①必須針對平衡狀態(tài)改變條件（而不是非平衡狀態(tài)）。②改變的條件只能有一個（而不能有兩個或兩個以上）。③平衡移動的結果是要減弱（而不是抵消！）外界條件的影響④適用于一切可逆過程（物理的或化學的）所達到的平衡狀態(tài)。溶解平衡：化學平衡：電離平衡：水解平衡：溶解與結晶或逸出（初中）可逆反應（本章）電離與結合水解與中和（屬于化學平衡）下章⑤、催化劑對平衡無影響速率時間V正V逆平衡1平衡2V逆=V正使用催化劑正、逆反應的速率都增大，且增大的幅度相等平衡不移動（但平衡時間縮短）⑥壓強對某些平衡也無影響A.I2+H22HI△增大體系的壓強平衡不移動（顏色加深，速率加快）但濃度增大，速率時間V正V逆平衡1加壓V逆=V正B.FeCl3+KSCN

Fe(SCN)3+3KCl

血紅色硫氰化鉀增大體系的壓強平衡不移動溶液體積不變濃度不變速率不變思考：加KCl固體，平衡移動移動嗎？Fe3++3SCN-

Fe(SCN)3§1—4合成氨條件的選擇一、生產條件的選擇1、合成氨反應的原理：N2+3H2

2NH3+92.4Kj特點：氣體分子數(shù)減小、放熱、可逆反應。⑴能加快反應速率；提高原料的利用率（理論）；⑵對設備條件要求不能太高（實際）。2、選擇原則：討論題⑴、為什么不采用盡可能高的溫度，而通常采用500℃左右？⑵、為什么不采用盡可能高的壓強，而通常采用200～500atm？⑶、使用鐵觸媒（主要成分是Fe）的原因？⑷、不斷補充N2和H2，并且及時從混合氣體中分離出NH3的原因？⑸、平衡右移，熱量如何變化？是否V正一定增大？⑹、1molN2和3molH2反應放出熱量是多少？500℃200～500atm鐵觸媒不斷補充N2和H2及時分離出NH33、合成氨的適宜條件：二、合成氨的簡要流程原料氣的制備凈化壓縮合成分離液氨（16％）冷凝沒有反應掉的N2和H2試用勒沙特列原理解釋下列事實：1、常溫下測得NO2的分子量大于46，加壓時分子量變大而顏色加深。2、鑒定NO2和Br2兩種氣體：H2O、AgNO3溶液、CCl4、用溫水加熱。3、Cu跟濃硝酸反應生成NO2，而跟稀硝酸反應生成NO。4、Cl2能用排飽和食鹽水或稀鹽酸的方法收集。5、氯水呈黃綠色，加入AgNO3溶液后褪色。6、加壓有利于氣體的溶解。7、氨水中加入NaOH固體可以制取NH3。在濃硫酸中滴加濃鹽酸可以制取HCl。8、CO2能用排飽和NaHCO3溶液的方法收集。9、在CaCl2溶液中通入CO2，無沉淀生成。但滴入少量氨水后，則有白色沉淀生成。10、加催化劑有利于氨的氧化。500℃比室溫更有利于合成氨反應。11、工業(yè)生產NH3、

HNO3、

H2SO4時是如何提高原料的轉化率？①N2∶

H2=1∶3，合成塔（200～500atm

）1molN2和3molH2反應工業(yè)上可制2molNH3②空氣過量，

接觸室[常壓：α(SO2)=97.5％]2SO2+O22SO3(g)N2+3H2

2NH3③空氣過量，

氧化爐[常壓]4NH3+5O24NO+6H2O4molFeS2工業(yè)上可制8molH2SO4，耗氧15mol，轉移電子60mol。4molNH3工業(yè)上可制4molHNO3，耗氧8mol，轉移電子32mol。解:過程分解法。①先設置一個過程，使達到同一平衡狀態(tài)；②再改變條件恢復原狀，看平衡如何移動。2NO2N2O4(1)V升1molN2O4(2)V升2molN2O4比較N2O4的體積分數(shù)？平衡時：N2O4的體積分數(shù)(2)＞(1)。規(guī)律1：在等容條件下，可逆反應的一邊只有一種物質時，增減該物質的用量，相當于壓強改變（而不能看成時濃度改變）。2NO2N2O4(1)V升92gN