化學反應速率與化學平衡

學習指南第一節(jié)化學反應速率第二節(jié)影響反應速率的因素第三節(jié)活化能第四節(jié)化學平衡第五節(jié)化學平衡的移動第六節(jié)反應速率與化學平衡的綜合應用習題習題參考答案本章重點

1.影響化學反應速率的因素及其應用2.化學平衡常數3.化學平衡的移動本章難點1.活化能理論2.影響化學平衡移動的因素及其化學平衡移動的應用第一節(jié)

化學反應速率

各種化學反應進行的快慢程度往往不相同。例如，酸堿中和反應、溶液中的某些離子反應瞬間即可完成。反應釜中乙烯的聚合過程則需幾小時或幾天。煤的形成更是一個緩慢的過程。表示方法：以單位時間內反應物或生物濃度變化的正值來表示。若反應A+B→Y+Z則反應速率的表示方法為△t表示時間間隔；△ci表示在△t時間間隔內i物質濃度的變化以i物質的濃度變化來表示的反應速度。單位：mol.L-1(s-1、min-1、h-1)平均速度例：在給定條件下，合成氨反應N2+3H2→2NH3起始濃度mol.L-1：1.03.002s后濃度mol.L-1：0.82.4

0.4請用不同物質的濃度變化表示該反應的速率。解：Mol.L-1.s-1Mol.L-1.s-1Mol.L-1.s-1瞬時速率平均速率的極限值即為在某時刻的瞬時速率lim△t→0N2O5在CCl4溶液中分解2N2O5=4NO2+O2

第二節(jié)影響反應速率的因素

化學反應速率的大小首先決定于反應物的本性。此外，還受濃度、溫度、催化劑等外界條件的影響。

一、濃度對反應速率的影響經驗速率方程1.元反應和非元反應一步就能完成的反應稱為元反應2.經驗速率方程式（質量作用定律）對于元反應，其反應速率與各反應物濃度冪的乘積成正比。濃度指數在數值上等于元反應中各反應物前面的化學計量數。這種定量關系可用一經驗速率方程(亦稱質量作用定律)來表示。例：aA+bB→yY+zZ(元反應）或其中：k:為用濃度表示的反應速率常數。k/:為用分壓表示的反應速率常數。注意：1、不同反應有不同的反應速率常數；（k與k/）2、k、k/是化學反應在一定溫度下的特征常數；3、對于確定反應，k值只與溫度、催化劑有關，而與反應物濃度無關。二、溫度對反應速率的影響T↑V↑；T↓V↓。

對多數反應，溫度升高10℃，反應速率增大2-4倍。

夏天的草莓腐敗的快對于每升高10℃，反應速度增大1倍的反應，100℃時的反應速率約為0℃時的210倍，即在0℃需要7天多才能完成的反應，在100℃只需10min左右。三、催化劑與反應速度1、催化劑：能顯著改變化學反應速度，而本身的組成、性質和質量在反應前后都不發(fā)生變化的物質。正催化劑：能加快化學反應速度的催化劑。負催化劑：能減慢化學反應速度的催化劑。2、催化劑的三大性能活性、選擇性、穩(wěn)定性選擇性：催化劑只能改變某特定反應速率，而抑制其它反應速率的性能C2H5OHAgAl2O3H2SO4550℃350℃140℃2CH3CHO+2H2CH2=CH2+H2OCH3CH2OCH2CH3例：由此可知：根據催化劑的選擇性，同一種原料可以選擇不同催化劑來生產多種產品。3、催化劑的中毒定義：由于少量雜質的影響，而使催化劑的活性、選擇性、穩(wěn)定性顯著降低的現象。分類：暫時性中毒（可逆中毒）永久性中毒（不可逆中毒）活性使用時間活性使用時間四、其它因素的影響接觸的面積、顆粒大小、攪拌速度、超聲波、紫外線、激光和高能射線等第三節(jié)活化能以上是在實驗基礎上歸納出的化學反應速率的宏觀規(guī)律。下面簡單介紹關于反應速率的理論，從物質分子的性質來解釋化學反應速率的變化規(guī)律。

一、碰撞理論活化能

分子運動論認為：分子、原子或離子之間要發(fā)生反應，必須相互碰撞。1、有效碰撞能發(fā)生化學反應的碰撞。發(fā)生有效碰撞的兩個條件碰撞時反應物分子必須有恰當的取向。反應物分子必須具有足夠的能量。登山動畫例：NO2（g)+CO(g)→NO(g)+CO2(g)2、活化分子具有足夠能量，能夠發(fā)生有效碰撞的的分子。3、活化能△N：能量在E-E+△E之間的分子數N：為分子總數：具有能量在E-E+△E的分子數占總分子數的百分數。Ea=E活化平均-E平均或：Ea=E活化-E平均討論1：活化能與反應速度的關系Ea↓：Ea↑：E活化↓，活化分子↑，有效碰撞↑V↑E活化↑

，活化分子↓，有效碰撞↓V↓結論：活化能越小，反應速率越大；活化能越大，反應速率越小。討論2：濃度、壓力、溫度是如何改變反應速率的？1、對于指定反應，在一定溫度下，反應物中活化分子的百分數一定；反應物濃度增大，活化分子數增加，有效碰撞數增加，反應速率增大。2、溫度升高，一方面是分子運動加快，碰撞次數增加，有效碰撞次數也隨之增加，進而反應速率增大。另一方面是反應物分子得到能量，使大量非活化分子得到能量后變成活化分子，增加有效碰撞次數，因而增大了反應速率。提問：壓力是如何改變反應速率的？二、過渡狀態(tài)理論

（活化配合物理論）

要點：以反應A+BC=AB+C為例EⅠ：反應物具有的勢能。EⅡ：生成物分子具有的勢能。Eac:活化配合物具有的勢能。Ea1=Eac–E(Ⅰ)Ea2=Eac–E(Ⅱ)△H=E(Ⅱ)–E(Ⅰ)討論3：催化劑改變化學反應速率的原因改變反應途徑，降低活化能。第四節(jié)化學平衡一、可逆反應與化學平衡1、可逆反應在一定條件下，能同時向正、逆兩個方向進行的反應。2、化學平衡※化學平衡的特點（1）化學平衡是動態(tài)平衡；（2）化學平衡是有條件的，當外界條件不變時，平衡會一直維持下去；（3）化學平衡可雙向達到。二、實驗平衡常數（經驗平衡常數）定義：可逆反應在一定溫度下達到平衡時，各生成物平衡濃度冪的乘積與反應物濃度冪的乘積之比為一常數。此常數為平衡常數。例aA+bBgG+hHKc:為濃度常數Kp:壓力常數課堂練習：證明已知：△V=g+h-(a+b)注意:1、當反應物為純液體或純固體時，其濃度均可看成“1”。2、當反應物為氣體時可用分壓表示。例：MnO2(S)+4HClMnCl2+Cl2(g)+H2O

三、標準平衡常數

標準平衡常數也稱熱力學平衡常數，以K一表示。1.標準平衡常數表達式

對于既有固相A，又有B和D的水溶液，以及氣體E和H2O參與的一般反應。提問：1）C一、P一分別等于多少？2）K一有無單位？2、書寫各應用平衡常數應注意的幾個問題1）平衡常數中的濃度或分壓必須是系統(tǒng)達到平衡時各物質的濃度和分壓。2）平衡常數與方程式的書寫方式有關，故必須指明是哪一反應的平衡常數。例：2SO2+O22SO3K1SO2+1/2O2SO3K23)反應式中若有固體，純液體、其濃度在平衡常數表達式中不必列出。4）K一是溫度的函數，使用時必須指明相應的反應溫度。3、平衡常數的意義

（1）衡量反應進行的程度；K一越大，說明反應越徹底。（2）判斷反應進行的方向；反應商反應在任一狀態(tài)下，生成物濃度冪的乘積與反應物濃度冪的乘積之比。用“Q”表示若反應為：aA+bBgG+hH討論：當Q>K一時，反應向逆反應方向進行；當Q<K一時，反應向正反應方向進行；當Q=K一時，反應處于平衡狀態(tài)例：確定NH3分解反應2NH3=N2+3H2在下列條件下的反應方向。（1）T=298.15KK一=1.6X10-6PNH3=PN2=101kPaPH2=1.01kPa(2)同（1）的總壓及溫度，nNH3=1.00mol,nN2=nH2=100mol解：（1）=9.9X10-7∵QP<K一∴反應正向進行(2)∵P=PNH3+PN2+PH2=101+101+1.01=203.01kPn=nNH3+nN2+nH2=100+100+1.00=201.00mol∴根據得QP>K一反應逆向進行課堂練習：已知①2NO+O22NO2的平衡常數為N2O4的平衡常數為②2NO2求③2NO+O2N2O4的平衡常數為解：=而③=①+②=ab5、多重平衡規(guī)則當幾個反應相加（減）得到總反應時，總反應的平衡常數為各反應的平衡常數的積（商）。在一個化學過程中若有多個平衡同時存在。并且一種物質同時參與幾種平衡，這種現象叫多重量平衡。4、多重平衡四平衡常數與平衡轉化率例：AgNO3和Fe（NO3）2兩種溶液會發(fā)生下列反應：Fe2++Ag+Fe3++Ag在25℃時，將AgNO3和Fe（NO3)2溶液混合，開始時溶液中Ag+和Fe2+離子濃度各為0.100mol·L－1達到平衡時Ag＋的轉化率為19.4％。求：（1）平衡時Fe2＋，Ag+和Fe3+各離子的濃度；（2）該溫度下的平衡常數。解：Fe2＋+Ag＋

Fe3++Ag起始濃度C0/mol·L-1

0.1000.1000變化濃度C變/mol·L-1-0.1×19.4％=-0.0194-0.1×19.4％=-0.01940.1×19.4％=0.0194平衡濃度C/mol·L-10.1-0.01940.1-0.01940.0194返回0.08060.0806結果：0.0194KΘ=2.99課堂練習反應NO2（g）+CO（g)CO2（g)+NO(g)在某溫度時，KΘ=9.0，若反應開始時，CO、NO2的濃度為3.0×10-2molL-1。求：（1）達到平衡時，各物質的濃度及轉化率；（2）反應開始時，四種物質的濃度均為3.0×10-2molL-1。平衡時各物質的濃度及轉化率。分析NO2（g）+CO（g)CO2（g)+NO(g)起始C0/mol·L-1轉化C變/mol·L-1平衡C/mol·L-1設達到平衡時有xmol·L-1的NO2轉化為NO3.0×10-23.0×10-200xxxx3.0×10-2-x3.0×10-2-xxx結果：（1）x=2.25×10-2mol·L-1

（2）x=1.5×10-2mol·L-1

第五節(jié)化學平衡的移動

因外界條件的改變而使可逆反應從一種平衡狀態(tài)向另一種平衡狀態(tài)轉變的過程叫做化學平衡的移動。外界條件濃度、溫度、壓力：一、濃度對化學平衡所影響T一定，C反反物↑或C生成物↓平衡向正反應方向移動結論：分析：在一定的溫度下，當可逆反應aA+bByY+zZ達到平衡時：①當增加反應物A或B的濃度時：<平衡向正反應方向移動隨著反應的不斷進行，CA、CB不斷減少，CY、CZ的不斷增加，到達一定時間，QC=建立了新的平衡。②當減少反應物A、B的濃度時：（減少生成物濃度呢？）>平衡向逆反應方向移動（增加生成物濃度呢？）例：在例2的平衡系統(tǒng)中，如再加入一定量的Fe2+，使加入后Fe2+濃度達到0.181mol·L-1，維持溫度不變。問（1）平衡將向什么方向移動？（2）再次建立平衡時各物質的濃度為多少？（3）Ag+總的轉化率為多少？解：（1）∵溫度不變，∴KΘ不變?yōu)?.99當加入Fe2+時；各離子的濃度為：由于Qc<KΘ故：平衡向右移動。Fe2＋+Ag＋

Fe3++Ag（2）起始濃度C0/mol·L-1

平衡濃度C/mol·L-10.1810.08060.0194設平衡時消耗的Fe2+濃度為xmolL-1

0.181-X0.0806-X0.0194+X解得：x=0.0139則：=0.181-0.0139=0.167molL-1=0.0806-0.0139=0.0667molL-1=0.0194+0.0139=0.0353molL-1（3）與例2比較：由此可知：增大反應物濃度，平衡向右移動，從而增大了某反應物的轉化率。二、壓力對化學平衡的影響壓力的變化對液態(tài)或固態(tài)反應的平衡影響甚微，但對有氣體參加的反應影響較大。例：下列反應在一密閉容器中達到平衡，維持溫度恒定aA(g)+bB(g)則：yY(g)+zZ(g)若將系統(tǒng)的體積縮小至原來的1/x(x＞1)則系統(tǒng)的總壓為原來的x倍各組分氣體的分壓也分別增至原來的x倍。==y+z-(a+b)=討論：1、當Δν>0時=y+z-(a+b)>即生成物的所體分子數大于反應物的氣休分子數平衡向逆反應方向進行（即向氣體分子數減少的方向移動）2、當Δν<0時即生成物的所體分子數小于反應物的氣休分子數<平衡向正反應方向進行（即向氣體分子數減少的方向移動）3、當Δν=0時即生成物的所體分子數等于反應物的氣休分子數=平衡不移動結論：(1)壓力變化只對反應前后氣體分子數有變化的反應平衡系統(tǒng)有影響；

(2)在恒溫下增大壓力，平衡向氣體分子數減少的方向移動；減小壓力，平衡向氣體分子數增加的方向移動。三、溫度對化學平衡的影響溫度對熱化學反應有影響。溫度主要是改變化學平衡常數而引起平衡移動。例：2SO2（g）+O2（g)2S03（g）ΔH=-197.7kJmol-1t/℃400425450475500525550575600KΘ43423813680.849.631.420.413.79.29溫度升高，平衡向逆反就方向進行（吸熱反應方向）結論：溫度