高中化学奥林匹克竞赛辅导资料 第六章 化学反应速率与化学平衡
【竞赛要求】
反应速率基本概念。反应级数。用实验数据推求反应级数。一级反应积分式及有关计算（速率常数、半衰期、碳-14法推断年代等等）。阿累尼乌斯方程及计算（活化能的概念与计算；速率常数的计算；温度对速率常数影响的计算等）。活化能与反应热的关系。反应机理一般概念。推求速率方程。催化剂对反应影响的本质。标准自由能与标准平衡常数。平衡常数与温度的关系。平衡常数与转化率。利用平衡常数的计算。热力学分解温度（标态与非标态）。克拉贝龙方程及其应用（不要求微积分）。
【知识梳理】 一、化学反应速率
（一）反应速率及其表示方法
在化学反应中，某物质的浓度（物质的量浓度）随时间的变化率称反应速率。反应速率只能为正值，且并非矢量。
1、平均速率
用单位时间内，反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。
υ= t
c
??±
（7-1） 当△c 为反应物浓度的变化时，取负号；△c 为生成物浓度的变化时，取正号。如： 2 N 2O 5 → 4 NO 2 + O 2
反应前浓度/ mol ·dm
－3 2.10 0 0 100s 后浓度/ mol ·dm
－3
1.95 0.30 0.075
浓度变化(△c)/ mol ·dm
－3
– 0.15 0.30 0.075
变化所需时间 (△t)/s 100
52O N = –
t c O N ??5
2= –
100
15.0-= 1.5×10－3 mol ·dm －3·s －
1
υ2NO =
t
c NO ??2=
100
30.0= 3.0×10－3 mol ·dm －3·s －
1
υ
2O =
t
c O ??2=
100
075.0= 7.5×10－4mol ·dm －3·s －
1
显然，以上计算所得的反应速率是在时间间隔为△t 时的平均速率，他们只能描述在一定时间间隔内反应速率的大致情况。
2、瞬时速率
若将观察的时间间隔△t 缩短，它的极限是△t →0，此时的速率即为某一时刻的真实速率—— 瞬时速率：
对于下面的反应来说，a A+ b B = g G+ h H 其反应速率可用下列任一表示方法表示：
–
dt dc A ，– dt dc B ，dt dc G ，dt
dc
H 注意：这几种速率表示法不全相等，但有下列关系：
△t →0
υ瞬时 = lim （±
t c ??）= ±dt dc （7-2）
–
a 1
·dt dc A = –b 1·dt dc B = g 1·dt dc G = h 1·dt
dc H （7-3）
瞬时速率可用实验作图法求得。即将已知浓度的反应物混合，在指定温度下，每隔一定时间，连续取样分析某一物质的浓度，然后以c – t 作图。求某一时刻时曲线的斜率，即得该时刻的瞬时速率。 （二）反应速率理论简介
1、碰撞理论
化学反应的发生，总要以反应物之间的接触为前提，即反应物分子之间的碰撞是先决条件。 没有粒子间的碰撞，反应的进行则无从说起。看如下计算数据。有反应：
2HI （g ）→ H 2（g ）+ I 2（g ） 反应物浓度：10
－3
mol ·dm －
3（不浓）
反应温度：973 K
计算结果表明，每s 每dm 3的体积内，碰撞总次数为：3.5×1028次 计算反应速率为：υ= 3.5×1028/6.02×1023 = 5.8×104 mol ·dm －
3·s －
1
实际反应速率为：1.2×10－6
mol ·dm －
3·s －
1
相差甚远，原因何在？ （1）有效碰撞
看来，并非每一次碰撞都发生预期的反应，只有非常少非常少的碰撞是有效的。首先，分子无限接近时，要克服斥力，这就要求分子具有足够的运动速度，即能量。具备足够的能量是有效碰撞的必要条件。一组碰撞的反应物的分子的总能量必须具备一个最低的能量值，这种能量分布符合从前所讲的分布原则。用 E 表示这种能量限制，则具备 E 和 E 以上的分子组的分数为：
RT
E
e
f -
= （7-4）
其次，仅具有足够能量尚不充分，分子有构型，所以碰撞方向还会有所不同，如反应： NO 2 + CO = NO + CO 2 的碰撞方式有：
显然，(a) 种碰接有利于反应的进行，(b) 种以及许多其它碰撞方式都是无效的。取向适合的次数占总碰撞次数的分数用 p 表示。
若单位时间内，单位体积中碰撞的总次数为 Z mol ，则反应速率可表示为：
υ= Z p f （7-5）
其中 ，p 称为取向因子，f 称为能量因子。或写成：
υ = Z p RT
E e - （7-6）
（2）活化能和活化分子组
将具备足够能量（碰撞后足以反应）的反应物分子组，称为活化分子组。
从（7-6）式可以看出，分子组的能量要求越高，活化分子组的数量越少。这种能量要求称之为活化能，用 Ea 表示。Ea 在碰撞理论中，认为和温度无关。
Ea 越大，活化分子组数则越少，有效碰撞分数越小，故反应速率越慢。 不同类型的反应，活化能差别很大。如反应： 2SO 2 + O 2 = 2SO 3 Ea = 251 kJ ·mol －
1
N 2 + H 2 = 2NH 3 Ea = 175.5 kJ ·mol －
1
而中和反应：
HCl + NaOH = NaCl + H2O Ea≈20 kJ·mol－1
分子不断碰撞，能量不断转移，因此，分子的能量不断变化，故活化分子组也不是固定不变的。但只要温度一定，活化分子组的百分数是固定的。
2、过渡状态理论
（1）活化络合物
当反应物分子接近到一定程度时，分子的键连关系将发生变化，形成一中间过渡状态，以NO2 + CO = NO + CO2为例：
N—O 部分断裂，C—O 部分形成，此时分子的能量主要表现为势能。
称活化络合物。活化络合物能量高，不稳定。它既可以进一步发展，成为产物；也可以变成原来的反应物。于是，反应速率决定于活化络合物的浓度，活化络合物分解成产物的几率和分解成产物的速率。
过渡态理论，将反应中涉及到的物质的微观结构和反应速率结合起来，这是比碰撞理论先进的一面。然而，在该理论中，许多反应的活化络合物的结构尚无法从实验上加以确定，加上计算方法过于复杂，致使这一理论的应用受到限制。
（2）反应进程—势能图
应用过渡态理论讨论化学反应时，可将反应过程中体系势能变化情况表示在反应进程—势能图上。
以NO2 + CO = NO + CO2为例：
A 反应物的平均能量；
B 活化络合物的能量；
C 产物的平均能量
反应进程可概括为：
（a）反应物体系能量升高，吸收Ea；
（b）反应物分子接近，形成活化络合物；
（c）活化络合物分解成产物，释放能量Ea’。
Ea可看作正反应的活化能，是一差值；Ea’为逆反应的活化能。
由盖斯定律：①+ ②得NO2 + CO →NO + CO2
所以，△r H = △r H1 + △r H2 = Ea－Ea’
若Ea > Ea’，△r H> 0，吸热反应；若Ea < Ea’，△r H < 0，放热反应。
△r H是热力学数据，说明反应的可能性；但Ea是决定反应速率的活化能，是现实性问题。
在过渡态理论中，Ea和温度的关系较为明显，T升高，反应物平均能量升高，差值Ea要变小些。
（三）影响化学反应速率的因素
影响化学反应速率的因素很多，除主要取决于反应物的性质外，外界因素也对反应速率有重要作用，如浓度、温度、压力及催化剂等。
1、浓度对反应速率的影响
（1）基元反应和非基元反应
基元反应：能代表反应机理、由反应物微粒（可以是分子、原子、离子或自由基）一步直接实现的化学反应，称为基元步骤或基元反应。
非基元反应：由反应物微粒经过两步或两步以上才能完成的化学反应，称为非基元反应。在非基元反应中，由一个以上基元步骤构成的反应称为非基元反应或复杂反应。如复杂反应
H2 + Cl2 = 2HCl
由几个基元步骤构成，它代表了该链反应的机理：
Cl2 + M →2Cl·+ M
Cl·+ H2→HCl + H·
H·+ Cl2→HCl + Cl·
2Cl·+ M →Cl2 + M
式中M表示只参加反应物微粒碰撞而不参加反应的其他分子，如器壁，它只起转移能量的作用。
（2）反应分子数
在基元步骤中，发生反应所需的最少分子数目称为反应分子数。根据反应分子数可将反应区分为单分子反应、双分子反应和三分子反应三种，如：
单分子反应CH3COCH3 →CH4 + CO + H2
双分子反应CH3COOH + C2H5OH →CH3COOC2H5 + H2O
三分子反应H2 + 2I·→2HI
反应分子数不可能为零或负数、分数，只能为正整数，且只有上面三种数值，从理论上分析，四分子或四分子以上的反应几乎是不可能存在的。反应分子数是理论上认定的微观量。
（3）速率方程和速率常数
大量实验表明，在一定温度下，增大反应物的浓度能够增加反应速率。那么反应速率与反应物浓度之间存在着何种定量关系呢？人们在总结大量实验结果的基础上，提出了质量作用定律：在恒温下，基元反应的速率与各种反应物浓度以反应分子数为乘幂的乘积成正比。
对于一般反应（这里指基元反应）
a A +
b B →g G + h H
质量作用定律的数学表达式：
= k·c a
A)
(·c b
B)
(
（7-7）
称为该反应的速率方程。式中k为速率常数，其意义是当各反应物浓度为1 mol·dm－3时的反应速率。
对于速率常数k，应注意以下几点：
①速率常数k取决反应的本性。当其他条件相同时快反应通常有较大的速率常数，k小的反应在相同的条件下反应速率较慢。
②速率常数k与浓度无关。
③k随温度而变化，温度升高，k值通常增大。
④k是有单位的量，k的单位随反应级数的不同而异。
前面提到，可以用任一反应物或产物浓度的变化来表示同一反应的速率。此时速率常数k的值不一定相同。例如：2NO + O2 = 2NO2
其速率方程可写成：
υ)(NO = –
dt dc NO )( = k 1·c 2
)(NO ·c )(2O υ)(2O = –
dt dc O )(2 = k 2·c 2)(NO ·c )(2O
υ
)(2NO =
dt
dc NO )
(2 = k 3·c 2)(NO ·c )(2O
由于 – 21dt dc NO )( = dt dc O )(2 = 2
1dt dc NO )
(2
则 21k 1 = k 2 = 2
1
k 3
对于一般的化学反应
a
k A )( =
b
k B )( =
g
k G )( =
h
k H )( （7-8）
确定速率方程时必须特别注意，质量作用定律仅适用于一步完成的反应——基元反应，而不适用于几个基元反应组成的总反应——非基元反应。如N 2O 5的分解反应：
2N 2O 5 = 4NO 2 + O 2 实际上分三步进行：
N 2O 5 → NO 2 + NO 3 慢（定速步骤） NO 2 + NO 3 → NO 2 + O 2 + NO 快 NO + NO 3 → 2NO 2 快 实验测定起速率方程为：
υ= kc )(52O N
它是一级反应，不是二级反应。 （4）反应级数
通过实验可以得到许多化学反应的速率方程，如表-1
表-1 某些化学反应的速率方程
由速率方程可以看出化学反应的速率与其反应物浓度的定量关系，对于一般的化学反应：
a A+
b B → g G + h H
其速率方程一般可表示为：υ= k ·c m A )(·c n
B )(
式中的c )(A 、c )(B 表示反应物A 、B 的浓度，a 、b 表示A 、B 在反应方程式中的计量数。m 、n 分别表示速率方程中c )(A 和c )(B 的指数。
速率方程中，反应物浓度的指数m 、n 分别称为反应物A 和B 的反应级数，各组分反应级数的代数和称为该反应的总反应级数。
反应级数 = m + n
可见，反应级数的大小，表示浓度对反应速率的影响程度，级数越大，速率受浓度的影响越大。 若为零级反应，则表示反应速率与反应物浓度无关。某些表面催化反应，例如氨在金属钨表面上的分解反应，其分解速率在一定条件下与氨的浓度无关就属于零级反应。
观察表中六个反应的反应级数，并与化学方程式中反应物的计量数比较可以明显地看出：反应级数不一定与计量数相符合，因而对于非基元反应，不能直接由反应方程式导出反应级数。
另外，还应明确反应级数和反应分子数在概念上的区别：①反应级数是根据反应速率与各物质浓度的关系来确定的；反应分子数是根据基元反应中发生碰撞而引起反应所需的分子数来确定的。②反应级数可以是零、正、负整数和分数；反应分子数只可能是一、二、三。③反应级数是对宏观化学反应而言的；反应分子数是对微观上基元步骤而言的。
（5）一级反应及其特点
凡反应速率与反应物浓度一次方成正比的反应，称为一级反应，其速率方程可表示为：
–
dt
dc = k 1c （7-9）
积分上式可得：
ln c = –k 1t + B （7-10）
当t = 0时，c = 0c （起始浓度），则B = ln c 。故上式可表示为：
ln
c
c 0
= k 1t 或 k 1 = t 1ln c
c
0 （7-11）
亦可表示为：c = 0c t
k e 1-
（7-12）
若以a 表示t = 0 时的反应物的浓度，以x 表示t 时刻已反应掉的反应物浓度，于是（7-11）式可写为：
k 1 =
t 1ln x
a a - （7-13） （7-10）~（7-13）式即为一级反应的速率公式积分形式。 一级反应的特征是：
①速率常数k 1的数值与所用浓度的单位无关，其量纲为时间－
1，其单位可用s －
1，min -1或h
－1
等表示。
②当反应物恰好消耗一半，即x = 2a
时，此刻的反应时间记为2
1t （称之为半衰期），则（7-13）式变为：k 1 =
2ln 1
2
1
t 2
1t = 1
6932.0k （7-14）
③以lg c 对t 作图应为一直线，其斜率为303
.21
k -。 2、温度对反应速率的影响
温度对反应速率的影响，主要体现在对速率常数k 的影响上。Arrhenius （阿仑尼乌斯）总结了k 与 T 的经验公式：
RT
Ea Ae
k -
= （7-15）
取自然对数，得：ln k = +-RT
E a
ln A （7-16） 常用对数： lg k = +-
RT
E a
303.2ln A （7-17）
式中：k 速率常数 Ea 活化能 R 气体常数 T 绝对温度e 自然对数底，e = 2.71828……，lg e = 0.4343 = 1/2.303 ，A 指前因子，单位同 k 。
应用阿仑尼乌斯公式讨论问题，可以认为 Ea 、A 不随温度变化。由于T 在指数上，故对k 的影响较大。 根据 Arrhenius 公式，知道了反应的 Ea 、A 和某温度 T 1 时的 k 1，即可求出任意温度 T 2 时的 k 2。由对数式：
lg k 1 = +-1
303.2RT E a
ln A ①
lg k 2 = +-
2
303.2RT E a
ln A ②
②－① 得： lg
1
2k k =
)1
1(303.221T T R E a - （7-18） 3、催化剂对反应速率的影响 （1）催化剂和催化反应
在反应中，反应物的数量和组成不变，能改变反应速率的物质，叫催化剂。催化剂改变反应速率的作用，称为催化作用；有催化剂参加的反应。称为催化反应。
催化反应分为均相催化和非均相催化两类：
①反应和催化剂处于同一相中，不存在相界面的催化反应，称均相催化。如：
NO 2 催化 2SO 2 + O 2 = 2SO 3 ；
若产物之一对反应本身有催化作用，则称之为自催化反应。如：
2MnO -4+ 6H + + 5H 2C 2O 4 = 10CO 2 + 8H 2O + 2Mn 2+
产物中Mn 2+ 对反应有催化作用。
下图为自催化反应过程的速率变化。初期，反应速率小；中期，经过一段时间 t 0–t A 诱导期后，速率明显加快，见t A –t B 段；后期， t B 之后，由于反应物耗尽,，速率下降。
②反应物和催化剂不处于同一相，存在相界面，在相界面上进行的反应，叫做多相催化反应或非均相催化，复相催化。例如：
Fe 催化合成氨（固—气）；Ag 催化 H 2O 2 的分解（固—液） （2）催化剂的选择性
特定的反应有特定的催化剂。如：
2SO2 + O2 = 2SO3的催化剂①V2O5 ②NO2 ③Pt；CO + 2H2 = CH3OH的催化剂CuO-ZnO-Cr2O3；酯化反应的催化剂①浓硫酸②浓硫酸+ 浓磷酸③硫酸盐④活性铝
同样的反应，催化剂不同时，产物可能不同。如：
CO+2H2 = CH3OH（催化剂CuO-ZnO- Cr2O3）；CO+3H2 =CH4 +H2O（催化剂Ni + Al2O3）
2KClO3 = 2KCl + O2（催化剂MnO2）；4KClO3 = 3KClO4 + KCl（无催化剂）
（3）催化机理
催化剂改变反应速率，减小活化能，提高产率，不涉及热力学问题。如：A + B = AB
Ea很大，无催化剂，慢；加入催化剂K，机理改变了：A + B + K = AK + B = AB + K ，快。
图中可以看出，不仅正反应的活化能减小了，而且逆反应的活化能也降低了。因此，正逆反应都加快了，可使平衡时间提前，但不改变热力学数据!
例如：NO2催化氧化SO2的机理：
总反应为：SO2 + 1/2O2 = SO3Ea大，加NO2
催化机理为：2SO2 + NO2 = SO3 + NO Ea’小
NO + 1/2O2 = NO2Ea”小
再例如：Fe 表面N2 + 3H2合成氨的机理：
总反应为：N2 + 3H2 = 2NH3Fe催化剂
催化机理为：N2 + 2Fe = 2N-Fe
H2 + 2Fe = 2H-Fe
N-Fe + H-Fe = Fe2NH
Fe2NH + H-Fe = Fe3NH2
Fe3NH2 + H-Fe = Fe4NH3
Fe4NH3 = 4Fe +NH3
每一步活化能都较小，故反应加快。
二、化学平衡
（一）化学平衡的条件
根据吉布斯自由能判据，在等温等压、W f = 0的条件下，△G T，P ＜0，则化学反应自发地由反应物变成产物，这时反应物的浓度（分压）逐渐减少，产物的浓度（分压）逐渐增加，反应物和产物布斯自由能之差逐渐趋于零，直到△G T，P = 0时达到化学平衡。这时从宏观上看反应似乎停止了，其实从微观上正反应和逆反应仍在继续进行，只不过两者的反应速率正好相等而已，所以化学平衡是一个动态平衡。
即：等温等压，W f = 0的条件下：
△G T，P＜0 正反应自发进行；
△G T，P = 0 达化学平衡——化学平衡的条件；
△G T，P＞0 正反应不自发（逆反应自发）。
化学反应达平衡时：
①从热力学角度：等温等压，W f = 0：应△G T，P = 0
②从动力学角度：r + = r －
③反应物和生成物的浓度不变，即存在一个平衡常数。 （二）实验平衡常数
大量实验事实证明，在一定条件下进行的可逆反应，其反应物和产物的平衡浓度（处于平衡状态时物质的浓度）间存在某种定量关系。例如反应：
N 2O 4（g ）
2NO 2（g ）
若将一定量的N 2O 4或（和）NO 2置于1L 的密闭烧瓶内，然后将烧瓶置于373K 的恒温槽内，让其充分反应，达到平衡后，取样分析N 2O 4的平衡浓度，再求算出NO 2的平衡浓度。三次实验的数据列于表-2。
表-2 N 2O 4–NO 2体系的平衡浓度（373K ）
由表-2数据可见，恒温条件下，尽管起始状态不同，浓度的变化（即转化率）不同，平衡浓度也不同，但产物NO 2的平衡浓度的平方值[NO 2]2与反应物N 2O 4的平衡浓度[N 2O 4]的比值却是相同的，可用下式表示：
]
[][422
2O N NO =c K
式中c K 称为该反应在373K 时的平衡常数。这个常数是由实验直接测定的，因此常称之为实验平衡常数或经验平衡常数。
上述关系对一切可逆反应都适用。若可逆反应用下述通式表达：
a A +
b B
d D +
e E
在一定温度下达到平衡时，则有：
b
a e
d B A E D ][][][][ = c K （7-19）
即在一定温度下，可逆反应达到平衡时，产物的浓度以反应方程式中计量数为指数的幂的乘积与反应物浓度以反应方程式中计量数为指数的幂的乘积之比是一个常数。
书写平衡常数关系式必须注意以下几点：
（1）对于气相反应，平衡常数除可用如上所述的各物质平衡浓度表示外，也可用平衡时各物质的分压表示如：
a A (g)+
b B(g)
d D(g) +
e E(g)
p K =
b
B a
A e E d D p p p p )
()()()( （7-20）
式中实验平衡常数以p K 表示，以与前述c K 相区别。p K 称为压力常数，c K 称为浓度平衡常数。同一反应的p K 与c K 有固定关系。若将各气体视为理想气体，那么
A p = [A]RT
B p = [B]RT D p = [D]RT E p = [E]RT
代入（7-20）式，有
p K = b
a e d B A E D ]
[][][][（RT ）)
()(b a e d +-+ p K = c K （RT ）ν? （7-21）
（2）不要把反应体系中纯固体、纯液体以及稀水溶液中的水的浓度写进平衡常数表达式。例如：CaCO 3
(s) CaO(s) + CO 2(g) K = p 2CO
Cr 2O -
27(aq) + H 2
O(I)
2CrO -24(aq) + 2H +(aq) K = [CrO -24]2[H +]/[ Cr 2O -
27]
但非水溶液中反应，若有水参加或生成，则此时水的浓度不可视为常数，应写进平衡常数表达式中。例如： C 2H 5OH + CH 3
COOH
CH 3COOC 2H 5 + H 2O c K =
]
][[]
][[3522523COOH CH OH H C O H H COOC CH
（3）同一化学反应，化学反应方程式写法不同，其平衡常数表达式及数值亦不同。例如： N 2O 4
(g)
2NO 2(g) K (373) = ]
[][422
2O N NO = 0.36
2
1
N 2O 4
(g) 2NO 2(g) K ')373( = 2
/1422]
[][O N NO =36.0 = 0.60
2NO 2
(g)
N 2O 4(g) K ")373( =
2
242][][NO O N =
36
.01
= 2.8 因此书写平衡常数表达式及数值，要与化学反应方程式相对应，否则意义就不明确。
平衡常数是表明化学反应进行的最大程度（即反应限度）的特征值。平衡常数愈大，表示反应进行愈完全。虽然转化率也能表示反应进行的限度，但转化率不仅与温度条件有关，而且与起始条件有关。如表7-2，实验序号①N 2O 4的转化率为0%；实验序号③N 2O 4转化率为30%。若有几种反应物的化学反应，对不同反应物，其转化率也可能不同。而平衡常数则能表示一定温度下各种起始条件下，反应进行的限度。
（三）标准平衡常数和等温方程式 1、标准平衡常数：
等温等压下，对理想气体反应：
ｄＤ＋ｅＥ
f Ｆ＋h H
设D p 、E p 、F p 、H p 分别为D 、E 、F 、H 的平衡分压，则有：
0p K =
e p p d p p h
p p p p E D H f
F ???
? ?
?????? ???
??? ??????? ??0000 （7-22） 式中0p K 称理想气体的热力学平衡常数——标准平衡常数。
热力学可以证明，气相反应达平衡时，标准吉布斯自由能增量0
m
r G ?（反应物和生成物p 都等于p 0时，进行一个单位化学反应时的吉布斯自由能增量）与0
p K 应有如下关系：
m r G ?= –0ln p
K RT （7-23） （7-23）式说明，对于给定反应，0
p K 与0m r G ?和T 有关。当温度指定时，0
m r G ?只与标准态有关，与其他
浓度或分压条件无关，它是一个定值。因此，定温下0p K 必定是定值。即0
p K 仅是温度的函数。
2、化学反应的等温方程式
如果化学反应尚未达到平衡，体系将发生化学变化，反应自发地往哪个方向进行呢？由化学等温方程式即
可判断。
等温等压下，理想气体反应： ｄＤ＋ｅＥ
f Ｆ＋h H
气体的任意分压为'D p 、'E p 、,
F p 、'H p 时：
p
p RT G G D D m D m 'ln
,0,+= ；
p
p RT G G E E m E m 'ln ,0
,+=
p
p RT G G F F m F m 'ln
,0
,+= ；
p
p RT G G H H m H m 'ln ,0
,+=
此时若反应自左至右进行了一个单位的化学反应（无限大量的体系中），则 Δr G m =Δr G m 0m
+e p p d p p h p p p p RT E D H f
F ???
? ??????? ?????? ??????? ??0000''''ln 令 =P Q e p p d p p h
p p p p E D H f
F ???
? ??????? ?????? ??????? ??0000'''' 则 Δr G m =Δr G 0
m
+P Q RT ln
= –0ln p
K RT +P Q RT ln （7-24） （7-24）式称作化学反应的等温方程式。式中P Q 称作压力商。
若0p K ＞P Q ，则Δr G m ＜0，反应正向自发进行； 若0p K =P
Q ，则Δr G m = 0，体系已处于平衡状态； 若0p K ＜P
Q ，则Δr G m ＞ 0，反应正向不能自发进行（逆向自发）。
注：1、对溶液中进行的反应：
Δr G m =Δr G 0m +c
Q RT ln = –0
ln c K RT +c Q RT ln （7-25）
0c K =
e c
c d c c h c c c c E D H f
F ??? ?????? ????? ?????? ??0000 ； c
Q =e c c d c c h c c c c E D H f
F ??
? ?????? ????? ?????? ??0000''''
c ——平衡浓度；'c ——任意浓度；0
c K ——热力学平衡常数（标准平衡常数）。c Q ——浓度商。0c 称作
标准浓度。即在标准状态下，c = 1mol.dm -3。
2、纯固体或纯液体与气体间的反应（复相反应）
例如，下列反应： )()()(23g CO s CaO s CaCO +→是一个多相反应，其中包含两个不同的纯固体和一个纯气体。化学平衡条件0=?m r G ，适用于任何化学平衡，不是论是均相的，还是多相的。
2
ln
p p RT rG CO m -=? 又因为 c m K RT rG ln -=?
所以 p CO c K p p K ==
2
，p K =2CO p
式中)(2g CO p 是平衡反应体系中CO 2气体的压力，即CO 2的平衡分压。这就是说，在一定温度下，CaCO 3(s)上面的CO 2的平衡压力是恒定的，这个压力又称为CaCO 3(s)的“分解压”。
注意：纯固体的“分解压”并不时刻都等于p K ，例如反应：
()()()g CO CaO CaCO S S 2321
2121+→ 21
2
CO p p K =
， 而“分解压”2
CO p =
若分解气体产物不止一种，分解平衡时气体产物的总压称作“分解压”。例如：()()g S H g NH s HS NH 234)(+→，由纯)(4s HS NH 分解平衡时，()
S H NH p p 23+称作()s HS NH 4的“分解压”
。 4222
23p p p p K S
H NH p =
??
? ??=?= ()
2
020
4-=p p K p
结论：对纯固体或纯液体与气体间的多相反应
()
ν
?-==o
p p c p
K K K 00 （7-26）
（四）平衡常数的测定和平衡转化率的计算 1、平衡常数的测定：
测定平衡常数实际上是测定平衡体系中各物质的浓度（确切地说是活度）或压力。视具体情况可以采用物理或化学的方法。
（1）物理方法：测定与浓度有关的物理量。如压力、体积、折射率、电导率等。 优点：不会扰乱体系的平衡状态。
缺点：必须首先确定物理量与浓度的依赖关系。
（2）化学方法：利用化学分析的方法直接测定平衡体系中各物质的浓度。
缺点：加入试剂往往会扰乱平衡，所以分析前首先必须使平衡“冻结”。通常采取的方式是：骤然冷却，取出催化剂或加入阻化剂等。
2、平衡转化率的计算：
（1）平衡转化率（亦称理论转化率或最高转化率）
平衡转化率 %100?=
投入原料的总量
品的量
原料达平衡后转化为产
平衡转化率是以原料的消耗来衡量反应的限度
注意：实际转化率≤平衡转化率（工厂通常说的转化率为实际转化率） （2）平衡产率（最大产率）—— 以产品来衡量反应的限度
平衡产率%100?=
产量
全部变为主要产品时的原料按化学反应方程式平衡时主要产品的产量
（产率通常用在多方向的反应中，即有副反应的反应） 有副反应时，产率 ＜ 转化率 （五）外界因素对化学平衡的影响 1、浓度对平衡的影响
对于一个已达平衡的化学反应，若增加反应物浓度，会使Q （P Q 或c Q ）的数值因其分母增大而减小，而
0K （0p K 或0
c
K ）却不随浓度改变而发生变化，于是Q ＜0K ，使原平衡破坏，反应正向进行。随着反应的进行，生成物浓度增大，反应物浓减小，Q 值增大，直到Q 增大到与0K 再次相等，达到新的平衡为止。对于改变浓
度的其他情况，亦可作类似分析。结论概括如下：在其他条件不变的情况下，增加反应物浓度或减少生成物浓度，平衡向正反应方向移动；增加生成物浓度或减少反应物浓度，平衡向着逆反应方向移动。
2、压力对平衡的影响
体系（总）压力的变化对没有气体参加或生成的反应影响很小。对于有气体参见且反应前后气体物质计量数有变化的反应，压力变化对平衡有影响。例如合成氨反应
N 2(g) + 3H 2
(g)
2NH 3(g)
在某温度下达到平衡时有：
0p K =
3
0020)/)(/()/(223p p p p p p H N NH
如果将体系的容积减少一半，使体系的总压力增加至 原来的2倍，这时各组分的分压分别为原来的2倍，反应商为：
P Q =
3
002
0)/2)(/2()/2(223p p p p p p H N NH =
4
10
p K 即 P Q ＜0p K
原平衡破坏，反应正向进行。随着反应进行，2N p 、2H p 不断下降，3NH p 不断增大，使P Q 值增大，直到P Q 再次与K 相等，达到新的平衡为止。可见，增大体系总压力平衡向着批体计量数减小的方向移动。
类似分析，可得如下结论：在等温下，增大总压力，平衡向气体计量数减小的方向移动；减小总压力，平衡向气体计量数增加的方向移动。如果反应前后气体计量数相等，则压力的变化不会使平衡发生移动。
3、温度对平衡的影响
温度的改变对于反应商没有影响，却可以改变平衡常数。
由0m r G ?= –0ln K RT 和0
m r G ? = 0m r H ?－T 0m r S ? 得
–0ln K RT = 0m r H ?－T 0
m r S ?
ln K = –
R
S RT H m
r m r 0
0?+? （7-27） 此式说明了平衡常数与温度的关系，称为范特荷甫方程式。设T 1时，标准平衡常数为01K ，T 2时，标准平
衡常数为0
2K ，且T 2＞T 1，有
01ln K = –
R
S RT H m r m r 0
1
,1
1
,?+?
2
ln K = –R
S RT H m r m r 02
,2
02
,?+
?
当温度变化范围不大时，视0m r H ?和0
m r S ?不随温度而改变。上两式相减，有
01
2
ln K K = –
???
? ???-?21120
T T T T R H m
r （7-28） 根据（7-28）式可以说明温度对平衡的影响。设某反应在温度T 1时达到平衡，有Q = 01K 。当升温至 T 2
时：若该反应为吸热反应，0m r H ?＞0，由（7-28）式得知02K ＞01K ，则Q ＜0
2K ，所以平衡沿正反应方向移动；若该反应为放热反应，0m r H ?＜0，由（7-28）式得知02K ＜01K ，则Q ＞02K ，所以平衡沿逆反应方向移动。
总之，升温使平衡向吸热方向移动。反之，降温使平衡向放热方向移动。
各种外界条件对化学平衡的影响，均符合里·查德里概括的一条普遍规律：如果对平衡体系施加外力，平衡将沿着减少此外力影响的方向移动。这就是里·查德里原理。
【典型例题】
例1、把6 mol A 气和5 mol B 气混合后放入4 L 密闭容器中，在一定条件下发生反应： 3 A(g) + B(g)
2C(g) + x D(g)，经5 min 生成C 为2 mol ，测定D 的平均速率为0.1 mol ·L -1min -1。求：
（1）A 的平均反应速率； （2）此时A 的浓度；
（3）温度不变，体积不变，容器内压强与开始时压强比值； （4）B 的转化率。
分析：不同物质表示同一反应的反应速率，其比值等于方程式中各物质的化学计量数之比。同温、同体积时，气体的压强之比等于气体的物质的量之比。转化率则为转化的量与起始量之比值。
解：经5 min 生成D 的物质的量：n (D) = 0.1 mol ·L -1min -1×4 L ×5min = 2 mol, 3 A(g) + B(g)
2C(g) + x D(g)
起始物质的量/mol 6 5 0 0 转化物质的量/mol 3 1 2 2 5 min 后物质的量/mol 3 4 2 2 （1）υ(A) = min
5·43L mol
= 0.15 mol ·L -1·min -1
（2）C(A) =
L
mol
43 = 0.75mol ·L -1 （3）容器内压强p 1与开始压强p 0之比为：0
1p p = mol mol )56()2243(++++ = 11
（4）B 的转化率 =
%10051?mol
mol
= 20% 例2、N 2O 5分解反应的实验数据如下：
（1）计算1 min 到3 min 的平均速率；
（2）用浓度对时间作图，求2 min 时的瞬时速率。
分析：平均速率根据1 min 到3 min 的浓度的变化值即可求得。2 min 时的瞬时速率要用浓度对时间作图得c – t 曲线，在曲线上2 min 时的这一点作切线，其斜率之负值即为此时的瞬时速率。 解：（1）υ( N 2O 5) =
t O N C ??-)
(52 = min
13·)113.0056.0(）（---L mol ≈ 0.029 mol ·L -1·min -1
（2）用浓度对时间作图得c – t 曲线，如图所示：
反应进行2分钟时，曲线的斜率等于－0.028 mol ·L -1·min -1。因此，这时的反应速率为：
υ(N 2O 5) = －（－0.028 mol ·L -1
·min -1
）= 0.028mol ·L -1
·min -1
。
例3、制备光气的反应按下式进行：CO + Cl 2 = COCl 2 实验测得下列数据：
求该反应的速率常数、反应级数和速率方程。
分析：设速率方程为υ= k ·c m (CO)·c n (Cl 2)。m 、n 的求算可分别保持Cl 2、CO 的浓度不变，再根据Cl 2、CO 的对应浓度和速率而求得。求得m 、n 后代入具体数据即可得k ，速率方程的具体表达式也就确定了。
解：（1）求反应级数
反应速率方程为υ= k ·c m (CO)·c n (Cl 2)。首先用实验1、2的数据，即保持CO 浓度不变，而使Cl 2的浓度由0.100 mol ·L -1变为0.050 mol ·L -1，相应的初速率由1.2×10-2 mol ·L -1·s -1变为4.26×10-3 mol ·L -1·s -1。根据速率方程：
υ1 = k ·c m
(CO)·c n 2 (Cl 2) υ2 = k ·c m (CO)·c n 2 (Cl 2) 21υυ=)
()
(2221Cl C Cl C n
n 两边取对数并移项：n =
)
()
(lg lg
22212
1Cl C Cl C υυ
代入实验数据：n =
050
.010.0lg
1026.4102.1lg
1
2-?? = 30.045.0 = 1.5 0.160
0.120
0.080
0.040
N 2O 5浓度/mol/L
时间/min
浓度随时间的变化关系图
同理可求出：m =
)
()(lg lg
31
3
1CO C CO C υυ =
050
.010
.0lg
100.6102.1lg
2-?? = 1 故该反应对CO 为一级反应，对Cl 2为3/2级反应，总反应级数为2.5级。 （2）求速率常数
k = ）
（22
/3·)(Cl C CO C υ
= 2/311112·10.0·10.0··102.1）（-----??L mol L mol s L mol = 3.8(L ·mol -1)3/2·s -1
求速率方程
该反应速率方程式为υ= k ·C(CO)·C 3/2(Cl 2)
例4、338 K 时N 2O 5气相分解的速率常数为0.29 min -1，活化能为103.3 kJ ·mol －
1，求353 K 时的速率常数
k 及半衰期t 1/2。
分析：由阿累尼乌斯公式ln
1
2k k = R E a （-11T 21
T ）可求得353 K 时的速率常数k 。另外，由速率常数的单位
为min -1，可知该反应为一级反应，代入一级反应的半衰期公式t 1/2 =
k
693
.0可求得该温度下的半衰期。 解：（1）求353K 时的速率常数
T 1 = 383 K ，k 1 = 0.292 min -1。E a = 103.3 kJmol -1，T 2 = 353 K 。 根据公式ln
1
2k k = R E a （-11T 21
T ）代入实验数值：
ln 292.02k = 314
.8103.1033
?（-33813531）
k 2 = 1.392 min -1。
（2）求353 K 时的t 1/2 根据公式t 1/2 =
k
693
.0代入k 2具体值得 t 1/2 =
1
min 392.1693.0- = 0.4978 min 。
例5、反应2NO(g) + H 2(g) → N 2(g) + 2H 2O(g)的速率表达式为：υ= kc 2NO c 2H 试讨论下列条件变化时对初始速率有何影响？ （1）NO 的浓度增加1倍； （2）有催化剂参加； （3）温度降低；
（4）反应容器的体积增大1倍。
分析：本题告诉反应的质量作用定律，要求讨论在不同条件下反应初始速率的变化情况。对于（1）和（4）直接使用质量作用定律就可以得出结论；对于（2）和（3）则要根据我们前面讲述的一些情况来考虑。正催化剂加速反应，负催化剂减慢反应，一般来说，升高温度加快反应速率，降低温度减慢反应速率。本题的难度在于对于“初始速率”的理解。我们说化学反应速率和反应物的浓度有关，随着反应的进行，反应物浓度在不断第变化，那么反应的速率也在发生变化，所以不同瞬间，化学反应的速率都是不同的。“初始速率”就是指反应开始这一瞬间反应的速率。
解：（1）当c NO 增加1倍时，根据υ= kc 2NO c 2H ，反应速率将增加4倍； （2）正催化剂加快反应速率，负催化剂则减慢反应速率；
（3）温度降低，反应速率降低；
（4）当反应容器的体积增大1倍时，c NO 和c 2H 都减小1倍，所以据υ= kc 2NO c 2H ，反应速率将减慢8倍。
例6、在一定温度和压力下，某一定量的PCl 5气体的体积为1 L ，此时PCl 5气体已有50%离解为PCl 3和Cl 2，试判断在下列情况下，PCl 5的离解度是增大还是减小？
（1）减小压力使PCl 5的体积变为2 L ； （2）保持压力不变，加入氮气使体积增至2 L ； （3）保持体积不变，加入氮气使压力增加1倍； （4）保持压力不变，加入氯气，使体积变为2 L ； （5）保持体积不变，加入氯气，使压力增加1倍。
分析：判断PCl 5离解度的增减，实质上是判断平衡PCl 5（g ）
PCl 3（g ）+ Cl 2在不同条件下的移动方
向，若平衡向右移动，PCl 5的离解度增大；若平衡向左移动，PCl 5的离解度减小。
判断平衡移动的方向，首先要知道现在平衡的平衡常数，并要计算不同条件下的浓度商Q C （在此应为压力商Q P ），比较Q P 和压力常数K P 的关系进行判断。若Q P = K P 时，平衡不移动，若Q P ＜ K P 时，平衡右移，若Q P ＞ K P 时，平衡左移。
解：PCl 5
(g)
PCl 3(g)+ Cl 2(g)
已知50%的PCl 5分解，所以在平衡时，PCl 5、PCl 3、Cl 2的平衡分压相等，设为p 。 则平衡常数 K P =
5
3
2·PCl Cl PCl p p p =
p
p
p · = p （1）体积增大了1倍，各物质的分压均减小1倍，所以此时
Q P =
5
2
3·PCl Cl PC p p p = p p p 2
1
21
·21 = 21p ＜ K P
故平衡向右移动，PCl 5的离解度增大。
（2）加入氮气，氮气虽然不参加反应，但它使体系的体积增大1倍，因而使PCl 5、PCl 3和Cl 2的分压均减小1倍，所以结果同（1）。
（3）加入氮气，虽然使压力增加1倍，但由于体积未变，因此PCl 5、PCl 3和Cl 2的分压不变，化学平衡不移动，所以PCl 5的离解度不变。
（4）加入氯气，使体积变为2 L ，总的压力不变，仍为3p ，但各物质的分压为：
p 5PCl = p 3PCl =
2
1
p p 2Cl = 3p － p 5PCl － p 3PCl = 3p － p = 2p
Q P =
5
2
3·PCl Cl PC p p p =
p p
p 2
121
2?
= 2p ＞ K P
所以平衡向左移动，使PCl 5的离解度减小。
（5）体积不变增加氯气使压力增加1倍，此时的总压力为2×3p = 6p ，各物质的分压为：
p 5PCl = p 3PCl = p p 2Cl = 6p － p － p = 4p
Q P =
5
2
3·PCl Cl PC p p p =
p
p
p 4? = 4p ＞ K P 平衡向左移动，减小了PCl 5的离解度。
例7、已知反应N 2(g) + 3H 2
(g)
2NH 3(g) 在400 K 下的K P = 55 atm －
2，请把K P 换算成K c 。
分析：根据K P = K c (RT )ν?-给出的K P 和K c 的关系，但要注意取正确的单位。 解：K P = K c (RT )ν?-
K c = K P ×(RT )ν?= 55 atm －
2×(0.8206 L atm / mol K × 400 K)2 = 5.9 × 104 mol －
2· L 2
例8、已知在25℃下： 反应1：
2HCl(g) H 2(g) +Cl 2(g) K 1 = 4.2×10
－34
反应2：I 2(g) + Cl 2
(g)
2ICl(g) K 2= 2.1×105
求同温度下，反应3：2HCl(g) + I 2
(g)
2ICl(g) + H 2(g) 的平衡常数K 3。
分析：反应3可以看成是反应1和2的加和，即当反应1和2同时发生，就得到反应3，反应1产生的氯气在反应2里被当作反应物，如同催化剂的作用。因此同时发生的反应1和2也可以说是连续反应而得到反应3。因此K 3必定可从K 1和K 2求得。让我们来考察K 1和K 2的表达式：K 1 =
2
2
2HCl
Cl H c c c ? ； K 2 = 2
22Cl I ICl
c c c ?
2Cl c 在K 1 式的分子上、在K 2 式的分母上，若K 1 和K 2相乘就可以消去。剩下的各物质的浓度正好是K 3
的表达式。
解：K 1 K 2 = 2
22222
Cl I HCl ICl Cl H c c c c c c ???? = K 3 因此 K 3 = K 1·K 2
例9、在高温下，CO 2在炽热的碳上还原成CO ： C(s) + CO 2(g)
2CO(g) K P = 1.90 atm
问反应在2.00 atm 下达成平衡时，CO 和CO 2的分压各是多少？
分析：此题有两个未知数：CO 和CO 2的平衡分压，需要有两个独立方程才能得解。反应在2.00 atm 下达成平衡的意思是平衡分压的和等于2.00 atm 。因此，第1个方程是p CO + p CO 2 = 2 atm ；另一个方程则是平衡常数表达式。
解：设CO 和CO 2的平衡分压分别为p CO 和 p CO 2，
p CO + p CO 2 = 2 atm
K P = 2
2)(CO CO p p = 1.90 atm
CO
CO p p -00.2)(2
atm = 1.90 atm
∴p CO = 1.22 atm （一元二次方程的另一解：－3.12弃去）
p CO 2 = 0.78 atm
例10、773K 时，将2.00 mol SO 2和3.00 mol O 2充入容积为10.00 dm 3的密封容器中，平衡时有1.90 mol SO 3
生成。计算反应：2SO 2(g) + O 2
(g)
2SO 3(g) 的c K 、p K 以及SO 2的转化率。
分析：解此类题的关键是求出平衡时各物质的平衡浓度（或平衡分压）。反应时各物质的量变化之比，即为
方程式中各物质的计量数之比。据此，根据起始浓度（或分压）即可求得各物质的平衡浓度（或平衡分压）。
解：根据题意，此反应是在等温等容条件下进行的。 2SO 2 (g) + O 2 (g)
2SO 3 (g)
起始浓度/ mol ·dm –3 2.00/10 3.00/10 0 变化浓度/ mol ·dm –3 – 1.90/10 –
21×1.90/10 +1.90/10 平衡浓度/ mol ·dm
–3
10
)
90.100.2(-
10)
90.121
00.3(?-
1090.1
c K =205.0)010.0()190.0(22
? = 1.8 ×
103 dm 3·mol p K = c K (RT )ν?-= 1.8 × 103 dm 3·mol –1(8.31k Pa ·dm 3·mol –1·K –1×773K)2–3
SO 2的转化率 = %10000.290
.1?= 95.0 %
例11、已知N 2O 4(g)
2NO 2 (g)，在25℃的平衡常数
P K = 0.14。判断总压为101.325 kPa 时下列体系
中反应的方向。
（1）N 2O 4与NO 2含量为1︰3（物质的量之比）的气体混合物； （2）N 2O 4与NO 2含量等于4︰1的气体混合物。
分析：只有在达到平衡时，平衡浓度之间的关系才具有平衡常数的数值，因此，对比Q P 和K P 就可得知反应所处的热力学状态。
解：（1）该体系内N 2O 4与NO 2的分压分别为
kPa 325.10141?和 kPa 325.1014
3
?时， =
P Q ???
? ??????
??02
0422p p p p O N NO =?????
? ?????
???
?
???325.101325.10141325.101325.101432
=2.25 P Q ＞
P
K ，反应逆向进行。 （2）当体系内N 2O 4与NO 2的分压分别为
kPa 325.10154?和kPa 325.1015
1
?时，=P Q ???? ????
?? ??020422p p p p O N NO ?????
?
?????
???? ???=325.101325.10154
325.101325.101512
=0.05 P Q ＜
P
K ，反应正向进行。 例12、碳酸钙在密闭容器中加热分解产生氧化钙和二氧化碳并达到平衡：
CaCO 3（s ）
CaO （s ）+CO 2（g ）
已知298K 时的数据如下：
求298K 时分解反应的K p 和分解压。在石灰窑中欲使CaCO 3（s ）以一定的速度分解,CO 2的分压应不低于101325 Pa ，试计算石灰窑温至少维持在多少度？（假设此反应的 0=?P C ），
解：对 CaCO 3（s ）的分解反应：CaCO 3（s ） CaO （s ）+CO 2（g ），K p =
p
p CO 2，即反应的平衡常数是平
衡时CO 2（g ）的分压与标准压力之比。
298K 时，=? m r H CaO m f H ,?+ 2,CO m f H ?- 3,CaCO m f H ?=-635.6-393.5+1206.9 =177.8 ).(1
-mol kJ
=? m r G CaO m f G ,?-?+ 2,CO m f G
3,CaCO m f G ?= – 604.2 -394.4+1128.8 =130.2).(1-mol kJ
)exp(298
,298
,RT G K m r P
?-
=23105.1)298
314.8130200
exp(-?=?-
=
分解压 = 1.5 ×10–23×101325 = 1.52×10–18 Pa
设CO 2的分压应不低于101325Pa 时 ，石灰窑温至少维持在T K ，
1101325
101325,==
=
p p K CO T P ，
由等压方程式：
???
? ??-?=?211
211ln
T T R H K K H m r P P m
，
， 为常数时，γ，即 ???
? ??-=
?-T
12981314.8177800105.11ln 23
T = 1113 K
【知能训练】
1、高炉炼铁的基本反应之一如下：
FeO （s ）+ CO （g ）
Fe （s ）+ CO 2（g ） △H ＞0
（1）则该反应中平衡常数K = 。
（2）已知1100℃时，K = 0.263，温度升高，化学平衡移动后达到新的平衡，高炉内CO 2和CO 的体积比值 ，平衡常数K 值 （填“增大”、“减小”或“不变”）。
（3）1100℃时，测得高炉中[CO 2]= 0.025mol ·L －1，[CO]= 0.1mol ·L －1
，在这种情况下，该反应是否处于
平衡状态 （填“是”、“否”），此时，化学反应速率是正υ 逆υ（填“＞”、“=”、“＜”），其原因是 。
2、温度对反应速率的影响可用阿伦尼乌斯公式的一种形式表示：()2
1121
2303.2lg T RT T T E k k -=
式中k 1、k 2分别为温度T 1、T 2时某反应的速率常数；E 为反应的活化能（单位：kJ ·mol －
1）（假定活化能在温
《影响化学反应速率的因素》教学设计 儋州市第二中学陈曦 一、教材分析 本节课起着承上启下的作用，绪言中介绍的碰撞理论可以用来解释外界条件对化学反应速率的影响。学生对外界条件对化学反应速率的影响的进一步理解又为后续化学平衡的学习奠定了理论基础。同时本节课是在社会生产、生活和科学研究中有广泛应用的知识，是对人类文明进步和现代化发展有重大价值的知识，与我们每个人息息相关。使学生进一步体会化学学习的实用价值。 二、教学目标 1、知识与技能目标 (1)使学生理解影响化学反应速率的内因和外因，通过实验探究浓度对化学 反应速率的影响，认识其一般规律。 (2)初步运用有效碰撞理论来解释浓度、压强对化学反应速率的影响。 2、过程与方法目标 (1)通过实验探究提高观察能力、分析能力。 (2)在利用碰撞理论对影响化学反应速率的因素进行解释的过程中提高分 析问题、解决问题能力。 3、情感态度与价值观目标 通过学习过程，使学生初步学会从化学视角去观察生活、生产和社会中有关化学反应速率的问题。体验科学探究的喜悦，从而培养实事求是的科学态度和积极探索的科学精神。 三、教学重点 浓度、压强对化学反应速率的影响 四、教学难点 运用碰撞理论解释外界条件对化学反应速率的影响 五、教学方法 实验探究法多媒体教学法 六、教学过程 板块1——创设情境，引出影响化学反应速率的因素 【引入】以下图片展示的是我们在生活中经常见到的一些反应，大家比较一下它们的快慢程度。 【ppt演示】烟花燃放、爆炸、铁生锈、溶洞的形成图片 【分析】爆炸和烟花燃放的反应速率非常快，都是瞬间完成的；铁生锈的反应速率相对慢一些，需要数年才能完成；溶洞的形成反应速率最慢，需 要上万年或者几百万年的时间才能完成。 由此可知，不同的反应进行的快慢程度是有差别的，即其反应速率是不同的。
化学反应速率和化学平衡 【专题目标】 1．了解化学反应速率的概念及表示方法，掌握同一反应中不同物质的化学反应速率与化学方程式中各物质的化学计量数的关系。 （1）概念：通常用单位时间内反应物浓度的减小或生成物浓度的增加来表示。 （2）表达式：t c v ??=(A) (A)；单位：mol/(L ·min)或mol/(L ·s)。 （3）在同一反应中，用不同的物质表示反应速率的数值之比等于它们在化学方程式中的化学计量数之比。 2．了解化学反应的可逆性，理解化学平衡的特征，了解化学平衡与化学反应速率之间的内在联系。 （1）概念：在一定条件下的可逆反应里，正反应和逆反应速率相等，反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态叫做化学平衡状态，简称化学平衡。 （2）化学平衡状态的特征： ①“动” ：化学平衡是动态平衡，即：v 正＝v 逆≠0 ②“等” ：达到化学平衡时v 正＝v 逆，即同一物质的消耗速率等于生成速率 ③“定” ：外界条件不变时，处于化学平衡状态的各物质的浓度、质量分数或体积分数保持不变 ④“变” ：可逆反应的平衡状态是相对的，暂时的，当影响平衡的条件改变时，化学平衡即被破坏，并在新的条件下建立新的平衡状态 3．理解浓度、压强和温度等条件对化学平衡的影响，理解平衡移动原理的涵义。 理解勒夏特列原理：如果改变影响化学平衡的一个条件（如浓度、压强或温度等），平衡就会向着能够减弱这种改变的方向移动。
4．学会应用建立等效平衡的思维方式解决化学平衡中的常见问题。 【经典题型】 一、化学反应速率 题型一：根据化学计量数之比，计算反应速率 【例1】反应4NH3(g)+5O2(g) 4NO(g)+6H2O(g)在10L密闭容器中进行，半分钟后，水蒸气的物质的量增加了0.45mol，则此反应的平均速率) (X v（反应物的消耗速率或产物的生成速率）可表示为（C ） A．) mol/(L 0.010 ) (NH 3 s v? =B．) mol/(L 0.001 ) (O 2 s v? = C．) mol/(L 0.001 (NO)s v? =D．) mol/(L 0.045 O) (H 2 s v? = 【方法点拨】速率之比化学计量数之比 题型二：以图象形式给出条件，计算反应速率 【例2】某温度时，在2L容器中，X、Y、Z三种物质的物质的量随时间变化的曲线如图所示。由图中数据分析：该反应的化学方程式为___3X+Y_______2Z_______。反应开始至2min，用Z表示的平均反应速率为__0.05mol/(L·min)__________。 题型三：根据已知的浓度、温度等条件，比较反应速率的大小 【例3】把下列四种X溶液分别加入四个盛有10mL 2mol/L盐酸的烧杯中，均加水稀释到50mL，此时，X和盐酸缓慢地进行反应，其中反应最快的是（ B ） A．10℃20mL 3mol/L的X溶液 B．20℃30mL 2mol/L的X溶液 C．20℃10mL 4mol/L的X溶液 D．10℃10mL 2mol/L的X溶液 二、化学平衡 题型四：已知一个可逆反应、一种起始状态
6．1 化学反应为什么有快有慢 第2课时《影响化学反应速率的因素》 一、设计思想 本节内容在高一第二学期第六章《揭示化学反应速率和平衡之谜》的第一节——化学反应为什么有快有慢（第二课时）。其知识属于化学反应原理范畴，是深入认识和理解化学反应特点与进程的入门性知识。由于本课题的知识在生活生产和科学研究中有着广泛应用，学生能够通过生活经验在学科内的延伸，定性地理解和掌握化学反应速率影响因素的知识要点。因而，从学生认知和知识构建的角度来说，这个课题的内容不容易引发强烈的探究欲望和认知冲突。所以本课时的设计尝试着想引导学生从已有的生活经验出发，一步一步地自主设计探究实验的过程，近距离地做一次科学探究方法上的学习。 二、教学目标 1．知识与技能 （1）知道化学反应的快慢是由内因和外因共同作用的结果。 （2）能用控制变量的思想设计实验方案，通过实验探究浓度、温度、压强、催化剂、固体表面积对化学反应速率的影响，认识其一般规律。 （3）初步知道怎样控制化学反应速率。 2．过程与方法 （1）在实验探究的过程中，体会定性观察、对比试验、控制变量等科学方法。 （2）通过分组实验，增强合作学习的意识。 （3）亲历探究实验的实施过程，初步认识实验方案设计、实验条件控制、数据处理等方法在化学学习和科学研究中的应用。 （4）增强实验现象观察和描述的能力，通过对实验现象的分析和推理，能得出正确结论。3．情感态度与价值观 （1）体验科学探究的过程，学习科学探究的方法，提升科学探究的素养。 （2）关注社会生产生活中有关化学反应速率的实例，了解控制反应条件在生产和科学研究中的作用。 （3）养成尊重事实、按化学规律办事的求实态度，树立严谨的科学实验精神。 三、重点与难点 教学重点：控制变量法在影响化学反应速率的因素的研究中的作用。 教学难点：1、化学反应速率影响因素的探究； 2、实验方案设计（如何体现控制变量法）。
第23讲 化学反应速率 考纲要求 1.了解化学反应速率的概念和定量表示方法，能正确计算化学反应的转化率(α)。2.了解反应活化能的概念，了解催化剂的重要作用。3.理解外界条件(浓度、温度、压强、催化剂等)对反应速率的影响，能用相关理论解释其一般规律。4.了解化学反应速率的调控在生活、生产和科学研究领域中的重要作用。 考点一 化学反应速率的概念及计算 1．表示方法 通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。 2．数学表达式及单位 v ＝ Δc Δt ，单位为mol·L －1·min －1或mol·L －1·s －1 。 3．化学反应速率与化学计量数的关系 同一反应在同一时间内，用不同物质来表示的反应速率可能不同，但反应速率的数值之比等于这些物质在化学方程式中的化学计量数之比。 如在反应a A(g)＋b B(g)??c C(g)＋d D(g)中，存在v (A)∶v (B)∶v (C)∶v (D)＝a ∶b ∶c ∶d (1)对于任何化学反应来说，反应速率越大，反应现象越明显(×) (2)化学反应速率为0.8mol·L －1 ·s －1 是指1s 时某物质的浓度为0.8mol·L －1 (×) (3)由v ＝Δc Δt 计算平均速率，用反应物表示为正值，用生成物表示为负值(×) (4)同一化学反应，相同条件下用不同物质表示的反应速率，其数值可能不同，但表示的意义相同(√) (5)有时也可以用单位时间内某物质质量的变化量来表示化学反应速率(√) (6)同一化学反应，相同条件下用不同物质表示的反应速率，数值越大，表示化学反应速率越快(×) (7)在2SO 2(g)＋O 2(g)??2SO 3(g)反应中，t 1、t 2时刻，SO 3(g)浓度分别是c 1、c 2，则t 1～t 2时间内，SO 3(g)生成的平均速率为v ＝ c 2－c 1 t 2－t 1 (√) (8)化学反应速率是指一定时间内任何一种反应物浓度的减少或任何一种生成物浓度的增加(×)
第三章 化学反应速率和化学平衡 习题3-1 什么是反应的速率常数？它的大小与浓度、温度、催化剂等因素有什么关系？ 答：反应的速率大都可以表示为与反应物浓度方次的乘积成正比： υ=k·c α(A)·c β(B)，式中比例常数k 就是速率常数。速率常数在数值上等于反应物浓度均为1 mol·L -1时的反应速率。k 的大小与反应物浓度无关，改变温度或使用催化剂会使速率常数k 的数值发生变化。 习题 3-2 什么是活化能？ 答：Arrhenius 总结了大量实验事实，提出一个经验公式：速率常数k 的对数与1/T 有线形关系：C T R E k a +?-=1ln 式中E a 就是活化能，它表示活化分子具有的最低能量与反应分 子平均能量之差。 习题3-3 什么是催化剂？其特点有哪些？ 答：某些物质可以改变化学反应的速率，它们就是催化剂。催化剂参与反应，改变反应历程，降低反应活化能。催化剂不改变反应体系的热力学状态，使用催化剂同样影响正、逆反应的速率。不影响化学平衡，只能缩短达到平衡的时间。 习题3-4 NOCl 分解反应为2NOCl→2NO+Cl 2实验测得NOCl 的浓度与时间的关系如下： t/s 0 10 20 30 40 50 c （NOCl ）/mol·L -1 求各时间段内反应的平均速率；用作图法求t =25s 时的瞬时速率。 解：t=0-10s 时，10 42 .100.2-= ??= t c υ= ·L -1·s -1 t=10-20s 时，102099 .042.1--= ??=t c υ= ·L -1·s -1 t=20-30s 时，203071 .099.0--= ??=t c υ= ·L -1·s -1 t=30-40s 时，304056 .071.0--= ??=t c υ= ·L -1·s -1 t=40-50s 时，40 5048.056.0--=??=t c υ= ·L -1·s -1 作图法略。 习题3-5 660K 时反应2NO + O 2→2NO 2 ，NO 和O 2的初始浓度c (NO )和c (O 2)及反应的初始速率υ的实验数据： c (NO )/mol·L -1 c (O 2)/mol·L -1 υ/mol·L -1·s -1
＜化学反应速率和化学平衡＞检测题 一、选择题： 1．在一定温度和体积的密闭容器中发生下列反应：N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)起始时N2和H2的浓度分别为1 mol/L、4 mol/L。2S末时，测定N2的浓度为0.8mol/L，则用H2的浓度变化表示的化学反应速率为 A.0.1mol/L.S B.0.8 mol/L.S C.0.3 mol/L.S D.0.9 mol/L.S 2.aX(g)+bY(g) cZ(g)+dW(g)在一定容积的密闭容器中反应5min达到平衡时，X减少n mol/L ,Y减少n/3 mol/L，Z增加2n/3 mol/L。若将体系压强增大，W的百分含量不发生变化。则化学方程式中各物质的化学计量数之比应为 A.3:1:2:1 B.1:3:2:2 C.1:3:1:2 D.3:1:2:2 3.对反应2NO2(g) N2O4(g)，在一定条件下达到平衡。在温度不变时，欲使[NO2]/[ N2O4]的比值增大，应采取的措施是 A.体积不变，增加NO2的物质的量 B.体积不变，增加N2O4的物质的量 C.使体积增大到原来的2倍 D.充入N2，保持压强不变 4.在2A＋3B xC+yD的可逆反应中，A、B、C、D均为气体，已知起始浓度A为5mol/L，B为3mol/L，C的反应速率为0.5mol/L.min，反应开始至平衡需2min，平衡时D的浓度为0.5mol/L，下列说法正确的是 A.A和B的平衡浓度比为5:3 B. A和B的平衡浓度比为8:3 C.x:y=2:1 D.x=1 5.在一恒定的容器中充入2molA和1molB发生反应：2A(g)+B(g) xC(g)，达平衡后，C的体积分数为W%；若维持容器的容积和温度不变，按起始物质的量A：0.6mol、B：0.3mol、C：1.4mol充入容器，达到平衡后，C的体积分数仍为W%，则x值为 A.只能为2 B.只有为3 C.可能是2，也可能是3 D.无法确定 6将1.0molCO和1.0molH2O(g)充入某固定容积的反应器中，在一定条件下反应：CO(g)+ H2O(g) CO2(g)+H2(g)。达到平衡时有2/3的CO转化为CO2。在相同条件下，将1.0molCO2、1.0molH2和1.0molH2O(g)充入同一反应器中，在相同温度下达到平衡后，平衡混合气体中CO2的体积分数约为 A.22.2% B.28.2% C.33.3% D.37.8% 7.在某密闭容器中充入体积为VL的N2、H2混合气体，其中N2为1.0mol，H23.0mol。在定温下达到平衡时，测得NH3为0.6mol；若该容器中开始时有2.0molN2， 6.0molH2，则由于同温下达到平衡时，容器内NH3的物质的量为 A.若为定容容器，n(NH3)=1.2mol B.若为定容容器，n(NH3)<1.2mol C.若为定压容器，n(NH3)=1.2mol D.若为定压容器，n(NH3) <1.2mol 8. 可逆反应：3A(气) 3B(?)+C(?)-Q，随着温度升高，气体平均相对分子质量有变小趋势，则下列判断正确的是 A.B和C可能都是固体 B.B和C一定都是气体
第六章 化学动力学 §6-1化学动力学的任务和目的 一、研究化学反应时所涉及的两个基本问题 1、反应的方向和限度——化学热力学 至于反应的速度，过程的机理，从热力学无法得知。 例如: (1)()() P l O H P g O P g H ,,21,(222?→?+ 1298,2.237-?-=?mol KJ G m r 从 G ?的数值看，反应的趋势很大，但在常温常压下让此反应发生，几乎看不到水的生成，只有温度上升到1073Ｋ时，反应才以爆炸的形式进行。 但反应： (2) O H NaCl NaOH HCl 2+?→? + 129891.79-?-=?mol KJ G 反应速度确非常之快，瞬时便可完成。 热力学只解决可能性问题。而对于实际问题的解决，只靠热力学是远远不够的。例如对()1γ＜＜()2γ? 热力学则无法回答。 2、化学反应的速率——化学动力学 亦就是把热力学预言的可能性变为现实。所以化学动力学亦占 有相当重要的地位。实际上，在研究如何实现并控制化学反应方面，化学热力学及化学动力学是相辅相成的，不可缺少的两个基础理论学科。 对一个未知的化学反应，经热力学计算认为是可能的，但具体进行时反应速率很小，工业生产无法实现，则可通过动力学研究，降低其反应阻力，加快反应速度，缩短达到或接近平衡的时间。若热力学研究是不可能的反应，则没有必要浪费人力物力去研究如何加快反应速度的问题。因为没有推动力的过程，阻力再小也是不可能的。 二、 化学动力学的任务和目的 1、化学动力学的任务： 研究浓度、温度、催化剂、光声介质对反应速度 (率) 的影响及探讨反应机理(亦称历程，即反应所经过的步骤)。 2. 化学动力学的目的： 控制化学反应的速率按人们所希望的速率进行。例如：一些化 学反应，我们希望它的速率越快越好，象化工产品的生产；但也有一些化学反应，
化学反应速率 1.化学反应速率的定义：_________________________________________________。 2.化学反应速率的计算公式：v= ，单位：。 注意： （1）在同一个化学反应中，用不同物质所表示的化学反应速率，数值上可能是的（填“相等”或“不等”），但各反应速率所表示的意义是相同的，所以计算化学反应速率时，要注明具体物质； （2）在同一个化学反应中，用不同物质所表示的化学反应速率，其比值等于之比；（3）固体、纯液体在反应中可视为浓度，一般不用固体或纯液体来表示反应速率； 3.化学反应速率的相关计算，常用“三段式”方法。 4.影响化学反应速率的内因：反应物自身的性质，如Na、Mg、Al与水反应的速率由大到小的顺序为：Na>Mg>Al。 5.影响化学反应速率的外因，可从分子碰撞理论解释（充分接触和有效碰撞）： （1）浓度：其它条件相同时，增大反应物的浓度，化学反应速率加快；减少反应物的浓度，化学反应速率降低。 注意：纯固体、纯液体的浓度看作常数，故其反应速率与其用量无关。 （2）温度：其它条件相同时，升高温度，化学反应速率加快；降低温度，化学反应速率降低。一般，温度每升高10℃，反应速率增大2—4倍。 （3）压强：其它条件相同时，增大气体反应物的压强，化学反应速率加快；减小气体反应物的压强，化学反应速率降低。 注意：①压强只影响气体反应的速率；②恒温、恒容充入“惰性气体”化学反应速率不变；恒温、恒压充入“惰性气体”，化学反应速率减小。 （4）固体反应物的表面积：其它条件相同时，固体反应物表面积越大，反应速率越大。 （5）催化剂：其它条件相同时，催化剂可以改变化学反应速率，大部分加快反应速率。 （6）其他外因：光波、电磁波、放射线、超声波和溶剂等。 6.硫代硫酸钠溶液和盐酸的化学反应方程式为：Na2S2O3 + 2HCl →2NaCl + S↓+SO2↑+H2O， Na2S2O3，还原剂是Na2S2O3，氧化产物是SO2，还原产物是S。 例1.（化学反应速率的基本计算与大小的比较） 1.对于反应A2(g)＋3B2(g)2AB3(g)来说，下列反应速率中表示该反应进行得最快的是（A） A.v(A2)＝0.6 mol/(L·s) B.v(B2)＝2.7 mol/(L·min) C.v(AB3)＝12 mol/(L·min) D.v(A2)＝6 mol/(L·min) 例2.（“三段式”法计算反应速率、转化率等） 2.将2 mol X和2 mol Y充入2 L密闭容器中发生如下反应：X(g)＋3Y(g)2Z(g)＋a Q(g)，2 min 后达到平衡时生成0.8 mol Z，测得Q的浓度为0.4 mol·L－1，下列叙述错误的是（B） A.a的值为2 B.平衡时X的浓度为0.2 mol·L－1 C.Y的转化率为60% D.反应速率v(Y)＝0.3 mol·(L·min)－1 1
第三章 化学反应速率和化学平衡 习题3-1 什么是反应的速率常数？它的大小与浓度、温度、催化剂等因素有什么关系？ 答：反应的速率大都可以表示为与反应物浓度方次的乘积成正比： υ=k·c (A)·c (B)，式中比例常数k 就是速率常数。速率常数在数值上等于反应物浓度均 为1 mol·L -1 时的反应速率。k 的大小与反应物浓度无关，改变温度或使用催化剂会使速率常数k 的数值发生变化。 习题 3-2 什么是活化能？ 答：Arrhenius 总结了大量实验事实，提出一个经验公式：速率常数k 的对数与1/T 有线形关系：C T R E k a +?-=1ln 式中E a 就是活化能，它表示活化分子具有的最低能量与反应分 子平均能量之差。 习题3-3 什么是催化剂？其特点有哪些？ 答：某些物质可以改变化学反应的速率，它们就是催化剂。催化剂参与反应，改变反应历程，降低反应活化能。催化剂不改变反应体系的热力学状态，使用催化剂同样影响正、逆反应的速率。不影响化学平衡，只能缩短达到平衡的时间。 习题3-4 NOCl 分解反应为2NOCl→2NO+Cl 2实验测得NOCl 的浓度与时间的关系如下： t/s 0 10 20 30 40 50 c （NOCl ）/mol·L -1 2.00 1.42 0.99 0.71 0.56 0.48 求各时间段内反应的平均速率；用作图法求t =25s 时的瞬时速率。 解：t=0-10s 时，10 42.100.2-=??= t c υ= 0.058mol·L -1·s -1 t=10-20s 时，102099.042.1--=??=t c υ= 0.043mol·L -1·s -1 t=20-30s 时，203071.099.0--=??=t c υ= 0.028mol·L -1·s -1 t=30-40s 时，304056.071.0--=??=t c υ= 0.015mol·L -1·s -1 t=40-50s 时，40 5048.056.0--=??=t c υ= 0.008mol·L -1·s -1 作图法略。 习题3-5 660K 时反应2NO + O 2→2NO 2 ，NO 和O 2的初始浓度c (NO)和c (O 2)及反应的初始速率υ的实验数据：
第四章化学反应的速率（速度） 化学热力学是研究反应中能量的转化关系，预示某一化学反应能否进行，进行的程度如何？ 但是它不能告诉我们化学反应进行的速度。 有些反应，其自发进行的趋式很大，即△G很负，如2H2(g) + O2( g)= 2H2O(g) ，△rGm Θ=-237.19kJ.moL-1，可是其反应速度太慢，致使反应长久不能被人觉察，给人一种不能发生反应的假象。但如在反应体系中加入一些催化剂，如Pt粉，反应可以以惊人的速度发生，甚至发生爆炸。 因此，要考察一个化学反应能否实现，既要考察前一章已讨论过的反应自发趋式问题，还要考察反应所进行的速度问题。前者属于化学热力学范畴，后者属于化学动力学范畴。化学热力学解决的是反应的可能性问题，而化学热力学解决的是反应的现实性问题。 本章将对化学反应速度作一初步的介绍。 §7—1 化学反应速率的定义及其表示方法 １化学反应速率：在一定条件下，化学反应中反应物转化为生成物的速率。 ２表示方法：用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。 例如：N2O5在气相或CCl4溶剂中按下式分解：2N2O5＝4NO2 + O2其反应速率可分别表示为： △[N2O5] [N2O5]2 - [ N2O5]1 V(N2O5) ＝—────= —────— △t t2 - t1 △[NO2] [NO2]2- [NO2]1 V(NO2) ＝────= ────— △t t2 - t1 △[O2] [O2]2 - [O2]1 V(O2) ＝────= ────— △t t2 - t1 其中△t为时间间隔，-△[N2O5]表示在△t时间内N2O5浓度的改变值，即减少值。因为△[N2O5]为一负值，为了保持反应速率为正值，所以在式前加一负号。△[NO2]和△[O2]分别表示△t时间内NO2和O2浓度的改变值，即增加量。 并由此可导出反应速率的单位为：mol.l-1.s-1。 由此可知，这种表示实际上是表示△t时间内反应的平均速率V。 只有△t→0时，才真正表示化学反应在不同时刻的真正速率，即瞬时速率。 ３瞬时速率：某一时刻的化学反应速率。即△t趋近于０时，平均速率的极限对上面N2O5的分解反应，瞬时速率分别为： -△[N2O5] d C(N2O5 ) V(N2O5) ＝lim ────＝- ──── △t→0 △t d t △[NO2] d C(NO2) V(NO2) ＝lim ────＝──── △t→0 △t d t
专题十一化学反应速率及化学平衡 要点一、化学反应速率的概念及有关计算 1、概念： 2、计算公式： 3、单位： 4、注意点： （1）固体或纯液体(不是溶液)的浓度可视为不变的常数，故一般不用固体或纯液体表示化学反应速率，同一化学反应的速率可以用不同物质的浓度变化来表示，其数值不一定相同，但表示的意义相同。 其速率数值之比等于方程式中化学计量数之比。 （2）化学反应速率均用正值表示。 （3）所研究的反应速率一般指平均速率，不是瞬时速率。 【典例1】将4 mol A气体和2 mol B气体在2 L的容器中混合并在一定条件下发生如下反应：2A(g)+B(g)2C(g)。若经2 s后测得C的浓度为0.6 mol·L-1，现有下列几种说法： ①用物质A表示的反应平均速率为0.3 mol·L-1·s-1 ②2s时物质B的浓度为0.7 mol·L-1③用物质 B表示的反应的平均速率为0.6 mol·L-1·s-1 ④2s时物质A的转化率为70%，其中正确的是（）A．①② B．①④C．②③ D．③④ 【典例2】反应A(气)＋3B(气) 2C(气)＋2D(气)在四种不同情况下的反应速率分别如下，其中反应速率最大的是 ( ) A．V A＝0.15mol·L-1·min-1B．V B＝0.6mol·L-1·min-1 C．V C＝0.4mol·L-1·min-1D．V D＝0.01mol·L-1·s-1 要点二、影响化学反应速率的因素 决定因素：参加化学反应的物质的性质 影响因素：当其它条件不变时 （1）浓度的影响：（2）压强的影响： （3）温度的影响：（4）催化剂： (5)此外：光、电磁波、超声波、反应物颗粒的大小溶剂的性质等也会对化学反应速率产生影响。[探讨]压强对气体反应体系的影响 例如：N2 + 3H22NH3反应在密闭容器中进行 1. 容器若为恒定容器,在容器内充入惰性气体,则化学反应速率_____(加快、不变、减慢)，原因是_________ 2. 容器若为恒压容器,在容器内充入惰性气体,则反应速率(加快,不变,减慢)_________________, 原因是________ ____________________________________ 。 【典例3】（2009广东卷）2SO 2（g）+O2（g）V2O5 △ 2SO3（g）是制备硫酸的重要反应。
化学反应速率与平衡
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1.已知反应A + 3Ｂ ＝ 2C ＋ D 在某段时间内以A 的浓度变化表示的化学反应速率为 1mo ｌ/（L ·m ｉn),则此段时间内以C 的浓度表示的化学反应速率为 A 、0·5mo ｌ／（Ｌ·ｍi ｎ) Ｂ、1mol ／(L ·mi ｎ) C 、３ｍｏｌ/（L ·m ｉn ） D 、2mo ｌ／(L ·m ｉn ） 2.在2A ＋Ｂ＝ 3Ｃ+４D 中，表示该反应速率最快的是 A ．V (Ａ) = 0.5m ｏl ·L －1·S －1 B ．V (B ） ＝ 0.３ m o l ·L －1·S －1 C.Ｖ (Ｃ) = 0.8m ｏl ·L -1·S -１ Ｄ.Ｖ (D )= ６0 ｍo l ·L －1·ｍｉn -1 3．对于反应Ｎ2（g)＋３H 2（g ） 2NH 3(g ），能增大正反应速率的措施是 Ａ.通入大量H 2 B ．增大容积 C ．移去部分NH ３ Ｄ．降低体系温度 4．在一定条件下，密闭容器中进行的反应: Ｈ2 + I 2 ２ＨＩ 对于下列示意图所表示的涵义解释正确的是 A.反应开始时，容器中投入了H 2、I ２、HI 三种气体 B ．0到t 1时刻，反应向逆反应方向进行 C.t 1时刻后,正、逆反应的速率均为零 D ．t １时刻后，Ｈ2、I 2、HI 三种气体的浓度达到相等 5.已知某可逆反应在密闭容器中进行: Ａ（ｇ）+2B(g) Ｃ(g)+D(s) 正反应为放热反应。 图中曲线a 代表一定条件下该反应的过程。 若使ａ 曲线变为b 曲线,可采取的措施是 Ａ．增大A 的浓度 B ．缩小容器的容积 Ｃ．加入催化剂 Ｄ.升高温度 6.在密闭容器中进行2SO 2（g ）+ O 2 (g) 2S Ｏ３(g)?H ﹤0 右图是某次实验的化学反应速率随时间变化的图象, 推断在t 1时刻突然变化的条件可能是 ? A ．使用催化剂? B.减小生成物的浓度 C ．降低体系温度 Ｄ．增大容器的体积 7． ＮＯ和C Ｏ都是汽车尾气里的有害物质，它们能缓慢起反应,生成Ｎ２和ＣO ２，2()2()NO g CO g +22()2()N g CO g +对此反应，下列叙述正确的是 A.使用催化剂不改变反应速率 B ．升高温度能加快反应速率 Ｃ.降低压强能增大反应速率 D.改变压强对反应速率无影响 8．已知：Ｃ(ｓ)+C Ｏ2(g) 2CO （ｇ) △H>0。该反应达到平衡后,下列条件有利 于反应向正方向进行的是 A.升高温度和减小压强 B.降低温度和减小 压强 C.降低温度和增大压强 Ｄ．升高温度和增大压强 ９.在一定温度下，容器内某一反应中M 、N 的物质的量随反应时间变化的曲线如下图所示， 下列表述正确的是??? ?? A ．ｔ1时，N 的浓度是M 浓度的2倍 B.ｔ２时，正、逆反应速率相等，达到平 衡 C ．t 3时,正反应速率大于逆反应速率 Ｄ．反应的化学方程式为:2M N v （H 2 + I 2 → ｖ（2HI → 时反应速率t 0
高中化学学习材料 金戈铁骑整理制作 化学反应速率和化学平衡高考题选(平衡常数·计算) 1．(07年宁夏理综·13)一定条件下，合成氨气反应达到平衡时，测得混合气体中氨气的体积分数为20.0% ，与反应前．．． 的体积相比，反应后体积缩小的百分率是 A A ．16.7% B ．20.0% C ．80.0% D ．83.3% 2.(08年宁夏理综·12)将固体NH 4I 置于密闭容器中，在一定温度下发生下列反应： ①NH 4I(s)NH 3(g)＋HI(g)；②2HI(g) H 2(g)＋I 2(g) 答案：C 达到平衡时，c (H 2)=0.5mol·L －1，c (HI)=4mol·L －1，则此温度下反应①的平衡常数为 A ．9 B ．16 C ．20 D ．25 3．(08年海南化学·10)X 、Y 、Z 三种气体，取X 和Y 按1︰1的物质的量之比混合，放入密闭容器中发生如下反应：X+2Y 2Z ，达到平衡后，测得混合气体中反应物的总物质的量与生成物的总物质的量之比为3︰2，则Y 的转化率最接近于答案：D A ．33% B ．40% C ．50% D ．66% 4．(08年山东理综·14)高温下，某反应达到平衡，平衡常数K =c (CO)·c (H 2O)c (CO 2)·c (H 2) 。恒容时，温度升高，H 2浓度减小。下列说法正确的是 答案：A A ．该反应的焓变为正值 B ．恒温恒容下，增大压强，H 2浓度一定减小 C ．升高温度，逆反应速率减小 D ．该反应的化学方程式为CO ＋H 2O 高温 催化剂CO 2＋H 2 5.(09年宁夏理综·13)在一定温度下，反应12H 2(g)+12 X 2(g)HX(g)的平衡常数为10。若将1.0mol 的HX(g)通入体积为1.0L 的密闭容器中，在该温度时HX(g)的最大分解率接近于B A ．5% B ．17% C ．25% D ．33% 6.(09年天津理综·5)人体血液内的血红蛋白(Hb)易与O 2结合生成HbO 2，因此具有输氧能力，CO 吸入肺中发生反应：CO+HbO 2O 2+HbCO ，37 ℃时，该反应的平衡常数K =220。HbCO 的浓度达到HbO 2浓度的0.02倍，会使人智力受损。据此，下列结论错误的是答案：C A ．CO 与HbO 2反应的平衡常数K =c (O 2)·c (HbCO)c (CO)·c (HbO 2) B ．人体吸入的CO 越多，与血红蛋白结合的O 2越少 C ．当吸入的CO 与O 2浓度之比大于或等于0.02时，人的智力才会受损 D ．把CO 中毒的病人放入高压氧仓中解毒，其原理是使上述平衡向左移动
一、选择题 1．利用反应6NO2+8NH3=7N2+12H2O设计的电池装置如图所示，该装置既能有效消除氮氧化物的排放减轻环境污染，又能充分利用化学能。下列说法正确的是（） A．电池工作时，OH—从左向右迁移 B．电极A上发生氧化反应，电极A为正极 C．当有0.1molNO2被处理时，外电路中通过电子0.4mol D．电极B的电极反应式为2NO2+8e-+8H+=N2+4H2O 【答案】C 【分析】 由反应6NO2+8NH3═7N2+12H2O可知，反应中NO2为氧化剂，NH3为还原剂，则A为负极，B为正极，负极发生氧化反应，正极发生还原反应，结合电解质溶液呈碱性解答该题。 【详解】 由反应6NO2+8NH3═7N2+12H2O可知，反应中NO2为氧化剂，NH3为还原剂，则A为负极，B为正极； A．A为负极，B为正极，电池工作时，OH—从右向左迁移，故A错误； B．A为负极，发生氧化反应，故B错误； C．当有0.1molNO2被处理时，N元素从+4价降为0价，则外电路中通过电子0.4mol，故C 正确； D．电极B为正极，发生还原反应，电极反应式为2NO2+8e-+4H2O=N2+8OH-，故D错误；故答案为C。 2．化学反应中能量变化，通常表现为热量的变化，如Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl的反应要吸收热量，在化学上叫做吸热反应。其原因是 A．反应物所具有的总能量高于生成物所具有的总能量 B．反应物所具有的总能量低于生成物具有的总能量 C．在化学反应中需要加热的反应就是吸热反应 D．在化学反应中需要降温的反应就是放热反应 【答案】B 【分析】 【详解】 如果反应物的总能量高于生成物的总能量，则该反应是放热反应，反之是吸热反应，答案
化学反应速率与平衡第1讲 第第1 讲讲 化学反应速率考点一化学反应速率1．表示方法：通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。 2．数学表达式及单位：v＝ΔcΔt ，单位为mol·L－1 ·min －1或mol·L －1 ·s －1 。 3．规律：同一反应在同一时间内，用不同物质来表示的反应速率可能不同，但反应速率的数值之比等于这些物质在化学方程式中的化学计量数之比。 题组一化学反应速率的大小比较1．已知反应4CO＋2NO 2 N 2 ＋4CO 2 在不同条件下的化学反应速率如下，其中表示反应速率最快的是A．v(CO)＝1.5 mol·L－1 ·min －1 B．v(NO2 )＝0.7 mol·L－1 ·min －1 C．v(N 2 )＝0.4 mol·L－1 ·min －1 D．v(CO2 )＝1.1 mol·L－1 ·min －1 题组二“三段式”模板突破化学反应速率的计算2．(1)将4 mol A 气体和2 mol B 气体在2 L 的容器中混合，并在一定条件下发生如下反应：2A(g)＋B(g) 2C(g)，若经2 s 后测得C 的浓度为0.6 mol·L－1 ，现有下列几种说法： ①用物质A 表示的反应速率为0.3 mol·L－1 ·s －1 ②用物质B 表示的反应速率为0.6 mol·L －1 ·s －1 ③2 s 时物质A 的转化率为70% ④2 s 时物质B 的浓度为0.7 mol·L－1 其中正确的是
A．①③ B．①④ C．②③ D．③④ (2)若①②中用A、B 表示的反应速率分别为0.3 mol·L－1 ·s －1 、0.6 mol·L －1 ·s －1 ，哪种物质表示的反应速率更快？(3)若物质A 的转化率经过计算为30%，那么，物质B 的转化率为多少？你能迅速得出答案吗？考点二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(其他条件不变，只改变一个条件) 3．理论解释——有效碰撞理论(1)活化分子、活化能、有效碰撞。 ①活化分子：能够发生有效碰撞的分子。 ②活化能：如图 图中：E 1 为反应的活化能，使用催化剂时的活化能为E 3 ，反应热为E 1 －E 2 。 ③有效碰撞：活化分子之间能够引发化学反应的碰撞。 (2)活化分子、有效碰撞与反应速率的关系 题组一浓度与压强对化学反应速率的影响1．对反应A＋B AB 来说，常温下按以下情况进行反应： ①20 mL 溶液中含A、B 各0.01 mol ②50 mL 溶液中含A、B 各0.05 mol ③0.1 mol·L－1的A、B溶液各10 mL ④0.5 mol·L－1的A、B 溶液各50 mL 四者反应速率的大小关系是 A．②①④③ B．④③②①
《影响化学反应速率的因素》说课稿 一、教材分析 1.教材所处的地位和作用： 本节内容在全书和章节中的作用是：《影响化学反应速率的因素》是人教版高中化学教材选修四，第二章第二节内容。在此之前学生已学习了第一节化学反应速率为基础，这为过渡到本节的学习起着铺垫作用。本节内容为化学平衡及化学平衡移动的学习奠定基础，以及为其他学科和今后的学习做好准备。 学情分析 教学对象是高二理科学生，经过前一段的化学学习，他们已经储备了一定的相关知识：，积累了一些化学方程式，掌握了基本的实验技能，基本上都养成了良好的思考、讨论、探究的习惯，必修二中初步学习了温度、压强、催化剂、浓度、接触面积等因素对化学反应速率的影响等对本节内容奠定了一定基础，新课标的理念和学生的学习经历决定着该部分内容的教学目标不是在知识的深度和广度上而是要注重培养学生的科学精神，科学的探究方法，学以致用，根据上述情况，我为本节课制定了如下教学目标： 教学目标: 1、知识与技能 掌握浓度、压强、温度、催化剂对反应速率的影响。
能运用碰撞理论解释影响化学反应速率的因素。 2、过程与方法 通过实验观测浓度、压强、温度、催化剂对反应速率的影响。 3、通过小组讨论用碰撞理论解释影响化学反应速率的因素 4.情感态度与价值观 1、通过实验，培养学生严谨求实的科学态度。 2. 通过教学初步培养学生分析问题，解决实际问题，收集处理信息，团结协作，语言表达能力以及通过师生双边活动，初步培养学生运用知识的能力，培养学生加强理论联系实际的能力， 3 通过浓度、压强、温度、催化剂对反应速率的影响，学生从现实的生活经历与体验出发，激发学生学习兴趣。 教学重点：浓度对化学反应速率的影响 根据：其他条件对反应速率的影响均可归结为活化分子的浓度的影响 教学难点：用碰撞理论解释解释影响因素 教学手段：采用探究发现式教学。 三、教学过程 1、引入：让学生带着以下几个问题阅读课本的第一段内容 2、我们能通过计算出一个化学反应的速率，能否改变反应速率呢？ 3、影响化学反应速率的因素是什么？我们人类能否控制这个因素？
第七章 化学反应速率 一、选择题 1．利用反应生成产物B ，在动力学上要求 （ ） （A ） （B ） （C ） （D ） 解： （B ） 一定温度时越大，速率越慢。 2．对的反应使用催化剂可以（ ） （A ） 大大加速 （B ） 减速 （C ） 、 皆加速 （D ） 无影响 解： （C ）催化剂只改变反应速率，且对正逆反应速率同等程度改变。 3．催化剂能加速反应的速率，它的作用机理是 （ ） (A) 增大碰撞频率 (B) 改变反应途径，降低活化能 (C) 减少速率常数 (D) 增大平衡常数 解： （B ）催化剂是通过改变原来反应的途径降低活化能来加速反应的。 4．下列有关活化能的叙述不正确的是 （ ） （A ） 不同反应具有不同的活化能 （B ） 同一条件下同一反应的活化能越大，其反应速率越小 （C ） 同一反应的活化能越小，其反应速率越小 （D ） 活化能可以通过实验来测定 解： （C ）活化能越大，活化分子的百分率越小，反应速率常数也就越小。 5．已知下列两个反应的活化能： （1）42284224243(NH )S O + 3KI (NH )S O + K SO + KI → 1-156.7kJ mol a E =? （2）2222SO + O 2SO → 2-1 250.8kJ mol a E =? 在同一温度下，所有反应物浓度为1，下列说法不正确的是（ ） (A) 反应（1）比反应（2）的速率慢。 (B) 反应（1）比反应（2）的速率快。 (C) 受温度的影响较小。 (D) 对于反应（1）与反应（2），当温度变化的始态、终态相同时，反应（2）的反应速率（或速率常数）的改变比反应（1）显著的多。
第2讲化学平衡状态 1．可逆反应 (1)定义：在同一条件下既能够向正反应方向实行，同时又能够向逆反应方向实行的化学反应。 (2)特点：①二同：a.相同条件下；b.正逆反应同时实行。 (3)表示：在方程式中用“”表示。 2．化学平衡状态 (1)概念：一定条件下的可逆反应中，正反应速率与逆反应速率相等，反应体系中所有参加反应的物质的质量或浓度保持不变的状态。 (2)化学平衡的建立 (3)平衡特点 题组一极端假设法解化学平衡状态题的应用 1．一定条件下，对于可逆反应X(g)＋3Y(g)2Z(g)，若X、Y、Z的起始浓度分别为c 1、c2、c3(均不为零)，达到平衡时，X、Y、Z的浓度分别为0.1 mol·L－1、0.3 mol·L－1、0.08 mol·L－1，则下列判断准确的是( ) A．c1∶c2＝3∶1 B．平衡时，Y和Z的生成速率之比为2∶3 C．X、Y的转化率不相等D．c1的取值范围为0 mol·L－1 《化学反应速率及化学平衡》在近三年高考题中的考查情况一、近三年高考考察点及特点： 二、各知识点重复考查情况 三、题型特点： 1、题干信息：多以工业生产过程为考查内容，并结合热化学知识（反应热的计算或热化学方程式的书写）、化学方程式的书写等，重点考察化学平衡及化学反应速率的核心知识。 2、设问内容：考查知识比较广泛，但可看出重点在于： ①平衡移动的方向（8次）：包括引起平衡移动的条件的判断、平衡的移动等。 ②平衡移动的结果（7次）：对平衡移动的方向重点体现在结果分析上，即引起了转化率或产率的如何改变，与生产实际相结合。 ③平衡常数（7次）：重点在于平衡常数的计算，间或考察表达式。 3、知识运用方面： ①图像分析（7次）：且图像内容不统一，考察角度多变。 ②计算中三段式的应用（4次）：平衡常数或转化率的计算需应用三段式 ③计算（12次）：考察计算次数多且角度多，如平衡常数的计算、转化率的计算、反应速率的计算、速率方程的计算、投料比的计算、分压的计算等等。 四、三年的题型变化： 近三年来，该题型的分值、考察范围、难度、陌生度均有提高。如图像的内容多变，分压的计算角度多变，对学生知识的理解、运用能力的要求均在提高。同时要注意对有效碰撞理论、活化能知识的理解及运用的考察。 五、2019年考察方向预测 仍然以工业生产过程为考察点，重心仍然为图像分析、平衡移动的方向及结果、平衡常数的计算等方面。但要注意相关知识的运用，如催化剂、活化能、有效碰撞、以分压（或其它量）代替浓度的计算等。 六、附：近三年相关内容高考题 2018年：全国Ⅰ卷 第28题：（15分）采用N 2O 5为硝化剂是一种新型的绿色硝化技术，在含能材料、医药等工业中得到广泛应用，回答下列问题： （2）F. Daniels 等曾利用测压法在刚性反应器中研究了25℃时N 2O 5(g)分解反应： 其中NO 2二聚为N 2O 4的反应可以迅速达到平衡，体系的总压强p 随时间t 的变化如下表所示（t =∞时，N 2O 4(g)完全分解）： ②研究表明，N 2O 5(g)分解的反应速率v =2×10×25N O (kPa·min )，t =62 min 时，测得体系中2O p =2.9 kPa ，则此时的25N O p =________ kPa ，v =_______ kPa·min ?1。 ③若提高反应温度至35℃，则N 2O 5(g)完全分解后体系压强 p ∞(35℃)____63.1 kPa （填“大于”“等于”或“小于”），原因是________。 ④25℃时N 2O 4(g) 2NO 2(g)反应的平衡常数K p =_______kPa （K p 为以分 压表示的平衡常数，计算结果保留1位小数）。 （3）对于反应2N 2O 5(g)→4NO 2(g)+O 2(g)，R.A.Ogg 提出如下反应历程： 第一步 N 2O 5 NO 3+NO 2 快速平衡 第二步 NO 2+NO 3→NO+NO 2+O 2 慢反应 第三步 NO+NO 3→2NO 2 快反应《化学反应速率与化学平衡》高考题分析
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