第3节化学反应速率第2课时

第三章化学反应速率化学动力学(chemical kinetics):研究化学反应速率的科学 .主要研究 :化学反应速率的理论反应机理影响反应速率的因素第一节化学反应速率和反应机理一化学反应速率表示方法化学反应速率(rate of a chemical reaction):衡量化学反应过程进行的快慢，即反应体系中各物质的数量随时间的变化率。

反应速率：平均速率瞬时速率过氧化氢(H2O2)水溶液的分解反应为：H2O2(aq)H2O(l) +12O2(g)I-v00.80200.400.40/20=0.020400.200.20/20=0.010600.10t /min[H 2O 2]/ (mol ⋅L -1)/(mol ⋅L -1⋅⋅min -1)800.050表7-1 H 2O 2水溶液在室温时的分解0.10/20=0.005 00.050/20=0.002 5平均速率(average rate) :瞬时速率(instantaneous rate) ：令Δt 趋近于零时的速率。

通常所表示的反应速率均指瞬时速率。

tc v Δ)O H (Δ22-=tc t cd )O (H d O (H lim 2222-=∆∆-=)v反应的瞬时速率可通过作图法求得。

20min时H2O2分解的瞬时速率，A点切线的斜率，去负号即可.如合成氨的反应 ：N 2 + 3H 2 ==== 2NH 3一般地，对于化学反应aA + bB = gG + hH 其反应速率定义为：tc t c t c t c νt ξVd NH d d H d d N d d d d d 1B B )(21)(31)(111322=-=-=⋅=⋅=v二 反应机理概念反应机理(reaction mechanism):就是化学反应进行的实际步骤，即实现该化学反应的各步骤的微观过程。

H 2(g)+I 2(g)2HI(g)I 2(g)2I(g)快反应)慢反应(速率控制步骤)H 2(g)+2I(g)2HI(g))2(g)2I(g)快反应(1)慢反应(速率H 2(g)+2I(g)2HI(g)(2)（一）基元反应和非基元反应（基）元反应（elementary reaction）是指反应物分子一步直接转化为产物分子的反应。

高中必修化学反应速率教案课时安排：2课时
教学目标：
1. 理解反应速率的概念。

2. 掌握计算反应速率的方法。

3. 了解影响反应速率的因素。

教学内容：
1. 反应速率的定义。

2. 反应速率的计算方法。

3. 影响反应速率的因素。

教学准备：
1. 实验器材：烧杯、试管、计时器、反应物。

2. 实验操作指导书。

教学步骤：
第一课时：
1. 介绍反应速率的概念，引导学生思考什么是反应速率。

2. 展示一种反应的示例，让学生观察反应的进行过程。

3. 说明如何计算反应速率，让学生掌握计算方法。

4. 进行实验，让学生亲自操作计算反应速率。

5. 总结本课内容，强调反应速率的重要性。

第二课时：
1. 复习反应速率的概念和计算方法。

2. 讨论影响反应速率的因素，如温度、浓度、催化剂等。

3. 进行实验，观察不同因素对反应速率的影响。

4. 总结实验结果，让学生分析影响反应速率的因素。

5. 拓展讨论，探讨不同反应速率对化学工业的影响。

教学方式：
1. 实验操作。

2. 小组讨论。

3. 教师讲解。

课堂作业：
1. 计算反应速率的习题。

2. 分析影响反应速率的因素的小组讨论报告。

教学反思：
通过本节课的教学，学生能够掌握反应速率的相关概念和计算方法，并了解影响反应速率的因素。

实验操作让学生亲身体验实验过程，增强了他们的实践能力和观察力。

希望学生能够在今后的学习中更加重视和深入了解反应速率这一内容。

第二章化学反应速率和化学平衡第一节、化学反应速率掌握化学反应速率的含义及其计算；了解测定化学反应速率的实验方法1.化学反应速率的概念化学反应速率是用来衡量化学反应进行的快慢程度的物理量;2.化学反应速率的表示方法对于反应体系体积不变的化学反应,通常用单位时间内反应物或生成物的物质的量浓度的变化值表示;v=Δc/Δtυ：平均速率,Δc：浓度变化,Δt：时间单位：mol/3.化学反应速率的计算规律①同一反应中不同物质的化学反应速率间的关系：同一时间内,用不同的物质表示的同一反应的反应速率数值之比等于化学方程式中各物质的化学计量数之比;VA:VB:VC:VD=A:B:C:D；VA/A=VB/B.②三步法：mA+nB===pC+qD初始量mol/L： a b 0 0变化量mol/L：mx nx pxqxns末量mol/L a-mx b-nx pxqxPS：只有变化量与计量数成正比4.化学反应速率的特点①反应速率不取负值,用任何一种物质的变化来表示反应速率都不取负值;②同一化学反应选用不同物质表示反应速率时,可能有不同的速率数值,但速率之比等于化学方程式中各物质的化学计量数之比;③化学反应速率是指时间内的“平均”反应速率;不是瞬时速率④由于在反应中纯固体和纯液体的浓度是恒定不变的,因此对于有纯液体或纯固体参加的反应一般不用纯液体或纯固体来表示化学反应速率;其化学反应速率与其表面积大小有关,而与其物质的量的多少无关;通常是通过增大该物质的表面积如粉碎成细小颗粒、充分搅拌、振荡等来加快反应速率;⑤对于同一化学反应,在相同的反应时间内,用不同的物质来表示其反应速率,其数值可能不同,但这些不同的数值表示的都是同一个反应的速率;因此,表示化学反应的速率时,必须指明是用反应体系中的哪种物质做标准;5.化学反应速率的测量1基本思路化学反应速率是通过实验测定的;因为化学反应中发生变化的是体系中的化学物质包括反应物和生成物,所以与其中任何一种化学物质的浓度或质量相关的性质在测量反应速率时都可以加以利用;2测定方法①直接可观察的性质,如释放出气体的体积和体系的压强;②依靠科学仪器才能测量的性质,如颜色的深浅、光的吸收、光的发射、导电能力等;③在溶液中,当反应物或产物本身有比较明显的颜色时,常常利用颜色深浅和显色物质浓度间的正比关系来跟踪反应的过程和测量反应速率;物理方法：量气法、比色法、电导法等;第二节、影响化学反应速率的因素了解影响反应速率的主要因素；掌握外界条件对反应速率的影响规律1、发生化学反应的前提——有效碰撞理论1有效碰撞：能够发生化学反应的碰撞;化学反应发生的先决条件是反应物分子之间必须发生碰撞;反应物分子之间的碰撞只有少数碰撞能导致化学反应的发生,多数碰撞并不能导致反应的发生,是无效碰撞;碰撞的频率越高,则化学反应速率就越大;2活化能和活化分子①活化分子：在化学反应中,能量较高,有可能发生有效碰撞的分子;活化分子之间之所以能够发生有效碰撞,是由于它们的能量高,发生碰撞时,能够克服相撞分子之间的排斥力,破坏分子内部原子之间的“结合力”,从而导致反应物分子破坏,重新组合成生成物分子,发生化学反应;②活化能：活化分子所多出的那部分能量或普通分子转化成活化分子所需的最低能量;③活化能与化学反应速率：活化分子数目的多少决定了有效碰撞发生的次数;在分子数确定时,活化分子百分数增大,有效碰撞的次数增多,反应速率加快;2、决定化学反应速率的因素内因：参加反应的物质的性质和反应的历程,是决定化学反应速率的主要因素;外因：即外界条件,主要有温度、浓度、压强、催化剂等;1浓度①其他条件不变时,增大反应物的浓度,加快反应速率；减小反应物的浓度,减慢反应速率;②解释：在其他条件不变时,对某一反应来说,活化分子百分数是一定的,单位体积内的活化分子数与单位体积内反应物分子总数成正比,就与浓度成正比;反应物浓度增大→单位体积内分子数增加→活化分子数增加→单位时间内有效碰撞增加→反应速率加快2压强①对于有气体参加的反应,若其他条件不变,增大压强减小容器的容积,反应速率加快；减小压强增大容器容积,反应速率减慢;②解释：在一定温度下,一定量的气体所占的体积与压强成反比;增大压强减小容器的容积相当于增大反应物的浓度;③压强改变的几种情况：1.恒温时：压缩体积→压强增大→浓度增大→反应速率增大；增大体积,反应速率减小. 恒温时,压缩体积→活化分子百分数不变,但单位体积内活化分子数增多→有效碰撞几率增多→反应速率增大.反之,增大容器体积,反应速率减小.2.恒温恒容时⑴充入气体反应物→气体反应物浓度增大压强也增大→反应速率增大体积不变时,充入气体反应物→活化分子百分数不变,但单位体积内活化分子数增多→有效碰撞几率增多→反应速率增大⑵充入不参与反应的气体→容器内总压强增大→各物质浓度未改变→反应速率不变体积不变时,充入不参与反应的气体→活化分子数和活化分子百分数都不变→有效碰撞几率不变→反应速率不变.3.恒温恒压时：充入不参与反应的气体→体积增大→反应物浓度减小→反应速率减慢总之,分析压强改变对化学反应速率的影响时,关键看气体浓度是否有变化：如果气体浓度有变化,化学反应速率一定改变；若气体浓度无改变,则化学反应速率不改变.同时要注意通常所说的压强增大是指压缩加压.3温度①其他条件不变时,升高温度,增大反应速率；降低温度,减慢反应速率;②解释：温度是分子平均动能的反映,温度升高,使得整个体系中分子的能量升高,分子运动速率加快;4催化剂对反应速率的影响①催化剂可以改变化学反应的速率;不加说明时,催化剂一般使反应速率加快的正催化剂;②催化剂影响化学反应速率的原因：在其他条件不变时,使用催化剂可以大大降低反应所需要的能量,会使更多的反应物分子成为活化分子,大大增加活化分子百分数,因而使反应速率加快;第三节、化学平衡了解化学平衡状态的建立,理解化学平衡的特点外界条件浓度、温度、压强等对化学平衡的影响1. 可逆反应与不可逆反应①可逆反应：在同一条件下,同时向正、反两个方向进行的化学反应称为可逆反应;前提：反应物和产物必须同时在于同一反应体系中,而相同条件下,正逆反应都能自动进行;②不可逆反应：在一定条件下,几乎只能向一定方向向生成物方向进行的反应;2. 化学平衡状态的概念特征：逆、等、动、定、变化学平衡状态：在一定条件下的可逆反应里,正反应速率和逆反应速率相等,反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态;理解化学平衡状态应注意以下三点：①前提是“一定条件下的可逆反应”,“一定条件”通常是指一定的温度和压强;②实质是“正反应速率和逆反应速率相等”,由于速率受外界条件的影响,所以速率相等基于外界条件不变;③标志是“反应混合物中各组分的浓度保持不变”;浓度没有变化,并不是各种物质的浓度相同;对于一种物质来说,由于单位时间内的生成量与消耗量相等,就表现出物质的多少不再随时间的改变而改变;3.化学平衡的移动1可逆反应的平衡状态是在一定外界条件下浓度、温度、压强建立起来的,当外界条件发生变化时,就会影响到化学反应速率,当正反应速率不再等于逆反应速率时,原平衡状态被破坏,并在新条件下建立起新的平衡;2化学平衡移动方向①若外界条件改变,引起υ正>ν逆时,正反应占优势,化学平衡向正反应方向移动,各组分的含量发生变化；②若外界条件改变,引起υ正<ν逆时,逆反应占优势,化学平衡向逆反应方向移动,各组分的含量发生变化；③若外界条件改变,引起υ正和ν逆都发生变化,如果υ正和ν逆仍保持相等,化学平衡就没有发生移动,各组分的含量从保持一定到条件改变时含量没有变化3对于恒容条件下m+n≠p+q的只有气体参与的反应,平衡时体系的总压强,总物质的量,平均相对分子质量不再发生变化;如果有固体或液体参与反应,则只看气体的数;对于m+n=p+q的只有气体参与的反应,无论平衡与否,三者都不会发生变化;注意：只要容器体积不变,密度就不会发生改变但对于有固体或液体气体一同参与的反应,气体的密度可以作为平衡状态的标志4.影响化学平衡的条件1浓度：增加反应物的浓度或减少生成物的浓度,平衡向正方向移动；减少反应物的浓度或增加生成物的浓度,平衡向逆方向移动;2压强：对有气体参与的反应,压强越大,平衡向化学计量数体积减小的方向移动；压强越小,平衡向化学计量数体积增大的方向移动;3温度：温度升高,平衡向吸热方向移动；温度降低,平衡向放热方向移动;4催化剂：催化剂只影响化学反应速率,不会影响平衡的移动;5勒夏特列原理①原理内容：如果改变影响平衡的一个条件如温度、压强等,平衡就向能够减弱这种改变的方向移动;②适用范围：勒夏特列原理适用于已达平衡的体系如溶解平衡、化学平衡、电离平衡、水解平衡等;不适用于未达平衡的体系;判断化学平衡状态常用方法的归纳：项目m Ag+n Bg p Cg+q Dg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、总压力、总物质的量一定不一定平衡正、逆反应速率的关系①在单位时间内消耗了m molA的同时生成m molA,即v正=v逆平衡②在单位时间内消耗n molB的同时消耗p molC,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n molB的同时消耗q molD,均指v逆不一定平衡压强①m+n≠p+q时,总压力一定其他条件一定平衡②m+n=p+q时,总压力一定其他条件一定不一定平衡混合气体的平均相对分子质量M ①一定,只有当m+n≠p+q时平衡②一定,但m+n=p+q时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,其他不变平衡密度ρ体系的密度一定不一定平衡其他如体系颜色不再变化平衡5.化学平衡常数1概念：在一定温度下,当一个可逆反应达到平衡状态时,生成物的平衡浓度用化学方程式中的化学计量数作为指数的乘积与反应物的平衡浓度用化学方程式中的化学计量数作为指数的乘积的比值是一个常数,这个常数叫做化学平衡常数;用符号K示;2表达式：mAg+nBg=pCg+qDg,在一定温度下K为常数,只要温度不变,对于一个具体的可逆反应就对应一个具体的常数值;3平衡常数意义：K值越大,说明平衡体系中生成物所占的比例越大,它的正向反应进行的程度就越大,即该反应进行得越完全,反应物转化率越大；反之,就越不完全,转化率就越小;一般说>105时,该反应进行得就基本完全了;4影响化学平衡常数的因素：只受温度影响5平衡转化率：用平衡时已转化了的某反应物的量与反应前初始时该反应物的量之比来表示反应在该条件下的最大限度;6化学平衡常数的应用：①用任意状态浓度幂之积的比值称为浓度商,用Qc表示,以平衡常数为标准,判断正在进行的可逆反应是否处于平衡状态,以及向那个方向金子那个最终建立放入平衡;Qc与K比较：Qc>K,可逆反应逆向进行Qc<,K可逆反应正向进行Qc=K,可逆反应处于平衡②利用平衡常数可判断反应的热效应;若温度升高,K增大,则正反应为吸热反应；反之;③利用平衡常数可计算物质的平衡浓度、物质的量分数、转化率等6.化学平衡图像解题方法1认清坐标所代表的意义,并与勒夏特列原理联系2紧扣可逆反应的特征,搞清正反应是吸热还是放热,体积增减,有无固体纯液体参加3看清速率的变化及变化量大小,在条件间建立关系4看清起点、拐点、终点和曲线的变化趋势;先拐先平;5定一议二;当图像中有三个量时,先确定一个量不变再讨论另外两个量的关系第四节、化学反应进行的方向了解焓变、熵变与反应方向的关系；掌握焓变和熵变一起决定反应的方向1.自发过程和自发反应自发过程：在一定条件下不借助外部力量就能自动进行的过程;自发反应：在一定的条件温度、压强下,一个反应可以自发进行到显着程度,就称自发反应;自发反应一定属于自发过程;非自发反应：不能自发地进行,必须借助某种外力才能进行的反应;2.自发反应的能量判据自发反应的体系总是趋向于高能状态转变为低能状态这时体系往往会对外做功或释放热量ΔH<0,这一经验规律就是能量判断依据;注：反应焓变是与反应能否自发进行有关的一个因素,但不是唯一的因素,并且自发反应与反应的吸放热现象没有必然的关系;3.自发反应的熵判据①熵的含义：在密闭的条件下,体系由有序自发地转变为无序的倾向,这种推动体系变化的因素;熵用来描述体系的混乱度,符号为S;单位：J/熵值越大,体系的混乱度越大;注：自发的过程是熵增加的过程;熵增加的过程与能量状态的高低无关;熵变是与反应能否自发进行有关的又一个因素,但也不是唯一的因素;②熵增加原理：自发过程的体系趋向于有序转变为无序,导致体系的熵增加,也是反应方向判断的熵依据;与有序体系相比,无序体系“更加稳定”;③反应的熵变ΔS反应熵变即化学反应时物质熵的变化;④常见的熵增加的化学反应：产生气体的反应,气体物质的量增大的反应,熵变的数值通常都是正值,为熵增加反应;4.化学反应方向的判断依据。

高二化学教案化学反应速率（第二课时）（精选3篇）教案一：化学反应速率的概念与影响因素一、教学目标1. 理解化学反应速率的概念和计算方法；2. 掌握影响化学反应速率的因素。

二、教学内容1. 化学反应速率的定义和计算方法；2. 影响化学反应速率的因素。

三、教学过程1. 导入（5分钟）通过实验引入话题，观察两种不同条件下的化学反应速率的差异。

2. 理论讲解（15分钟）a. 化学反应速率的定义和计算方法：化学反应速率定义为反应物浓度随时间的变化率。

计算时可以根据实验数据绘制浓度-时间曲线，然后求取曲线的切线斜率。

b. 影响化学反应速率的因素：- 温度：温度升高，分子活动增强，反应物碰撞频率增加，速率增加。

- 浓度：浓度增加，反应物碰撞频率增加，速率增加。

- 压力（只适用于气体反应）：压力增加，气体分子间距减小，反应物碰撞频率增加，速率增加。

- 表面积：表面积增大，固体反应物暴露面积增加，反应物碰撞频率增加，速率增加。

- 催化剂：催化剂可以提供反应物的反应活性位点，降低反应的活化能，从而加速反应速率。

3. 实验操作（20分钟）让学生完成一个简单的化学反应速率实验，观察不同条件下的反应速率变化。

四、小结（5分钟）总结并回顾本节课的内容，强调化学反应速率的影响因素。

五、课后作业完成课后习题，进一步巩固和应用所学知识。

教案二：化学反应速率与反应机理一、教学目标1. 理解化学反应速率与反应机理的关系；2. 掌握化学反应速率与反应机理的表达式。

二、教学内容1. 化学反应速率与反应机理的关系；2. 化学反应速率与反应机理的表达式。

三、教学过程1. 导入（5分钟）通过实验引入话题，观察两种不同条件下的化学反应速率的差异，并让学生讨论可能存在的反应机理。

2. 理论讲解（15分钟）a. 化学反应速率与反应机理的关系：化学反应速率是反应物浓度随时间的变化率，而反应机理描述的是反应中发生的分子间碰撞和键的破坏和形成过程。

反应机理是影响反应速率的决定因素。

高中化学必修2《化学反应速率和限度》第2课时教学设计高中化学必修2《化学反应速率和限度》第2课时教学设计知识与技能：1、使学生深化对化学反应的本质认识；2、使学生理解浓度、压强等外界条件对化学反应速率的影响；过程与方法：、重视培养学生科学探究的基本方法，提高科学探究的能力2、通过探究实验认识化学平衡与反应限度，并用得到的结论去指导分析和解决时间问题。

情感态度价值观：有参与化学科技活动的热情，有将化学知识应用于生产、生活时间的意识，能够对与化学有关的社会和生活问题作出合理的判断。

教学难点：浓度对化学反应速率的影响的原因教学过程：[提问]从物质结构（化学键）的角度看，化学反应的本质是什么？[学生思考回答]）[教师讲解]化学反应的过程就是反应物组成微粒重新组合形成新物质的过程。

也就是说，就是旧键断裂、新键形成的过程。

例如，在2HBr+Cl2=2HCl+Br2反应中，HBr、ClCl断裂，形成HCl、BrBr。

[板书]二、化学反应的实质及条件：1、化学反应就是旧键断裂、新键形成的过程。

[提问]上述反应中，HBr、ClCl的断裂是否是自发产生的呢？[学生思考讨论][讲解]分子中化学键并不会自发断裂的。

只有分子间相互碰撞，化学键才可能断裂，反应才能发生。

[板书]2、反应物微粒间的碰撞是发生反应的先决条件。

[提问]是否所有的的碰撞都能使化学键断裂、化学反应得以发生呢？请同学们阅读课本相关，回答上述问题。

[教师讲解]分子间的碰撞与打篮球相似。

正如图2-2所示。

图（1）表示能量不够；图（2）表示虽能量足够，但是没有合适的取向；图（3）则表示有足够的能量和合适的取向，于是发生有效碰撞。

[板书]3、必须是有效碰撞才能发生反映。

有效碰撞的条件是：1）微粒要有足够的能量；2）有合适的取向。

4、发生有效碰撞的分子叫做活化分子，具有较高的能量。

[讲解]由于活化分子发生有效碰撞时，化学反应才能发生。

因此，改变反应体系中的活化分子数目，就能改变化学反应的速率。