江苏省盐城中学高中化学总复习《化学平衡》教学案苏教版

1 第二章 化学平衡 【高考新要求】 1、了解化学反应速率的概念及表示方法，理解外界条件（浓度、压强、温度和催化剂等）对化学反应速率的影响。 2、了解化学反应的可逆性。 3、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。 4、理解勒夏特列原理的含义。掌握浓度、压强和温度等条件对化学平衡的影响。 5、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。

第一节 化学反应速率 一、化学反应速率 1、定义：是用来衡量化学反应进行快慢程度的，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。（固体和纯液体的浓度视为常数） 公式：v = △c /△t = △n /（V·△t） 或v =△n /△t 单位：mol /（L·min） 或mol /（L·s） 2、注意： ①化学反应速率必需指明是用哪种物质表示的。 ②同一化学反应用不同的物质表示速率时其数值可以不同，但都表示同一反应的化学反应速率，故意义相同，其数值之比等于方程式中有关物质的化学计量数之比。 aA(g) + bB(g)cC(g) + dD(g)，v (A): v (B): v (C): v (D) = a:b:c:d ③化学反应速率是某单位时间内的平均反应速率，不是即时速率。在具体反应中各时刻的反应速率是不相等的。 ④无论以反应物还是生成物表示化学反应速率都不取负值。 ⑤研究对象是：所有反应。 例1：在2L密闭容器发生3A（g）＋B（g）2C（g）的反应，若最初加入的A和B的物质的量都是4mol，A的平均反应速率是0.12 mol/(L·s)，则10s后，容器中的B的物质的量是 mol。 例2：甲、乙两容器在1min内反应物A各减少了4mol、2mol，问哪个容器中反应速率大？ 例3：判断 Fe + 2HCl = FeCl2 + H2↑反应中v (Fe): v (HCl) = 1:2 是否正确？ 二、影响化学反应速率的因素 1、内因（本质原因）——反应物本身的性质 化学反应速率是由物质的分子结构或原子结构决定的。 （1）反应类型不同，原理不同，速率不同。如离子反应通常比有机反应快得多。 （2）反应类型相同时，不同反应物会因结构的差异而造成反应速率不同。（如Na、Al在空气中都会被氧化，但速率不同。） 2、外因 改变外界条件的意义：①使原来很慢的化学反应加快②使原来很快的化学反应减慢。 （如：炼钢、合成树脂、生产橡胶、消除汽车尾气、实验室制氧气、合成氨、塑料的降解等。） （如：钢铁生锈、塑料和橡胶的老化等。） 2

（1）浓度对化学反应速率的影响 结论：当其他条件不变时，增加反应物的浓度可以增大化学反应速率；反之反应速率减慢。 注意：①仅适用于溶液和气体，固体和纯液体浓度视为常数。 ②要改变实际参加反应的粒子的浓度 （如：Fe3+ +3SCN—Fe(SCN)3 ，加入氯化钾固体，对正、逆反应速率都没有影响。） ③可逆反应增大反应物的浓度，正反应速率增大，逆反应速率随之增大；增大生成物浓度，逆反应速率增大，正反应速率随之增大。 ④如果浓度增大，改变了反应物的性质，要具体分析反应速率的变化。 （如：稀硫酸和铁的反应，增大硫酸浓度会使铁钝化。） 有效碰撞理论 化学反应的过程就是反应物分子中的原子重新组合成生成物分子的过程。它的实质就是旧键的断裂和新键的生成。而这两个过程的完成必需通过反应物分子（或离子）的相互接触和碰撞来实现。 反应物分子（或离子）的碰撞 ┳ 活化分子 ┳ 有效碰撞 → 化学反应 （先决条件） （足够的能量） （一定的取向） （反应物分子的碰撞不一定都能发生化学反应，对于能够发生化学反应的碰撞还必需有能量的要求。能量高于分子平均能量的叫活化分子。由于活化分子的能量较普通分子高，在碰撞时能克服分子间的相互作用而使旧键断裂。但活化分子的碰撞还必需在有合适的取向时的碰撞才能使旧键断裂。） （例：打篮球和HI分子的分解） 只有活化分子的有效碰撞才能使旧键断裂，发生化学反应，这种碰撞叫做有效碰撞。 在其他条件不变时，对某一反应来说活化分子的活化百分数是一定的，即活化分子的活化百分数与浓度无关，仅与T、催化剂有关。 n活 = N·x% = C·V·x% 原因：其他条件不变时，增加反应物的浓度，就是增多活化分子数，活化分子百分数不变，所以有效碰撞次数也增多，因此化学反应速率就增大。 （2）压强对化学反应速率的影响 结论：在温度一定时，一定量气体，压强越大（有气体参加的反应），化学反应速率越大。 注意：①适用于气体（压强对固体和液体影响很小，看成无影响） ②必须引起反应物浓度变化的压强才对化学反应速率有影响 ③压强没有改变活化分子百分数 ④对于可逆反应，正、逆反应影响一致，只是程度有别 原因：温度一定时，一定量的气体，压强增大，就是增大反应物的浓度，化学反应速率增大。 （3）温度对化学反应速率的影响 结论：浓度一定时，温度越高，化学反应速率越快。 原因：（主要原因）浓度一定时，升高温度，反应物分子的能量增加，活化分子数增多，有效碰撞次数增多，因而化学反应速率增大。 （次要原因）同时，温度升高，分子运动加快，单位时间里反应物分子间的碰撞次数也增加，化学反应速率也加快。 注意：①温度与物质状态无关，适用于所有反应 ②可逆反应与吸放热无关，只是受温度影响程度有别。 3

规律：温度每升高10℃，化学反应速率增大到原来的2~4倍。 公式： v = v 0·n △T / 10 （4）催化剂对化学反应速率的影响 结论：催化剂能改变化学反应速率（加快——正催化剂，减慢——负催化剂） 原因：催化剂能够降低反应所需要的能量，使更多的分子成为活化分子，大大增加单位体积反应物分子中活化分子所占的百分数，从而成千万倍地增大化学反应速率。 注意：（1）催化剂同等程度改变正、逆反应速率 （2）不能使不可能发生的反应变为可能发生的反应，不需加催化剂的不加 （3）专一性、参与性、时效性（中毒） （4）催化剂在反应前后质量和化学性质不变 3、其它因素对化学反应速率的影响 此外，光、电磁波、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。 注意：稀有气体对反应速率的影响：稀有气体或其它非反应气体，充入反应容器中，分以下两种情况讨论： ①若容器恒温、恒容，则充入的稀有气体或其它不反应气体虽然改变了容器内气体压强，但并没有改变反应物的浓度，不影响化学反应速率。 ②若容器恒温、恒压，则充入的稀有气体或其它不反应气体，就会使容器容积扩大，虽未减少容器内气体压强，但是降低了反应物的浓度，故能使反应速率降低。 小结：

改变条件 单位体积内分子总数·活化分子分数=活化分子数 有效碰撞次数 化学反应速率 增大浓度 增 多 不 变 增 多 增 多 加 快 增大压强 增 多 不 变 增 多 增 多 加 快 升高温度 不 变 增 大 增 多 增 多 加 快 使用催化剂 不 变 增 大 增 多 增 多 加 快

其中催化剂对化学反应速率的影响较大，其次是温度。 第二节 化学平衡 一、研究对象：可逆反应 可逆反应：①“二同”——正反应、逆反应在同一条件下。（如合成氨） ——正反应、逆反应同时进行。 （如撞车） ②不能进行到底，进行程度不同。 二、化学平衡的建立 在1L密闭容器中：CO（g）+ H2O（g）CO 2（g）+ H2（g）（分离水煤气中的H2） 起始 0.01mol 0.01mol 0 0 v（正）max ≠ v（逆）min 平衡 v（正） ＝ v（逆） ≠ 0

图像

V(逆) V(正) V(正)＝V(逆) ≠ 0 4

说明：①v（正）、v（逆）指的是同一物质的正、逆反应速率。 ②v（正）、v（逆）的斜率减小，△v减小。 ③最终v（正）= v（逆），此时各物质的浓度不再变化。 三、化学平衡 1、化学平衡状态：是指在一定条件下的可逆反应里，正反应和逆反应速率相等，反应混合物中各组份的浓度．．保持不变的状态。 2、化学平衡状态的特点 等：同一物质v (正)＝v (逆) ——平衡的标志，也是不能反应进行到底的原因 动：达到平衡时，反应仍在继续，v（正）＝v（逆）≠ 0 定：平衡状态时，各组份的浓度不变（包括x％、n%、P、M、η、颜色等） 变：一定条件下的平衡，条件改变，平衡就被破坏 3、化学平衡的标志——判断反应达到平衡的方法 见《新坐标》P189表格 4、化学平衡常数（了解） 对于可逆反应：mA（g）+ nB（g）pC（g）+ qD（g）达到平衡状态时，平衡常数的表达式为： 意义：（1）化学平衡常数只随温度的变化而变化，反应物或生成物的浓度的改变对平衡常数无影响。 （2）表示可逆反应进行的程度。K值越大，正反应进行的程度越大，反应物的转化率越大。 注意：（1）各物质的浓度必须是平衡浓度，固体及纯液体不列入平衡常数的表达式。 （2）平衡常数指的是某一具体的反应的平衡常数。反应方向的改变或化学计量系数的增大或减小，平衡常数均发生改变。 5、等效平衡 等效性：在相同的条件．．．．．下（定温、定容或定温、定压），对于一可逆反应体系，无论从正反应开始，还是从逆反应开始或同时进行，只要按反应方程式中的化学计量数之比投入反应物或生成物，建立起的平衡状态都是相同的。 “等效平衡”的常见几种情况： （1）定温、定容条件下的等效平衡 Ⅰ类：对于反应前后气体分子数之和改变的可逆反应，改变起始加入物质的物质的量，只要按可逆反应的化学计量数之比换算成方程式同一半边各物质的物质的量与原平衡相同，则该平衡与原平衡是等效的。（数值同） Ⅱ类：对于反应前后气体分子数之和不变的可逆反应，只要反应物（或）生成物的物质的量的比值与原平衡相同，则该平衡与原平衡是等效的。（比值同） （2）定温、定压条件下的等效平衡

cp(C)·cq(D) cm(A)·cn(B) K=