资源简介

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项目导入
常见化学反应速率及影响因素；
化学平衡；
化学平衡的移动；
学习内容
了解化学反应速率及表示方法，掌握浓度、压强、温度、催化剂对化学反应速率的影响；
了解化学平衡的概念及特征，掌握化学平衡表达式书写，掌握影响化学平衡的因素；
会利用平衡移动原理采取有效方法提高转化率、产率。
学习目标
项目三 化学反应速率与化学平衡
一、化学反应速率的表示方法
（一）平均速率
aA + bB ═ dD + eE
=
化学反应速率：表征化学反应快慢程度的物理量。
表示方法：单位时间内反应物浓度的减少或者产物浓度的增加来表示，单位为mol.L-1.s-1或mol.L-1.min-1 或mol.L-1.h-1。
任务一 化学反应速率
t/min c（H2O2） / mol·L-1 c（O2） / mol·L-1 v（H2O2） mol·L-1·min-1 v（O2）
mol·L-1·min-1
0 0.80 0.00
20 0.40 0.20 0.020 0.010
40 0.20 0.30 0.010 0.005
60 0.10 0.35 0.0050 0.0025
80 0.05 0.375 0.0025 0.00125
H2O2水溶液的分解的平均速率（2H2O2 = 2H2O+O2）
结论：
随着反应进行，反应速率逐渐减小；
同 一反应，用不同物质的浓度变化表示速率，数值会有所不同，但有一定的关系。
表示反应速率时，要标明是哪种物质浓度的变化。
常采用比较易测量的某种物质浓度随时间的变化来表示。
（二）瞬时速率
在c-t图上，某时刻的速率，即该时刻切线的斜率。反应刚开始，速率大，然后不断减小，体现反应速率变化实际情况。可用绘制c-t图法求得。
化学反应在某一瞬间的反应速率称为瞬时速率，可用浓度对时间t的微分表示。
二、化学反应碰撞理论和活化能
（一）碰撞理论的基本要点
必要条件
二、化学反应碰撞理论和活化能
（二）活化能
两层含义：
活化能Ea=E*-E；
由反应物到产物所要逾越的“能量障碍”。
活化能的特性：
活化能是决定反应速度的内在因素。在一定温度下，活化能越大，反应越慢，反之越快。
不同反应的活化能不同，是物质结构的反映。
活化能具有广度性质，方程式写法不同活化能亦不同。
活化能与化学反应热效应的关系
反应的热效应 ΔH＝El—E 2
如果El＞E2，ΔH为正值，正反应吸热。
如果E2＞El，ΔH为负值，正反应放热；
三、影响化学反应速率的因素
内因：反应本身的性质(首要因素)
外因：浓度或分压、温度、催化剂（外界条件）
（一）浓度或分压对反应速率的影响
在温度固定，增加反应物浓度或分压，可增大反应速率。
反应物浓度或分压增大
单位体积内
活化分子数增加
有效碰撞
次数增多
反应速率
加快
反应速率与反应物浓度的关系——质量作用定律
mA + nB = pC + qD
只适用于基元反应，不适用于非基元反应；
稀溶液中溶剂参与的反应，其速度方程不必标出溶剂的浓度；
固体或纯液体参加的多相反应，其反应速率与固体或纯液体的量（或浓度）无关。
K-反应速率常数，由实验测得，取决于反应的本性，与浓度（分压）无关，是温度的函数。
（二）温度对反应速率的影响
温度↑ 10 ℃，V ↑2~3倍
明显
温度
升高
活化分子
百分数增加
有效碰撞
次数增多
反应速率
加快
分子获得
更高的能量
注意：温度升高、吸热反应、放热反应的反应速率都增加。
（三）催化剂对反应速率的影响
显 著
能显著改变化学反应速率，本身在反应前后质量和化学组成均不改变的物质（触媒）。
催化剂
有效碰撞
次数增多
反应速率
加快
参与反应
改变反应途径
降低反应
活化能
活化分子
百分数增加
催化作用的特点：
高效性（用量少，作用大）；
选择性（不存在万能催化剂）；
参加反应,但反应前后组成和质量不变；
催化剂中毒:活性因接触少量杂质而明显下降甚至遭到破坏。
酶是生物催化剂，在一定温度、pH范围时，活性才最大。
其他因素：光照、固体颗粒大小、电磁波、超声波、溶剂性质等。
总结:
催化剂 >>温度>浓度=压强
小结
化学反应速率的表示方法——平均速率、瞬时速率
化学反应碰撞理论（有效碰撞）和活化能（E越小，V越大）
影响化学反应速率的因素——本性、浓度、温度、催化剂；
催化剂的作用和特性——高效性、选择性、条件性
一、可逆反应与化学平衡
几乎所有的化学反应都具有可逆性；
可逆反应总是不能进行到底，得到的总是反应物与生成物的混合物，并且在一定条件下会建立起化学平衡（正逆反应速率相等时，体系中各种物质的浓度不再随时间而发生变化的状态）。
（一）可逆反应的特点
可逆反应：在一定条件下，既能向正方向进行又能向逆方向进行的反应。
任务二 与化学平衡
（二）化学平衡的特征
平衡状态体现出一定条件下化学反应可以完成的最大限度。具有一切平衡的共性和特征，是有条件的、相对的、暂时的动态平衡。
逆—恒温条件下封闭体系可逆反应才能建立化学平衡 (前提)；
等--正逆反应速度相等时达到平衡(条件)；
定--产物和反应物浓度不再随时间变化，保持定值 (标志)；
动—动态平衡（反应仍在进行并没有停止）；
变—条件改变，平衡破坏，建立新平衡（暂时平衡）。
（一）化学平衡常数
在一定条件下，可逆反应达到平衡时，生成物浓度幂的乘积与反应物浓度幂的乘积之比称为化学平衡常数， Kc或Kp。
压力平衡常数（气体）
p→平衡分压
[X] →平衡浓度,
浓度平衡常数
二、化学平衡的定量表达
a A +bB cC+dD
Kc或Kp --表明在一定条件下反应进行的程度，K愈大，正反应进行的程度愈大。
书写平衡常数表达式时的注意事项：
各组分浓度或分压为平衡浓度或平衡分压；
反应中有固体或纯液体物质时，浓度或分压视为常数，表达式中不予写出；在稀溶液中进行的反应，水的浓度视为常数，合并入平衡常数，不必出现在平衡关系式中；
对于非水溶液中的反应，若有水参加，H2O的浓度不视为常数，应书写在化学平衡常数表示式中；
化学平衡常数表示式必须与计量方程式相对应。同一化学反应以不同计量方程式表示时，平衡常数表示式不同，其数值也不同。
（二）标准平衡常数
溶液反应 a A（aq) +bB（aq) =dD（aq) +eE（aq)
气相反应 a A（g) +bB（ g) =dD（ g) +eE（ g)
1.标准平衡常数表达式
用相对平衡浓度和相对平衡分压来表示的平衡常数。
2.标准平衡常数的应用
可逆反应特征常数，K值越大，反应进行得越完全；
判断反应是否处于平衡态以及处于非平衡态时反应进行方向
Q ＜ K 正反应自发进行；
Q = K 反应达平衡状态（即反应进行到最大限度）；
Q ＞ K 逆反应自发进行。
K3 = K1 × K2 或 K3 = K1/K2
(二 )多重平衡的平衡常数
多重平衡的规则：在相同条件下，如有两个反应方程式相加或相减得到第三个反应方程式，则第三个反应方程式的平衡常数为前两个反应方程式平衡常数之积或商。
应用多重平衡规则，可以由已知反应的标准平衡常数计算有关反应的标准平衡常数。
使用时应注意：所有标准平衡常数必须在同一温度（标准平衡常数是温度 的函数。
1.选择： (1) 2H2(g)+ O2(g) = 2H2O(g) , K1
(2) H2(g)+ 1/2O2(g) = H2O(g) , K2
(3) 2H2O(g) = 2H2(g)+ O2(g) , K3
同一温度，上述各反应平衡常数之间的关系是：
A. K1 = K2 = K3; B. K1 = K2 2 = 1/K3;
C. K1 = K2 2= 1/K32; D. K1 =1/ K2 = K3
(1) H2(g)+ 1/2 S2(g) = H2S(g) , K1 ＝0.80
(2) 3H2(g)+SO2(g) = H2S（g）+ H2O(g) , K2 ＝1.8×10-4
2.已知下列反应在1300K时的平衡常数
求反应 4H2(g)+2SO2(g) = S2（g）+ 4H2O(g) , 在相同温度下的平衡常数 K3。
计算平衡组成：
若反应前后体积不变，反应的量可以用浓度表示：
平衡转化率 = 某反应物已转化的量/某反应物的重量×100％
已知平衡浓度或分压求平衡常数；
已知初始浓度（分压）和平衡常数，求平衡浓度和转化率
如果一个可逆反应达到平衡状态以后，反应条件（如浓度，压强，温度等）改变了，平衡体系中各组成物质的浓度（或压力）也就随着改变而达到新的平衡状态，这叫做化学平衡的移动。
三、化学平衡的移动
[思考]化学平衡移动的原因、结果
（混合体系中各物质的浓度发生了变化。）
（正逆反应速率由相等到不等最后又相等）
（一）化学平衡移动的概念
浓度对化学平衡的影响
（二）影响化学平衡的因素
条件改变 移动方向 原因 结果
c反增大 正 v正>v逆 消耗反应物
c反减小 逆 v正c生增大 逆 v正c生减小 正 v正>v逆 补充生成物
Q < K 正向
Q > K 逆向
Q ＝K 不移动
结论：增加反应物浓度或减少生成物浓度，平衡向正向移动；增加生成物浓度或减少反应物浓度，平衡逆向移动。
应用：使廉价易得反应物过量，可提高另一种原料的利用率。
压力对化学平衡的影响
压力对固体或液体影响很小，压力改变不会影响溶液中各组分物质的浓度，对没有气体参加的化学平衡，压力对化学平衡的影响可以忽略。
对于气体参加的化学反应，当反应达平衡时，如果可逆反应两边气体分子总数不等，则改变压力对化学平衡有影响。
结论：在等温条件下，增大体系总压力，平衡向气体分子数减少的方向移动；降低总压力，平衡向气体分子数增多的方向移动。
原因：升温：v吸增大＞v放增大，平衡向吸热方向移动；
降温 ：速率：v吸减小＜v放减小，平衡向放热方向移动。
温度改变导致K发生变化，使平衡发生移动；
移动结果与化学反应的热效应有关。放热反应，温度升高不利于反应正向进行。吸热反应，温度升高平衡向正方向移动。
结论：升高温度，平衡向吸热反应方向移动；
降低温度，平衡向放热反应方向移动。
平衡移动削弱了温度的改变，但并不等于完全消除。
温度对化学平衡的影响
●催化剂能改变化学反应速率，但不能使化学平衡发生移动。
（同样倍数加快或降低正、逆反应速率，平衡常数并不改变）。
催化剂与化学平衡：请特别注意！
●使用催化剂能降低反应的活化能，加快反应速率，缩短达到平衡的时间。
（三）平衡移动原理的综合应用
假如改变平衡系统条件之一，如温度、压强、或浓度，平衡就向减弱这个改变的方向移动——勒 夏特列原理。
使一种价廉易得的反应物过量，以提高另一种原料的转化率；
升高温度能增大反应速率，对于吸热反应还能增加转化率；
对于气体反应，增加压力会使反应速率加快，对分子数减少的反应还能提高转化率；
催化剂不能使平衡移动，但可以缩短达到平时的时间。
小结
化学平衡的特征——逆、等、定、动、变；
化学平衡常数表达及作用——K↗、反应越完全、定量
化学平衡的移动及影响因素——浓度、压力、温度
化学平衡移动原理的综合利用。

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