资源简介

课 题：项目四 化学反应的速率与化学平衡
教学目的：
1、了解化学反应速率的概念和表示方法，掌握化学平衡及平衡常数的概念及其意义。
2、熟悉碰撞理论、过渡态理论、质量作用定律和平衡常数的计算。
3、能够熟练掌握浓度、压强、温度以及催化剂等外界条件对化学反应速率和化学平衡的影响。
课 型：新授课
课 时：
本章安排4个课时。
教学重点：
重点：熟悉碰撞理论、过渡态理论、质量作用定律和平衡常数的计算。能够熟练掌握浓度、压强、温度以及催化剂等外界条件对化学反应速率和化学平衡的影响。
教学难点：
难点：了解化学反应速率的概念和表示方法，掌握化学平衡及平衡常数的概念及其意义。
教学过程：
教学形式：讲授课，教学组织采用课堂整体讲授和分组演示。
教学媒体：采用启发式教学、案例教学等教学方法。教学手段采用多媒体课件、视频等媒体技术。
作业处理：
完成每个项目后的项目检测。
板书设计：
本课标题 绪论 课次 2
授课方式 理论课□ 讨论课□ 习题课□ 其他□ 课时安排 4
学分 共2分
授课对象 院系、专业：医学专业 任课教师
教材及参考资料 1.《药用基础化学技术》，主编：周建庆 ；江苏教育出版社。 2.本教材配套视频教程及学习检查等资源。 3.与本课程相关的其他资源。
教学基本内容 教学方法及教学手段
课堂导入 每一个项目的开头都有学习目标，然后介绍项目相关的理论知识，其中穿插有例题从而帮助巩固和运用所学知识。书中还会有相关的知识拓展，拓宽学生视野，学习完理论知识后还配有相关的实训项目，加强学生动手操作能力。最后配有项目检测测试学生知识掌握情况。 参考以下形式： 1.衔接导入 2.悬念导入 3.情景导入 4.激疑导入 5.演示导入 6.实例导入 7.其他形式
本章基本知识汇总 任务一 化学反应速率 一、 化学反应速率的概念和表示方法 人们在日常生活和生产实践中，会接触到各种类型的化学反应。不同化学反应的速率千差万别，如烟花爆竹的燃放和溶液中简单离子间的反应等瞬间即可完成；石油和煤的形成需要经过亿万年的时间。可见，不同化学反应进行的快慢是不相同的。即使是同一化学反应，在不同反应条件下进行，其反应速率也会不同。 同一化学反应的反应速率，当选用不同物质的浓度变化计算反应速率时，其数值可能不同，但存在一定的比例关系，其比值与反应方程式中相应物质分子式前的系数比一致，因而它们所代表的都是同一反应的反应速率，实际工作中通常选择浓度变化量容易测定的物质作为计算依据。 一般说来，大部分化学反应都不是匀速进行的。反应速率随反应时间而变，上述所计算的反应速率是指在Δt时间内的平均速率。只有瞬时速率才能准确表示化学反应在某一时刻的真实速率，瞬时速率是指平均速率中Δt无限趋近于零，平均速率的极限。 二、 化学反应速率理论简介 （一） 碰撞理论 1、有效碰撞 化学反应的速率千差万别，相同的反应条件，为什么有的反应进行地很快而有的反应进行地很慢？化学反应过程是反应物旧分子向生成物新分子转变的过程，在这个转变过程中，必有旧化学键的断裂和新化学键的形成。旧键的断裂需要克服原子之间的结合力；新键的形成需要克服分子之间的相互靠近的阻力。要实现反应过程的转变，必须提供足够的能量。 2、活化分子和活化能 只有那些能量很高的分子才能发生有效碰撞，因而，人们把那些能够发生有效碰撞的分子称为活化分子。从化学反应的过程看，活化分子要比其他普通分子具有更高的能量。在一定条件下的反应体系中，活化分子在反应物总分子数中占有一定的比例，其比例越大，则单位体积单位时间内发生有效碰撞的次数越多，反应速率就越快。 （二） 过渡态理论 随着人们对物质内部结构认识的深入，20世纪30年代艾林（H.Eyring）和波兰尼（M.Polanyi）等人提出了化学反应速率的过渡态理论。这个理论认为，化学反应不是通过反应物分子间的简单碰撞就生成产物，而是要经过一个中间的过渡状态，形成一个“活化络合物”，即所谓的“过渡态”，然后再转化为产物。 “活化络合物”是反应物转化为生成物过程中的一种状态，因而又称其为过渡态。由反应物变化成活化络合物的同时，反应物活化分子的动能转化为活化络合物的势能，使得活化络合物所具有的势能既高于反应物的势能，也高于生成物的势能，在反应物与生成物之间就形成了一个能垒。无论是碰撞理论还是过渡态理论都说明，反应的活化能的大小是决定化学反应速率大小的重要因素。 三、 化学反应热与热化学方程式 （一） 活化能与反应热 在化学反应进行的过程中，常伴有放热或吸热现象。人们把反应过程中放出热量，称为放热反应，若吸收热量，称为吸热反应。反应中放出或吸收的热量都属于反应热。对于可逆的基元反应来说，反应热ΔH与正逆反应的活化能密切相关。根据过渡态理论，活化络合物的势能与反应物的势能之差代表正反应的活化能（Ea正），活化络合物的势能与生成物的势能之差代表逆反应的活化能（Ea逆）。正逆反应的活化能之差，称为该化学反应的反应热，用ΔH表示，即：ΔH=Ea正-Ea逆其中吸热反应，ΔH＞0；放热反应，ΔH＜0。 对于可逆反应来说，如果正反应是放热反应，则逆反应就是吸热反应，反之也然，但吸热反应的活化能总是大于放热反应的活化能。在同一条件下，正、逆反应放出或吸收的热量绝对值相等，符号相反。 （二） 热化学方程式 化学反应的热效应，通常用热化学方程式来表示。常用的简单方法是在化学方程式的右边用“-”号表示吸收热量，用“+”表示放出热量，或用ΔH的正、负表示反应的吸热或放热。人们把这种表示化学反应与热效应关系的方程式称为热化学方程式。 热化学方程式中反应物和生成物分子式前的系数只表示物质的量，不表示分子个数，因而可以将分子式前的系数写成分数。 反应热通常可由实验测出。但并不是所有化学反应的反应热都能通过实验来准确测定。俄国化学家盖斯在大量的实验事实的基础上于1840年总结出一条规律：“一个化学反应是一步完成或分几步完成，该反应的热效应总是相同的”。或者说：“一个化学反应如果分几步完成，则总反应的反应热等于各步反应反应热的代数和”。这一定律称为盖斯定律，也叫反应热加和定律。盖斯定律是热化学计算的基础，能使热化学方程式可以像数学的代数方程式那样进行有关计算，从而减少了大量的实验工作，使那些难于测定或不能直接测定的反应热效应通过已有准确测定的反应热效应计算得到。因此，盖斯定律具有十分重要的意义。 任务二 影响化学反应速率的因素 不同的化学反应有着不同的反应速率；同一化学反应在不同的情况下，其化学反应的速率也存在差异。前者由反应物的组成、结构和性质等内在因素起决定性的作用，内因的不同，反应的活化能不同决定着反应速率的快慢；而后者受反应的外界条件，如反应物浓度、压强、温度和催化剂等因素的影响。掌握外界因素对化学反应速率影响的规律，将会对人们的日常生产和生活产生积极的作用。 一、 浓度对化学反应速率的影响 大量实验表明，在一定温度下，化学反应的速率主要取决于反应物的浓度。增大反应物的浓度，对大多数化学反应来说，都会加快其化学反应速率。如硫在空气中可缓慢燃烧，而在纯氧中则迅速燃烧，这是由于空气中只含有21%左右氧气的缘故，说明反应物浓度对化学反应速率有较大的影响。通过下述演示实验能进一步阐明浓度对化学反应速率的影响情况。 对于任何一个化学反应，在一定温度下，反应物分子中活化分子百分数总是恒定的，而活化分子浓度是正比于活化分子百分数和反应物浓度的，即：活化分子浓度=反应物浓度×活化分子百分数所以改变反应物的浓度，等于改变反应体系中活化分子的浓度，从而改变了反应体系中单位时间内反应物分子的有效碰撞次数。即增大反应物的浓度，相当于增大了活化分子的浓度，也增大单位时间内反应物分子的有效碰撞次数，使化学反应速率增大；反之亦然，使化学反应速率减小。 二、 压强对化学反应速率的影响 对于有气体参加的化学反应，压强的改变会影响到反应的速率。这是因为在一定的温度下，压强的改变影响到气体体积的变化，从而引起气体浓度的变化。因而，压强对化学反应速率的影响，从本质上讲，与浓度对化学反应速率的影响相同。 三、 温度对化学反应速率的影响 人们知道，在炎热的盛夏，食物容易腐烂变质，但如果把它们放入冰箱中保存情况就不一样。例如氢和氧，在常温下几乎察觉不出它们在进行反应，但如把它们的温度加热至873K，它们之间的反应可在瞬间完成。这些实例表明：温度是影响化学反应速率的一个重要因素。 使用相同浓度的Na2S2O3溶液和稀H2SO4溶液在不同的温度下反应，可以根据溶液变浑浊的时间长短，说明反应速率的快慢。 温度升高之所以能使化学反应的速率加快，一方面是由于温度升高加快了反应物分子的运动速度，从而增大了单位时间单位体积内反应物分子间的碰撞次数，即增大了单位时间单位体积内反应物分子间的有效碰撞次数，因而加快了化学反应的速率。另一方面，其根本原因是由于温度升高时，一部分普通反应物分子获取一定能量而变成活化分子，增大了活化分子的百分数，从而使单位时间单位体积内反应物分子间的有效碰撞次数显著增加，导致化学反应速率以几何级数的倍数增加。 四、 催化剂对化学反应速率的影响 我们知道在化学反应体系中，能显著改变化学反应速率但本身在反应前后其化学组成、性质和质量均保持不变的一类物质称之为催化剂。如在加热氯酸钾制备氧气时加入的二氧化锰，在制硫酸过程中，用二氧化硫与氧反应制备三氧化硫时使用的五氧化二钒等都属于催化剂。人们把催化剂能改变化学反应速率的作用叫做催化作用，通常又把催化剂作用下进行的反应称之为催化反应。 在催化反应中，有些催化剂能加快化学反应的速率，使反应迅速进行；而有些催化剂却减慢化学反应的速率，使剧烈的反应趋于缓和。凡能加快化学反应速率的催化剂叫正催化剂；能减慢化学反应速率的催化剂叫负催化剂或抑制剂。而通常所说的催化剂一般是指正催化剂。例如，为防止塑料或橡胶的老化、药物的变质、金属的锈蚀等在储存中加入一定量的抑制剂以减缓其反应的速率。实验室氯酸钾制氧气，工业用二氧化硫为原料制硫酸等，为加快反应速率，提高效率，通常又使用正催化剂。 催化剂改变反应速率的催化反应是十分重要且又普遍存在的，据统计，80%~90%的化工生产及制药过程使用了催化剂。但值得注意的是，催化剂具有高度的选择性和高度的有效性，某种催化剂通常只对某些特定的反应起催化作用，却对其他类型的反应则无催化作用。 酶是生物体内生命过程中的天然活体催化剂。在生物催化作用中，酶的高度的选择性和高度的有效性就表现得更为神奇。许多在实验室难以实现的复杂反应，却能在常温常压下在生物体内通过酶的作用快速高效地实现。如乳酸脱氢酶只对L乳酸脱氢生成丙酮酸起催化作用，而对D乳酸就没有催化作用；人体消化道内的酶使食物在常温常压下快速消化吸收，正是它们的专一性和高效性，才确保了人体代谢过程的正常进行。 任务三 化学反应的方向和限度 在一定条件下，有些化学反应其反应速率很快，但反应物转化成生成物的程度却很小；而另有些反应，反应的速率虽然较慢，只要有足够的时间，反应进行得比较彻底，反应物几乎全部转化为生成物。对一个有益于人类的化学反应，其利用价值的大小，不仅仅取决于其反应的速率，还要知道其反应进行的程度。因此，研究化学反应进行的程度，有哪些因素对化学反应进行的程度产生影响及产生怎样的影响，就突显重要。 一、 可逆反应和化学平衡 （一） 可逆反应和不可逆反应 在一定条件下，氮气和氢气反应生成氨气：N2+3H22NH3而在同一条件下，氨气却也能分解生成氮气和氢气：2NH3N2+3H2这种在同一条件下，既能向一个方向又能向相反方向进行的化学反应，称之为可逆反应。通常将从左向右进行的反应叫做正反应；从右向左进行的反应叫做逆反应。在书写反应方程式时通常用可逆号“”代替等号，以表示反应的可逆性。 （二） 化学平衡 可逆反应的特点是：在密闭的容器中，无论反应进行多长时间，反应都不能彻底进行，反应物和生成物都将同时存在于反应体系中。例如：将氢气和氮气放入一密闭容器中，让其在一定条件下进行反应，反应开始时，容器中只有氮气和氢气，所以只发生生成氨气的反应。随着反应的进行，无论何时对容器内物质进行测定分析，都会发现H2、N2和NH3同时存在。 根据化学反应速率的质量作用定律进一步研究上述合成氨的反应会发现，反应刚刚开始，容器中只有H2和N2，此时反应物的浓度最大，正反应速率最大，氨的浓度为零，逆反应速率为零。随着反应的进行，H2和N2的浓度逐渐减小，正反应的速率也将逐渐降低，同时由于生成物NH3的浓度逐渐增大，逆反应速率逐渐加快。当反应进行到一定程度时。 正反应速率等于逆反应速率，这时单位时间内正反应消耗氢气和氮气的分子数等于逆反应生成氢气和氮气的分子数。反应体系内各物质的浓度均不再随时间而改变，从表面上看，反应已不再向某一个方向进行，反应达到了最大限度的状态。在化学中，把在一定条件下，可逆反应的正反应速率等于逆反应速率，体系中各物质的浓度均不再随时间而改变，此时体系所处的状态称为化学平衡。 反应体系处于平衡状态时，从客观上表现为静止，实际上反应仍在进行，只不过是正反应速率与逆反应速率相等，方向相反而已。因而，化学平衡是动态平衡。同时值得注意的是，这种平衡是有条件的、暂时和相对的平衡，一旦平衡所处的条件被改变，化学平衡将会随之被破坏而发生移动，反应的限度也将随之发生变化。 二、 化学平衡常数 （一） 化学平衡常数 在一定条件下，可逆反应达到平衡状态时，体系内各物质的浓度均不再随时间而改变。大量的实验数据说明，在一定温度下的平衡体系中，反应物和生成物浓度之间存在一定的数量关系。 可逆反应平衡常数的大小是可逆反应完成程度的标志。在同一反应条件下，不同的可逆反应，其平衡常数可能不同，平衡常数的值越大，表明平衡体系中生成物的量越大，说明正反应的趋势越强，相反就越弱。 （二） 平衡常数表达式的书写规则 ① 在平衡常数表达式中所用各物质的浓度或分压，都是指可逆反应达到平衡时的浓度或分压，而且生成物的浓度或分压幂次方的乘积做分子，反应物的浓度或分压幂次方的乘积做分母。 ② 平衡常数表达式要与化学方程式相对应，其写法不同，平衡常数表达式不同，平衡常数值也不同。 （三） 平衡常数的应用——判断化学反应进行的方向 平衡状态是可逆反应进行的最大限度，因而，在一定条件下，可逆反应达到最大限度的重要标志是正反应速率等于逆反应速率，反应体系中各物质的浓度客观上都是恒定值，不因时间而变化，其平衡常数是一定值。可见，只要知道一定温度下可逆反应的平衡常数K值，同时又知道反应体系中各物质的开始浓度，就可以判断可逆反应是否处于平衡状态，还是向哪一个反应方向进行。 判断规则归纳如下： Q=K或Q/K=1，可逆反应处于平衡状态（可逆反应进行到最大限度）； Q＜K或Q/K＜1，可逆反应处于非平衡状态，反应向正反应方向进行，直到Q=K为止； Q＞K或Q/K＞1，可逆反应处于非平衡状态，反应向逆反应方向进行，直到Q=K为止。 任务四 化学平衡的移动 化学平衡是指在一定条件下，可逆反应体系中正反应速率等于逆反应速率的动态平衡，这种平衡状态是暂时的、相对的平衡状态。当这种平衡状态所处的外界条件（浓度、压强、温度等）发生变化，根据外界条件对化学反应速率影响的原理可知，它们必将对可逆反应体系中的正反应速率和逆反应速率产生影响，从而导致反应体系中正、逆反应的速率可能不再相等，原有的平衡状态就要遭到破坏，从平衡状态变为不平衡状态，正、逆反应按不同的速率继续进行反应，再经历一定时间后，这个反应体系就会重新建立起适应新条件下的新平衡状态。新平衡状态下反应物和生成物的浓度都不再是原来平衡的浓度。人们把这种由于外界条件的改变而造成的可逆反应从原平衡状态向新平衡状态转变的过程，称之为化学平衡的移动。 在新的平衡状态下，如果因化学平衡的移动而造成生成物的浓度比原平衡时的浓度增大了，习惯上称化学平衡向正反应方向移动（或向右移动）；如果因化学平衡的移动而造成反应物的浓度比原平衡时的浓度增大了，习惯上称化学平衡向逆反应方向移动（或向左移动）。 分析和掌握外界条件的改变对化学平衡移动的影响，根据可逆反应的特点，如何创造条件使化学平衡向着有利的方向移动，将会对日常生活、生产及临床实践产生积极的影响。下面我们讨论浓度、压力、温度等因素对化学平衡的影响。 一、 浓度对化学平衡的影响 可逆反应达到平衡后，如果改变平衡体系中任一反应物或生成物的浓度，必将引起体系内的反应商Q与该温度下的平衡常数K不再相等，从而破坏了原平衡，使化学平衡发生移动。可以利用实验进一步研究浓度的改变对化学平衡移动的影响。 二、 压强对化学平衡的影响 由于固体、液体的体积受压力影响变化极小，所以对固体和液体反应的平衡体系压力的改变几乎没有影响。对于有气态物质参加的可逆反应，改变压力可能使平衡发生移动。 具体说有两种情况，一是对那些有气态物质参加的可逆反应，但反应物和生成物气态物质分子数之和相等的反应，如：H2（g）+I2（g）2HI（g）压力的改变对它们的平衡也没有影响。其原因是在恒温条件下，改变平衡体系的总压力对反应物和生成物分压所产生的影响是等效的，不会改变Q值，仍然存在Q=K，平衡不发生移动。 二是对那些有气态物质参加的可逆反应，但反应物和生成物气态物质分子数之和不相等的反应。 根据上述压强对平衡移动的影响及有关实验可以得出结论：在其他条件不变的情况下，增大反应体系的压强，平衡向着气体分子数减小的方向移动；减小反应体系的压强，平衡向着气体分子数增大的方向移动。 三、 温度对化学平衡的影响 温度对化学平衡移动的影响与浓度和压强的影响有着根本的区别，浓度和压强对化学平衡移动的影响是通过改变平衡体系的反应商Q值，使Q不再等于K而让平衡发生移动，只是改变了体系的平衡点，温度对化学平衡的影响是通过改变其平衡常数而实现的。下面来研究温度对化学平衡产生什么样的影响。先用一个演示实验来说明。 综合以上外界各因素对化学平衡的影响，法国化学家勒夏特列（H.L.LeChatelier）概括总结出一条著名的规律：如果改变影响平衡体系的任一条件（如浓度、压强或温度），平衡就向着能减弱这种改变的反应方向移动。这条规律称为勒夏特列原理，也叫平衡移动原理。值得注意的是，此原理只适用于已达到平衡的反应体系，但不适用于非平衡体系。 1．教学以学生学习教材的基本内容为主，系统全面地学习产业经济学基础的基本内容。 2．通过案例为学生讲解产业经济学基础的素质要求和培训要点。 3．整个教学过程中，各教学点可根据实际情况，进行拓展知识的讲解。
讨论题、思考题： 围绕本章主题做情景模拟训练，以增强理解，加深印象。可以参考教材、资料包、或者其他案例。
作业： 完成项目检测。

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