2020年高考化学二轮复习专题六化学反应速率化学平衡

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.了解化学反应的可逆性及化学平衡的建立。4.掌握化学平衡的特征，了解化学平衡常数K的含义，能利用化学平衡常数进行相关计算。5.理解外界条件(浓度、温度、压强、催化剂等)对反应速率和化学平衡的影响，能用相关理论解释其一般规律。6.了解化学反应速率和化学平衡的调控在生活、生产和科学研究领域中的重要作用。考点二化学平衡及其影响因素内容索引NEIRONGSUOYIN考点一化学反应速率及其影响因素化学反应速率及其影响因素HUAXUEFANYINGSULVJIQIYINGXIANGYINSU01(一)化学反应速率的计算及速率常数1.化学反应速率的计算核心回扣1(1)根据图表中数据和定义计算：v(X)＝X的浓度变化量mol·L－1时间的变化量s或min或h，即v(X)＝|Δc|Δt＝|Δn|V·Δt，计算时一定要注意容器或溶液的体积，不能忽视容器或溶液的体积V，盲目地把Δn当作Δc代入公式进行计算，同时还要注意单位及规范书写，还要根据要求注意有效数字的处理。(2)根据化学方程式计算：对于反应“mA＋nB===pC＋qD”，有v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)＝m∶n∶p∶q。2.速率常数(1)假设基元反应(能够一步完成的反应)为aA(g)＋bB(g)===cC(g)＋dD(g)，其速率可表示为v＝kca(A)cb(B)，式中的k称为反应速率常数或速率常数，它表示单位浓度下的化学反应速率，与浓度无关，但受温度、催化剂、固体表面性质等因素的影响，通常反应速率常数越大，反应进行得越快。不同反应有不同的速率常数。(2)正、逆反应的速率常数与平衡常数的关系对于基元反应aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)，v正＝k正·ca(A)·cb(B)，v逆＝k逆·cc(C)·cd(D)，平衡常数K＝ccC·cdDcaA·cbB＝k正·v逆k逆·v正，反应达到平衡时v正＝v逆，故K＝k正k逆。(二)正确理解化学反应速率的影响因素1.内因——活化能活化能是指为了能发生化学反应，普通分子(具有平均能量的分子)变成活化分子所需要吸收的最小能量，即活化分子比普通分子所多出的那部分能量。相同条件下，不同化学反应的速率不同，主要是内因——活化能大小不同所致，活化能小的化学反应速率快，活化能大的反应速率慢。注意反应热为正、逆反应活化能的差值。2.外因相同的化学反应，在不同条件下，化学反应速率不同，主要原因是外因——浓度、压强、温度、催化剂、光照、接触面积等因素不同所致。(1)浓度(c)：增大(减小)反应物浓度→单位体积内活化分子数目增加(减少)，活化分子百分数不变→有效碰撞频率提高(降低)→化学反应速率加快(减慢)。(2)压强(p)：对于气相反应来说，增大(减小)压强→相当于减小(增大)容器容积→相当于增大(减小)反应物的浓度→化学反应速率加快(减慢)。注意“惰性气体”对反应速率的影响①恒容：充入“惰性气体”――→引起总压增大―→参与反应的物质浓度不变(活化分子浓度不变)―→反应速率不变。②恒压：充入“惰性气体”――→引起体积增大――→引起参与反应的物质浓度减小(活化分子浓度减小)――→引起反应速率减小。(3)温度(T)：升高(降低)温度→活化分子百分数增大(减小)→有效碰撞频率提高(降低)→化学反应速率加快(减慢)。(4)催化剂①添加催化剂→降低反应的活化能→活化分子百分数增大→有效碰撞频率提高→化学反应速率加快。②添加催化剂→降低反应的活化能→降低反应所需的温度→减少能耗。③添加催化剂能改变反应的路径，如乙醇的氧化实验，该实验的总反应为2CH3CH2OH＋O2―→2CH3CHO＋2H2O，活化能为E总；使用铜丝作催化剂将一步反应改变为两步反应，第一步反应为2Cu＋O22CuO，活化能为E1；第二步反应为CH3CH2OH＋CuOCH3CHO＋Cu＋H2O，活化能为E2；由于E1E总、E2E总，所以化学反应速率加快。=====△――→△④催化剂的选择性：对于在给定条件下反应物之间能够同时发生多个反应的情况，理想的催化剂还具有大幅度提高目标产物在最终产物中比率的作用。⑤酶作催化剂的特点：高效性、专一性(高选择性，一种酶只能催化一种或一类化学反应，如蛋白酶只能催化蛋白质水解成多肽)、温和性(反应条件温和，温度升高，酶发生变性失去催化活性)。角度一化学反应速率的影响及控制1.(2015·海南，8改编)10mL浓度为1mol·L－1的盐酸与过量的锌粉反应，若加入适量的下列溶液，能加快反应速率但又不影响氢气生成量的是A.K2SO4B.CH3COONaC.CuSO4D.Na2CO3真题研究2123√564解析A项，硫酸钾为强酸强碱盐，不发生水解，若加入其溶液，则对盐酸产生稀释作用，氢离子浓度减小，但H＋物质的量不变，错误；B项，加入醋酸钠，则与盐酸反应生成醋酸，使溶液中氢离子浓度减小，随着反应的进行，CH3COOH最终又完全电离，故H＋物质的量不变，错误；C项，加入硫酸铜溶液，Cu2＋会与锌反应生成铜，构成原电池，会加快反应速率，但H＋物质的量不变，正确；D项，加入碳酸钠溶液，会与盐酸反应，使溶液中的氢离子的物质的量减少，导致反应速率减小，生成氢气的量减少，错误。1234562.(2017·江苏，10)H2O2分解速率受多种因素影响。实验测得70℃时不同条件下H2O2浓度随时间的变化如图所示。下列说法正确的是1234A.图甲表明，其他条件相同时，H2O2浓度越小，其分解速率越快B.图乙表明，其他条件相同时，溶液pH越小，H2O2分解速率越快C.图丙表明，少量Mn2＋存在时，溶液碱性越强，H2O2分解速率越快D.图丙和图丁表明，碱性溶液中，Mn2＋对H2O2分解速率的影响大√56解析A项，浓度对反应速率的影响是浓度越大，反应速率越快，错误；B项，NaOH浓度越大，即pH越大，H2O2分解速率越快，错误；C项，由图可知，Mn2＋存在时，0.1mol·L－1NaOH溶液中H2O2的分解速率比1.0mol·L－1的NaOH中的快，错误；D项，由图可知，碱性条件下，Mn2＋存在时，对H2O2分解速率影响大，正确。1234563.[2018·全国卷Ⅰ，28(3)]对于反应2N2O5(g)―→4NO2(g)＋O2(g)，R.A.Ogg提出如下反应历程：第一步N2O5NO2＋NO3快速平衡第二步NO2＋NO3―→NO＋NO2＋O2慢反应第三步NO＋NO3―→2NO2快反应其中可近似认为第二步反应不影响第一步的平衡。下列表述正确的是_____(填标号)。A.v(第一步的逆反应)v(第二步反应)B.反应的中间产物只有NO3C.第二步中NO2与NO3的碰撞仅部分有效D.第三步反应活化能较高1234AC56解析第一步反应快速平衡，说明正、逆反应速率很大，极短时间内即可达到平衡，A项正确；第二步反应慢，说明有效碰撞次数少，C项正确；由题给三步反应可知，反应的中间产物有NO3和NO，B项错误；反应快，说明反应的活化能较低，D项错误。123456角度二化学反应速率的计算及速率常数的应用4.(1)[2018·全国卷Ⅰ，28(2)改编]已知2N2O5(g)===2N2O4(g)＋O2(g)，起始时N2O5(g)为35.8kPa，分解的反应速率v＝2×10－3×(kPa·min－1)。t＝62min时，测得体系中＝2.9kPa，则此时的＝_______kPa，v＝__________kPa·min－1。123425NOp25NOp30.06.0×10－2解析2N2O5(g)===2N2O4(g)＋O2(g)起始/kPa35.80062min时/kPa35.8－2.9×22.9＝30所以＝30.0kPav＝2×10－3×30.0kPa·min－1＝6.0×10－2kPa·min－1。25NOp562Op(2)[2015·广东，31(3)改编]一定条件下测得反应2HCl(g)＋Cl2(g)＋H2O(g)的反应过程中n(Cl2)的数据如下：1234计算2.0～6.0min内以HCl的物质的量变化表示的反应速率(以mol·min－1为单位，写出计算过程)。12O2(g)t/min02.04.06.08.0n(Cl2)/10－3mol01.83.75.47.2答案v(HCl)＝2v(Cl2)＝2×ΔnCl2Δt＝2×5.4－1.8×10－3mol6.0－2.0min＝1.8×10－3mol·min－156(3)[2015·全国Ⅰ，28(4)②]Bodensteins研究了下列反应：1234在716K时，气体混合物中碘化氢的物质的量分数x(HI)与反应时间t的关系如下表：2HI(g)H2(g)＋I2(g)t/min020406080120x(HI)10.910.850.8150.7950.784x(HI)00.600.730.7730.7800.784上述反应中，正反应速率为v正＝k正x2(HI)，逆反应速率为v逆＝k逆x(H2)x(I2)，其中k正、k逆为速率常数，则k逆为______(以K和k正表示)。若k正＝0.0027min－1，在t＝40min时，v正＝__________min－1。k正K1.95×10－356解析平衡时，v正＝v逆，即k正x2(HI)＝k逆x(H2)·x(I2)，则k正k逆＝xH2xI2x2HI＝K，k逆＝k正K。v正＝k正x2(HI)＝0.0027min－1×0.852＝1.95×10－3min－1。1234565.[2018·北京，27(2)(3)(4)](2)对反应3SO2(g)＋2H2O(g)===2H2SO4(l)＋S(s)ΔH＝－254kJ·mol－1，在某一投料比时，两种压强下，H2SO4在平衡体系中物质的量分数随温度的变化关系如图所示。p2____p1(填“”或“”)，得出该结论的理由是______________________________________________________________________________________________________________________________________。123解析由图可知，一定温度下，p2时H2SO4的物质的量分数比p1时大，结合3SO2(g)＋2H2O(g)===2H2SO4(l)＋S(s)知，增大压强，平衡向气体分子数减小的方向即正反应方向移动，H2SO4的物质的量分数增大，因此p2p1。反应是气体物质的量减小的反应，温度一定时，增大压强使平衡正向移动，H2SO4的物质的量增大，体系总物质的量减小，H2SO4的物质的量分数增大456(3)I－可以作为水溶液中SO2歧化反应的催化剂，可能的催化过程如下。将ⅱ补充完整。ⅰ.SO2＋4I－＋4H＋===S↓＋2I2＋2H2Oⅱ.I2＋2H2O＋______===______＋______＋2I－123解析根据歧化反应的特点，反应ⅰ生成S，则反应ⅱ需生成H2SO4，即I2将SO2氧化为H2SO4，反应的离子方程式为I2＋2H2O＋SO2===＋4H＋＋2I－。SO2SO2－44H＋SO2－4456(4)探究ⅰ、ⅱ反应速率与SO2歧化反应速率的关系，实验如下：分别将18mLSO2饱和溶液加入2mL下列试剂中，密闭放置观察现象。(已知：I2易溶解在KI溶液中)序号ABCD试剂组成0.4mol·L－1KIamol·L－1KI0.2mol·L－1H2SO40.2mol·L－1H2SO40.2mol·L－1KI0.0002molI2实验现象溶液变黄，一段时间后出现浑浊溶液变黄，出现浑浊较A快无明显现象溶液由棕褐色很快褪色，变为黄色，出现浑浊较A快解析对比实验只能存在一个变量，因实验B比实验A多了H2SO4溶液，则B中KI溶液的浓度应不变，故a＝0.4。①B是A的对比实验，则a＝_____。1230.4456②比较A、B、C，可得出的结论