（江苏专用）2020高考化学二轮复习 专题六 化学反应速率 化学平衡教案

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平均反应速率的表示方法。2.理解温度、浓度、压强和催化剂等对化学反应速率影响的一般规律。3.认识催化剂在生产、生活和科学研究领域中的重大作用。4.认识化学反应的可逆性。能用焓变和熵变说明常见简单化学反应的方向。5.理解化学平衡和化学平衡常数的含义，能用化学平衡常数进行简单计算。6.理解浓度、温度、催化剂等对化学平衡影响的一般规律。7.认识化学反应速率和化学平衡的调控在生产、生活和科学研究领域中的重要作用。考点一化学反应速率及其影响因素(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(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＋O2=====△2CuO，活化能为E1；第二步反应为CH3CH2OH＋CuO――→△CH3CHO＋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)。1．(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()A．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分解速率的影响大答案D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。2．(2017·浙江4月选考，21)对水样中溶质M的分解速率影响因素进行研究。在相同温度下，M的物质的量浓度(mol·L－1)随时间(min)变化的有关实验数据见下表。时间水样0510152025Ⅰ(pH＝2)0.400.280.190.130.100.09Ⅱ(pH＝4)0.400.310.240.200.180.16Ⅲ(pH＝4)0.200.150.120.090.070.05Ⅳ(pH＝4含Cu2＋)0.200.090.050.030.010下列说法不正确的是()A．在0～20min内，Ⅰ中M的分解速率为0.015mol·L－1·min－1B．水样酸性越强，M的分解速率越快C．在0～25min中，Ⅲ中M的分解百分率比Ⅱ大D．由于Cu2＋存在，Ⅳ中M的分解速率比Ⅰ快答案D解析在0～20min内，Ⅰ中M的分解速率为0.40－0.10mol·L－120min＝0.015mol·L－1·min－1，A正确；根据实验Ⅰ、Ⅱ数据对比可判断水样酸性越强，M的分解速率越快，B正确；在0～25min内，Ⅲ中M的分解百分率是0.20－0.050.20×100%＝75%，Ⅱ中M的分解百分率是0.40－0.160.40×100%＝60%，C正确。1．CaCO3与稀盐酸反应(放热反应)生成CO2的量与反应时间的关系如图所示。下列结论不正确的是()A．反应开始2min内平均反应速率最大B．反应4min后平均反应速率最小C．反应开始4min内温度对反应速率的影响比浓度大D．反应4min后反应速率下降的原因是盐酸浓度逐渐减小答案A解析根据图示可知在前2min内反应产生CO2的物质的量是0.1mol，在2～4min内反应产生0.2molCO2，在4～6min内反应产生的CO2小于0.1mol，所以在第2～4min内反应速率最快，A错误；碳酸钙与盐酸的反应是放热反应，在反应4min后由于物质的浓度降低，所以平均反应速率也逐渐减小，由于在相同时间段内反应产生二氧化碳物质的量最小，故该时间段内的反应速率最小，B正确；碳酸钙与盐酸的反应是放热反应，在开始的不长时间段内，随着反应的进行，溶液的温度逐渐升高，反应速率逐渐加快，根据图示可知在反应开始4min内温度对反应速率的影响比浓度大，C正确；反应4min后盐酸浓度降低，反应速率减小，反应速率下降的原因是盐酸浓度逐渐减小，D正确。2．二氧化钛在一定波长光的照射下，可有效降解甲醛、苯等有机物，效果持久，且自身对人体无害。某课题组研究了溶液的酸碱性对TiO2光催化染料R降解反应的影响，结果如图所示。下列判断正确的是()A．在0～50min之间，R的降解百分率pH＝2大于pH＝7B．溶液酸性越强，R的降解速率越大C．R的起始浓度不同，无法判断溶液的酸碱性对R的降解速率的影响D．在20～25min之间，pH＝10时R的降解速率为0.04mol·L－1·min－1答案B解析在0～50min之间，pH＝2和pH＝7时反应物R都能完全反应，降解率都是100%，A错误；由斜率可知pH越小降解速率越大，即溶液的酸性越强，R的降解速率越大，B正确；浓度越大化学反应速率越大，所以起始浓度越小降解速率越小，C错误；20～25min之间，pH＝10时R的平均降解速率为0.2×10－4mol·L－15min＝4×10－6mol·L－1·min－1，D错误。3．用Na2FeO4溶液氧化废水中的还原性污染物M，为研究降解效果，设计如下对比实验探究温度、浓度、pH、催化剂对降解速率和效果的影响，实验测得M的浓度与时间关系如图所示：实验编号温度℃pH①251②451③257④251下列说法正确的是()A．实验①在15min内M的降解速率为1.33×10－2mol·L－1·min－1B．若其他条件相同，实验①②说明升高温度，M降解速率增大C．若其他条件相同，实验①③证明pH越高，越有利于M的降解D．实验②④说明M的浓度越小，降解的速率越慢答案B解析根据化学反应速率的数学表达式可知，v(M)＝ΔcΔt＝0.3－0.1×10－315mol·L－1·min－1≈1.33×10－5mol·L－1·min－1，故A错误；其他条件相同，①②温度不同，②的温度高于①的，而②中浓度变化大于①，说明②的降解速率大，故B正确；其他条件相同，①③的pH不同，③的pH大于①，在相同时间段内，①中M的浓度变化大于③，说明①的降解速率大于③，故C错误；②④这两组实验温度不同，浓度也不同，不是单一变量，无法比较浓度对此反应的影响，故D错误。考点二化学平衡化学平衡常数及转化率1．化学平衡状态的判断标志(1)等速标志(v正＝v逆)：①用同一种物质表示的消耗速率等于生成速率。②用不同物质表示时，必须标明是“异向”的反应速率关系且反应速率之比等于化学方程式中对应的化学计量数之比。(2)各组分浓度不变：当v正＝v逆≠0时，同一瞬间、同一物质的生成量等于消耗量，所以混合体系中各组分的物质的量、质量、物质的量浓度、各组分的百分含量(体积分数、质量分数)、转化率等不随时间而改变。(3)有气体参与的可逆反应①从反应混合气体的平均相对分子质量考虑若各物质均为气体当Δng≠0，平均相对分子质量为定值时，可作为判断化学反应达到平衡状态的标志当Δng＝0，平均相对分子质量为定值时，不能作为判断化学反应达到平衡状态的标志若有非气体物质参与反应，无论Δn(g)是否等于0，当平均相对分子质量为定值时，即可判断化学反应达到平衡状态。②从气体密度考虑：ρ＝mV若各物质均为气体恒容：ρ为定值时，不能作为判断化学反应达到平衡状态的标志恒压Δng＝0，ρ为定值时，不能作为判断化学反应达到平衡状态的标志Δng≠0，ρ为定值时，可作为判断化学反应达到平衡状态的标志若有非气体物质参与反应恒容：ρ为定值时，可作为判断化学反应达到平衡状态的标志恒压：Δng＝0，ρ为定值时，可作为判断化学反应达到平衡状态的标志③从体系总压强考虑恒温恒容时Δng＝0，p为定值时，不能作为判断化学反应达到平衡状态的标志Δng≠0，p为定值时，可作为判断化学反应达到平衡状态的标志④从体系内部温度考虑：当化学平衡尚未建立或平衡正在移动的过程中，反应总要放出或吸收热量，所以对于绝热体系，当体系温度不变时，则达到平衡状态。2．掌握化学平衡移动的判断方法(1)依据勒夏特列原理判断通过比较平衡破坏瞬时的正、逆反应速率的相对大小来判断平衡移动的方向。①若外界条件改变，引起v正＞v逆，此时正反应占优势，则化学平衡向正反应方向(或向右)移动；②若外界条件改变，引起v正＜v逆，此时逆反应占优势，则化学平衡向逆反应方向(或向左)移动；③若外界条件改变，虽能引起v正和v逆变化，但变化后新的v正′和v逆′仍保持相等，则化学平衡没有发生移动