高考化學二輪專題培優(yōu)課件——專題三：化學平衡和化學反應速率 (含解析)

這是一份高考化學二輪專題培優(yōu)課件——專題三：化學平衡和化學反應速率 (含解析)，共60頁。PPT課件主要包含了本章要求，化學平衡，標準平衡常數(shù)，活度a，標準平衡常數(shù)表達式，對于一般的化學反應，知識點回顧，得x12mol，why，標準平衡常數(shù)的計算等內(nèi)容，歡迎下載使用。
化學平衡和化學反應速率
§3.6 溫度對反應速率的影響
§3.7 反應速率理論簡介
§3.3 化學反應速率及其表示法
§3.2 化學平衡的移動
§3.1 化學平衡
§?3.5 反應物濃度與反應時間的關(guān)系
§3.4 濃度對反應速率的影響
§3.8 催化劑對反應速率的影響
1、了解不同反應類型的標準平衡常數(shù)表達式；2、掌握多重平衡規(guī)則及其它有關(guān)化學平衡的計算。3、了解化學反應速率的概念；4、掌握質(zhì)量作用定律和基元反應的速率方程式；5、掌握阿累尼烏斯經(jīng)驗式，并能用活化能等概念初步解釋各種外界因素對反應速率的影響。
3.1.3 多重平衡原則
3.1.2 標準平衡常數(shù)及其有關(guān)的計算
3.1.1 化學平衡的特征
1、可逆反應：既能向正方向進行又能向逆 方向進行的反應。
2、不可逆反應：反應只能向一個方向進行 的反應。
化學平衡三個特征：（1）化學平衡是 時的狀態(tài)。（2）化學平衡是一種動態(tài)平衡。（3）化學平衡是有條件的 平衡。
在一定條件下，可逆反應處于化學平衡狀態(tài)：
ΔrG = ΔrG? + RTlnQ
　　a ：活度是將物質(zhì)所處的狀態(tài)與標準態(tài)相比后所得的數(shù)值。
理想氣體的活度：氣體分壓與標準壓力的比值。即a = p/ p? ，其中標準壓力p? =100kPa。
理想溶液的活度：溶液濃度(單位為ml·L-1)與標準濃度的比值。即a = c/ c?，其中標準濃度c?=1ml·L-1 。
固相和純液相的活度：固相和純液相的標準態(tài)是其本身的純物質(zhì)，故固相和純液相的活度均為單位活度，即a = 1 。
復相反應--反應體系中存在兩個以上的相
注意點：Q 與 的表達式在形式上是一致的，但Q表達式中物質(zhì)的活度是指反應的某一個狀態(tài)的活度，而 表達式中物質(zhì)的活度是指反應達到平衡時的活度。 與反應的本性有關(guān)。 與反應的濃度、壓力無關(guān)，受溫度影響。 與反應式的書寫有關(guān)。
K?越大，反應越徹底，反應傾向性越大。
【例3-1】在25℃時，反應： 2H2O2(g) → 2H2O(g) + O2 (g)的△rH?＝－211.5 kJ·ml-1，△rS?＝116.9J·ml-1K-1，設(shè) △rH? 和△rS?不隨溫度改變，試計算反應在100℃時的K?。
【解】△rG?＝ △rH?－T ·△rS?　　　　　　　 ＝－211.5－373.15×116. 9×10-3　　　　　＝－255.1 kJ·ml-1 lnK? ＝－△rG?/RT 　　　　 ＝255.1×103 /(8.315×373.15)＝82.2 K? ＝ 5.00×1035
【例3-2】已知反應 CO(g)+H2O(g) ?CO2(g)+H2(g) 在1123K時K? =1.0 ，現(xiàn)將2.0ml CO和3.0ml H2O(g)混合，并在該溫度下達到平衡，試計算在這條件下CO的百分轉(zhuǎn)化率。
【解】設(shè)平衡時CO反應了x ml，則　　　 CO(g)+ H2O(g) ?CO2(g)+H2(g) 初時: 2.0 　 3.0 　 0 　 0 反應： x x x x 平衡: 2.0-x 3.0-x x x
多重平衡規(guī)則：如果某反應可以表示為兩個或多個反應相加(或相減)，則該反應的K?等于各分步反應平衡常數(shù)之積(或商)。
　 如果：反應(1)＝反應(2)＋反應(3) 則有：K1?＝K2?×K3? 如果：反應(1)＝反應(2)－反應(3) 則有：K1?＝K2?／K3?　 利用多重平衡規(guī)則也可求出平衡常數(shù)。
3.1.3 多重平衡規(guī)則
【解】由于　反應(3)＝反應(1)＋反應(2)　　　則根據(jù)多重平衡規(guī)則有： K?= K1?·K2? = 20×0.012 = 0.24
【例3-3】 已知973K時下述反應： (1)SO2(g) + 0.5O2(g) ? SO3(g)　　 K1?= 20 (2)NO2(g) ? NO(g) + 0.5 O2　　 　K2?= 0.012求反應 (3)SO2(g) + NO2(g) ? SO3(g) + NO(g)的K?。
3.2.1 化學平衡移動方向的判斷
3.2.2 化學平衡移動程度的計算
平衡：一定條件下的平衡。
平衡移動：條件改變，舊平衡打破，新平衡 建立，各物質(zhì)的濃度改變。
平衡移動的方向：假如改變平衡體系的條件之 一，如溫度，壓力或濃度，平衡就向減 弱這個改變的方向移動。
3.2.1 化學平衡移動方向的判斷
增加H2的濃度或分壓 平衡 減小NH3的濃度或分壓 平衡 增加體系總壓力 平衡 增加體系的溫度 平衡
勒夏特里原理只能作出定性的判斷，如果已知平衡常數(shù)就可以作進一步的定量計算。
范特夫等溫方程：ΔrG = ΔrG? + RTlnQ
又：△rG? = -RT lnK?
1、濃度對化學平衡的影響
當c(反應物)增大或c(生成物)減小時,
當c(反應物)減小或c(生成物)增大時,
相關(guān)計算見P52例3-6。
3.2.2 化學平衡移動程度的計算
2、壓力對化學平衡的影響
對于有氣相參加的反應，壓力的改變，對于氣態(tài)物質(zhì)濃度均有影響，對化學平衡的影響較為復雜。
增大總壓力，當Σ?≠0，其它條件不變時，平衡向氣體分子數(shù)減少的方向移動； 減壓，平衡向氣體分子數(shù)增加的方向移動。 Σ? = 0時，在等溫下，增加或降低總壓力，對平衡沒有影響。
△rG? ＝ －RT lnK? = △rH?－T△rS?
3、溫度對化學平衡的影響
在其它條件不變時，升溫：平衡向吸熱反應(△rH?>0)方向移動；降溫：平衡向放熱反應(△rH?0的反 應，有無催化劑都一樣不能反應。 催化劑通過改變反應途徑，改變決速步驟的活 化能使反應速度改變。
3.8.3 催化特點
1、 對給定的化學反應，下列說法正確的是 （ ） A. △rG 越負，反應速率越快； B. △rH 越負，反應速率越快； C. △rS 越負，反應速率越快； D. 活化能 Ea 越小，反應速度越快。
2、下列說法不正確的是（ ） A、 相同條件下，反應的活化能越大其 反應速率越慢。 B、某反應速率方程為υ=k·(cA)2·(cB)1/2 , 該 反應的反應級數(shù)為2. 5。 C、升高溫度，吸熱反應的速率增大而 放熱反應的速率減小。 D、 復雜反應至少含有兩個基元反應。
3、對于基元反應：2NO+O2=2NO2 ，若O2的濃度增大到原來的2倍，則正反應的速率為原來的（ ） A、 2倍 B、 4倍 C、 6倍 D、 8倍
原因在于： υ=k·(cNO)2·(cO2)
5 增大反應物濃度，使反應加快的原因是 。 A、分子總數(shù)增加 B、活化分子分數(shù)增大 C、反應級數(shù)增大 D、單位體積內(nèi)活化分子總數(shù)增加
4 下列操作，能使反應的速率常數(shù)增大的是 。 A、加入催化劑 B、升高溫度 C、增大壓力 D、增加反應物濃度
6 升高溫度，反應速率加快的原因是由于增加 了反應物中活化分子分數(shù) 。 （判斷正誤）
7、 催化劑能加速反應速率，它的作用機理是 。 A、降低反應的自由能變 B、改變反應途徑，降低活化能 C、減小反應焓變 D、增大平衡常數(shù)值
8、若下列反應 2A + 2B = C 的速率方程式是υ=k·cA2·cB，此反應的反應級數(shù)是（ ） A、 一級 B、二級 C、 三級 D、 四級
1、可逆反應和不可逆反應2、 化學平衡：當正反應速率等于逆反應速率時的狀態(tài)。前提——恒溫、封閉體系；條件——正、逆反應速度相等；標志——各物質(zhì)的濃度都不再隨時間改變；特點——是動態(tài)平衡，有條件的平衡；與反應方向、反應速率等無關(guān)。3、平衡常數(shù)的意義：判斷反應進行的程度，估計反應的可能性。
5、范特夫等溫方程ΔrG = ΔrG? + RTlnQ， 而△rG? = -RT lnK?。
6、 多重平衡規(guī)則：總反應的平衡常數(shù)等于各分步反應平衡常數(shù)之積。7、平衡移動原理：假如改變平衡系統(tǒng)條件之一，如溫度、壓力或濃度，平衡就向減弱這個改變的方向移動。
4、平衡常數(shù)只是溫度的函數(shù)，與反應物或產(chǎn)物的起始濃度、反應速率等無關(guān)。
8、化學反應速率的表達：平均速率和瞬時速率。
9、基元反應：反應物分子在有效碰撞中經(jīng)過一次化學變化就能轉(zhuǎn)化為產(chǎn)物的反應。10、質(zhì)量作用定律：在基元反應中，反應速率與物質(zhì)的量濃度的計量系數(shù)乘冪的乘積成正比?；磻猟D + eE = f F + gG的速率方程式：υ＝k · cDd · cEe 。