化学反应速率与化学平衡

学习指南第一节化学反应速率第二节影响反应速率的因素第三节活化能第四节化学平衡第五节化学平衡的移动第六节反应速率与化学平衡的综合应用习题习题参考答案本章重点

1.影响化学反应速率的因素及其应用2.化学平衡常数3.化学平衡的移动本章难点1.活化能理论2.影响化学平衡移动的因素及其化学平衡移动的应用第一节

化学反应速率

各种化学反应进行的快慢程度往往不相同。例如，酸碱中和反应、溶液中的某些离子反应瞬间即可完成。反应釜中乙烯的聚合过程则需几小时或几天。煤的形成更是一个缓慢的过程。表示方法：以单位时间内反应物或生物浓度变化的正值来表示。若反应A+B→Y+Z则反应速率的表示方法为△t表示时间间隔；△ci表示在△t时间间隔内i物质浓度的变化以i物质的浓度变化来表示的反应速度。单位：mol.L-1(s-1、min-1、h-1)平均速度例：在给定条件下，合成氨反应N2+3H2→2NH3起始浓度mol.L-1：1.03.002s后浓度mol.L-1：0.82.4

0.4请用不同物质的浓度变化表示该反应的速率。解：Mol.L-1.s-1Mol.L-1.s-1Mol.L-1.s-1瞬时速率平均速率的极限值即为在某时刻的瞬时速率lim△t→0N2O5在CCl4溶液中分解2N2O5=4NO2+O2

第二节影响反应速率的因素

化学反应速率的大小首先决定于反应物的本性。此外，还受浓度、温度、催化剂等外界条件的影响。

一、浓度对反应速率的影响经验速率方程1.元反应和非元反应一步就能完成的反应称为元反应2.经验速率方程式（质量作用定律）对于元反应，其反应速率与各反应物浓度幂的乘积成正比。浓度指数在数值上等于元反应中各反应物前面的化学计量数。这种定量关系可用一经验速率方程(亦称质量作用定律)来表示。例：aA+bB→yY+zZ(元反应）或其中：k:为用浓度表示的反应速率常数。k/:为用分压表示的反应速率常数。注意：1、不同反应有不同的反应速率常数；（k与k/）2、k、k/是化学反应在一定温度下的特征常数；3、对于确定反应，k值只与温度、催化剂有关，而与反应物浓度无关。二、温度对反应速率的影响T↑V↑；T↓V↓。

对多数反应，温度升高10℃，反应速率增大2-4倍。

夏天的草莓腐败的快对于每升高10℃，反应速度增大1倍的反应，100℃时的反应速率约为0℃时的210倍，即在0℃需要7天多才能完成的反应，在100℃只需10min左右。三、催化剂与反应速度1、催化剂：能显著改变化学反应速度，而本身的组成、性质和质量在反应前后都不发生变化的物质。正催化剂：能加快化学反应速度的催化剂。负催化剂：能减慢化学反应速度的催化剂。2、催化剂的三大性能活性、选择性、稳定性选择性：催化剂只能改变某特定反应速率，而抑制其它反应速率的性能C2H5OHAgAl2O3H2SO4550℃350℃140℃2CH3CHO+2H2CH2=CH2+H2OCH3CH2OCH2CH3例：由此可知：根据催化剂的选择性，同一种原料可以选择不同催化剂来生产多种产品。3、催化剂的中毒定义：由于少量杂质的影响，而使催化剂的活性、选择性、稳定性显著降低的现象。分类：暂时性中毒（可逆中毒）永久性中毒（不可逆中毒）活性使用时间活性使用时间四、其它因素的影响接触的面积、颗粒大小、搅拌速度、超声波、紫外线、激光和高能射线等第三节活化能以上是在实验基础上归纳出的化学反应速率的宏观规律。下面简单介绍关于反应速率的理论，从物质分子的性质来解释化学反应速率的变化规律。

一、碰撞理论活化能

分子运动论认为：分子、原子或离子之间要发生反应，必须相互碰撞。1、有效碰撞能发生化学反应的碰撞。发生有效碰撞的两个条件碰撞时反应物分子必须有恰当的取向。反应物分子必须具有足够的能量。登山动画例：NO2（g)+CO(g)→NO(g)+CO2(g)2、活化分子具有足够能量，能够发生有效碰撞的的分子。3、活化能△N：能量在E-E+△E之间的分子数N：为分子总数：具有能量在E-E+△E的分子数占总分子数的百分数。Ea=E活化平均-E平均或：Ea=E活化-E平均讨论1：活化能与反应速度的关系Ea↓：Ea↑：E活化↓，活化分子↑，有效碰撞↑V↑E活化↑

，活化分子↓，有效碰撞↓V↓结论：活化能越小，反应速率越大；活化能越大，反应速率越小。讨论2：浓度、压力、温度是如何改变反应速率的？1、对于指定反应，在一定温度下，反应物中活化分子的百分数一定；反应物浓度增大，活化分子数增加，有效碰撞数增加，反应速率增大。2、温度升高，一方面是分子运动加快，碰撞次数增加，有效碰撞次数也随之增加，进而反应速率增大。另一方面是反应物分子得到能量，使大量非活化分子得到能量后变成活化分子，增加有效碰撞次数，因而增大了反应速率。提问：压力是如何改变反应速率的？二、过渡状态理论

（活化配合物理论）

要点：以反应A+BC=AB+C为例EⅠ：反应物具有的势能。EⅡ：生成物分子具有的势能。Eac:活化配合物具有的势能。Ea1=Eac–E(Ⅰ)Ea2=Eac–E(Ⅱ)△H=E(Ⅱ)–E(Ⅰ)讨论3：催化剂改变化学反应速率的原因改变反应途径，降低活化能。第四节化学平衡一、可逆反应与化学平衡1、可逆反应在一定条件下，能同时向正、逆两个方向进行的反应。2、化学平衡※化学平衡的特点（1）化学平衡是动态平衡；（2）化学平衡是有条件的，当外界条件不变时，平衡会一直维持下去；（3）化学平衡可双向达到。二、实验平衡常数（经验平衡常数）定义：可逆反应在一定温度下达到平衡时，各生成物平衡浓度幂的乘积与反应物浓度幂的乘积之比为一常数。此常数为平衡常数。例aA+bBgG+hHKc:为浓度常数Kp:压力常数课堂练习：证明已知：△V=g+h-(a+b)注意:1、当反应物为纯液体或纯固体时，其浓度均可看成“1”。2、当反应物为气体时可用分压表示。例：MnO2(S)+4HClMnCl2+Cl2(g)+H2O

三、标准平衡常数

标准平衡常数也称热力学平衡常数，以K㊀表示。1.标准平衡常数表达式

对于既有固相A，又有B和D的水溶液，以及气体E和H2O参与的一般反应。提问：1）C㊀、P㊀分别等于多少？2）K㊀有无单位？2、书写各应用平衡常数应注意的几个问题1）平衡常数中的浓度或分压必须是系统达到平衡时各物质的浓度和分压。2）平衡常数与方程式的书写方式有关，故必须指明是哪一反应的平衡常数。例：2SO2+O22SO3K1SO2+1/2O2SO3K23)反应式中若有固体，纯液体、其浓度在平衡常数表达式中不必列出。4）K㊀是温度的函数，使用时必须指明相应的反应温度。3、平衡常数的意义

（1）衡量反应进行的程度；K㊀越大，说明反应越彻底。（2）判断反应进行的方向；反应商反应在任一状态下，生成物浓度幂的乘积与反应物浓度幂的乘积之比。用“Q”表示若反应为：aA+bBgG+hH讨论：当Q>K㊀时，反应向逆反应方向进行；当Q<K㊀时，反应向正反应方向进行；当Q=K㊀时，反应处于平衡状态例：确定NH3分解反应2NH3=N2+3H2在下列条件下的反应方向。（1）T=298.15KK㊀=1.6X10-6PNH3=PN2=101kPaPH2=1.01kPa(2)同（1）的总压及温度，nNH3=1.00mol,nN2=nH2=100mol解：（1）=9.9X10-7∵QP<K㊀∴反应正向进行(2)∵P=PNH3+PN2+PH2=101+101+1.01=203.01kPn=nNH3+nN2+nH2=100+100+1.00=201.00mol∴根据得QP>K㊀反应逆向进行课堂练习：已知①2NO+O22NO2的平衡常数为N2O4的平衡常数为②2NO2求③2NO+O2N2O4的平衡常数为解：=而③=①+②=ab5、多重平衡规则当几个反应相加（减）得到总反应时，总反应的平衡常数为各反应的平衡常数的积（商）。在一个化学过程中若有多个平衡同时存在。并且一种物质同时参与几种平衡，这种现象叫多重量平衡。4、多重平衡四平衡常数与平衡转化率例：AgNO3和Fe（NO3）2两种溶液会发生下列反应：Fe2++Ag+Fe3++Ag在25℃时，将AgNO3和Fe（NO3)2溶液混合，开始时溶液中Ag+和Fe2+离子浓度各为0.100mol·L－1达到平衡时Ag＋的转化率为19.4％。求：（1）平衡时Fe2＋，Ag+和Fe3+各离子的浓度；（2）该温度下的平衡常数。解：Fe2＋+Ag＋

Fe3++Ag起始浓度C0/mol·L-1

0.1000.1000变化浓度C变/mol·L-1-0.1×19.4％=-0.0194-0.1×19.4％=-0.01940.1×19.4％=0.0194平衡浓度C/mol·L-10.1-0.01940.1-0.01940.0194返回0.08060.0806结果：0.0194KΘ=2.99课堂练习反应NO2（g）+CO（g)CO2（g)+NO(g)在某温度时，KΘ=9.0，若反应开始时，CO、NO2的浓度为3.0×10-2molL-1。求：（1）达到平衡时，各物质的浓度及转化率；（2）反应开始时，四种物质的浓度均为3.0×10-2molL-1。平衡时各物质的浓度及转化率。分析NO2（g）+CO（g)CO2（g)+NO(g)起始C0/mol·L-1转化C变/mol·L-1平衡C/mol·L-1设达到平衡时有xmol·L-1的NO2转化为NO3.0×10-23.0×10-200xxxx3.0×10-2-x3.0×10-2-xxx结果：（1）x=2.25×10-2mol·L-1

（2）x=1.5×10-2mol·L-1

第五节化学平衡的移动

因外界条件的改变而使可逆反应从一种平衡状态向另一种平衡状态转变的过程叫做化学平衡的移动。外界条件浓度、温度、压力：一、浓度对化学平衡所影响T一定，C反反物↑或C生成物↓平衡向正反应方向移动结论：分析：在一定的温度下，当可逆反应aA+bByY+zZ达到平衡时：①当增加反应物A或B的浓度时：<平衡向正反应方向移动随着反应的不断进行，CA、CB不断减少，CY、CZ的不断增加，到达一定时间，QC=建立了新的平衡。②当减少反应物A、B的浓度时：（减少生成物浓度呢？）>平衡向逆反应方向移动（增加生成物浓度呢？）例：在例2的平衡系统中，如再加入一定量的Fe2+，使加入后Fe2+浓度达到0.181mol·L-1，维持温度不变。问（1）平衡将向什么方向移动？（2）再次建立平衡时各物质的浓度为多少？（3）Ag+总的转化率为多少？解：（1）∵温度不变，∴KΘ不变为2.99当加入Fe2+时；各离子的浓度为：由于Qc<KΘ故：平衡向右移动。Fe2＋+Ag＋

Fe3++Ag（2）起始浓度C0/mol·L-1

平衡浓度C/mol·L-10.1810.08060.0194设平衡时消耗的Fe2+浓度为xmolL-1

0.181-X0.0806-X0.0194+X解得：x=0.0139则：=0.181-0.0139=0.167molL-1=0.0806-0.0139=0.0667molL-1=0.0194+0.0139=0.0353molL-1（3）与例2比较：由此可知：增大反应物浓度，平衡向右移动，从而增大了某反应物的转化率。二、压力对化学平衡的影响压力的变化对液态或固态反应的平衡影响甚微，但对有气体参加的反应影响较大。例：下列反应在一密闭容器中达到平衡，维持温度恒定aA(g)+bB(g)则：yY(g)+zZ(g)若将系统的体积缩小至原来的1/x(x＞1)则系统的总压为原来的x倍各组分气体的分压也分别增至原来的x倍。==y+z-(a+b)=讨论：1、当Δν>0时=y+z-(a+b)>即生成物的所体分子数大于反应物的气休分子数平衡向逆反应方向进行（即向气体分子数减少的方向移动）2、当Δν<0时即生成物的所体分子数小于反应物的气休分子数<平衡向正反应方向进行（即向气体分子数减少的方向移动）3、当Δν=0时即生成物的所体分子数等于反应物的气休分子数=平衡不移动结论：(1)压力变化只对反应前后气体分子数有变化的反应平衡系统有影响；

(2)在恒温下增大压力，平衡向气体分子数减少的方向移动；减小压力，平衡向气体分子数增加的方向移动。三、温度对化学平衡的影响温度对热化学反应有影响。温度主要是改变化学平衡常数而引起平衡移动。例：2SO2（g）+O2（g)2S03（g）ΔH=-197.7kJmol-1t/℃400425450475500525550575600KΘ43423813680.849.631.420.413.79.29温度升高，平衡向逆反就方向进行（吸热反应方向）结论：温度