2012-12-22化学反应速率

个性化教学设计教案授课时间：2012年12月22日（19:30-21:00）备课时间： 2012年12月18日年级：高三学科：化学课时：2 学生姓名：陈逸滢课题名称化学反应速率授课教师：李志浓教学目标1、了解熵判据2、化学反应速率的计算3、影响化学反应速率的条件4、化学平衡特征的判断教学重点教学难点1、化学反应速率的计算2、影响化学反应速率的条件3、化学平衡特征的判断设计意图夯实基础、提升训练教学过程考点1一、自发过程1．含义：在一定条件下，不需要借助外力作用就能自动进行的过程。

2．特点(1)体系趋向于从高能状态转变为低能状态(体系对外部做功或释放热量)。

(2)在密闭条件下，体系有从_有序转变为无序的倾向性(无序体系更加稳定)。

二、自发反应1．自发反应：在一定条件下无需外界帮助就能自发进行的反应称为自发反应。

2．判断化学反应方向的依据(1)焓变与反应方向研究表明，对于化学反应而言，绝大多数放热反应都能自发进行，且反应放出的热量越多，体系能量降低得也越多，反应越完全。

可见，反应的焓变是制约化学反应能否自发进行的因素之一。

（2）熵:物质的一个状态函数，用来描述体系的混乱度，符号为S. 单位：J•mol-1•K-1(3)体系趋向于有序转变为无序，导致体系的熵增加，这叫做熵增加原理，也是反应方向判断的依据。

（4）同一物质，在气态时熵值最大，液态时次之，固态时最小。

即S(g)〉S(l)〉S(s)3、反应方向判断依据在温度、压强一定的条件下，化学反应的判读依据为：ΔH-TΔS〈0 反应能自发进行ΔH-TΔS=0 反应达到平衡状态ΔH-TΔS〉0 反应不能自发进行注意：（1）ΔH为负，ΔS为正时，任何温度反应都能自发进行即：放热的、熵增加的反应一定自发进行（2）ΔH为正，ΔS为负时，任何温度反应都不能自发进行即：吸热的、熵减少的反应一定不能自发进行放热的反应有：A、所有的中和反应 B、所有的燃烧反应C、大多数的化合反应D、绝大多数的置换反应吸热的反应有：A、所有的水解反应 B、所有的电离反应C、大多数的分解反应D、Ba(OH)2•8H2O与NH4Cl的反应E、C+H2O===CO+H2F、C+CO2===2CO(高温)例1、判断下列说法是否正确。

(1)在温度、压力一定的条件下，焓因素和熵因素共同决定一个化学反应的方向( )(2)温度、压力一定时，放热、熵增加的反应一定能自发进行( )(3)反应焓变是决定反应能否自发进行的唯一因素( )(4)固体的溶解过程只与焓变有关( )考点2一、化学反应速率的表示方法1. 化学反应速率（v）⑪定义：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化⑫表示方法：单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示⑬计算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：浓度变化，Δt：时间）单位：mol/（L·s）①某一段时间内的化学反应速率，实际上是指这一段时间内反应的平均反应速率，而不是指某一时刻的瞬时速率。

②化学反应速率是标量，无论是反应物还是生成物，其化学反应速率值都取正值，不取负值。

③在一定温度下，固体或纯净液体物质，单位体积内的物质的量保持不变，即物质的量浓度为常数,因此,它们的化学反应速率不适合用单位时间内物质的量浓度变化来表示,但可以用单位时间内的物质的量的变化来表示.④对于在一个容器中的一般反应 aA + bB == cC + dD来说有：V A ：V B：V C：V D === △C A：△C B：△C C：△C D=== △n A ：△n B ：△n C ：△n D==== a ：b ：c ：d⑤ 对于反应)()()()(g qD g pc g nB g mA +=+来说，则有qV p V n V m V D C B A === 例2、已知反应4NH 3＋5O 24NO ＋6H 2O ，若反应速率分别用v (NH 3)、v (O 2)、v (NO)、v (H 2O)表示，则下列正确的关系是 ( )A.45v (NH 3)＝v (O 2)B.56v (O 2)＝v (H 2O) C.23v (NH 3)＝v (H 2O) D.45v (O 2)＝v (NO) 例3、 反应 A + 3B = 2C + 2D 在四种不同条件下的反应速率为：（1）v (A)=0.3mol/L ·s （2）v (B)=0.6mol/L ·s（3）v (C)=0.4mol/L ·s （4）v (D)=0.45mol/L ·s则该反应速率的快慢顺序为 。

例4、化合物Bilirubin 在一定波长的光照射下发生分解反应，反应物浓度随反应时间变化如右图所示，计算反应4～8 min 间的平均反应速率和推测反应16 min 时反应物的浓度，结果应是( )A ．2.5 μmol ·L －1·min －1和2.0 μmol ·L －1B ．2.5 μmol ·L －1·min －1和2.5 μmol ·L －1C ．3.0 μmol ·L －1·min －1和3.0 μmol ·L －1D ．5.0 μmol ·L －1·min －1和3.0 μmol ·L －1二、影响反应速率的因素内因：反应物的性质是反应速率大小的决定因素。

外因：主要因素有浓度、温度、压强、催化剂等。

（1）浓度：其它条件不变时，增大反应物浓度，化学反应速率加快。

减小反应物的浓度，化学反应速率减慢。

①浓度对反应速率的影响，只适用于气体与溶液， 不适用于固体和纯液体.改变固体的量不会改变化学反应速率。

固体反应物表面积越大，反应速率越大②反应速率快慢与浓度有关，而与物质的总量无关（2）温度：其它条件不变时，升高温度，化学反应速率加快。

一般来说，温度每升高10℃，反应速率增大为原来的2～4倍。

阿伦尼乌斯定律：k=Ae －Ea/RT（3）压强：其它条件不变时，增大压强，对于有气体物质参加的化学反应，反应速率加快。

①全部由固体或液体参加的反应，压强的改变对反应速率没有影响②压强对反应的影响本质上是浓度的影响。

③若压强变化而使反应物或生成物的浓度发生变化则反应速率会改变，否则速率不变。

气体反应体系中充入惰性气体(不参与反应)时，对反应速率的影响：(1)恒容：充入“惰性气体”―→总压增大―→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”―→体积增大―→物质浓度减小(活化分子浓度减小)―→反应速率减慢。

（4）催化剂：使用正催化剂，能加快反应速率。

未特别指明时，均指正催化剂。

（5）微观解释：化学反应速率表示单位体积内活化分子之间发生有效碰撞的频率。

简化的有效碰撞模型：①有效碰撞：具有较高能量及一定的相对取向的分子之间的碰撞，可认为是发生化学反应的充要条件；②活化分子：能够发生有效碰撞的分子；③活化能：活化分子平均能量与普通反应物分子平均能量之差。

理论解释(有气体参加的化学反应)项目条件改变活化能分子总数单位体积内有效碰撞次数化学反应速率活化分子数活化分子百分数增大浓度不变增加增加不变增加增大增大压强不变增加增加不变增加增大升高温度不变不变增加增加增加增大加催化剂减小不变增加增加增加增大例5、下列说法正确的是 ( )①参加反应的物质的性质是影响化学反应速率的主要因素②光是影响某些化学反应速率的外界条件之一③决定化学反应速率的主要因素是浓度④不管什么反应，增大浓度，或加热或加压，或使用催化剂，都可以加快反应速率A．①② B．②③ C．③④ D．①④例6、在C(s)＋CO2(g) === 2CO(g)反应中，可使反应速率增大的措施是 ( )①增大压强②增加炭的量③通入CO2④恒压下充入N2⑤恒容下充入N2 ⑥升高温度A．①③④ B．②④⑥ C．①③⑥ D．③⑤⑥例7、对于反应N2＋O22NO在密闭容器中进行，下列条件中哪些能加快该反应的化学反应速率A 缩小体积使压强增大B 体积不变充入氮气使压强增大C 体积不变充入氦气使压强增大D 使体积增大到原来的2倍用化学反应速率图像突破化学平衡概念速率—时间图像定性揭示了v正、v逆随时间(含条件改变对速率的影响)而变化的规律，体现了外界条件改变对可逆反应速率的影响，以及由此引发的平衡移动。

平衡体系条件变化速率变化平衡变化速率变化曲线任一平衡体系增大反应物的浓度v正、v逆均增大，且v正′>v逆′正向移动减小反应物的浓度v正、v逆均减小，且v逆′>v正′逆向移动任一平衡体系增大生成物的浓度v正、v逆均增大，且v逆′>v正′逆向移动减小生成物的浓度v正、v逆均减小，且v正′>v逆′正向移动正反应方向为气体体积增大的放热反应增大压强或升高温度v正、v逆均增大，且v逆′>v正′逆向移动减小压强或降低温度v正、v逆均减小，且v正′>v逆′正向移动任意平衡或反应前后气体化学计量数和相等的平衡正催化剂或增大压强v正、v逆同等倍数增大平衡不移动负催化剂或减小压强v正、v逆同等倍数减小考点3一、可逆反应可逆反应的概念：在同一条件下，既能向____反应方向进行，又能向____反应方向进行的化学反应。

【思考】反应2H2O 电解点燃2H2↑＋O2↑是否为可逆反应？注：(1)可逆反应的可逆是指同一反应条件下，正、逆反应同时进行，不同条件下的反应不是可逆反应。

(2)可逆反应中任一物质的浓度都不能为零，而是介于完全正向转化与逆向转化之间。

(3)参与反应的物质的转化率不等于100%。

二、化学平衡1.定义：化学平衡状态：一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，更组成成分浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡”，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。

2、化学平衡的特征（1）“逆”：化学平衡研究的对象是可逆反应。

（2）“等”：化学平衡的实质是正、逆反应速率相等，即：v(正) ＝ v(逆)。

①同一物质的生成速率等于消耗速率；②在方程式同一侧的不同物质生成速率与消耗速率之比（或消耗速率与生成速率之比，前后比较项必须相反）等于反应方程式中化学计量数之比；③方程式不同侧的不同物质生成速率与生成速率之比（或消耗速率与消耗速率之比，前后比较项必须相同）等于反应方程式中化学计量数之比；④反应放出的热量与吸收的热量相等，即体系温度不变。

比较反应物分子中化学键的断裂（或生成）与生成物分子中化学键的断裂（或生成）及其比例关系，如对反应N2＋3H22NH3，单位时间内有3mol H—H断裂，同时有6mol N—H断裂。

表明已达到平衡状态。

（3）“动”：v(正) ＝ v(逆) ≠0（4）“定”：平衡体系中，各组分的浓度、质量分数及体积分数保持一定（但不一定相等），不随时间的变化而变化。