】2013-2014学年高中化学选修四：专题二+化学反应与化学平衡++专

专题归纳整合请分别用一句话表达下列关键词： 化学反应速率 有效碰撞、活化分子和活化能 化学平衡状态 勒夏特列原理 化学平衡常数 焓判据、熵判据及复合判据 提示 化学反应速率：(1)概念：化学反应速率是用来衡量化 学反应进行快慢程度的物理量。(2)表示方法：用单位时间内反应物或生成物的物质的量浓度的 变化来表示。在容积不变的反应器中，通常是用单位时间内反 Δc 应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示，即 v= 。式中， Δt Δc 为浓度的变化，单位一般为 mol· L- 1,Δt 为时间，单位可用 - - - s、min、h 等，即化学反应速率的单位为 mol· L 1· s 1、mol· L 1· min-1、mol· L-1· h-1 等。

有效碰撞、活化分子和活化能： (1)有效碰撞：本身具有足够高能量的分子之间发生化学反应 的碰撞。 (2)活化分子：在化学反应中，能量较高，有可能发生有效碰 撞的分子。 (3)活化能：把活化分子所多出的 那部分能量称作活化能。如图中的 E1为活化能。 化学平衡状态：在一定条件下的可 逆反应，正反应和逆反应的速率相 等，反应混合物中各组分的浓度保 持不变时的状态。

勒夏特列原理：当改变影响平衡的一个因素，平衡将向着能 够减弱这种改变的方向移动。 化学平衡常数：在一定温度下，当一个可逆反应达到平衡状 态时，生成物浓度计量数次方的乘积与反应物浓度计量数次 方的乘积的比值是一个常数，用符号K表示。 焓判据、熵判据及复合判据：(1)焓判据：使体系能量降低 的方向，即放热的方向就是反应容易进行的方向。 (2)熵判据：使体系熵增大的方向，就是反应容易进行的方 向。 (3)复合判据：ΔG=ΔH-TΔS,ΔG<0,反应自发进行；ΔG >0,反应不能自发进行；ΔG=0时，反应达到平衡。

化学平衡有哪些特点？ 1. 提示 (1)动：动态平衡，v(正)=v(逆)≠0。 (2)定：当一个可逆反应达到平衡时，所有参与物的浓度 和可观测的性质都保持恒定。具体表现为“一等六定”:一 等：正、逆反应速率相等；六定：①物质的量一定，②平 衡浓度一定，③百分含量保持一定，④反应的转化率一 定，⑤产物的产率一定，⑥正反应和逆反应速率一定。 (3)同：平衡的到达与途径无关。在相同的条件下，一个 可逆反应，无论从正反应开始，还是从逆反应开始，或是 正、逆反应同时开始，都可以建立相同的平衡状态。 (4)变：平衡可以发生移动。

2. 外界条件如何影响反应速率和化学平衡？ 提示 (1)c:增大反应物的浓度(或减小生成物浓度),使Q <K,此刻v(正)增大，而v(逆)不变，使v(正)>v(逆),故平 衡向正方向移动。 (2)P:增大压强(缩小容

器的体积)对v的影响是通过改变物 质的浓度实现的，当改变压强使Q<K时，平衡则向正方 向移动。 (3)T:若升高温度，使吸热方向的K增大而放热方向的K减 小(即升高温度虽然正逆反应速率均增大，但是v吸增大的 程度更大，使v吸>v放，故平衡向吸热方向移动)。 (4)催化剂：使用催化剂可降低活化能，使v正、v逆均增 大，且两者增大的程度相同，故平衡不移动。

(5)“惰性气体”对化学平衡的影响 ①恒温、恒容条件

如何判断化学平衡状态？ 3. 提示 平衡状态的判断：标志很多，需在运用中体会。可 逆反应达到平衡状态的标志

1. 化学平衡的计算常用什么方法？提示 化学平衡计算——“始、变、平”三段分析法 有关化学平衡的计算问题， 可按下列步骤建立模式， 确定关系 进行计算。 例如， 可逆反应 mA(g)+n B(g)

pC(g)+qD(g),

假定反应物 A、B 的起始加入量分别为 a mol、b mol ,达到平 衡时，设 A 物质转化的物质的量为 mx mol。

(1)格式：mA(g)+nB(g)

pC(g)+qD(g)

起始量 a b 0 0 变化量 mx nx px qx 平衡量 a-mx b-nx px qx 对于反应物：n(平)=n(始)-n(变) 对于生成物：n(平)=n(始)+n(变) (2)基本步骤 ①确定反应物或生成物的起始加入量； ②确定反应过程的变化量； ③确定平衡量。

化学平衡常数有哪些应用？ 2. 提示 (1)判断平衡移动方向 对于可逆反应 mA(g)+nB(g)

pC(g)+qD(g)在任意状

态下，生成物的浓度和反应物的浓度之间的关系用

cp C 〃cq D Qc= m ,表示，Qc 叫该反应的浓度商，则： n c A 〃c B当Qc=K时，反应处于平衡状态； 当Qc<K时，反应向正反应方向进行； 当Qc>K时，反应向逆反应方向进行。 (2)利用K可判断反应的热效应 若升高温度，K值增大，则正反应为吸热反应； 若升高温度，K值减小，则正反应为放热反应。

学科思想培养二

变量控制思想在实验中的应用

变量控制思想是中学化学实验中常用的思想方法，对影响实 验结果的因素进行控制，以达到明确各因素在实验中的目 的。实验法优于观察法和描述法的地方就在于它可以人为地 干预控制所研究的对象，这实际上就是控制变量思想的重要 体现。 在研究影响化学反应速率和化学平衡的因素时，由于外界影 响因素较多，故为搞清某个因素的影响均需控制其他因素相 同或不变时，再进行实验。因此，变量控制思想在这部分体 现较为充分，在高考题中近几年也考查较多，且多以探究型 实验题的形式出现。这类题目以实验为研究手段，模拟科学 探究过程对小课题展开研究。尽管涉及因素较多，有其复杂 性，但仍然重在考查学生基础知识和基本技能、学生分析能 力和实验能力。实际

上这类题目并不可怕。

【例1】 某探究小组用HNO3与大理石反应过程中质量减小的 方法，研究影响反应速率的因素。所用HNO3浓度为1.00 mol· L-1、2.00 mol· L-1,大理石有细颗粒与粗颗粒两种规 格，实验温度为298 K、308 K,每次实验HNO3的用量为 25.0 mL、大理石用量为10.00 g。

(1)请完成以下实验设计表，并在实验目的一栏中填出对 应的实验编号：实 验 T/K 大理石 HNO3 浓度 实验目的

编号 ① ②

规格

/mol· L-1

298

粗颗粒

2.00

③④

(Ⅰ)实验①和②探究HNO3 浓度对该反应速率的影响； (Ⅱ)实验①和______探究温 度对该反应速率的影响； (Ⅲ)实验①和______探究大 理石规格(粗、细)对该反应 速率的影响。

(2)实验①中CO2质量随时间变化的关系见下图。

1 1 1 依据反应方程式 CaCO3 + HNO3=== Ca(NO3)2 + CO2↑ 2 2 2 1 + H2O,计算实验①在 70~90 s 范围内 HNO3 的平均反应 2 速率(忽略溶液体积变化，写出计算过程)。

(3)请在(2)的坐标系中，画出实验②、③和④中CO2质量随时 间变化关系的预期结果示意图。 解析 (1)实验①和实验②探究HNO3的浓度对该反应速率的 影响，其他条件应相同而HNO3的浓度不同，故实验②中 HNO3的浓度应为1.00 mol· L-1。实验①和③探究温度对反应 速率的影响，除了温度不同，其余条件要保持一样。实验① 和④探究大理石规格(粗、细)对反应速率的影响，因此要求 二者大理石的规格不同，一个用粗颗粒，另一个用细颗粒。 (2)反应时间70~90 s范围内： Δm(CO2)=0.95 g-0.84 g=0.11 g Δn(CO2)=0.11 g÷44 g· mol-1=0.002 5 mol

HNO3 的减少量： 1 Δn(HNO3)= 0.002 5 mol÷ =0.005 0 mol 2 HNO3 的平均反应速率： ΔnHNO3 V 0.005 0 mol÷ 0.025 0 L v(HNO3)= = Δt 20 s = 1.0× 10- 2 mol· L-1· s-1