电化学反应范文

电化学反应范文（精选12篇）

电化学反应 第1篇

如何突破难点而提高学习效果,是教师不断探究的课题,也是学生需努力思考的问题,在电化学知识的教学过程中,对于易混淆的一些概念,笔者作了化解问题的实践,.现就电化学反应原理和电子的流向问题说说自己的教学体会.

一、关于原电池和电解池的概念和电极反应

概念是对事物认识的浓缩和升华.要想从容地解决电化学的问题,必须重视电化学知识涵和外延,一句话就是概念要清晰.高中电化学理论的基本概念包括:原电池、电解池、电解、电镀、正极、负极、阳极、阴极、化学电源、金属腐蚀、化学腐蚀、电化学腐蚀等.

首先,我们来认识这些基本概念的内涵以及由此而引出的电化学原理.“电化学”的主干内容就是介绍通过化学反应供电,或利用直流电来进行化学反应.我们知道,带电粒子定向移动就形成了电流.而化学反应中,有电子转移的化学反应是氧化还原反应,所以电化学研究的反应对象只是氧化还原反应.氧化还原反应又分为自发的和不能自发的氧化还原反应,能自发的氧化还原反应,只要把它放在一定特

定装置中进行,让它的电子沿着外电路定向转移,它就能供电,这个特定装置就是“原电池”;而不能自发的氧化还原反应,若亦把它放在另一个外接直流电源的特定装置中,迫使它发生反应,这个特定的装置就是“电解池(或槽)”.因为任何化学反应都伴随着能量的转变,若从能量变化的角度下定义,那就是:把化学能转变成电能的装置叫原电池;把电能转变成化学能的装置叫做电解池;早在初中物理学的电学部分我们就得到这样的认识:电流方向和电子流动方向相反,电流从正极流向负极,那么电子就从负极经外电路流向正极.我们规定,在原电池中,能发生氧化反应,元素化合价升高,能在此电极上失去电子并能往外输出电子的电极定为“负极”;相应地,能发生还原反应,元素化合价降低,有电子输入并有物质去接受了.电子的电极定为“正极”.

二、电解池与原电池的联系与区别

从电流的产生方式的不同,我们应该清楚,电源分为物理电源和化学电源,若把原电池的原理实用化就成了化学电源.若将原电池作为电解时所需要的外接电源,那么,电解池中与原电池的负极相连接的那个电极有电子流入,根据电荷的性质,该电极能吸引电解质溶液中阳离子而致使阳离子移向它的周围.正负相吸引,阴阳相伴随,所以,我们就顺其自然地称此极为电解池的“阴极”.在阴极周围的阳离子能接受输入阴极上的电子而发生还原反应;同理推之,电解池的另一电极就应称“阳极”,它与原电池正极相连接,该阳极有电子输出,这些电子来自于移向它的阴离子失去电子或电极材料本身失去电子,为此,阳极发生了氧化反应.以图1的形式概括以上所述和揭示原电池和电解池的联系和区别:

三、电极类型及其导电过程

仔细阅读以上内容后我们发现,不管是原电池还是电解池,它们的电解质溶液(称为内电路)中是没有电子通过的,但是整个线路却能形成电流回路.难道是电子不会“游泳”所导致的?回答是有趣的,电子不是不会游泳,而是不需要游过“河”去.其原因在以上的表述中已经涉及到,在这里可以再明确一下,金属导体包括石墨(称为第一类导体)是通过自由电子的定向移动而导电,而电解质溶液(称为第二类导体)是通过溶液中阴、阳离子定向移动而导电.说明两点:①阴、阳离子移向相反;②在原电池中阴离子移向负极,阳离子移向正极(为什么呢);而离子移动至电极后还会发生得失电子,也就是发生了化学反应,阳离子在某一极把输入的电子“吃”掉了变成还原产物,阴离子在另一极又“吐”出电子变成了氧化产物,结果就保证了电路中的第一类导体有电子循环,整个线路就有了电流形成.为此,我们还清楚了第一类导体导电前后没有发生变质,而第二类导体在导电过程中是发生了氧化还原反应的,是生成了新物质的.

综上所述,我们对电化学的一些重要概念和基本原理进行学习时,应该注意它们的联系和区别,弄清反应实质,会不断的提高运用和创新电化学知识学习能力的.

参考文献

[1]人民教育出版社化学室.全日制普通高级中学教科书(必修加选修)·化学第二册.北京:人民教育出版社,2008.

电化学反应 第2篇

知识与技能:通过反应热定义的学习,了解反应热效应的定量描述与反应条件有关;通过中和热的实验,了解反应热效应的定量测定原理和方法;通过反应焓变定义的学习,了解反应热和反应焓变的关系;通过热化学方程式的学习,了解热化学方程式的意义,了解燃烧热的概念,体会热力学的严谨性;通过盖斯定律求算反应焓变,了解反应焓变与变化途径无关,仅仅与状态有关;通过键能的变化求算反应焓变,了解物质的结构与其能量变化的关系。

过程与方法:通过反应热定义的学习,理解实验研究和理论研究在科学探究方面的意义;在学习过程中,学会运用观察、对比、分析、思考等方法对所获得的信息进行处理;通过反应焓变概念的学习,了解实验研究和理论研究在科学探究方面的意义;在学习过程中,学会运用观察、分析、迁移等思维方法来建构新的概念;通过盖斯定律求算反应焓变的过程,体会数学、物理在学习化学中的重要性,注意理科之间的相互渗透和影响。

情感态度与价值观:体会实验成功的喜悦,感悟科学探究的乐趣;养成良好的实事求是的科学态度;体会思考带给人的愉快情感体验,感悟化学学科学习的乐趣;养成良好的实事求是的科学态度。

教学重点:反应热概念的含义;热化学方程式的正确书写;热化学方程式的正确书写以及反应焓变的计算。

教学难点:反应焓变的计算

课时安排:共五课时(新课3课时复习练习2课时 教学过程: 第一课时

【引入新课】从物质结构的角度看,化学反应的实质是旧化学键的断裂和新化学键的

生成,因此几乎所有的化学反应都伴随着能量的释放或吸收。通过过去对化学的学习,我们知道在化学反应中,化学能可以与多种形式的能量发生转化,其中最普遍的能量转化是化学能与热能之间的转化。因此可以将化学反应分为放热反应和吸热反应。

【板书】第1章化学反应与能量转化 第1节化学反应的热效应 【投影】

【提问】常见的放热反应和吸热反应有哪些类型? 【学生】常见的放热反应: ①活泼金属与水或酸的反应 ②酸碱中和反应 ③燃烧反应 ④多数化合反应 常见的吸热反应: ①多数分解反应,如CaCO 3 高温 CaO+CO 2↑

②2NH 4Cl(s +Ba(OH2·8H 2O(s =BaCl 2+2NH 3 ↑+10H 2O ③C(s+H 2O(g

高温

CO+H 2 ④CO 2+C 高温 2CO

【讲解】注意:化学反应是放热还是吸热,与反应条件(加热或不加热没有关系。放热反应和吸热反应我们还可以借助下面的图像来理解。【投影】

【练习】下列对化学反应热现象的说法不正确的是(AC A.放热反应时不必加热 B.化学反应一定有能量变化 C.一般地说,吸热反应加热后才能发生

D.化学反应的热效应的数值与参加反应的物质的多少有关

【讲解】为了定量描述化学反应中释放或吸收的热能,化学上把化学反应在一定温度下进行时,反应所释放或吸收的热量称之为该温度下的热效应,简称反应热。【板书】

一、化学反应的反应热(一反应热

1、定义:当化学反应在一定的温度下进行时,反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应,简称反应热。

2、反应热的意义:描述化学反应释放或吸收热量的物理量.3、符号: Q>0 反应放热 吸热反应

放热反应 Q Q<0 反应吸热

4、获得Q值的方法:(1实验测量法(2理论计算法

【讲解】反应热可以根据反应的类型分为多种,比如中和反应放出的热量叫中和热,燃烧反应放出的热量为燃烧热等等。

【板书】①中和热

5、反应热的分类:②燃烧热 ③生成热……

【讲解】下面我们来看看什么是中和热和如何进行中和热的测定。【板书】(二中和热

1、定义:在稀溶液中,强酸跟强碱发生中和反应,生成1mol水时的反应热叫做中和热。【投影】理解要点: ①条件:稀溶液。稀溶液是指溶于大量水的离子。

②反应物:(强酸与(强碱。中和热不包括离子在水溶液中的生成热、电解质电离的吸热所伴随的热效应。

③生成1mol水,中和反应的实质是H+和OH—化合生成H20,若反应过程中有其他物质生成,这部分反应热也不在中和热内。

④放出的热量:57.3kJ/mol 【板书】

2、中和热的表示:H+(aq+OH-(aq=H2O(l;Q=-57.3kJ

【练习】

1、已知H+(aq+OH-(aq=H2O(l;△ H=-57.3kJ/mol ,求下列中和反应中放出的热量。

(1用20gNaOH配稀溶液跟足量稀盐酸反应放出____________kJ的热量。(2用2molH2SO4配稀溶液跟足量稀NaOH反应,放出____________kJ的热量。【练习】

2、为了减小误差,某同学在实验中两次测定中和热。第一次用50mL0.5mol•L—1的盐酸和50mL0.5mol•L—1NaOH溶液,第二次是用100mL0.5mol•L—1的盐酸和100mL0.5mo l•L—1的NaOH溶液。请你预测该同学两次测得的中和热结果(相等或者不相等。

【讲解】我们来看看中和热的测量及有关问题。【阅读】指导学生阅读课本P3页,完成:

1、测定中和热的仪器;

2、测定中和热的原理;

3、测定中和热中应该要注意哪些问题? 【视频】中和热的测定。【板书】

3、中和热的测量

(1仪器:量热计(环形玻璃搅拌棒、温度计、烧杯

【投影】

【板书】(2原理:Q= —C(T2—T1(C为热容 或Q= —C m(T2—T1(C为比热容 中和热:Q= Q n(H2O = —mC(T2—T1 n(H2O 与酸、碱的用量无关。

【讲解】根据单位判断到底是热容还是比热容。【板书】(3步骤: 【投影】步骤: 1组装量热器

在大烧杯底部垫泡沫塑料(或纸条,使放入的小烧杯杯口与大烧杯杯口相平(防止热量扩散到周围的空气中,造成误差。然后再在大、小烧杯之间填满碎泡沫塑料(或纸条,大烧杯上用泡沫塑料板(或硬纸板作盖板,在板中间开两个小孔,正好使温度计和环形玻璃搅拌棒通过,如上图所示。

2药品取用

用一个量筒最取50 mL 1.0 mol/L盐酸,倒入小烧杯中,并用温度计测量盐酸的温度,记入下表。然后把温度计上的酸用水冲洗干净。用另一个量筒量取50 mL 1.0mol/LNaOH溶液,并用温度计测量NaOH溶液的温度,记入下表。

3酸碱混合

把量筒中的NaOH溶液迅速倒入量热计(注意不要洒到外面。立即盖上盖板,用环形玻璃搅拌棒上下轻轻搅动溶液,并准确读取混合溶液的最高温度,记为终止温度,记入下表。

4数据处理

5重复以上实验两次

【提问】我们测得中和热为52.5kJ,小于57.3kJ,你们认为造成误差的原因可能有哪些?【交流与讨论】学生汇报讨论的结果。

【投影】产生误差的原因有:(1量取溶液的体积有误差(2药品的选用不当引起的误差(3实验过程中有液体洒在外面(4混合酸、碱溶液时,动作缓慢

(5隔热操作不到位,致使实验过程中热量损失而导致误差

(6测了酸后的温度计未用水清洗而便立即去测碱的温度,致使热量损失而引起误差。【提问】(1大、小烧杯放置时,为何要使两杯口相平?填碎纸条的作用是什么?(2酸、碱混合时,为何要把量筒中的NaOH溶液一次倒入小烧杯而不能缓缓倒入?

(3实验中能否用环形铜丝搅拌棒代替环形玻璃搅拌棒?为什么?(4有人建议用50mL1.1mol/LNaOH进行上述实验,测得的中和热数值会更加准确。为

什么? 【答案】(1减少热量损失(2减少热量损失

(3不能。因为铜丝易导热,使热量损失较大

(4可以保证盐酸完全反应。使测得的热量更加准确。

【练习】

3、50ml0.50mol·L-1盐酸与50mL0.55mol·L-1NaOH溶液在如下图所 示的装置中进行中和反应。通过测定反应过程中放出的热量可 计算中和热。回答下列问题:(1从实验装置上看,图中尚缺少的一种玻璃仪器是。(2烧杯间填满碎纸条的作用是。

(3若大烧杯上不盖硬纸板,求得的反应热数值(填“偏大”“偏小”或“无影响”。(4实验中该用60mL0.50mol·L-1盐酸跟50mL0.55mol·L-1NaOH溶液进行反应,与上述实验相比,所放出的热量(填“相等”或“不相等”,简述理由:。

(5用相同浓度和体积的氨水代替NaOH溶液进行上述实验,测得的中和热数值会;用50mL0.50mol/LNaOH溶液进行上述验,测得的放出的热量数值可能会(填“偏大”“偏小”或“无影响”。

【小结】小结本节课的内容。

【作业】完成练习册中的有关练习【板书设计】第1章化学反应与能量转化 第1节化学反应的热效应

一、化学反应的反应热(一反应热

1、定义:当化学反应在一定的温度下进行时,反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应,简称反应热。

2、反应热的意义:描述化学反应释放或吸收热量的物理量.3、符号:Q>0 反应放热 Q Q<0 反应吸热

4、获得Q值的方法:(1实验测量法(2理论计算法 ①中和热

5、反应热的分类:②燃烧热 ③生成热……(二中和热

1、定义:在稀溶液中,强酸跟强碱发生中和反应,生成1mol水时的反应热叫做中和热。

2、中和热的表示:H+(aq+OH-(aq=H2O(l;Q=-57.3kJ

化学反应速率、化学平衡的图象 第3篇

一、解答速率、平衡图象题的一般思路

1.要看清并读懂图象

一要看清楚横坐标和纵坐标所表示的物理量;

二要看懂线的走向、变化趋势;

三要注意变化点，如线是否通过原点，两条线的交点及线的拐点;

四要善于借助辅助线（如等温线、等压线）;

五要看清楚定量图象中有关量的多少。

2.要学会联想规律

3.能正确判断

即依题意仔细分析进行正确判断。

二、图象类型及分析方法

1.化学反应浓度速率图象

（1）浓度—时间图

该类图象能说明平衡体系中各组分在反应过程中的变化情况。如图1所示，解该类图象题要注意各物质曲线出现折点（达到平衡）的时刻相同，各物质浓度变化的内在联系及比例符合化学方程式中的化学计量数关系，正确书写出化学方程式：aA+bB■cAB。

（2）速率—时间图

如Zn与足量盐酸的反应，反应速率随时间的变化出现如图2所示的情况，解释原因：AB段（v渐增），因反应为放热反应，随着反应的进行，温度渐高，导致反应速率增大;BC段（v渐小），则主要原因是随反应的进行，溶液中c（H+）渐小，导致反应速率减小？圳故分析时要抓住各阶段的主要变化规律，认真分析。

2.化学平衡移动图象

（1）速率—时间图，即v-t图

图3特点：该图象的横坐标是时间，纵坐标为速率，图象表示的是改变条件时，v（正）、v（逆）与时间的关系.

分析方法：

首先，看v（正）、v（逆）的大小判断移动的方向，若v（正）>v（逆），平衡向正反应方向移动;若v（正）

其次，看v（正）、v（逆）的连续或断点，判断影响平衡的条件，如果v（正）、v（逆）有一个连续，有一个断点，那么一般是因改变浓度条件引起的;如果v（正）、v（逆）同时有断点，则可能是压强、温度或催化剂等条件改变引起的。

（2）压强（温度）—温度（压强）—物质的含量图

图4特点：该图象的横坐标是压强或温度，纵坐标是反应物或生成物中一种物质的含量，图象表示的是随压强或温度变化时，物质的含量的变化。

分析方法：

“定一議二”，当有多条曲线及两个以上条件时，要固定其中一个条件，分析其他条件之间的关系，必要时作辅助线分析。

（3）物质的含量—时间图

图5特点：该图象的纵坐标是反应物或生成物中一种物质的含量，横坐标是时间，图像表示的是在不同的压强或温度下，反应达到平衡时所需的时间与平衡时物质含量的关系。

首先，用斜率绝对值大小判断压强大小或温度高低，即斜率绝对值越大，表示反应速率越大，所以对应的压强越大或温度越高（如上图中p1

其次，利用两平衡线高低判断正反应是吸热反应还是放热反应，或者是化学方程式中气体物质反应前后计量数的大小。

参考文献：

化学反应中的能量变化——反应热 第4篇

一、热化学方程式的书写

书写热化学方程式除了要遵循书写化学方程式的要求外, 还应注意几个方面。

(1) 反应热与反应物和生成物所呈现的聚集状态有关, 在热化学方程式中必须标明各物质的状态 (g、l、s、aq) ;

(2) 反应热与反应温度和压强有关, 中学所用ΔH一般是指101KPa和25℃因此不特别指明。但需注明ΔH的“+”与“-”, 放在方程式的右边, “+”表示吸热, “-”表示放热。

(3) ΔH的单位k Jmol-1是指热化学方程式中化学计量数在计量反应热时是以“mol”为单位的, 并不一定是指1mol物质。所以热化学方程式中各物质化学式前的计量数可用整数或分数表示, 且ΔH与化学计量数成比例。同一反应, 化学计量数不同, ΔH也不同。

(4) 当反应向逆向进行时, 其反应热与正反应的反应热数值相等, 符号相反。

(5) 书写燃烧热的热化学方程式, 应以燃烧1mol物质为标准来配平其他物质的化学计量数。

例 (2004年全国理综Ⅱ) :已知

下列关系式中正确的是 ()

A.ad>0 C.2a=b<0 D.2c=d>0

解析由热化学方程式中的ΔH与化学方程式中各物质前面的化学计量数有关, 以及物质燃烧时都放热得:ΔH2=2ΔH1<0, ΔH4=2ΔH3<0;又气态水变为液态水这一过程要放热, 则c

二、化学反应中能量与化学键的关系

反应中的热效应等于反应物的键能之和减去生成物的键能之和。当结果小于零时为放热反应。当结果大于零时为吸热反应。

例:化学键的键能是原子间形成化学键 (或其逆过程) 时释放 (或吸收) 的能量。以下是部分共价键键能数据H-S364KJ/mol, SS 266KJ/mol, S==O 522KJ/mol, HO 464KJ/mol。

(1) 试根据这些数据计算下面这个反应的反应热:2H2S (g) +SO2 (g) =3S (g) +2H2O (g) 反应产物中的S实为S8, 实际分子是一个8元环状分子 (如图) , 则反应热为_______。

解析:因为S8分子中有8个S原子, 由图可知共有8个共价键。每个S就有1个SS共价键。则该反应的反应热为:

4364KJ/mol+2522KJ/mol-3266KJ/mol-4464KJ/mol=-154KJ/mol.

三、可逆反应的反应热

例已知一定温度和压强下, N2 (g) 和H2 (g) 反应生成2mo NH3 (g) , 放出92.4KJ热量。在同温同压下向密闭容器中通入1mol N2和3mol H2, 达平衡时放出热量为Q1KJ;向另一体积相同的容器中通入0.5mol N2和1.5mo LH2, 相同温度下达到平衡时放出热量为Q2KJ。则下列叙述正确的是 ()

A.2Q2>Q1=92.4KJ B.2Q2=Q1=92.4KJ

C.2Q2

解析:92.4KJ为1mol N2 (g) 与3mol H2 (g) 恰好完全反应生成2mol NH3 (g) 时所放出的热量。而在实际反应中由于存在平衡状态, 反应物不可能完全转化, 因此Q1<92.4KJ。当温度不变, 相同的密闭容器中, 起始反应物物质的量减半 (相当于减压) 时, 由平衡移动原理可知, 平衡向逆反应方向移动, 有2Q2

四、盖斯定律的应用

例 (2012理综新课标高考) :工业上利用天然气 (主要成分CH4) 与CO2进行高温重整制备CO, 已知CH4、H2、CO的燃烧热 (ΔH) 分别为-890.4KJ/mol、-285.8KJ/mol、-283.0KJ/mol, 则生成1m3 (标准状况) CO所需能量为_____。

解析: (1) CH4 (g) +2O2 (g) =H2O (l) +CO2 (g) ΔH1=-890.4k Jmol-1

(2) H2 (g) +1/2O2 (g) =H2O (l) ΔH2=-285.8k Jmol-1

(3) CO (g) +1/2O2 (g) =CO2 (g) ΔH3=-283.0k Jmol-1

(1) -2 (2) -2 (3) 得:

CH4+CO2 (g) =2CO (g) +2H2 (g) ΔH=ΔH1-2ΔH2-2ΔH3=+247.3k Jmol-1

电化学反应 第5篇

第一节 化学能与热能

1、在任何的化学反应中总伴有能量的变化。

原因：当物质发生化学反应时，断开反应物中的化学键要吸收能量，而形成生成物中的化学键要放出能量。化学键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因。

一个确定的化学反应在发生过程中是吸收能量还是放出能量，取决于反应物的总能量与生成物的总能量的相对大小。E反应物总能量>E生成物总能量，为放热反应。E反应物总能量

2、常见的放热反应和吸热反应

常见的放热反应：

①所有的燃烧与缓慢氧化。

②酸碱中和反应。

③金属与酸反应制取氢气。

④大多数化合反应(特殊：

是吸热反应)。

常见的吸热反应：

①以C、H2、CO为还原剂的氧化还原反应如：

②铵盐和碱的反应如Ba(OH)28H2O+NH4Cl=BaCl2+2NH3↑+10H2O

③大多数分解反应如KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等。

3、能源的分类：

【思考】一般说来，大多数化合反应是放热反应，大多数分解反应是吸热反应，放热反应都不需要加热，吸热反应都需要加热，这种说法对吗?试举例说明。

点拔：这种说法不对。如C+O2=CO2的反应是放热反应，但需要加热，只是反应开始后不再需要加热，反应放出的热量可以使反应继续下去。Ba(OH)28H2O与NH4Cl的反应是吸热反应，但反应并不需要加热。

第二节 化学能与电能

1、化学能转化为电能的方式：

2、原电池原理

(1)概念：把化学能直接转化为电能的装置叫做原电池。

(2)原电池的工作原理：通过氧化还原反应(有电子的转移)把化学能转变为电能。

(3)构成原电池的条件：

①电极为导体且活泼性不同;

②两个电极接触(导线连接或直接接触);

③两个相互连接的电极插入电解质溶液构成闭合回路。

(4)电极名称及发生的反应：

负极：

较活泼的金属作负极，负极发生氧化反应

电极反应式：较活泼金属-ne-=金属阳离子

负极现象：负极溶解，负极质量减少

正极：

较不活泼的金属或石墨作正极，正极发生还原反应

电极反应式：溶液中阳离子+ne-=单质

正极的现象：一般有气体放出或正极质量增加

(5)原电池正负极的判断方法：

①依据原电池两极的材料：

较活泼的金属作负极(K、Ca、Na太活泼，不能作电极);

较不活泼金属或可导电非金属(石墨)、氧化物(MnO2)等作正极。

②根据电流方向或电子流向：(外电路)的电流由正极流向负极;电子则由负极经外电路流向原电池的正极。

③根据内电路离子的迁移方向：阳离子流向原电池正极，阴离子流向原电池负极。

④根据原电池中的反应类型：

负极：失电子，发生氧化反应，现象通常是电极本身消耗，质量减小。

正极：得电子，发生还原反应，现象是常伴随金属的析出或H2的放出。

(6)原电池电极反应的书写方法：

①原电池反应所依托的化学反应原理是氧化还原反应，负极反应是氧化反应，正极反应是还原反应。因此书写电极反应的方法归纳如下：

写出总反应方程式;

把总反应根据电子得失情况，分成氧化反应、还原反应;

氧化反应在负极发生，还原反应在正极发生，反应物和生成物对号入座，注意酸碱介质和水等参与反应。

②原电池的总反应式一般把正极和负极反应式相加而得。

(7)原电池的应用：

①加快化学反应速率，如粗锌制氢气速率比纯锌制氢气快。

②比较金属活动性强弱。

③设计原电池。

④金属的腐蚀。

3、化学电源基本类型：

①干电池：活泼金属作负极，被腐蚀或消耗。如：Cu-Zn原电池、锌锰电池。

②充电电池：两极都参加反应的原电池，可充电循环使用。如铅蓄电池、锂电池和银锌电池等。

③燃料电池：两电极材料均为惰性电极，电极本身不发生反应，而是由引入到两极上的物质发生反应，如H2、CH4燃料电池，其电解质溶液常为碱性试剂(KOH等)。

第三节 化学反应的速率和限度

1、化学反应的速率

(1)概念：化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度的减少量或生成物浓度的增加量(均取正值)来表示。

计算公式：

①单位：mol/(Ls)或mol/(Lmin)

②B为溶液或气体，若B为固体或纯液体不计算速率。

③以上所表示的是平均速率，而不是瞬时速率。

④重要规律：

速率比=方程式系数比

变化量比=方程式系数比

(2)影响化学反应速率的因素：

内因：由参加反应的物质的结构和性质决定的(主要因素)。

外因：①温度：升高温度，增大速率

②催化剂：一般加快反应速率(正催化剂)

③浓度：增加C反应物的浓度，增大速率(溶液或气体才有浓度可言)

④压强：增大压强，增大速率(适用于有气体参加的反应)

⑤其它因素：如光(射线)、固体的表面积(颗粒大小)、反应物的状态(溶剂)、原电池等也会改变化学反应速率。

2、化学反应的限度化学平衡

(1)在一定条件下，当一个可逆反应进行到正向反应速率与逆向反应速率相等时，反应物和生成物的浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡状态”，这就是这个反应所能达到的限度，即化学平衡状态。

化学平衡的移动受到温度、反应物浓度、压强等因素的影响。催化剂只改变化学反应速率，对化学平衡无影响。

在相同的条件下同时向正、逆两个反应方向进行的反应叫做可逆反应。通常把由反应物向生成物进行的反应叫做正反应。而由生成物向反应物进行的反应叫做逆反应。

在任何可逆反应中，正方应进行的同时，逆反应也在进行。可逆反应不能进行到底，即是说可逆反应无论进行到何种程度，任何物质(反应物和生成物)的物质的量都不可能为0。

(2)化学平衡状态的特征：逆、动、等、定、变。

①逆：化学平衡研究的对象是可逆反应。

②动：动态平衡，达到平衡状态时，正逆反应仍在不断进行。

③等：达到平衡状态时，正方应速率和逆反应速率相等，但不等于0。即v正=v逆≠0。

④定：达到平衡状态时，各组分的浓度保持不变，各组成成分的含量保持一定。

⑤变：当条件变化时，原平衡被破坏，在新的条件下会重新建立新的平衡。

(3)判断化学平衡状态的标志：

①VA(正方向)=VA(逆方向)或nA(消耗)=nA(生成)(不同方向同一物质比较)

②各组分浓度保持不变或百分含量不变

③借助颜色不变判断(有一种物质是有颜色的)

④总物质的量或总体积或总压强或平均相对分子质量不变(前提：反应前后气体的总物质的量不相等的反应适用，即如对于反应)

热化学方程式知识点 化学热化学方程式是什么

1.定义表示反应所放出或吸收热量的化学方程式，叫做热化学方程式。

2.表示意义不仅表明了化学反应中的物质变化，也表明厂化学反应中的能量变化。

化学热化学反应方程式的书写

热化学方程式与普通化学方程式相比，在书写时除厂要遵守书写化学方程式的要求外还应注意以下问题：

1.注意△H的符号和单位 △H只能写在标有反应物和生成物状态的化学方程式的右边。若为放热反应，△H为“-”;若为吸热反应，△H为“+”。△H的单位一般为kJ/moJ。

2.注意反应条件反衄热△H与测定条件(温度、压强等)有关。因此书写热化学方程式时应注明△H的测定条件。绝大多数△H是是25℃、101kPa下测定的，此条件下进行的反应可不注明温度和压强。

3.注意物质的聚集状态反应物和生成物的聚集状态不同，反应热△H不同。因此，必须注明物质的聚集状态才能完整地体现出热化学方程式的意义。气体用“g”，液体用：l“，固体用“s”，溶液用“aq”。

4.注意热化学方程式的化学计量数

(1)热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量数仅表示该物质的物质的量，并不表示物质的分子数或原子数，因此化学计量数可以是整数，也可以是分数。

专题八 化学反应速率和化学平衡 第6篇

例1 某探究小组利用丙酮的溴代反应（CH3COCH3+Br2[HCl]CH3COCH2Br+HBr）来研究反应物浓度与反应速率的关系。反应速率v（Br2）通过测定溴的颜色消失所需的时间来确定。在一定温度下，获得如下实验数据：

[实验序号&初始浓度c/mol·L-1&溴的颜色消失所需的时间t/s &CH3COCH3&HCl &Br2&①&0.80&0.20&0.0010&290&②&1.60&0.20&0.0010&145&③&0.80&0.40&0.0010&145&④&0.80&0.20&0.0020&580&]

分析实验数据所得出的结论不正确的是（ ）

A．增大c（CH3COCH3），v（Br2）增大

B．实验②和③的v（Br2）相等

C．增大c（HCl），v（Br2）增大

D．增大c（Br2），v（Br2）增大

解析 从表中数据看：①④中CH3COCH3、HCl的浓度是相同的，而④中Br2比①中的大，结果是溴颜色消失所需的时间变长，即速率变小了，D项错误。其他选项依次找出表中两组相同的数据，看一个变量对另一个变量的影响即可。

答案 D

点拨 利用有色物质的颜色变化来测定化学反应速率是常用的方法，解决本题需要找准表中两组数据进行比较，注意寻找一个变量进行分析。而具体的测定反应速率的关键是找准物质的量或物质的量浓度的变化值。

考点2 可逆反应达到平衡平衡状态的依据

例2 可逆反应：2NO2（g）⇌2NO（g）+O2（g），在体积固定的密闭容器中，达到平衡状态的标志是（ ）

①单位时间内生成n mol O2的同时生成2n mol NO2 ②单位时间内生成n mol O2的同时生成2n mol NO ③用NO2、NO、O2表示的反应速率的比为2∶2∶1 ④混合气体的颜色不再改变 ⑤混合气体的密度不再改变 ⑥混合气体的压强不再改变 ⑦混合气体的平均相对分子质量不再改变

A. ①④⑥⑦ B. ②③⑤⑦

C. ①③④⑤ D. 全部

解析 单位时间内生成n mol O2必消耗2n mol NO2，而生成2n mol NO2时，必消耗n mol O2，能说明反应达到平衡，①能说明，②不能说明；无论达到平衡与否，化学反应速率都等于化学计量系数之比，③不能说明；有颜色的气体颜色不变，则表示物质的浓度不再变化，④能说明；体积固定，气体质量反应前后守恒，密度始终不变，⑤能说明；反应前后[ΔV≠0]，压强不变，意味着各物质的含量不再变化，⑥能说明；由于气体的质量不变，气体的平均相对分子质量不变时，说明气体中各物质的量不变，该反应[ΔV≠0]，⑦能说明。

答案 A

点拨 化学平衡状态的根本标志是：v（正）=v（逆）；各组分百分含量不变。在解题时要牢牢抓住这两个根本标志，并明确气体的颜色、密度、压强、平均相对分子质量的变化与根本标志的关系。

考点3 等效平衡

例3 在一真空密闭容器中盛有1 mol PCl5，加热到200 ℃时发生如下反应：PCl5（g）=PCl3（g）+Cl2（g），反应达到平衡时，PCl5所占体积分数为m%。若在同一温度和同一容器中，最初投入的是2 mol PCl5，反应平衡时，PCl5所占体积分数为n%，则m和n的关系是（ ）

A．m>n B．m

解析 可建立虚拟路径如下：

[2 mol PCl5][2 mol PCl5][1 mol PCl5] [T、P1、V][T、P1、2V][T、P2、V][可建立

等效平衡][缩小容

器体积][（相当于

增大压强）]

答案 B

点拨 分析等效平衡的关键是分清全等平衡和等比平衡，利用等效平衡方法解化学平衡有关问题时常采用“虚拟法”。若遇到将两个状态进行比较这类问题时，可以“虚拟”一个中间过程，如一个容器、一个隔板等，然后再进行比较。

考点4 化学反应速率和化学平衡图象

例4 对于mA（g）+nB（g）⇌pC（g） ΔH=Q kJ·mol-1有如下图所示的变化，则：

[c%][t][T1、P1][T1、P2][T2、P2][O]

（1）P1与P2的关系是 ；

（2）m+n与p的关系是 ；

（3）T1与T2的关系是 ；

（4）Q与0的关系是 。

解析 本题解答时应遵循两个原则：“先拐先平”“定一议二”。在温度均为T1时，P2达到平衡需要的时间短，因此P2＞P1；压强越大，C的百分含量越大，说明正反应是体积增大的反应，即m+n>p。在P2保持不变时，T1达到平衡需要的时间短，因此T1＞T2；温度越高，C的百分含量越小，而升高温度平衡向吸热反应方向移动，说明正反应是放热反应，即Q＜0。

答案 （1）P2＞P1 （2）m+n>p （3）T1＞T2 （4）Q＜0

点拨 对于化学反应速率和化学平衡的有关图象问题，可按以下的方法进行分析：①看图象，弄清纵、横坐标所代表的意义，并与勒夏特列原理挂钩;②紧扣可逆反应的特征——正反应方向是吸热还是放热，体积是增大还是减小或不变，有无固体、纯液体物质参加或生成等;③看清起点、拐点、终点，看清曲线的变化趋势;④先拐先平;⑤定一议二。

考点5 转化率、平衡常数的计算及应用

例5 能源问题是当前世界各国所面临的严重问题，同时全球气候变暖，生态环境问题日益突出，开发氢能、研制燃料电池、发展低碳经济是化学工作者的研究方向。氢气通常用生产水煤气的方法制得。其中CO（g）+H2O（g）⇌CO2（g）+H2（g） ΔH＜0。在850 ℃时，平衡常数K=1。

（1）若降低温度到750 ℃时，达到平衡时K 1。（填“大于”“小于”或“等于”）

（2）850 ℃时，若向一容积可变的密闭容器中同时充入1.0 mol CO、3 mol H2O、1.0 mol CO2和x mol H2，则：

①当x=5.0时，上述反应向 （填“正反应”或“逆反应”）方向进行；

②若要使上述反应开始时向正反应方向进行，则x应满足的条件是 ；

③850 ℃时，若设x=5.0和x=6.0，其它物质的投料不变，当上述反应达到平衡后，测得H2的体积分数分别为a%、b%，则a b（填“大于”“小于”或“等于”）。

解析 （1）该反应为放热反应，温度越低，反应进行的程度越高，化学平衡常数越大。

（2）因反应在同一容器内进行，体积相同，方程式中各物质的化学计量数都是1，所以在以下计算中均可用物质的量数值代替浓度数值。①将数值代入浓度商的表达式： [Qc=c(CO2)⋅c(H2)c(CO)⋅c(H2O)=1×51×3=53＞1]，平衡向逆反应方向移动。②若要使上述反应开始时向正反应方向进行，则浓度商[Qc=c(CO2)⋅c(H2)c(CO)⋅c(H2O)]应小于1，代入数值，可得x＜3。③增大一种生成物（氢气）的体积分数，反应向逆反应方向移动，但平衡移动的结果是降低这种增大的幅度，故平衡后氢气的体积分数还是大于原来的。

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答案 （1）大于 （2）逆反应 x<3 小于

点拨 化学平衡常数只与温度有关，温度不变，化学平衡常数不变，与反应物浓度、是否含有催化剂等无关。计算时，要看清对应的化学方程式，不要看反了，否则算出的化学平衡常数是其倒数。

考点6 化学反应进行的方向

例6 已知碳酸钙的分解CaCO3（s）=CaO（s）+CO2（g） ΔH1仅在高温下自发；氯酸钾的分解2KClO3（s）=2KCl（s）+3O2（g） ΔH2在任何温度下都自发，下面有几组焓变数据，其中可能正确的（ ）

A．ΔH1=-178.32 kJ·mol-1 ΔH2=-78.3 kJ·mol-1

B．ΔH1=+178.32 kJ·mol-1 ΔH2=-78.3 kJ·mol-1

C．ΔH1=-178.32 kJ·mol-1 ΔH2=+78.3 kJ·mol-1

D．ΔH1=+178.32 kJ·mol-1 ΔH2=+78.3 kJ·mol-1

解析 既是放热又是熵增的反应一定自发，既是吸热又是熵减的反应一定不自发，吸热的熵增反应仅在高温时自发，故只有B项正确。

答案 B

点评 在判断反应是否自发时，焓变和熵变都是与反应能否自发进行有关的因素，但又都不能独立地作为反应自发性的判据，要判断反应进行的方向，必须综合考虑体系的焓变和熵变对反应方向的综合影响。此外，还应注意催化剂与化学反应方向的问题。

[【专题练习】]

1. 关于反应2SO2（g）+O2（g）⇌2SO3（g），下列说法正确的是（ ）

①单位时间内每生成2 mol SO2，同时生成1 mol O2，则反应处于化学平衡状态 ②SO2生成速率等于SO2消耗速率，则反应处于化学平衡状态 ③SO2、O2、SO3的体积分数不再发生变化，则反应处于化学平衡状态 ④SO2、O2、SO3的分子数之比为2∶1∶2，则反应处于化学平衡状态

A. ①③ B. ②④ C. ②③ D. ③④

2. 在一固定体积的密闭容器中，加入2 mol A和1 mol B，发生反应如下；2A（g）+B（g）⇌3C（g）+D（s），当反应达到平衡时，C的浓度为w mol·L-1。若维持容器体积和温度不变，按下列四种配比作为起始物质，达平衡后，C的浓度仍为w mol·L-1是（ ）

A. 4 mol A+3 mol B

B. 2 mol A+1 mol B+3 mol C+1 mol D

C. 3 mol A+1 mol B+1 mol C

D. 3 mol C+2 mol D

3. 下列说法正确的是（ ）

A．在常温下，放热反应一般能自发进行，吸热反应都不能自发进行

B．NH4HCO3（s）=NH3（g）+H2O（g）+CO2（g） ΔH=+185.7 kJ·mol-1能自发进行，原因是体系有自发地向混乱度增加的方向转变的倾向

C．因为焓变和熵变都与反应的自发性有关，因此焓变或熵变均可以单独作为反应自发性的判据

D．在其他外界条件不变的情况下，使用催化剂，可以改变化学反应进行的方向

4. 用于净化汽车尾气的反应：2NO（g）+2CO（g）⇌2CO2（g）+N2（g），己知该反应速率极慢，570 K时平衡常数为1×1059。下列说法正确的是（ ）

A．装有尾气净化装置的汽车排出的气体中不再含有NO或CO

B．提高尾气净化效率的常用方法是升高温度

C．提高尾气净化效率的最佳途径是研制高效催化剂

D．570 K时及时抽走CO2、N2，平衡常数将会增大，尾气净化效率更佳

5. 在1 L的密闭容器中充入1 mol A（g）和1 mol B（g），于T ℃时进行如下反应：A（g）+B（g）⇌C（g）+D（g） ΔH＜0达到平衡时，A转化了50％。在T ℃时，将1 mol A（g）和4 mol B（g）充入同样的容器中，记录0～8 min内容器中各物质的量如下表。t min时为改变条件后达平衡时所测得的数据。下列说法正确的是（ ）

[时间/min&0&4&6&8&t&n[A(g)]/mol&1&0.25&n1&n1&0.15&n[B(g)]/mol&4&3.25&n2&n2&3.15&n[C(g)]/mol&0&0.75&n3&n3&0.85&n[D(g)]/mol&0&0.75&n4&n4&0.85&]

A．反应在第4 min时处于化学平衡状态

B．前4 min，用A（g）表示的化学反应速率为0.0625 mol·L-1·min-1

C．8 min时，混合气体中C（g）的体积分数为16％

D．t min时，反应所处的温度高于T℃

6. 某密闭容器中充入等物质的量的气体A和B，一定温度下发生反应：A（g）+xB（g）⇌2C（g），达到平衡后，只改变反应的一个条件，测得容器中物质的浓度、反应速率随时间变化如下图所示。下列说法中正确是（ ）

A. 30 min时降低温度，40 min时升高温度

B. 8 min前A的平均反应速率为0.08 mol·L-1·s-1

C. 反应方程式中的x=l，正反应为吸热反应

D. 20～40 min间该反应的平衡常数均为4

7. 一定温度下，将一定量的混合气体充入密闭容器中，发生反应aA（g）+bB（g）⇌cC（g）+dD（g）达到平衡时，测得B的浓度为0.6 mol·L-1。恒温下将密闭容器的容积扩大一倍，重新达到平衡时，测得气体B的浓度为0.4 mol·L-1，下列叙述正确的是（ ）

A. a+b

B. 重新达到平衡时，气体A的浓度增大

C. 平衡向右移动

D. 重新达到平衡时，D的体积分数减小

8. 一定温度下的密闭容器中存在如下反应：2SO2（g）+O2（g）⇌2SO3（g）。已知c（SO2）始=0.4 mol·L-1，c（O2）始=1 mol·L-1，经测定该反应在该温度下的平衡常数K≈19，试判断：

（1）当SO2转化率为50%时，该反应是否达到平衡？若未达到平衡，向哪个方向进行？

（2）达到平衡时，SO2的转化率应为多少？

9. 在2 L密闭容器中，800℃时反应2NO（g）+O2（g）⇌2NO2（g）体系中，n（NO）随时间的变化情况如表：[n(NO)/mol&0.020&0.010&0.008&0.007&0.007&0.007&]

（1）写出该反应的平衡常数表达式：K= 。已知：K（300℃）＞K（350℃），该反应是 热反应。

（2）右图中表示NO2的浓度变化曲线是 。用O2表示从0~2 s内该反应的平均速率v= 。

[c(mol·L-1)][t(s)][1 2 3 4][O][0.010

0.005] [a][b][c][d]

（3）能说明该反应已经达到平衡状态的是 。

a. v（NO2）=2v（O2） b. 容器内压强保持不变

c. v逆（NO）=2v正（O2） d. 容器内的密度保持不变

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（4）为使该反应的反应速率增大，且平衡向正反应方向移动的是 。

a. 及时分离出NO2气体 b. 适当升高温度

c. 增大O2的浓度 d. 选择高效的催化剂

10. “碘钟”实验中，3I-+S2O82-=I3-+2SO42-的反应速率可以用I3-与加入的淀粉溶液显蓝色的时间t来度量，t越小，反应速率越大。某探究性学习小组在20℃时进行实验，得到的数据如下表：

[实验编号&①&②&③&④&⑤&c(I-)/mol·L-1&0.040&0.080&0.080&0.160&0.120&c(S2O82-)/mol·L-1&0.040&0.040&0.080&0.020&0.040&t/s&88.0&44.0&22.0&44.0&T1&]

回答下列问题：

（1）该实验的目的是 ；

（2）显色时间t1= ；

（3）温度对该反应的反应速率的影响符合一般规律，若在40 ℃下进行编号③对应浓度的实验，显色时间t2的范围为 （填字母）；

A. 小于22.0 sB. 22.0～44.0 s

C. 大于44.0 sD. 数据不足，无法判断

（4）通过分析比较上表数据，得到的结论是 。

11. 工厂使用石油热裂解的副产物甲烷来制取氢气，其生产流程如下图：

[ⅠⅡ][水蒸气][水蒸气][纯净氢气][转化炉][吸附塔][甲烷]

（1）此流程的第Ⅱ步反应为：CO（g）+H2O（g）⇌H2（g）+CO2（g），该反应的化学平衡常数表达式为K= ；反应的平衡常数随温度的变化如下表：

[温度/℃&400&500&830&1000&平衡常数K&10&9&1&0.6&]

此反应是 （填“吸”“放”）热反应。在830 ℃下，若开始时向恒容密闭容器中充入CO与H2O均为1 mo1，则达到平衡后CO的转化率为 。

（2）此流程的第Ⅱ步反应CO（g）+H2O（g）⇌H2（g）+CO2（g），在830℃，以下表的物质的量（单位为mol）投入恒容反应器发生上述反应，其中反应开始时，向正反应方向进行的有 （填实验编号）；

[实验编号&n(CO)&n(H2O)&n(H2)&n(CO2)&A&1&5&2&3&B&2&2&1&1&C&3&3&0&0&D&0.5&2&1&1&]（3）若400℃时，第Ⅱ步反应生成l mol氢气的热量数值为33.2（单位为kJ），第Ⅰ步反应的热化学方程式为： CH4（g）+H2O（g）=3H2（g）+CO（g） [Δ]H=-103.3 kJ·mol-1。则400℃时，甲烷和水蒸气反应生成二氧化碳和氢气的热化学方程式为 。

聚焦化学反应速率与化学平衡 第7篇

化学反应速率与化学平衡是中学化学的重要内容, 也是历年高考的必考内容, 并且占有非常大的比重。下面将其进行全面总结, 希望对同学们的备考有所帮助。

一、化学反应速率及其影响因素

1.化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢程度的, 通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示, 是一段时间内的平均速率。固体或纯液体 (不是溶液) 的浓度可视为不变的常数, 故一般不用固体或纯液体表示化学反应速率。用不同物质表示同一反应的化学反应速率时, 其数值可能不同 (因此, 必须指明具体物质) , 但各种物质表示的速率之比等于化学方程式中相应物质的化学计量数之比。

2. 参加反应的物质的性质是决定化学反应速率的主要因素, 外界条件对化学反应速率也有影响。

(1) 浓度对化学反应速率的影响只适用于气体反应或溶液中的反应;

(2) 压强对化学反应速率的影响只适用于有气体参加的反应;

(3) 温度对化学反应速率的影响:实验测得, 其他条件不变时, 温度每升高10℃, 化学反应速率通常增加到原来的2-4倍;

(4) 使用催化剂, 使原来难以进行的化学反应分步进行 (本身参与了反应, 但反应前后化学性质不变) , 从而大幅度改变了化学反应速率;

(5) 光、电磁波、超声波、反应物颗粒的大小、溶剂的性质等也会对化学反应速率产生影响。

3. 浓度和压强的改变仅仅改变了单位体积内活化分子的数目, 温度的改变和催化剂的存在却能改变单位体积内反应物分子中活化分子所占的百分数。

例1.已知汽车尾气无害化处理反应为2NO (g) +2CO (g) N2 (g) +2CO2 (g) 。下列说法不正确的是 ()

A.升高温度可使该反应的逆反应速率降低

B.使用高效催化剂可有效提高正反应速率

C.反应达到平衡后, NO的反应速率保持恒定

D.单位时间内消耗CO和CO2的物质的量相等时, 反应达到平衡

解析:升高温度、使用催化剂都会使化学反应速率增大, 既包括正反应速率, 又包括逆反应速率, 故A项错误, B项正确。反应达到平衡后, 正反应速率和逆反应速率相等, 因此C、D项都是正确的。

答案:A

二、化学平衡的建立及外界条件对化学平衡的影响

1. 化学平衡状态是指在一定条件下的可逆反应里, 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的状态。

化学平衡状态的特征, (1) 逆:化学平衡研究的对象是可逆反应, 可逆反应不能进行到底, 即反应过程中反应物 (生成物) , 不能全部转化为生成物 (反应物) 。 (2) 动:化学平衡是动态平衡, 化学反应达到平衡时正反应和逆反应仍在继续进行。 (3) 等:指反应体系中的用同一种物质来表示的正反应速率和逆反应速率相等。对于不同种物质而言, 速率不一定相等。 (4) 定:平衡混合物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) 、转化率等不随时间变化而改变。 (5) 变:改变影响化学平衡的条件, 平衡发生移动。 (6) 化学平衡的建立与反应的途径无关, 化学平衡状态的标志是化学平衡状态特征的具体体现。

2. 平衡移动原理:如果改变影响平衡的一个条件 (如浓度、压强或温度等) , 平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。它是浓度、压强和温度等外界条件对平衡移动影响的概括和总结, 只适用于已经达到平衡状态的可逆反应, 未处于平衡状态的体系不能用此原理分析, 但它也适用于其他动态平衡体系, 如溶解平衡、电离平衡和水解平衡等。催化剂能够同等程度地增加正反应速率和逆反应速率, 因此它对化学平衡的移动没有影响。

例2.已知:C (s) +CO2 (g) 幑幐2CO (g) ;ΔH>0。该反应达到平衡后, 下列条件有利于反应向正方向进行的是 ()

A.升高温度和减小压强

B.降低温度和减小压强

C.降低温度和增大压强

D.升高温度和增大压强

解析:本题考查了条件改变对平衡移动的影响。由题意知, 该反应为吸热反应, 故升高温度有利于反应向正方向进行;又知该反应为气体体积增大的反应, 故减小压强有利于反应向正方向进行。

答案:A

三、化学平衡常数 (浓度平衡常数) 及转化率的应用

1. 化学平衡常数

(1) 化学平衡常数的数学表达式。

对于一般可逆反应:mA+nBpC+qD

(2) 化学平衡常数表示的意义。

平衡常数数值的大小可以反映可逆反应进行的程度大小, K值越大, 反应进行越完全, 反应物转化率越高, 反之则越低。

2. 化学平衡的基本计算

(1) 物质浓度的变化关系。

反应物:平衡浓度=起始浓度-转化浓度;生成物:平衡浓度=起始浓度+转化浓度。

其中, 各物质的转化浓度之比等于它们在化学方程式中物质的计量数之比。

(4) 计算模式:

(5) 化学平衡计算的关键是准确掌握相关的基本概念及它们相互之间的关系。化学平衡的计算步骤, 通常是先写出有关的化学方程式, 列出反应起始时或平衡时有关物质的浓度或物质的量, 然后再通过相关的转换, 分别求出其他物质的浓度或物质的量和转化率。概括为:建立解题模式、确立平衡状态方程。说明: (1) 反应起始时, 反应物和生成物可能同时存在; (2) 由于起始浓度是人为控制的, 故不同的物质起始浓度不一定呈化学计量数比, 若反应物起始浓度呈计量数比, 则隐含反应物转化率相等, 且平衡时反应物的浓度呈计量数比; (3) 起始浓度、平衡浓度不一定呈计量数比, 但物质之间是按计量数反应和生成的, 故各物质的浓度变化一定呈计量数比, 这是计算的关键。

例3.将固体NH4I置于密闭容器中, 在一定温度下发生下列反应: (1) NH4I (s) 幑幐NH3 (g) +HI (g) ; (2) 2HI (g) 幑幐H2 (g) +I2 (g) 。达到平衡时, c (H2) =0.5molL-1, c (HI) =4molL-1, 则此温度下反应 (1) 的平衡常数为 ()

A.9 B.16

C.20 D.25

解析:求 (1) 的平衡常数的关键是求氨气的平衡浓度, 若碘化氢不分解时, NH3 (g) 和HI (g) 的平衡浓度是相等的, 因此2c (H2) 与容器中平衡浓度c (HI) 之和即为氨气的平衡浓度, c (NH3) =5molL-1, 故此温度下反应 (1) 的平衡常数为20。

答案:C

四、学习化学平衡应注意的三个问题

1. 等效平衡:在两种不同的初始状态下, 同一个可逆反应在一定条件 (恒温、恒容或恒温、恒压) 下分别达到平衡时, 各组成成分的物质的量 (或体积) 分数相等的状态。在恒温恒容条件下, 建立等效平衡的一般条件是:反应物投料量相当;在恒温恒压条件下, 建立等效平衡的条件是:相同反应物的投料比相等。

2. 平衡移动的思维基点:

(1) 先同后变。进行判断时, 可设置相同的平衡状态 (参照标准) , 再根据题设条件观察变化的趋势。

(2) 不为零原则。对于可逆反应而言, 无论使用任何外部条件, 都不可能使其平衡体系中的任何物质浓度变化到零。

3.在实际生产中, 需要综合考虑反应速率、化学平衡、原料选择、产量和设备等各方面情况, 以确定最佳生产条件。合成氨选择的适宜条件通常是:20MPa-50MPa、500℃左右、铁触媒;及时补充N2和H2, 及时将生成氨分离出来。

A.0.5mol CO+2mol H2O (g) +1mol CO2+1mol H2

B.1mol CO+1mol H2O (g) +1mol CO2+1mol H2

C.0.5mol CO+1.5mol H2O (g) +0.4mol CO2+0.4mol H2

D.0.5mol CO+1.5mol H2O (g) +0.5mol CO2+0.5mol H2

解析:本题考查了等效平衡的相关知识。若维持容器的体积和温度不变, 采用极端假设法, 将CO2和H2转化为CO和H2O (g) , 若CO和H2O (g) 的物质的量之比为1∶2, 则与原平衡等效。对于A选项, 极端假设过来为1.5mol CO+3mol H2O (g) , CO和H2O (g) 的物质的量之比为1∶2, 所以与原平衡等效, 故达到平衡时CO的体积分数等于x;对于B选项, 极端假设过来为2mol CO+2mol H2O (g) , CO和H2O (g) 的物质的量之比为1∶1, 所以达到平衡时CO的体积分数大于x;对于C选项, 极端假设过来为0.9mol CO+1.9mol H2O (g) , CO和H2O (g) 的物质的量之比小于1∶2, 所以达到平衡时CO的体积分数小于x;对于D选项, 极端假设过来为1mol CO+2mol H2O (g) , 与原来的量一样, 所以达到平衡时CO的体积分数等于x。

答案:B

五、化学反应速率与化学平衡图像题

解题策略: (1) 首先要看清楚横轴和纵轴的意义 (特别是纵轴, 表示转化率和表示反应物的百分含量情况就完全相反) 以及曲线本身属等温线还是等压线。 (当有多余曲线及两个以上条件时, 要注意“定一议二”) (2) 找出曲线上的特殊点, 并理解其含义。 (如“先拐先平”) (3) 根据纵轴随横轴的变化情况, 判定曲线正确走势, 以淘汰错误的选项。

例5.取5等份NO2, 分别加入温度不同、容积相同的恒容密闭容器中, 发生反应:2NO2 (g) 幑幐N2O4 (g) ;ΔH<0。反应相同时间后, 分别测定体系中NO2的百分量 (NO2%) , 并作出其随反应温度 (T) 变化的关系图。下列示意图中, 可能与实验结果相符的是 ()

解析:在恒容状态下, 在5个相同的容器中同时通入等量的NO2, 反应相同时间, 那么有两种可能:一是已达到平衡状态, 二是还没有达到平衡状态, 仍然在向正反应方向移动。若5个容器在反应相同时间下, 均已达到平衡, 因为该反应是放热反应, 温度升高, 平衡向逆反应方向移动, NO2的百分含量随温度升高而升高, 所以B项正确。若5个容器中有未达到平衡状态的, 那么温度升高, 反应速率增大, 会出现温度高的NO2转化得快, 导致NO2的百分含量减少的情况, 在D图中转折点为平衡状态, 转折点左则为未平衡状态, 右则为平衡状态, D项正确。

答案:BD

【跟踪训练】

A.K2和K1的单位均为molL-1

B.K2>K1

C.c2 (CO) =c2 (H2O)

D.c1 (CO) >c2 (CO)

3. 在一个容积固定的密闭容器中, 发生反应:CO (g) +2H2 (g) 幑幐CH3OH (g) ;ΔH<0。第2min时只改变一个条件, 反应情况如下表:

下列说法不正确的是 ()

A.第4min至第6min该化学反应处于平衡状态

B.第2min时, 如果只改变某一条件, 则改变的条件可能是降低温度

C.第2min时, 如果只改变某一条件, 则改变的条件可能是使用催化剂

D.第6min时, 其他条件不变, 如果升高温度, 正反应速率增大

A.t1时减小了SO2的浓度, 增加了SO3的浓度

B.t1时降低了温度, 平衡向正反应方向移动

C.t1时减小了压强, 平衡向逆反应方向移动

D.t1时增加了SO2和O2的浓度, 平衡向正反应方向移动

(1) 缩小容器容积 (2) 升高温度 (3) 增加A的浓度

A.仅 (1) B. (1) (3)

C. (1) (2) (3) D.都不能

A.刚充入时, 反应速率v (正) 减小, v (逆) 增大

B.达到新的平衡时, 反应混合物中A、B的物质的量分数增加

C.达到新的平衡时, [A]∶[B]∶[Q]仍为1∶1∶2

D.达到新的平衡过程中, 体系压强先增大, 后逐渐减小

7.在一定温度下, 将等量的气体分别通入起始体积相同的密闭容器Ⅰ (恒容) 和Ⅱ (恒压) 中, 使其发生反应, t0时容器Ⅰ达到化学平衡, X、Y、Z的物质的量的变化如下图所示, 则下列有关推断正确的是 ()

B.若两容器中均达到平衡后, 两容器的体积V (Ⅰ) <V (Ⅱ) , 则容器Ⅱ达到平衡所用时间小于t0

C.若两容器中均达到平衡时, 两容器中Z的物质的量分数相同, 则Y为固态或液态

D.达平衡后, 若对容器Ⅱ升高温度时其体积增大, 说明Z发生的反应为吸热反应

8. 把1mol CO2和3mol H2通入1L的密闭容器中, 在某温度下发生反应:

测得CO2和CH3OH的浓度随时间变化如下图所示, 下列说法正确的是 ()

A.3min时, v正=v逆

B.0~10min内, 氢气的平均反应速率为0.225molL-1min-1

C.该温度下, 反应的平衡常数K=5.3mol-2L2

D.若升高温度, CO2的平衡转化率大于75%

(1) K和x的关系满足K=。在保证A浓度不变的情况下, 增大容器的体积, 平衡 (填字母) 。

A.向正反应方向移动

B.向逆反应方向移动

C.不移动

(2) 若该反应的逆反应速率与时间的关系如下图所示:

(1) 可见反应在t1、t3、t7时都达到了平衡, 而t2、t8时都改变了一种条件, 试判断改变的是什么条件:

t2时, t8时;

(2) t2时平衡向 (填“正反应”或“逆反应”) 方向移动;

(3) 若t4时降压, t5时达到平衡, t6时增大反应物的浓度, 请在图中画出t4t6时逆反应速率与时间的关系线。

参考答案:

1.C解析:A项, P1时先达到平衡状态, 反应速率快, 故P1>P2;B项, 该反应是放热反应, 升高温度平衡向逆反应方向移动, N2转化率减小, 而图示是增加;C项, 增加N2的浓度, 正反应速率突然增大, 逆反应速率从原平衡点逐渐增大, 平衡向正反应方向移动, 正确;D项, 有催化剂时达到平衡时间应短。

2.C解析:该反应是放热反应, 升高温度平衡左移, 所以K2<K1;此反应是等物质的量浓度的CO和H2O (g) 反应, 因此无论温度升降、压强变化, c (CO) =c (H2O) ;升高温度平衡左移, 因此c2 (CO) 比c1 (CO) 大。

3.B解析:根据表中数据得, 第4min后体系中各物质的浓度保持不变, 即反应达到平衡状态;该反应在24min内的反应速率大于02min内的反应速率, 即第2min时反应速率增大, 因此改变的条件不可能为降低温度, 可能为使用催化剂;6min时, 升高温度, 正、逆反应速率均增大。

4.A解析:由于t2时刻, 反应再次达到平衡后的反应速率大于原平衡时的反应速率, 则可判断t1时正反应速率减小, 而逆反应速率增大, 平衡向逆反应方向移动。

5.A解析:缩小容器容积使这两个反应向正反应方向移动, A的转化率增大;升高温度, 反应 (Ⅰ) 向逆反应方向移动, A的转化率减小; (3) 使A的转化率都减小。

6.D解析:由题意可知反应物、生成物的浓度增大相同的倍数, 所以此题相当于增大压强, 正、逆反应速率均增大, 平衡右移, 所以A、B、C项均错误。

7.C解析:由物质的量时间曲线图可知该反应中Z是反应物, X和Y是生成物, 故正确的化学方程式为3Z幑幐3X+2Y, A项错;若平衡后V (Ⅰ) <V (Ⅱ) , 则p (Ⅰ) >p (Ⅱ) , 压强越大反应速率越快, 由此可知容器Ⅱ达到平衡所用时间大于t0;选项C可依据等效平衡判断是正确的;由于生成物的状态未知, 且温度升高气体均会膨胀, 因此通过题给条件无法判断反应的热效应。

8.BC解析:

3min时, 未达平衡, v正≠v逆, A项错;此反应为放热反应, 升高温度平衡左移, CO2的平衡转化率降低, D项错。

解析: (1) 该反应达到平衡时, 平衡常数K=c2 (C) /[c (A) c2 (B) ], 增大容器体积时, c (B) 和c (C) 等比例减小, 由于A的浓度不变, 此时c2 (C) /[c (A) c2 (B) ]的值仍然等于K, 所以平衡不移动。 (2) 由于纵坐标只表示v逆, 为了便于求解, 在解题时可把v正补上, t2时平衡逆向移动, 采用的条件可以是升温或增大C的浓度;t8时平衡不移动, 采用的条件是使用了催化剂。

化学反应速率与化学平衡辨析 第8篇

化学反应速率:指在一定条件下, 某一化学反应进行的快慢。用单位时间内反应物或生成物浓度的增加来表示。外界的影响主要是浓度、温度、压强、催化剂等。

化学平衡:在一定条件下, 当正、逆两个方向的反应速率相等时, 反应体系中所有参加反应的物质的质量 (溶液中表现为浓度) 可以保持恒定。

化学平衡的移动:化学反应体系的平衡状态是可以通过改变反应条件 (温度、浓度、气体反应的压强) 而发生。这种现象称作平衡状态的移动, 简称平衡移动。

1化学反应速率与化学平衡

例1, (汕头市金山中学2007届高三模拟试题化学科) 化学工业在经济发展中的作用举足轻重, 下列有关工业生产的叙述中, 正确的是 ()

A、硫酸生产中常采用高压条件提高SO2的转化率

B、合成氨中采用及时分离氨气以提高反应速率

C、电解精炼铜时, 电解液中c (Cu2+) 基本保持不变

D、铝热反应常用于冶炼某些熔点较低的金属

辨析:在B选项中, 就有不少学生误选B, 合成氨中及时分离氨气是使平衡向正反应方向移动的措施, 和化学反应速率是两回事。及时分离氨气同时也会使反应物浓度降低, 实际使反应速率降低。正确的是C。

例2, 可逆反应:3H2 (g) +N2 (g) !2NH3 (g) 的正逆反应速率可用各反应物或生成物的浓度变化来表示。下列各关系中能说明反应达到平衡状态的是 ()

A、V正 (N2) =3V逆 (H2)

B、V正 (N2) =V逆 (NH3)

C、2V正 (N2) =3V正 (NH3)

D、3V正 (N2) =V逆 (H2)

辨析:在这道题中把化学反应速率与化学平衡联系起来, 似乎很难入手 (许多学生第一次遇到这类题时都有同感) , 表面看起来个个选项都对。其实是没有正确理解定义, 解题时也要从这两个定义来入手:a.由化学反应速率定义可看出, 两物质之间应和化学计量数成比例关系;b.由化学平衡定义可看出, 两物质变化的方向应相反。

由表1可清晰地看出这题答案应为D。

2化学平衡和化学平衡移动

在讨论前, 咱们还得先提提“勒夏特列原理”:如果改变影响平衡的条件之一, 平衡将向着能够减弱这种改变的方向移动。

移动含有两方面含义:a.化学反应方向:反应条件变化时, 瞬间反应进行的方向。b.化学平衡移动方向:反应后平衡状态与反应前的平衡状态相对比 (从各成分的体积分数、物质的量分数、质量分数等分析考虑) 。

在大多数情况下, 反应将要进行的方向与平衡移动的方向是一致的。下面通过两个实例来分析 (见表2) 。

每年各省区高考题中, 由这几个概念衍生出大量的新颖的平衡体系题目, 由于抽象思维上要求比较高, 仍然是考生头痛的问题之一。许多化学复习参考书上都有罗列大量的例题, 但是在这几个基本概念上的阐述仍不清晰。

摘要：针对化学反应速度与化学平衡进行辨析。

化学反应原理中化学平衡思维方法 第9篇

一、极限转化思维, 化繁为简

极限思维就是从某种极限状态出发, 进行分析、推理、判断的一种思维方法.通常把研究对象或过程, 假设到一种理想的极限情况, 使问题之间的关系变得明显, 从而得到速解.应用于化学平衡中也称“一边倒”法, 即通过假设反应完全进行, 将反应物或生成物完全转化为另一边的物质, 把两个不同的初始状态进行比较.

例1在相同温度和压强下, 对反应CO2 (g) +H2 (g) CO (g) +H2O (g) 进行甲、乙、丙、丁四组实验, 实验起始时放入容器内各组分的物质的量见表1.

上述四种情况达到平衡后, n (CO) 的大小顺序是 ()

(A) 乙=丁>丙=甲 (B) 乙>丁>甲>丙

(C) 丁>乙>丙=甲 (D) 丁>丙>乙>甲

解析:化学平衡的研究对象是可逆反应的反应限度, 所谓等效平衡是指无论反应从正反应开始, 还是从逆反应开始 (或是从两边同时开始) , 只要按照化学方程式中各物质计量数的相同倍数进行投料, 达到平衡时各物质的浓度都相等.甲从正反应开始, 丙从逆反应开始, 将CO和H2O完全转化为CO2和H2, 结果与甲投料完全相同是等效平衡, 达到平衡后n (CO) 的大小是丙=甲.丁是从两边开始的, 同样的方法将丁中的CO和H2O完全转化为CO2和H2, 结果与乙的投料完全相同是等效平衡, 达到平衡后n (CO) 的大小是乙=丁.对比甲和乙的投料, 乙与甲相比相当于增加反应物的量, 增大了氢气的转化率, 平衡正向移动, n (CO) 增大, 从而得出结论:乙=丁>丙=甲.

点评:该题考查极限思维方法在化学平衡中的应用以及学生对化学平衡建立过程的理解, 即一个反应可以从正反应开始建立平衡, 也可以从逆反应开始建立平衡, 还可以从两边开始.极限法在解决化学平衡题中具有十分重要的实用价值, 是一种处理稍复杂化学平衡题的好方法.

二、数形结合思维, 化虚为实

数形结合就是将复杂或抽象的数学关系和直观的图形在方法上相互渗透, 并在一定条件下互相转化和补充的思想.数形结合思想就是要通过“以形助数”或“以数解形”, 即通过抽象思维与形象思维的结合, 可以使复杂问题简单化, 抽象问题具体化, 从而起到提高学生思维能力的目的.

例2 I2在KI溶液中存在下列平衡:

.某I2、KI溶液中, I3-的物质的量浓度c (I3-) 与温度T的关系如图1所示 (曲线上任何一点都表示平衡状态) .下列说法正确的是 ()

(B) 若温度为T1、T2, 反应的平衡常数分别为K1、K2, 则K1>K2

(C) 若反应进行到状态D时, 一定有v正>v逆

(D) 状态A与状态B相比, 状态A的c (I2) 大

解析:该题的考点主要有 (1) 化学平衡的移动; (2) 平衡常数的应用.先观察图象的横坐标和纵坐标, 再看曲线的变化趋势, 可得出结论:该反应随温度的升高c (I3-) 降低, 即升高温度平衡向逆反应方向移动, 即正反应为放热反应, 所以 (A) 项错误.温度越高平衡常数越小, 所以 (B) 项正确.在图中曲线上的点即为该温度下的平衡状态点, D点位于该温度下平衡状态点A的下面所以反应仍需向正反应进行, 所以 (C) 项正确.A点在B点的上面, 从状态A到状态B, c (I3-) 降低平衡逆向移动, 状态B的c (I2) 大, 所以 (D) 项错误.

点评:图象题以图形的形式将一些相关物理量之间的关系通过形象的直观曲线表示出来, 把习题中的化学原理抽象为数学问题, 旨在考查学生对曲线的数学意义和化学原理之间对应关系的分析、理解和运用能力.

浅谈化学反应进程中的反应速率变化 第10篇

关键词：酸度变化,浓度,放热,催化作用

影响化学反应速率的条件很多, 除了温度、浓度、压强、催化剂外, 光、电、磁、溶剂及反应物的颗粒大小等, 也能对化学反应速率产生影响。“化学反应进程”中反应速率要发生变化, 这些变化与哪些因素有关呢?如何分析解决这类问题?下面通过几个具体的实例谈一下粗浅的认识。

一、反应引起酸度变化, 影响反应速率

有些氧化还原反应与溶液的酸度有关, 若反应引起溶液的酸度变化, 就可能影响反应速率。

例1:智利硝石矿层中含有碘酸钠, 可用亚硫酸氢钠与其反应来制备碘。其反应原理为:

2NaIO3+5NaHSO33NaHSO4+2Na2O4+I2+H2O已知含氧酸盐的氧化作用随溶液的酸性增强而增强, 在制备试验时, 定时取样, 并用酸化的氧化钡来检验SO42-成量, 发现开始阶段反应速率是递增的趋势, 试简述此变化趋势发生的原因。

解析:由于题设中给出了含氧酸盐的氧化作用随溶液的酸性增强而增强, 即氧化还原反应的发生速率加快。开始阶段, 由于HSO3-被氧化为H+和SO42-, 溶液的酸性增强, NaIO3的氧化物增强, 故反应速率加快。

二、反应物浓度的减小, 使 (正) 反应速率

随着反应的进行, 反应物的浓度不断减小, 是反应速率变化的主要原因之一。

例2:在3L的密闭容器中充有3mol的N2和一定量的H2发生下列反应:

当反应进行到2min时, 密闭的容器中n (N2) =0.3mol, 如果反应进行到1min时, 密闭容器中n (N2) 为 ()

解析:在2min时, 设在1m in内与2m in内V (N2) 相等, 则1min内反应掉的N2的物质的量为:n (SO2) =0.95mol.L-1.min-11min3L=2.85mol

三、反应过程中放热, 温度升高, 使反应速率加快

对于放热反应, 由于反应发生后, 反应放出热量, 使体系的温度升高, 可能使反应的速率加快。

例3:在盛有稀HCl的试管内投入足量的Mg后, 化学反应速率是一直不变的, 此结论是否正确。

解析:影响反应Mg+2H+Mg2++H2↑的反应速率的主要因素c (H+) 的大小和反应温度。Mg与稀HCl的反应是放热反应, 随反应的进行, 溶液的温度逐渐升高, 但c (H+) 越来越小。在开始的一段时间内, 前者起决定作用, 故反应速率逐渐加快, 在后一阶段, 后者起决定作用, 故反应速率逐渐减小, 此结论是错误的。

四、反应产物的催化作用使反应的速率突然加快

由于某些产物中离子对反应有催化作用, 从而使某些反应的速率突然加快。

例4:在H2SO4酸化的KMnO4溶液中, 加入适量的H2O2, 可发生如下反应:

K2SO4+2MnSO4+8H2O+5O2↑开始时反应的速率很慢, 但一旦反应开始, 反应速率便突然迅速加快, 其可能的原因:

解析:反应速率突然迅速加快的可能原因是突然升温, 反应物浓度突然增大, 加入了催化剂, 压强突然增大等。由于题设中未加入新反应物, 且反应在溶液中进行, 压强影响也很小;若为放热反应, 则刚开始时升温有限, 速率也很难迅速增加;所以反应速率突然增加, 可能是产生了起催化作用的物质。由题可推知, 原因是反应产生的Mn2+对该反应有催化作用, 从而使反应一旦开始, 反应速率便突然加快。

五、结论

对于“化学反应进程”中的反应速率问题, 还有许多值得我们去发现的地方, 需要我们抓住诸多变化因素中的主要矛盾, 解决问题。

参考文献

[1]国家教委.全日制普通高级中学化学教学大纲[M].北京:人民教育出版社, 1996

[2]刘知新主编.化学教学论第2版[M].北京:高等教育出版社, 1997.

电化学反应 第11篇

一、浓度——时间图

此类图像能说明各平衡体系组分在反应过程中的变化情况。解题时要分清反应物和生成物，注意各物质曲线的折点，各物质浓度变化的内在联系及比例符合化学方程式中化学计量数关系等情况。

例1600℃时，A、B、C三种气体在密闭容器中浓度的变化情况如图1所示，仅从图上分析不能得出有关A的结论的是（ ）。

图1A.A是反应物

B.前4 min A是分解速率是0.1 mol·（L·min）-1

C.4 min后，若升高温度，A的转化率增大

D.4 min后，若增大压强，A的转化率减小

解析根据图像可知：A随着反应的进行不断减少，但没有完全反应，而B、C随着反应的进行不断增加，因此，该反应是由A生成B、C的可逆反应，故A正确；

再由图像可知，每消耗1份A的同时，生成1份B和0.5份C，则反应的化学方程式为：2A2B+C，则达平衡后，若增大压强，平衡向逆反应方向移动，所以A的转化率减小，故D正确。

前4 min A的浓度减少了0.4 mol/L，分解速率为0.1 mol·（L·min）-1。

根据图像不能确定反应是放热还是吸热，则不能判断温度对平衡移动的影响，所以不能判断A的转化率的变化，故C错误。故选C。

点评本题考查化学平衡图像问题，题目难度不大，本题注意根据图像书写反应的化学方程式的方法，把握图中的曲线仅是物质的量浓度的变化曲线，不能判断温度对平衡移动的影响。

二、速率——时间图

此类图像定性地揭示了v正、v逆随时间（含条件改变对速率的影响）而变化的规律，体现了平衡的“动、等、定、变”的基本特征，以及平衡移动的方向。解答此类题目的关键是掌握反应的变化趋势。

例2向绝热恒容密闭容器中通入SO2和NO2，在一定条件下使反应SO2（g）+NO2（g）SO3（g）+NO（g）达到平衡，正反应速率图2随时间变化的示意图如图2所示。

由图2可得出的正确结论是 （）。

A.反应在c点达到平衡状态

B.反应物浓度：a点小于b点

C.反应物的总能量低于生成物的总能量

D.Δt1=Δt2时，SO2的转化率：a～b段小于b～c段

解析这是一个反应前后体积不变的可逆反应，因此在本题中只考虑温度和浓度的影响。由图可以看出随着反应的进行正反应速率逐渐增大，这说明此时温度的影响是主要的，由于容器是绝热的，因此只能是放热反应，从而导致容器内温度升高反应速率加快，所以选项C不正确；但当到达c点后正反应速率反而降低，此时反应物浓度的影响是主要的，因为反应物浓度越来越小了。但反应不一定达到平衡状态，所以选项A、B均不正确；正反应速率越快，消耗的二氧化硫就越多，因此选项D是正确的。

三、物质的转化率（或百分含量）-时间-温度（或压强）图

解这类题的关键是：

1.看清起点、拐点、终点。

2.先拐先平。

3.遵循“定一议二”原则。

4.分析引起平衡移动的因素，以及条件改变时对反应物的转化率的影响。

例3对于反应mA（g）+nB （g）pC（g），ΔH=Q kJ·mol-1，有如图3所示的变化。

图3则：①p1与p2的关系是；

②m+n与p的关系是；

③T1与T2的关系是；

④Q与0的关系是。

解析本题解答时应遵循两个原则：“先拐先平”“定一议二”原则。在温度均为T1时，p2达到平衡需要的时间短，因此p2>p1；压强增大，C的百分含量越大，平衡右移，说明正反应是体积减小的反应，即m+n>p；在p2保持不变时，T1达到平衡需要的时间短，因此T1>T2，温度越高，C的百分含量越小，而升高温度平衡向吸热反应方向移动，说明正反应是放热反应，即Q小于0。

答案：p2>p1；m+n>p；T1>T2；Q<0。

四、物质的转化率（或百分含量）-温度（或压强）图

这类图像反映了反应物或生成物的量在不同温度（压强）下对时间的关系，解题时要注意一定条件下物质含量不再改变时，应是化学反应达到平衡的特征。

例4一定条件下，下列反应中水蒸气含量随反应时间的变化趋势符合图4所示的是（）。

图4A.CO2（g）+2NH3（g）CO（NH2）2（g）+H2O（g）ΔH<0

B.CO2（g）+H2（g）CO（g）+H2O（g）ΔH>0

C.CH2CH2OH（g）CH2=CH2（g）+H2O（g）ΔH>0

D.2C6H5CH2CH3（g）+O2（g）

2C6H5CH=CH2（g）+2H2O（g）ΔH<0

解析考查平衡移动原理，涉及图像分析。由图4甲知，达到平衡时T2高于T1，说明随着温度升高，n（H2O）减小，平衡逆向移动，正反应是一个放热反应；由图4乙知，达到平衡时，p1高于p2，说明随着压强升高，n（H2O）增大，平衡正向移动，正反应是气体分子数减小的反应；符合的反应是A，选择A。

五、物质的转化率（或百分含量）——时间图

例5已知：4NH3（g）+5O2（g）4NO（g）+6H2O（g）ΔH=-1025 kJ/ mol，该反应是一个可逆反应。若反应物起始物质的量相同，图5中关于该反应的示意图不正确的是（）。

电化学反应 第12篇

一、化学反应速率

对化学反应速率这部分内容, 首先要熟练掌握其定义:用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示, 其数学表达式可表示为:, 单位是:mol/ (Ls) 或mol/ (Lmin) 或mol/ (Lh) 。

要了解的是:同一化学反应的速率可以用不同的物质来表示, 其数值可能不同, 但意义是一样的, 这就需要在书写时标明是什么物质的反应速率;并且用不同物质表示的化学反应速率之比等于方程式中相应化学计量数之比。另外, 一般来说反应过程都不是等速进行的, 某一时间内的反应速率实际上是这一段时间内的平均速率, 而不是瞬时速率, 这一点在判断题中要特别注意。

影响化学反应速率的首要因素是反应物本身的性质, 但可以发生变化的是外界因素, 常有如下方面:浓度、压强、温度、催化剂, 另外光、超声波、激光、放射线、电磁波、反应物颗粒体积、扩散速率、溶剂、原电池反应等都会影响反应速率的变化。除了了解影响因素之外, 化学反应速率的简单计算也是必不可少的。这就要求我们掌握化学反应速率与化学平衡中计算的基本模式“三行式”法。

设起始投入的A、B分别为a mol、b mol, 某时刻 (或平衡时) , A的物质的量的变化为x mol,

某时刻或平衡:

注意: (1) 转化量与方程式中各物质的计量数成比例, 由A即可计算出B、C、D的变化量;

(2) 这里a、b可指物质的量、浓度、体积 (针对气体) 等, 但对于同一算式, 各物质所列数值的单位必须统一;

(3) 对反应物:平衡量=起始量-转化量, 对生成物:平衡量=起始量+转化量。

【巩固练习】

1.反应在5L的密闭容器中进行, 半分钟后NO的物质的量增加了0.3mol, 则此反应的平均速率为: () 。

二、化学平衡

化学反应速率讨论的是化学反应快慢的问题, 但是在化学研究和化工生产中, 只考虑化学反应进行的快慢是不够的, 因为我们既希望反应物尽可能快地转化为生成物, 同时又希望反应物尽可能多地转化为生成物。后者所说的就是化学反应进行的程度问题化学平衡。

化学平衡中需要注意的是:化学平衡的对象是可逆反应, 理解平衡概念时一定要注意, 在反应体系中, 既有正反应又有逆反应, 二者是统一反应系统的一部分, 不是独立存在的。其特征是:

动动态平衡;

等正、逆反应速率相等;

定各物质的量保持不变;

变条件改变, 平衡移动。

所谓“变”, 就是在外界因素变化时, 平衡状态也会发生移动。这就是勒夏特列原理:如果改变影响化学平衡的某一条件, 平衡就向着能够减弱这种改变的方向移动。

1. 浓度:增大反应物浓度或降低生成物浓度, 平衡正向移动;反应物浓度或增大生成物浓度, 平衡逆向移动。

2. 温度:升高温度, 平衡向吸热方向移动;降低温度, 平衡向放热方向移动。

3. 压强:加压, 平衡向气体体积减小的方向移动;减压, 平衡向气体体积增大的方向移动。

4. 催化剂:同样程度地影响正反应和逆反应的速率, 对化学平衡无影响, 但能缩短到达平衡所需的时间。

可逆反应达到平衡的标志和平衡的移动是本节的重要内容。

【巩固练习】

2.在一定温度下, 可逆反应:A2 (气) +B2 (气) 葑2AB (气) 达到平衡的标志是: (%%) 。

A.A2、B2、AB的浓度不再变化

B.容器中的压强不再随时间变化

C.单位时间内消耗n mol的A2同时生成2n mol的AB

D.A2、B2、AB的浓度之比为1∶1∶2

3.对平衡CO2 (g) CO2 (aq) ;ΔH=-19.75kJ/mol, 为增大二氧化碳气体在水中的溶解度, 应采用的方法是: (%%) 。

A.升温增压B.降温减压

C.升温减压D.降温增压

三、化学反应速率与化学平衡的综合考查

一般来讲, 化学反应速率与化学平衡是紧密相连的, 那么当二者同时出现时, 就要理清思路, 仔细分析。特别是以下几种不准确的表述:反应物和生成物之间存在着一个简单的代数关系;增加反应物的浓度则逆反应的反应速率降低;当增加反应物的浓度 (或升高反应体系的温度, 减少反应体系的体积) 达到新的平衡后, 正、逆反应的反应速率与起始平衡状态时的反应速率一致;催化剂能提高正反应的速率, 但不能提高逆反应的速率。以上这些表述都是片面的、不完整的。

【巩固练习】

4. 对处于化学平衡的体系, 以化学平衡与化学反应速率的关系可知: (%%) 。

A.化学反应速率变化时, 化学平衡一定发生移动。

B.化学平衡发生移动时, 化学反应速率一定变化。

C.正反应进行的程度大, 正反应速率一定大。

D.只有催化剂存在下, 才会发生化学反应速率变化, 而化学平衡不移动的情况。

5. 下列事实中不能利用勒夏特列原理来解释的是: (%%) 。

A.往硫化氢水溶液中加碱有利于S2-的增多

B.加入催化剂有利于氨氧化的反应

C.高压有利于合成氨的反应

D.500℃左右比室温更有利于氨的合成

以上列举了本节中的几个关键知识点, 这五道选择题的答案分别是:D、A、D、B、BD, 只有明确其中真正的意义所在, 举一反三, 才能将书本上的知识转化为自己的能力。

摘要：化学反应速率和化学平衡的知识是每年高考必考的内容, 其中包括对化学反应速率的理解和简单计算, 以及对化学平衡影响因素与勒夏特列原理应用的考查, 化学平衡的典型计算也时有出现, 本文主要通过几个典型例题分析学生在复习时较易出错的几个方面。