第二章 化学反应速率与平衡 章末复习 课件 2024-2025学年高二上学期化学人教版（2019）选择性必修1

章末复习 第二章　 化学反应速率与化学平衡 复 习 目 录 ①、化学反应速率 ②、化学反应速率的影响因素 ③、活化能 ④、有效碰撞理论与反应速率 ⑤、化学平衡状态的判断 ⑥、化学平衡常数 ⑦、浓度商与反应方向的判断 ⑧、平衡移动的影响因素 ⑨、ΔG与反应方向 考点一：化学反应速率 反应速率 1.定义：衡量化学反应进行快慢程度的物理量。 3.公式： 4.常用单位： 如果反应体系的体积是恒定的，通常用单位时间内反应物浓度的减小或生成物浓度的增加来表示 。 v = mol/（L·s） 或 mol/（L·min） 2.表示方法： 反应速率 · 计算 【题型1 简单计算】在某一化学反应里，反应物A的浓度在20 s内从8.0 mol/L变成3.0 mol/L。试求在这20 s内该反应的化学反应速率为多少？ ∆t (A)＝ ∆c(A) = （8.0-3.0）mol/L 20 s ＝0.25 mol/(L·s) 【题型2 三行式计算】在密闭容器中发生反应： ，反应开始时N2的浓度0.8mol/L，5 min 后N2的浓度变为0.7mol/L。计算用各个物质表示的化学反应速率。 N2 + 3H2 2NH3 N2 + 3H2 2NH3 c(mol/L) c0 Δc c5min 0.8 0 0.1 0.7 三段式法 起 转 末 转化量与方程系数成正比 0.2 0.3 0.2 【题型3 速率比例】对于一个化学反应:mA +nB=pC+qD， 可用任一种物质的物质的量浓度随时间的变化来表示该化学反应的速率。 反应速率 · 计算 【例题】反应 A(g) + 3B(g) = 2C(g) + 2D (g) 在四种不同情况下的反应速率为： ①v(A)=0.45mol·L-1·min-1 ②v(B)=0.6mol·L-1·s-1 ③v(C)=0.4mol·L-1·s-1 ④v(D)=0.45mol·L-1·s-1 则该反应速率的快慢顺序为( ) A.④>③=②>① B.④<③=②<① C.①>②=③>④ D.④>③>②>① A 单位统一 归一法：将不同物质表示的速率转化为用同一种物质表示，再比较 比值法：用该物质表示的速率，除以该物质方程计量数，再比较 内因：反应物本身的性质（决定性因素） 外因：浓度 、温度（显著因素） 、压强 、催化剂等 反应速率 ·影响因素 注意： ①、改变固体、纯液体的浓度，不会影响反应速率 ②、温度每升高10℃，反应速率增大为原来的2~4倍 ②、有气体参与的反应，压强如何影响速率，取决于压强改变对反应物浓度的影响 增大压强的方法 压缩体积 或充入气态反应物 体积不变， 充入无关气体 压强增大，反应物浓度增大， 化学反应速率加快 压强增大， 但反应物浓度不发生变化， 故化学反应速率不变 考点二：化学反应速率影响因素 活化能 考点三：活化能 【活化能】：活化分子具有的平均能量与反应物分子具有的平均能量之差， 叫做反应的活化能。 能量 反应过程 生成物 反应物 E1 E2 反应热 E1 E2 E1－E2 反应热 反应的活化能 活化分子变成 生成物分子放出的能量 影响 外因 单位体积内 有效碰撞 次数 化学反应速率 分子总数 活化分子数 活化分子百分数 增大反应物浓度 增大压强 （压缩体积） 升高温度 使用催化剂 增加 增加 不变 不变 增加 增加 增加 增加 不变 不变 增加 增加 增加 增加 增加 增加 加快 加快 加快 加快 碰撞理论与速率 考点四：有效碰撞理论与反应速率 【练习1】有效碰撞是指 (　　) C A、反应物分子间的碰撞 B、反应物活化分子间的碰撞 C、能发生化学反应的碰撞 D、生成物分子间的碰撞 课堂练习 【练习2】有关碰撞理论，下列说法不正确的是 (　　) A、具有足够能量的分子(活化分子)相互碰撞就一定能发生化学反应 A B、增大反应物的浓度，单位体积内活化分子数增多，有效碰撞的几率增大，反应速率增大 C、升高温度，活化分子百分数增大，有效碰撞的几率增大，反应速率增大 D、催化剂能降低反应的活化能，提高活化分子百分数，有效碰撞的几率增大，反应速率增大 化学平衡 · 建立 ②、化学平衡状态有哪五个特征？ ③、用什么特征判断是否达到化学平衡? 逆、等、动、定、变 正逆速率相等 或 各物质浓度不变 可逆反应 正、逆速率相等 动态平衡 各物质浓度固定 外界条件改变时 平衡状态也随之改变 考点五：化学平衡状态的判断 化学平衡 · 建立 考点五：化学平衡状态的判断 直接标志 v正＝v逆 注意速率的表达 注意生成和消耗 注意方程系数 方法： 先看正逆；再看比例 “变量不变” （浓度、物质的量、质量、 压强、体系温度、 物质的量分数、质量分数、 体积分数、颜色、转化率……） 间接标志 方法： 给定的判断依据，在该反应中是否为变量； 若为变量，则可以用来判断平衡 化学平衡 · 建立 考点五：化学平衡状态的判断 情况1：气体“压强/体积问题” 情况2：气体“分数问题” 情况3：气体“平均相对分子质量问题” 情况4：气体“密度问题” ρ＝ m(总气体） V 【练习3】可逆反应2NO2(g) 2NO(g)＋O2(g)在恒容密闭容器中进行： 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和O2的物质的量浓度变化表示的反应速率之比为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 可说明该反应达到化学平衡状态的是__________。 ①④⑥⑦ 课堂练习 【练习4】在一定温度下的恒容容器中，发生反应：2A(g)＋B(s) ⇌C(g)＋D(g)， 下列描述中能表明反应已达到平衡状态的是( ) ①混合气体的压强不变 ②混合气体的密度不变 ③C(g)的物质的量浓度不变 ④容器内A、C、D三种气体的浓度之比为2∶1∶1 ⑤单位时间内生成n mol C，同时生成n mol D ⑥单位时间内生成n mol D，同时生成2n mol A A.①②⑤ B.②③⑤ C.②③⑥ D.①③⑥ C 课堂练习 平衡常数 K ＝ cp (C) • cq (D) cm (A) • cn (B) 对于一般的可逆反应 m A(g) + n B(g) ⇌ p C(g) + q D(g) 在一定温度下达到化学平衡时，各物质的浓度满足的数学关系式为： 化学平衡常数（K) 平衡常数表达式： 平衡常数表达式书写——注意事项 ①、表达式中的各物质的浓度必须为平衡时的浓度 ②、平衡常数表达式与化学方程式的书写一一对应 ③、固体、纯液体浓度视为常数，在表达式中不出现 考点六：化学平衡常数 K的影响因素 内因：物质性质 外因：温度 T升K升正为吸 T升K降正为放 m A(g) + n B(g) p C(g) + q D(g) 对于可逆反应： ＝Q 任意时刻，反应中各物质的浓度幂之积的比值——浓度商 cp (C) • cq (D) cm (A) • cn (B) 浓度商 达到化学平衡状态时浓度商等于该温度下的K 同一温度下： 是否平衡或平衡移动的方向，可用该时刻浓度商Q与K比较大小来判断 Q ＝ K ，处于化学平衡状态 Q ＜ K ，向正反应方向进行 Q ＞ K ，向逆反应方向进行 平衡常数 · 应用 考点七：浓度商与反应方向 【练习5】下列关于化学平衡常数的叙述正确的是(　　 ) A．化学平衡常数表示反应进行的程度，与温度无关 B．两种物质反应，不管怎样书写化学方程式，平衡常数均不变 C．化学平衡常数等于某一时刻生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值 D．温度一定，对于给定的化学反应，正、逆反应的平衡常数互为倒数 D 课堂练习 【练习6】下列关于化学平衡常数的说法正确的是(　　 ) A．在任何条件下，化学平衡常数不变 B．当改变反应物的浓度时，化学平衡常数会发生改变 C．化学平衡常数K与温度、反应物浓度、体系的压强有关 D．由化学平衡常数K可以推断一个可逆反应进行的程度 D 平衡移动 如果改变影响平衡的一个因素(如温度、压强及参加反应的物质的浓度)， 平衡就向能够减弱这种改变的方向移动 勒·夏特列原理（化学平衡移动原理） 考点八：平衡移动的影响因素 ①、浓度 与 平衡移动 若某物质浓度变大，平衡向消耗它的方向进行； 若某物质浓度变小，平衡向生成它的方向进行 ②、压强 与 平衡移动 若压强增大；平衡向气体少的方向移动 若压强减小；平衡向气体多的方向移动 ③、温度 与 平衡移动 若温度升高；平衡向吸热的方向移动 若温度降低；平衡向放热的方向移动 反应前后气体系数之和相等 → 恒压反应 → 压强不影响平衡 非气体反应，压强不影响平衡 改变固体、纯液体的量，不影响平衡 【特别注意】 【特别注意】 【练习7】对处于化学平衡的体系，由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.改变压强，化学反应速率一定改变，平衡一定发生移动 B 课堂练习 【练习8】在密闭容器中的一定量混合气体发生反应：xA(g)+yB (g) ⇌zC(g)， 平衡时测得A的浓度为0.5 mol·L-1，保持温度不变,将容器的容积缩小为原来的一半，再次达到平衡时，测得A的浓度为0.8 mol·L-1。下列叙述正确的是(　　) A.x+y>z B.C的浓度减小 C.B的转化率减小 D.平衡常数增大 A 如果平衡不移动，体积缩小为一半，A浓度应该为1 mol/L，但此时A浓度却为0.8，偏小，说明平衡正向移动。 自由能 反应是否能自发进行，受到ΔH与ΔS共同的影响 ΔG = ΔH – T · ΔS ΔH与ΔS的关系： 吉布斯 自由能 绝对 温度 化学反应向着ΔG<0的方向进行，直至达到平衡 当ΔG＜ 0 时， 反应能自发进行 当ΔG ＞0时，反应不能自发进行 当ΔG＝0 时，反应达到平衡状态 考点九：反应方向的判断 【练习9】下列反应中，熵显著增加的反应是(　　) A．CO(g)＋2H2(g) === CH3OH(g) B．3NO2(g)＋H2O(l) === 2HNO3(aq)＋NO(g) C．2C(s)＋O2(g) === 2CO (g) D．2Hg(l)＋O2(g) === 2HgO(s) C 课堂练习 【练习10】已知：Mg(s)＋Cl2(g)===MgCl2(s)　ΔH(298 K)＝－642 kJ·mol－1，试判断下列说法正确的是(　　) A．在任何温度下，正向反应是自发的 B．在任何温度下，正向反应是不自发的 C．高温下，正向反应是自发的；低温下，正向反应不自发 D．高温下，正向反应是不自发的；低温下，正向反应自发 D   $$