2.1化学反应速率（图文版知识清单，不可编辑）化学苏教版选择性必修1

第一单元化学反应速率 的考点1化学反应速率的表示方法 1.化学反应速率的表示方法 (1)化学反应速率是衡量化学反应快慢的物理量，可以用单位时 生成物浓度 间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示化学反速率。 (2) 数学表达式：V=侣 反应物浓度 △t △c表示反应物或生成物物质的量浓度的变化（取绝对值），常用单位moL-1。 △t表示一定的时间间隔，常用单位s、min或h。 【特别提醒】△c需取绝对值，确保速率为正值。 (3)常用单位：molL-1min-1或molL1s。 (4)实例分析：对于化学反应：aA(g+bB(g=cC(g)+dD(g) A+B C+D v(A)= △c(A】 v(B)= △c(B) △c(C】 △c(D) △t △t v(C)= △t v(D)= △t 2.平均速率与瞬时速率 根据V= 怎求得的反应速率是在时词同隔△内化学反 平均速率 (Average Rate) 应的平均速率。 瞬时速率 若△t非常小，则平均速率接近某一时刻的瞬时速率，瞬 (Instantaneous Rate) 时速率也可以在物质的浓度随时间的变化曲线上通过数 =切线料率 学方法求得。 3.化学反应速率与化学计量数的关系 (1)在同一化学反应中，选用不同物质表示化学反应速 反应的机械 率，其数值可能相同也可能不相同，但表示的意义 相同。 (2)同一化学反应中，用不同反应物表示化学反应速率时，化学反应速率()之比 =物质的量浓度变化（△c)之比=物质的量变化（△n)之比=化学计量数之比。 v(A):v(B):v(C):v(D)=△c(A):△c(B):△c(C):△c(D)=a:b:c:d 【特别提醒】速率之比等于化学计量数之比，用于不同物质速率间的换算。 4.化学反应速率的计算方法 (1)公式法 △c_ △n 顧浓度 *v= 000 △t V:△t 0o。08 △t 时间 (2)关系式法 同一反应中“速率之比等于化学计量数之比”。 对于一个化学反应：mA+nB==pC+gD来说， 存在如下关系：A-B-C-D m n p q (A、B、C、D均不是固体或纯液体)。 3)“三段式”法 凸厨 ①利用转化量之比等于化学计量数之比建立各数据间的关系 化学方程式 mA(g)+nB(g)===pC(g) 起始浓度(mol/L) a b C 转化浓度(mol/L) mx nx pX A 0 某时刻浓度(t/s(mol/L) a-mx b-nx c+px t=0 ②再利用化学反应速率的定义求算 vA)mol v(B)=mol-v(C)mol-L 计算中注意以下量的关系： ①对反应物：c(起始)-c(转化)=C(某时刻)。 ②对生成物：c(起始)+c(转化)=c(某时刻)。 % ③转化率=（转化浓度/起始浓度）×100%。 5.化学反应速率大小的比较方法 (1)定性比较 通过明显的实验现象（如反应的剧烈 程度、产生气泡或沉淀的快慢等)来 定性判断化学反应的快慢。 快(Fast) 慢(Slow) (2) 定量比较 对同一化学反应，用不同物质表示化学反应 【特别提醒】比较时 速率时，数值可能不同。 应统一单位。 ①归一法 根据化学反应速率之比等于化学计量数之比，将用不同物质表示的化 学反应速率换算为用同一种物质表示的化学反应速率，最后依据数值 大小进行比较。 v(A) v(B) 换算为同一种物质 进行比较 ②比值法 比较化学反应速率与化学计量数的 aA+bB=cC 比值。如反应aA+bB==cC,要比 v(A) (B) 较(A)与V(B)的相对大小，即比 b 较v(A)/a与v(B)/b的大小， 若vA)/a>vB)/b,则A表示的反 应速率比B大。 高中化学知识清单一一 考点2化学反应速率的测定 1.测定原理 要测定不同反应物或生成物的浓度，可 观察、测量体系中某一物质的相关性质 质，再进行适当的转换和计算。 中图归 ◆c&V 2.测定反应速率的方法 (1)对于有气体生成的反应，可测定一定温 度和压强下相同时间内收集气体的多少或 测定收集等量气体所耗时间的多少。 Zn △t 80 HCI (2)对于有固体参加的反应，可测定相同时 间内消耗固体质量的多少。 1000g-8.50g pH3.0+pH5.5 (3)对于有酸或碱参加的反应，可测定溶液 DO。O 中cH)或cOH)的变化。 OH (4)溶液中当反应物或产物本身有较阴显 的颜色时，可利用比色的方法测量溶液 颜色的深浅，再根据溶液颜色的深浅与 有色物质浓度的正比关系，确定反应物或 生成物在不同时刻的浓度。 Cuvette NH. 高中化学知识清单：考点3 H.N 影响化学反应速率的因素 (浓度与压强) 1. 浓度对化学反应速率的影响 (1)实验探究浓度对反应速率的影响 ①实验原理：Na,S,0,+H,S0,=Na2S0,+S02↑+S↓+H20 通过改变Na,S,0,溶液的浓度观赛反应速率的快慢 ②实验操作：（对应实验装置图） ③实验现象：硫代硫酸钠溶液的浓度越大，产生 2 mL 0.2 mol-L- 试管A:0.1moL H,SO,溶液 沉淀和气体的速率就越快。 试管B:0.05molL1 ④实验结论：其他条件相同时，增大反应物浓度， 试管C:0.0 I mol-L 一2mL疏代硫酸钠溶液 反应速率增大；减小反应物的浓度，反应速率减小。 (2)微观解释： 低浓度 高浓度 增大反应物浓度→单位体积内活化分子数增多 →单位时间内有效碰撞几率增加 →反应速率加快；反之，反应速率减慢。 2.压强对反应速率的影响 (1)影响规律：对于有气体参加的反应，其他条件 不变时，增大压强，气体体积减小，相当于增大 增大压强 反应物的浓度，化学反应速率增大。减小压强， (压缩) 气体体积增大，相当于减小反应物的浓度，化学 气体体积减小 A● 依庭增大 反应速率减小。 低压强(P, 高压强(P2>P) (2)微观解释： 增大压强→气体体积缩小→反应物浓度增大→单位体积内活化分子数增多→ 单位时间内内有效碰撞几率增加→反应速率加快；反之，反应速率减慢。 (3)适用范围： 【特别提醒】 压强对反应速率的影响可以归结为浓度改变对反应速率的影响，适用于有 气体参加的反应，对于固体、液体之间或溶液中的反应影响很小。日- 3.温度对反应速率的影响 (1)实验探究温度对反应速率的影响 ①实验原理：2KMn04+5H2C204+3H2S0,=2MnS0,+K2S04+10C02↑+8H20 通过改变反应温度观案反应速率的快慢。 ②实验操作：KMnO4H,C,0,+H2S0, 2 mL 烧杯中的温度分别为 0.01moL-酸性 KMnO:溶液 甲：冰水 2 mL 乙：室温 0.1 mol-L-! H2C,O4溶液 丙：80℃ ③实验现象：溶液紫红色褪去所需时间长短：甲>乙>丙 ④实验结论：反应物的温度越高，反应速率越快。 (2)影响规律：其他条件相同时，升高温度，化学反应速率增大；降低温度，化学反应速率 减小。 (3)微观解释：升高温度 活化分子○活化分子有效碰撞 数目增多 反应速率增大 的次数增多 4.催化剂对反应速率的影响 (1)实验探究催化剂对反应速率的影响 ⊙实验原理：2H,0,催化剂2H,0+0,↑ 5.酶的催化作用 通过使用不同催化剂观察反应速率的快慢。 (1)酶的定义：酶是一种特殊的、具有催化 活性的生物催化剂。 ②实验操作 23滴 MnO,粉末 (2）酶的催化原理 FeCl,溶液 酶的催化作用是酶与反应物先形成中间化 合物，然后中间化合物分解成产物并释放酶。 5%的H:0 5%的H0 5%的H,01 Vr ③实验现象：加入MnO的试管中产生气泡 反应物 生成物 的速率比加入FeCl溶液的快。 (2)催化剂对反应速率的影响 过渡状态 ①影响规律：当其他条件不变时，使用催化 酶 剂，化学反应速率增大。 酶催化原理示意图 ②做观解释： (3)酶的催化特点 使用催化剂一改变 了反应的路径，反 未用催化剂 ①高效的催化活性； 应的活化能降低一 活化分子的百分数 ②高度的选择性； 增大一单位时间内 使用催化剂 有效碰撞几率增加 ③特殊的温度效应。 一反应速率加快。 反应过程 CH 化学反应速率影响因素与碰撞理论-知识清单 【归纳小结】影响化学反应速率的因素 1.主要因素 影响化学反应速率的主要因素是反应物的性质。例如：金属钠 与冷水剧烈反应，而镁和沸水仅能微弱反应。 2.外部因素（其他条件不变，只改变一个条件） Na+冷水 Mg+沸水 88 (1)浓度：增大反应物浓度，反应速率加快，反之减慢； 斋浓度 低浓度 (2)压强：对于有气体参加的反应，增大压强，反应速率加快，反 之减慢； ⑧ (3)温度：升高温度，反应速率加快，反之减慢； (4)催化剂：使用催化剂，反应速率显著加快。 无催化剂有個化剂 (5)其他因素：增大反应物间的接触面积，反应速率加快，另外光、 电磁波、超声波等因素也会对反应速率产生影响。 考点4化学反应速率理论—碰撞理论和过渡态理论 1.碰撞理论 8 有效碰撞 (1)碰撞理论要点 (能量足，方向对) →C0产物 ①反应物分子间必须相互碰撞才有可能发生反应，反应速率 的大小与单位时间内反应物分子碰撞次数成正比。 X无效碰撞 ②能发生反应的碰撞称为有效碰撞。 ③发生有效碰撞的条件：一是分子必须具有足够高的能量， 二是分子在一定的方向上发生碰撞。 能 过渡态（活化络合物） (2)活化分子和活化能 活化能 ①活化分子：能量较高，有可能发生有效碰撞的分子。 (E。) 所有分子的 反应物 平均能量 ②活化能：活化分子的平均能量与所有分子的平均能量之 差称为活化能。 产物 (3)基元反应和复杂反应 反应进程 ①基元反应：反应物分子经过一次碰撞就转化为产物分子的反应，称为基元反应，反应 过程中没有任何中间物生成。 ②复杂反应：经过两个或多个步骠完成的反应。 反应物A+B一步碰撞产物P 反应物A+B步L中可物X步影产物P 基元反应 复杂反应 高中化学知识卡片：化学反应历程与速率理论归纳 (4)化学反应历程 ①反应历程 大多数化学反应往往经过多个反应步骤才能实现。 如H2(g)+l2(g==2H(g),经历了两步基元反应：I2=21和H2+2I==2Hl H2(g)+l2(g) H2+21(中间体) 2HI(g） 每一步反应都称为基元反应，这两个先后进行的基元反应反映了2H‖==H2+l2 的反应历程。反应历程又称反应机理。 6→88 ②基元反应发生的条件 无效碰撞 基元反应发生的条件就是要发生有效碰撞。 0000→00+9 ③反应物、生成物的能量与活化能的关系（对应能量变化图） 有效碰撞 能量 E(正反应活化能) E(逆反应活化能) 如图所示，是基元反应反应物和生成物 的能量与活化能的关系，其中：E表示 反应物 E1-E2(反应热) 正反应的活化能，E,表示逆反应的活化能； 生成物， E1-E2表示反应热。 反应进程 (⑤)基元反应的活化能与反应速率的关系 ①每个基元反应都有对应的活化能，活化能越大，活化分子所占 能 比例越小，有效碰撞的比例就越小，化学反应速率越小。 ②化学反应速率理论只适用于基元反应。 【归纳小结】用碰撞理论解释外界条件对反应速率的影响 增大反应物的浓度 升高反应体系的温度 吸收能量 单位体积内分子 单位体积内分子 总数增加，活化 单位时间内、单 位体积内有效碰 总数不变，活化 分子百分数不变， 活化分子数增加 撞次数增多 分子百分数增加， 活化分子数增加 降低活化能 增大化学 增大气体压强 反应速率 使用催化剂 LH,O OH Cu(+ED)2=2mph 2.过渡态理论 (1)过渡态理论要点 反应物转化为生成物的过程中要经过能量较高的过渡状态。过渡状态的平均能量与反应物分 子的平均能量的差为反应的活化能。 E,为正反应的活化能，E'为逆反应的活化能。 化学反应速率与反应的活化能大小密切相关，活化能越小，反应速率越大！ 正反应的△H=E2Ea'。(对应能量变化图) NH 过渡状态 能 (能是最高) at.D 反应物 H 生成物 (2)基元反应模型 化学反应能量变化图（过渡态理论） ①一个化学反应自开始后所经历的过程称为反应历程。 ②基元反应的逆反应也是基元反应，并且经过同一个过渡状态。 ③复杂反应中的速率控制步骤决定了该反应的速率。 (3)加入催化剂后反应历程 如图所示：反应A+B→AB的活化能为Ea,加入催化剂K后，反应分两步进行： +NH 能 A…B 量 D E反 E生 AB 反应历程 ①A+K→AK活化能为Ea1(馒反应) ②AK+B→AB+K活化能为Ea2(快反应) 总反应：A+BAB活化能为Ea1 加入催化剂K后，两步反应的活化能E2:和Ea2均小于原反应的活化能Ea,因此反应速率加 快。 由于Ea1>Ea2,第1步反应是慢反应，是决定整个反应快慢的步骤，称为“定速步骤”或 “决速步骤”，第1步反应越快，则整体反应速丰就越快。 [特别提题]催化制改变反应历程， 对总反应来说，第一步反应的活化能Ea!就是在催化条件下 降低活化能，但不改变△H。决速步骤 总反应的活化能。 活化能最高，决定总反应速率。 (c+00,C)2→H0