管理学排名-直线与平面平行的判定定理
[ 导学提纲 ]
高二第二章
化学反应速率
化学平衡
1.化学反应速率
[化学反应速率的概念及其计算公式
]
1111
(1)概念:化学反应速率是用来衡量化学反应进行的快慢程度,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.单位有
mol · L · min 或 mol· L · s
----
(2)计算公式:某物质 X 的化学反应速率:
( X )
注意
X的浓度变化量( mol L
1
)
时间变化量( s或 min ))
(mol ·L
)
和时间的单位
(s
、
min
或
h)
决定的,可以是
-
-
①化学反应速率的单位是由浓度的单位
-
1
mol
·
L
·s
1
-
1
、mol · L · min 或 mol· L · h ,在计算时要注意保持时间单位的一致性.
-
1
-
11
-1
②对于某一具体的化学反应,可以用每一种反应物和每一种生成物的浓度变化来表示该反应的化学
反应速率,虽然得到的数值大小可能不同,但用各物质表示的化学反应速率之比等于化学方程式中
相应物质的化学计量数之比.如对于下列反应:
mA + nB
= pC + qD
有:
(A)
∶
(B )
∶
(C)
∶
( D )
=
m∶n∶
p∶q
或:
( A)
m
(B)
n
(C)
p
(D)
q
③化学反应速率不取负值而只取正值.
④在整个反应过程中,反应不是以同样的速率进行的, 因此,化学反应速率是平均速率而不是瞬时
速率.
[有效碰撞 ]
化学反应发生的先决条件是反应物分子
( 或离子 )之间要相互接触并发生碰撞,
但并不是
反应物分子 ( 或离子 )间的每一次碰撞都能发生化学反应.能够发生化学反应的一类碰撞叫做有效碰
撞.
[活化分子 ]
能量较高的、能够发生有效碰撞的分子叫做活化分子.
说明 ①活化分子不一定能够发生有效碰撞,活化分子在碰撞时必须要有合适的取向才能发生有效
碰撞.②活化分子在反应物分子中所占的百分数叫做活化分子百分数.当温度一定时,对某一反应
而言 ,活化分子百分数是一定的.活化分子百分数越
大,活化分子数越多,有效碰撞次数越多.
[影响化学反应速率的因素 ]
影响因素
反应物本
身的性质
对化学反应速率的影响
不同的化学反应有不同的反应速
率
说明或举例
Mg 粉和 Fc 粉分别投入等浓度的盐酸中时, Mg
与盐酸的反应较剧烈,产生
H
2
的速率较快
①增大 ( 减小 )反应物浓度, 单位体积内活化分子
数增多 (减少 ),有效碰撞次数增多 (减少 ) ,但活
其他条件不变时, 增大 (减小 )反应
化分子百分数不变②气、 固反应或固、固反应时,
物的浓度,反应速率增大 (减小 )
固体的浓度可认为是常数, 因此反应速率的大小
只与反应物之间的接触面积有关, 而与固体量的
多少无关.改变固体的量不影响反应速率
浓 度
1
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高二第二章 化学反应速率 化学平衡
温度一定时,对于有气体参加的反
应,增大 (减小 )压强,反应速率增
大(减小 )
①改变压强, 实际是改变气体的体积, 使气体的
浓度改变, 从而使反应速率改变②改变压强, 不
影响液体或固体之间的反应速率
压 强
①通常每升高 10℃,反应速率增大到原来的 2~
4 倍②升温,使反应速率加快的原因有两个方
面: a.升温后,反应物分子的能量增加,部分
升高 (降低 )反应温度, 反应速率增
大(减小 )
原来能量较低的分子变为活化分子, 增大了活化
分子百分数,使有效碰撞次数增多
( 主要方面 );
b.升高温度,使分子运动加快,分子间的碰撞
次数增多 (次要方面 )
温 度
催化剂增大化学反应速率的原因: 降低了反应所
增大化学反应速率
需的能量 (这个能量叫做活化能 ),使更多的反应
物分子成为活化分子,增大了活化分子百分数,
从而使有效碰撞次数增多
等见光分解加快,与盐
AgBr 、HClO 、浓 HNO
3
酸反应时,大理石粉比大理石块的反应更剧烈
催化剂
光、反应物颗
粒的大小等
将反应混合物进行光照、 将块状固
体粉碎等均能增大化学反应速率
2.化学平衡
[化学平衡 ]
(1)化学平衡研究的对象:可逆反应的规律.
①可逆反应的概念:在同一条件下,既能向正反应方向进行同时又能向逆反应方向进行的反应,叫
做可逆反应.可逆反应用可逆符号“
说明
”表示.
a.绝大多数化学反应都有一定程度的可逆性,但有的逆反应倾向较小,从整体看实际上是朝
NaOH + HCl
=
NaCl + H
2
O
.
如 CaCO3 受热分解时,
CaO + CO
2
↑;若
着同方向进行的,例如
b.有气体参加或生成的反应,
只有在密闭容器中进行时才可能是可逆反应.
若在敞口容器中进行,则反应不可逆,其反应的化学方程式应写为:
CaCO
3
在密闭容器进行时,则反应是可逆的,其反应的化学方程式应写为:
CaCO
3
CaO + CO
2
②可逆反应的特点:反应不能进行到底.可逆反应无论进行多长时间,反应物都不可能
部转化为生成物.
100%地全
(2)化学平衡状态.
①定义: 一定条件 (恒温、恒容或恒压 )下的可逆反应里, 正反应和逆反应的速率相等,
括反应物和生成物 )中各组分的质量分数 (或体积分数 )保持不变的状态.
反应混合物 (包
②化学平衡状态的形成过程:在一定条件下的可逆反应里,若开始时只有反应物而无生成物,根据
浓度对化学反应速率的影响可知,此时
小,生成物的浓度逐渐增大,则
ν
正
最大而 ν
逆
为 0.随着反应的进行,反应物的浓度逐渐减
逆
ν
正
越来越小而 ν 越来越大.当反应进行到某一时刻,
ν
正
= ν
逆
,
2
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高二第二章
化学反应速率
化学平衡
各物质的浓度不再发生改变,反应混合物中各组分的质量分数
(或体积分数 )也不再发生变化,这时
就达到了化学平衡状态.
(3)化学平衡的特征:
①“动”:化学平衡是动态平衡,正反应和逆反应仍在继续进行,即
ν
正
=ν
逆
≠0.
ν
正
=ν
逆
的具体含意包含两 ②“等”:达平衡状态时, ν
正
=ν
逆
,这是一个可逆反应达平衡的本质.
个方面: a.用同一种物质来表示反应速率时,该物质的生成速率与消耗速率相等,即单位时间内消
耗与生成某反应物或生成物的量相等;b.用不同物质来表示时,某一反应物的消耗速率与某一生成
物的生成速率之比等于化学方程式中相应物质的化学计量数之比.
③“定”:达平衡时,混合物各组分的浓度一定;质量比(或物质的量之比、体积比
质量分数 (或摩尔分数、 体积分数 )一定;对于有颜色的物质参加或生成的可逆反应,
时,反应物的转化率最大.
)一定;各组分的
颜色不改变. 同
对于反应前后气体分子数不相等的可逆反应,达平衡时:气体的总体积
的平均相对分子质量一定;恒压时气体的密度一定
用这个结论判断是否达到平衡 ).
④“变”.一个可逆反应达平衡后,若外界条件
(或总压强 ) 一定;气体
(注意:反应前后气体体积不变的可逆反应,不能
(浓度、温度、压强 )改变,使各组分的质量 (体积、摩
( 注意:若只是浓度或 尔、压强 )分数也发生变化,平衡发生移动,直至在新的条件下达到新的平衡
压强改变,而 ν
正
仍等于 ν
逆
,则平衡不移动
).反之,平衡状态不同的同一个可逆反应,也可通过改
变外界条件使其达到同一平衡状态.
⑤化学平衡的建立与建立化学平衡的途径无关.对于一个可逆反应,在一定条件下,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,最终都能达到同一平衡状态.具体包括:
a .当了 T、V 一定时,按化学方程式中各物质化学式前系数的相应量加入,并保持容器内的总质量
不 变,则不同起始状态最终可达到同一平衡状态.
b.当 T、P 一定 (即 V 可变 )时,只要保持反应混合物中各组分的组成比不变
分的浓度仍然相等,但各组分的物质的量和容器内的总质量不一定相等
可达到同一平衡状态.
( 此时在各种情况下各组
),则不同的起始状态最终也
如在恒温、恒压时,对于可逆反应: N
2
+ 3H
2
同一平衡状态.
2NH
3
,在下列起始量不同情况下达到的是
N
2
A
B
C
D
1 mol
0.5 mol
0
1 mol
H
2
3 mol
1.5 mol
0
3 mol
NH
3
0
0
2 mol
2 mol
c.对于反应前后气体体积相等的可逆反应,不论是恒温、恒 容或是恒温、恒压,在不同的起始状态
下,将生成物“归零”后,只要反应物的物质的量之比不变,就会 达到同一平衡状态.
如:
H
2
(g) + I
2
(g)
2HI(g) 等.
3
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高二第二章
化学反应速率
化学平衡
[判断化学平衡状态的依据
]
mA
(g)
+ nB
(g)
pC
(g)
+ qD
(g)
达平衡状态
达平衡状态
达平衡状态
不一定达平衡状态
达平衡状态
达平衡状态
①各组分的物质的量或各组分的摩尔分数一定
反应混合物中各
组分的含量
②各组分的质量或各组分的质量分数一定
③各组分的体积或体积分数一定
④总体积、总压强或总物质的量一定
ν
正
与ν
①单位时间内消耗
m mol A ,同时生成 m mol A ,
②单位时间内消耗
m mol A(或 n mol B ),同时消耗 p mol
=ν
C(或 q mol D ),既 ν
正
逆
③
(A)
∶
(B)
∶
ν
正
不一定等于ν
的关系
逆
(C)
∶
(D )
=
m∶n∶
p∶
q,此时
逆
不一定达平衡状态
④单位时间内生成了
p mol C (或 q mol D )同时消耗了
m mol A (或 n mol B ),此时均指 ν
① m+n≠ p+q 时,总压强一定
压 强
② m+n= p+q 时,总压强一定
混合气体的平均相
对分子质量 Mr 混
合气体的密度
①当 m+n≠ p+q 时, Mr 一定
②当 m+n= p+q 时, Mr 一定
恒温、恒压或恒温、恒容时,密度一定
正
不一定达平衡状态
达平衡状态
不一定达平衡状态
达平衡状态
不一定达平衡状态
不一定达平衡状态
[ 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,生成物的平衡浓度用化学方程式
中的化学计量数作为指数的乘积与 反应物的平衡浓度用化学方程式中的化学计量数作为指数的乘
积的比值是一个常数,这个常数叫做化学平衡常数,简称平衡常数.用符号
(1)平衡常数 K 的表达式:对于一般的可逆反应:
mA(g) + nB(g)
q
K 表示.
pC(g) + qD(g)
当在一定温度下达到化学平衡时,该反应的平衡常数为:
p
[ c(C )] [c( D )]
K
注意: a.在平衡常数表达式中,反应物
[c( A)]
m
[c(B)]
n
A 、B 和生成物 C、 D 的状态全是气态, c(A) 、 c(B)、 c(C)、
c(D) 均为平衡时的浓度. b.当反应混合物中有固体或纯液体时,他们的浓度看做是一个常数,不写
Fe
入平衡常数的表达式中.例如,反应在高温下
的平衡常数表达式为:
K
3
O
4
(s) + 4H
2
3Fe(s) + H
2
O(g)
[ c( H
2
O)]
4
[c(H
2
)]
4
CaCO
又如,在密闭容器中进行的可逆反应
3
(s)
CaO(s) + CO
2
↑的平衡常数表达式为:
K =c(CO
2
)
c.平衡常数 K 的表达式与化学方程式的书写方式有关.例如:
4
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高二第二章 化学反应速率 化学平衡
N
2
+ 3H
2
2NH
3
2NH
3
N
2
+ 3H
2
K
1
[ c(NH
3
)]
2
[c( H
2
)]
3
[c(N
2
)]
2
K
2
[c(N
2
)] [ c( H
2
)]
3
[ c( NH
3
)]
[ c( NH
3
)]
1 2
2
3
1
N
2
2
3
+
2
H
NH
K
3
[ c( H
2
)] [c( N
2
)]
3 2
显然, K
1
、K
2
、 K
3
具有如下关系:
K
2
1
,
K
3
(K
1
)
12
K
1
(2)平衡常数 K 值的特征:
①K 值的大小与浓度、压强和是否使用催化剂无关.即对于一个给定的反应,在一定温度下,不论
起始浓度 (或压强 )和平衡浓度 (或压强 )如何,也不论是否使用催化剂,达平衡时,平衡常数均相同.
②K 值随温度的变化而变化.对于一个给定的可逆反应,温度不变时,
浓度或压强如何变化 );温度不同时, K 值不同. 因此,在使用平衡常数
K 值不变 ( 而不论反应体系的
K 值时,必须指明反应温度.
(3)平衡表达式 K 值的意义:
①判断可逆反应进行的方向.对于可逆反应:
mA(g) + nB(g)
pC(g) + qD(g) ,如果知道在一
定温度下的平衡常数,并且知道某个时刻时反应物和生成物的浓度,就可以判断该反应是否达到平
衡状态,如果没有达到平衡状态,则可判断反应进行的方向.
将某一时刻时的生成物的浓度用化学方程式中相应的化学计量数为指数的乘积,与某一时刻时
的反应物的浓度用化学方程式中相应的化学计量数为指数的乘积之比值,
p
m
[c(C)]
[c( A)]
q
[c( D )]
n
叫做浓度商,用 Q 表示.即:
[c(B)]
Q
当 Q=K 时,体系达平衡状态;当 Q<K ,为使 Q 等于 K ,则分子 (生成物浓度的乘积 )应增大,分母
(反应物浓度的乘积 ) 应减小,因此反应自左向右 (正反应方向 )进行,直至到达平衡状态;同理,
当 Q>K 时,则反应自右向左 (逆反应方向 )进行,直至到达平衡状态.
②表示可逆反应进行的程度.
K 值越大, 正反应进行的程度越大 (平衡时生成物的浓度大, 反应物的浓度小 ),反应物的转化率越
高; K 值越小,正反应进行的程度越小,逆反应进行的程度越大,反应物的转化率越低.
[反应物平衡转化率的计算公式
某一反应物的平衡转化率=
]
指定反应物的起始量
- 指定反应物的平衡量
=
指定反应物的起始量
指定反应物达平衡时的 消耗量
指定反应物的起始量
-
%
100
100
%
说明
计算式中反应物各个量的单位可以是
mol · L ”、 mol,对于气体来说还可以是
L 或 mL ,但
1
必须注意保持分子、分母中单位的一致性.
3.影响化学平衡移动的条件
[化学平衡的移动 ]
已达平衡状态的可逆反应,当外界条件
(浓度、温度、压强 )改变时.由于对正、
5
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高二第二章
化学反应速率
化学平衡
逆反应速率的影响不同,致使
ν
正
≠ ν
逆
,则原有的化学平衡被破坏,各组分的质量
(或体积 ) 分数发
生变化,直至在新条件一定的情况下 ν
正
′= ν
逆
′,而建立新的平衡状态.这种可逆反应中旧化
学平衡的破坏、新化学平衡的 建立,由原平衡状态向新化学平衡状态的转化过程,称为化学平衡的移
动.
说明
(1)若条件的改变使
ν
正
> ν
逆
,则平衡向正反应方向移动;若条件的改变使
ν
ν
正
仍然等于 ν
逆
正
< ν
逆
,则平衡
向逆反应方向移动.但若条件改变时,
,则平衡没有发生移动.
(2)化学平衡能够发生移动,充分说明了化学平衡是一定条件下的平衡状态,是一种动态平衡.
(3)化学平衡发生移动而达到新的平衡状态时,新的平衡状态与原平衡状态主要的不同点是:①新的
平衡状态的 ν
正
或 ν
同.
逆
与原平衡状态的
ν
正
或 ν
逆
不同;②平衡混合物里各组分的质量
(或体积 ) 分数不
[影响化学平衡的因素
]
(1)浓度对化学平衡的影响.一般规律:当其他条件不变时,对于已达平衡状态的可逆反应,若
增加反应物浓度或减少生成物浓度,则平衡向正反应方向移动
物浓度或增加生成物浓度,则平衡向逆反应方向移动
(即向生成物方向移动 ) ;若减少反应
(即向反应物方向移动 ).
特殊性:对于气体与固体或固体与固体之间的反应,由于固体的浓度可认为是常数,因此改变
固体的量平衡不发生移动.如反应C(s) + H
2
O(g)
的量,平衡不发生移动.
CO(g) + H
2
(g)达平衡状态后,再加入焦炭
说明 ①浓度对化学平衡的影响,可用化学反应速率与浓度的关系来说明.对于一个已达平衡状态
的可逆反应, ν
正
= ν
ν
正
增大,而, ν
逆
增大得较慢,使平衡向正反应 .若增大反应物的浓度,则
ν
正
并未增大,但 ν
逆
减小了,同样也使, ν
正
> ν
方向移动.如果减小生成物的浓度,这时虽然,
逆
,
逆
使平衡向正反应方向移动.同理可分析出:增大生成物的浓度或减 小反应物的浓度时,平衡向逆反
应方向移动.
②在生产上,往往采用增大容易取得的或成本较低的反应物浓度的方法,使成本较高的原料得到充
分利用.例如,在硫酸工业里,常用过量的空气使
SO
2
充分氧化,以生成更多的 SO
3
.
(2)压强对化学平衡的影响.一般规律:对于有气体参加且反应前后气体体积不相等的可逆反应,在
其他条件不变的情况下,若增大压强 (即相当于缩小容器的体积 ) ,则平衡向气体总体积减小的方向移
动,若减小压强 (即增大容器的体积 ) ,则平衡向气体总体积增大的方向移动.
特殊性: ①对于反应前后气体总体积相等的可逆反应达平衡后,改变压强,平衡不发生移动,但气
体的浓度发生改变. 例如可逆反应
H
2
(g) + I
2
(g) 2HI(g)
达平衡后, 若加大压强, 平衡不会发生移动,但由
于容器体积减小, 使平衡混合气各组分的浓度增大, 气体的颜色加深 ( 碘蒸气为紫红色 ).②对于非气态反
应 (即无气体参加和生成的反应 ) ,改变压强,此时固、液体的浓度未改变,平衡不发
生移动。
③恒温、恒容时充入不参与反应的气体,此时虽然容器内的压强增大了,但平衡混合气中各组分的
逆
浓度并未改变,所以平衡不移动.
说明 ①压强对平衡的影响实际上是通过改变容器的容积,
。而使平衡发生移动.因此,有时虽然压强改变了,但
ν
使反应混合物的浓度改变,
造成 ν
正
正
≠ν
仍等于 ν
正
,则平衡不会移动.
②对于有气体参加且反应前后气体体积不相等的可逆反应,增大压强,
ν
正
、 ν
逆
都会增大,减小压
6
[ 导学提纲 ]
高二第二章
化学反应速率
化学平衡
强, ν
正
、ν
逆
都会减小,但由于 ν
正
、ν
逆
增大或减小的倍数不相同,从而导致平衡发生移动.例如,
可逆反应
N
2
(g) + 3H
2
(g)
2NH
3
(g) 在一定温度和压强下达到平衡后,其平衡常数 K 为:
K
1
[c( NH
3
)]
2
3
[c(H
2
)] [ c( N
2
)]
若将压强增至原来的
2 倍,则各组分的浓度增至原来的
2
倍.此时:
[2 c( NH
3
)]
2
[2 c(H
2
)]
3
[ 2 c(N
2
)]
1[c(NH
3
)]
2
4 [c( H
2
)]
3
[c(N
2
)]
由于在一定温度下, K 值为常数, 要使上式的值仍等于
减小,即平衡向合成
NH
3
的方向 (正反应方向 )移动.
③对于反应前后气体总体积相等的可逆反应,
ν
逆
。,故平衡不发生移动.例如,可逆反应
衡后,其平衡常数 K 为:
K
1
K ,则必须使 c(NH
3
)增大、 c(N
2
)和 c(H
2
)
正
H
改变压强, ν
2
(g) + I
2
(g)
与
ν
的变化程度相同,
ν
仍然等于
逆正
2HI(g) 在一定温度和压强下达到平
[ c( HI )]
2
[c(H
2
)] [c(I
2
)]
[ 2 c(HI )]
2
若将压强增至原来的
2 倍,则各组分的浓度增至原来的
2
倍.此时:
[c(HI
3
)]
2
K
[ 2 c(H
2
)] [2 c(I
2
)] [ c( H
2
)] [ c(I
2
)]
上式的值仍与 K 值相等,即平衡不发生移动.
(3)温度对化学平衡的影响.一般规律:当其他条件不变时,升高温度,使平衡向吸热方向移动;降
低温度,则使平衡向放热反应方向移动.
说明 ①化学反应过程均有热效应.对于一个可逆反应来说,如果正反应是放热反应,则逆反应必
为吸热反应.
②当升高 (降低 )温度时, ν
正
、ν
逆
会同时增大 (减小 ),但二者增大 (减小 ) 的倍数不相同,从而导致化
学平衡发生移动. (化学平衡移动原理 ( 勒夏特列原理 ))
(1)原理内容:如果改变影响平衡的一个条件 (如温度、压强或温度等 ) ,平衡就向能够减弱这种改变的方
向移动.
(2)勒夏特列原理适用的范围:已达平衡的体系
( 如溶解平衡、化学平衡、电离平衡、水解平衡
等 ) .勒夏特列原理不适用于未达平衡的体系, 如对于一个刚从反应物开始进行的气相可逆反应来说,
增大压强,反应总是朝着正反应方向进行的,由于未达平衡,也就无所谓平衡移动,因而不服从勒
夏特列原理.
(3)勒夏特列原理适用的条件:只限于改变影响平衡的一个条件.当有两个或 两个以上的条件同
时改变时,如果这些条件对平衡移动的方向是一致的,则可增强平衡移动.但如果这些 条件对平衡
移动的方向影响不一致,则需分析哪一个条件变化是影响平衡移动的决定因素.
(4)勒夏特列原理中“减弱这种改变”的解释:外界条件改变使平衡发生移动的 结果,是减弱对这种
条件的改变,而不是抵消这种改变.也就是说:外界因素对平衡体系的影响占主要方 面.
[ 催化剂与化学平衡的关系 ] 使用催化剂能同等程度地增大
用催化剂时,能缩短反应达到平衡时所需的时间.但由于
ν
正
、
ν
,因此,在一个可逆反应中使
逆
ν
正
仍等于 ν
逆
,所以,使用催化剂对化学
7
[ 导学提纲 ]
高二第二章
化学反应速率
化学平衡
平衡的移动没有影响,不能改变平衡混合物中各组分的百分比组成.
[反应物用量对平衡转化率的影响
]
(1)若反应物只有一种,
如 aA(g)
的转化率不变;②若
bB(g) + cC(g) ,则增加 A 的量,平衡向正反应方向移动,
a<b+c,则 A 的转化率减小.
但
A 的平衡转化率究竟如何变化,要具体分析反应前后气体体积的相对大小.如:①若
a>b+c,则 A 的转化率增大;③若
aA(g) + bB(g)
a=b+c,则 A
(2)若反应物不只一种,如 cC(g) + dD(g) .则:
B 的转化率增大,但由于外界因素占 ①若只增加反应物
A 的量,平衡向正反应方向移动,则反应物
主要方面,故 A 的转化率减小.
②若按原比例同倍数地增加反应物
A 与 B 的量, A 、 B 的转化率的变化有以下三种情况:
a.当 a+b=c+d 时, A 、 B 的转化率都不变;
b.当 a+b>c+d 时, A 、 B 的转化率都减小;
c.当 a+b<c+d 时, A 、 B 的转化率都增大.
[化学反应速率与化学平衡的区别与联系
]
化学反应速率
概念
化学平衡
略
只研究可逆反应
催化剂不能使化学平衡发生移动
时,即说明该可逆反应达平衡状态
略
所有化学反应
使用催化剂能加快化学反应速率
①在一定条件下,当
ν
正
= ν
逆
区别
研究对象
催化剂的影响
②在可逆反应中,反应速率大,达到平衡所需的时间短;反应速率小,
达到平衡所需的时间长
相互联系
③改变条件,若 ν
正
增大,平衡不一定向正反应方向移动;同样,
ν
逆
增大,平衡也不一定向逆反应方向移动.改变条件后,平衡究竟向哪一
个方向移动, 只有比较出 ν
正
与ν
逆
哪个更大后, 才能确定平衡移动的方
向
[化学反应速率和化学平衡计算的基本关系式
]
对于可逆反应:
mA(g) + nB(g)
pC(g) + qD(g)
(1)用各物质表示的反应速率之比等于化学方程式中相应物质化学式前的化学计量数之比.即:
(A)
∶
(B )
∶
(C)
∶
(D )
=
m∶n∶
p∶q
(2)各物质的变化量之比=化学方程式中相应的化学计量数之比
(3)反应物的平衡量=起始量-消耗量
生成物的平衡量=起始量+增加量
8
[ 导学提纲 ]
高二第二章 化学反应速率 化学平衡
表示为:
mA(g) + nB(g) pC(g) +qD(g)
起始量/ mol
变化量/ mol
a
x
a x
b
nx
m
b x
c
c
px
m
px
m
d
qx
m
qx
m
平衡量/ mol
d
(4)达平衡时,反应物 A( 或 B) 的平衡转化率 α(%):
(或 )的消耗浓度(
mol L
1
)
α(A)( 或 B) =
A B
α
(A)(
或
B)
=
(或 )的起始浓度(
)
mol L
A B
A
(或
B
)的消耗浓度(
mol
)
1
×100%
×100%
A(或 B)
的起始浓度( mol)
A(或 B)的消耗浓度( ml或L)
α(A)( 或 B) =
×
q
100
%
A(或 B)的起始浓度( ml或L)
(5)在一定温度下,反应的平衡常数
[ c(C )] [ c( D)]
p
K [ c( A)] [ c( B)]
m
n
(6)阿伏加德罗定律及其三个重要推论:
①恒温、恒容时:
p
1
n
1
, Bp 任何时刻时反应混合气体的总压强与其总物质的量成正比;
p
2
n
2
V
1
V
2
1
2
②恒温、恒压时:
n
1
,即任何时刻时反应混合气体的总体积与其总的物质的量成正比;
n
2
Mr 1
Mr
2
③恒温、恒容时:
,即任何时刻时反应混合气体的密度与其反应混合气体的平均相对分
子质量成正比.
(7)混合气体的密度:
混合气体的总质量 m
总
混
容器的体积 V
(8)混合气体的平均相对分子质量
Mr 的计算:
① Mr =M(A) · a% + M(B) ·b% + ?
其中 M(A) 、M(B) ?分别是气体
积( 或摩尔 ) 分数.
g
A 、 B?的相对分子质量; a%、 b%?分别是气体 A 、B?的体
混合气体的总质量(
)
②
Mr
混合气体总物质的量(
)
mol
9
[ 导学提纲 ]
高二第二章
化学反应速率
化学平衡
4.合成氨条件的选择
[合成氨条件的选择
]
(1)合成氨反应的特点:反应物、生成物均为气体且正反应是气体体积减小、放热的可逆反应.
N
2
(g) + H
2
(g)
2NH
3
(g)
(2)选择适宜条件的目的:尽可能增大合成氨的反应速率,缩短到达平衡的时间,提高氨的产率.
(3)选择适宜条件的依据:外界条件对化学反应速率和化学平衡影响的规律.
(4)选择适宜条件的原则:
①既要注意外界条件对二者
矛盾性;
( 合成氨的反应速率和氨的产率
) 影响的一致性,又要注意对二者影响的
②既要注意温度、催化剂对反应速率影响的一致性,又要注意催化剂的活性对温度的限制;
③既要注意理论上生产的要求,又要注意实际操作的可能性.
(5)合成氨的适宜条件:
①温度为 500 ℃左右;
②压强为 20Mpa ~50MPa;
③使用以铁为主体的多成分催化剂
说明
①选择合成氨温度为
(称为铁触媒 ) .
NH
3
的反应速率,但温度
NH
3
的
500℃的原因: a.温度高时,虽然能增大合成
越高越会使平衡向逆反应方向移动,越不利于
NH
3
的合成;温度低时,虽有利于平衡向合成
方向移动,但反应速率太小,达到平衡所需的时间太长.
②选择合成氨压强为
b.铁触媒在
500 ℃左右时活性最大.
20 MPa~50 MPa 的原因:压强增大时,既能提高合成氨的反应速率,又能使
平衡向合成氨的方向移动,但压强大时,对设备的要求和技术操作的要求就高,消耗的动力也大.
(6)在合成氨生产中同时采取的措施:
①将生成的氨及时从平衡混合气体中分离出去,未反应的
使平衡向合成氨的方向移动,以提高
②不断向循环气体中补充
N
2
和 H
2
的转化率.
N
2
、 H
2
重新送回合成塔中进行循环操作,
N
2
、 H
2
,以提高反应物的浓度.
③加入过量的 N
2
,使成本较高的
H
2
得以充分利用.
[合成氨工业 ]
(1)原料:空气、焦炭 (或天然气、石油 )、水.
(2)有关的化学反应:
C + H
2
O(g)
CO + H
2
CO + H
2
O(g)
CO
2
+ H
2
N
2
(g)+ 3H
2
(g)
2NH
3
(g)
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[ 导学提纲 ]
高二第二章
化学反应速率
化学平衡
(3)设备:氨合成塔、氨分离器.
(4)
工艺流程:
N
2
、H
2
的制取→ N
2
、H
2
的净化→压缩机中压缩
+ 合成塔中合成→氨分离器中分离液氨
(同时将未反应的
、
H
重新送回合成塔中
N
2
2
)
[化学反应速率和化学平衡图像题的解答关键
]
(1)弄清曲线的起点是否是从“ 0”点开始;弄清转折点和终点的位置.先出现转折点的曲线表示反 应
速率大、先达到平衡,该曲线对应的温度高或压强大;后出现转折点的曲线则表示反应速率小、
后达到平衡,该曲线所对应的温度低或压强小;
(2)弄清曲线的变化是呈上升趋势还是下降趋势;
(3)弄清横坐标、纵坐标所代表的意义.
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