廬江二中高中化學反應速率和平衡復習教案.doc

廬江二中高三化學集體備課組 時間：2013年11月28日第七章 化學反應速率和化學平衡考綱解讀（1）了解化學反應速率的概念及反應速率的表示方法。理解外界條件（濃度、溫度、壓強、催化劑等）對反應速率的影響。（2）了解化學反應的可逆性。理解化學平衡的含義及其與反應速率之間的聯系。（3）理解勒夏特列原理的含義。理解濃度、溫度、壓強等條件對化學平衡移動的影響。（4）了解化學反應速率和化學平衡的調控在生活、生產和科學研究中的重要作用。(5)了解常見的幾種平衡圖像，能根據圖像進行分析?；瘜W反應速率（第一課時） （一） 化學反應速率1. 化學反應速率的意義：表示某一化學反應進行程度快慢的一種物理量。2表示方法:一般用單位時間內某一種反應物或生成物的物質的量濃度的變化值來表示表達式： vCt單位： mol/(L.s) 、mol/(L.min)等 3. 注意(1) 以上所指的反應速率是平均反應速率而不是瞬時反應速率(2) 同一反應在不同時刻，瞬時反應速率不同(3) 同一反應在同一時間內，用不同物質來表示的反應速率可能不同但反應速率的數值之比等于這些物質在化學方程式中的化學計量數之比。對于同一反應：mA(g)nB(g) pC(g)qD(g)來說vA:vB:vC:vDnA:nB:nC:nD CA:CB:CC:CDm:n:p:q(4) 比較同一反應不同條件下的反應快慢,必須轉換為同一物質表示的化學反應速率,再比較其數值的大小1. 已知反應A+3B 2C+D在某段時間內以A的濃度變化表示的化學反應速率為1molL-1，則此段時間內以C的濃度變化表示的化學反應速率為（ ）A、0.5molL-1min-1 B、1molL-1min-1C、2molL-1min-1 D、3molL-1min-12. 有關2SO2O2 2SO3反應的下列圖象正確的是（ ）3. 根據以下敘述回答下列問題.把0.6mol X氣體和0.4mol Y氣體混合于2L容器中，使它們發(fā)生反應：3X（氣）Y(氣) nZ（氣）2W(氣)5 min末已生成0.2 molW，若測知以Z濃度變化表示的平均反應速率為0.01 mol/(L.min),則：(1)上述反應中系數n的值是（ ）.1 .2 .3 .4化學反應速率（第二課時） 教學過程提問從物質結構（化學鍵）的角度看，化學反應的本質是什么？（學生思考并回答）針對學生的回答總結化學反應的過程就是反應物組成微粒重新組合形成新物質的過程。也就是說，就是舊鍵斷裂、新鍵形成的過程。例如，在2HBr+Cl2=2HCl+Br2反應中，HBr、ClCl斷裂，形成HCl、BrBr。板書一、化學反應的實質及條件：1、化學反應就是舊鍵斷裂、新鍵形成的過程。提問上述反應中，HBr、ClCl的斷裂是否是自發(fā)產生的呢？（學生思考討論）講解分子中化學鍵并不會自發(fā)斷裂的。只有分子間相互碰撞，化學鍵才可能斷裂，反應才能發(fā)生。板書2、反應物微粒間的碰撞是發(fā)生反應的先決條件。提問是否所有的的碰撞都能使化學鍵斷裂、化學反應得以發(fā)生呢？請同學們閱讀課本P32倒數一段到P34第一段，回答上述問題。（學生閱讀，并匯報答案）講解分子間的碰撞與打籃球相似。正如圖2-2所示。圖（1）表示能量不夠；圖（2）表示雖能量足夠，但是沒有合適的取向；圖（3）則表示有足夠的能量和合適的取向，于是發(fā)生有效碰撞。總結并板書3、必須是有效碰撞才能發(fā)生反映。有效碰撞的條件是：1）微粒要有足夠的能量；2）有合適的取向。4、發(fā)生有效碰撞的分子叫做活化分子，具有較高的能量。講解由于活化分子發(fā)生有效碰撞時，化學反應才能發(fā)生。因此，改變反應體系中的活化分子數目，就能改變化學反應的速率。接下來一起研究外界條件改變如何影響化學反應速率以及引起速率改變的原因。板書二、外界條件對化學反應速率的影響引導學生完成實驗2-2（學生完成實驗，并匯報現象）總結現象加入1mol/L鹽酸的試管中有大量的氣泡產生；而加入0.1mol/L鹽酸的試管氣泡很慢。提問根據這一現象，同學們可以得出什么結論？（學生思考并歸納）講解濃度大的鹽酸與大理石反應的速率比濃度小的鹽酸與大理石反應的速率大。因此，由此實驗推知，反應物的濃度越大，反應速率越大。設問該結論是否適合所有的化學反應？請同學們繼續(xù)完成下列實驗。補充實驗：往裝有1ml的0.05mol/LNa2S2O3溶液的兩支試管中分別加入1ml0.10mol/L、0.50mol/L的H2SO4(盡量做到同時加入)（學生完成實驗，并匯報現象）講解濃度大的硫酸與Na2S2O3混合后先有沉淀產生；而濃度小的硫酸與Na2S2O3混合時產生沉淀的現象要來得慢。由此可以證明，反應物的濃度越大，反應速率越大。小結1、在其他條件不變時，反應物的濃度越大，反應速率越大。提問為什么增大反應物濃度可以加快反應速率？（學生先思考、討論；后閱讀課本P34第二段。匯報答案）講解并板書原因：濃度增大，單位體積內活化分子數目增多，有效碰撞次數增加，反應速率加快。思考某一密閉反應體系中有如下反應：N2+3H2=2NH3?，F往體系中再充入一定量的N2、H2，該反應的速率將有何變化？（學生思考回答）講評（內容略）提問如果對上述反應體系進行壓縮，反應速率是否回改變？為什么？（學生討論，閱讀課本P34第二部分內容）講解壓縮體積，使得反應體系內的壓強增大。這一過程如圖2-4所示。壓強增大一倍，其體積將縮小至原來的一半，而體系內分子的數目保持不變，因此其結構也就使得單位體積中的分子數增加一倍，換句話說，就是各物質的濃度增大一倍。濃度增大，反應速度也就增大。小結并板書2、在其他條件不變時，增大壓強，反應速率增大。實質：壓強改變，引起濃度的改變。適用范圍：僅適用與體系中有氣體物質的反應。討論往上述反應體系中充入適量的He，體系的壓強如何改變？反應速率是否改變？為什么？（學生討論，匯報答案）講評充入He，體系的壓強增加。但是，體系壓強的改變并未引起各物質濃度的改變，因此反應速率將不會發(fā)生改變。請同學們特別要注意：對于壓強的改變，只有引起反應體系中物質濃度的變化才對反應速率產生影響。引導學生進行歸納總結鞏固練習1、在一固定體積的密閉體系中發(fā)生反應：N2+3H2=2NH3。現采取下列措施：（1）往體系中充入一定的氫氣；（2）往體系中充入一定量的氮氣；（3）往體系中充入一定量的He；（4）壓縮容器使體積變小。哪些措施能夠使反應速度增大？為什么？2、討論：乙炔在空氣中燃燒時火焰的溫度較在氧氣中燃燒時火焰的溫度更低，原因是什么？1.把下列四種X溶液，分別加入四個盛有10 ml 2 mol/L鹽酸的燒杯中， 均加入水稀釋到50ml，此時X和鹽酸和緩地進行反應，其中反應速率最大的是 （ ）.10 ml 4 mol/L的X溶液 .20 ml 3 mol/L的X溶液.20 ml 2 mol/L的X溶液 .10 ml 2 mol/L的X溶液2. 足量的Fe粉與一定量的鹽酸反應,反應速率太快,為了減慢反應速率,但又不影響產生氫氣的總量,應加入下列物質中的 .水 .NaCl(固) .NaCl溶液 . Na2SO4溶液.NaNO3溶液 .NaOH溶液 .Na2CO3溶液 .NaAc溶液 .CuSO4溶液3在其它條件不變時，10時以某物質表示的反應速率為3 ，已知溫度每升高10反應速率是原來的2倍，則溫度為50時，該反應的速率為： ( )A48 S1 B36 S1 C24 S1D12 S14.設C+CO22CO-Q1反應速度為V1 N2+3H22NH3+Q2 反應速度為V2，對于上述反應，當溫度升高時，V1和V2的變化情況為 ( ) A 同時增大 B 同時減小 C 增大，減小 D 減小，增大 (三)化學平衡的概念一定條件下的可逆反應里，正反應速率和逆反應速率相等，反應混合物中各組成成分的百分含量保持不變，這一狀態(tài)稱作化學平衡狀態(tài). 可逆反應（1） 前提 外界條件一定 v正v逆0（同種物質） （2）特征 百分含量不隨時間而變化（各種物質）(四)化學平衡的標志 1等速標志：v正v逆 指反應體系中的同一種物質來表示的正反應速率和逆反應速率相等.對不同種物質而言，速率不一定相等.2百分含量不變標志正因為v正v逆0，所以同一瞬間同一物質的生成量等于消耗量.總的結果是混合體系中各組成成分的物質的量、質量、物質的量濃度、各成分的百分含量、轉化率等不隨時間變化而改變.3對于有氣體參與的可逆反應1）從反應混合氣的平均相對分子質量（）考慮 若各物質均為氣體 當ng0, 一定時，則標志達平衡. 當ng0，為恒值，不論是否達平衡.若有非氣體參與：不論ng是否等于0，則當一定時，可標志達平衡2）從氣體密度考慮： 恒壓： 恒容：總為恒值，不能作平衡標志當各成分均為氣體時 ng0. 總為恒值，同上 ng0. 為一定值時，則可作為標志當有非氣體物質參與時晨時 恒容：為一定值時，可作標志 恒壓：ng0. 為一定值時，可作標志3）從體系內部壓強考慮： 恒容、恒溫n(g)越大,P越大當 不論各成分是否均為氣 ng0則P為恒值，不能作標志 體、只需考慮ng ng0則當P一定時，可作標志4）從體系內部溫度考慮當化學平衡尚未建立或平衡發(fā)生移動時，反應總要放出或吸收熱量若為絕熱體系，當體系內溫度一定時，則標志達到平衡（五）化學平衡常數 對于可逆反應aA + bB = cC + dD，在一定溫度條件下，可逆反應無論從正反應開始或是從逆反應開始，也無論起始時反應物濃度的大小，反應達到平衡時，各物質的濃度有如下關系：，式中Kc稱為平衡常數，Kc僅隨溫度變化。平衡常數是表明化學反應在一定條件下進行的最大程度（即反應限度）的特征值，一般可認為，平衡常數越大，反應進行得越完全。注意：（1） 如果有固體或純液體參加反應或生成，它們的濃度視為1，例如：CaCO3(s) = CaO(s) + CO2(g) Kc = CO2（2） 稀溶液中進行的反應，如有水參加，水的濃度也視為1，不寫在平衡關系式中；非水溶液中進行的反應，如有水參加或生成，則水的濃度必須寫入平衡關系式。（六） 化學平衡移動1從正、逆反應速度是否相等分析： 一定條件 改變條件 新條件一定 v正v逆0 v正v逆 v正v逆0 平衡狀態(tài)I 平衡破壞 平衡狀態(tài) 平 衡 移 動方向：取決于v正與v逆的相對大小 若v正v逆, 則正移 若v正v逆, 則逆移 若v正v逆, 則不移2. 影響化學平衡移動的因素(1)濃度增大反應物濃度或減小生成物濃度，平衡均向正反應方向移動.減小反應物濃度或增大生成物濃度,平衡均向逆反應方向移動. (改變固體和純液體的量,平衡不移動.)V(正)由反應物的濃度決定,反應物的濃度越大, V(正)越大; V(逆)由生成物的濃度決定,生成物的濃度越大, V(逆)越大(2)壓強對反應前后氣體體積之和不變的反應，例如：，改變壓強，化學平衡不發(fā)生移動。壓強對化學平衡的影響實質上是濃度對化學平衡的影響，即通過縮小氣體體積增大壓強，對反應前后氣體體積之和發(fā)生改變的可逆反應例如：若增大加強，平衡向氣體體積減小的方向移動。當減小壓強時，平衡向氣體體積增大的方向移動。例如：，在一定條件下建立平衡狀態(tài)。變化過程可用如圖所示表示。壓強改變時平衡混合物各組分濃度均發(fā)生相應改變，增大壓強v正、v逆都增大，減小壓強v正、v逆都減小，增大壓強，反應速率加快，達到化學平衡所需時間就短。充入稀有氣體 a密閉容器容積固定，充入惰性氣體，體系壓強雖增大，但平衡不移動，因惰性氣體不參與反應，平衡混合氣體各組分濃度因容積固定而不發(fā)生改變。b恒壓條件下充入惰性氣體容器容積可變，平衡移動。因容積增大、平衡混合氣體濃度減小，平衡向氣體體積增大的反應方向移動。(3)溫度無論吸熱反應還是放熱反應，升高溫度，反應速率都加快，達到化學平衡狀態(tài)所需時間就短，降低溫度反應速率都減慢，達到化學平衡狀態(tài)所需時間就長。升高溫度平衡向吸熱反應方向移動，降低溫度，平衡向放熱反應方向移動，例：在一定條件下反應：正反應吸熱，建立平衡狀態(tài)。(1) 催化劑同等程度改變正逆反應速率，平衡不移動，但可縮短達到平衡所用的時間。(2)【練習題4】1.可逆反應：3A(氣)=3B(?)+C(?)-Q，隨著溫度升高，氣體平均相對分子質量有變小趨勢，則下列判斷正確的是 (A) B和C可能都是固體 (B) B和C一定都是氣體 (C)若C為固體，則B一定是氣體 (D) B和C可能都是氣體 2. 可逆反應達到平衡后，無論加壓或降溫。B的轉化率都增大，則下列結論正確的是氣體A. A為固體，C為，正反應為放熱反應 B. A為氣體，C為固體，正反應為放熱反應 (七)平衡移動原理1定義：如果改變平衡系統的條件之一，如溫度、壓強或濃度，平衡就向減弱這個改變的方向移動。例1.下列事實不能用勒夏特列原理解釋的是 ( )A.用排飽和食鹽水法收集Cl2 B. 溫度控制在500有利于合成氨反應C.加入催化劑有利于氨的合成 D.工業(yè)制取金屬鉀 Na(l)+ KCl(l) NaCl(l)+ K(g)選取適宜的溫度,使K成蒸氣從反應混合物中分離出來2.下列事實不能勒夏特列原理來解釋的是 （ ） 、新制氯水在光照條件下顏色變淺 B、在H2CO3溶液中加放堿時，CO32-的量增多C、氯化鐵溶液加鐵粉振蕩后顏色變淺 D、H2、I2、HI平衡混合氣體加壓后顏色變深（八） 化學反應進行的方向教學目標：知識與技能：（1）理解化學反應方向判斷的焓判據及熵判據；（2）能用焓變和熵變說明化學反應的方向。過程與方法：通過已有知識及日常生活中的見聞，構建化學反應方向的判據。學會運用比較、歸納、概括等方法對信息進行加工，構建新知識。情感態(tài)度與價值觀：通過本節(jié)內容的學習，體會事物的發(fā)展、變化常常受多種因素的制約，要全面分析問題。教學重點、難點：焓減和熵增與化學反應方向的關系課時安排：1課時教學方法：1、應用討論交流的方法調動學生的積極性，充分發(fā)揮學生的想象力；2、啟發(fā)學生學會歸納、概括，對信息進行加工，得出結論；3、注重從學生已有知識及日常生活的經驗上構建新知識。教學過程： 【聯想、質疑】汽車尾氣中的主要污染物是一氧化氮以及燃料不完全燃燒所產生的一氧化碳，它們是現代城市中的大氣污染物，為了減輕大氣污染，人們提出通過以下反應來處理汽車尾氣：2NO（g） + 2CO（g） = N2（g） + 2CO2（g），你能否判斷這一方案是否可行？理論依據是什么？【課的引入】上述問題是化學反應的方向的問題。反應進行的方向、快慢和限度是化學反應原理的三個重要組成部分。通過前三節(jié)的學習和討論，我們已經初步解決了后兩個問題，即反應的快慢和限度問題，這節(jié)課我們來討論反應的方向的問題?！驹O問】根據生活經驗，舉例說說我們見過的自發(fā)過程（在一定條件下不需外力作用就能自動進行的過程）。【學生討論】【總結】生活中的自發(fā)過程很多，如：水由高處往低處流，自由落體，電流由電位高的地方向電位低的地方流，鐵器暴露于潮濕的空氣中會生銹，室溫下冰塊會融化，這些都是自發(fā)過程，它們的逆過程是非自發(fā)的?？茖W家根據體系存在著力圖使自身能量趨于“最低”和由“有序”變?yōu)椤盁o序”的自然現象，提出了互相關聯的焓判據和熵判據，為反應方向的判斷提供了必要的依據。【板書】一、反應方向的焓判據?！窘涣饔懻摗?9世紀的化學家們曾認為決定化學反應能否自發(fā)進行的因素是反應熱：放熱反應可以自發(fā)進行，而吸熱反應則不能自發(fā)進行。你同意這種觀點嗎？結合曾經學習的反應舉例說明。【學生討論交流】【匯報交流結果】我們知道的反應中下列反應可以自發(fā)進行：NaOH（aq） + HCl（aq）= NaCl（aq） + H2O（aq） H = -56KJ/mol；2Na（s）+ 2H2O（l）= 2NaOH（aq） + H2（g）；Al（s） + HCl（aq） = AlCl3（aq） + H2（g）；CaO（s） + H2O（l）= Ca（OH）2（aq）【追問】上述反應是吸熱還是放熱？【學生回答后總結、板書】焓判據：放熱反應過程中體系能量降低，因此具有自發(fā)進行的傾向?！局赋觥慷鄶底园l(fā)進行的化學反應是放熱反應，但也有不少吸熱反應能自發(fā)進行。如：N2O5（g）= 4NO2（g）+ O2（g） H = 56.7KJ/mol；NH4HCO3（s）+ CH3COOH（aq）= CO2（g）+CH3COONH4（aq）+ H2O（l） H = 37.3KJ/mol； 因此，反應焓變是與反應能否自發(fā)進行有關的一個因素，但不是唯一因素。【板書】二、反應方向的熵判據?！窘涣饔懻摗课覀冎?，固體硝酸銨溶于水要吸熱，室溫下冰塊的溶解要吸熱，兩種或兩種以上互不反應的氣體通入一密閉容器中，最終會混合均勻，這些過程都是自發(fā)的，與焓變有關嗎？是什么因素決定它們的溶解過程能自發(fā)進行？【閱讀思考】課本P3435相關內容。【匯報交流、自主學習成果】上述自發(fā)過程與能量狀態(tài)的高低無關，受另一種能夠推動體系變化的因素的影響，即體系有從有序自發(fā)地轉變?yōu)闊o序的傾向?！究偨Y、板書】熵判據：體系有自發(fā)地向混亂度增加（即熵增）方向轉變的傾向?！踞屢伞咳绾卫斫狻办亍钡暮x？【板書】混亂度：表示體系的不規(guī)則或無序狀態(tài)?！局赋觥炕靵y度的增加意味著體系變得更加無序?！景鍟快兀簾崃W上用來表示混亂度的狀態(tài)函數。【指出】體系的有序性越高，即混亂度越低，熵值就越小。有序變?yōu)闊o序熵增的過程。【板書】熵值的大小判斷： （1）氣態(tài) 液態(tài) 固態(tài)（2）與物質的量成正比【板書】反應熵變S=反應產物總熵-反應物總熵【講述】產生氣體的反應，氣體物質的量增大的反應，S通常為正值，為熵增加反應，反應自發(fā)進行?！緦W與問】發(fā)生離子反應的條件之一是生成氣體。試利用上面講的熵判據加以解釋，由此你對于理論的指導作用是否有新的體會?！局赋觥坑行╈販p小的反應在一定條件下也可以自發(fā)進行，如：-10的液態(tài)水會自動結冰成為固態(tài)，就是熵減的過程（但它是放熱的）；2Al（s）+ Fe2O3（s）= Al2O3（s）+ 2Fe（s） S = -39.35Jmol-1K-1。因此，反應熵變是與反應能否自發(fā)進行有關的又一個因素，但也不是唯一因素。【板書】三、焓變與熵變對反應方向的共同影響?！局v述】在一定條件下，一個化學反應能否自發(fā)進行，既與反應焓變有關，又與反應熵變有關。研究表明，在恒溫、恒壓下，判斷化學反應自發(fā)性的判據是：【板書】體系自由能變化（G、單位：KJ/mol）：G = H - TS【指出】 體系自由能變化綜合考慮了焓變和熵變對體系的影響?！景鍟縃 - TS 0 反應不能自發(fā)進行?！九e例】對反應CaCO3（s）= CaO（s）+ CO2（g）H = + 178.2 KJmol-1 S = +169.6 Jmol-1K-1室溫下，G =H-TS =178.2KJmol-1298K169.610-3KJmol-1K-1 =128 KJmol-10因此，室溫下反應不能自發(fā)進行；如要使反應自發(fā)進行，則應使H - TS H/S=178.2 KJmol-1/0.1696 K