化学反应速率和平衡复习教案设计.docx
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化学反应速率和平衡复习教案设计
第七章化学反应速率和化学平衡
考纲解读
（1）了解化学反应速率的概念及反应速率的表示方法。
理解外界条件（浓度、温度、压强、催化剂等）对反应速率的影响。
（2）了解化学反应的可逆性。
理解化学平衡的含义及其与反应速率之间的联系。
（3）理解勒夏特列原理的含义。
理解浓度、温度、压强等条件对化学平衡移动的影响。
（4）了解化学反应速率和化学平衡的调控在生活、生产和科学研究中的重要作用。
（5）了解常见的几种平衡图像，能根据图像进行分析。
化学反应速率（第一课时）
（一）化学反应速率
1.化学反应速率的意义：
表示某一化学反应进行程度快慢的一种物理量。
2表示方法:
一般用单位时间某一种反应物或生成物的物质的量浓度的变化值来表示．
表达式：
v＝ΔC／Δt
单位：
mol/（L.s）、 mol/（L.min）等．
3.注意
（1）以上所指的反应速率是平均反应速率而不是瞬时反应速率．
（2）同一反应在不同时刻，瞬时反应速率不同．
（3）同一反应在同一时间，用不同物质来表示的反应速率可能不同．但反应速率的数值之比等于这些物质在化学方程式中的化学计量数之比。
对于同一反应：
mA（g）＋nB（g）pC（g）＋qD（g）来说
vA:
vB:
vC:
vD＝ΔnA:
ΔnB:
ΔnC:
ΔnD
＝ΔCA:
ΔCB:
ΔCC:
ΔCD＝m:
n:
p:
q
（4）比较同一反应不同条件下的反应快慢,必须转换为同一物质表示的化学反应速率,再比较其数值的大小
1.已知反应A+3B
2C+D在某段时间以A的浓度变化表示的化学反应速率为1mol·L-1，则此段时间以C的浓度变化表示的化学反应速率为（）
A、0.5mol·L-1·min-1B、1mol·L-1·min-1
C、2mol·L-1·min-1D、3mol·L-1·min-1
2.有关2SO2＋O2
2SO3反应的下列图象正确的是（）
3.根据以下叙述回答下列问题.把0.6molX气体和0.4molY气体混合于2L容器中，使它们发生反应：
3X（气）＋Y（气）
nZ（气）＋2W（气）．5min末已生成0.2molW，若测知以Z浓度变化表示的平均反应速率为0.01mol/（L.min）,则：
（1）上述反应中系数n的值是（）
Ａ.1Ｂ.2Ｃ.3Ｄ.4
化学反应速率（第二课时）
[教学过程]
[提问]从物质结构（化学键）的角度看，化学反应的本质是什么？
（学生思考并回答）
[针对学生的回答总结]化学反应的过程就是反应物组成微粒重新组合形成新物质的过程。
也就是说，就是旧键断裂、新键形成的过程。
例如，在2HBr+Cl2=2HCl+Br2反应中，H—Br、Cl—Cl断裂，形成H—Cl、Br—Br。
[板书]一、化学反应的实质及条件：
1、化学反应就是旧键断裂、新键形成的过程。
[提问]上述反应中，H—Br、Cl—Cl的断裂是否是自发产生的呢？
（学生思考讨论）
[讲解]分子中化学键并不会自发断裂的。
只有分子间相互碰撞，化学键才可能断裂，反应才能发生。
[板书]2、反应物微粒间的碰撞是发生反应的先决条件。
[提问]是否所有的的碰撞都能使化学键断裂、化学反应得以发生呢？
请同学们阅读课本P32倒数一段到P34第一段，回答上述问题。
（学生阅读，并汇报答案）
[讲解]分子间的碰撞与打篮球相似。
正如图2-2所示。
图
（1）表示能量不够；图
（2）表示虽能量足够，但是没有合适的取向；图（3）则表示有足够的能量和合适的取向，于是发生有效碰撞。
[总结并板书]3、必须是有效碰撞才能发生反映。
有效碰撞的条件是：
1）微粒要有足够的能量；2）有合适的取向。
4、发生有效碰撞的分子叫做活化分子，具有较高的能量。
[讲解]由于活化分子发生有效碰撞时，化学反应才能发生。
因此，改变反应体系中的活化分子数目，就能改变化学反应的速率。
接下来一起研究外界条件改变如何影响化学反应速率以及引起速率改变的原因。
[板书]二、外界条件对化学反应速率的影响
[引导学生完成实验2-2]
（学生完成实验，并汇报现象）
[总结现象]加入1mol/L盐酸的试管中有大量的气泡产生；而加入0.1mol/L盐酸的试管气泡很慢。
[提问]根据这一现象，同学们可以得出什么结论？
（学生思考并归纳）
[讲解]浓度大的盐酸与石反应的速率比浓度小的盐酸与石反应的速率大。
因此，由此实验推知，反应物的浓度越大，反应速率越大。
[设问]该结论是否适合所有的化学反应？
请同学们继续完成下列实验。
补充实验：
往装有1ml的0.05mol/LNa2S2O3溶液的两支试管中分别加入1ml0.10mol/L、0.50mol/L的H2SO4（尽量做到同时加入）
（学生完成实验，并汇报现象）
[讲解]浓度大的硫酸与Na2S2O3混合后先有沉淀产生；而浓度小的硫酸与Na2S2O3混合时产生沉淀的现象要来得慢。
由此可以证明，反应物的浓度越大，反应速率越大。
[小结]1、在其他条件不变时，反应物的浓度越大，反应速率越大。
[提问]为什么增大反应物浓度可以加快反应速率？
（学生先思考、讨论；后阅读课本P34第二段。
汇报答案）
[讲解并板书]原因：
浓度增大，单位体积活化分子数目增多，有效碰撞次数增加，反应速率加快。
[思考]某一密闭反应体系中有如下反应：
N2+3H2==2NH3。
现往体系中再充入一定量的N2、H2，该反应的速率将有何变化？
（学生思考回答）
[讲评]（容略）
[提问]如果对上述反应体系进行压缩，反应速率是否回改变？
为什么？
（学生讨论，阅读课本P34第二部分容）
[讲解]压缩体积，使得反应体系的压强增大。
这一过程如图2-4所示。
压强增大一倍，其体积将缩小至原来的一半，而体系分子的数目保持不变，因此其结构也就使得单位体积中的分子数增加一倍，换句话说，就是各物质的浓度增大一倍。
浓度增大，反应速度也就增大。
[小结并板书]2、在其他条件不变时，增大压强，反应速率增大。
实质：
压强改变，引起浓度的改变。
适用围：
仅适用与体系中有气体物质的反应。
[讨论]往上述反应体系中充入适量的He，体系的压强如何改变？
反应速率是否改变？
为什么？
（学生讨论，汇报答案）
[讲评]充入He，体系的压强增加。
但是，体系压强的改变并未引起各物质浓度的改变，因此反应速率将不会发生改变。
请同学们特别要注意：
对于压强的改变，只有引起反应体系中物质浓度的变化才对反应速率产生影响。
[引导学生进行归纳总结]
[ 巩固练习]
1、在一固定体积的密闭体系中发生反应：
N2+3H2==2NH3。
现采取下列措施：
（1）往体系中充入一定的氢气；
（2）往体系中充入一定量的氮气；（3）往体系中充入一定量的He；（4）压缩容器使体积变小。
哪些措施能够使反应速度增大？
为什么？
2、讨论：
乙炔在空气中燃烧时火焰的温度较在氧气中燃烧时火焰的温度更低，原因是什么？
1.把下列四种X溶液，分别加入四个盛有10ml2mol/L盐酸的烧杯中，均加入水稀释到50ml，此时X和盐酸和缓地进行反应，其中反应速率最大的是（）
Ａ.10ml4mol/L的X溶液Ｂ.20ml3mol/L的X溶液
Ｃ.20ml2mol/L的X溶液Ｄ.10ml2mol/L的X溶液
2.足量的Fe粉与一定量的盐酸反应,反应速率太快,为了减慢反应速率,但又不影响产生氢气的总量,应加入下列物质中的.
Ａ.水Ｂ.NaCl（固）Ｃ.NaCl溶液Ｄ.Na2SO4溶液
Ｅ.NaNO3溶液Ｆ.NaOH溶液Ｇ.Na2CO3溶液Ｈ.NaAc溶液Ｉ.CuSO4溶液
3．在其它条件不变时，10℃时以某物质表示的反应速率为3，已知温度每升高10℃反应速率是原来的2倍，则温度为50℃时，该反应的速率为：
（）
A．48·S－1B．36·S－1C．24·S－1D．12·S－1
4.设C+CO2
2CO-Q1反应速度为V1N2+3H2
2NH3+Q2反应速度为V2，对于上述反应，当温度升高时，V1和V2的变化情况为（）
A同时增大B同时减小C增大，减小D减小，增大
（三）化学平衡的概念
一定条件下的可逆反应里，正反应速率和逆反应速率相等，反应混合物中各组成成分的百分含量保持不变，这一状态称作化学平衡状态.
可逆反应
（1）前提外界条件一定
v正＝v逆≠0（同种物质）
（2）特征百分含量不随时间而变化（各种物质）
（四）化学平衡的标志
1．等速标志：
v正＝v逆指反应体系中的同一种物质来表示的正反应速率和逆反应速率相等.对不同种物质而言，速率不一定相等.
2．百分含量不变标志
正因为v正＝v逆≠0，所以同一瞬间同一物质的生成量等于消耗量.总的结果是混合体系中各组成成分的物质的量、质量、物质的量浓度、各成分的百分含量、转化率等不随时间变化而改变.
3．对于有气体参与的可逆反应
1）从反应混合气的平均相对分子质量（
）考虑
＝
当△ng≠0,
一定时，则标志达平衡.
当△ng＝0，
为恒值，不论是否达平衡.
若有非气体参与：
不论△ng是否等于0，则当
一定时，可标志达平衡
2）从气体密度考虑：
＝
恒压：
恒容：
总为恒值，不能作平衡标志
当各成分均为气体时△ng＝0.
总为恒值，同上
△ng≠0.
为一定值时，则可作为标志
恒容：
为一定值时，可作标志
恒压：
△ng＝0.
为一定值时，可作标志
3）从体系部压强考虑：
∵恒容、恒温．n（g）越大,P越大
∴不论各成分是否均为气△ng＝0．则P为恒值，不能作标志体、只需考虑△ng．△ng≠0．则当P一定时，可作标志
4）从体系部温度考虑
当化学平衡尚未建立或平衡发生移动时，反应总要放出或吸收热量．
若为绝热体系，当体系温度一定时，则标志达到平衡．
（五）化学平衡常数
对于可逆反应aA+bB====cC+dD，在一定温度条件下，可逆反应无论从正反应开始或是从逆反应开始，也无论起始时反应物浓度的大小，反应达到平衡时，各物质的浓度有如下关系：
，式中Kc称为平衡常数，Kc仅随温度变化。
平衡常数是表明化学反应在一定条件下进行的最大程度（即反应限度）的特征值，一般可认为，平衡常数越大，反应进行得越完全。
注意：
（1）如果有固体或纯液体参加反应或生成，它们的浓度视为1，例如：
CaCO3（s）====CaO（s）+CO2（g）Kc==[CO2]
（2）稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度也视为1，不写在平衡关系式中；非水溶液中进行的反应，如有水参加或生成，则水的浓度必须写入平衡关系式。
（六）化学平衡移动
1．从正、逆反应速度是否相等分析：
一定条件改变条件新条件一定
v正＝v逆≠0v正≠v逆v正＝v逆≠0
平衡状态I平衡破坏平衡状态Ⅱ
平衡移动方向：
取决于v正与v逆的相对大小
①若v正＞v逆,则正移②若v正＜v逆,则逆移③若v正＝v逆,则不移
2.影响化学平衡移动的因素
（1）浓度
增大反应物浓度或减小生成物浓度，平衡均向正反应方向移动.
减小反应物浓度或增大生成物浓度,平衡均向逆反应方向移动.
（改变固体和纯液体的量,平衡不移动.）
V（正）由反应物的浓度决定,反应物的浓度越大,V（正）越大;
V（逆）由生成物的浓度决定,生成物的浓度越大,V（逆）越大
（2）压强
①对反应前后气体体积之和不变的反应，例如：
，改变压强，化学平衡不发生移动。
②压强对化学平衡的影响实质上是浓度对化学平衡的影响，即通过缩小气体体积增大压强，对反应前后气体体积之和发生改变的可逆反应例如：
若增大加强，平衡向气体体积减小的方向移动。
当减小压强时，平衡向气体体积增大的方向移动。
例如：
，在一定条件下建立平衡状态。
变化过程可用如图所示表示。
压强改变时平衡混合物各组分浓度均发生相应改变，增大压强v正、v逆都增大，减小压强v正、v逆都减小，增大压强，反应速率加快，达到化学平衡所需时间就短。
③充入稀有气体a．密闭容器容积固定，充入惰性气体，体系压强虽增大，但平衡不移动，因惰性气体不参与反应，平衡混合气体各组分浓度因容积固定而不发生改变。
b．恒压条件下充入惰性气体容器容积可变，平衡移动。
因容积增大、平衡混合气体浓度减小，平衡向气体体积增大的反应方向移动。
（3）温度
①无论吸热反应还是放热反应，升高温度，反应速率都加快，达到化学平衡状态所需时间就短，降低温度反应速率都减慢，达到化学平衡状态所需时间就长。
②升高温度平衡向吸热反应方向移动，降低温度，平衡向放热反应方向移动，例：
在一定条件下反应：
正反应吸热，建立平衡状态。
（1）催化剂同等程度改变正逆反应速率，平衡不移动，但可缩短达到平衡所用的时间。
（2）
【练习题4】
1.可逆反应：
3A（气）==3B（?
）+C（?
）-Q，随着温度升高，气体平均相对分子质量有变小趋势，则下列判断正确的是
（A）B和C可能都是固体
（B）B和C一定都是气体
（C）若C为固体，则B一定是气体
（D）B和C可能都是气体
2.可逆反应
达到平衡后，无论加压或降温。
B的转化率都增大，则下列结论正确的是气体
A.A为固体，C为，正反应为放热反应B.A为气体，C为固体，正反应为放热反应
（七）平衡移动原理
1．定义：
如果改变平衡系统的条件之一，如温度、压强或浓度，平衡就向减弱这个改变的方向移动。
例1.下列事实不能用勒夏特列原理解释的是（）
A.用排饱和食盐水法收集Cl2B.温度控制在500℃有利于合成氨反应
C.加入催化剂有利于氨的合成D.工业制取金属钾Na（l）+KCl（l）
NaCl（l）+K（g）选取适宜的温度,使K成蒸气从反应混合物中分离出来
2.下列事实不能勒夏特列原理来解释的是（）Ａ、新制氯水在光照条件下颜色变浅B、在H2CO3溶液中加放碱时，CO32-的量增多
C、氯化铁溶液加铁粉振荡后颜色变浅D、H2、I2、HI平衡混合气体加压后颜色变深
（八）化学反应进行的方向
教学目标：
知识与技能：
（1）理解化学反应方向判断的焓判据及熵判据；
（2）能用焓变和熵变说明化学反应的方向。
过程与方法：
通过已有知识及日常生活中的见闻，构建化学反应方向的判据。
学会运用比较、归纳、概括等方法对信息进行加工，构建新知识。
情感态度与价值观：
通过本节容的学习，体会事物的发展、变化常常受多种因素的制约，要全面分析问题。
教学重点、难点：
焓减和熵增与化学反应方向的关系
课时安排：
1课时
教学方法：
1、应用讨论交流的方法调动学生的积极性，充分发挥学生的想象力；
2、启发学生学会归纳、概括，对信息进行加工，得出结论；
3、注重从学生已有知识及日常生活的经验上构建新知识。
教学过程：
【联想、质疑】汽车尾气中的主要污染物是一氧化氮以及燃料不完全燃烧所产生的一氧化碳，它们是现代城市中的大气污染物，为了减轻大气污染，人们提出通过以下反应来处理汽车尾气：
2NO（g）+2CO（g）=N2（g）+2CO2（g），你能否判断这一方案是否可行？
理论依据是什么？
【课的引入】上述问题是化学反应的方向的问题。
反应进行的方向、快慢和限度是化学反应原理的三个重要组成部分。
通过前三节的学习和讨论，我们已经初步解决了后两个问题，即反应的快慢和限度问题，这节课我们来讨论反应的方向的问题。
【设问】根据生活经验，举例说说我们见过的自发过程（在一定条件下不需外力作用就能自动进行的过程）。
【学生讨论】……
【总结】生活中的自发过程很多，如：
水由高处往低处流，自由落体，电流由电位高的地方向电位低的地方流，铁器暴露于潮湿的空气中会生锈，室温下冰块会融化，……这些都是自发过程，它们的逆过程是非自发的。
科学家根据体系存在着力图使自身能量趋于“最低”和由“有序”变为“无序”的自然现象，提出了互相关联的焓判据和熵判据，为反应方向的判断提供了必要的依据。
【板书】一、反应方向的焓判据。
【交流讨论】19世纪的化学家们曾认为决定化学反应能否自发进行的因素是反应热：
放热反应可以自发进行，而吸热反应则不能自发进行。
你同意这种观点吗？
结合曾经学习的反应举例说明。
【学生讨论交流】……
【汇报交流结果】我们知道的反应中下列反应可以自发进行：
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）
……
【追问】上述反应是吸热还是放热？
【学生回答后总结、板书】焓判据：
放热反应过程中体系能量降低，因此具有自发进行的倾向。
【指出】多数自发进行的化学反应是放热反应，但也有不少吸热反应能自发进行。
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，反应焓变是与反应能否自发进行有关的一个因素，但不是唯一因素。
【板书】二、反应方向的熵判据。
【交流讨论】我们知道，固体硝酸铵溶于水要吸热，室温下冰块的溶解要吸热，两种或两种以上互不反应的气体通入一密闭容器中，最终会混合均匀，这些过程都是自发的，与焓变有关吗？
是什么因素决定它们的溶解过程能自发进行？
【阅读思考】课本P34—35相关容。
【汇报交流、自主学习成果】上述自发过程与能量状态的高低无关，受另一种能够推动体系变化的因素的影响，即体系有从有序自发地转变为无序的倾向。
【总结、板书】熵判据：
体系有自发地向混乱度增加（即熵增）方向转变的倾向。
【释疑】如何理解“熵”的含义？
【板书】混乱度：
表示体系的不规则或无序状态。
【指出】混乱度的增加意味着体系变得更加无序。
【板书】熵：
热力学上用来表示混乱度的状态函数。
【指出】体系的有序性越高，即混乱度越低，熵值就越小。
有序变为无序——熵增的过程。
【板书】熵值的大小判断：
（1）气态>液态>固态
（2）与物质的量成正比
【板书】反应熵变△S=反应产物总熵-反应物总熵
【讲述】产生气体的反应，气体物质的量增大的反应，△S通常为正值，为熵增加反应，反应自发进行。
【学与问】发生离子反应的条件之一是生成气体。
试利用上面讲的熵判据加以解释，由此你对于理论的指导作用是否有新的体会。
【指出】有些熵减小的反应在一定条件下也可以自发进行，如：
-10℃的液态水会自动结冰成为固态，就是熵减的过程（但它是放热的）；
2Al（s）+Fe2O3（s）=Al2O3（s）+2Fe（s）△S=-39.35J·mol-1·K-1。
因此，反应熵变是与反应能否自发进行有关的又一个因素，但也不是唯一因素。
【板书】三、焓变与熵变对反应方向的共同影响。
【讲述】在一定条件下，一个化学反应能否自发进行，既与反应焓变有关，又与反应熵变有关。
研究表明，在恒温、恒压下，判断化学反应自发性的判据是：
【板书】体系自由能变化（△G、单位：
KJ/mol）：
△G=△H-T△S
【指出】体系自由能变化综合考虑了焓变和熵变对体系的影响。
【板书】△H-T△S<0反应能自发进行；
△H-T△S=0反应达到平衡状态；
△H-T△S>0反应不能自发进行。
【举例】对反应CaCO3（s）=CaO（s）+CO2（g）
△H=+178.2KJ·mol-1△S=+169.6J·mol-1·K-1
室温下，△G=△H-T△S=178.2KJ·mol-1–298K×169.6×10-3KJ·mol-1·K-1=128KJ·mol-1>0
因此，室温下反应不能自发进行；
如要使反应自发进行，则应使△H-T△S<0，
则T>△H/△S=178.2KJ·mol-1/0.1696KJ·mol-1·K-1=1051K。
【知识应用】本节课一开始提出处理汽车尾气的反应：
2NO（g）+2CO（g）=N2（g）+2CO2（g），
已知，298K、101KPa下，该反应△H=-113.0KJ·mol-1，△S=-143.5J·mol-1·K-1
则△G=△H-T△S=-69.68KJ·mol-1<0
因此，室温下反应能自发进行。
[指出]但该反应速率极慢，需要使用催化剂来加速反应。
【总结】能量判据和熵判据的应用：
1、由能量判据知∶放热过程（△H﹤0）常常是容易自发进行；
2、由熵判据知∶许多熵增加（△S﹥0）的过程是自发的；
3、很多情况下，简单地只用其中一个判据去判断同一个反应，可能会出现相反的判断结果，所以我们应两个判据兼顾。
由能量判据（以焓变为基础）和熵判据组合成的复合判据（体系自由能变化：
△G=△H-T△S）将更适合于所有的反应过程；
4、过程的自发性只能用于判断过程的方向，不能确定过程是否一定会发生和过程的速率；
5、在讨论过程的方向时，我们指的是没有外界干扰时体系的性质。
如果允许外界对体系施加某种作用，就可能出现相反的结果；
6、反应的自发性也受外界条件的影响。
【课堂练习】
1下列过程是非自发的是∶（）
A、水由高处向低处流；B、天然气的燃烧；
C、铁在潮湿空气中生锈；D、室温下水结成冰。
2碳酸铵〔（NH4）2CO3〕在室温下就能自发地分解产生氨气，对其说法中正确的是∶（）
A、其分解是因为生成了易挥发的气体,使体系的熵增大；
B、其分解是因为外界给予了能量；
C、其分解是吸热反应，据能量判据不能自发分解；
D、碳酸盐都不稳定，都能自发分解。
3、下列说确的是∶（）
A、凡是放热反应都是自发的，吸热反应都是非自发的；
B、自发反应一定是熵增大，非自发反应一定是熵减少或不变；
C、自发反应在恰当条件下才能实现；
D、自发反应在任何条件下都能实现。
4、自发进行的反应一定是∶（）
A、吸热反应；B、放热反应；
C、熵增加反应；D、熵增加或者放热反应。
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