高中化学第2章化学反应的方向限度与速率章末小结与测评学案鲁科版选修.docx

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高中化学第2章化学反应的方向限度与速率章末小结与测评学案鲁科版选修

第2章化学反应的方向、限度与速率

[知识网络构建]

[教师备选]

一、化学反应方向的判据

1．化学反应方向的判据

焓判据：

ΔH＜0||，反应一般①______自发进行

熵判据：

ΔS＜0||，反应一般②______自发进行

2．化学反应方向的判断

ΔH＜0　ΔS＞0||，该反应③______自发进行

ΔH＞0　ΔS＜0||，该反应④______自发进行

ΔH＞0　ΔS＞0||，该反应在⑤______下能自发进行

ΔH＜0　ΔS＜0||，该反应在⑥______下能自发进行

[答案]　①能　②不能　③一定能　④一定不能

⑤较高温度　⑥较低温度

二、化学反应的速率和工业合成氨

【答案】　①

　②mol·L－1·s－1或mol·L－1·min－1　③反应物本身的性质　④增大　⑤产物氨

三、化学反应的限度

【答案】　①

　②温度　③

×100%　④吸热　⑤放热　⑥右　⑦左　⑧减小　⑨增大

[专题总结对练]

专题一　化学平衡计算模式与公式

化学平衡的计算一般涉及各组分的物质的量、浓度、转化率、百分含量、气体混合物的密度、平均摩尔质量、压强、平衡常数等||。

1．计算模式

化学平衡计算的最基本的方法模式是“三段式法”||。

具体步骤是在化学方程式下写出有关物质起始时的物质的量、发生转化的物质的量、平衡时的物质的量（也可以是物质的量浓度或同温同压下气体的体积）||，再根据题意列式求解||。

　　　　　　mA（g）＋nB（g）

pC（g）＋qD（g）

n（起始）/（mol）ab00

n（转化）/（mol）mxnxpxqx

n（平衡）/（mol）a－mxb－nxpxqx

起始、转化、平衡是化学平衡计算的“三步曲”||。

2．计算公式

（1）v（A）∶v（B）∶v（C）∶v（D）＝m∶n∶p∶q（未达到平衡时||，用于确定化学方程式中未知的系数）||。

（2）K＝

＝

（Q＞K||，v正＜v逆；Q＜K||，v正＞v逆）||。

（3）c（A）平＝

＝

||。

（4）α（A）＝

×100%＝

×100%||。

（5）φ（A）＝

×100%||。

（6）平衡时与起始时的压强比

＝

＝

（同T、V时）||，混合气体的密度比

＝

（同T、p时）||，

＝

（同质量的气体时）等||。

（7）混合气体的密度

（混）＝

＝

（g·L－1）（V不变时||，

不变）||。

（8）平衡时混合气体的平均摩尔质量

＝

＝

（g·mol－1）||。

[考题对练]

1．在容积为1.00L的容器中||，通入一定量的N2O4||，发生反应N2O4（g）

2NO2（g）||，随温度升高||，混合气体的颜色变深||。

回答下列问题：

【导学号：

41722123】

（1）反应的ΔH________0（填“大于”或“小于”）；100℃时||，体系中各物质浓度随时间变化如上图所示||。

在0～60s时段||，反应速率v（N2O4）为________mol·L－1·s－1；反应的平衡常数K1为________||。

（2）100℃时达平衡后||，改变反应温度为T||，c（N2O4）以0.0020mol·L－1·s－1的平均速率降低||，经10s又达到平衡||。

a：

T________100℃（填“大于”或“小于”）||，判断理由是

___________________________________________________________||。

b：

列式计算温度T时反应的平衡常数K2________||。

（3）温度T时反应达平衡后||，将反应容器的容积减少一半||。

平衡向________（填“正反应”或“逆反应”）方向移动||，判断理由是_________________________||。

[解析]　

（1）由题意及图示知||，在1.00L的容器中||，通入0.100mol的N2O4||，发生反应：

N2O4（g）

2NO2（g）||，随温度升高混合气体的颜色变深||，说明反应向生成NO2的方向移动||，即向正反应方向移动||，所以正反应为吸热反应||，即ΔH>0；由图示知60s时该反应达到平衡||，消耗N2O4为0.100mol·L－1－0.040mol·L－1＝0.060mol·L－1||，根据v＝

可知：

v（N2O4）＝

＝

0．0010mol·L－1·s－1；求平衡常数可利用三段式：

　　　　　　　N2O4（g）

2NO2（g）

起始量/（mol·L－1）　0.100　　　　　0

转化量/（mol·L－1）　0.060　　　　　0.120

平衡量/（mol·L－1）　0.040　　　　　0.120

K1＝

＝

＝0.36mol·L－1||。

（2）100℃时达平衡后||，改变反应温度为T||，c（N2O4）降低||，说明平衡N2O4（g）

2NO2（g）向正反应方向移动||，根据勒·夏特列原理||，温度升高||，向吸热反应方向移动||，即向正反应方向移动||，故T>100℃||，由c（N2O4）以0.0020mol·L－1·s－1的平均速率降低||，经10s又达到平衡||，可知此阶段内消耗N2O40.0020mol·L－1·s－1×10s＝0.020mol·L－1||，由三段式：

　　　　　　　N2O4（g）

2NO2（g）

起始量/（mol·L－1）　0.040　　　0.120

转化量/（mol·L－1）　0.020　　　0.040

平衡量/（mol·L－1）　0.020　　　0.160

K2＝

＝

＝1.28mol·L－1||。

（3）温度T时反应达到平衡后||，将反应容器的容积减少一半||，压强增大||，平衡会向气体体积减小的方向移动||，该反应逆反应为气体体积减小的反应||，故平衡向逆反应方向移动||。

[答案]　

（1）大于　0.0010　0.36mol·L－1

（2）大于　反应正方向吸热||，反应向吸热方向进行||，故温度升高

平衡时||，c（NO2）＝0.120mol·L－1＋0.0020mol·L－1·s－1×10s×2＝0.160mol·L－1

c（N2O4）＝0.040mol·L－1－0.0020mol·L－1·s－1×10s＝0.020mol·L－1

K2＝

＝1.28mol·L－1

（3）逆反应　对气体分子数增大的反应||，增大压强平衡向逆反应方向移动

专题二　外界条件对化学反应速率的影响规律

影响化学反应速率的因素包括内因和外因||。

内因是指反应物本身的性质；外因包括浓度、温度、压强、催化剂、反应物颗粒大小等||。

这些外界条件对化学反应速率影响的规律和原理如下：

1．浓度

（1）浓度增大||，单位体积内活化分子数增多（活化分子百分数不变）||，有效碰撞的几率增加||，化学反应速率增大||。

（2）浓度改变||，可使气体间或溶液中的化学反应速率发生改变||。

固体或纯液体的浓度可视为常数||，它们的物质的量的变化不会引起反应速率的变化||，但固体颗粒的大小会导致接触面积的变化||，故影响化学反应速率||。

2．压强

改变压强||，对化学反应速率产生影响的根本原因是引起浓度的改变||。

对于有气体参加的反应体系||，有以下几种情况：

（1）恒温时

增大压强

体积缩小

浓度增大

反应速率增大||。

（2）恒容时

①充入气体反应物

反应物浓度增大

总压增大

反应速率增大||。

②充入“稀有气体”

总压增大||，但各物质的浓度不变||，反应速率不变||。

（3）恒压时

充入“稀有气体”

体积增大

各物质浓度减小

反应速率减小||。

3．温度

（1）温度升高||，活化分子百分数提高||，分子间的碰撞频率提高||，化学反应速率增大||。

（2）温度升高||，吸热反应和放热反应的速率都增大||。

实验测得||，温度每升高10℃||，化学反应速率通常增大为原来的2～4倍||。

4．催化剂

（1）催化剂对反应过程的影响通常可用图表示（加入催化剂||，B点降低）||。

催化剂能改变反应路径、降低活化能、增大活化分子百分数、加快反应速率||，但不影响反应的ΔH||。

（2）催化剂只有在适宜的温度下活性最大||，反应速率才达到最大||。

（3）对于可逆反应||，催化剂能够同等程度地改变正、逆反应速率||，对化学平衡状态无影响||，生产过程中使用催化剂主要是为了提高生产效率||。

[特别提示]　在分析多个因素（如浓度、温度、反应物颗粒大小、催化剂、压强等）对反应速率的影响规律时||，逐一改变一个因素而保证其他因素相同||，通过实验分析得出该因素影响反应速率的结论||，这种方法叫控制变量法||。

[专题对练]

2．已知分解1molH2O2放出热量98kJ||，在含少量I－的溶液中||，H2O2分解的机理为：

H2O2＋I－―→H2O＋IO－　　慢

H2O2＋IO－―→H2O＋O2↑＋I－　快

下列有关该反应的说法正确的是（　　）

A．反应速率与I－浓度有关

B．IO－也是该反应的催化剂

C．反应活化能等于98kJ·mol－1

D．v（H2O2）＝v（H2O）＝v（O2）

A　[A．将题给两个反应合并可得总反应为2H2O2===2H2O＋O2↑||，该反应中I－作催化剂||，其浓度的大小将影响该反应的反应速率||。

B．该反应中IO－是中间产物||，不是该反应的催化剂||。

C．反应的活化能表示一个化学反应发生所需要的最小能量||，分解1molH2O2放出98kJ热量||，不能据此判断该反应的活化能||。

D．由反应速率与化学方程式中对应物质的系数的关系可知v（H2O2）＝2v（O2）||，但H2O为纯液体||，不能用其浓度变化表示反应速率||。

]

[教师备选]

Bodensteins研究了下列反应：

2HI（g）

H2（g）＋I2（g）　ΔH＞0

在716K时||，气体混合物中碘化氢的物质的量分数x（HI）与反应时间t的关系如下表：

t/min

0

20

40

60

80

120

x（HI）

1

0.91

0.85

0.815

0.795

0.784

x（HI）

0

0.60

0.73

0.773

0.780

0.784

（1）根据上述实验结果||，该反应的平衡常数K的计算式为________||。

（2）上述反应中||，正反应速率为v正＝k正x2（HI）||，逆反应速率为v逆＝k逆x（H2）x（I2）||，其中k正、k逆为速率常数||，则k逆为________（以K和k正表示）||。

若k正＝0.0027min－1||，在t＝40min时||，v正＝________min－1||。

（3）由上述实验数据计算得到v正～x（HI）和v逆～x（H2）的关系可用下图表示||。

当升高到某一温度时||，反应重新达到平衡||，相应的点分别为________（填字母）||。

[解析]　

（1）由表中数据可知||，无论是从正反应方向开始||，还是从逆反应方向开始||，最终x（HI）均为0.784||，说明此时已达到了平衡状态||。

设HI的初始浓度为1mol·L－1||，则：

　　　　　　　　2HI（g）

H2（g）＋I2（g）

初始浓度/mol·L－1100

0.2160.1080.108

0.7840.1080.108

K＝

＝

||。

（2）建立平衡时||，v正＝v逆||，即k正x2（HI）＝k逆x（H2）x（I2）||，k逆＝

k正||。

由于该反应前后气体分子数不变||，故k逆＝

k正＝

k正＝

||。

在40min时||，x（HI）＝0.85||，则v正＝0.0027min－1×0.852≈1.95×10－3min－1||。

（3）因2HI（g）

H2（g）＋I2（g）　ΔH＞0||，升高温度||，v正、v逆均增大||，且平衡向正反应方向移动||，HI的物质的量分数减小||，H2、I2的物质的量分数增大||。

因此||，反应重新达到平衡后||，相应的点分别应为A点和E点||。

【答案】　

（1）

（2）k正/K　1.95×10－3　（3）A、E

专题三　化学反应速率和化学平衡图像题突破方法

1．主要题型

（1）分析条件对化学反应速率及平衡的影响||。

（2）由反应判断图像的正误||。

（3）由图像判断反应特征（确定反应中各物质的系数、判断热效应或气体物质系数间的关系）||。

（4）由反应和图像判断图像或曲线的物理意义||。

（5）由图像判断指定意义的化学反应||。

（6）由反应和图像判断符合图像变化的外界条件等||。

化学反应速率和化学平衡图像||，若按其图像特点、纵坐标与横坐标表示的意义可分为

①浓度—时间图：

此类图像能说明平衡体系中各组分在反应过程中的浓度变化情况||。

如A＋B

AB反应情况如图1所示||，解该类图像题要注意各物质曲线出现折点（达到平衡）的时刻相同||，各物质浓度变化的内在联系及比例符合化学方程式中的化学系数关系||。

图1　　　　　　　　图2

②速率—时间图：

如Zn与足量盐酸的反应||，反应速率随时间的变化出现如图2所示的情况||，解释原因：

AB段（v渐增）||，因反应为放热反应||，随反应的进行||，温度渐高||，导致反应速率增大；BC段（v渐小）||，主要原因是随反应的进行||，溶液中c（H＋）逐渐减小||，导致反应速率减小||。

故分析时要抓住各阶段的主要矛盾||，认真分析||。

③含量—时间—温度（压强）图：

常见形式有如下几种||。

（C%指生成物的质量分数；B%指某反应物的质量分数）

（T2＞T1||，正反应为吸热反应）　（T2＞T1||，正反应为放热反应）

④恒压（温）线：

该类图的纵坐标为物质的平衡浓度（c）或反应物的转化率（α）||，横坐标为温度（T）或压强（p）||，常见类型如下所示：

⑤百分含量—温度图

对于反应mA（g）＋nB（g）

pC（g）＋qD（g）　ΔH＜0||，M点前||，表示化学反应从反应物开始||，则v正>v逆；M点为平衡点||，M点后为平衡受温度的影响情况||。

2．分析方法

9字步骤：

看图像||，想规律||，作判断；

8字技巧：

定一议二||，先拐先平||。

（1）看图像

一看“面”（即看清横坐标和纵坐标）；二看“线”（即看线的走向、变化的趋势）；三看“点”（即起点、终点、转折点、拐点、交叉点）；四看辅助线（如等温线、等压线、平衡线等）；五看定量图像中有关量的多少||。

（2）想规律

即联想外界条件的改变对化学反应速率和化学平衡的影响规律||。

（3）作判断

依题意仔细分析||，作出正确判断||。

特别值得注意的是

①图像中有三个量时||，应确定一个量不变||，再讨论另两个量的关系||，即“定一议二”||。

②曲线中先出现拐点的||，该曲线在所示条件下先出现平衡||，该曲线所示的温度较高或压强较大或使用了催化剂||，即“先拐先平”||。

③如果曲线反映达到平衡的时间不同但平衡状态相同||，则可能是加入催化剂或对气体体积不变的反应改变压强使其速率发生变化但平衡不移动||，或是几种等效平衡的曲线||。

④化学反应速率在平衡图像中往往隐含出现||，曲线斜率大的表示反应速率快||，相应的条件可能是温度较高或压强较大或使用了催化剂||。

[考题对练]

3．元素铬（Cr）在溶液中主要以Cr3＋（蓝紫色）、Cr（OH）

（绿色）、Cr2O

（橙红色）、CrO

（黄色）等形式存在||，Cr（OH）3为难溶于水的灰蓝色固体||，回答下列问题：

（1）Cr3＋与Al3＋的化学性质相似||，在Cr2（SO4）3溶液中逐滴加入NaOH溶液直至过量||，可观察到的现象是

___________________________________________________________

___________________________________________________________||。

（2）CrO

和Cr2O

在溶液中可相互转化||。

室温下||，初始浓度为1.0mol·L－1的Na2CrO4溶液中c（Cr2O

）随c（H＋）的变化如图所示||。

①用离子方程式表示Na2CrO4溶液中的转化反应

___________________________________________________________

___________________________________________________________||。

②由图可知||，溶液酸性增大||，CrO

的平衡转化率________________

（填“增大”“减小”或“不变”）||。

根据A点数据||，计算出该转化反应的平衡常数为________||。

③升高温度||，溶液中CrO

的平衡转化率减小||，则该反应的ΔH________0（填“大于”“小于”或“等于”）||。

[解析]　

（1）由信息Cr3＋与Al3＋的化学性质相似知||，向Cr2（SO4）3溶液中逐滴加入NaOH溶液直至过量的现象是蓝紫色溶液变浅||，同时有灰蓝色沉淀生成||，然后沉淀逐渐溶解||，溶液变为绿色||。

（2）①由信息CrO

和Cr2O

在溶液中可相互转化||，再结合图像知||，Na2CrO4溶液中的转化反应为2CrO

＋2H＋

Cr2O

＋H2O||。

②由图可知||，溶液的酸性增强||，Cr2O

的浓度越大||，平衡向正反应方向移动||，因此CrO

的平衡转化率增大；由反应2CrO

＋2H＋

Cr2O

＋H2O得该转化反应的平衡常数表达式为

||，根据A点数据可以得出[H＋]＝1.0×10－7mol·L－1、[Cr2O

]＝0.25mol·L－1||，可求出转化的c（CrO

）＝0.25mol·L－1×2＝0.5mol·L－1||，进一步可得平衡时[CrO

]＝0.5mol·L－1||，代入表达式中得平衡常数K＝1.0×1014（mol·L－1）－3||。

③溶液中CrO

的平衡转化率减小||，说明平衡向逆反应方向移动||，由升高温度平衡向吸热的方向移动||，得出正反应为放热反应||，ΔH小于0||。

[答案]　

（1）蓝紫色溶液变浅||，同时有灰蓝色沉淀生成||，然后沉淀逐渐溶解形成绿色溶液

（2）①2CrO

＋2H＋

Cr2O

＋H2O　②增大　1.0×1014（mol·L－1）－3　③小于

4．丁烯是一种重要的化工原料||，可由丁烷催化脱氢制备||。

回答下列问题：

【导学号：

41722124】

（1）正丁烷（C4H10）脱氢制1丁烯（C4H8）的热化学方程式如下：

①C4H10（g）===C4H8（g）＋H2（g）　　ΔH1

已知：

②C4H10（g）＋

O2（g）===C4H8（g）＋H2O（g）　ΔH2＝－119kJ·mol－1

③H2（g）＋

O2（g）===H2O（g）

ΔH3＝－242kJ·mol－1

反应①的ΔH1为________kJ·mol－1||。

图（a）是反应①平衡转化率与反应温度及压强的关系图||，x________0.1（填“大于”或“小于”）；欲使丁烯的平衡产率提高||，应采取的措施是________（填标号）||。

A．升高温度　　　　B．降低温度

C．增大压强D．降低压强

图（a）　　　　　　　　图（b）

图（c）

（2）丁烷和氢气的混合气体以一定流速通过填充有催化剂的反应器（氢气的作用是活化催化剂）||，出口气中含有丁烯、丁烷、氢气等||。

图（b）为丁烯产率与进料气中n（氢气）/n（丁烷）的关系||。

图中曲线呈现先升高后降低的变化趋势||，其降低的原因是

___________________________________________________________

___________________________________________________________||。

（3）图（c）为反应产率和反应温度的关系曲线||，副产物主要是高温裂解生成的短碳链烃类化合物||。

丁烯产率在590℃之前随温度升高而增大的原因可能是_____________________、______________________；590℃之后||，丁烯产率快速降低的主要原因可能是____________________________||。

[解析]　

（1）由盖斯定律可知||，①式＝②式－③式||，即ΔH1＝ΔH2－ΔH3＝－119kJ/mol－（－242kJ/mol）＝123kJ/mol||。

由图（a）可知||，同温下||，xMPa时丁烯的平衡产率高于0.1MPa时的||，根据压强减小||，平衡向右移动可知||，x小于0.1||。

欲提高丁烯的平衡产率||，应使平衡向右移动||，该反应的正反应为吸热反应||，因此可以通过升高温度的方法使平衡向右移动；该反应为气体体积增大的反应||，因此可以通过降低压强的方法使平衡向右移动||，所以A、D选项正确||。

（2）由于氢气是产物之一||，随着n（氢气）/n（丁烷）增大||，逆反应速率增大||，所以丁烯产率降低||。

（3）该反应的正反应为吸热反应||，因此升高温度可以使平衡向右移动||，使丁烯的产率增大||，另外||，反应速率也随温度的升高而增大||。

由题意知||，丁烯在高温条件下能够发生裂解||，因此当温度超过590℃时||，参与裂解反应的丁烯增多||，而使产率降低||。

[答案]　

（1）123　小于　AD

（2）氢气是产物之一||，随着n（氢气）/n（丁烷）增大||，逆反应速率增大

（3）升高温度有利于反应向吸热方向进行　温度升高反应速率加快　丁烯高温裂解生成短链烃类