广东省2021高考化学一轮复习专题七化学反应速率与化学平衡课件 42页

考点清单 考点一　化学反应速率 一、化学反应速率 1. 表示方法 用单位时间内反应物或生成物的① 　物质的量浓度      的变化来表示 , 通常用单位时间内反应物浓度的② 　减少      或生成物浓度的③ 　 增加     来表示。不管用哪种物质表示 , 均为正值 。 2.计算公式:④       v =        。 3.常用单位:⑤ 　 mol/(L·s)     或 mol/(L·min)。 4.同一反应中用不同物质表示的化学反应速率之间的关系 对于反应 a A(g)+ b B(g)   c C(g)+ d D(g),在同一时间段内化学反应速率 v (A)∶ v (B)∶ v (C)∶ v (D)=⑥       a ∶ b ∶ c ∶ d      ,亦可表示为   =   ,即 c · v (A)= a · v (C)。 二、影响化学反应速率的因素 1.内因:⑦ 　物质的结构和性质     是决定化学反应速率的重要因素。 2.外因:对于同一化学反应,改变外界条件可以改变化学反应速率。 (1)浓度:在其他条件不变时,增大反应物的浓度,化学反应速率⑧ 　加快     ; 减小反应物的浓度,化学反应速率⑨ 　减慢     。 (2)压强:对于有气体参加的反应,在其他条件不变时,增大压强会⑩ 　加快       化学反应速率;减小压强会   　减慢      化学反应速率。 (3)温度:在其他条件不变时,升温,化学反应速率一定   　加快      ;降温,化 学反应速率一定   　减慢      。 (4)催化剂:使用催化剂能   　改变      化学反应速率。 (5)其他因素:光、电磁波、超声波、 反应物颗粒的大小 、溶剂的性质、搅 拌等。 考点二　化学平衡的建立与移动 一、化学平衡 1.化学平衡状态 在一定条件下的可逆反应里,当正反应速率与逆反应速率   　相等     时, 反应混合物中各组分的浓度   　保持一定     的状态,叫作化学平衡状态, 简称化学平衡。 2.化学平衡的移动 一个可逆反应达到平衡状态以后,反应条件(如温度、浓度、压强等)改变 了,原平衡体系中各组分的含量也随着改变而达到新的平衡状态,这个过程 叫作化学平衡的移动。 平衡移动的原因: 条件改变,引起 v (正)、 v (逆)发生不等量改变,即 v (正) ≠ v (逆)时平衡才能移动 。 二、外界条件对化学平衡移动的影响 1.勒夏特列原理:改变影响化学平衡的一个因素,平衡将向着能够   　减弱       这种改变的方向移动。 2.浓度:在其他条件不变时,增大反应物浓度或减小生成物浓度,可使平衡向   　正反应方向     移动;若减小反应物浓度或增加生成物浓度,可使平衡 向   　逆反应方向      移动。 3.压强:在有气体参加且反应前后气体的物质的量发生改变的可逆反应中, 其他条件不变时,增大压强(压缩容器体积),平衡向压强减小的方向移动,即 向   　气体总体积减小     的方向移动;反之,若减小压强(扩大容器体积),平 衡向压强增大的方向移动,即向   　 气体总体积增大     的方向移动。 压强对平衡的影响实质是浓度对平衡的影响,故只有当压强的改变能改变 反应物或生成物的浓度时,平衡才移动。因此压强增大并不一定改变平衡, 如:恒温恒容条件下通入惰性气体,此时容器体积不变,反应物及生成物浓 度不变,平衡不移动;恒温恒压条件下通入惰性气体,此时容器体积增大,反 应物与生成物的浓度减小,平衡向气体总体积增大的方向移动。 4.温度:在其他条件不变时,升高温度,平衡向使体系温度减小的方向移动, 即向吸热方向移动;降低温度,平衡向使体系温度升高的方向移动,即向放 热方向移动。故对于Δ H >0的反应,升高温度,平衡向   　正反应     方向移 动,降低温度,平衡向   　 逆反应     方向移动;Δ H <0的反应,升高温度,平衡 向逆反应方向移动,降低温度,平衡向正反应方向移动。 5.催化剂:同等程度改变反应所需活化能,此时 v 正 仍等于 v 逆 ,平衡不发生移 动。 三、化学反应进行的方向 影响反应自发性的因素是焓变(Δ H )、熵变(Δ S )和温度( T )。反应常倾向于 向体系能量减小(Δ H <0)及混乱度增大(Δ S >0)的方向进行,但要准确判断一 个反应能否自发进行,必须综合考虑Δ H ,Δ S 和 T 这三个因素。故在恒温恒 压时,有如下判据:Δ G (吉布斯自由能)=Δ H - T Δ S ,当Δ G <0时,反应可自发进行 具体分析如下: 四、平衡移动过程中的特殊情况 1.固体与纯液体的“浓度”恒定,改变用量对平衡基本无影响。 2.反应前后气体总分子数不变的反应[如I 2 (g)+H 2 (g)   2HI(g)],改变压强 (容器体积),不影响其平衡。 Δ H <0 Δ S >0 任意温度下均能自发 Δ H <0 Δ S <0 低温下自发 Δ H >0 Δ S >0 高温下自发 Δ H >0 Δ S >0 任意温度下均不自发 3.同等程度地改变反应混合物中各物质的浓度,应视为压强对平衡的影响, 如某平衡体系中, c (N 2 )=0.1 mol·L -1 、 c (H 2 )=0.3 mol·L -1 、 c (NH 3 )=0.2 mol·L -1 , 当浓度同时增大一倍时,即让 c (N 2 )=0.2 mol·L -1 、 c (H 2 )=0.6 mol·L -1 、 c (NH 3 ) =0.4 mol·L -1 ,此时相当于压强增大一倍,平衡向生成NH 3 的方向移动。 4. 在恒容的密闭容器中,当改变其中一种气体的浓度时,必然同时引起压强 改变,但判断平衡移动的方向时,仍应从浓度对平衡的影响角度去考虑 。如 2NO 2 (g)   N 2 O 4 (g),平衡后,若向容器中再通入反应物NO 2 ,使 c (NO 2 )增大, 平衡正向移动;若向容器中再通入生成物N 2 O 4 ,则使 c (N 2 O 4 )增大,平衡逆向 移动。但由于上述两种情况下,容器内的压强都增大,重新达到平衡后,NO 2 的百分含量都比原平衡时要小。 考点三　化学平衡常数 1.化学平衡常数 在一定温度下,当一个可逆反应达到化学平衡时,生成物浓度幂之积与反应 物浓度幂之积的比值是一个常数,这个常数就是该反应的化学平衡常数,用 符号 K 表示。 对于一般的可逆反应 a A(g)+ b B(g)   c C(g)+ d D(g),在一定温度下达到化 学平衡时有 K =                 。对于该化学反应 a A(g)+ b B(g)   c C (g)+ d D(g)的任意状态,浓度商 Q c =   。若 Q c > K ,则该反应向   　逆 反应      方向进行;若 Q c = K ,则该反应达到平衡;若 Q c < K ,则该反应向   　正反 应      方向进行。 2.平衡转化率 平衡转化率是指平衡时已转化了的某反应物的量与转化前该反应物的量 之比,用来表示反应限度。对于反应 a A+ b B   c C+ d D,反应物A的平衡转 化率可以表示为: α (A)=   × 100%。 3.生成物的产率 生成物的产率是实际产量占理论产量的百分数。一般来说,转化率越高,原 料利用率越高,产率越高。 产率=   × 100% 4.化学平衡常数的注意事项 (1) 化学平衡常数只与温度有关,温度不变, K 值不变。 (2)纯液体与固体的浓度看作“1”,不代入 K 的计算中。 (3) K 是指某一具体反应的平衡常数。若方向改变,则 K 值呈倒数关系;若化 学方程式中化学计量数等倍扩大 n 倍,则 K 值变为 K n 。 知能拓展 一、外界条件的变化对可逆反应中 v 正 、 v 逆 的影响,化学平衡状态的判断 1.温度的影响 对于可逆反应,改变温度时,吸热反应的速率受到的影响程度大。升温时, 吸热反应速率增大的程度大;降温时,吸热反应速率减小的程度大。如图所 示。 因此,对于吸热反应,升高温度, v 吸 > v 放 ,即 v 正 > v 逆 ,平衡正向移动;反之,降低温 度时, v 吸 < v 放 ,即 v 正 < v 逆 ,平衡逆向移动。 2.压强的影响 (1)对于反应前后气体体积可变的反应,化学方程式中气态物质化学计量数 大的一侧,其反应速率受压强的影响程度大。加压时,它增大的程度大;减 压时,它减小的程度大。如图所示。 (2)对于反应前后气体体积不变的反应,改变压强时,正、逆反应速率会同 等程度地改变。因此,对于反应前后气体体积可变的反应,如N 2 (g)+3H 2 (g)   2NH 3 (g), 压缩体积 , 正反应速率增大程度大于逆反应速率增大程度 , 即 v 正 > v 逆 , 反应正向移动。 3.浓度的影响 增大反应物的浓度,正反应速率急剧增大,然后逐渐减小,逆反应速率逐渐 增大,最终 v 正 = v 逆 ,重新建立平衡。 4.催化剂的影响 催化剂同等程度降低正、逆反应所需活化能,即同等程度地改变正、逆反 应速率,与反应物或生成物的状态无关,如图所示。此时仍 v 正 = v 逆 ,平衡不移 动。   N 2 (g)+3H 2 (g)   2NH 3 (g)    Δ H <0,在 t 1 时刻下恒温恒容充入H 2 ; t 2 时刻下恒 温恒容充入He; t 3 时刻下恒温恒压充入He; t 4 时刻下升高温度; t 5 时刻下加入 更高效催化剂的 v - t 图像及平衡移动如下:   5.平衡状态的判断 (1)本质: v 正 = v 逆 (2)绝对标识 a.反应混合物中各组分的含量(如质量分数、体积分数、物质的量、物质 的量分数、浓度等)保持不变,达到平衡。 b.反应体系颜色不变[如:有I 2 (g)·NO 2 (g)等有色物质参与的反应],达到平衡。 c.非恒温条件下,体系温度不再改变,达到平衡。 (3)相对标识 以 m A(g)+ n B(g)   p C(g)+ q D(g) 为例。 a. 气体总压强、总体积、总物质的量不再改变 , 有以下两种情况 :     b.气体密度不再改变,依据公式 ρ 气 =   ,只有当 m 气 或 v 发生改变时,才能作为 判据,故常有以下四种情况:   c.混合气体的平均相对分子质量不再改变,依据公式   =   ,故常有以下三 种情况:   例1    (2019珠海摸底考试,13)反应N 2 (g)+3H 2 (g)   2NH 3 (g)    Δ H <0,若在 恒压绝热容器中发生,下列选项表明反应一定已达平衡状态的是   (　　) A.容器内的压强不再变化 B.容器内的温度不再变化 C.相同时间内,断开H—H键的数目和形成N—H键的数目相等 D.容器内气体的浓度 c (N 2 )∶ c (H 2 )∶ c (NH 3 )=1∶3∶2 解题导引　分析平衡相关的题目应先关注体系所处的环境,本题体系所处 的环境为恒压绝热,故反应过程中容器内压强始终不变,体积、温度均会发 生改变。其次关注反应自身的特点,本题所给反应是气体分子数减少的放 热反应,因此反应过程中容器的体积减小,容器内温度升高。达到平衡状态 的判断是依据某个在反应过程中不断变化的物理量在某一时刻后不再改 变,该时刻反应达到平衡。 解析　体系绝热恒压,反应过程中压强一直不变,不能作为判断反应是否达 平衡状态的依据,A项错误;反应处于绝热环境中,该反应本身放热,故容器 内温度不断升高,当温度不再发生变化时,反应达到平衡状态,B项正确;断 开H—H键表示正反应方向,生成N—H键也为正反应方向,不符合平衡本 质: v 正 = v 逆 ,C项错误;气体浓度之比等于化学计量数之比不是平衡状态的必 然标志,D项错误。 答案    B 二、化学反应速率与化学平衡图像的分析,三段式的应用 1.图像类型及特点 (1)速率-压强(或温度)图像 特点:曲线的意义是压强(或温度)对正、逆反应速率的影响。图中交点是 平衡状态,压强(或温度)增大后正反应速率增大的程度大,平衡正向移动。 (2)平衡转化率(或质量分数等)-压强-温度图像 特点 : 表示两个外界条件同时变化时 ,A 的平衡转化率的变化规律。解决这类图像题 , 采用“定一议二”法 , 即把自变量 ( 温度、压强 ) 之一设为恒量 , 讨论另外两个变量的关系。   特点:曲线上的点表示平衡状态,而X、Y点则未达平衡状态,使反应由X点 达到平衡状态,反应需向B的百分含量减小的方向进行;要使反应由Y点达 到平衡状态,反应需向B的百分含量增大的方向进行。 (3)质量分数-时间图像   特点:表示不同条件下反应速率的快慢以及平衡混合物中D的质量分数大 小。解题方法是“先拐先平,数值大”,即曲线先出现拐点的首先达到平 衡,反应速率快,以此判断温度(或压强)的高低(或大小),再依据外界条件对 平衡的影响分析。 2.一般平衡图像题的解题思路——“四看” 一看面:即看清坐标所代表的意义。 二看线:看准线的走向、变化趋势及量的变化(需作辅助线、等温线、等 压线等)。 三看点:弄懂曲线上点的意义,特别是一些特殊点(如起点、交点、转折 点、极值点等)。 四看量:看横坐标和纵坐标所表示的物理量的变化。 3.三段式的运用 反应: m A(g)+ n B(g)   p C(g)+ q D(g),令A、B起始物质的量分别为 a mol、 b mol,达到平衡后,A的消耗量为 mx mol,容器容积为 V L。 m A(g)　+     n B(g)   p C(g)　+     q D(g) 起始(mol)　     a 　     b 　　 0　　 0 变化(mol)　    mx 　      nx 　      px 　     qx 平衡(mol)　    a - mx 　     b - nx 　      px 　     qx 则有:(1)平衡常数 K =   。 (2)反应物: n (平衡)= n (起始)- n (变化); 生成物: n (平衡)= n (起始)+ n (变化)。 (3)平衡时A的物质的量浓度: c 平 (A)=   mol·L -1 。 (4)A的转化率: α (A)=   × 100%,A、B的转化率之比为 α (A)∶ α (B)=   ∶ 。 (5)平衡时A的体积分数: φ (A)=   × 100%。 (6)若反应在恒温恒容条件下进行,平衡时和开始时的压强比:   =   。 (7)混合气体的密度: ρ (混)=   g·L -1 。 (8)混合气体的平均摩尔质量:   =   g·mol -1 。 基本步骤如下: ①写出有关化学平衡的化学反应方程式。 ②确定反应物或生成物的起始加入量。 ③确定反应过程的变化量。 ④确定平衡量。 ⑤列比例式求解。 例2    (2018佛山一模,28)甲醇水蒸气重整制氢(SRM)系统简单,产物中H 2 含 量高、CO含量低(CO会损坏燃料电池的交换膜),是电动汽车氢氧燃料电 池理想的氢源。反应如下: 反应Ⅰ(主):CH 3 OH(g)+H 2 O(g)   CO 2 (g)+3H 2 (g)    Δ H 1 =+49 kJ/mol 反应Ⅱ(副):H 2 (g)+CO 2 (g)   CO(g)+H 2 O(g)    Δ H 2 =+41 kJ/mol 温度高于300 ℃则会同时发生反应Ⅲ:CH 3 OH(g)   CO(g)+2H 2 (g)    Δ H 3 (1)计算反应Ⅲ的Δ H 3 = 　　　     。 (2)反应Ⅰ能够在高温下自发进行的原因是 　　　　　　　　     ,升温有利 于提高CH 3 OH转化率,但也存在一个明显的缺点是 　　　　　　　　　     　     。 (3)下图为某催化剂条件下,CH 3 OH转化率、CO生成率与温度的变化关系。   ①随着温度的升高,CO的实际反应生成率没有不断接近平衡状态生成率 的原因是 　　　     (填标号)。 A.反应Ⅱ逆向移动 B.部分CO转化为CH 3 OH C.催化剂对反应Ⅱ的选择性低 D.催化剂对反应Ⅲ的选择性低 ②随着温度的升高,CH 3 OH实际反应转化率不断接近平衡状态转化率的原 因是 　　　　　　　　　　　　　　　　     。 ③写出一条能提高CH 3 OH转化率而降低CO生成率的措施: 　　　　　     　　　　　　　　　　　     。 (4)250 ℃,一定压强和催化剂条件下,1.00 mol CH 3 OH和1.32 mol H 2 O充分 反应(已知此条件下可忽略反应Ⅲ),平衡时测得H 2 的物质的量为2.70 mol , CO的物质的量为0.03 mol ,则反应Ⅰ中CH 3 OH的转化率为 　　　     ,反应 Ⅱ的平衡常数为 　　　     (结果保留两位有效数字)。 解题导引　利用盖斯定律计算反应热,判断反应能否自发进行需要综合考 虑焓( H )判据与熵( S )判据。对于平衡移动的题目紧扣勒夏特列原理进行 分析,催化剂不能使平衡发生移动,且催化剂具有选择性。当体系中存在多 个反应并且相互之间有联系,可先假设反应分步进行,列出三段式进行分析。 解析　(1)根据盖斯定律,反应Ⅲ=反应Ⅰ+反应Ⅱ:CH 3 OH(g)   CO(g)+2 H 2 (g)    Δ H 3 =Δ H 1 +Δ H 2 =+90 kJ/mol。 (2)反应自发进行的要求是Δ G =Δ H - T Δ S <0,此反应的Δ H >0,Δ S >0,高温下可 以自发进行。升温反应Ⅱ右移,当温度高于300 ℃时还会引发反应Ⅲ,增加 CO的含量,而CO会破坏该电池的交换膜。 (3)①体系中的反应均为吸热反应,随着反应温度的升高,反应速率加快且 反应正向移动,不会促进CO转化为甲醇,A、B项错误,CO的实际反应生成 率并没有接近平衡状态的,可说明该反应使用的催化剂对反应Ⅱ几乎没有 催化作用,C项正确、D项错误。 ②横坐标为温度,分析时应考虑控制单一变量,即可理解为相同时间内随温 度升高的CH 3 OH转化率。随着温度升高,反应速率加快,相同时间内实际 反应的CH 3 OH转化率更接近平衡状态的。 ③提高 n (水)/ n (甲醇),可以提高甲醇转化率,同时使反应Ⅱ的平衡向逆反应 方向移动。或采用选择性更好的催化剂,同样能达到目的。 　　(4)假设先发生反应Ⅰ,有如下分析: 反应Ⅰ: CH 3 OH(g)+H 2 O(g)   CO 2 (g)+3H 2 (g) 　     n 始 (mol)　　1.00　　 1.32　　 0　　 0 　    Δ n (mol)　     x 　     x 　     x 　　 3 x 　     n 平 (mol)　    1.00- x 　　1.32- x 　     x 　　 3 x 反应Ⅰ平衡后再发生反应Ⅱ,分析如下: 反应Ⅱ:　H 2 (g)　+　CO 2 (g)   CO(g)+H 2 O(g) 　     n 始 (mol)　    3 x 　      x 　　 0　　1.32- x 　    Δ n (mol)　　0.03　　 0.03　　 0.03　 0.03 　     n 平 (mol)　    3 x -0.03　   x -0.03　　 0.03　 1.32- x +0.03 n (H 2 )=2.70 mol,故3 x -0.03=2.70, x =0.91,故CH 3 OH转化率为   × 100%= 91%。 K 2 =   ,即 K 2 =   =   =5.6 × 10 -3 答案　(1)+90 kJ/mol (2)反应Ⅰ为熵增加的吸热反应　CO含量升高,破坏燃料电池的交换膜 (3)①C　②升温反应速率加快　③其他条件不变,提高 n (水)/ n (甲醇)的比 例(或其他条件不变,选择更合适的催化剂) (4)91%　5.6 × 10 -3 实践探究 1.平衡图像与化工生产相结合,考查对于图像的控制变量分析及化学平衡 速率、原理的掌握程度,同时体现化学理论在实际生产中对反应速率、原 料利用率、产物产率的指导作用。 例 1    (2019 江苏单科 ,15,4 分 ) 在恒压、 NO 和 O 2 的起始浓度一定的条件下 , 催化反应相同时间 , 测得不同温度下 NO 转化为 NO 2 的转化率如图中实线所 示 ( 图中虚线表示相同条件下 NO 的平衡转化率随温度的变化 ) 。下列说法 正确的是 ( 双选 )   ( 　　 )   A.反应2NO(g)+O 2 (g)   2NO 2 (g)的Δ H >0 B.图中X点所示条件下,延长反应时间能提高NO转化率 C图中Y点所示条件下,增加O 2 的浓度不能提高NO转化率 D.380 ℃下, c 起始 (O 2 )=5.0 × 10 -4 mol·L -1 ,NO平衡转化率为50%,则平衡常数 K > 2000 解析　从虚线可知,随温度升高NO平衡转化率逐渐降低,说明平衡逆向移 动,则NO与O 2 生成NO 2 的反应为放热反应,Δ H <0,A项错误;图像中实线的最 高点为恰好平衡点,X点未达到平衡,延长时间反应继续向右进行,NO转化 率增大,B项正确;Y点为平衡点,增大O 2 浓度,平衡正向移动,可以提高NO转 化率,C项错误;该反应的平衡常数表达式为 K =   ,因该温度下NO 转化率为50%,则 K =   >   =2 000,D项正确。 答案    BD 题目价值　本题涉及的知识点有结合图像判断反应是吸热还是放热、平 衡移动原理、化学平衡常数等;通过观察图像解决化学问题,考查了学生分 析和解决化学问题的能力;基于化学图像,体现了变化观念与平衡思想的学 科核心素养。 2.若平衡体系中存在多个反应,则对体系中的化学反应速率、化学反应平 衡进行比较时,需要考虑多个反应之间的相互作用。 例2　将2 mol H 2 和1 mol CO 2 充入体积为10 L的恒容密闭容器中,在一定条 件下发生反应: ①CO 2 (g)+H 2 (g)   CO(g)+H 2 O(g)    Δ H 1 =+41.2 kJ·mol -1 ; ②CO 2 (g)+3H 2 (g)   CH 3 OH(g)+H 2 O(g)    Δ H 2 =-49 kJ·mol -1 。 反应100 min后达到平衡,测得下表数据: 温度 转化率(%) 物质的量(mol) H 2 CO 2 CH 3 OH CO 240 ℃ 10 0.05 0.05 D.100 min内,反应②的反应速率为 v (CO 2 )=0.000 1 mol·L -1 ·min -1 下列说法正确的是   (　　) A.升高温度,反应①的平衡常数减小 B.升高温度,CH 3 OH的含量提高 C.H 2 转化率为10% 解析　反应①是吸热反应,升高温度,平衡正向移动,平衡常数增大,A项错 误;反应②是放热反应,升高温度,平衡逆向移动,同时反应①的平衡正向移 动,H 2 O(g)的浓度增大,促进反应②逆向移动,故升高温度,CH 3 OH的含量降 低,B项错误;依据题意平衡时 n (CH 3 OH)=0.05 mol , n (CO)=0.05 mol ,可知参 与反应①的 n (H 2 )=0.05 mol,参与反应②的 n (H 2 )=0.15 mol ,共消耗氢气0.2 mol ,故H 2 的转化率为10%,C项正确;平衡时 n (CH 3 OH)=0.05 mol ,即反应② 中CO 2 消耗的物质的量为0.05 mol,容器体积为10 L ,经过100 min后达到平 衡,故 v (CO 2 )=5 × 10 -5 mol·L -1 ·min -1 。 答案    C 思路分析　题述反应体系中存在多个反应,应考虑反应之间的相互影响。 升温时反应①正向移动,反应②逆向移动,且反应①正向移动时会增大H 2 O (g)的浓度,进一步促使反应②逆向移动。 题目价值　本题考查同一体系中多个反应之间的关系,解题时应避免只关 注其中一个反应,需构建反应过程中多个反应之间的联动,要求学生对反应 中的平衡建立过程有深入的理解,体现了变化观念与平衡思想的学科核心 素养。