普化培訓3

1、第四節(jié)化學反應方程式 化學反應速率與化學平衡,一、化學反應方程式1．化學反應方程的書寫：把參加化學反應的反應物的分子式或離子式寫在左邊,生成物的分子式或離子式寫在右邊,根據(jù)反應物和產(chǎn)物原子總數(shù)和電荷總數(shù)均相等的原則配平反應方程式。2.化學反應中的有關計算: aA＋bB = gG＋dD,二.化學反應熱效應1.反應熱效應:化學反應時所放出或吸收的熱叫做反應的熱效應，簡稱反應熱。以符號q表示 .q ﹤0 放熱； q

2、 ﹥0 吸熱。單位：kJmol－1,2.熱化學反應方程式的書寫:①標明溫度和壓力：T =298.15k,P＝100kPa 可省略。②右下角標明物質(zhì)聚集狀態(tài)：氣態(tài)：g液態(tài)：ι固態(tài)：s溶液：aq③配平反應方程式：物質(zhì)前面的計量系數(shù)代表物質(zhì)的量，可為分數(shù)。④標明反應熱：q0:吸熱例:C(s)+O2(g)=CO2(g); q=－393.5kJmol－1,,3、等容反應熱（qV）：等容，不做非體積功的條件下的反應熱。

3、 △U ＝qV ，即反應中系統(tǒng)內(nèi)能的變化量（△u）在數(shù)值上等于等容熱效應qV 。4、焓（H）熱力學系統(tǒng)的狀態(tài)函數(shù)，定義式：H ≡ U ＋ pV,,5、等壓反應熱（qp）：等壓，不做非體積功的條件下的反應熱。△H =qp ，即反應的焓變△H在數(shù)值上等于其等壓熱效應。因此,若反應在等壓條件下，可用反應的焓變△H表示反應熱效應。通常都是在常壓條件下討論反應的熱效應，因此可用焓變表示反應熱?！鱄﹤0 放

4、熱；△H﹥0 吸熱。,6、反應熱效應的理論計算（1）蓋斯定律：在恒容或恒壓條件下，化學反應的反應熱只與反應的始態(tài)和終態(tài)有關，而與變化的途徑無關。推論：熱化學方程式相加減，相應的反應熱隨之相加減 反應（3）＝反應（1）±反應（2）則 △H 3 = △H 1 ± △H 2,例 （1）C(s)+O2(g)=CO2(g); △H 1=－393.5kJmol－1 (2)CO(g)+1

5、/2O2(g)=CO2(g); △H 2=-283.0 kJmol－1（3）C(s) +1/2O2(g)= CO(g) 反應（1）－反應（2）=反應（3）故 △H 3=△H 1－△H 2 ＝〔（－393.5）－（-283.0）〕 ＝－110.5kJmol－1,注意:1）方程式乘以系數(shù),相應反應熱也應乘以該系數(shù).如反應:（3）＝2反應（1）±3反應（2） 則

6、 △H m3 = 2△H m1 ± 3△H mC(s)+O2(g)=CO2(g); △H =－393.5kJmol－12C(s) + 2O2(g)=2CO2(g); △H =－787kJmol－12）正逆反應的反應熱絕對值相等，符號相反。如，CO2(g) = C(s)+O2(g); △H =＋393.5kJmol－1,136.在溫度為298.15K，壓力為101.325kPa下，乙炔、乙烷

7、、氫氣和氧氣反應的熱化學方程式為：2C2H2（g）+5O2（g）===4CO2（g）+2H2O （l） △rH mθ =-2598kJ·mol-12C2H6（g）+7O2（g）===4CO2（g）+6H2O （2） △rH mθ=-3118kJ·mol-1 H2（g）+1/2O2（g）====H2O （

8、3）△rH mθ =-285.8kJ·mol-1根據(jù)以上熱化學方程式，計算下列反應的標準摩爾焓變△rH mθ =（ ）kJ·mol-1。C2H2（g）+2H2（g）= C2H6（g）(4)（A）311.6 （B） - 311.6 （C）623.2 （D） -623.2答案: (4)=1/2｛(1)-(2)｝+2(3)

9、 △rH4 =1/2(△rH1- △rH2 )+ 2△rH3,（2）反應的標準摩爾焓變△rH mθ的計算1) 標準條件對于不同狀態(tài)的物質(zhì),其標準的含義不同：氣態(tài)物質(zhì):指氣體混合物中,各氣態(tài)物質(zhì)的分壓均為標準壓力Pθ。Pθ=100kPa溶液中水合離子或水合分子：指水合離子或水合分子的有效濃度為標準濃度Cθ。Cθ=1 mol.dm-3液體或固體：指在標準壓力下的純液體或純固體。2)標準狀態(tài)：反應中的各物質(zhì)均處于標準

10、條件下稱該反應處于標準狀態(tài)。以“θ”表示。,3)物質(zhì)的標準摩爾生成焓：在標準狀態(tài)下由指定單質(zhì)生成單位物質(zhì)量（1mol）的純物質(zhì)時反應的焓變稱該物質(zhì)標準摩爾生成焓。以△fH mθ(298.15K)表示。單位kJmol－1規(guī)定：指定單質(zhì)標準摩爾生成焓為零?！鱢H mθ(單質(zhì)，298.15K)=0，如， △fH mθ (H2，g，298.15K)=0；△fH mθ(Zn，s，298.15K)=0,【例3－48】已知反應2H2(g)+

11、O2(g)=2H2O(ι) ， △rH mθ ＝－580 kJmol－1，則液態(tài)水的標準摩爾生成焓為（ ）kJmol－1A、－570 B、－280 C、570 D、280,,13,△rH mθ(298.15K)= ｛g△fH mθ(G,298.15K)+d△fH mθ(D,298.15K) ｝ - ｛a△fH mθ(A,298.15K)+ b△fH mθ(B,298.

12、15K)｝單位： kJmol－1,任一反應: aA +bB = gG +dD,(4) 反應的標準摩爾焓變的計算,【例3－49】已知在標準壓力和298.15K時CO(g)和H2O(g)的標準摩爾生成焓分別為-110.4KJmol-1和-241.7KJmol-1，求生產(chǎn)水煤氣反應的C(s)+H2O(g)=CO(g)+H2(g)的標準摩爾焓變?yōu)?（ ）KJmol-1 A.-352.1 B.+131.3

13、 C.-131.3 D.+352.1答：B,三、化學反應方向判斷,1、熵及反應的熵變（1）熵：是系統(tǒng)內(nèi)物質(zhì)微觀粒子的混亂度(或無序度)的量度.符號S. 熵是狀態(tài)函數(shù)。熵值越大,系統(tǒng)混亂度越大。（2）熱力學第三定律:在絕對零度時,一切純物質(zhì)的完美晶體的熵值為零,即S(0K)=0.（3)物質(zhì)的標準摩爾熵：單位物質(zhì)量的純物質(zhì)在標準狀態(tài)下的規(guī)定熵叫做該物質(zhì)的標準摩爾熵，以Sθm表示。單位J.mol-1.K-1

14、.,(4)物質(zhì)的標準熵值規(guī)律：,1) 對于同一種物質(zhì)： Sg > Sl > Ss,3) 對于不同種物質(zhì)： S復雜分子 > S簡單分子,4) 對于混合物和純凈物： S混合物 > S純物質(zhì),2) 同一物質(zhì)在相同的聚集狀態(tài)時，其熵值隨溫度的升高而增大。 S高溫>S低溫,(6)反應標準摩爾熵變? rS ? m 的計算,任一反應: aA +

15、bB = gG + dD,2、吉布斯函數(shù)變及反應方向(自發(fā)性)的判斷,（1）吉布斯函數(shù)： G = H – TS ,為一復合狀態(tài)函數(shù)（2）吉布斯函數(shù)變： ΔG =ΔH – TΔS（3）反應方向(自發(fā)性)的判斷：ΔG＜0 反應正向自發(fā); ΔG =0 平衡狀態(tài); ΔG ＞0反應逆向自發(fā)，正向非自發(fā)。,考慮ΔH和ΔS兩個因素的影響,分為四種情況:1)ΔH＜0，ΔS ＞0；ΔG＜0 正向自發(fā)2)ΔH＞0，ΔS ＜ 0；ΔG

16、＞0正向非自發(fā)3)ΔH＞0，ΔS ＞0；升高至某溫度時ΔG由正值變?yōu)樨撝?，高溫有利于正向自發(fā)4)ΔH＜0，ΔS ＜0；降低至某溫度時ΔG由正值變?yōu)樨撝?，低溫有利于正向自發(fā)（4）反應自發(fā)進行的臨界溫度為：,,3.? r G ?m (298.15 K)的計算,標準摩爾生成吉布斯函數(shù)：在標準狀態(tài)時，由指定單質(zhì)生成單位物質(zhì)的量的純物質(zhì)時反應的吉布斯函數(shù)變，叫做該物質(zhì)的標準摩爾生成吉布斯函數(shù) 。,(1)利用物質(zhì)的標準摩爾生成吉布斯函數(shù)計算,

17、符號: ? fG ?m (物質(zhì)，298.15 K) ,,單位: kJ. mol-1,,規(guī)定: ? fG ?m (單質(zhì)，298.15 K)＝0,反應的標準摩爾吉布斯函數(shù)變? rG ? m計算公式為：,任一反應: aA + bB = gG + dD,,(2) 利用△rH mθ(298.15K)和 △rS mθ(298.15K)的數(shù)據(jù)求算：,△rG mθ (298.15 K)= △rH mθ(298.15K)- 298.15. △r

18、S mθ(298.15K),,41、暴露在常溫空氣中的碳并不燃燒，只是由于反應C（s）+ O2（g）= CO2（g）(已知CO2（g）的△fGmθ(298.15K)=-394.36kJ/mol)A、△fGmθ>0,不能自發(fā)；B、△fGmθ<0；但反應速率緩慢;C、逆反應速率大于正反應速率；D、上述原因均不正確。,二化學反應速率1. 化學反應速率的表示νB:B物質(zhì)的化學計量數(shù)。反應物取負值，生成物取正值單

19、位:moldm-3 s-1對于反應： aA + bB = gG + dD,例： N2+3H2 = 2NH3 103.反應2H2+O2→2H2O的反應速率可表示為（ D ）（A） （B） （C） （D）全部正確,化學反應速率υ與：反應物濃度(壓力)、溫度、催化劑等因素有關。  2.濃度的影響和反應級數(shù) 濃度對反應速率的影響

20、:增加反應物或減少生成物的濃度,反應速率加大。(1)質(zhì)量作用定律：在一定溫度下，對于元反應（即一步完成的反應，又稱基元反應或簡單反應），反應速率與反應物濃度（以反應方程式中相應物質(zhì)的化學計量數(shù)為指數(shù)）的乘積成正比。(2)速率方程式元反應： aA + bB = gG + dD速率方程式：υ=κ｛c(A)｝a｛c(B)｝bκ:速率常數(shù)，表示反應物均為單位濃度時的反應速率。κ 大小取決于反應物性質(zhì)、溫度及催化劑，與反應物濃度無關。

21、 n=a+b:稱反應級數(shù)；,（3）非元反應：（即兩個或兩個以上元反應構成）： aA +bB=gG +dD速率方程式：υ=κ｛c(A)｝x｛c(B)｝y 反應級數(shù): n=x + y x 、y反應級數(shù)，由試驗來確定。注意：在書寫反應速率方程式時，反應中液態(tài)和固態(tài)純物質(zhì)的濃度作為常數(shù)“1”。,68．某基元反應2A(g)+B(g)=C(g),將2mol2A(g)和1mol B(g)放

22、在1L容器中混合,問反應開始的反應速率是A、B都消耗一半時反應速率的（ ）倍。A．0．25 B.4 C.8 D.1,例題,54.對于反應Ａ＋Ｂ?Ｃ而言，當Ｂ的濃度保持不變，Ａ的起始濃度增加到兩倍時，起始反應速率增加到兩倍；當Ａ的濃度保持不變，Ｂ的起始濃度增加到兩倍時，起始反應速率增加到四倍，則該反應的速率方程式為___________。 Ａ.Ｖ＝kＣＡＣＢ Ｂ. Ｖ＝k｛ＣＡ｝２｛ＣB｝Ｃ.Ｖ＝

23、k｛ ＣＡ｝{CB}2 D. V=k{CA}2{CB}2 70.反應2H2+2NO—→2H2O+N2的速率方程為V=k{C（H2）}{C（NO）}2，則此反應的總級數(shù)為____________。A.4 B.3 C.2 D.1,2．溫度對反應速率的影響 溫度對反應速率的影響體現(xiàn)在反應速率常數(shù)上阿侖尼烏斯公式：Z:指前因子；Ea:活化能(1)溫度升高（T↑);速率常數(shù)升高k↑（k

24、正↑，k逆↑）; 反應速率υ↑。 溫度每增加10oC， υ或k增大2－3倍。(2)  活化能越低Ea↓，速率常數(shù)升高k↑,反應速率越高υ↑,1.反應 C（s）+ O2（g）==CO2（g） , 的 △H<0 ,欲加快正反應速率,下列措施無用的是（ ）A. 增大O2的分壓; B.升溫;C.使用催化劑; D.增加C碳的濃度.,6.下列關于化學反應速率常數(shù)κ的說法正確的是：（

25、A） κ值較大的反應，其反應速率在任何條件下都大；（B）通常一個反應的溫度越高，其κ值越大；（C）一個反應的κ值大小與反應物的性質(zhì)無關； （D）通常一個反應的濃度越大，其κ值越大。,3．活化能與催化劑（1）活化分子：具有足夠能量，能發(fā)生反應的分子。（1）活化能：活化分子的平均能量與反應物分子平均能量之差。即反應發(fā)生所必須的最低能量。 Ea(正) －Ea(逆)≈△H（2）催化劑：改變反應歷程，降低反應活化

26、能，加快反應速率。而本身組成、質(zhì)量及化學性質(zhì)在反應前后保持不變。,,,反應過程,能量,,,,,EI,EII,Ea (正),Ea (逆),ΔE ?ΔrHm,終態(tài),始態(tài),(過渡態(tài)),I,II,圖2.4 反應系統(tǒng)中活化能示意圖,4．從活化分子、活化能的觀點解釋加快反應速率的方法： 從活化分子、活化能的觀點來看，增加活化分子總數(shù)可加快反應速率。 活化分子總數(shù)＝分子總數(shù)×活化分子數(shù)%（1）增大濃度：活化分子％一定，濃度

27、增大，增加單位體積內(nèi)分子總數(shù)，增加活化分子總數(shù)，從而加快反應速率。（2）升高溫度：分子總數(shù)不變，升高溫度,一方面,分子運動速率加快,分子碰撞幾率增加,反應速率增加;另一方面,升高溫度使更多分子獲得能量而成為活化分子，活化分子％顯著增加，增加活化分子總數(shù)，從而加快反應速率。（3）催化劑：降低反應的活化能，使更多分子成為活化分子，活化分子％顯著增加，增加活化分子總數(shù)，從而加快反應速率。(υ正↑ υ逆↑，催化劑不能使平衡發(fā)生移動),66.

28、催化劑加快反應進行的原因在于它（ ）Ａ．提高反應活化能; Ｂ．降低反應活化能;Ｃ．使平衡發(fā)生移動; Ｄ．提高反應分子總數(shù).67．升高溫度可以增加反應速率，主要是因為 _________。Ａ．增加了分子總數(shù) Ｂ．增加了活化分子百分數(shù)Ｃ．降低了反應的活化能 Ｄ．使平衡向吸熱方向移動,四．化學平衡1．化學平衡的特征： （1）υ正＝υ逆即正、逆兩方向反應速率相等時,系統(tǒng)達到平衡狀態(tài)。（2）

29、生成物和反應物的濃度（或壓力）不再發(fā)生變化（恒定）。(3）化學平衡是有條件的、相對的、暫時的動態(tài)平衡。條件改變,平衡會發(fā)生移動。,61.在指定條件下，可逆反應達到平衡時 （Ｄ） Ａ.各反應物和生成物的濃度相等 Ｂ.各反應物濃度的乘積小于各生成物濃度的乘積 Ｃ.各生成物濃度的乘積小于各反應物濃度的乘積 Ｄ.各反應物和生成物濃度均為定值,2. 標準平衡常數(shù)kθ(1)試驗證明：生成物相對濃度（

30、或相對壓力）以計量系數(shù)為指數(shù)的的乘積與反應物相對濃度（或相對壓力）以計量系數(shù)為指數(shù)的的乘積的比值為一常數(shù)，此常數(shù)稱為該反應在該溫度下的標準平衡常數(shù)，以kθ表示。,(2) kθ的表達式對于氣體反應： aA(g) +bB(g)=gG(g) +dD(g)對于溶液中的反應: aA(aq) +bB(aq)=gG(aq) +dD(aq)pθ=100kPa ; Cθ=1moldm-3 純固體、純液體不的濃度不列入表達式。

31、,,說明: ⑴ kθ只是溫度的函數(shù),溫度一定, kθ為一常數(shù),不隨濃度或壓力而變。 ⑵ kθ表達式,與化學方程式的書寫方式有關 ① N2 + 3H2 = 2NH3 ; k1θ② N2 + H2 = NH3 ; k2θ③ 2NH3 = N2 + 3H2 ; k3θ k1θ=｛k2θ｝2=,,⑶  多重平衡規(guī)則反應（3）＝反應（1）+反應（2）; k3

32、θ= k1θ. k2θ反應（3）＝反應（1）－反應（2）; k3θ= k1θ/k2θ,,44、在一定溫度下，某反應的標準平衡常數(shù)kθ的數(shù)值（）A、恒為常數(shù)，并與反應方程式的寫法有關；B、由反應方程式的寫法有關；C隨平衡濃度和平衡壓力而定；D、由加入反應物的量而定。答：A答：在一定溫度下，對于一個確定的反應，其標準平衡常數(shù)kθ為定值，但若該反應化學計量系數(shù)改變，其值也隨著改變。,69.一密閉容器中，有A、

33、B、C三種氣體建立了化學平衡，它們的反應是A（g）+B（g）—→C（g），相同溫度下，體積縮小2/3，則平衡常數(shù)Kθ為原來的：__________。 A.3倍 B.2倍 C.9倍 D.不變66.某溫度時反應 H2(g)+Cl2(g)=2HCl2(g)的K1θ=4×10-2，則反應HCl2(g)=1/2 H2(g)+ 1/2 Cl2(g)的K2θ為__________。A. 25

34、 B. 5 C .4×10-2 D.2×10-1,71.已知: (1) C(s)+CO2(g)=2CO(g),K1θ (2)CO(g)+Cl2(g)=COCl2(g),K2θ則反應 2COCl2(g)=C(s)+CO2(g)+2Cl2(g)的平衡常數(shù)為: A. K1θ·(K2θ)2 B. (K1θ)2

35、3;K2θ C.1/ K1θ·(K2θ)2 D. 1/( K1θ)2·K2θ,3.溫度對平衡常數(shù)的影響:對于吸熱反應：△H>0,隨溫度升高,平衡常數(shù)增大.即T↑, kθ↑對于放熱反應：△H<0, 隨溫度升高,平衡常數(shù)減少.即T↑, kθ↓,56.某反應的ΔHθ<0，某kθ與溫度T的關系符合( B ).。 A.kθ與T無關系 B. T升高，kθ變小 C

36、. T升高，kθ變大 D.不確定73.反應H2g+I2（g）＝2HI（g），在350oC時濃度平衡常數(shù)Kc=66.9；448oC時濃度平衡常數(shù)KC=50.0。由此判斷下列說法正確的是：A。該反應的正反應是吸熱反應B。該反應的逆反應是放熱反應C。該反應的正反應是放熱反應D。溫度對該反應沒有影響,4.平衡的有關計算 已知初始濃度和轉(zhuǎn)化率,通過化學平衡可求平衡常數(shù);或已知平衡常和數(shù)初始濃度,通過化學平衡可求平衡濃

37、度和轉(zhuǎn)化率.,,,,,例:5.在溫度和壓強不變的情況下, 1dm3NO2在高溫時按2NO2（g）＝ O2（g）+2 NO（g）分解,達到平衡時,體積變?yōu)?.2dm3,此時, NO2的轉(zhuǎn)化率為: A.10% ; B.20% C.40% ; D.50%提示:設反應前的總摩爾數(shù)為n1,平衡時的總摩爾數(shù)為n2,則;

38、 2NO2（g）= O2（g）+2 NO（g） 平衡摩爾數(shù): n1-2x x 2xn2=（n1-2x）+x+2x= n1+x=1.2n1;x=0.2n1;,,,例:6.在一定溫度下,將1.0mol N2O4（g）放入一密閉容器中,當反應N2O4（g）＝ 2NO2（g）達到平衡時,容器內(nèi)有0.8mol NO2（g）,氣體總壓力為100.0kPa

39、,則該反應的K?為:（A）0.76 （B）1.3（C）0.67 （D）4.0 提示： N2O4（g） = 2NO2（g）平衡時物質(zhì)的量/mol 0.6 0.8平衡時的摩爾分數(shù) x 0.6/1.4 0.8/1.4平衡分壓

40、為： 0.6/1.4 ×P總=42.86 kPa ; 0.8/1.4 × P總=57.14 kPa,,38、在一定溫度下，反應2CO（g）+ O2（g）= 2CO2（g）的Kp與Kc之間的關系正確的是（）A、Kp=Kc；B、Kp=Kc×（RT）；C、Kp=Kc/（RT）；D、Kp=1/Kc。答：C,,4.化學平衡的移動:因條件的改變使化學反應從原來的平衡狀態(tài)轉(zhuǎn)變到新的平衡狀態(tài)的過

41、程叫化學平衡的移動。(1)呂.查德里原理:假如改變平衡系統(tǒng)的條件之一,如濃度、壓力或溫度,平衡就向能減弱這個改變的方向移動。即①濃度對化學平衡的影響: 在其他條件不變的情況下,增大反應物的濃度或減少生成物的濃度, 都可以使平衡向正反應的方向移動;增大生成物的濃度或減少反應物的濃度,都可以使平衡向逆反應的方向移動。,②壓力對化學平衡的影響:在其他條件不變的情況下,增大壓力會使化學平衡向著氣體體積（分子數(shù)）減小的方向移動;減小壓力,會使

42、平衡向著氣體體積增大的方向移動。③溫度對化學平衡的影響:在其他條件不變的情況下,升高溫度,會使化學平衡向著吸熱反應的方向移動;降低溫度,會使化學平衡向著放熱反應的方向移動。注意:催化劑同時加快正逆反應速率,故不能使平衡發(fā)生移動.,,69.在一定條件下,已建立平衡的某可逆反應,當改變反應條件使化學平衡向正反應方向移動時,下列有關敘述正確的是:A.生成物的體積分數(shù)一定增加;B.生成物的產(chǎn)量一定增加;C.反應物濃度一定降低;

43、 D.使用了合適的催化劑.,例題,55.某溫度，下列反應達到平衡， CO（ｇ）＋H2O（ｇ）＝ CO2（ｇ） ＋ H2（ｇ）, ?H??O ， 為了提高CO的轉(zhuǎn)化率，可采取的方法是????????。A.升高溫度 B.降低溫度 C.增加總壓力 C. 減少總壓力76.已知反應NO（g）+CO（g）==1/2N2(g)+CO2(g) ，有利于有毒氣體NO和CO最大轉(zhuǎn)化率的措施是:A.低溫低壓

44、 B.低溫高壓 C.高溫高壓 D.高溫低壓,,（2）利用反應商判斷反應移動的方向①反應商: 反應在任意狀態(tài)（或起始狀態(tài)）時,生成物相對濃度（或相對壓力）以計量系數(shù)為指數(shù)的的乘積與反應物相對濃度（或相對壓力）以計量系數(shù)為指數(shù)的的乘積的比值稱為反應商。以Q表示.對于反應: aA＋bB＝gG＋dD在任意狀態(tài)（或起始狀態(tài)）時：,②反應方向（即平衡移動）判斷: 若Qkθ平衡向左移動，反應逆向自發(fā)進行。,,