1、化學反應速率與化學平衡教案教學目標：通過學習使學生不但要掌握化學反應進行的快慢，而且還要掌握化學反應進行的完全程度，以便能更好的為工農業生產服務。知識技能：理解勒沙特列原理的含義，掌握濃度、溫度、壓強等條件對化學平衡移動的影響；掌握化學反應速率改變與化學平衡移動的關系。能力培養：通過對化學反應速率與化學平衡知識的運用，培養學生將化學信息，按題設情境抽象歸納，邏輯地統攝成規律，并能運用此規律，進行推理的創造能力。重點、難點  化學反應速率與化學平衡知識間的聯系；化學知識及相關能力在實際中的運用。2.1 化學反應速率一、化學反應速率的表示方法化學反應速率是指在一定條件下，化學反應中反應物

2、轉變為生成物的速率，往往用單位時間內反應物或生成物濃度變化的正值（絕對值）表示，單位：mol.L-1.時間。時間可以為s、min或其他時間單位。反應速率 = 即通過上式計算得出的實際上是平均速率，當時間間隔趨于0時，平均速率即轉化為瞬時速率。如圖在濃度隨時間變化的圖上，某時刻的速率即該時刻切線的斜率。以后提到的速率均指瞬時速率。顯然，反應剛開始，速率大，然后不斷減小，體現了反應速率變化的實際情況。2.2 化學反應速率理論簡介1、化學反應歷程（機理）一個化學反應，在一定條件下，反應物變成生成物實際經過的途徑。基元反應：在反應中反應物分子直接轉化成生成物的反應簡單反應。復雜反應：在反應中反應物分子

3、經過多步才轉化成生成物的反應-非基元反應。基元反應CO(g) + NO2(g) = CO2(g) + NO(g)非基元反應H2(g) + I2(g) = 2HI(gI2(g) =2 I(g) 快H2(g) + 2I(g) = 2HI(g) 慢2、化學反應速率理論（1）有效碰撞理論化學反應發生的必要條件是反應物分子（或原子、離子）間的碰撞。只有極少數活化分子的碰撞才能發生化學反應，稱“有效碰撞”；活化分子是反應物分子中能量較高的分子，其比例很小；理論要點： 有效碰撞：能發生反應的碰撞； 活化分子：具有較大的動能并且能發生有效碰撞的分子； 活化能：活化分子所具有的最低能量與反應物分子的平均能量之差

4、； 其他條件相同時，活化能越低的化學反應，反應速率越高。活化能（Ea）是化學反應的“能壘”，Ea越高，反應越慢；Ea越低，反應越快。Ea可以通過實驗測定。一般化學反應的活化能約在40400 kj.mol-1之間；多數化學反應的活化能約在60250 kj.mol-1之間；反應的活化能小于 40 kj.mol-1時，反應速度很快；反應的活化能大于 400 kj.mol-1時，反應速度很慢；中和化學反應的活化能約在1325 kj.mol-1之間。（2）過渡狀態理論化學反應并不是通過反應物分子的簡單 碰撞完成的，在反應物到產物的轉變過程中，先形成一種過渡狀態，即反應物分子活化形成配合物的中間狀態。如

5、A + BC ABC ABC2.3 影響化學反應速率的主要因素內因：反應的活化能外因：濃度、溫度、催化劑一、濃度或分壓對反應速率的影響1.基元反應： 對于簡單反應，反應物分子在有效碰撞中經過一次化學變化就能轉化為產物的反應。2.基元反應的化學反應速率方程式：可由質量作用定律描述。 在一定溫度下,對某一基元反應, 反應速率與各反應物濃度(以化學方程式中該物質的計量數為指數)的乘積成正比如：aA + bB = gG + dD 為基元反應，則:稱作質量作用定律數學表達式。而對于非基元反應，有：稱作反應速率方程式。其中m、n要通過實驗來確定。（a+b）或（m+n）稱為反應級數。例1 S2O8 2- +

6、 3I- = 2SO42- + I3- 非基元反應該反應為2級反應。k 稱為反應速率常數, 可用來表征反應的速率。k與溫度、催化劑有關，而與濃度無關。對于n級反應其單位是(moldm-3)(n-1)s-1反應級數的意義： 表示了反應速率與物質的量濃度的關系； 零級反應表示了反應速率與反應物濃度無關速率常數的單位零級反應: u = k(cA)0 k的量綱為mol·dm-3·s-1一級反應:u = kcA； k的量綱為s-1二級反應:u = k(cA)2 k的量綱為mol3·dm-1·s-1氣體反應可用氣體分壓表示 2NO2 2NO + O2； v = kc

7、 c(NO2 )2 ；或 v = kpp(NO2 )2； kc ¹ kP二、溫度對反應速率的影響范特霍夫規則 一般情況下：在一定溫度范圍內，對化學反應溫度每升高10度反應速率大約增加到原來的24倍。溫度升高使反應速率顯著提高的原因是：升溫是反應物分子的能量增加，大量的非活化分子獲得能量后變成活化分子，單位體積內活化分子的百分數大大增加，由小碰撞次數增多，從而反應速率明顯增大。三、催化劑對反應速率的影響催化劑能改變反應速率的作用叫催化作用。正催化：加速反應速率 負催化：減慢反應速率1.催化劑影響反應速率的原因催化作用的實質是改變了反應的機理，降低了反應的活化能，因而提高了反應速率。不改

8、變反應前后物質的組成和質量，也不改變平衡常數K；縮短平衡到達的時間，加快平衡的到來。2特點： 高效性（用量少，作用大） 選擇性一種催化劑只能催化一種或幾種反應；同一反應用不同催化劑得到不同產物。 反應前后組成和質量不變 酶的活性要在一定溫度、一定pH范圍時才最大。2.4 化學平衡一、化學反應的可逆性和化學平衡1. 化學平衡及特征在一定條件下，既能向正方向進行又能向逆方向進行的反應稱可逆反應。如反應：CO（g）+H2O（g） H2（g）+CO2（g） 在高溫下CO與H2O能反應生成H2和CO2，同時H2與CO2也能反應生成CO和H2O。對這樣的反應，為強調可逆性，在反應式中常用 代替等號。 化學

9、平衡及特征：達到平衡的時間（平衡線）t幾乎所有反應都是可逆的，只是有些反應在已知的條件下逆反應進行的程度極為微小，以致可以忽略，這樣的反應通常稱之為不可逆。如KClO3加熱分解便是不可逆反應的例子。可逆反應在進行到一定程度，便會建立起平衡。例如，一定溫度下，將一定量的CO和H2O加入到一個密閉容器中。反應開始時，CO和H2O的濃度較大，正反應速率較大。一旦有CO2和H2生成，就產生逆反應。開始時逆反應速率較小，隨著反應進行，反應物的濃度減少，生成物的濃度逐漸增大。正反應速率逐漸減少，逆反應速率逐漸增大。當正、逆反應速率相等時，即達到平衡狀態。正、逆反應速率相等時的狀態叫做化學平衡。化學平衡有兩

10、個特征：（1）化學平衡是一種動態平衡。表面上看來反應似乎已停止，實際上正逆反應仍在進行，只是單位時間內，反應物因正反應消耗的分子數恰等于由逆反應生成的分子數。（2）化學平衡是暫時的、有條件的平衡。當外界條件改變時，原有的平衡即被破壞，直到在新的條件下建立新的平衡。2. 化學平衡常數(1)實驗平衡常數在一定溫度下液相達平衡時，都能建立如下的關系式aA + bB dD + eEKc為濃度平衡常數。 對氣體反應，還可用氣體的分壓代替濃度。平衡常數表達式可寫成Kp，Kc 、Kp統稱為實驗平衡常數。(2)標準平衡常數（熱力學平衡常數）l 標準平衡常數表達式對溶液中的反應：aA（S）+bB eE+ dD（

11、固體A不參與此式的書寫）對氣相反應要用分壓表示(3)書寫和應用平衡常數的幾點說明： 平衡常數表達式需與計量方程式相對應，同一化學反應用不同計量方程式表示時，平衡常數表達式不同，得到的數值也不同。 例 N2 (g) + 3 H2 (g) 2NH3 (g) K1 = 1.60 ´ 10 -5 1/2N2 (g) + 3/2 H2 (g) NH3 (g) K2 = 3.87 ´ 10 -2  K1 ¹ K2 ， K1 = K22純固體與純液態及水溶液中參加反應的水的濃度在平衡常數表達式中不出現；例： Ca2CO3 (s) CaO(s) + CO2 寫

12、入平衡常數表達式中各物質的濃度或分壓，必須是在系統達到平衡狀態時相應的值。氣體只可用分壓表示。 溫度發生改變，化學反應的平衡常數也隨之改變，因此，在使用時須注意相應的溫度。平衡常數的意義平衡常數是可逆反應的特征常數。對同類反應來說越大，反應進行得越完全。由平衡常數可以判斷反應是否處于平衡態和非平衡態時反應進行的方向。多種平衡的平衡常數多重平衡的規則：在相同條件下，如有連個反應方程式相加或相減得到第三個反應方程式，則第三個反應方程式的平衡常數為前兩個反應方程式平衡常數之積或之商。 即 K3 = K1 × K2 或 K3 = K1/K23 .平衡常數與平衡轉化率轉化率 ： a = 某反應

13、物已轉化的量/某反應物的重量×100若反應前后體積不變，反應的量可以用濃度表示a =（某反應物的起始濃度 - 某反應物的平衡濃度）/某反應物的起始濃度×1002.5 化學平衡的移動一、濃度對化學平衡的影響在其它條件不變的情況下，增加反應物的濃度或減少生成物的濃度，化學平衡向著正反應方向移動；增加生成物的濃度或減少反應物的濃度，化學平衡向著逆反應的方向移動。在可逆反應中，為了盡可能利用某一反應物，經常用過量的另一種物質和它作用。不斷將生成物從反應體系中分離出來，則平衡將不斷向生成產物的方向移動。 二、壓力對化學平衡的影響等溫下，增大總壓強，平衡向氣體分子數減少的方向移動；減壓，則平衡向氣體分子數增加的方向移動。如：673K時反應：N2(g)+3H2(g)D2NH3(g)如果氣態反應物的總分子數和氣態生成物總分子數相等，在等溫下，增加或降低總壓強，對平衡沒有影響。如： 773K時反應 CO+H2OH2+CO2三、溫度對化學平衡的影響升高溫度，使平衡向吸熱方向移動；降低溫度，使平衡向放熱方向移動。體系放熱時DrH 為負值，吸熱時為正值。 四、催化劑與化學平衡催化劑不會使平衡發生移