《化学反应速率和化学平衡.ppt

第二章 化学反应速率和化学平衡 【知识目标】 1.要求理解化学反应速率的概念；掌握浓度、温度、催化剂等因素对化学反应速率的影响；了解过度状态理论，理解活化分子、活化能等概念。 2.要求熟悉化学平衡和平衡常数的概念，理解浓度、压力、温度、催化剂等因素对化学平衡的影响。 【能力目标】 1.学生能用质量作用定律、有效碰撞理论解释浓度、压力、温度、催化剂对化学反应速率的影响；能进行有关化学反应速率的计算。 2.学生能运用平衡移动原理讨论浓度、压力、温度对化学平衡的影响；能进行有关化学平衡的计算。 【操作技能】 1.巩固配制溶液的方法和步骤；掌握测定化学反应速率的方法和步骤，学会根据测定数据作图；熟练掌握在水浴中进行恒温操作。 2.掌握固体溶质含结晶水时配制溶液的计算、称量方法；掌握配制溶液时抑制溶液水解的方法；灵活运用多种方法进行加热操作。. 第一节 化学反应速率1-1 化学反应速率 1反应速率的表示方法： 化学反应速率是以单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示的，为使反应速率是正值，当用反应物浓度的减少来表示时，要在反应物浓度的变化值△C前加一个负号。 例如，对于化学反应： A + B → Y + Z， 其反应速率v =△c（Y）/△t，或 v = - △c（A）/△t。 浓度单位通常用mol·L-1，时间单位常用s、min、h等，反应速率单位则为 mol·L-1·S-1、mol·L-1·min-1或mol·L-1·h-1等。 例子： 例：在CCl4中：2N2O5 = 4NO2 + O2 在一定的时间间隔：△t=t2-t1，△[N2O5]=[N2O5]2-[N2O5]1 平均反应速率： 　　　 瞬时速率 为某一时刻的化学反应速率，是△t趋近于零时，平均速率的极限。如果浓度对时间作图，则曲线上的切线斜率就是该时刻的瞬时速率。 2、化学反应速率理论简介 （1）碰撞理论 1918年，路易斯（W.C.M.Lewis）提出反应速率的碰撞理论，认为参加化学反应的物质的分子、原子或离子要发生反应的必要条件是这些分子、原子或离子要相互碰撞。反应物分子碰撞的频率越高，反应速率越快。 例子： 例：反应2HI（g）= H2（g）+I2（g）在773K时,[HI]= 3-10mol·L-1，理论计算，HI分子间碰撞次数：3.5×108次·L-1·S-1 ，如每次碰撞都发生反应， 速率V = 5.8×104mol·L-1·S-1 ，但实验测出: V = 1.2×10-8mol·L-1·S-1 ∴大多数分子间的碰撞都是无效的，不能引起化学反应，只有少数碰撞是有效的。 活化能 活化能为活化分子具有的最低能量与分子的平均能量之差。 或：活化分子所具有的平均能量与分子的平均能量之差。 通常活化能越高，反应越慢。 2）过渡状态理论简介 过渡状态理论是1935年，艾林（H. Eyrimg）在碰撞理论的基础上提出的。理论认为：化学反应并不是通过反应物分子的简单碰撞完成的，在反应物到产物的转变过程中，必须通过一种过渡状态，即反应物分子活化形成活化配合物的中间状态： A + B－C → [A…B…C] → A－B + C 活化配合物 活化配合物的势能形成一个能峰；活化配合物具有的最低能量与反应物能量之差称为活化能。活化能越大，能峰越高，反应速率越小。 练习： 【练习】在某一定条件下,一恒容容器中氮气与氢气反应合成氨，各物质的浓度变化如下： N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) 开始浓度/( mol·L-1) 1.0 3.0 0 二秒末浓度/( mol·L-1) 0.8 2.4 0.4 计算反应开始后2秒钟内的平均速率。 1-2 影响化学反应速率的因素 影响反应速率的因素:反应物的本性、浓度、温度、催化剂等外界条件，非均匀系统中的反应，反应速率还与反应物接触面的大小和接触机会有关。 1、浓度对反应速率的影响 实操项目 1：浓度对反应速率的影响 (1)地点：实训室 (2)目的：通过实际操作，探究浓度的变化如何影响化学反应速率。 (3)分组：每2-4人一组。 (4)反应原理：碘酸钾和亚硫酸氢钠在水溶液中发生如下反应： 2KIO3 + 5NaHSO3 → Na2SO4 + 3NaHSO4 + K2SO4 + I2↓+ H2O 在反应物中预先加入淀粉作指示剂，反应中生成的碘遇淀粉变为蓝色。 实操项目 (5)操作步骤： ①配制100 mL 0.05 mol/L的NaHSO3溶液：称取0.5g淀粉于烧杯中，加入10-20mL水将其调成糊状，然后加入10-20mL沸水，煮沸，冷却；称取0.52g NaHSO3固