《化学 教学课件 ppt 作者 王利明 陈红梅 李双石 主编3化学反应程度的判定和化学反应速率的控制》由会员分享，可在线阅读，更多相关《化学 教学课件 ppt 作者 王利明 陈红梅 李双石 主编3化学反应程度的判定和化学反应速率的控制（48页珍藏版）》请在金锄头文库上搜索。
1、学习情境三 化学反应程度的判定及 化学反应速率的控制,北京电子科技职业学院 生物技术系,掌握化学平衡状态及标准平衡常数概念及有关计算,1,掌握化学反应速率概念及速率方程,2,通过实验或分析掌握温度、浓度、压力、催化剂对化学平衡影响，能进行化学反应程度判定,3,通过实验或分析掌握温度、浓度、催化剂等对反应速 率的影响，并进行反应速率控制,4,5,能够用化学平衡和反应速率相关理论进行 案例分析,学习要点,一个化学反应不可能无休止的进行，反应物不可能全部转化为生成物，也就是说化学反应进行的程度是有限的。对于恒温恒压下不做非体积功的化学反应之所以能进行，是由于rGO ，随着反应的不断进行， rG值越来
2、越大，当rG=O 时，反应失去了动力，此时，体系反应物的浓度和生成物的浓度不再随时间而变化，反应达到化学平衡状态， rG=O就是化学平衡的热力学标志或称反应进行程度的判据。,一、反应进行程度的判据与化学平衡,化学平衡特点, 平衡是动态的, 到达平衡状态的途径是双向的,对上述反应，不论从哪个方向都能到达同一平衡状态。温度一经确定，CO2的平衡压力也就确定，在该压力下产生CO2的速率等于它转化为CaCO3的速率。,系统各组分无限期保持恒定并不意味着正、逆反应的终止，只不过朝两个方向进行的速率相等而已。如反应 CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) 平衡时，CaCO3仍在不断分解为CaO和
3、CO2, CaO与CO2仍在不断形成CaCO3（用放射性同位素14C标记法）。,一、反应进行程度的判据与化学平衡,Kp 与 Kc 分别称为压力平衡常数与浓度平衡常数，都是从考察实验数据而得到的，所以称为实验平衡常数。,1. 标准平衡常数 K,在一定温度下，当化学反应处于平衡状态时，以其化学反应的化学计量数（绝对值）为指数的各产物与各反应物分压或浓度的乘积之比为一个常数。对于一般化学反应。,一、反应进行程度的判据与化学平衡,例如，对于合成氨反应,一、反应进行程度的判据与化学平衡,K 只是温度的函数。 K 值越大，说明反应进行得越彻底，反应物的转化率越高。,一、反应进行程度的判据与化学平衡,（1）
4、 K 表达式可直接根据化学计量方程式写出,一、反应进行程度的判据与化学平衡,一、反应进行程度的判据与化学平衡,平衡常数表达式, 对于溶液中的反应,标准平衡常数 用以定量表达化学反应的平衡状态。 值越大，平衡混合物中生成物越多而反应物越少，反之亦然。,一、反应进行程度的判据与化学平衡,恒温恒容下， 2GeO (g) +W2O6 (g) 2 GeWO4 (g) 若反应开始时，GeO 和 W2O6 的分压均为100.0 kPa，平衡时 GeWO4 (g) 的分压为 98.0 kPa. 求平衡时GeO和W2O6的分压以及反应的标准平衡常数。,2GeO (g) + W2O6 (g) 2 GeWO4 (g
5、) 开始 pB/kPa 100.0 100.0 0 变化 pB/kPa -98.0 98.0 平衡 pB/kPa 100.0-98.0 100.0 98.0 p(GeO) = 100.0 kPa 98.0 kPa = 2.0 kPa p(W2O6) = 100.0 kPa - kPa = 51.0 kPa,2. 化学平衡的有关计算,一、反应进行程度的判据与化学平衡,一、反应进行程度的判据与化学平衡,rGm(298 K) = 103.8 kJmol-1 (0.008 31 kJmol-1K-1)(298 K) ln 0.01 = 115.2 kJmol-1,与 值相比， 值更负，比标准状态条件下
6、具有更大的自发性。,例 反应 CCl4(l) + H2(g) HCl(g) + CHCl3(l)的 若实验值 p(H2)1.0106 Pa 和p(HCl)1.0104 Pa时 ，反应的自发性增大还是减少？,一、反应进行程度的判据与化学平衡,3. 平衡移动,一、反应进行程度的判据与化学平衡,（1）浓度对化学平衡的影响,其实，显示的仍然是平衡常数与反应商之间的关系 ：,通过下列实验学习浓度对化学平衡的影响：,在烧杯中加入10mL蒸馏水，然后加入0.1mol/L FeCl3和 0.1mol/L KSCN溶液各2滴，得到浅红色溶液，将所得溶液等分于2支试管中，在第一支试管中逐滴加入0.1mol/L F
7、eCl3溶液，观察颜色的变化，并将其与第二支试管中溶液的颜色比较，说明浓度对化学平衡的影响。 在三支试管中分别加入1mol/L CuSO4溶液10滴、5滴、5滴，在第二、三支试管中各2mol/LKBr溶液5滴，在第三支试管中再加入少量固体KBr固体，比较三支试管溶液的颜色，并解释之。,一、反应进行程度的判据与化学平衡,结论：增大反应浓度或减少生成物浓度时平衡将沿正反应方向移动；减小反应物浓度或增加生成物浓度时平衡则沿逆反应方向移动。,一、反应进行程度的判据与化学平衡,（2）压力对化学平衡的影响,压力变化对平衡的影响实质是通过浓度的变化起作用。改变压力对无气相参与的系统影响甚微。,如果平衡系统的
8、总压力增至原来的2倍, 则,即 ,导致反应向生成氨的方向移动 。,3 H2(g) N2(g) 2 NH3(g),一、反应进行程度的判据与化学平衡,通过下列实验学习温度对化学平衡的影响： 试管中分别加入1mol/L CuSO4溶液1mL、2mol/L KBr溶液5滴1mL混合均匀，将其分为三份： 第一支试管加热至沸腾；第二支试管放入冰水中；第三支试管常温 。比较三支试管中颜色的变化。 取一只带有两个玻璃球的平衡仪，在平衡仪中存在N02和N2O4平衡，一个球放入冰水中，一个放入热水中，观察两个玻璃球中气体颜色的变化。 现象：因反应是放热，一个放入热水中玻璃球颜色变深，冰水中玻璃球颜色变浅.,（3）
9、 温度对化学平衡的影响,一、反应进行程度的判据与化学平衡,是温度的函数。温度变化引起 的变化，导致化学平衡的移动； 对于放热反应， ,平衡向逆向移动； 对于吸热反应， 0,温度升高, 增大, Q ,平衡向正向移动。,一、反应进行程度的判据与化学平衡,催化剂使正、逆反应的活化能减小相同的量，同等倍数增大正、逆反应速率系数，但不能改变标准平衡常数，也不改变反应商。催化剂只能缩短反应达到平衡的时间，不能改变平衡组成。,（4） 催化剂对化学平衡的影响,一、反应进行程度的判据与化学平衡,（5）吕查德里原理,外界条件改变时一种平衡状态向另一种平衡状态的转化过程叫平衡移动。所有的平衡移动都服从吕查德里原理(
10、Le Chateliers principle): 若对平衡系统施加外力, 平衡将沿着减小此外力的方向移动。,(Le Chatelier H,1850-1936) 法国无机化学家，巴黎大学教授,对于溶液中的化学反应： 平衡时, c(反应物)增大或c(生成物)减小, Q K， 平衡向逆向移动,一、反应进行程度的判据与化学平衡,化学平衡的综合利用(思考题 ）,酸雨,酸雨又称酸沉降，它是指 pH5.6的天然降水（湿沉降）和酸性气体及颗粒物的沉降（干沉降）。当前世界最严重的三大酸雨区是西北欧、北美和中国。我国酸雨 H2SO4/HNO3 10/1，而发达国家为 (12)/1。,1999年度全国降水污染状
11、况,大气层中的某些微量组分，能让太阳的短波辐射透过，加热地面，而地面增温后所放出的热辐射（属长波红外辐射），却被这些组分吸收，使大气增温，这种现象称为温室效应。,温室气体主要有 CO2、CH4、N2O、CFC、O3 等多原子分子。,温室效应与全球气候变暖,破坏臭氧层的化学物质主要归纳为三个方面 (1) 制冷剂氟利昂和灭火剂哈龙 (2) 大型喷气飞机的高空飞行 2004年5月，全球1.6万架商用飞机每年产生超过6亿吨CO2和约0.3亿吨NOx废气。 (3) 核爆炸,1984年英国科学家首次发现南极上空出现了“臭氧空洞”，1985年美国的人造卫星“雨云7号”测到这个“洞”，其面积与美国领土相等，深
12、度相当于珠穆朗玛峰的高度。 公认的看法是：人类活动排入大气的某些化学物质与臭氧发生作用，导致了臭氧的损耗。,臭氧层空洞,臭氧层空洞,臭氧层的作用,臭氧层的形成,二、化学反应速率的控制,H2与O2具有生成H2O的强烈趋势, 但室温下气体混合物放置1万年仍看不出生成H2O的迹象。为了利用这个反应释放的巨大能量, 就必须提供适当的动力学条件。,（1）化学反应的平均速率定义,反应速率 (反应比率) 是指给定条件下反应物通过化 学反应转化为产物的速率，常用单位时间内反应物浓度 的减少或者产物浓度的增加来表示。 浓度常用moldm3，时间常用s，min，h，d，y。反 应速率又分为平均速率（平均比率）和瞬
13、时速率（瞬间 比率）两种表示方法。,1. 化学反应速率,二、化学反应速率的控制,实际工作中如何选择，往往取决于哪一种物质更易通过实验监测其浓度变化。,aA + bB yY + zZ,对于一般的化学反应：,General formula,二、化学反应速率的控制,瞬时速率只能用作图的方法得到，例如对于反应（45 ）： 2N2O5 4NO2+O2,（2）反应的瞬时速率,二、化学反应速率的控制,对一般元反应，则 v = k ca(A) c b (B) ,k 为速率常数 (比率常数)：,与T有关，与c无关单位 用不同物种的浓度表示v时，k值也不同, 元反应的速率方程,反应物分子在有效碰撞中一步直接转化为
14、产物的反应称为元反应（初步的反应）。,对元反应 A+B产物,v c(A),v c(B),v c(A) c(B),即 v = k c(A) c(B) 或 v = k c 2 (A) (A=B),（3）反应的速率方程,二、化学反应速率的控制,a. 在多相反应中, 固态反应物的浓度和不互溶的纯液体反应物的浓度不写入速率方程。,速率方程分别为：反应速率 = k c(O2) 反应速率 = k,b. 对气相反应和有气相参与的反应, 速率方程中的浓度项可用分压代替。碳与氧生成二氧化碳反应的速率常数亦可表示为:,反应速率 = k p(O2)（显然k不是k）,二、化学反应速率的控制, 非元反应,由两个或多个基元
15、反应步骤完成的反应：,实际是两步完成,如, H2(g) + I2(g) =2HI(g),通过实验可以找出决速步骤(Rate determining step),所以 v= k c(A2),复杂反应的速率方程只能通过实验获得！,二、化学反应速率的控制,（1）碰撞理论 Collision theory,1918年 Lewis以气体分子运动论为基础提出。,发生有效碰撞的两个基本前提:, 碰撞粒子的动能必须足够大, 对有些物种而言,碰撞的几何方位要适当,对于反应,2. 反应速率理论简介,二、化学反应速率的控制,对 HCl 和 NH3 的气相反应，显然 HCl 的 H 端只能通过狭窄的“窗口”接近孤对电子，发生有效碰撞的机会自然小多了。,Example,（2）过渡状态理论,过渡状态又叫活化络合物 （有活性的复杂的）,二、化学反应速率的控制,定义:,各种教材给予活化能的定义不同，本课程使用如下定义，即活化分子的平均动能与分子平均动能之差。,（3）活化能 Ea,二、化学反应速率的控制,反应物的能量必须爬过一个能垒才能转化为产物。,即使是放热反应(rH为负值)，外界仍必须提供最低限度的能量，这个能量就是反应的活化能。, 离子反应和沉淀反应的Ea都很小 一般认为Ea小于63 kJmol-1的为快速反应 小于40 kJ
