在同一个化学反应中.docx
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在同一个化学反应中
.在同一个化学反应中,反应物浓度的减少和生成物浓度的增加都是按照化学方程式中各物质的计量数关系成比例变化的。
当计量数不同时,在相同的时间内浓度变化量是按照其计量数关系增大或减少的,反应速率值自然不同。
所以,在同一个化学反应中以不同物质为标准时,速率值可能不同,反应速率之比等于其计量数之比。
例如:
反应
在一定条件下发生,分别以四种物质表示的反应速率值之比为1∶1∶1∶1,而对反应
,分别以SO2、O2、SO3表示的反应速率值之比为2∶1∶2。
【学与问2】
对于锌粒和硫酸的反应,测定反应速率的方法不止一种,如测量溶液中H+浓度的变化,测量锌粒质量的变化,甚至使用一些物理仪器测量溶液的电导变化、反应的热量变化等,都可以比较出二者的反应速率的不同。
不要限制学生的思路,要鼓励学生敢想,多想,在众多的正确答案中找出最简单易行的方法。
可以考虑设计一些补充思考题,如:
(1)化学反应速率是怎样定义的?
(2)你是怎样理解化学反应速率定义的?
从反应物的聚集状态、生产实际出发,应该如何表示反应速率为好?
四、习题参考
(一)参考答案
1.略。
2.1∶3∶2。
3.
(1)A;
(2)C;(3)B。
4.D。
5.A。
(二)补充习题
在
的反应中,经t秒后C的浓度增加mmol/L,则用B浓度的变化来表示的反应速率是()。
参考答案:
C。
三、习题参考
(一)参考答案
1.
(1)加快。
增大了反应物的浓度,使反应速率增大。
(2)没有加快。
通入N2后,容器内的气体物质的量增加,容器承受的压强增大,但反应物的浓度(或其分压)没有增大,反应速率不能增大。
(3)降低。
由于加入了N2,要保持容器内气体压强不变,就必须使容器的容积加大,造成H2和I2蒸气的浓度减小,所以,反应速率减小。
(4)不变。
在一定温度和压强下,气体体积与气体的物质的量成正比,反应物的物质的量增大一倍,容器的容积增大一倍,反应物的浓度没有变化,所以,反应速率不变。
(5)加快。
提高温度,反应物分子具有的能量增加,活化分子的百分数增大,运动速率加快,单位时间内的有效碰撞次数增加,反应速率增大。
2.A。
催化剂能够降低反应的活化能,成千上万倍地提高反应速率,使得缓慢发生的反应2CO+2NO==N2+2CO2迅速进行。
给导出的汽车尾气再加压、升温的想法不合乎实际。
(二)补充习题
1.从下列实验事实所引出的相应结论正确的是()。
2.在锌与某浓度的盐酸起反应的实验中,一个学生得到下面的结果:
则下列说法正确的是()。
①t1=75s ②t2>200>t3③单位时间内消耗的锌的质量mG>mF>mB
A.① B.①② C.只有② D.全部正确
参考答案
1.A、C;2.C。
1.反应物浓度的变化如何影响化学平衡?
加以理论解释。
2.能否把它们用于解释压强对气体反应的化学平衡的影响?
3.通过观察2NO2
N2O4这个平衡体系在冷水和热水中颜色的变化,你可以得出何种推论?
4.怎样用图形表示浓度、压强、温度、催化剂等对化学平衡的影响?
5.K值的大与小说明了什么?
在同一条件下,正、逆反应的化学平衡常数有何关系?
二、活动建议
【实验2-5】
K2Cr2O7是橙红色晶体。
为了使溶液的体积变化忽略不计,加酸和碱的浓度都要大些,以使加入量不多,且可避免生成多酸。
可以在滴入酸观察溶液颜色变化后,再滴入碱液,进行颜色对比。
使学生留下清晰的印象。
【实验2-6】
在0.005mol/L的FeCl3溶液中加入0.01mol/L的KSCN溶液,振荡,所得溶液的红色较浅。
本实验的关键是第一次获得的Fe(SCN)3溶液浓度要小,然后滴加浓的FeCl3、KSCN溶液时才会有明显的颜色变化。
因为Fe(OH)3的溶解度非常小,滴加NaOH溶液后发生反应Fe3++3OH-==Fe(OH)3↓,使溶液中的Fe3+浓度降低,混合液的颜色变浅。
NaOH溶液不要加入过多,只要使溶液的红色变浅即可。
【实验2-7】
实验时,可把NO2的平衡球在热水和冰水中交替进行浸泡,观察颜色变化。
三、问题交流
【思考与交流】
1.化学平衡状态发生了改变。
当滴加浓的FeCl3或KSCN溶液时,溶液颜色都变得更红,说明Fe(SCN)3的浓度增大,化学平衡向正反应方向移动。
当向溶液中滴加NaOH溶液时,红色变浅,说明Fe(SCN)3的浓度变小。
2.通过上述实验结果,可以推知:
增大反应物浓度化学平衡向正反应方向移动,减小反应物浓度化学平衡向逆反应方向移动。
【学与问】
对于已经达到化学平衡的可逆反应,减小反应物浓度正反应速率减小,平衡向逆反应方向移动;增大反应物浓度,正反应速率增大,平衡向正方反应方向移动。
四、习题参考
(一)参考答案
1.正、逆反应速率相等,反应物和生成物的质量(或浓度)保持不变。
2.
3.反应混合物各组分的百分含量,浓度、温度、压强(反应前后气体的物质的量有变化的反应),同等程度地改变正、逆反应,不能使。
4.
(1)该反应是可逆反应,1molN2和3molH2不能完全化合生成2molNH3,所以,反应放出的热量总是小于92.4kJ。
(2)适当降低温度,增大压强。
5.B; 6.C; 7.C; 8.C。
9.设:
CO的消耗浓度为x。
(二)补充习题
1.某化学反应2A(g)
B(g)+D(g)在四种不同条件下进行,B、D起始浓度为零,反应物A的浓度随反应时间的变化情况如下表:
根据上述数据,完成下列填空:
(实验序号1以
(1)代表,余同)
在
(1)中,反应在10至20min内平均速率为____mol·L-1·min-1。
在
(2)中,A的初始浓度c2=____mol·L-1。
设(3)的反应速率为v3,
(1)的反应速率为v1,则v3___v1(填>、=、<)且c3___1.0mol·L-1)(填>、=、<)。
(4)比较(4)和
(1),可推测该反应是反应(选填吸热、放热)。
理由是____。
2.某温度下,在一容积可变的容器中,反应2A(g)+B(g)
2C(g)达到平衡时,A、B和C的物质的量分别为4mol、2mol和4mol,保持温度和压强不变,对平衡混合物中三者的物质的量做如下调整,可使平衡右移的是()。
A.均减半 B.均加倍
C.均增加1mol D.均减少1mol
参考答案:
1.
(1)0.013
(2)1.0 (3)>,> (4)吸热,因为温度升高时,平衡向右移动。
【简析】要学会分组对比,
(1)和
(2)反应温度相同,虽然达到平衡浓度所需时间不同,但平衡浓度相同,只有起始浓度相等才行。
为什么
(2)达到平衡所需时间短,该反应是一个气体Δn=0的反应,可以理解为
(2)反应时的压强较高或是加入了催化剂。
(2)、(3)反应温度相同,平衡浓度(3)>
(2),只有(3)的起始浓度大才行。
(1)和(4)起始浓度相同,但(4)的反应温度高、平衡浓度低,只有吸热反应才行。
2.C。
【简析】
本题是一个气体物质的量减小的反应,它的特殊条件是:
“容积可变的容器”“保持温度和压强不变”。
在保持温度和压强不变的情况下,把平衡混合物中三者的物质的量“均减半”或“均加倍”,容器的容积必须减半或加倍。
反应混合物的浓度没有发生变化,对一个气体物质的量减小的反应,改变条件后,反应混合物的浓度不发生变化,平衡是不移动的。
题目给的条件是A、B、C三种物质的物质的量之比为2∶1∶2,若把A、B、C三种物质各增加1mol拆分为A、B、C,依次为1mol、05mol、1mol,使之符合2∶1∶2,在“容积可变的容器”“保持温度和压强不变”的条件下,各物质的浓度仍然不变,多余了05molB,就可以判断为增大了反应物的浓度,使平衡向正反应方向移动。
若各减少1mol,思路与之相似,应向左移动。
【学与问】
由于反应中生成气体是熵增大的过程,所以增大了反应的自发性。
与之类似的如用浓磷酸与食盐固体反应制取HCl气体,对复分解反应来说看似矛盾,但生成了HCl气体,是熵增大的过程,HCl脱离反应体系,使得反应得以正常进行。
在熔融态,用金属钠与KCl反应制取钾,把反应温度控制在金属钾的沸点以上,使钾以气体形式产生,既是熵增大的过程,又是减少生成物浓度平衡向正反应方向移动等,都是利用理论知识使看似不能发生的反应得以进行。
四、习题参考
参考答案
1.铵盐溶解常常是吸热的,但它们都能在水中自发地溶解。
把两种或两种以上彼此不发生反应的气体依次通入到同一个密闭容器中,它们能自发地混合均匀。
2.在封闭体系中焓减和熵增的反应是容易自发发生的。
在判断化学反应的方向时不能只根据焓变ΔH<0或熵增中的一项就得出结论,而是要全面考虑才能得出正确结论。
教学资源1
1.化学反应速率
在等容体系中进行的化学反应,其反应速率通常是用一种反应物或产物的浓度在单位时间内的变化来表示。
随着反应的不断进行,反应物的浓度在减小,生成物的浓度在增加,反应速率随时都在变化,正反应速率减小,逆反应速率增大。
所以,化学反应速率有平均反应速率和即时反应速率之分。
教科书中的计算方法求出的速率是平均速率,是在某一时间段内反应物或生成物浓度的变化量:
在浓度计算过程中,总是用某一时刻的浓度减去起始浓度来求浓度的变化。
为了保证速率值为正值,在求算反应物的浓度变化时,要在差值前加一个负号“-”,即反应物的浓度变化=-(某一时刻的浓度-起始浓度)。
对于反应
aA(g)+bB(g)
cC(g)+dD(g)
在进行时,反应物和生成物都是按其计量数比消耗和生成的,如果A的消耗浓度为w,B的消耗浓度则为bw/a,即A、B的消耗浓度之比为a∶b;同理,C、D的生成浓度之比为c∶d,所以在同一个化学反应中以不同物质表示的反应速率其数值可能不同,其关系为
νA∶νB∶νC∶νD=a∶b∶c∶d
表示化学反应的即时速率要用到高等数学中的微分学知识,如反应物A的即时速率为
(无限小的浓度变化与无限小的时间变化之比),但其速率大小关系仍为
νA∶νB∶νC∶νD=a∶b∶c∶d
测定化学反应速率的方法一般分为化学方法和物理方法两种。
化学方法利用化学分析方法来测定某时刻反应体系中各物质的浓度。
使用这种方法测定反应速率时,必须让取出的样品立即停止反应,否则所测定的浓度值就不准确。
使反应立即停止的方法有骤冷、冲稀、加入阻化剂或去除催化剂等。
要根据具体反应的特点选择适宜的方法,这种方法可以直接得出不同时刻的浓度数据。
物理方法通过反应物、生成物物理性质的测定来求出其对应的浓度。
例如测定体系的旋光度、折光率、电导、电动势、导热率、吸收光谱、压力或体积的变化等。
利用这种方法进行测定,必须要先找出物质浓度与被测物理性质之间的关系才行。
此类方法快速便捷,可以连续测定,自动记录。
2.催化剂加速化学反应的原理
催化作用原理十分复杂。
几十年来,有关催化剂的资料积累了许多,也提出过不少的催化理论,但至今还缺乏适用范围广泛的理论来阐明催化剂的作用原理,并指导人们更好地选择催化剂。
这是由于催化反应,特别是多相催化反应,是一个十分复杂的问题。
它不仅涉及一般的化学反应机理,而且还涉及到固体物理学、结构化学和表面化学等学科,而这些都是人们至今还在探索的科学领域。
另一方面,催化理论的研究,还必须借助于先进的实验手段,但目前研究催化剂反应机理的实验工具还不够完善,至今人们还无法洞察催化反应在进行过程中催化剂表面的结构变化,以及反应物在具体催化过程中的转化情况。
目前催化理论落后于催化剂在工业生产中所获得的巨大成就,所以必须加强催化学科基础理论的研究。
催化剂与反应物同处于均匀的气相或液相中的催化称为单相催化(又叫均相催化)。
单相催化一般认为是反应物与催化剂先生成一定的中间产物,然后催化剂又从这些中间产物中产生出来。
反应物与催化剂形成中间产物,再由中间产物变为产物,其总的活化能,要比反应物之间直接反应成为生成物的活化能小得多。
例如,乙醛分解为甲烷和一氧化碳的反应:
CH3CHO→CH4+CO
在518℃时,如果没有催化剂,此反应的活化能是190kJ。
但若有碘蒸气作催化剂,此反应分两步进行:
CH3CHO+I2→CH3I+HI+CO
CH3I+HI→CH4+I2
两步反应所需的总的活化能为136kJ。
用碘作催化剂后,活化能降低了54kJ,使反应速率加大约1万倍。
在水溶液中的单相催化,大都是由H+或OH-所引起的。
例如,在水溶液中糖的转化、酯的水解、酰胺及缩醛的水解等,都因有H+的参加而加速。
催化剂自成一相(固相),在催化剂表面进行的催化作用叫做多相催化。
对于多相催化反应,目前有三种理论:
即活性中心理论、活化络合物理论和多位理论。
(1)活性中心理论
活性中心理论认为,催化作用发生在催化剂表面上的某些活性中心。
由于这些活性中心对反应物分子产生化学吸附,使反应物分子变形,化学键松弛,呈现活化状态,从而发生催化作用。
在固体表面,活性中心存在于棱角、突起或缺陷部位。
因为这些部位的价键具有较大的不饱和性,所以具有较大的吸附能力。
通常活性中心只占整个催化剂表面的很小部分。
例如,合成氨的铁催化剂的活性中心只占总表面积的01%。
活性中心理论可以解释:
为什么微量的毒物就能使催化剂丧失活性(毒物破坏或占据活性中心),为什么催化剂的活性与制备条件有关(制备条件能影响晶体结构,即影响活性中心的形成)。
(2)活化络合物理论
活化络合物理论阐明了活性中心是怎样使反应物活化的,这种理论认为,反应物分子被催化剂的活性中心吸附以后,与活性中心形成一种具有活性的络合物(称为活化络合物)。
由于这种活化络合物的形成,使原来分子中的化学键松弛,因而反应的活化能大大降低,这就为反应的进行创造了有利条件。
(3)多位理论
活性中心理论和活化络合物理论都没有注意到催化剂表面活性中心的结构,因而不能充分解释催化剂的选择性。
多位理论认为,表面活性中心的分布不是杂乱无章的,而是具有一定的几何规整性。
只有活性中心的结构与反应物分子的结构成几何对应时,才能形成多位的活化络合物,从而发生催化作用。
这时催化剂的活性中心不仅使反应物分子的某些键变得松弛,而且还由于几何位置的有利条件使新键得以形成。
上述的三种多相催化理论都能解释一些现象,但还有许多事实不能说明。
在这三种理论中,有两点是共同的:
第一,认为催化剂表面有活性中心存在,催化剂表面结构不是均匀的,催化能力不是各处一样。
第二,认为反应物分子与活性中心之间相互作用的结果使化学键发生改组,从而生成产物。
至于活性中心的本质和活化络合物的本质,是今后需进一步研究的重要课题。
3.化学平衡常数
(1)平衡常数表达式及其意义
对于化学反应mA+nB
pC+qD
在一定温度下达到化学平衡时,其平衡常数表达式为:
在书写平衡常数表达式时,要注意以下问题:
①在应用平衡常数表达式时,稀溶液中的水分子浓度可不写。
因为稀溶液的密度接近于1g/mL。
水的物质的量浓度为55.6mol/L。
在化学变化过程中,水量的改变对水的浓度变化影响极小,所以水的浓度是一个常数,此常数可归并到平衡常数中去。
例如:
平衡常数表达式为:
对于非水溶液中的反应,溶剂的浓度同样是常数。
②当反应中有固体物质参加时,分子间的碰撞只能在固体表面进行,固体的物质的量浓度对反应速率和平衡没有影响,因此,固体的“浓度”作为常数,在平衡常数表达式中,就不写固体的浓度。
例如,赤热的四氧化三铁与氢气的反应:
平衡常数K=c(CO2)
③化学平衡常数表达式与化学方程式的书写方式有关。
同一个化学反应,由于书写的方式不同,各反应物、生成物的化学计量数不同,平衡常数就不同。
但是这些平衡常数可以相互换算。
例如:
氨的合成反应,如写成
这里K≠K′,显然K=(K′)2
④不同的化学平衡体系,其平衡常数不一样。
平衡常数大,说明生成物的平衡浓度较大,反应物的平衡浓度相对较小,即表明反应进行得较完全。
因此,平衡常数的大小可以表示反应进行的程度。
(2)平衡常数的测定
平衡常数可以用实验方法测定,也可以利用热力学数据计算而得。
实验方法通常有化学方法和物理方法。
化学方法是通过化学分析法测定反应达到平衡时各物质的浓度。
但必须防止因测定过程中加入化学试剂而干扰了化学平衡。
因此,在进行化学分析之前必须使化学平衡“冻结”在原来平衡的状态。
通常采用的方法是采取骤冷、稀释或加入阻化剂使反应停止,然后进行分析。
例如,要测定反应2H2+O2
2H2O在2000℃达到平衡时的平衡常数,可以将一定量的水置于耐高温的合金管中加热,在2000℃时保持一段时间,使之达到化学平衡。
然后,将管子骤然冷却,再分析其中H2O、H2、O2的含量,便可计算出在2000℃时这个反应的平衡常数。
物理方法就是利用物质的物理性质的变化测定达到平衡时各物质浓度的变化,如通过测定体系的折光率、电导、颜色、压强或容积的改变来测定物质的浓度。
物理方法的优点是在测定时不会干扰或破坏体系的平衡状态。
(3)平衡常数的单位
平衡常数有标准平衡常数和非标准平衡常数之分,前者的量纲为一,后者的量纲取决于平衡常数的表达式。
根据标准热力学函数算得的平衡常数是标准平衡常数,记作K,又称之为热力学平衡常数;用平衡时生成物对反应物的压力商或浓度商表示的平衡常数是经验平衡常数(Kp或Kc),或称作非标准平衡常数。
中学教材中涉及的平衡常数是经验平衡常数。
只有标准平衡常数才能用与之相对应的ΔrGm?
计算:
大家知道,一些重要的热力学函数,如U、H、F、G等的绝对值是无法确定的。
为了计算它们的相对大小,需要统一规定一个状态作为比较的标准,这样才不致引起混乱。
所谓标准状态是指在温度T和标准压力
(101325Pa)下物质的特定状态,简称标准态。
热力学数据表中的标准态,国际上都已有明确规定。
对于反应物计量系数之和等于生成物计量系数之和的反应,其经验平衡常数是无量纲的纯数,与压力、浓度所用的单位无关,而且也等于标准平衡常数之值。
对于反应物计量系数之和不等于生成物计量系数之和的反应,则其经验平衡常数是有量纲的量,其数值就与压力、浓度所用的单位有关。
也只有当压力、浓度的单位与热力学数据表中对应标准态的单位相同时,所计算的经验平衡常数数值才能与标准平衡常数数值相同。
4.催化剂对反应速率、化学平衡的影响
对于一个确定的可逆反应来说,由于反应前后催化剂的化学组成、质量不变,因此,无论是否使用催化剂,反应的始、终态都是一样的,则反应的标准吉布斯函数变化(
)是相等的。
根据标准吉布斯函数变化(
)与平衡常数(K)的关系式:
=-RTlnK
R为摩尔气体常数,在一定温度下,
有确定的数值,则化学平衡常数K也是确定的,不因是否使用催化剂而改变,亦即说明催化剂不影响化学平衡。
对于一个可逆反应,若k正、k逆分别为正、逆反应的速率常数,则达平衡后,不用催化剂和使用催化剂分别为:
由于
假设使用催化剂后逆反应的速率常数改变为原来的m倍:
即正反应的反应速率常数也改变为原来的m倍,说明一个化学反应采用同一种催化剂,可以同等程度改变正、逆反应速率。
教学资源2
5.化学平衡的移动
平衡移动原理阐明了浓度、压强、温度对平衡移动的影响。
在恒温条件下改变浓度、压强,平衡可能发生移动,但平衡常数不变;改变温度,平衡常数有相应改变。
(1)浓度、压强对平衡移动的影响
恒温下,改变反应物或(和)生成物的浓度,均能导致平衡移动。
对于有气态物质参与的反应,在恒温、恒容条件下,气态反应物或(和)生成物浓度的改变,就是相应各气态物质压强的改变,平衡将发生相应移动。
若在恒温条件下,改变有气态物质参与反应的总压强,则气态反应物、生成物的浓度或分压将以同等倍数增大或减小,对于气态反应物和生成物物质的量不同的反应,平衡将发生移动。
我们以N2+3H2=2NH3为例讨论如下。
①恒温、恒容下加N2(改变浓度),平衡向正反应方向移动的结果是:
c2(N2)>c1(N2),c2(H2)
H2转化率增大与c(NH3)增大是一致的,但N2的转化率却下降了。
恒温、恒容下加H2,平衡发生移动,c(NH3)增大和N2转化率增大一致,但H2的转化率下降。
结论是:
恒温、恒容下增大一种反应物浓度,可提高其他反应物的转化率,而增大了浓度的反应物本身的转化率下降。
或者说,恒温、恒容条件下改变一种反应物的浓度,不可能出现所有反应物(若不止一种)转化率都升高或下降的情况。
②恒温下加大总压,如使p→2p。
在加压瞬间,N2、H2、NH3的浓度或分压强都增大1倍,平衡将向正反应方向移动。
若和2c1相比,N2、H2浓度或分压强减小,NH3增大。
即c3(NH3)>2c1(NH3),2c1(N2)>c3(N2)>c1(N2),H2同N2。
平衡移动结果若和原先c1相比,N2、H2、NH3浓度都增大了,只是NH3浓度或分压强增大更多。
即N2、H2转化率都增大了。
③恒温减压,如使p→p/2。
在减压瞬间,N2、H2、NH3的浓度或分压强都减半,平衡向逆反应方向移动。
与c1/2相比,N2、H2浓度均增大,NH3浓度减小。
即c4(N2)>c1(N2)/2(H2同N2),c4(NH3) 若平衡移动结果与原先c1比,N2、H2、NH3浓度都减小,只是NH3减小更甚。 恒温时,对以上三种平衡移动讨论的区别是: (1)恒容,而 (2)、(3)不是恒容。 前者,若有A、B两种反应物,增大A的浓度或分压,可提高B的转化率,A的转化率却下降。 后者平衡移动的结果是: 气态反应物、生成物的浓度或分压都增大或下降,只是反应物或生成物浓度或分压强改变更为显著(对于气态反应物物质的量和生成物物质的量不同的反应)。 这个结论具有普遍性。 (2)温度对化学平衡的影响 化学反应的热效应取决于正、逆反应活化能的差值。 若正反应活化能更大,则正向反应为吸热过程。 热效应和反应温度、反应速率间没有直接关系。 例如, KClO4 ==KCl+2O2 =-4.1kJ/mol,约510℃分解 KClO3 ==KCl+3/2O2 =-45kJ/mol,约380℃分解 ①改变温度对热效应(吸收或释放)大的反应的影响大。 k1、k2分别是在T1、T2下的平衡常数, 为反应焓变,R为摩尔气体常数。 下列两表分别列出几个反应在不同温度下的平衡常数: 分析上表数据可得到两个结论: a.反应焓变大的反应,K值随温度改变时的变化大。 b.对于某个具体反应,低温下改变温度对平衡常数的影响更大。 ②反应焓变和反应的关系 实际情况是,发生化学反应(含平衡移动)必伴随焓变,因此反应体系温度必有改变,只是改变量不同。 下面讨论3个典型实例。 a.4NH3+5O2==4NO+6H2O =-907kJ/mol反应释放大量热,在NH3和O2的物质的量之比适当时,催化剂Pt-Rh网的温度(Pt-Rh网处于红热状态)由反应释出的热维持。 4FeS2+11O2==2Fe2O3+8SO2 =-3411kJ/mol焙烧FeS
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- 同一个 化学反应