高一年選修課化學競賽輔導演示課件

1、1,高一年選修課(化學競賽輔導,化學反應速率和化學平衡,2,一、化學反應速率,3,1、化學反應速率： 化學反應速率用來衡量化學反應進行快慢。 2、化學反應速率常用的單位： mol/(Lmin)或mol/(Ls) 3、化學反應速率計算公式： 4、化學反應速率與反應式中對應計量數(shù)的關系： 化學反應速率之比等于它們的計量數(shù)之比,4,練習1、在某一化學反應中，反應物B的濃度在5s內從2.0mol/L變成0.5mol/L，在這5s內B的化學速率反應為 _。 練習2、一個5L的容器中，盛入8.0mol某氣體反應物，5min后，測得這種氣體反應物還剩余6.8mol，這種反應物的化學反應速率為 _,0.3mo

2、l/(LS,0.048mol/(Lmin,5,練習3、把0.6molX氣體和0.4molY氣體混合于2L容器中，使它們發(fā)生如下反應：3X+Y= nZ+2W。5min末已生成0.2molW，若測知V(z)=0.01mol/(Lmin)，則 上述反應中Z氣體的計量數(shù)n的值是( ) A.1B.2C.3D.4 上述反應在5min末時，已消耗的Y占原來的百分比是( ) A.20% B.25%C.33%D.50,A,B,6,練習4、根據(jù)化學反應CO+H2O CO2+H2，填寫下表中的空白,0.005,0.015,0.015,0.015,0.015,0.015,0.015,7,二 影響反應速率的因素,8,一

3、)、濃度對化學反應速率的影響,結論： 當其它條件不變時，增加反應物的濃度，可以增大化學反應速率；減小反應物的濃度，可以減小化學反應速率。 這是為什么呢,有效碰撞：我們把能夠發(fā)生化學反應的碰撞叫做有效碰撞。 活化分子：我們把能夠發(fā)生有效碰撞的分子叫作活化分子。 在其它條件一定時，物質中的活化分子百分數(shù)是一定的，因此，反應物的活化分子數(shù)與反應物的濃度成正比，所以增大反應物的濃度可以加快化學反應速率；減小反應物的濃度可以減化學反應速率,碰撞理論,碰撞理論,過渡狀態(tài)理論 過渡狀態(tài)理論認為：化學反應不只是通過反應物分子之間簡單碰撞就能完成的，而是在碰撞后先要經(jīng)過一個中間的過渡狀態(tài)，即首先形成一種活性集團

4、(活化配合物) 反應物 活化配合物(過渡狀態(tài)) 生成物,例如：在下列反應中 A BC AB C 反應過程中隨著A，B，C三原子相對位置的改變形成活化配合物(ABC)(過渡狀態(tài))： A BC （ABC) AB C,二)、壓強對化學反應速率的影響 對于氣體反應來說，增大壓強(減小反應容器的體積)就是增加反應物的濃度，可以增大化學反應速率；減小壓強就是減小濃度，因而，化學反應速率減小,三)、溫度對化學反應的影響 反應物的活化分子數(shù)目增多,有效碰撞次數(shù)增加, 反應速率增大,四)、催化劑對化學反應速率的影響 降低反應的活化能，提高活化份子的百分數(shù)，增加有效碰撞次數(shù)，增大反應速率,小結：影響化學反應速率的

5、外因,增加,增加,不變,增加,加快,增加,增加,不變,增加,加快,不變,增加,增加,增加,加快,不變,增加,增加,增加,加快,1決定化學反應速率的主要因素是 A反應物的濃度 B反應溫度 C使用催化劑 D反應物的性質 220時，將0.1 mol1N2S2O3溶液10 mL和0.01 mol1 H2SO4溶液10 mL混合，2 min后溶液中明顯出現(xiàn)渾濁，已知溫度每升高10，化學反應速率增大到原來的2倍，那么50時，同樣的反應要看到同樣的渾濁，需要的時間是 A40 s B15 s C48 s D20 s 3用3克塊狀大理石與30毫升3摩/升鹽酸反應制取CO2氣體，若要增大反應速率，可采取的措施是再

6、加入30毫升3摩/升鹽酸 改用30毫升6摩/升鹽酸 改用3克粉末狀大理石 適當升高溫度 A B CD,課堂練習,4下列關于催化劑的說法，正確的是 A催化劑能使不起反應的物質發(fā)生反應 B催化劑在化學反應前后，化學性質和質量都不變 C催化劑能改變化學反應速率 D任何化學反應，都需要催化劑 5對于反應：2SO2O2 2SO3，當其他條件不變時，只改變一個反應條件，將生成SO3的反應速率的變化填入空格里 (填寫“增大”“減小”“不變”,6、下圖為將Zn投入一定濃度一定體積的H2SO4中，解釋圖象的成因。（縱坐標為H2的生成速率,1、D 2、B 3、B C 4、C 5、增大 減小 增大 增大 增大 6、

7、由圖象可知氫氣的生成速率隨時間先由慢到快，然后又由快到慢。反應體系中硫酸所提供的氫離子濃度是由大到小，若氫氣的生成速率由其決定速率的變化趨勢也應由快到慢，反應前半程的原因只能是溫度所致，鋅與硫酸反應時放熱，體系溫度逐漸升高，溫度對反應速率的影響占主導地位，一定時間后，硫酸的濃度下降占據(jù)主導地位，因而氫氣的生成速率隨時間先由慢到快，然后又由快到慢,參考答案,化學反應理論 1基元反應： 對于簡單反應，反應物分子在有效碰撞中經(jīng)過一次化學變化就能轉化為產(chǎn)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,3.質量作用定律：恒溫下，基元反應的反應速率與各反應物濃度系數(shù)方次的乘積成正比。例如：

8、基元反應 aA+bB gG+hH 速率方程 V= k 速率常數(shù)k 的意義: 可理解為當反應物濃度都為單位濃度時的反應速率； k由化學反應本身決定，是化學反應在一定溫度時的特征常數(shù)； 相同條件下， k值越大，反應速率越快； k的數(shù)值與反應物的濃度無關,4非基元反應： 反應物分子需經(jīng)幾步反應才能轉化為生成物的反 應。例如：H2+I2 2HI 分二步進行 （1） I2 2I (快反應) （2）2I+H2 2HI (慢反應) 速率方程V= k 對于非基元反應，其反應的速率方程只有通過實驗來確定,5. 反應的分子數(shù)和反應級數(shù)反應的分子數(shù):從微觀上用來說明各反應物分子經(jīng)碰撞而發(fā)生的過程中所包含的分子數(shù)，所以反應分子數(shù)僅對基元反應而言。按反應物的分子數(shù),基元反應可分為三類