化學平衡反應速率計算公式解析

1、無機部分專題三：化學平衡和化學反應速率化學平衡和化學反應速率3.6 溫度對反應速率的影響3.7 反應速率理論簡介3.3 化學反應速率及其表示法3.2 化學平衡的移動3.1 化學平衡3.5 反應物濃度與反應時間的關(guān)系3.4 濃度對反應速率的影響3.8 催化劑對反應速率的影響1、了解不同反應類型的標準平衡常數(shù)表達式；2、掌握多重平衡規(guī)則及其它有關(guān)化學平衡的計算。3、了解化學反應速率的概念；4、掌握質(zhì)量作用定律和基元反應的速率方程式；5、掌握阿累尼烏斯經(jīng)驗式，并能用活化能等概念初步解釋各種外界因素對反應速率的影響。本章要求3.1 化學平衡3.1.3 多重平衡原則3.1.2 標準平衡常數(shù)及其有關(guān)的計算

2、3.1.1 化學平衡的特征1、可逆反應：既能向正方向進行又能向逆 方向進行的反應。2、不可逆反應：反應只能向一個方向進行 的反應。3.1.1 化學平衡的特征化學平衡：化學平衡三個特征：（1）化學平衡是 時的狀態(tài)。（2）化學平衡是一種動態(tài)平衡。（3）化學平衡是有條件的 平衡。 在一定條件下，可逆反應處于化學平衡狀態(tài)：判斷標準態(tài)下的反應方向判斷非標準態(tài)下的反應方向與 的關(guān)系：1、標準平衡常數(shù)3.1.2 標準平衡常數(shù)及其有關(guān)的計算rG = rG + RTlnQ反應處于平衡時：標準平衡常數(shù)a ：活度是將物質(zhì)所處的狀態(tài)與標準態(tài)相比后所得的數(shù)值?；疃?a 理想氣體的活度：氣體分壓與標準壓力的比值。即a =

3、 p/ p ，其中標準壓力p =100kPa。理想溶液的活度：溶液濃度(單位為molL-1)與標準濃度的比值。即a = c/ c，其中標準濃度c=1molL-1 。固相和純液相的活度：固相和純液相的標準態(tài)是其本身的純物質(zhì)，故固相和純液相的活度均為單位活度，即a = 1 。標準平衡常數(shù)表達式：Sn2+(aq)+2Fe3+(aq) Sn4+ (aq)+2Fe2+(aq)氣體反應：溶液反應：對于一般的化學反應：復相反應-反應體系中存在兩個以上的相注意點：Q 與 的表達式在形式上是一致的，但Q表達式中物質(zhì)的活度是指反應的某一個狀態(tài)的活度，而 表達式中物質(zhì)的活度是指反應達到平衡時的活度。 與反應的本性有

4、關(guān)。 與反應的濃度、壓力無關(guān)，受溫度影響。 與反應式的書寫有關(guān)。 K越大，反應越徹底，反應傾向性越大。22HI(g) (g)I21(g)H21+( )1/22HI(g)(g)I(g)H22+=( )-1 /)I( /)H( /)HI(222pppppp= 與反應式一一對應?！纠?-1】在25時，反應： 2H2O2(g) 2H2O(g) + O2 (g)的rH211.5 kJmol-1，rS116.9Jmol-1K-1，設 rH 和rS不隨溫度改變，試計算反應在100時的K?！窘狻縭G rHT rS 211.5373.15116. 910-3255.1 kJmol-1 lnK rG/RT 255

5、.1103 /(8.315373.15)82.2 K 5.001035知識點回顧化學平衡三個特征：（1）化學平衡是 時的狀態(tài)。（2）化學平衡是一種動態(tài)平衡。（3）化學平衡是有條件的 平衡。對于一般的化學反應：平衡轉(zhuǎn)化率 = 100%平衡時已轉(zhuǎn)化了的某反應物的量轉(zhuǎn)化前該反應物的量【例3-2】已知反應 CO(g)+H2O(g) CO2(g)+H2(g) 在1123K時K =1.0 ，現(xiàn)將2.0mol CO和3.0mol H2O(g)混合，并在該溫度下達到平衡，試計算在這條件下CO的百分轉(zhuǎn)化率。得：x=1.2molCO轉(zhuǎn)化率 = 100 = 60 % 1.22.0【解】設平衡時CO反應了x mol，

6、則 CO(g)+ H2O(g) CO2(g)+H2(g) 初時: 2.0 3.0 0 0 反應： x x x x 平衡: 2.0-x 3.0-x x xK =x2(2.0-x) (3.0-x)=1.0 多重平衡規(guī)則：如果某反應可以表示為兩個或多個反應相加(或相減)，則該反應的K等于各分步反應平衡常數(shù)之積(或商)。 如果：反應(1)反應(2)反應(3) 則有：K1K2K3 如果：反應(1)反應(2)反應(3) 則有：K1K2K3 利用多重平衡規(guī)則也可求出平衡常數(shù)。why?3.1.3 多重平衡規(guī)則【解】由于反應(3)反應(1)反應(2)則根據(jù)多重平衡規(guī)則有： K= K1K2 = 200.012 =

7、 0.24【例3-3】 已知973K時下述反應： (1)SO2(g) + 0.5O2(g) SO3(g) K1= 20 (2)NO2(g) NO(g) + 0.5 O2 K2= 0.012求反應 (3)SO2(g) + NO2(g) SO3(g) + NO(g)的K。標準平衡常數(shù)的計算K由多重平衡規(guī)則求解由 r G求解由定義求解3.2.1 化學平衡移動方向的判斷3.2 化學平衡的移動3.2.2 化學平衡移動程度的計算平衡：一定條件下的平衡。壓力 濃度 溫度等平衡移動：條件改變，舊平衡打破，新平衡 建立，各物質(zhì)的濃度改變。平衡移動的方向：假如改變平衡體系的條件之 一，如溫度，壓力或濃度，平衡就向

8、減 弱這個改變的方向移動。3.2.1 化學平衡移動方向的判斷勒夏特列原理 增加H2的濃度或分壓 平衡 減小NH3的濃度或分壓 平衡 增加體系總壓力 平衡 增加體系的溫度 平衡 勒夏特里原理只能作出定性的判斷，如果已知平衡常數(shù)就可以作進一步的定量計算。范特夫等溫方程：rG = rG + RTlnQQ ：活度商又：rG = -RT lnK可得：rG = RTlnQKQ K時，rG K時，rG 0，反應逆向進行Q = K時，rG = 0，平衡狀態(tài)1、濃度對化學平衡的影響對于溶液中的化學反應，平衡時，Q = K 當c(反應物)增大或c(生成物)減小時,當c(反應物)減小或c(生成物)增大時, Q K

9、平衡向逆向移動。相關(guān)計算見P52例3-6。3.2.2 化學平衡移動程度的計算2、壓力對化學平衡的影響對于有氣相參加的反應，壓力的改變，對于氣態(tài)物質(zhì)濃度均有影響，對化學平衡的影響較為復雜。增大總壓力，當0，其它條件不變時，平衡向氣體分子數(shù)減少的方向移動； 減壓，平衡向氣體分子數(shù)增加的方向移動。 = 0時，在等溫下，增加或降低總壓力，對平衡沒有影響。rG RT lnK = rHTrSlnK= rHRTrSR+3、溫度對化學平衡的影響 在其它條件不變時，升溫：平衡向吸熱反應(rH0)方向移動；降溫：平衡向放熱反應(rH0)方向移動。整理，得T 與K 關(guān)系的重要方程式：lnrHRT2T1T1T2K1K

10、2=設在溫度T1和T2時的平衡常數(shù)為K1和K2 ，并設rH和rS不隨溫度而變，則lnK1= rHRT1rSR+lnK2= rHRT2rSR+【例3-4】試計算反應CO2(g)+4H2(g)CH4(g)+2H2O(g) ，在800 K時的K?！窘狻坑筛戒浂?P475)查表得：CO2(g)H2(g)CH4(g)H2O(g)fH/(kJmol-1)-393.50-74.8-241.8fG/(kJmol-1)-394.40-50.8-228.6S/(JK-1mol-1)213.6130.6186.2188.7rH298=-74.8+2(-241.8)-393.5-40 = - 164.9 (kJmol

11、-1)S298 =186.2+2188.7-213.6-4130.6 = - 172.4 (JK-1mol-1)rG298=-50.8+2(-228.6)-394.4-40 = -113.6 (kJmol-1)= 45.85lnK298= rGRT= 113.61038.315298單位的換算 lnrHRT2T1T1T2K1K2=ln164.91038.315800298800298K298K800=lnK800 lnK298 lnK80045.8541.76 故可得：K800= 59.74lnK8004.09單位的換算 3.3.1 化學反應速率的概念3.3 化學反應速率及其表示法3.3.2

12、化學反應速率的實驗測定某一有限時間間隔內(nèi)濃度的變化量。3.1.1 平均速率和瞬時速率 2NO2 (CCl4) + O2(g)例： N2O5(CCl4)1. 平均速率40，5.00mLCCl4中N2O5的分解速率N2O5(CCl4) 2NO2(CCl4)+ 1/2O2(g)t1= 0 s c1(N2O5) = 0.200 molL-1 t2=300 s c2(N2O5) = 0.180 molL-1同一時間間隔內(nèi)： 時間間隔t趨于無限小時的平均速率的極限。2. 瞬時速率為導數(shù)，它的幾何意義是：c-t曲線上某點切線的斜率。 例如2700s時的瞬時速率：A點切線的斜率=化學反應：氣相反應：瞬時速率3

13、.4 濃度對反應速率的影響3.4.3 非基元反應速率方程的確定3.4.2 質(zhì)量作用定律3.4.1 基元反應和非基元反應3.4.4 反應機理 研究一個化學反應具體經(jīng)歷了哪些步驟，這些真實步驟的集合即反應機理。分三步完成：（快）（快）（慢,速控步驟）總反應，非基元反應基元反應：每一步代表真實的反應步驟，也即反應物分子在碰撞中一步直接轉(zhuǎn)化為生成物分子的反應。3.4.1 基元和非基元反應 絕大多數(shù)化學反應都是復雜反應，因此，一般的反應方程式，除非特別說明是基元反應，否則不能當作基元反應。非基元反應：反應物分子需經(jīng)幾步反應（幾個基元反應）才能轉(zhuǎn)化為生成物的反應,又稱為復雜反應。例：復雜反應H2 + I2

14、 = 2HI是由下列2個基元反應構(gòu)成： I2 = 2 I (快) H2 + 2 I = 2HI (慢)40，CCl4中N2O5分解反應的r:c( N2O5 )3.4.2質(zhì)量作用定律 N2O5的分解速率與N2O5濃度的比值是恒定的，即反應速率r與c(N2O5)成正比?？梢姡核俾史匠? 定量表示反應速率和濃度關(guān)系的方程式。對于一般的化學反應：,反應級數(shù)：若=1，A為一級反應； =2，B為二級反應，則+=3，總反應級數(shù)為3。，必須通過實驗確定其值。通常a,b?？偡磻墧?shù)可以是整數(shù)，也可以是0和分數(shù)。 k 反應速率系數(shù)：零級反應 molL-1 s-1； 一級反應 s-1；二級反應 (molL -1)-

15、1 s-1； k 不隨濃度而變，但受溫度的影響，通常溫度升高， k 增大。質(zhì)量作用定律：基元反應的反應速率與濃度以方程式中化學計量數(shù)的絕對值為乘冪的乘積成正比。（1）（3）（2）質(zhì)量作用定律只適用于基元反應，對于基元反應可直接用反應方程式求得該反應的速率方程。4、基元反應與質(zhì)量作用定律rrr 保持A 不變B 增加一倍，r也增加一倍：y = 1B 增加一倍，r增加四倍：y = 2 保持B 不變A 增加一倍，r也增加一倍：x = 1A 增加一倍，r增加四倍：x = 2 通過實驗獲得數(shù)據(jù)，計算出反應級數(shù)，從而確定速率方程式。3.4.3 非基元反應的速率方程的確定r化學計量方程式速率方程反應級數(shù)NO2

16、(g)+CO(g) NO(g)+CO2(g) (T0的反 應，有無催化劑都一樣不能反應。 催化劑通過改變反應途徑，改變決速步驟的活 化能使反應速度改變。3.8.3 催化特點1、 對給定的化學反應，下列說法正確的是 （ ） A. rG 越負，反應速率越快； B. rH 越負，反應速率越快； C. rS 越負，反應速率越快； D. 活化能 Ea 越小，反應速度越快。D練習2、下列說法不正確的是（ ） A、 相同條件下，反應的活化能越大其 反應速率越慢。 B、某反應速率方程為=k(cA)2(cB)1/2 , 該 反應的反應級數(shù)為2. 5。 C、升高溫度，吸熱反應的速率增大而 放熱反應的速率減小。 D

17、、 復雜反應至少含有兩個基元反應。C3、對于基元反應：2NO+O2=2NO2 ，若O2的濃度增大到原來的2倍，則正反應的速率為原來的（ ） A、 2倍 B、 4倍 C、 6倍 D、 8倍 原因在于： =k(cNO)2(cO2)A5 增大反應物濃度，使反應加快的原因是 。 A、分子總數(shù)增加 B、活化分子分數(shù)增大 C、反應級數(shù)增大 D、單位體積內(nèi)活化分子總數(shù)增加4 下列操作，能使反應的速率常數(shù)增大的是 。 A、加入催化劑 B、升高溫度 C、增大壓力 D、增加反應物濃度6 升高溫度，反應速率加快的原因是由于增加 了反應物中活化分子分數(shù) 。 （判斷正誤）7、 催化劑能加速反應速率，它的作用機理是 。

18、A、降低反應的自由能變 B、改變反應途徑，降低活化能 C、減小反應焓變 D、增大平衡常數(shù)值8、若下列反應 2A + 2B = C 的速率方程式是=kcA2cB，此反應的反應級數(shù)是（ ） A、 一級 B、二級 C、 三級 D、 四級C1、可逆反應和不可逆反應2、 化學平衡：當正反應速率等于逆反應速率時的狀態(tài)。前提恒溫、封閉體系；條件正、逆反應速度相等；標志各物質(zhì)的濃度都不再隨時間改變；特點是動態(tài)平衡，有條件的平衡；與反應方向、反應速率等無關(guān)。3、平衡常數(shù)的意義：判斷反應進行的程度，估計反應的可能性。本章小結(jié)5、范特夫等溫方程rG = rG + RTlnQ， 而rG = -RT lnK。6、 多重平衡規(guī)則：總反應的平衡常數(shù)等于各分步反應平衡常數(shù)之積。7、平衡移動原理：假如改變平衡系統(tǒng)條件之