（江苏专用）2020高考化学二轮复习专题六化学反应速率化学平衡教案.docx

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1、化学反应速率化学平衡[考纲要求]　1.了解化学反应速率的概念和平均反应速率的表示方法。2.理解温度、浓度、压强和催化剂等对化学反应速率影响的一般规律。3.认识催化剂在生产、生活和科学研究领域中的重大作用。4.认识化学反应的可逆性。能用焓变和熵变说明常见简单化学反应的方向。5.理解化学平衡和化学平衡常数的含义，能用化学平衡常数进行简单计算。6.理解浓度、温度、催化剂等对化学平衡影响的一般规律。7.认识化学反应速率和化学平衡的调控在生产、生活和科学研究领域中的重要作用。考点一　化学反应速率及其影响因素(一)化学反应速率的计算及速率常数1．化学反应速率的计算(1)根据图

2、表中数据和定义计算：v(X)＝，即v(X)＝＝，计算时一定要注意容器或溶液的体积，不能忽视容器或溶液的体积V，盲目地把Δn当作Δc代入公式进行计算，同时还要注意单位及规范书写，还要根据要求注意有效数字的处理。(2)根据化学方程式计算：对于反应“mA＋nB===pC＋qD”，有v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)＝m∶n∶p∶q。2．速率常数(1)假设基元反应(能够一步完成的反应)为aA(g)＋bB(g)===cC(g)＋dD(g)，其速率可表示为v＝kca(A)cb(B)，式中的k称为反应速率常数或速率常数，它表示单位浓度下的化学反应速率，与浓度无关，但受温度、

3、催化剂、固体表面性质等因素的影响，通常反应速率常数越大，反应进行得越快。不同反应有不同的速率常数。(2)正、逆反应的速率常数与平衡常数的关系对于基元反应aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)，v正＝k正·ca(A)·cb(B)，v逆＝k逆·cc(C)·cd(D)，平衡常数K＝＝，反应达到平衡时v正＝v逆，故K＝。(二)正确理解化学反应速率的影响因素1．内因——活化能活化能是指为了能发生化学反应，普通分子(具有平均能量的分子)变成活化分子所需要吸收的最小能量，即活化分子比普通分子所多出的那部分能量。相同条件下，不同化学反应的速率不同，主要是内因——活化能大

4、小不同所致，活化能小的化学反应速率快，活化能大的反应速率慢。注意　反应热为正、逆反应活化能的差值。2．外因相同的化学反应，在不同条件下，化学反应速率不同，主要原因是外因——浓度、压强、温度、催化剂、光照、接触面积等因素不同所致。(1)浓度(c)：增大(减小)反应物浓度→单位体积内活化分子数目增加(减少)，活化分子百分数不变→有效碰撞频率提高(降低)→化学反应速率加快(减慢)。(2)压强(p)：对于气相反应来说，增大(减小)压强→相当于减小(增大)容器容积→相当于增大(减小)反应物的浓度→化学反应速率加快(减慢)。注意　“惰性气体”对反应速率的影响①恒容：充入“惰性

5、气体”总压增大―→参与反应的物质浓度不变(活化分子浓度不变)―→反应速率不变。②恒压：充入“惰性气体”体积增大参与反应的物质浓度减小(活化分子浓度减小)反应速率减小。(3)温度(T)：升高(降低)温度→活化分子百分数增大(减小)→有效碰撞频率提高(降低)→化学反应速率加快(减慢)。(4)催化剂①添加催化剂→降低反应的活化能→活化分子百分数增大→有效碰撞频率提高→化学反应速率加快。②添加催化剂→降低反应的活化能→降低反应所需的温度→减少能耗。③添加催化剂能改变反应的路径，如乙醇的氧化实验，该实验的总反应为2CH3CH2OH＋O2―→2CH3CHO＋2H2O，活化能为

6、E总；使用铜丝作催化剂将一步反应改变为两步反应，第一步反应为2Cu＋O22CuO，活化能为E1；第二步反应为CH3CH2OH＋CuOCH3CHO＋Cu＋H2O，活化能为E2；由于E1

7、速率受多种因素影响。实验测得70℃时不同条件下H2O2浓度随时间的变化如图所示。下列说法正确的是(　　)A．图甲表明，其他条件相同时，H2O2浓度越小，其分解速率越快B．图乙表明，其他条件相同时，溶液pH越小，H2O2分解速率越快C．图丙表明，少量Mn2＋存在时，溶液碱性越强，H2O2分解速率越快D．图丙和图丁表明，碱性溶液中，Mn2＋对H2O2分解速率的影响大答案　D解析　A项，浓度对反应速率的影响是浓度越大，反应速率越快，错误；B项，NaOH浓度越大，即pH越大，H2O2分解速率越快，错误；C项，由图可知，Mn2＋存在时，0.1mol·L－1NaOH溶液中H2

8、O2的分解