化学选择性反应

化学选择性反应（精选8篇）

化学选择性反应 篇1

化工研究人员一直致力于有机化学反应研究,就是希望能够早日掌握其反应规律,做好化工研究和生产工作。尤其是有机合成设计,能够准确把握其反应规律,使其在特定位置产生特定反应,进而实现化学反应的优化设计,更好地完成目标分子合成。

1 有机化学反应选择性规律的内容

反应选择性指的是在特定条件下,同一底物分子在不同位置或是方向上所发生的反应产物往往存着好几种可能性。而当某反应产物的实际生产率较高时,那么它的反应选择性势必也更高。同理可证,反应产物生产率低,反应选择性更低。有机化学反应选择性可概括为化学选择性、官能团键选择性、区域选择性和例题选择性等内容。鉴于立体选择性规律受到诸多因素的影响,在此本文就不多加赘述。结构决定性质可以理解为物质结构决定其性质,这已经是公认的化学选择性规律。本文仅针对有机反应区域性选择及官能团键选择,这两项内容进行分析。

2 有机化学反应选择性规律研究

有机反应共价键开裂方式,主要包括: 均裂、异裂,而这两种反应所产生的结果也有所不同,但都是离子反应,自由基由均裂产生,正负离子由异裂生成。如若按试剂进行区分又可将离子型反应分为: 亲核反应、亲点反应,其中,能够在离子反应中接受电子的试剂则成为亲点试剂或亲电体,在反应过程中给出电子的试剂则被称为亲核体或亲核试剂。实际上离子型反应就是亲核体和亲电体间的相互作用,根据亲电反应实例共同遵循的原则,电性相异作用成键,能够快速发生反应的,电性差一定很大,亲核反应同样如此。

从以上化学反应公式可以看出,同一底物的两个不同基因,能够与同一试剂进行作用,且与不同试剂进行相互反应时得到的产物也不尽相同。

为了验证以上说法的正确性和真实性,笔者做了不同环境下的反应底物也就是上图中的—NH2和—OH所表现出来的亲核性,该反应证实了不同环境下拥有不同基因的一个底物亲核性存在一定的差异。

在吡啶中,吡啶的PbK= 8. 8,与三乙胺相比碱性较弱,邻氨基苯酚在吡啶环境中电离性减小,而亲核性较强的氨基与对甲苯磺酞氯反应性增大。因而得出以上结论。我们将亲核性排序为0—> NH2> OH。

而总结上述化学反应公式,我们可以看出,不论是亲电反应还是亲核反应都能够直接与带正电或者负电的底物、试剂相互之间作用成键。所以,笔者将其反应规律总结为: 遵循这异电相吸引成键的原理。而该原理验证了有机反应的区域性选择规律,可将其运用到离子型有机反应的考察和分析当中,并作为区域选择性规律进行大面积的广泛推广。

3 官能团键性选择规律

在亲电反应、亲核反应及一些氧化还原反应中,我们可以利用异电相吸成键这一规律。但也并不是所有的反应都能够应用异电相吸成键这一规律,也有极性反应,这就不是异电相吸规律能够解释和说明的了。例如LIAIH4、Na BH4等能够实现羰基的还原,但对于的还原却无能为力。如:我们可以用联亚氨进行还原烯和炔中的物质的还原,但是对于羰基或羚基还原就不适用了。联亚氨是一种极不稳定的化合物,在以肼类化合物为原料的化学反应当中,我们就可以适当添加氧化剂制备,而不经分离直接反应。也就是。我们可以将联亚氨还原烯烃过程如下:

当肼发生氧化反应时会成为联亚氨,而联亚氨又与烯共同构成了一个非极性过渡态的中间体。当氢转移到不饱和键上时,会放出氮气并完成还原反应。

加成为顺式加成,联亚氨本身具有较好选择性,只还原C≡C和C = C不影响其他易还原的等。比如:

同时以上两个例子还可以看出反式烯比顺式烯易被还原,我们还可作出如下验证:

由上述反应可以看出,1、3 位上的双键在作用之下产生了还原反应,2 位上的双键则没有被还原,而从位置上我们能够看出,1、3 位的双键属于反式烯烃,2 位上的烯烃则是顺式烯烃。因此,通过上述众多的反应示例,我们还能够分析出一个反应原理,即: 极性试剂与官能团能够进行极性键反应,非极性试剂与官能团能够进行非极性键反应。反式烯比顺式烯更容易被还原,这也进一步说明了联亚氨对极性小的官能团极易进行还原。因为分子的极性是: 顺式> 反式。而本文则选择性的将官能团键性与试剂键性相结合,则可归纳规律为: 键性相匹配。

4 结论

通过一系列的实例验证,可以将有机反应选择性规律总结如下,即: 区域性选择规律,也就是异电相吸成键规律与官能团键性选择规律二者不仅是实验规律,同时也是真实客观存在的规律。笔者希望通过官能团键性和试剂键性二者相结合的研究,能够为有机反应合成的深入研究提供一点意见和建议。

参考文献

[1]徐景侠.头孢唑兰和头孢克定侧链酸合成研究[J].安徽医药,2011(3).

[2]甘亚,孙俊梅,郭晓强,等.拉氧头孢7位侧链的合成[J].成都大学学报:自然科学版,2010(1).

化学选择性反应 篇2

我说课的题目是人教版化学选修二《化学反应热的计算》.下面我将从说教材、说教法、说学法、教学过程等几个方面展开说课。1说教材

（1）地位和作用

能源是人类生存和发展的重要物质基础，本章通过化学能与热能转化规律的研究帮助学生认识热化学原理在生产、生活和科学研究中的应用，了解化学在解决能源危机中的重要作用，知道节约能源、提高能量利用率的实际意义。

在必修化学2中，学生初步学习了化学能与热能的知识，对于化学键与化学反应中能量变化的关系、化学能与热能的相互转化有了一定的认识，本章是在此基础上的扩展与提高。引入了焓变的概念，使学生认识到在化学反应中能量的释放或吸收是以发生变化的物质为基础的，二者密不可分，但以物质为主。而能量的多少则是以反应物和产物的物质的量为基础。把对于化学反应中的能量变化的定性分析变成了定量分析。解决了各种热效应的测量和计算的问题。在这一节里，我们将进一步讨论在特定条件下，化学反应中能量变化以热效应表现时的“质”“能”关系，这既是理论联系实际方面的重要内容，对于学生进一步认识化学反应规律和特点也具有重要意义。

本节内容是第一章的重点，因为热化学研究的主要内容之一就是反应热效应的计算。反应热的计算对于燃料燃烧和反应条件的控制、热工和化工设备的设计都具有重要意义。（2）学习目标

（一）知识与技能目标

1．了解反应途径与反应体系

2.理解盖斯定律的涵义，能用盖斯定律进行有关反应热的简单计算。3．能利用热化学方程式进行有关反应热的简单计算；

（二）过程与方法目标

1．从途径角度、能量守恒角度分析和论证盖斯定律，培养分析问题的能力； 2．通过热化学方程式的计算和盖斯定律的有关计算，培养计算能力。

（三）情感态度与价值观目标

1．通过对盖斯定律的发现过程及其应用的学习，感受化学科学对人类生活和社会发展的贡献。同时养成深入细致的思考习惯。

2．通过加强练习，及时巩固所学知识，养成良好学习习惯；形成良好的书写习惯。（3）学习重难点

1． 盖斯定律的涵义和根据盖斯定律进行反应热的计算； 2． 根据热化学方程式进行反应热的计算（4）教具准备 多媒体课件 二 说教法

a.类比法-创设问题情境，引导学生自主探究-从途径角度理解盖斯定律 b.推理法-从能量守恒角度理解盖斯定律 c.言语传递法—适时引导

d.实践训练法—例题分析、当堂训练 教学中还要注意的问题：

1、引导学生准确理解反应热、燃烧热、盖斯定律等理论概念，熟悉热化学方程式的书写，重视概念和热化学方程式的应用

2、进行有关燃烧热计算时，要强调以1mol纯物质为标准，因此须注意热化学方程式中物质的化学计量数和反应的△H相对应（物质的化学计量数出现分数形式）。同时还要注意物质的量、物质的质量、气体摩尔体积等之间的换算关系，但还要强调是以1mol纯物质完全燃作标准来进行的。

3、有关反应热的计算与有关物质的量的计算联系很紧密，在计算过程中要注意培养学生综合应

1.3化学反应热的计算

用知识的能力。

4、可以适当补充一些不同类型的习题，发现问题及时解决。如以煤、石油和天然气的主要成分发生燃烧的反应为例，不仅巩固、落实了知识和计算能力，还能通过计算的结果说明这些物质燃烧时，其△H的数值都很大，进一步认识煤、石油、天然气是当今世界上最重要的化石燃料。唤起学生资源利用和保护环境的意识和责任感。

5、在教学过程中还应注意以下几点：（1）明确解题模式：审题→分析→求解（2）有关热化学方程式及有关单位书写正确。（3）计算准确（4）反思解题关键处（燃烧热的标准、热化学方程式的含义）及错误易发处 三 说学法

化学是一门以实验为基础的科学，学生通过直观生动的实验来学习，才能留下深刻的印象，也最具有说服力。教学时，我注意及时创设问题情景，引导学生对实验现象进行分析，同时利用这些富于启发性的问题，活跃学生思维，学会或增强分析总结问题的能力。因此学法指导使课堂教学进入素质教育领域的重要方面，根据教材特点和学生特点，本节课进行以下学法指导：1.自主学习能力

2.实验探究能力

3.运用化学知识能力 四 教学过程

环节一 知识铺垫： 与旧知识“燃烧热”相衔接，减少学生的陌生感，且为学生设计测定“H2(g)+1/2O2(g)==H2O(g)

△H1=-241.8kJ/mol，H2O(g)==H2O(l)

△H2=-44kJ/mol 那么，H2的燃烧热△H应该是多少？

做好知识与理解的铺垫

复习燃烧热的概念及其计算，从旧知出发能把学生的认知情绪激发起来，并为新知的掌握做铺垫

环节二 创设情景 如何测出这个反应的反应热：C(s)+1/2O2(g)==CO(g)ΔH1=? 引入新课

思考并回答：①能直接测出吗？如何测？

②若不能直接测出，怎么办？

创设问题情境，激发学生思维，培养学习兴趣

环节三 盖斯定律的引出 分析教材中的插图1-9，在进行类比，得出盖斯定律，并从能量守

恒角度加以理解

培养阅读自学能力和自我检查的意识 环节四 盖斯定律

适当练习，及时发现问题，及时解决。通过练习，的应用

加深对概念本身的理解盖斯定律和加强概念的应用。

检测学习效果，巩固所学知识 环节五 小结盖斯

定律、作业 归纳小结 突出重点 促使学生的知识条理化 系统化

五 板书设计

第三节 化学反应热的计算 一 盖斯定律

1．盖斯定律的内容： ΔH3=ΔH1+ΔH2

2.盖斯定律的应用：

化学备课应有“化学反应” 篇3

四、学生进行自我考试

过去, 考试都由老师负责出题, 学生被动复习和学习, 这就容易导致掌握知识不够全面。要想学生能全面掌握知识, 主动学习, 就应该放手让学生相互之间进行自我考试。我们可以要求学生围绕教材的基本内容, 在不能出偏、出怪的前提下出考卷, 互相考、及时批、当堂订正。出卷的方法可以是个人, 也可以是以小组集体出。通过学生进行自我考试, 我发现效果很好。学生都能自觉地复习知识, 甚至还从其他参考书中找试题类型, 都想把考卷出得形式新, 内容多, 难度适当。结果学习差的学生都动起来了, 因为要考别人, 自己就必须要先弄明白, 并做出标准答案及定出评分标准。这样一来, 会的知识和不懂的知识都找出来并搞懂了。而且每次学生进行自我考试后, 我都会组织全班同学进行一次评价, 对出试卷评价好的学生和小组给予表扬。这样, 充分调动了学生学习的积极性和主动性, 学生真正成了学习的主人。

应用文写作这一门课程比较枯燥, 要想学生对这门课程感兴趣并不是朝夕之间便可达到。但只要我们能正视学生的主体地位, 民主教学, 让学生参与教学过程, 就能充分调动学生学习的积极主动性, 就能激发学生对应用文写作的学习兴趣, 从而提高教学效果。

(梅州农业学校)

只有备好课, 才能上好课, 这个道理地球人都知道。备课应当是一种高级脑力活动, 它展示的是教师专业知识、能力的深度和广度。但更多时候, 我们见到的是教师将现成教案抄写到备课笔记本上, 这种“搬运工”式备课不利于教师的专业成长。教师年复一年抄教案, 每天“重复着昨天的故事”, 是登不上新课改的客船的。我认为, 要让备课高效, 需要教师富有深度备课理念, 在教材中走个来回, 让课堂教学深入浅出, 实现备课的“化学反应”。

一、备课标, 实现“分解反应”

《初中化学课程标准》为教师课堂教学提供了行动指南, 为初中化学教师的专业化发展指出了努力的方向。化学教师备课应该将新课程标准理念深谙于胸, 把理念与具体的教学内容结合起来, 实现“分解反应”。《标准》对原有知识结构进行了调整, 删除了部分繁难的内容, 增加了不少生活化、实践性素材。教师在备课时, 要认识到化学教学应由知识为中心向以学生发展为本转变;在教学的时空上, 可以通过社区访问、实地调查、网络学习、跨学科课题研究等方式进行。教师的教学方式应向师生合作互动式转变, 要将过往大量的“自我表演”时间和空间还给学生, 保证学生有更多的时间动手操作、小组讨论、合作交流、独立思考。当然, 学习方式的转变并不是“抛弃”原有讲解式、接受式学习, 而是多种学习方式并存;化学课程向学生发展为本方向转变也并不意味放弃基础, 若是这样, 教学便是无源之水了。这里关键是一个“度”的把握, 这就需要教师对课标的透彻理解, 对教材的有效开发。

二、备教材, 实现“还原反应”

化学备课时要以新课标理念为指导, 深入钻研教材, 理解编写者的意图, 弄清教学内容中每个知识点的前后联系, 对书本插图的构思、练习题的安排也要了如指掌。同时, 教师要深入到“用教材教”的层面, 将教材编写意图、教师对教材的理解和学生的学习需求有机结合起来, 实现“还原反应”。教师要对初中化学的基本概念、基本理论、元素及化合物知识、有机化合物知识、化学计算和化学实验了然于胸, 要知道各个知识点的联系;要明确本单元、本课题的教学内容在教材中的地位作用, 科学确定课题的重点、难点、疑点、亮点等内容。如学习酸、碱、盐的溶解性时, 很多学生容易混淆, 教师可以结合教材, 引导学生归纳出口诀:“钾钠铵盐硝酸盐, 全部都属可溶盐;硫酸盐不溶钡和铅;酸易溶, 碱难溶;氯化物不溶银亚汞;碳酸盐, 多不溶。”教师还可以通过深度备课, 将平面教材立体化, 单一活动多元化, 激发学生的学习兴趣, 知道化学与生活息息相关, 擦亮眼睛, 发现化学就在身边, 从而促进学生高效学习。

三、备学生, 实现“置换反应”

教学的一切目的都指向于学生的发展, 否则, 所有的教法都是空中楼阁。因此, 教师备课时, 一定要找到学生学习的最近发展区, 要进行换位思考, 想想如果自己是学生, 学习这个章节化学知识时, 可能会碰到哪些困难, 会用什么方法解决问题。这样, 教师就会思考用怎样的语言表述更精练、更生动形象, 又能把教学内容充分表达出来, 增强教学设计的针对性。实现备课的“置换反应”有利于让学生“动起来”, 以学定教。例如, 学生初学化学方程式时, 我发现不少学生不是忘了写反应条件, 就是不配平或不标“↑、↓”。略一提示, 会自己订正, 但下次作业又会犯同样的错误。因此, 备课时, 我选择了“示错法”, 让学生先预习, 注意书写中容易出错的地方, 教师板书常用方程式时故意写错几道。学生通过预习, 会发现教师书写的错误, 然后“大家一起来找茬”, 从改正错误中找到方法和规律, 变“要我学”为“我要学”, 学习效率大为提高。

四、备反思, 实现“中和反应”

斯金纳有条著名的教师成长公式:“教师成长=经验+反思”。其实, 上完一节化学课, 这节课并还没有真正结束, 教师需要静下心来反思, 思失、思得、思惑, 通过反思、体悟、总结, 实现课堂教学再出发, 这就是二次备课。通过二次备课乃至多次备课, 促使教师成为“反思的实践者”, 实现备课的“中和反应”。例如, 用高锰酸钾制取氧气时, 学生对在试管口塞一团棉花的原因理解不深。有一次, 我在演示实验时忘记了塞棉花, 导致水槽中的水变成紫红色, 面对这一失误, 我将错就错, 让学生说说水变色的原因, 并进行二次实验, 让学生通过对比, 对塞棉花的作用有了深刻的认识。我在此基础上进一步思考, 在初中化学教学中, 还有哪些可以将错就错利用的资源, 如何挖掘、利用才能达到“润物细无声”的教学效果, 实现思考的系统化。

也谈化学原理和化学反应 篇4

关键词：化学,原理,化学反应

化学原理是重要又难理解的内容, 但实际上它所反映的科学规律和其他学科所表现出的规律是一致的。在枯燥的化学规律教学中, 如果能把难懂的化学规律用人们所熟悉的现象去解释, 不仅可以使学生深入思考问题, 活学活用化学原理, 还可以调节课堂气氛, 增强学生学习的积极性和主动性。更主要的是对其他学科所表现的某些规律找到理论依据, 从哲学的角度解释社会学中某些疑难的问题。所以用熟悉的社会学现象理解或解释抽象的化学理论是可行的。

一、平衡移动原理和环境与物种相对变化的讨论

1. 平衡移动原理的讨论

平衡移动原理亦称为勒沙特列原理。在中学教科书中叙述如下:如果改变影响平衡的一个条件 (如浓度、压强或温度等) , 平衡就向能减弱这种改变的方向移动。例如:在一定条件下一个已经达到平衡的反应N2+3H2葑2NH3中, 再充入N2, 此时即人为地增加了N2的浓度, 化学反应系统要减弱这种改变就会正向移动以降低N2的浓度直至建立新的平衡。

2. 生物学举例

环境对物种进行定向选择。即由环境对种群发生不利的变化时, 种群会产生减弱这种变化的趋势, 引起种群自身的改变而适应这种环境的变化, 即减弱了变化给它们带来的不利影响, 具体表现为物竞天择和种内斗争。

3. 化学原理与生物学理论类比

(1) 强调化学平衡与生态环境系统的对应。

(2) 在已经平衡的体系中加入N2和环境的变化相对应。

(3) 化学平衡要减弱N2浓度的改变, 就要正向移动, 相应的, 物种要削弱这种改变, 就要适应这种变化的环境。

4. 结论

勒沙特列原理不只是适用于化学平衡, 而是普遍原理, 从生物学到生理学再到社会学, 无一不遵从“泛化的勒沙特列原理”———在外来因素引起系统内部平衡改变时, 系统有通过自我调节恢复到原初稳定状态的趋势。

二、微粒的氧化性及其阴离子的还原性大小规律和人们对财物需求大小的讨论

1. 微粒氧化性及其阴离子还原性大小的讨论

单质的氧化性越弱, 则它对应的阴离子的还原性越强, 反之亦然。例如, 氧化性Cl2>Br2>I2, 亦即Cl2、Br2、I2的得电子能力依次减弱, 一旦得到电子后对应的阴离子的失电子能力依次增强, 亦即还原性Cl-<Br-<I-。反之亦然。

2. 人们对某物品需求大小的讨论

如果人们对某物品的需求程度非常之高, 则他一旦获得该物品后就会倍加珍惜, 要让他失去该物品则非常困难。例如, 张三、李四都面临很多事务, 需要大量的钱, 但由于志趣、个性、成长环境的不同而表现出张三比李四想得到金钱的欲望更强烈, 他们一旦挣到等量的钱以后, 在花钱的时候, 张三就要精打细算显得很爱惜, 而李四则大手大脚显得很奢侈。

3. 化学原理与人们对财物心理需求的类比

(1) 强调Cl2的强氧化性与张三对财物的强烈需求相对应, 强调I2的弱氧化性与李四对财物的一般需求相对应。

(2) 强调Cl-的弱还原性与张三挣钱后花钱时精打细算的表现相对应, 强调I-的强还原性与李四挣钱后花钱时大方的表现相对应。

4. 结论

微粒的氧化性越强则它的阴离子的还原性越弱, 反之亦然。某人对某物或钱的需求越强则他得到该物后则更难舍弃它, 道理完全吻合, 抽象原理更加形象化。

三、石墨转变成金刚石和后进生转变成优秀生的讨论

1. 石墨与金刚石的化学认识

石墨与金刚石互为同素异形体, 都是碳元素组成的单质, 然而二者在结构组成、物理化学性质、用途、市场前景等方面存在着很大的差异。

2. 社会学举例

小明是高三 (8) 班的一名学生, 他在不同的思想状态下表现出了不同的人生追求和价值取向。小明在意志消沉、情绪低迷的状态下, 沉迷网络, 不求进取, 打架斗殴, 甚至自暴自弃。为此, 老师和家长做了细致的思想工作, 帮助小明改掉了以前的不良习惯, 战胜了自我日复一日的痛苦历练。功夫不负有心人, 思想转变后的他有了自己的理想, 他拼搏上进, 成绩逐渐变得优秀, 也时常参与班级活动, 生活中常常以出色的表现实现自我价值。

3. 化学原理与社会学理论类比

(1) 强调小明本人与碳元素的对应。

(2) 在低迷的思想状态下表现出的素质与价值和石墨的对应。在积极进取的思想引领下表现出的素质与价值和金刚石的对应。

(3) 强调素质与价值的改变过程和石墨与金刚石的转变过程对应。

4. 结论

石墨与金刚石都是由碳元素组成的, 但性格用途却完全不同。石墨漆黑一团, 柔软细腻;而金刚石光彩夺目, 坚硬无比。它们的性格之所以不同, 只是因为碳原子的排列顺序不同。然而在高温高压和催化剂作用下, 石墨可以转变成金刚石。

化学选择性反应 篇5

一、化学反应速率

1. 化学反应速率的意义

化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢程度的.

2. 化学反应速率的研究对象

化学反应速率的研究对象是所有的化学反应(包括可逆反应).

3. 化学反应速率的表示方法

化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示.

4. 化学反应速率的数学表达式

化学反应速率的数学表达式为.其中,v表示化学反应速率,常用的单位为mol·L-1·s-1或mol·L-1·min-1;Δc表示浓度变化,浓度常用的单位为mol·L-1;Δt表示反应时间,时间常用的单位为s或min.

5. 化学反应速率的知识规律

(1)化学反应速率是指单位时间内的平均反应速率.

(2)同一化学反应,用不同物质浓度的变化表示的化学反应速率,其数值可能相等,也可能不相等,但意义相同,即表示同一反应的化学反应速率.

(3)同一化学反应,用不同物质浓度的变化表示的化学反应速率,其化学反应速度之比等于化学方程式中对应物质的化学计量数之比(这一规律可简称为:反应速率之比等于对应物质的化学计量数之比).

6. 外界因素对化学反应速率的影响

化学反应速率不仅跟反应物的性质(内因)有关,而且跟浓度、压强、温度、催化剂等外界因素有关.

(1)浓度:当其他条件不变时,增加反应物的浓度,可以增大化学反应速率;减小反应物的浓度,可以减小化学反应速率.

注意:①改变固体或纯液体反应物(其浓度可视为常数)的量,可认为对化学反应速率无影响.

②当其他条件不变时,增大反应物的浓度,单位体积内反应物的分子数增加,活化分子数也相应增大.单位时间内的有效碰撞数也相应增多,化学反应速率就增大.因此,增大反应物的浓度可以增大化学反应速率;反之,可以减小化学反应速率.

③对于可逆反应,增加反应物的浓度,正反应速率急剧增加,逆反应速率在原来的基础上逐渐增大;增加生成物的浓度,逆反应速率急剧增加,正反应速率在原来的基础上逐渐增大;减小反应物的浓度,正反应速率急剧减小,逆反应速率在原来的基础上逐渐减小;减小生成物的浓度,逆反应速率急剧减小,正反应速率在原来的基础上逐渐减小.

(2)压强:对于有气体参加的反应,当温度一定时,增大压强,可以增大化学反应速率;减小压强,可以减小化学反应速率.

注意:①对于无气体参加的反应,改变压强,可认为对化学反应速率无影响(因压强对固体、液体的体积几乎无影响).

②对于有气体参加的反应,当温度一定时,增大压强,气体的体积减小,浓度增大,单位体积内反应物的分子数和活化分子数增多,单位时间内的有效碰撞数也增多,使化学反应速率增大;反之,使化学反应速率减小.

③对于反应前后气体体积改变的可逆反应,增大压强,正、逆反应速率均增大,但气体体积大的一端反应速率增加更大;减小压强,正、逆反应速率均减小,但气体体积大的一端反应速率减小更多.对于反应前后气体体积不变的可逆反应,增大压强,正、逆反应速率同等程度增大;减小压强,正、逆反应速率同等程度减小.

(3)温度:当其他条件不变时,升高温度,一般可以增大化学反应速率;降低温度,一般可以减小化学反应速率.一般来说,温度每升高10℃,化学反应速率通常增大到原来的2～4倍.

注意:①当其他条件不变时,升高温度,反应物分子的能量增加,使一部分原来能量较低的分子变成活化分子,从而增加了反应物分子中活化分子的百分数,使有效碰撞次数增多,因而使化学反应速率增大.当然,由于温度升高,会使分子的运动加快,这样单位时间里反应物分子间的碰撞次数增加,反应也会相应地加快,但这不是反应加快的主要原因,而前者是反应加快的主要原因.反之,使化学反应速率减小.

②对于可逆反应,升高温度,正、逆反应速率均增大,但吸热反应的速率增加更大;降低温度,正、逆反应速率均减小,但吸热反应的速率减小更多.

(4)催化剂:使用正催化剂,可以增大化学反应速率;使用负催化剂,可以减小化学反应速率.

注意:①若不指明,通常所说的催化剂是指正催化剂.

②催化剂能够增大化学反应速率的原因,是它能够降低反应所需要的能量,这样会使更多的反应物分子成为活化分子,大大增加单位体积内反应物分子中活化分子所占的百分数,使有效碰撞次数大大增多,从而成千上万倍地增大化学反应速率.

③对于可逆反应,催化剂可以同等程度地改变正、逆反应速率.

(5)其他因素:①表面积:增大固体反应物的表面积,可以增大化学反应速率.②光照:光照一般也可以增大某些反应的化学反应速率.此外,还有激光、超声波、放射线、电磁波和溶剂的性质等,也会影响某些反应的化学反应速率.

7. 化学反应速率与化学平衡的内在联系

(1)化学平衡状态的本质特征是可逆反应的正逆反应速率相等.

(2)化学平衡移动的根本原因是可逆反应的正逆反应速率不相等.当正反应速率大于逆反应速率时,平衡向正反应方向移动;当逆反应速率大于正反应速率时,平衡向逆反应方向移动.

(3)化学反应速率越大,可逆反应达到化学平衡所需时间越短.

二、化学平衡

1. 化学平衡的意义

化学平衡是研究可逆反应进行的程度以及各种条件对反应进行程度的影响等.

2. 化学平衡研究的对象

化学平衡研究的对象是可逆反应.

3. 化学平衡状态的概念

化学平衡状态是指在一定条件下的可逆反应里,正反应和逆反应的速率相等,反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态.

4. 化学平衡的特点

化学平衡具有三大特点.①“动”:是指化学平衡是一个动态平衡,即v正=v逆≠0.②“定”:是指达到平衡时反应混合物中各组分的浓度一定(保持不变).③“变”:是指当外界条件发生改变时,原来的平衡被破坏而发生移动,在新的条件下建立新的化学平衡.

5. 化学平衡状态的标志

根据化学平衡状态的本质可知,化学平衡状态具有以下标志(只要具有以下标志之一,即可判断可逆反应达到了化学平衡状态).

(1)用同一物质(反应物或生成物)浓度变化表示的正反应速率与逆反应速率相等.

(2)用不同物质(反应物或生成物或反应物与生成物)浓度变化表示的正反应速率与逆反应速率之比等于化学方程式中对应物质的化学计量数之比.

(3)可逆反应的正反应速率和逆反应速率不再随时间发生变化.

(4)反应体系中各组分的质量或质量之比或质量分数不再随时间发生变化.

(5)反应体系中各反应物或生成物的总质量(注意不是指反应物和生成物的总质量)不再随时间发生变化.

(6)反应体系中各组分的物质的量或物质的量之比或物质的量分数不再随时间发生变化.

(7)对于反应前后化学计量数不相等的可逆反应,各反应物或生成物的总物质的量不再随时间发生变化.

(8)对于反应前后气体总体积不相等的可逆反应,气体物质总物质的量不再随时间发生变化.

(9)等温等压时,反应体系中各气体组分的体积或体积之比或体积分数不再随时间发生变化.

(10)在等温等容时,气态物质各组分的分压不再随时间发生变化.

(11)在等温等容时,对于反应前后气体总体积不相等的可逆反应,气体组分的总压强(容器内的总压强)不再随时间发生变化.

(12)反应体系中各组分(不包括固体或纯液体)的物质的量浓度不再随时间发生变化.

(13)对于反应前后气体总体积不相等的可逆反应,混合气体的密度或平均相对分子质量不再随时间发生变化.

(14)反应物的转化率或产物的产率不再随时间发生变化,且在一定条件下为最大值.

6. 等效平衡.

(1)等效平衡的概念:在一定条件下,对于同一可逆反应,无论是从正反应开始,还是从逆反应开始,反应结果均达到相同的平衡状态,这样的平衡叫做等效平衡.

(2)等效平衡的判断:①在等温等容条件下:a.对于反应前后气体体积(物质的量)不等的可逆反应,改变起始时加入物质的物质的量,如果用极端假设法通过化学计量数换算成同一边的物质(反应物或生成物,下同),其物质的量与原平衡相同,则两平衡等效.b.对于反应前后气体体积(物质的量)相等的可逆反应,改变起始时加入物质的物质的量,如果用极端假设法通过化学计量数换算成同一边的物质,其物质的量之比与原平衡相同,则两平衡等效.②等温等压条件下:无论对于反应前后气体体积(物质的量)不等的可逆反应,还是对于反应前后气体体积(物质的量)相等的可逆反应,改变起始时加入物质的物质的量,只要用极端假设法通过化学计量数换算成同一边的物质,其物质的量之比与原平衡相同,则两平衡等效.

7. 外界因素对化学平衡的影响

可逆反应中旧化学平衡的破坏、新化学平衡的建立过程叫做化学平衡的移动.化学平衡移动的实质是:外界条件(如浓度、压强、温度等)的改变,引起正、逆反应速率的改变,使v正≠v逆,从而使化学平衡发生移动.若条件改变使v正>v逆,则化学平衡向正反应方向移动;若条件改变使v正

(1)浓度:在其他条件不变的情况下,增大反应物的浓度或减小生成物的浓度,都可以使化学平衡向正反应的方向移动;增大生成物的浓度或减小反应物的浓度,都可以使化学平衡向逆反应的方向移动.

注意:①浓度对化学平衡的影响仅适用于有气体或溶液参加的反应.②改变固体或纯液体的量,其浓度不改变,对化学反应速率无影响,不能使化学平衡移动.

(2)压强:在其他条件不变的情况下,增大压强,会使化学平衡向着气体体积缩小的方向移动;减小压强,会使化学平衡向着气体体积增大的方向移动.

注意:①对于反应前后气态物质的总体积没有变化的可逆反应,改变压强,使v正、v逆变化的程度相同(即v正=v逆),化学平衡不移动.②对于平衡混合物都是固体或液体或溶液的反应,由于改变压强对其浓度的影响很小,可认为改变压强不影响其化学反应速率,因此不能使化学平衡移动.③若在恒温恒容条件下向平衡体系中加入惰性气体(在化学反应中,加入的不参与反应的气体称为化学反应的惰性气体),总压增大,但各气体物质的浓度不变,化学平衡不移动;若在恒温恒压条件下向平衡体系中加入惰性气体,体积增大,各气体物质的浓度减小,化学平衡向气体体积增大的方向移动.

(3)温度:在其他条件不变的情况下,温度升高,会使化学平衡向着吸热反应的方向移动;温度降低,会使化学平衡向着放热反应的方向移动.

注意:在其他条件不变的情况下,升高温度,会使正、逆反应速率都加快,但吸热反应的反应速率增大的幅度比放热反应的反应速率增大的幅度大,使化学平衡向吸热反应的方向移动;降低温度,会使正、逆反应速率都减小,但吸热反应的反应速率减小的幅度比放热反应的反应速率减小的幅度大,使化学平衡向放热反应的方向移动.

(4)催化剂:在其他条件不变的情况下,使用适当的催化剂,能同等程度改变正逆反应的速率,不能使化学平衡移动,但能改变可逆反应达到平衡所需的时间.

8. 外界条件的改变对平衡转化率的影响

(1)在其他条件不变时,改变温度或压强,若化学平衡向正反应方向移动,则反应物的转化率一定增大;若化学平衡向逆反应方向移动,则反应物的转化率一定减小.

(2)在其他条件不变时,若减小生成物的浓度,平衡向正反应方向移动,则反应物的转化率一定增大.

(3)若反应物只有一种,如:aA(g)⇌bB(g)+cC(g),增大反应物A的浓度,平衡向正反应方向移动,反应物A的转化率变化与化学计量数有关:①当a=b+c时,A的转化率不变;②当a>b+c时,A的转化率增大;③当a

(4)若反应物不止一种,如aA(g)+bB(g)⇌cC(g)+dD(g),若只增加反应物A的浓度,平衡向正反应方向移动,B的转化率一定增大,而A的转化率一般是减小的.若按原比例同倍数地增加反应物A和B的浓度,平衡向正反应方向移动,反应物A、B的转化率与化学计量数有关:①当a+b=c+d时,A、B的转化率不变;②当a+b>c+d时,A、B的转化率都增大;③当a+b

9. 勒夏特列原理

化学反应速率和化学平衡专题突破 篇6

一、化学反应速率

高频考点1:有关反应速率的计算

1.对于固体、纯液体以及既是反应物又是溶剂的水,浓度可视为常数,所以不用它们来表示化学反应速率。

2. 同一反应在相同时间内 , 选用不同物质表示的反应速率 , 其数值大小可能不同 , 但意义相同 , 都表示了同一反应进行的快慢 。 对于反应

3.化学反应速率的计算方法:

( 1 ) 公式法 : 利用直接进行计算 。

(2)关系法:利用“速率之比=方程式计量数之比= 各物质浓度变化量(Δc)之比= 各物质的物质的量的变化量(Δn)之比”进行计算。

例1.将等物质的量的X、Y置于2L密闭容器中,发生反应:3X(g)+Y(g)幑幐aM(g)+ 2N(g)。经5min后达到平衡,平衡时测得N的浓度为0.5mol·L－１,c(X)∶c(Y)=3∶5, v(M) = 0.1mol·L－１·min－１。 则a =_____;前5min内Y的反应速率v(Y)= _____。

高频考点2:化学反应速率大小的比较

反应速率大小比较的方法是“二转一比”, 即不同物质表示的反应速率转化成用同一物质表示的反应速率,单位不统一的转化成同一单位,然后再比较数值的大小。

例2.可逆反应A(s)+3B(g)幑幐2C(g)+ 2D(g),在不同条件下的化学反应速率如下,其中表示的反应速率最快的是( )

解析 : 通过方程式的计量数 , 将不同物质表示的反应速率折算成用物质B表示的反应速率后再进行比较 。 A项 , 物质A是固体 , 不能表示反应 速率 ; C项 ,

高频考点3:影响化学反应速率的主要因素

1.浓度因素只适用于有气体参加的反应或溶液中发生的反应,因为固体物质浓度视为常数,增加固体量,反应速率不变。另外,纯液态物质的浓度也视为常数。

2.压强因素只适用于有气体参加或生成的反应(不一定全部是气体),因为改变压强对固体、液体或溶液的浓度影响很小,浓度不变,反应速率也不变。且压强对气体反应速率的影响与浓度相同。

3. 温度因素适用于任何化学反应 。 无论是吸热还是放热反应 , 一般温度每升高10 ℃ , 反应速率增大2~4倍 , 计算公式 为

4.气体反应体系中充入不参与反应的惰性气体时,对反应速率的影响如下:

(1)恒容:充入“惰性气体”,气体总压强增大,但各物质浓度不变(活化分子浓度不变),反应速率不变。

(2)恒压:充入“惰性气体”,气体体积增大, 各物质浓度减小(活化分子浓度减小),反应速率减慢。

例3.下列说法正确的是( )

1决定化学反应速率的内在因素是反应物本身的性质2减小反应物浓度,化学反应速率一定减慢3其他条件不变,温度越高,反应速率越快4不管什么反应,增大浓度,或加热,或加压,或使用催化剂,都可以加快反应速率5在恒温条件下,增大压强,化学反应速率一定加快6在一定条件下,增加反应物的量, 化学反应速率一定加快

A.13 B.25 C.36 D.14

解析:影响化学反应速率的主要因素是反应物的本性,1正确;2缺少“在其他条件不变” 这一前提条件,不正确;3正确;加压对没有气体物质参加的反应的反应速率影响不大,45错误;增加固体反应物的量,化学反应速率不变,6错误。答案为A。

高频考点4:化学反应速率图像分析

例4.T ℃ 下,在2L的密闭容器中,X、Y、Z三种气体的物质的量随时间变化的曲线如右图所示。 下列描述不正确的是( )

A.反应开始到2min,用Z表示的平均反应速率为0.025mol·L－１·min－１

B.反应开始到2 min,X的物质的量浓度增加了0.2mol·L－１

C.2 min时体系中的压强是开始时的0.9倍

D. 反应的化 学方程式 为

解析 : A项 , 反应开始 到2 min ,; B项 , 2min时X浓度增加 了; C项 , 在同温同容下 , 气体的压强之比等于其物质的量之比 , 故2min时体系中的压 强与开始 时体系中 的压强比 为; D项 , 由 “ 化学计量数之比 = 各物质的物质的量的变化量之比 ” 可知 , 反应的化学方程式为答案为B 。

高频考点5:化学反应速率的探究

研究某一因素对化学反应速率的影响时, 一定要控制变量,保证定多变一。先确定其他因素不变,只变化一种因素,看这种因素与探究的问题存在怎样的关系。确定一种以后,再确定另一种因素与所探究问题之间的关系,最终得出全部影响因素与探究问题之间的关系。

例5.酸性KMnO４和H２C２O４反应的离子方程式为2MnO４－+5H２C２O４+ 6H＋=2Mn２＋+10CO２↑ +8H２O。某实验小组欲通过测定单位时间内生成CO２的速率,探究影响化学反应速率的因素。 设计实验方案如下(KMnO４溶液已酸化):

(1)该反应中氧化剂与还原剂的物质的量之比为_____。

(2)若要研究浓度对化学反应速率的影响, 则使用实验_____和_____(用“Ⅰ~Ⅲ” 表示,下同)。实验Ⅰ和Ⅲ探究的是因素对化学反应速率的影响;相同时间内针筒中所得CO２的体积大小关系是_____>_____ 。

(3)若实验Ⅱ在2 min末收集标准状况下CO２4.48 mL,则在2 min末,c(MnO４－)=_____mol·L－１(假设混合溶液体积为50mL )。

(4)除通过测定一定时间内CO２的体积来比较反应速率外,本实验还可通过测定_____来比较化学反应速率。

(5)小组同学发现反应速率总是如右图,其中t１~t２时间内速率变快的主要原因可能是:1产物Mn２＋是反应的催化剂;2_____。

解析:(1)该反应中MnO４－是氧化剂, H２C２O４是还原剂,二者的物质的量之比为2∶5。

(2)要研究浓度对化学反应速率的影响,可使用实验Ⅰ和Ⅱ。实验Ⅰ和Ⅲ探究的是温度对化学反应速率的影响,升高温度会加快反应速率,所以,温度越高,相同时间内针筒中所得CO２的体积越大,即Ⅲ>Ⅰ。

( 3 ),根据离子方程式知,参加反应的MnO４－的物质的量是0.000 04mol,则剩余的MnO４－的物质的量是0.000 3mol - 0.000 04mol=0.000 26mol,故在2min末, c(MnO４－)=0.005 2mol·L－１。

(4)KMnO４是有颜色的,故还可通过测定KMnO４溶液完全褪色所需时间或产生相同体积的CO２所需时间来比较化学反应速率。

(5)反应放热也会导致t１~t２时间内速率变快。

二、化学平衡

高频考点1:影响化学平衡因素的判断

1.浓度:增大反应物(或生成物)的浓度,正反应(或逆反应)速率立即增大,逆反应(或正反应)速率瞬时不变,随后增大。同理可得减小浓度的情况。改变物质浓度不包括固体和纯液体,即固体和纯液体质量的增加或减少,不影响化学反应速率,也不影响化学平衡的移动。

2.温度:升高温度,正、逆反应速率都增大, 且吸热反应速率增加的倍数大于放热反应速率增加的倍数;降低温度,正、逆反应速率都减小, 且吸热反应速率减小的倍数大于放热反应速率减小的倍数。总之,温度对吸热反应速率的影响较大。

3.压强:对于有气体参加的反应,增大压强,正、逆反应速率均增大,气体体积之和大的一侧增加的倍数大于气体体积之和小的一侧增加的倍数;减小压强,正、逆反应速率均减小,气体体积之和大的一侧减小的倍数大于气体体积之和小的一侧减小的倍数。总之,压强对气体分子数较多一侧的影响更大。

4.催化剂:在其他条件不变时,加入催化剂,可以同等程度地改变正、逆反应的速率,改变达到化学平衡所需要的时间,但化学平衡不移动,也不能改变平衡常数和反应物的转化率。

5.注意:

(1)在恒温恒容下通入惰性气体,虽增大了总压强,但各气体浓度不变,正、逆反应速率不变,对平衡没有影响;在恒温恒压下通入惰性气体,容器体积要扩大,各物质的浓度均要减小, 对平衡体系的影响按减小压强处理。

(2)对于反应前后气体分子数不变的可逆反应,改变压强,平衡不移动,但加压可提高浓度和反应速率,从而缩短到达平衡的时间。

(3)勒夏特列原理能用来判断平衡移动的方向,但不能用来判断建立新平衡所需的时间。 平衡移动的结果是“减弱”这种改变,而不是“消除”。若平衡体系压强为P１,缩小反应体系的体积使其压强增大到P２,此时平衡向着减小反应体系压强的方向移动,达到新平衡时体系的压强为P３,则P３必须满足:P２>P３>P１。且无论平衡怎样移动,任何一种物质的物质的量都大于零。

(4)平衡发生移动时,并不是所有量都变; 平衡不移动也不是所有量都不变。在H２(g)+ I２(g)2HI(g)平衡体系中,缩小反应体系的体积使其压强增大,v正、v逆都增大,平衡不移动,平均分子量不变,总物质的量不变,但浓度变大,混合气体颜色加深。

(5)外界条件对化学反应速率的影响,不要与外界条件对化学平衡移动的影响混淆。不要把v正增大与平衡向正反应方向移动等同起来, 只有v正>v逆时,才使平衡向正反应方向移动。

例6. 对于反应 :。 下列叙述正确的是 ( )

1达到化学平衡时,2v正(A)=v逆(C)2若单位时间内生成x mol C的同时消耗x mol B,则反应达到平衡状态3达到化学平衡时,若增加容器体积,则正反应速率减小,逆反应速率增大4反应速率关系是v(A)∶v(C)= 1∶2,增加A的浓度,则v(A)∶v(C)>1∶2 5升高温度,正反应速率减小,逆反应速率增大,平衡逆向移动6升高温度有利于反应速率增加,从而缩短达到平衡的时间7达到平衡后,升高温度或增大压强都使平衡正向移动8达到平衡后,降低温度或减小压强都使平衡正向移动

A.35 B.248

C.16 D.167

解析:2v正(A)=v正(C),则v正(C)= v逆(C),达到平衡状态,1正确;2中无逆反应速率,2错误;增加容器体积,正、逆反应速率均减小,3错误;增加A的浓度,v(A)∶v(C)仍然等于1∶2,4错误;升高温度使正、逆反应速率都增大,5错误;6正确;该反应的正反应是放热反应,升高温度,平衡逆向移动,7错误;该反应中正反应是气体体积减小的反应,减小压强使平衡逆向移动,8错误。故答案为C。

高频考点2:化学平衡状态的判断

1.根本标志:1v正=v逆,即用速率关系表示化学平衡状态,式中既要有正反应速率,又要有逆反应速率,且两者之比等于该反应中的化学计量数之比;2各组分的质量、物质的量不变;3各组分的浓度或百分含量不变。

2.间接标志:对于有气体存在且反应前后气体的总体积发生改变的反应,如2SO２(g)+ O２(g)2SO３(g),1通过总量:恒温恒压下的V总、恒温恒容下的P总不变,说明反应已达平衡状态;2通过复合量:平均摩尔质量、恒温恒压下的密度不变,说明反应已达平衡状态; 3其他:对于有I２(g)、NO２(g)等有色气体存在的反应体系,若体系的颜色不再发生改变,则反应已达平衡状态。

3.微观标志:如N２(g)+3H２(g)2NH３(g),下列各项均可说明反应达到平衡状态:1断裂1 mol N≡N键的同时生成1 mol N≡N键或生成3 mol H—H键;2生成1 mol N≡N键的同时生成6 mol N—H键或断裂3mol H—H键。

例7. 对于反应, 已经达到平衡状态的标志是 ( )

1反应速率 :2c(H２)∶c(I２)∶c(HI)=1∶1∶2 3c(H２)、 c(I２)、c(HI)不再随时间而改变4单位时间内生成n mol H２的同时生成2n mol HI 5单位时间内生成n mol H２的同时生成n mol I２6v正(I２)=2v逆(HI) 71个I—I键断裂的同时有2个H—I键断裂8恒温恒容时,容器内压强不再变化9恒温恒容时,混合气体的颜色不再变化10恒温恒压时,混合气体的密度不再变化

A.2589 B.16710

C.3479 D.1367

解析 : 反应速率始 终有, 1错误 ; 浓度与起始时投入物质的物质的量有关,2错误;浓度不变,说明已达平衡, 3正确;4说法体现v正=v逆,正确;5说法未体现v正=v逆,错误;v正(I２)=(1/2)v正(HI),对于HI来说v正(HI)=4v逆(HI),正反应速率大于逆反应速率,反应未达到平衡,6错误;7说法体现v正=v逆,正确;压强始终不变,8错误;颜色不变化,说明c(I２)不变,则反应达到平衡, 9正确;恒温恒压下,体积也不变,密度是常数, 10错误。应选3479,故答案为C。

高频考点3 : 化学平衡图像的识别

1. 图像题的解题思路 :

一看方程:看清正反应是吸热还是放热反应,是体积增大还是减小的反应,有无固体物质参加。

二看坐标:看清横坐标和纵坐标表示的物理意义,并与勒夏特列原理挂钩。

三看点线:看清曲线的起点、拐点、终点,注意起点是否通过坐标原点,多条曲线是否有交点,交点有什么意义;注意线段的走向和变化趋势等。

四看补充:看是否需要补充等温或等压辅助线。

2.解答图像题的技巧:

(1)先拐先平:先出现拐点的反应先达到平衡,可能是该反应的温度高、压强大、浓度大。

(2)定一议二:图像中有三个变量时,先固定一个量不变,再讨论另外两个量的关系。

例8.某密闭容器中充入等物质的量的气体A和B,一定温度下发生反应A(g)+xB(g ) 幑幐2C(g),达到平衡后,只改变反应的一个条件,测得容器中物质的浓度、反应速率随时间变化的情况如下图所示:

试回答下列问题:

(1)30min时改变了条件_____,反应方程式中的x =_____;40min时改变了_____条件,正反应为_____反应。

(2)8 min前A的平均反应速率为_____。反应过程中B的转化率最大的时_____间段是min。

(3)20~30 min、30~40 min该反应的平衡常数分别为_____、_____。

解析:(1)由图像可知,30 min时正、逆反应速率均降低,反应物与生成物的浓度瞬时降低,反应仍处于平衡状态,故不是降低温度,而是降低了压强。由开始到平衡,A、B浓度的减少量相同,由此可知,x=1。增大压强,平衡不移动,40min时正、逆反应速率都增大,且逆反应速率大于正反应速率,说明是升温造成的,升温使平衡逆向移动,则正反应为放热反应。

(2)反应从开始到8min时A浓度减少了0.64 mol · L－１,故A的反应速率为20~40min内B的转化率是相同的, 40~54min内平衡逆向移动,B的转化率下降, 故B的转化率最大的时间段是20~40min。

( 3 ) 20 ~ 30 min的平衡常 数; 30~40min 内降低压强 , 温度不变 , 平衡常数不变 , 也为4.0 。

高频考点4 : 平衡转化率的判断

不同条件下的转化率变化规律如下 :

( 1 ) 若反应物起始量之比等于化学计量数之比 , 达到平衡后 , 它们的转化率相等 。

( 2 ) 若反应物起始量之比不等于化学计量数之比 , 达到平衡后 , 过量物质的转化率较小 。

( 3 ) 对于反应( 恒温恒容 ), 若只增加A的量 , 平衡向正反应方向移动 , B的转化率增大 , A的转化率减小 。 若按原比例同倍数地增加反应物A和B的量 , 则平衡向正反应方向移动 , 反应物的转化率与气体反应物的化学计量数有关 :

1若m+n=p+q , A 、 B的转化率都不变 ;

2若m+n>p+q , A 、 B的转化率都增大 ;

3若m+n<p+q , A 、 B的转化率都减小 。

注意 : 不要把平衡向正反应方向移动与原料转化率的提高等同起来 。 当反应物总量不变时 , 平衡向正反应方向移动 , 反应物的转化率提高 ; 当增大一种反应物的浓度使平衡向正反应方向移动时 , 只会使其他反应物的转化率提高 。

例 9ΔH>0 。 当反应达到平衡时 , 采取下列措施 : 1升温 ; 2恒容 , 通入惰性 气体 ; 3增加SO2的浓度 ; 4减压 ; 5加催化剂 ; 6恒压 , 通入惰性气体 。 其中能提高SO3的转化率的是 ( )

A.124 B.146

C.235 D.356

解析 : 该反应的正反应是气体体积增大的吸热反应 , 升温使平衡向正反应方向移动 , SO3的转化率增大 , 1符合 ; 恒容 , 通入惰性气体 , 总压强增大 , 反应混合物中各组分的浓度不变 , 平衡不移动 , SO3的转化率不变 , 2不符合 ; 增加SO2的浓度 , 平衡向逆反应方向移动 , SO3的转化率减小 , 3不符合 ; 减压使平衡向正反应方向移动 , SO3的转化率增大 , 4符合 ; 催化剂改变速率 , 不改变平衡 , SO3的转化率不变 , 5不符合 ; 恒压下通入惰性气体 , 相当于减小压强 , 平衡向正反应方向移动 , SO3的转化率增大 , 6符合 。 故答案为B 。

高频考点5 : 化学平衡常数

1. 化学平衡常数只与温度有关 , 与反应物或生成物的浓度以及平衡移动的方向无关 。

2. 反应物或生成物中有固体和纯液体存在时 , 由于其浓度可看作 “ 1 ” 而不代入公式 。

3. 化学平衡常数的三大应用 : 1判断可逆反应进行的程度 ; 2利用K与Q c的关系判断反应所处的状态 ; 3根据K随温度的变化关系确定正反应是吸热还是放热反应 。

例10. 在一恒容密闭容器中进行如下化学反应 :其化学平衡常 数K和温度t的关系如 下表所示 :

回答下列问题 :

( 1 ) 该反应为_____ ( 填 “ 吸热 ” 或 “ 放热 ”) 反应 。

( 2 ) 某温度下 , 各物质的平衡浓度 符合下式 : 3c ( CO2)· c ( H2) =5c ( CO )· c ( H2O )。 试判断此时的温度为_____ 。

( 3 ) 若830 ℃ 时 , 向容器中充入1mol CO 、 5mol H2O , 反应达到平衡后 , 其化学平衡常数K _____( 填 “ 大于 ”“ 小于 ” 或 “ 等于 ”) 1.0 。

( 4 ) 830 ℃ 时 , 容器中的反应已达到平衡状态 , 在其他条件不变的情况下 , 扩大容器 的体积 , 平衡_____ ( 填 “ 向正反应方向 ”“ 向逆反应方向 ” 或 “ 不 ”) 移动 。

( 5 ) 若1 200 ℃ 时 , 在某时刻平衡 体系中CO2、 H2、 CO 、 H2O的浓度分别为2mol · L-1、 2mol · L-1、 4mol · L-1、 4mol · L-1, 则此时上述反应的平衡移动方向为_____ ( 填 “ 正反应方向 ”“ 逆反应方向 ” 或 “ 不移动 ”)。

解析 :( 1 ) 根据表格中的数据可知 , 平衡常数随温度的升高而逐渐增大 , 说明正反应为吸热反应 。

( 3 ) 化学平衡常数只与温度有关 , 与反应物和生成物的浓度无关 , 所以只要在830 ℃ 条件下 , 该反应平衡常数的数值都为1.0 。

( 4 ) 830 ℃ 时 , 达到平衡 , 扩大容器体积的瞬间 , 反应物和生成物的浓度都减小相同的倍数 , 根据平衡常数的表达式可知 , 反应物和生成物同时改变相同的倍数 , Q c =K , 平衡不发生 移动 。

( 5 ) 1 200 ℃ 时 ,, 将各物质的浓度代入可得Q c =4.0 , 而此温度下的平衡常数为2.6 , 故Q c >K , 则平衡向逆反应方向移动 。

高频考点6 : 多知识点综合考查

例11. ( 2015 · 安徽卷 ) 汽车尾气中NO产生的反应为 :。 一定条件下 , 等物质的量的N2( g ) 和O2( g ) 在恒容密闭容器中反应 , 下列曲线a表示该反应在温度T下N2的浓度随时间的变化 , 曲线b表示该反应在某一起始反应条件改变时N2的浓度随时间的变化 。 下列叙述正确的是 ( )

A. 温度T下 , 该反应的 平衡常数

B. 温度T下 , 随着反应的进行 , 混合气体的密度减小

C. 曲线b对应的条件改变可能是加入了催化剂

D. 若曲线b对应的条件改变是温度 , 可判断该反应的 ΔH<0

解析 : 达到平衡 时 ,, A项正确 ; 该反应是在恒容密闭容器中进行的 , 混合气体的密度不变 , B项错误 ; 加入催化剂 , N2的转化率和浓度不变 , C项错误 ; 曲线b比a先拐 , 说明b对应的温度高 , 升温使平衡时c ( N2) 减小 , 平衡正向移动 , 说明该反应的 ΔH>0 , D项错误 。 答案为A 。

三、难点的突破策略

难点1:化学平衡状态的特征判断

突破策略:抓住化学平衡状态的两个特征: 一是正、逆反应速率相等(两个“方向”的速率等量替换);二是各组分浓度不变(变量转化)。

难点2:浓度、压强对化学平衡的影响

突破策略:抓住浓度、压强对化学平衡影响的异同:相同点———都是改变浓度;不同点——— 浓度仅是改变单一组分的浓度,压强是等倍数改变所有组分的浓度,因此,若仅改变其中一种气体的浓度,就不能用压强因素解释。

难点3:充入惰性气体对化学反应速率的影响

突破策略:抓住压强对化学反应速率影响的本质———是否影响单位体积内的活化分子数。

难点4:解题能力不够

化学反应速率与化学平衡专题精讲 篇7

一、专题简介

化学反应速率理论是解决快出产品的问题, 化学平衡理论是解决多出产品的问题, 这两个问题无论对理论研究还是对化工生产都具有重要意义。同时, 系统掌握化学反应速率与化学平衡的概念、理论及应用, 对于深入认识其他平衡, 重要的酸、碱、盐的性质和用途, 具有承上启下的作用;对于深入掌握元素化合物的知识, 具有理论指导意义。因此, 相关内容如化学反应速率的概念、影响化学反应速率的因素、化学平衡状态的判断、平衡常数、平衡移动原理、有关转化率的计算, 属高考必考内容。

二、知识回顾

1.知识网络梳理

2.核心知识再现

(1) 化学反应速率的影响因素。

对于反应aA (g) +bB (s) ═cC (g) , 条件的改变 (其他条件不发生变化) 引起的化学反应速率变化见下表。

(2) 化学平衡状态的判定。

Ⅰ.绝对标志

(2) 各组分的浓度保持一定

Ⅱ.相对标志

(3) 化学平衡移动的分析方法。

外界条件对化学平衡的影响可概括为一句话, 即“勒夏特列原理”:如果改变影响平衡的一个条件 (如浓度、压强或温度等) , 平衡就向着能够减弱这种改变的方向移动。

(4) 等效平衡与等同平衡。

在分析等效平衡与等同平衡时宜抓住3个变量, 即体积分数、物质的量和物质的量浓度。若是“等同平衡”, 三者皆相同;若是“等效平衡”, 则体积分数一定相同, 物质的量、物质的量浓度可能会同比例发生变化。其规律总结如下:

(5) 化学反应速率与化学平衡图像分析。

横轴为时间类的图像均有“拐点”和“平台”, 只有平台上的点代表平衡量。横轴为温度或压强类的图像一般无“拐点”和“平台”, 曲线上任意一点都是指在特定压强或温度时的平衡量 (纵轴为速率的除外) 。

(1) 浓度-时间图:此类图像能说明各平衡体系组分 (或某一成分) 在反应过程中的变化情况。如A+BAB反应情况如右图。此类图像要注意各物质曲线的折点 (达平衡) 时刻相同, 各物质浓度变化的内在联系及比例符合化学方程式中的化学计量数关系。

(2) 全程速率-时间图:如Zn与足量盐酸的反应, 反应速率随时间的变化出现右图情况。AB段 (v渐增) , 因反应为放热反应, 随反应的进行, 温度渐高, 导致反应速率的渐大;BC段 (v渐小) , 随反应的进行, 溶液中c (H+) 渐小, 导致反应速率渐小。

(3) 含量-时间-温度 (压强) 图:常见形式有如下几种 (C%指产物质量分数;B%指某反应物质量分数) 。

(4) 恒压 (温) 线:该类图的纵坐标为物质的平衡浓度 (c) 或反应物的转化率 (α) , 横坐标为温度 (T) 或压强 (p) 。

(5) 其他:如右图曲线是其他条件不变时, 某反应物的最大转化率 (α) 与温度 (T) 的关系曲线, 图中标出的1、2、3、4四个点, 表示v正>v逆的点是3, 表示v正<v逆的点是1, 而2、4点表示v正=v逆。

(6) 化学平衡常数。

平衡常数可表示反应进行的程度, K值越大, 反应进行的程度越大, 当K>105时, 可以认为该反应已经进行完全。虽然转化率也能表示反应进行的限度, 但转化率不仅与温度条件有关, 而且与起始条件有关。K值的大小只与温度有关, 而与反应物或生成物的起始浓度的大小无关。

(1) 不要把反应体系中纯固体、纯液体以及稀溶液中的水的浓度写进平衡常数表达式中。例如:

但在非水溶液中的反应, 若有水参加或生成, 则此时水的浓度不可视为常数, 应写进平衡常数表达式中。例如:

(2) 同一化学反应, 化学反应方程式写法不同, 其平衡常数表达式及数值亦不同。例如:

(3) 可逆反应进行到某时刻 (包括化学平衡) 时, 生成物浓度的幂之积与反应物浓度的幂之积的比值称为浓度商 (Q) 。则Q=K时说明反应达到平衡状态, Q<K时说明反应在向正反应方向进行, Q>K时说明反应在向逆反应方向进行。

三、命题趋势

1.从基于文字信息的给予走向基于图示、表格信息的给予

从近几年新课程高考关于化学反应速率与化学平衡的有关命题情况来看, 化学反应速率与化学平衡的命题思路发生了变化, 最为明显的变化就是有关试题所呈现的解题信息方式的变化, 从过去的以文字、可逆反应方程式信息为主的给予方式向以图示或表格信息为主的给予方式转变, 加强了对提取信息、甄别信息、处理与加工信息能力的考查。

2.从基于纯化学平衡内容的命题走向基于速率与平衡兼容的命题

根据近几年高考化学试题的命题内容来看, 考查纯化学平衡问题的几率要远远大于考查化学反应速率问题的几率。但从近两年高考尤其是新课程高考的命题情况来看, 化学反应速率类试题也容入进来, 且分值在不断增大。当然, 高考化学关于化学反应速率与化学平衡的命题思路的调整, 我们还是能从化学反应速率与化学平衡的关系中找到依据的, 正、逆反应速率相等是化学平衡建立的依据和标志, 所有能使正、逆反应速率发生变化且不相等的条件都可以使化学平衡发生移动, 即告诉我们对化学平衡移动方向的判断, 不仅可以用现成的条件判据, 还可以结合化学反应速率的变化对化学平衡移动的影响加以认真分析, 总结化学平衡移动与化学反应速率变化的关系。

四、典例剖析

题型一有关化学反应速率的计算

例1.在恒容条件下将Ag2SO4固体置于一容器中, 发生下列反应:Ag2SO4 (s) Ag2O (s) +SO3 (g) , 2SO3 (g) 2SO2 (g) +O2 (g) , 经10min后, 反应达到平衡, 此时c (SO3) =0.4mol·L-1, c (SO2) =0.1mol·L-1, 则下列陈述中不正确的是 ()

A.SO3的转化率为20%

B.加压, 容器内固体质量增加

C.容器内气体的密度为40g/L

D.v (O2) =2v (SO2) =0.005mol/ (L·min)

解析:达平衡时c (SO2) =0.1mol·L-1, 则消耗了的c (SO3) =0.1mol·L-1, 故SO3的转化率=×100%=20%, A正确。平衡后加压, 平衡逆向移动, 固体质量增加, B正确。设容器的容积为1L, 则平衡时容器中含0.4molSO3、0.1molSO2和0.05molO2, 根据气体的密度=, 解得气体的密度=40g/L, C正确。根据化学反应速率之比等于化学计量数之比得:2v (O2) =v (SO2) =0.01mol/ (L·min) , D错误。

答案:D

点评:求反应速率的途径一般有两条:一是根据反应速率的定义求, 二是根据不同物质表示的反应速率之比等于它们在化学方程式中的化学计量数之比的规律来求。而高考中以速率为背景延伸出的转化率、密度的计算, 应根据定义来求。

题型二外界条件对化学反应速率的影响

例2.某探究小组用KIO3酸性溶液 (实验时用醋酸) 与KI淀粉溶液反应过程中溶液变色的方法, 研究影响反应速率的因素。

(1) 该反应的离子方程式为_____。

(2) 实验条件做如下限定:所用KIO3酸性溶液的浓度可选择0.01mol·L-1、0.001mol·L-1, 催化剂的用量可选择0.5g、0g, 实验温度可选择298K、323K。每次实验KIO3酸性溶液的用量均为4mL、KI淀粉溶液[c (KI) =0.1mol·L-1]的用量均为2mL。如果要探究反应物浓度、温度、催化剂对反应速率的影响, 通过变换这些实验条件, 至少需要完成_______个实验进行对比才可得出结论。

(3) 在其他条件相同的情况下, 某同学改变KIO3酸性溶液的浓度, 测得以下实验数据 (从混合振荡均匀开始计时) :

计算用0.001mol·L-1 KIO3酸性溶液进行实验时KIO3的平均反应速率 (忽略混合前后溶液的体积变化, 写出计算过程) 。

解析: (1) 中离子方程式虽很熟悉, 但易受惯性思维的影响导致错误, 实验时所用的酸是弱酸CH3COOH, 在离子方程式中应保留化学式。 (2) 要进行对比实验, 很显然要固定一个条件, 然后变换另一条件, 即控制变量法, 实验过程如下表:

点评:当研究多个因素之间的关系时, 往往先控制其他几个因素不变, 集中研究其中一个因素的变化所产生的影响, 这种方法叫控制变量法。用控制变量法探究外界条件对化学反应速率的影响, 已成为高考考查的热点。

题型三化学平衡状态的判定

例3. (1) 在一定条件下, 可逆反应达到平衡状态的本质特征是_______;下列关系中, 能说明反应N2 (g) +3H2 (g) 2NH3 (g) 已经达到平衡状态的是_______。

(2) 在一定温度下的恒容密闭容器中, 可逆反应达到平衡状态时, 一些宏观物理量恒定不变:a.各物质的浓度不变, b.平衡混合物中各组分的物质的量分数或质量分数不变, c.容器内气体压强不变, d.容器内气体密度不变, e.容器内气体颜色不变。

(1) 能说明反应N2 (g) +3H2 (g) 2NH3 (g) 达到平衡状态的有______。

(2) 能说明反应H2 (g) +I2 (g) 2HI (g) 达到平衡状态的有_____。

(3) 能说明反应2NO2 (g) N2O4 (g) 达到平衡状态的有_____。

(4) 能说明反应C (s) +H2O (g) CO (g) +H2 (g) 达到平衡状态的有________。

解析: (1) 中选项给出的是用绝对标志判定化学平衡状态, 选项C正确。 (2) 判断时首先要注意到本题中反应的条件是恒温恒容, 其次要注意化学反应方程式中是否有固体物质存在。反应 (1) 在反应过程中气体的质量不变, 因此在恒容状态下不能用密度判断反应是否达到平衡状态, 由于反应物和生成物均为无色气体, 因此也不能用颜色来判定;反应 (2) 是一个气体体积不变的反应, 反应过程中气体的质量不变, 物质的量也不变, 所以不能用压强和密度判定反应是否达到平衡状态;反应 (3) 在反应过程中气体的质量保持不变, 因此同样不能用密度来判定;反应 (4) 在反应过程中气体的质量和气体的物质的量均发生改变, 因此a、b、c、d均可用来判定反应是否达到平衡状态, 由于反应物和生成物均为无色气体, 因此不能用颜色来判定。

答案: (1) 正反应速率与逆反应速率相等C (2) (1) abc (2) abe (3) abce (4) abcd

点评:从化学平衡的特征判断可逆反应是否达到化学平衡时, 要特别注意外界条件的限制及反应本身的特点, 如“恒温恒容”、“体积可变”、“体积不变”、“全是气体参加”等。在此基础上归纳总结确定或判断化学平衡状态的方法规律, 并比较“四大”动态平衡 (化学平衡、电离平衡、溶解平衡、水解平衡) 研究的对象范围, 有关原理的分析应用等。

题型四外界条件的改变对化学平衡的影响

例4.在3种不同条件下, 分别向容积为2L的恒容密闭容器中充入2molA和1molB, 发生反应如下:2A (g) +B (g) 2D (g) ΔH=-QkJ·mol-1, 相关条件和数据见下表。

下列说法中正确的是 ()

A.可用压强或密度是否发生变化判断上述反应是否达到平衡状态

B.实验Ⅱ可能隐含的条件是使用催化剂, 实验Ⅲ达到平衡时v (D) 为0.05mol·L-1·min-1

C.由表中信息可知Q>0, 并且有Q3<Q1=Q2=Q

D.实验Ⅰ达到平衡后, 恒温条件下再向容器中通入1molA和1molD, 新平衡时c (D) 为1.0mol·L-1

解析:反应在恒容条件下进行, 因此本反应不能用密度变化判断是否达到平衡状态, A错。对比实验Ⅰ和Ⅱ可知实验Ⅱ使用了催化剂, 实验Ⅲ中根据速率的定义可求得v (D) 为0.005mol·L-1·min-1, B错。对比实验Ⅰ和Ⅲ可知Q>0, 但根据热化学方程式中反应热的含义可得Q3<Q1=Q2<Q, C错。由表中数据知实验Ⅰ平衡时c (A) =c (D) , 根据平衡常数的表达式可知加入等物质的量的A和D后, K不变, 平衡不移动, 因此有c (D) =1.0mol·L-1。

答案:D

点评:外界条件的改变对化学平衡的影响是高考考查的热点, 要理解勒夏特列原理的实质, 即“减弱”两字, 同时注意到由于平衡常数的引入, 通过平衡常数或浓度商判断化学平衡的移动是一个重要的方法。

题型五化学反应速率与化学平衡图像分析

例5.对于可逆反应N2 (g) +3H2 (g) 2NH3 (g) ΔH<0, 下列研究目的和示意图相符的是 ()

解析:对于选项A, 由于合成氨反应是放热反应, 因此温度越高, NH3在混合气体中的体积分数越小, 这一点是符合的, 但考虑到温度越高, 化学反应速率越快, 体现在图像上即在达到平衡前曲线的斜率大, 因此选项A错, 正确的图像如右图所示, 即符合“先平先拐”的原理。同理可推知选项D也错。若恒温恒压, 充入稀有气体使反应速率减慢;若恒温恒容, 充入稀有气体后反应速率保持不变, B错。选项C可以这样理解, 开始时, 主反应向右, N2的体积分数减小, 达平衡时, N2的体积分数最小;接着升温, 化学平衡逆向移动, N2的体积分数增大, 所以C项正确。

答案:C

点评:解答化学反应速率和化学平衡图像题的前提是:正确识别图像, 明确曲线的“三点一走向”, “三点”即起点、转折点、终点 (转折点是特殊点———解题重要依据) , “一走向”即变化趋势。解题技巧是: (1) “先拐先平”。在含量—时间曲线中, 先出现拐点的则先达到平衡, 说明该曲线表示的温度较高或压强较大。 (2) “定一议二”。在含量—T/p曲线中, 图像中有三个变量, 先确定一个量不变, 再讨论另外两个量的关系 (因平衡移动原理只适用于“单因素”的改变) 。即确定横坐标所示的量后, 讨论纵坐标与曲线的关系, 或确定纵坐标所示的量后 (通常可画一垂线) , 讨论横坐标与曲线的关系。

题型六等效平衡的判断和应用

例6.已知T℃、PkPa时, 在容器甲和容器乙中分别充入1molA (g) 和1molB (g) , 发生反应A (g) +B (g) C (g) ΔH<0, 反应过程中温度保持不变。已知起始时V乙=V甲, 装置如下图所示。当反应达平衡时, 测得甲中C的体积分数为40%。下列说法中不正确的是 ()

A.容器甲、乙中反应的平衡常数不等

B.容器甲、乙中反应的起始速率不等

C.达平衡时, 容器甲、乙中各组分的体积分数不等

D.达平衡时, 容器甲、乙中放出的热量相等

解析:由于反应的温度相同, 因此化学平衡常数相同, A错。通过达平衡时甲中C的体积分数, 可计算平衡时容器甲的体积, 设A的转化率为x, 则:

答案:AC

点评:解答有关等效平衡问题, 首先应弄清楚外界条件是恒温恒容还是恒温恒压, 然后再利用有关结论。解题的关键在于根据题目的条件建立等效平衡模型, 利用等效假设进行有关问题的分析 (如转化率、压强、平均相对分子质量等) 。

题型七平衡常数的应用

例7.已知在25℃时, 下列反应的平衡常数如下:

下列说法中正确的是 ()

A.NO分解反应NO (g) N2 (g) +O2 (g) 的平衡常数为1×10-30

B.根据K2的值可判断常温下H2和O2很容易反应生成H2O

C.常温下, NO、H2O、CO2三种物质分解放出O2的倾向大小为NO>H2O>CO2

D.温度升高, 题中三个反应的平衡常数均增大

解析:平衡常数的大小不仅与方程式的书写有关, 还与化学计量数有关, 选项A中K值应为1×10-15。化学平衡常数只表示反应倾向的大小, 与反应速率无关, B错, C正确。很明显题中反应 (2) 是放热反应, 温度升高平衡常数减小, D错。

答案:C

点评:化学平衡常数是实验区高考试题的热点内容, 它既可以用来判断化学反应的方向和化学反应进行的程度, 也可以利用化学平衡常数计算在一般条件下平衡移动后物质的浓度和转化率。利用化学平衡常数为桥梁的计算关键是抓住“温度不变, 化学平衡常数也不变”这个规律, 而很多同学在求解时往往不能利用这个隐性规律而导致无从下手。

五、巩固练习

1.臭氧也可读做二氧化氧, 是重要的氧化剂和水处理剂。已知:2O3 (g) ═3O2 (g) ΔH=-144.8kJ·mol-1, t℃时K=3×1076。下列说法中错误的是 ()

A.O3转化为O2在任何温度下均能自发进行B.打雷时O2能转化为O3, 此过程必吸收能量C.t℃时, 3O2 (g) 2O3 (g) , K≈3.33×10-77D.O3转变为O2的能量曲线可用上图表示

2.某温度下, 将2molA和3molB充入一密闭容器中, 发生反应:aA (g) +B (g) C (g) +D (g) , 5min后达到平衡, 测得K=1, 若在温度不变的情况下将容器的体积增大1倍, 测得A的转化率没有变化。下列说法正确的是 ()

A.改变条件前后, B的转化率均为40%

B.改变条件前后, C的反应速率保持不变

C.若保持温度和体积不变, 在容器中再充入1molA和1molB, B的转化率增大

D.若保持温度和压强不变, 在容器中再充入molB、1molC和1molD, B的转化率减小

3.在容积均为500mL的Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ三个密闭容器中分别充入1molN2和2.5molH2, 三个容器的反应温度分别为T1、T2、T3且恒定不变, 在其他条件相同的情况下发生反应N2+3H22NH3ΔH<0。实验测得反应均进行到tmin时N2的体积分数如下图所示。下列说法正确的是 ()

A.当v (H2) =3v (N2) 时, 可以说明三个容器中的反应达到平衡状态

B.在tmin时, 一定达到化学平衡状态的是Ⅱ和Ⅲ

C.在tmin时测得c (N2) Ⅲ=1mol·L-1, 若再向Ⅲ中充入1.5molN2和1molNH3, H2的转化率不变

D.三个容器中的反应均达到平衡后, 容器Ⅰ中混合气体的平均相对分子质量最小

4.一定温度下, 4个容积均为1L的容器中, 分别进行反应[各容器中的C (s) 都为足量]C (s) +H2O (g) CO (g) +H2 (g) ΔH=+131.3kJ·mol-1。在某时刻, 测得有关物质的浓度 (单位:mol·L-1) 及正、逆反应速率的关系如下表:

下列说法正确的是 ()

A.在容器Ⅱ中, v正<v逆

B.在容器Ⅳ中, H2的浓度为0.50mol·L-1

C.在容器Ⅲ中, 反应达到平衡时放出的热量为13.13kJ

D.若将平衡时Ⅰ、Ⅳ中的物质混合于容积为1L的容器中, 则反应仍处于平衡状态

5.已知:2CH3OH (g) CH3OCH3 (g) +H2O (g) ΔH=-25kJ·mol-1, 某温度下的平衡常数为400。此温度下, 在1L的密闭容器中加入CH3OH, 反应到某时刻测得各组分的物质的量浓度如下:

(1) 平衡时, c (CH3OCH3) 等于_________mol·L-1, 反应混合物的总能量减少_______kJ。

(2) 若在平衡后的容器中再加入与起始等量的CH3OH, 请在下图中画出CH3OH的浓度和转化率曲线示意图。

参考答案:1.D 2.AC 3.C 4.A

5. (1) 1.6 40

(2)

化学选择性反应 篇8

反应时间 (reactiontime, RT) 简称反应时, 又称为反应潜伏期, 是指从接受刺激到机体做出反应动作所需要的时间[1]。反应时测定自Donders在1968年开始研究[2], 他将反应时分为3类, 即简单反应时 ( (simple reaction time) , 选择反应时 (choicereaction time) 和辨别反应时 (recognition reaction time) 。对反应时的研究最早始于天文学。德国天文学家Bessel与另一位天文学家Angeloander共同观察七颗星体, 发现二人反应时间的差别为:B-A=1.223 s, 这个等式被称为“人差方程式”[3], 反映着两个观察者之间的个别差异。反应时作为一种可靠的心理活动指标, 可以测定大脑皮层的兴奋和抑制功能, 分析人的感觉、注意、学习与记忆、思维、个性差别等各种心理活动。[4]目前, 反应时测定广泛地应用于医学、药学、卫生学、心理学、体质测试等基础研究和实际工作中。

1 研究方法

根据不同的刺激物, 在各种可能性中选择一种符合要求的反应。红光——左键、绿光——中间键、黄光—右键, 在这一选择时间里包括了被试的辨别和选择活动所花费的时间, 他必须在作出反应之前对不同刺激有所辨别, 并作出不同反应的选择。

1.1 测试对象

选取国内某高校的57名同学作为被试, 全体被试身体健康、情绪正常、无严重视听觉疾病、手部肌肉健康, 且全部使用右手。

1.2 测试工具

采用电子反应时测定仪器, 该仪器包括数字计时器、反应键、视觉屏幕等。

1.3 测试过程

1.3.1 准备工作

被试坐于距仪器背面约25cm-35cm处, 注视屏幕中央, 用优势手指按键。当不同颜色的光刺激出现时, 被试立即按下相对应的反应键, 练习五次。

1.3.2 测定简单反应时

每次呈现刺激钱, 仪器自动给予“预备”口令, 被试听到口令立即将手指放在反应键上, 刺激一出现尽快按相对应的反应键, 仪器自动记录每个被试的反应时指标。每组实验共20次, 其中随机插入两次“假反应”——“侦察实验” (“预备”后无刺激呈现) , 目的是避免被试过早地反应以及其他错误反应, 每次变换“预备时间”, 当被试抢步或错误反应时, 该次实验结果无效, 实验重新开始。每个被试共做四组这样的实验。

2 结果与分析

从表1可以看出, 红光的反应时是最短的, 绿光的平均选择反应时要比红光和黄光长。且红光的标准差在三个之中也是最小。

**表示p<0.001

从表中可以知道不同颜色之间的均值在0.001显著性水平上差异显著。

3 讨论

方差分析结果表明:不同灯光刺激颜色之间被试的选择反应时存在显著的差异, 而绿光反应时明显长于红光和黄光, 那么为什么会有这样的结果呢?在实验中三种灯光颜色对应的反应键位置是不同的, 红光在左边, 绿光在中间, 黄光在右边, 在灯光刺激呈现前, 被试的双手是准备好快速按键, 一般情况下, 被试都选择用左手按红光键, 右手按黄光和绿光键, 而当绿光刺激出现时, 被试手指必须要移动一定的距离才能按下按钮, 一定程度上影响了反应时间, 因此这就是三种不同颜色灯光刺激被试的选择反应时存在显著性差异的主要原因。

4 结论

本文得出以下结论:1、不同灯光刺激颜色之间被试的选择反应时存在显著的差异。红光和绿光刺激被试的选择反应时差异显著, p<0.01;红光和黄光刺激被试的选择反应时差异显著, p<0.05;黄光和绿光刺激被试的选择反应时差异显著, p<0.05。2、不同反应键位置确实对被试的选择反应时有影响, 在中间的绿光, 被试在选择反应的时候需要更长的时间。

参考文献

[1]朱滢.实验心理学[M].北京:北京大学出版社, 2002:125

[2]Donders E C.On the speed of mental processes[J].Acta Psychological, 1968 (30) :412-431

[3]叶广俊.现代儿童少年卫生学[M].北京:人民卫生出版社, 1999:625